PAGEPAGE17溶液中的離子反應[核心素養發展目標]1.變更觀念與平衡思想：熟知水溶液中存在的兩大平衡：電離平衡、水解平衡；并能依據兩大平衡的移動分析解決實際問題。2.證據推理與模型認知：建立思維模型分析解答相關問題，如：由鹽溶液的酸堿性推斷相應酸或堿的強弱、溶液中離子濃度大小的比較、相關圖像題的分析方法等。一、鹽類水解規律及其應用例1相同物質的量濃度的NaCN、NaClO、Na2CO3相比，Na2CO3溶液的pH最大，NaClO溶液的pH最小，則下列說法中正確的是()A．同溫、同濃度時，酸的強弱：HClO>HCN>H2CO3B．同溫、同濃度時，酸溶液的pH：HClO>HCN>H2CO3C．同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO>HCND．同體積、同濃度的HCN和HClO的溶液中酸根離子濃度：c(CN－)<c(ClO－)答案D解析在相同濃度條件下，酸越弱，對應鹽溶液的堿性越強，即pH越大。可以確定酸性：HCOeq\o\al(－,3)<HCN<HClO，pH：HCN>HClO。由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰<c(ClO－)，D正確?？键c鹽類的水解題點鹽的水解規律及應用(1)“誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，則相同條件下堿性：NaCN＞CH3COONa。(2)相同條件下的水解程度①正鹽＞相應酸式鹽，如COeq\o\al(2－,3)＞HCOeq\o\al(－,3)。②相互促進水解的鹽＞單獨水解的鹽＞水解相互抑制的鹽。如NHeq\o\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。(3)利用鹽的水解規律時肯定把鹽與酸的對應關系找精確，尤其是二元弱酸，如Na2CO3對應的酸是HCOeq\o\al(－,3)，NaHCO3對應的酸是H2CO3。變式125℃時，0.1mol·L－1下列溶液的pH如下表，有關比較正確的是()序號①②③④⑤溶液NaClCH3COONH4NaClONaHCO3Na2CO3pH7.07.010.38.311.6A.酸性的相對強弱：HClO＜HCOeq\o\al(－,3)B．由水電離產生的c(H＋)：①＝②C．溶液③④中酸根離子濃度：c(ClO－)＞c(HCOeq\o\al(－,3))D．在④⑤溶液等體積混合的溶液中：c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1答案D解析酸性強弱：HClO＞HCOeq\o\al(－,3)，故A項錯誤；CH3COONH4是弱酸弱堿鹽，促進水的電離，NaCl對水的電離無影響，因此水電離產生的c(H＋)：①＜②，B項錯誤；依據溶液③④的pH可知，ClO－水解程度大于HCOeq\o\al(－,3)，因此c(ClO－)＜c(HCOeq\o\al(－,3))，C項錯誤；依據物料守恒可知，c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1，D項正確。相關鏈接鹽溶液酸堿性的推斷方法(1)弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性推斷①相同條件下，生成的弱酸的電離程度大于弱堿的電離程度時，溶液顯酸性，如NH4F＋H2ONH3·H2O＋HF，因為K(HF)＞K(NH3·H2O)，NH4F溶液顯酸性。②相同條件下，生成的弱堿的電離程度大于弱酸的電離程度時，溶液顯堿性，如NH4CN＋H2ONH3·H2O＋HCN，因為K(NH3·H2O)＞K(HCN)，NH4CN溶液顯堿性。③相同條件下，生成的弱酸的電離程度等于弱堿的電離程度時，溶液顯中性，如CH3COONH4＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O，因為K(NH3·H2O)＝K(CH3COOH)，CH3COONH4溶液顯中性。(2)酸式鹽溶液酸堿性的推斷強酸酸式鹽只電離，不水解，溶液肯定顯酸性(如NaHSO4)。①若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性。例如，NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－(次要)，使c(H＋)＞c(OH－)，溶液顯酸性；同理，NaH2PO4溶液、NaHC2O4溶液也顯酸性。②若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性。例如，NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，使c(OH－)＞c(H＋)，溶液顯堿性；同理，NaHS溶液、Na2HPO4溶液也顯堿性。