高一化學(xué)上冊(cè)暑假提升講義-鹽類的水解（原卷版）

第11講鹽類的水解

模塊導(dǎo)航學(xué)習(xí)目標(biāo)—

模塊一思維導(dǎo)圖串知識(shí)1.通過實(shí)驗(yàn)探究，認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理。

模塊二基礎(chǔ)知識(shí)全梳理2.能用化學(xué)用語(yǔ)正確表示鹽類的水解，能通過實(shí)驗(yàn)證明鹽類

模塊三重點(diǎn)難點(diǎn)必掌握水解的存在。

模塊四核心考點(diǎn)精準(zhǔn)練3.結(jié)合真實(shí)情境中的應(yīng)用實(shí)例，能應(yīng)用鹽類的水解原理判斷

模塊五小試牛刀過關(guān)測(cè)鹽溶液的酸堿性。

4.通過實(shí)驗(yàn)探究，認(rèn)識(shí)影響鹽類水解的主要因素。

5.能從鹽類水解平衡的角度分析溶液的酸堿性等。

模塊一思維導(dǎo)圖串知識(shí)

鹽溶液的酸堿性

鹽有弱才水解

類無(wú)弱不水解

的越弱越水解

水誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性

解

鹽類水解方程式的書寫

內(nèi)因------鹽的性質(zhì)

影響鹽類水解的因素統(tǒng)

外因熊

酸堿性

?》模塊二基礎(chǔ)知識(shí)全梳理

你知ji嗎?|

根據(jù)酸堿的強(qiáng)弱，將酸與堿生成的鹽進(jìn)行分類:

酸與堿類別強(qiáng)酸+強(qiáng)堿強(qiáng)酸+弱堿強(qiáng)堿+弱酸弱酸+弱堿

鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽弱酸弱堿鹽

舉例

NaClNH4C1CH3COONaCH3COONH4

Na2cCh屬于鹽，為何叫純堿？其水溶液為何呈堿性？

jion.

L11J

用pH計(jì)測(cè)定下列溶液的pH與7的關(guān)系，按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類完成下表。

鹽NaClNH4clCHCOONa)

Na2c03KNO33(NH42SO4

pH

鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽

酸堿性

規(guī)律總簿

鹽溶液的酸堿性：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的溶液呈中性，強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液呈酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液呈堿性。

鹽溶液呈酸堿性的原因

?強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(以NaCl為例)

+

H2O-—H+OH

溶液中存在的離子

NaCl=

離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)否

c(H+)和c(0IT)的相對(duì)大小C(H+)=C(0IT),呈_,無(wú)弱電解質(zhì)生成

理論解釋水的電離平衡不發(fā)生移動(dòng)，溶液中C(H+)=C(0IT)

?強(qiáng)酸弱堿鹽(以NH4C1為例)

+

H20^——H+0H

溶液中存在的離子

NH4C1=__________

NHl與水電離的0IT結(jié)合生成弱電解質(zhì)

H2OOH++0H-

離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)4-

NH4C1=C1+NH：

U

NH3-H2O

c(H+)和c(OIT)的相對(duì)大小c(H+)>c(OH"),呈__________

NHI和Ofc結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3H2O,

理論解釋

使水的電離平衡向右移動(dòng)，使溶液中c(H+)>c(OH3

+

總離子方程式NHt+H2O-——NH3H2O+H

?強(qiáng)堿弱酸鹽(以CHsCOONa為例)

壓0'——H++OH

溶液中存在的離子

CH3coONa=

CH3coer與水電離的H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)

氏0—OH+：H+I

離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)+

CH3COONa=Na+：CH3coCT：

11

;CH3COOH;

c(H+)和c(OhF)的相對(duì)大小c(H+)<c(OH3，呈，

CH3coeT和H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)CHsCOOH,

理論解釋

使水的電離平衡向右移動(dòng)，使溶液中c(H+)<c(OH-)

總離子方程式CH3COO+H2O'——CH3coOH+OH

一、鹽類的水解

在水溶液中，鹽電離出來(lái)的__________呵水電離出來(lái)的__________或___________結(jié)合生成弱電

概念

解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解

實(shí)質(zhì)生成__________或__________，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡

停)一鹽類水解是可逆反應(yīng)，是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

特點(diǎn)(?)——中和反應(yīng)放熱，鹽類的水解過程吸熱

詢一通常情況下，鹽類的水解程度很小

規(guī)律有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性

鹽類水解的過程：

①電離：鹽全部電離成自由移動(dòng)離子，水微弱電離出H+和OJT。

②結(jié)合：離子之間通過有效碰撞后，生成難電離的分子或離子。

③移動(dòng)：由于形成難電離的分子或離子，使溶液中的c(H+)或c(OIT)減少，改變?cè)械乃碾婋x平衡。促使

水的電離程度變大。

④顯性：由于水的電離平衡被破壞，致使c(H+)、c(OIT)不相等，從而使溶液出現(xiàn)酸堿性。

弱酸的酸式鹽其水溶液中顯酸性或堿性？

jHnL

LU

將NaHCCh溶于水，加入酚醐試液，溶液呈。

解釋：在NaHCCh溶液中存在兩種平衡——電離平衡：HC03H++CO歹，溶液呈；水解

平衡：HOK+HzOH2co3+OIT,溶液呈。溶液的酸堿性取決于電離平衡與水解平衡的

相對(duì)大小，由于HC0「的水解趨勢(shì)大于其電離趨勢(shì)，所以NaHCCh溶液呈堿性。

酸式鹽的水解：

①中強(qiáng)酸的酸式鹽——以電離為主：呈酸性（如HS0。。

②弱酸的酸式鹽——以水解為主：呈堿性（如Hcor）o

二、鹽類水解方程式的書寫

由于酸堿中和反應(yīng)程度很大，所以鹽類水解程度一般很小，水解時(shí)通常不生成和，

書寫水解的離子方程式時(shí)，一般用連接，產(chǎn)物不標(biāo)“T”或“廣，生成易分解的產(chǎn)物如NH3H2O、H2c。3

不寫分解產(chǎn)物的形式。

類型水解程度舉例溶液的酸堿性

一元弱酸陰離子一步水解CH3co0+H?O'—

一元弱堿陽(yáng)離子（微弱）NH4+H?0^——

分步水解CO?+H20--__________

多元弱酸陰離子

----------------

（微弱）HCO3+H2O-——H2co3+OH

3+

分步水解，F(xiàn)e+3H2O-■—__________

多元弱堿陽(yáng)離子

3+--------------

一步書寫（微弱）A1+3H2O__________

一

弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)。

①NH1與S2-、HC0-C0F.CH3co0一等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度,書寫時(shí)

仍用表示。如：NH；+CH3COO+H20CH3COOH+NH3H2OO

②A13+與COM、HCOCS2-、HS-,A105,Fe3+與COM、HCO5等組成的鹽水解相互促進(jìn)非常,

+

生成和，書寫時(shí)用“”表示。AP+3HC0F=Al（OH）3；+3C02to

你配嗎?

純堿通常用來(lái)洗滌油污，可你知道嗎為何用熱的純堿溶液洗滌效果好？為何同濃度時(shí)Na2cCh溶液的堿性比

NaHCCh溶液的強(qiáng)？

JUUL

L11J

外界條件對(duì)鹽類水解程度的影響

已知FeCb發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式：,根據(jù)實(shí)驗(yàn)操作填寫下表:

影響因素實(shí)驗(yàn)步驟實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象解釋

加入固體,溶液顏色__________,加入FeCC固體,c(Fe3+)增大,水解平衡向

鹽的濃度

再測(cè)溶液的pH溶液的pH變小__________方向移動(dòng)

加__________后，測(cè)溶溶液顏色__________，加入鹽酸，c(H+)增大，水解平衡向逆反應(yīng)方

溶液的液的pH溶液的pH變小向移動(dòng)，但c(H+)仍比原平衡中c(H+)大

酸堿度加入氫氧化鈉后，OH-消耗H*,c(H+)減小，

加入少量NaOH溶液產(chǎn)生__________沉淀

水解平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

溫度升高溫度溶液顏色__________升高溫度，水解平衡__________移動(dòng)

三、影響走:類水解的主要因素

主要由__________所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)越小)，鹽的水

反應(yīng)物本身性質(zhì)