二、溶液中三大平衡及其平衡常數例2Ka、Kw、Kh分別表示酸的電離常數、水的離子積常數、鹽類水解常數，下列推斷正確的是()A．室溫下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加入水稀釋后，溶液中eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH·cOH－)不變B．室溫下，Ka(HCN)＜Ka(CH3COOH)，說明CH3COOH的電離度肯定比HCN的大C．25℃時，pH均為4的鹽酸和NH4I溶液中Kw不相等D．CH3COONa溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)減小答案A解析將關系式eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH·cOH－)中分子、分母同時乘以c(H＋)后，關系式變為Ka(CH3COOH)/Kw，此式只與溫度有關，A項正確；電離平衡常數越大，酸性越強，越易電離，但電離度還與溫度、濃度等有關，B項錯誤；電離常數、水的離子積常數都只與溫度有關，C項錯誤；eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)＝eq\f(Kh,cOH－)，加水時，c(OH－)減小，故eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)增大，D項錯誤?？键c溶液中三種平衡常數題點溶液中三種平衡常數的表達與應用(1)Ka、Kw、Kh只是溫度的函數，只與相關物質的性質和溫度有關，溶液中有關離子濃度的變更只能使平衡移動，但不變更Ka、Kw、Kh的值。(2)Kh與Ka(弱酸電離常數)或Kb(弱堿電離常數)、Kw(水的離子積常數)的定量關系為Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。如：①CH3COONa溶液的水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(cOH－·cCH3COOH,cCH3COO－)＝eq\f(cCH3COOH·cOH－·cH＋,cCH3COO－·cH＋)＝eq\f(Kw,Ka)。②Na2S溶液的水解：S2－＋H2OHS－＋OH－HS－＋H2OH2S＋OH－Kh1＝eq\f(cHS－·cOH－,cS2－)＝eq\f(cHS－·cOH－·cH＋,cS2－·cH＋)＝eq\f(Kw,Ka2)；Kh2＝eq\f(cH2S·cOH－,cHS－)＝eq\f(cH2S·cOH－·cH＋,cHS－·cH＋)＝eq\f(Kw,Ka1)。變式2(2024·溫州中學期末)已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亞硫酸的電離平衡常數如下表，下列敘述正確的是()酸醋酸次氯酸碳酸亞硫酸電離平衡常數Ka＝1.75×10－5Ka＝2.98×10－8Ka1＝4.30×10－7Ka2＝5.61×10－11Ka1＝1.54×10－2Ka2＝1.02×10－7A.25℃時，等物質的量濃度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四種溶液中，堿性最強的是Na2CO3B．將0.1mol·L－1的醋酸加水不斷稀釋，全部離子濃度均減小C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反應的離子方程式為：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－=CaSO3↓＋2HClOD．少量CO2通入NaClO溶液中反應的離子方程式為：CO2＋H2O＋2ClO－=COeq\o\al(2－,3)＋2HClO答案A解析這四種鹽都是強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，酸性越弱，越水解，依據電離平衡常數，HCOeq\o\al(－,3)的電離平衡常數最小，則COeq\o\al(2－,3)的水解程度最強，堿性最強的是Na2CO3，A正確；醋酸加水稀釋，促進電離，但是pH增大，依據水的離子積Kw＝c(H＋)·c(OH－)，c(OH－)增大，B錯誤；HClO具有強氧化性，CaSO3中的＋4價S具有還原性，兩者發生氧化還原反應，生成CaSO4，C錯誤；依據電離平衡常數，HClO的電離平衡常數大于HCOeq\o\al(－,3)的，因此反應方程式：CO2＋H2O＋ClO－=HCOeq\o\al(－,3)＋HClO，D錯誤。相關鏈接溶液中兩大平衡的分析與比較電離平衡水解平衡舉例NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋平衡常數表達式Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)Kh＝eq\f(cH＋·cNH3·H2O,cNH\o\al(＋,4))影響平衡常數的因素內因：電解質的相對強弱外因：溫度。溫度越高，電離程度越大，平衡常數越大鹽的水解程度隨溫度的上升而增大，Kh隨溫度的上升而增大濃度對平衡的影響電離平衡、水解平衡同化學平衡一樣都為動態平衡，平衡的移動符合平衡移動原理(勒夏特列原理)，濃度對平衡常數沒有影響①加水均能促進兩大平衡正向移動；②加入與電解質溶液中相同的微粒，都能使平衡移動；③兩大平衡都不受壓強的影響

三、溶液中粒子濃度的大小比較例3下列有關電解質溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是()A．在0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(H2CO3)B．某二元弱酸的酸式鹽NaHA溶液中：c(OH－)＋2c(A2－)＝c(H＋)＋c(H2A)C．向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至恰好呈中性：c(Na＋)＞c(SOeq\o\al(2－,4))＝c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(OH－)＝c(H＋)D．常溫下，將50mL0.1mol·L－1的鹽酸與100mL0.1mol·L－1的氨水混合，所得溶液中：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)答案D解析在NaHCO3溶液中，由于HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于其電離程度，故c(H2CO3)＞c(COeq\o\al(2－,3))，A項錯誤；依據質子守恒可知：c(OH－)＋c(A2－)＝c(H＋)＋c(H2A)，B項錯誤；NHeq\o\al(＋,4)與SOeq\o\al(2－,4)均來自于NH4HSO4溶液，NHeq\o\al(＋,4)部分水解，所以c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(NHeq\o\al(＋,4))，C項錯誤；混合溶液中NH4Cl和NH3·H2O的物質的量相等，NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液顯堿性，D項正確。(1)從鹽類水解的特征分析：水解程度一般很小。例如：NaHCO3溶液中，c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(H2CO3)。(2)理清溶液中的平衡關系并分清主次(3)敏捷運用電荷守恒、物料守恒及質子守恒關系。變式3(2024·衢州市期中聯考)下列說法中正確的是()A．常溫下，pH均等于2的硫酸溶液與醋酸溶液，兩種溶液中c(SOeq\o\al(2－,4))與c(CH3COO－)之比為1∶2B．常溫下，向pH＝3的醋酸溶液中加入水稀釋后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都將變小C．常溫下，0.1mol·L－1NaHA溶液的pH＝4，溶液中：c(HA－)＞c(H＋)＞c(H2A)＞c(A2－)D．0.1mol·L－1的(NH4)2Fe(SO4)2溶液中：c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(Fe2＋)＞c(H＋)答案A解析常溫下，pH均等于2的硫酸溶液與醋酸溶液中c(H＋)相同，則兩種溶液中c(SOeq\o\al(2－,4))與c(CH3COO－)之比為1∶2，故A正確；醋酸溶液加水稀釋c(H＋)減小，則c(OH－)增大，故B錯誤；常溫下，0.1mol·L－1NaHA溶液的pH＝4，則HA－電離程度大于水解程度，溶液中微粒濃度大小為：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)，C錯誤；0.1mol·L－1的(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，銨根離子、亞鐵離子水解溶液顯酸性，則c(SOeq\o\al(2－,4))>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Fe2＋)>c(H＋)，故D錯誤。四、利用酸堿中和滴定pH曲線分析離子濃度關系例4(2024·溫州市“十五校聯合體”期中)室溫下向20mL0.1mol·L－1一元酸HA溶液加入0.1mol·L－1的NaOH溶液，pH的變更曲線如圖所示。下列說法正確的是()A．a點所示溶液中c(HA)>c(A－)B．b點時，消耗的NaOH溶液的體積大于20mLC．c點時，2c(Na＋)＝3c(A－)＋3c(HA)D．