解程度__________，即越弱越水解

濃度加水_________可促使平衡向水解的方向移動(dòng)，鹽的______________

外界因素溫度鹽的水解是______反應(yīng)，溫度升高，__

酸堿性酸堿能夠__________水解

3++

以FeCb水解為例：Fe+3H2OFe(OH)3+3H,填寫外界條件對(duì)水解平衡的影響。

條件移動(dòng)方向H+數(shù)pH現(xiàn)象

升溫

通HC1

加H2O

力口NaHCO3

1.FeCb溶液水解情況受溫度的影響:

3++

Fe+3H2O—Fe(OH)3+3H(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))對(duì)FeCb溶液進(jìn)行加熱操作，結(jié)果如下

條件常溫加熱沸騰持續(xù)沸騰蒸干灼燒

結(jié)果溶液呈酸性酸性增強(qiáng)形成膠體產(chǎn)生沉淀得到Fe(OH)3固體FezCh

2.設(shè)計(jì)一個(gè)簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn)方案驗(yàn)證純堿溶液呈堿性是由CCT引起的。

取少量純堿溶液先滴入酚酉太溶液(變紅)，分成三等份。一份做參照，一份加入BaCL晶體溶液(紅色變淺)，

一份加NaCl晶體溶液(顏色不變)

四.水解常數(shù)

1.概念

,該常數(shù)叫作水解常數(shù)。

2.水解常數(shù)(小)與電離常數(shù)的定量關(guān)系(以CH3coONa為例)

CH3coONa溶液中存在如下水解平衡：

CHsCOO+H20CH3CQOH+OH

“c(CH3COOH)c(OH")

Kh=---------------------------------------

c(CH3coCT)

=c(CH3coOH)(0H-)(H+)

c(CH3COO")-C(『)

c(OH-)c(H+)K

晨(CH3COO-)-caFr=^(Ka為CH3C00H的電離常數(shù))

C(CH3COOH)

因而Ka(或Kb)與Kw的定量關(guān)系為Ka-Kh=Kw(或Kb-Kh=Kw)。

如Na2cCh的水解常數(shù)Kh=等；

Ka2

NaHCOs的水解常數(shù)/Ch=-o

Kal

NH4C1的水解常數(shù)a=檢(a為NH3H2O的電離常數(shù))。

Kb

3.水解常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。水解常數(shù)只受的影響；因水解反應(yīng)是吸熱

反應(yīng)，故水解常數(shù)隨溫度的升高而。

模塊三重點(diǎn)難點(diǎn)必掌握-----------------------------

一.鹽類水解的實(shí)質(zhì)和規(guī)律

【問題探究】

1.pH均為4的H2s04溶液和NH4cl溶液中，水電離出的c(H+)相等嗎？

不相等。H2s04抑制水的電離，NH4cl能水解，促進(jìn)水的電離，所以NH4cl溶液中水的電離程度大。

2.某鹽溶液顯中性，該鹽一定是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽嗎？

不一定。也可能是弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4溶液顯中性。

3.等濃度的醋酸鈉的pH小于次氯酸鈉溶液的pH,由此能否確定醋酸與次氯酸的酸性強(qiáng)弱？

由“越弱越水解”可知，等濃度的醋酸鈉的水解程度小于次氯酸鈉溶液的水解程度，由此確定醋酸的酸性大于

次氯酸。

【知識(shí)歸納總結(jié)】

1.鹽類水解的實(shí)質(zhì)：

弱酸的陰離子一結(jié)合H+'

鹽電離V弱堿的陽(yáng)離子-結(jié)合0H-卜破壞了水的

電離平衡一水的電離程度增大—溶液呈堿性、酸性或中性。

2.鹽類水解的特點(diǎn)：

回M-水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)

唆闌一水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

同制一水解反應(yīng)程度很微弱

3.鹽類水解的規(guī)律：

(1)“有弱才水解，無(wú)弱不水解”一鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子才水解，若沒有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，

不發(fā)生水解反應(yīng)。

(2)“越弱越水解”一弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，其水解程度

越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCCh溶液的水解程度小于NaClO溶液。

(3)“都弱都水解”一弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子都發(fā)生水解，且相互促進(jìn)。

(4)“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”一當(dāng)鹽中的陰離子對(duì)應(yīng)的酸比陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離時(shí)，水解后鹽溶液呈酸性，