水的電離程度：c>b>a答案C解析0.1mol·L－1的一元酸初始pH＝3，故HA為弱酸。在a點時，得到等物質的量濃度的HA和NaA的混合液，溶液呈酸性，HA的電離程度大于A－的水解程度，即c(HA)＜c(A－)，A錯誤；若溶液為中性，由于NaA顯堿性，故溶液b中混合HA和NaA，即加入氫氧化鈉溶液的體積小于20mL，B錯誤；c點時，氫氧化鈉過量，得到NaA和NaOH的混合溶液，濃度比為2∶1，依據物料守恒可知2c(Na＋)＝3c(A－)＋3c(HA)，C正確；水的電離方程式為：H2OH＋＋OH－，溶液顯酸性或堿性均會抑制水的電離，故水的電離程度b處最強，D錯誤。酸堿中和滴定pH曲線的“四點”分析法(1)起點：利用起點可以確定酸或堿的強弱。(2)中和點：①酸和堿恰好完全反應，溶液呈中性、酸性或堿性，取決于生成鹽的水解狀況；②利用此點可以確定酸堿的濃度和體積。(3)中性點：①酸和堿不肯定完全反應；②利用中性點和中和點確定酸堿的強弱。(4)一半點：一元酸與一元堿反應時生成的酸或堿與生成的鹽濃度相等。變式4(2024·諸暨市牌頭中學期中)常溫下，分別向10mL0.1mol·L－1的NaOH溶液中逐滴加入0.1mol·L－1的一元酸HA和HB溶液，用pH傳感器測得混合溶液的pH變更曲線如圖所示，下列說法正確的是()A．HA的酸性強于HB的酸性B．V(酸)＝10mL時，兩份溶液中c(B－)＝c(A－)C．a點時，c(A－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)D．b、c點時，c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)＝c(HB)＋c(B－)答案D解析當V(酸)＝10mL時，酸堿恰好完全反應得到等物質的量濃度的NaA溶液、NaB溶液，A錯誤、B錯誤；a點得到NaA溶液的pH＝8.7，離子濃度由大到小的依次為c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，C錯誤；b點加入20mL的HA溶液得到等濃度的NaA和HA的混合液，溶液中的物料守恒為c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，c點加入20mL的HB溶液得到等濃度的NaB和HB的混合液，溶液中的物料守恒為c(B－)＋c(HB)＝2c(Na＋)，b、c兩點溶液中c(Na＋)相等，則c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)＝c(B－)＋c(HB)，D正確。1．(2024·浙江鎮海中學聯考)下列物質溶于水后溶液顯酸性的是()A．KHCO3 B．NH2CH2COONaC．NH4NO3 D．CH3OH答案C解析KHCO3溶液中碳酸氫根離子的電離程度小于水解程度，溶液顯堿性，故A錯誤；NH2CH2COONa屬于強堿弱酸鹽，水解后溶液顯堿性，故B錯誤；CH3OH在水中不能電離，溶液呈中性，故D錯誤。2．(2024·浙江省“七彩陽光”聯盟聯考)下列鹽類水解的應用，不正確的是()A．試驗室配制氯化鐵溶液時，滴入少量稀硫酸抑制水解B．為使純堿溶液的去油污效果更好，可以運用熱的純堿溶液C．明礬可用于凈水，是由于溶于水后產生的Al(OH)3膠體具有吸附作用D．銨態氮肥不能和草木灰混合施用，是由于NHeq\o\al(＋,4)與COeq\o\al(2－,3)相互促進水解，肥效下降答案A解析鐵離子水解呈酸性，加入鹽酸可抑制水解，防止溶液變渾濁，但不能加入硫酸，會引入雜質，A錯誤。3．(2024·浙江省十校聯盟聯考)下列物質溶于水，能使水的電離程度變大的是()A．HCl B．NaHSO4C．CH3COOH D．Na2CO3答案D解析HCl、NaHSO4、CH3COOH都能電離出氫離子抑制水的電離；Na2CO3水解促進水的電離，所以能使水的電離程度變大的是Na2CO3，故D正確。4．(2024·臺州市書生中學月考)下列敘述正確的是()A．鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中溶質為氯化銨B．稀醋酸加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH減小C．飽和石灰水中加入少量CaO，復原至室溫后溶液的pH不變D．常溫下，同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH＝7答案C解析當鹽酸和氨水恰好中和生成NH4Cl時，溶液呈酸性，應接著加入氨水才能使溶液呈中性，故溶液中的溶質是NH4Cl和NH3·H2O，A錯誤；向稀醋酸中加水時，醋酸的電離平衡正向移動，但c(H＋)減小，故pH增大，B錯誤；溫度不變，Ca(OH)2的溶解度不發生變更，故飽和石灰水中c(OH－)不變，pH不變，C正確；假如酸和堿中電離出的氫離子、氫氧根離子數目相同，則溶液的pH＝7，當酸和堿中電離出氫離子、氫氧根離子數目不同時，混合液可能為酸性或堿性，D錯誤。5．用黃色的FeCl3溶液分別進行下列試驗，說明或結論不正確的是()選項試驗現象說明或結論A加入FeCl3固體溶液變成紅褐色FeCl3的水解程度變大B加入等體積水溶液顏色變淺c(Fe3＋)變小C加入足量Fe粉溶液顏色變淺綠色2Fe3＋＋Fe=3Fe2＋D將FeCl3溶液微熱溶液變成紅褐色水解反應ΔH＞0答案A解析Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，A項，加入FeCl3固體，平衡右移，c(Fe3＋)增大，但水解程度減小，錯誤；B項，加入等體積的水，平衡右移，c(Fe3＋)減小，顏色變淺，正確；C項，加入Fe粉，發生2Fe3＋＋Fe=3Fe2＋，Fe2＋呈淺綠色，正確；D項，加熱，促進水解，說明水解是吸熱反應，正確?？键c鹽類的水解題點外界條件對鹽類水解平衡的影響6．(2024·山東煙臺期末)在25℃時，將1.0Lcmol·L－1CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，使之充分反應。然后向該混合溶液中通入HCl或加入NaOH固體(忽視體積和溫度變更)，溶液pH隨通入(或加入)物質的量的變更如下圖所示。下列敘述正確的是()A．水的電離程度：a＞b＞cB．c點對應的混合溶液中：c(CH3COOH)＞c(Na＋)＞c(OH－)C．a點對應的混合溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)D．該溫度下，醋酸的電離平衡常數Ka＝eq\f(2×10－8,c－0.2)答案D解析由圖分析可知，1.0Lcmol·L－1的CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，得到CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，其中CH3COONa的水解促進水的電離，CH3COOH的電離抑制水的電離。若向該混合溶液中通入0.1molHCl，發生反應CH3COONa＋HCl=CH3COOH＋NaCl，CH3COONa削減，CH3COOH增多；若向該混合溶液中加入0.1molNaOH固體，發生反應CH3COOH＋NaOH=CH3COONa＋H2O，CH3COONa增多，CH3COOH削減，因此，水的電離程度：c＞b＞a，故A項錯誤。c(CH3COOH)＝c(CH3COONa)的混合溶故B項錯誤。a點溶液為CH3COOH和NaCl的混合溶液，CH3COOH為弱電解質，其電離程c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝0.2mol·L－1，c(CH3COOH)＝(c－0.2)mol·L－1，則醋酸的電離平衡常數Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(2×10－8,c－0.2)，故D項正確。7．不同溫度下加熱NaHCO3飽和溶液，測得該溶液的pH發生如下變更：溫度/℃102030加熱煮沸后冷卻到50℃pH8.38.48.58.8(1)甲同學認為，該溶液的pH上升的緣由是HCOeq\o\al(－,3)的水解程度增大，故堿性增加，該反應的離子方程式為______________________________________________________________。(2)乙同學認為，溶液pH上升的緣由是NaHCO3受熱分解，生成了Na2CO3，并推斷Na2CO3的水解程度______(填“大于”或“小于”)NaHCO3的水解程度。(3)丙同學認為甲、乙的推斷都不充分。丙認為：①只要在加熱煮沸的溶液中加入足量的試劑X，若產生沉淀，則________(填“甲”或“乙”)推斷正確。試劑X是________。A．Ba(OH)2溶液 B．BaCl2溶液C．NaOH溶液 D．澄清的石灰水②將加熱后的溶液冷卻到10℃，若溶液的pH______(填“高于”“低于”或“等于”)8.3，則________(填“甲”或“乙”)推斷正確。③查閱資料，發覺NaHCO3的分解溫度為150℃，丙斷言________(填“甲”或“乙”)推斷是錯誤的，理由是__________________________________________________________。答案(1)HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(2)大于(3)①乙B②等于甲(或高于乙)③乙常壓下加熱NaHCO3的水溶液，溶液的溫度達不到150℃題組一鹽類水解的規律及其應用1．(2024·嘉興市一中期中)下列物質因水解而顯酸性的是()A．NaHSO3 B．HClOC．NH4Cl D．