反之，呈堿性，即強(qiáng)酸弱堿鹽顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數(shù)小于NH3-H2O的電離

常數(shù)a，故NH4HCO3溶液顯堿性。

(5)“同強(qiáng)顯中性”——①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的電離常數(shù)&與鹽中的陰離子

對(duì)應(yīng)的酸的電離常數(shù)及相等時(shí)，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3-H2O)=Ka(CH3co0H),故CH3coONH4溶液顯

中性。

4.鹽類水解程度大小比較規(guī)律

(1)組成鹽的弱堿陽(yáng)離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。

(2)鹽對(duì)應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強(qiáng)。

(3)多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。如相同濃度時(shí)，COr比HCO3的水解程度

大。

(4)水解程度：相互促進(jìn)水解的鹽〉單水解的鹽〉相互抑制水解的鹽。

如NH4的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2o

二.鹽類水解的影響因素

【問題探究】

1.Na2sCh溶液中滴加酚醐，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCb溶液，現(xiàn)象是什么？并結(jié)合離子

方程式，運(yùn)用平衡原理進(jìn)行解釋。

產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去。在Na2s。3溶液中，S0歹水解：SOr+H2OHSOF+OH,加入BaCb后,

Ba2++S0F-BaSChK白色)，由于c(SOF)減小，SOT水解平衡左移，C(OIT)減小，紅色褪去。

2.MgO可除去MgCL溶液中的Fe3+,其原理是什么？

+

溶液中存在Fe3++H2。_Fe(OH)3+3H,加入MgO,MgO和反應(yīng)，使c(H+)減小，平衡右移，生成

Fe(0H)3沉淀除去。

3.將鎂條投入濃NH4cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產(chǎn)生，利用有關(guān)離子方程式分析原因。

++2+

NH4C1溶液中發(fā)生水解NH：+H2?！狽H3H2O+H,加入鎂條發(fā)生Mg+2H=Mg+H2T，促進(jìn)水解平

衡右移，產(chǎn)生大量NH3H2O,NH3-H2O=NH31+H2o,產(chǎn)生NH3。

【知識(shí)歸納總結(jié)】

1.內(nèi)因：

酸或堿越弱，其對(duì)應(yīng)的弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強(qiáng)。

2.外因：

水解產(chǎn)生

因素水解平衡水解程度

離子的濃度

溫度升高右移增大增大

增大右移減小增大

濃度

減小(即稀釋)右移增大減小

酸弱堿陽(yáng)離子的水解程度減小

外加酸、堿

堿弱酸根離子的水解程度減小

水解形式

相互抑制(如NH4C1中加FeCh)

外加其相同的鹽

他鹽水解形式

相互促進(jìn)[如A12(SO4)3中加NaHCOs]