NaHCO3答案C解析亞硫酸氫鈉中的亞硫酸氫根離子電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，故A錯誤；次氯酸為酸，不能水解，故B錯誤；氯化銨中的銨根離子水解，溶液顯酸性，故C正確；碳酸氫鈉中的碳酸氫根離子水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，故D錯誤。2．下列說法正確的是()A．水解反應是吸熱反應B．上升溫度可以抑制鹽類的水解C．常溫下，正鹽水溶液的pH均為7D．常溫下，酸式鹽的pH均小于7答案A解析鹽類水解是吸熱反應，上升溫度促進水解，故B錯誤；常溫下正鹽的水溶液不肯定為7，如Na2CO3溶液，其水溶液顯堿性，pH>7，故C錯誤；酸式鹽水溶液的pH不肯定小于7，須要推斷是以水解為主還是電離為主，如NaHCO3溶液，HCOeq\o\al(－,3)的水解實力大于其電離實力，溶液顯堿性，其pH>7，故D錯誤。3．下列應用與水解原理無關的是()A．試驗室盛放碳酸鈉溶液的試劑瓶不能用玻璃塞B．泡沫滅火器用碳酸氫鈉溶液和硫酸鋁溶液，運用時只需將兩者混合就可產生大量二氧化碳的泡沫C．用氯化銨溶液除去鐵銹D．可用碳酸鈉與醋酸制取少量二氧化碳答案D解析碳酸鈉溶液呈堿性，可與二氧化硅反應生成硅酸鈉而導致玻璃瓶塞打不開；碳酸氫鈉溶液和硫酸鋁發生相互促進水解反應而生成塞二氧化碳氣體，可用于滅火；銨根離子部分水解，溶液呈酸性，氫離子與鐵銹反應，A、B、C都與鹽的水解原理有關。4．(2024·嘉興市期末)下列說法不能證明醋酸(CH3COOH)是弱電解質的是()A．常溫下0.1mol·L－1醋酸溶液稀釋1000倍，測得pH約為5B．用同濃度的NaOH溶液中和相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸溶液，比較消耗堿液體積的大小C．醋酸鈉溶液中加入酚酞溶液后變紅D．0.01mol·L－1的CH3COOH溶液導電性試驗中燈泡較暗答案D解析溶液導電性與離子濃度成正比，用醋酸做試驗時燈泡較暗，說明溶液中離子濃度較低，不能說明醋酸部分電離，所以不能證明醋酸是弱電解質，故D錯誤。5．常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH均為11的氨水、氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關于這兩種溶液酸堿性的表述正確的是()A．b只能顯堿性 B．a可能顯酸性或堿性C．a不行能顯酸性 D．b可能顯堿性或酸性答案B解析常溫下pH為3的某酸溶液可能是強酸溶液也可能是弱酸溶液。若是強酸溶液，與pH為11的氨水等體積混合，得到的a溶液顯堿性；若是弱酸溶液，與pH為11的氨水等體積混合，得到的a溶液的酸堿性由弱酸和氨水的電離程度的相對大小確定，因此可能顯酸性，也可能顯堿性，故B項正確，C項錯誤。同理可分析得知，b溶液顯中性或酸性，故A、D項錯誤。6．下列能說明0.1mol·L－1的NaHA溶液肯定呈酸性的是()A．某溫度下，測得溶液的pH＜7B．溶液中c(Na＋)＝c(A2－)C．溶液中存在Na＋、HA－、A2－、H2A多種微粒D．NaHA溶液可與等體積等物質的量濃度的NaOH溶液恰好反應答案B解析沒有指明溫度是25℃，所以pH＜7的溶液不肯定呈酸性，A項錯誤；溶液中c(Na＋)＝c(A2－)，說明HA－完全電離，NaHA為強酸的酸式鹽，溶液肯定呈酸性，B項正確；溶液中存在Na＋、HA－、A2－、H2A多種微粒，說明NaHA為弱酸的酸式鹽，HA－的電離與水解程度大小不確定，溶液的酸堿性不確定，C項錯誤；不論NaHA是強酸酸式鹽還是弱酸酸式鹽，都與等體積等物質的量濃度的NaOH溶液恰好反應，所以無法確定NaHA溶液的酸堿性，D項錯誤。7．(2024·北京，11)測定0.1mol·L－1Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數據如下。時刻①②③④溫度/℃25304025pH9.669.529.379.25試驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比試驗，④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是()A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SOeq\o\al(2－,3)＋H2OHSOeq\o\al(－,3)＋OH－B．④的pH與①不同，是由SOeq\o\al(2－,3)濃度減小造成的C．①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一樣D．①與④的Kw值相等答案C解析①→③的過程中，pH變小，說明SOeq\o\al(2－,3)水解產生的c(OH－)減??；上升溫度，SOeq\o\al(2－,3)的水解平衡正向移動，溶液中SOeq\o\al(2－,3)水解產生的c(OH－)增大，pH應增大，而事實上溶液的pH減小，其主要緣由是試驗過程中部分SOeq\o\al(2－,3)被空氣中的O2氧化生成SOeq\o\al(2－,4)，溶液中c(SOeq\o\al(2－,3))減小，水解平衡逆向移動，則溶液中c(OH－)減小，pH減小；①→③的過程中，溫度上升，SOeq\o\al(2－,3)的水解平衡正向移動，而c(SOeq\o\al(2－,3))減小，水解平衡逆向移動，二者對水解平衡移動方向的影響不一樣，C錯誤；Na2SO3是強堿弱酸鹽，在水溶液中發生水解，存在水解平衡：SOeq\o\al(2－,3)＋H2OHSOeq\o\al(－,3)＋OH－，A對；試驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比試驗，④產生白色沉淀多，說明④中的SOeq\o\al(2－,4)數目大于①中的，④中的SOeq\o\al(2－,3)數目小于①中的，所以④中OH－數目小于①中的，pH不同，B對；Kw只與溫度有關，D對。

8．(2024·安徽淮北一中模擬)已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數見下表：弱酸的化學式HAH2B電離平衡常數(25℃)Ka＝1.7×10－6Ka1(H2B)＝1.3×10－3；Ka2(H2B)＝5.6×10－8則25℃時下列有關說法正確的是()A．等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH(Na2B)＞pH(NaHB)＞pH(NaA)B．將amol·L－1的HA溶液與amol·L－1的NaA溶液等體積混合，混合液中c(Na＋)＞c(A－)C．向Na2B溶液中加入足量的HA溶液發生反應的離子方程式為：B2－＋2HA2A－＋H2BD．NaHB溶液中部分微粒濃度的大小關系為：c(Na＋)＞c(HB－)＞c(B2－)＞c(H2B)答案D解析依據相同溫度下的電離平衡常數，可知酸性：H2B＞HA＞HB－，故對應離子的水解程度：HB－＜A－＜B2－，所以等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH(Na2B)＞pH(NaA)＞pH(NaHB)，A項錯誤；因為Ka·Kh＝Kw，Ka(HA)＝1.7×10－6，故Kh(A－)＝eq\f(Kw,KaHA)＝eq\f(1.0×10－14,1.7×10－6)≈5.9×10－9，所以Ka(HA)＞Kh(A－)，將amol·L－1的HA溶液與amol·L－1的NaA溶液等體積混合，HA的電離程度大于A－的水解程度，混合液中c(A－)＞c(Na＋)，B項錯誤；依據酸性的相對強弱可知，向Na2B溶液中加入足量的HA溶液發生反應的離子方程式為：B2－＋HAA－＋HB－，C項錯誤；由于Ka1(H2B)＝1.3×10－3，Ka2(H2B)＝5.6×10－8，Kh(HB－)≈7.7×10－12，HB－的電離程度大于HB－的水解程度，所以c(Na＋)＞c(HB－)＞c(B2－)＞c(H2B)，D項正確。題組二溶液中離子濃度的大小關系9．常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，試驗信息如下：試驗編號c(HA)/mol·L－1c(NaOH)/mol·L－1反應后溶液pH甲0.10.1pH＝9乙c10.2pH＝7下列推斷不正確的是()A．c1肯定大于0.2mol·L－1B．HA的電離方程式是HAH＋＋A－C．甲反應后溶液中：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)D．乙反應后的溶液中：c(Na＋)＜c(HA)＋c(A－)答案C解析依據題意可知NaA溶液呈堿性，所以HA是弱酸，B正確；若c1＝0.2mol·L－1，則反應后溶液的pH大于7，事實上pH＝7，則HA必過量，即c1肯定大于0.2mol·L－1，A正確；甲反應后溶液中的溶質是NaA，微粒濃度的關系應為c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，C錯誤；乙反應后的溶液中溶質是NaA和HA，故有：c(Na＋)＜c(HA)＋c(A－)，D正確。10．(2024·溫州市共美聯盟期末)關于濃度均為0.1mol·L－1的三種溶液：①氨水、②鹽酸、③氯化銨溶液，下列說法不正確的是()A．c(NHeq\o\al(＋,4))：③>①；水電離出的c(H＋)：①>②B．將pH相同的②和③溶液加水稀釋相同的倍數后pH：③>②C．①和②等體積混合后的溶液：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)D．