相反的鹽

模塊四核心考點(diǎn)精準(zhǔn)練

考點(diǎn)一：鹽溶液的酸堿性

1.（23-24高二下?浙江杭州?階段練習(xí)）下列物質(zhì)屬于電解質(zhì)且溶于水為堿性的是

A.K2cChB.H2s。4C.Cl2D.NH4cl

2.（23-24高二下?北京?階段練習(xí)）下列溶液由于水解反應(yīng)顯酸性的是

A.稀鹽酸B.NaHCOs溶液C.FeCl3溶液D.NaHSO4溶液

考點(diǎn)二：鹽類水解規(guī)律理解及應(yīng)用

3.（23-24高二下?云南昆明?階段練習(xí)）常溫下，下列能使c（H+）水TxlO-moi.LT并能使溶液呈酸性的粒

子是

A.OH-B.Al"C.CH3COOD.SO：

4.（23-24高二上?浙江杭州?期末）在水溶液中呈酸性且促進(jìn)水電離的是

A.NaHSO4B.MgCl2C.NaHCO3D.KNO3

5.（23-24高二上?江蘇揚(yáng)州?期中）下列操作能促進(jìn)水的電離且溶液呈酸性的是

A.向水中加入Na2cCh溶液B.向水中加入NaHSC）4溶液

C.將水加熱到100℃,使pH=6D.向水中加入NH4cl固體

6.（23-24高二下?北京?開學(xué)考試）常溫下，某CuSO4溶液的pH=5。下列關(guān)于該溶液的說(shuō)法中，不亞確的

是

A.顯酸性B.c（H+）=lxlO-5mol/L

C.c（OH）=lxlO-9mol/LD.加熱，pH變大

考點(diǎn)三：影響鹽類水解的因素

7.（23-24高二上?山東煙臺(tái)?階段練習(xí)）測(cè)定不同溫度下0.5mol/LCuSCU溶液和0.5mol/LNa2c。3溶液的pH,

數(shù)據(jù)如下表：

溫度/℃2530405060

CuS04溶液的pH3.713.513.443.253.14

Na2cO3溶液的pH10.4110.3010.2810.2510.18

下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是

A.升高溫度，Na2cCh溶液中c（H+）增大

B.升高溫度，CuSO4溶液和Na2c03溶液的水解平衡均正向移動(dòng)

C.升高溫度，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果

D.升高溫度，可能導(dǎo)致CO；結(jié)合H+程度大于H2O電離產(chǎn)生H+程度

8.（22-23高二下?山西大同?期末）向三份O.lmol/LCH3coONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2so3、FeC^

固體（忽略溶液體積變化），則叫《）0-濃度的變化依次為

A.減小、增大、減小B.增大、減小、減小

C.減小、增大、增大D.增大、減小、增大

9.（23-24高二上?廣東江門?期末）O.lmol/LFeO,溶液中，如果要使c（Fe3+）更接近于o」mol/L,可以采

取的措施是

A.加入適量水B.加入少量NaOH溶液C.通入適量HC1氣體D.加熱

10.（23-24高二上?北京?階段練習(xí)）測(cè)定O.lmol/LNa2cO3溶液升溫過程中的pH（不考慮水的蒸發(fā)），數(shù)

據(jù)如下

溫度/℃20406080

PH11.8011.6811.5411.42

下列說(shuō)法正確的是

A.升高溫度Na2c溶液中c（OJT）降低

B.溫度升高時(shí)溶液pH降低，是由于CO：水解生成少量H2cO3

C.Na2cO3溶液pH的變化是Kw的改變和CO；水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果

D.溶液中始終存在2c（COj）+2c（HCO；）=c（Na+）

11.（23-24高二上?江蘇南通?期中）常溫下，0.1mol/L醋酸鈉溶液的pH=9。下列相關(guān)說(shuō)法不正琥的是

A.醋酸鈉溶液顯堿性的原因是：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

+14

B.常溫下，醋酸鈉溶液中：C（H）7K-C（OH-）/X=1X10-

C（CH3COOH）

C.向10mL上述溶液中滴加5滴飽和NH4cl溶液，逐漸增大

D.在pH均為9的醋酸鈉溶液和氨水中，水的電離程度：醋酸鈉溶液〉氨水

考點(diǎn)四：水解常數(shù)

2

12.（22-23高二上?新疆?階段練習(xí)）在一定條件下，Na2s溶液存在水解平衡；S-+H2O^HS+OH-=下列

說(shuō)法正確的是

B.升高溫度，然萼減少

A.加水稀釋，平衡正移，HS-濃度增大

C.稀釋溶液，水解平衡常數(shù)不變D.加入NaOH固體，溶液pH減小

13.（23-24高二下?江蘇?階段練習(xí)）25℃時(shí)，CH3coOH的電離常數(shù)Ka=1.75x10-5,H2c2（\的電離常數(shù)

（1=5.4x10-2,凡2=5.4x10-5。下列說(shuō)法正確的是

A.Na2cO,溶液和NaHCzO,溶液中離子種類不相同

B.25℃時(shí)，NaHC2（）4溶液中：c（C2O^）<c（H2C2O4）

C.25。。時(shí)，反應(yīng)HQ+CH3coeTUOJT+CH3coOH的K=*xl（r9

D.25℃時(shí)，向草酸溶液中滴加Fes。,溶液生成FeC?。,沉淀，反應(yīng)后溶液pH增大

14.(23-24高二上?河北石家莊?期末)通過查閱資料獲得溫度為25℃時(shí)有以下數(shù)據(jù)：

Kb(NH3H2O)=1.8xl0-\Ka(HSCN)=0.13,%是鹽的水解平衡常數(shù)，在CH3coONa溶液中存在

c(CH3coOH)xc

CH3COO+H2OCH3COOH+OH,則Kh=。有關(guān)上述常數(shù)的說(shuō)法正確的是

c(CH3coer)

A.通過比較上述常數(shù)，可得NH4SCN溶液顯堿性

B.所有弱電解質(zhì)的電離常數(shù)和難溶電解質(zhì)的&P都隨溫度的升高而增大

C.常溫下，CH3cOOH在水中的Ka大于在飽和CH3cOONa溶液中的K,

D.一定溫度下，在CHjCOONa溶液中，Kw-Ka-Kh

15.(23-24高二上?廣東清遠(yuǎn)?階段練習(xí))苯甲酸鈉(NaA)是一種常見的食品防離劑。已知苯甲酸(HA)的Ka=10

工2,常溫時(shí)，下列關(guān)于0.1mill某甲酸鈉水溶液的說(shuō)法不正確的是

A.NaA溶液呈堿性

+

B.溶液中存在；c(HA)+c(H)=c(0H3

C.微粒濃度大?。篶(Na+)>c(A「)>c(OIT)>c(HA)

D.加水稀釋時(shí)，溶液中當(dāng)?v不變

c(HA)

?模塊五小試牛刀12關(guān)測(cè)----------------------------------

1.(23-24高二上?湖南?期末)下列離子方程式中，屬于水解反應(yīng)的是

+-+

A.H20+H20H30+OHB.C02+2H2OHCO；+H3O

+

C.NH^+H20NH3-H2O+HD.HCO；+OHCO^+H2O

2.(23-24高二上?黑龍江哈爾濱?期末)常溫下，濃度均為O.lmol-L-1的NaX和NaY鹽溶液的pH分別為

9和11,下列判斷不亞確的是

A.NaX溶液中：c(Na+)>c(X)>c(OH3>c(H+)

B.電離常數(shù)：K“(HX)>K“(HY)

C.X-結(jié)合H+的能力大于丫一結(jié)合H+的能力

D.HX與NaY能發(fā)生反應(yīng)：HX+Y=HY+X

3.(23-24高二上?海南海口?期末)能促進(jìn)水的電離，并使溶液中c(H+)>c(OH-)的操作是

(1)將水加熱煮沸；(2)向水中投入一小塊金屬鈉；(3)向水中通C02；(4)向水中通NH3；(5)向

水中加入明磯晶體；(6)向水中加入NaHCCh固體；⑺向水中加NaHSCU固體

A.(1)(3)(6)(7)B.(1)(3)(6)C.(5)(7)D.(5)

4.(23-24高二下?上海?階段練習(xí))下列物質(zhì)的水溶液中，因水解而呈堿性的是

A.NaOHB.NH3C.NaHCO3D.NH4cl

5.（23-24高二上?山東?階段練習(xí)）25℃時(shí)，下列事實(shí)不能說(shuō)明HF是弱酸的是

A.0.1mol的氫氟酸溶液PH>1B.0.1mol?L」的NaF溶液pH>7

C.氫氟酸溶液中含有HF分子D.氫氟酸溶液的導(dǎo)電性較鹽酸差

6.（23-24高二下?江蘇無(wú)錫?期中）下列物質(zhì)的電離方程式或水解方程式書寫正確的是

+-

A.HCN=H+CN-B.SO^+2H2OH2SO3+2OH

+-3+-

C.HCO；+H2OH3O+CO"D.Al2（SO4）3F^2A1+3SO^

7.（23-24高二下?吉林?期中）下列物質(zhì)加入水中可以增大水的電離程度的是

A.NaOH固體B.NaHSO”溶液C.AlJ固體D.鹽酸

8.（23-24高二上?浙江紹興?期末）下列物質(zhì)溶于水時(shí)，電離出的陽(yáng)離子能使水的電離平衡向右移動(dòng)的是

A.NH4C1B.H2SO4C.CH3coONaD.Na2SO4

9.（22-23高二上?四川涼山?階段練習(xí)）一定條件下，Na2c03溶液存在水解平衡：CO^+H2O^HCOj+OHo

下列說(shuō)法正確的是

A.升高溫度，8弁3）增大

B.加入氯化銀，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

C.稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大

D.加入NaOH固體，溶液pH減小