①和③等體積混合后的溶液：c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)答案B解析NH3·H2O是弱電解質，部分電離，NH4Cl完全電離后NHeq\o\al(＋,4)水解但程度較小，所以c(NHeq\o\al(＋,4))：③＞①，鹽酸為強酸，氨水為弱堿，鹽酸中c(H＋)大于氨水中的c(OH－)，對水的電離的抑制程度鹽酸大于氨水，水電離出的c(H＋)：①>②，故A正確；將pH相同的鹽酸和氯化銨溶液加水稀釋相同的倍數，HCl為強電解質，氯化銨溶液水解存在水解平衡，加水稀釋相同的倍數后pH：③＜②，故B錯誤；①和②等體積混合后，二者恰好反應生成NH4Cl，依據質子守恒得c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)，故C正確；①和③等體積混合后，NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度導致溶液呈堿性，離子濃度大小依次是c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故D正確。11．室溫下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的變更曲線如圖所示。下列說法正確的是()A．a點所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)B．a、b兩點所示溶液中水的電離程度相同C．pH＝7時，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)D．b點所示溶液中c(A－)>c(HA)答案D解析A項，a點NaOH與HA恰好完全反應，溶液的pH為8.7，呈堿性，說明HA為弱酸，NaA發生了水解反應，則溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，錯誤；B項，a點NaA發生了水解反應，促進了水的電離，b點主要由于HA的電離而使溶液呈酸性，抑制了＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，pH＝7，則c(H＋)＝c(OH－)，可得c(Na＋)＝c(A－)，錯誤；D項，b點溶液中溶質為等物質的量NaA和HA，溶液呈酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度，所以c(A－)>c(HA)，正確。12.(2024·溫州市共美聯盟期末)25℃時，將濃度均為0.1mol·L－1、體積分別為Va和Vb的HA溶液與BOH溶液按不同體積比混合，保持Va＋Vb＝100mL，Va、Vb與混合液pH的關系如圖所示。下列說法不正確的是()A．HA為弱酸，BOH為弱堿B．b點時，c(B＋)＝c(A－)C．c點時,混合溶液呈堿性的主要緣由是過量的BOH電離出OH－,使得溶液中c(OH－)>c(H＋)D．a→c過程中水的電離程度始終增大答案D解析依據圖像知，酸溶液的pH＝3，則c(H＋)＜0.1mol·L－1，說明HA是弱酸；堿溶液的pH＝11，c(OH－)＜0.1mol·L－1，則BOH是弱堿，故A正確；b點是兩者等體積混合溶液呈中性，所以離子濃度的大小關系為：c(B＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)，故B正確；c點時，BOH過量，過量的BOH電離出OH－，使得溶液中c(OH－)>c(H＋)，故C正確；a→b是酸過量，b→c是堿過量，所以a→c過程中水的電離程度先增大后減小，D錯誤。13．(2024·杭州市七縣期末)25℃時，物質的量濃度均為0.1mol·L－1的幾種鹽溶液的pH如表：序號①②③④⑤溶液NH4ClCH3COONH4NaHCO3NaXNa2CO3pH578.49.711.6(1)用離子方程式說明溶液⑤能去除油污的緣由_________________________________。(2)寫出溶液④中通少量CO2的離子方程式：___________________________________。(3)25℃時，溶液①中，由水電離產生的c(OH－)＝______mol·L－1；Ka(CH3COOH)________(填“＞”“＜”或“＝”)Kb(NH3·H2O)。(4)下列說法正確的是________。A．c(NHeq\o\al(＋,4))：①＞②B．物質的量濃度和體積均相等的NaCl和CH3COONH4兩種溶液中，離子總數相等C．等體積的③和⑤形成的混合溶液中：c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＝0.1mol·L－1D．將pH相同的CH3COOH和HX溶液加水稀釋相同倍數，HX溶液的pH變更小(5)某同學欲用0.1mol·L－1CaCl2溶液來鑒別溶液③和⑤，當他將CaCl2溶液滴入裝有溶液③的試管中時，出現了意想不到的現象：試管中出現了白色沉淀，并伴有氣體生成。試說明產生上述現象的緣由：______________________________________________________________。答案(1)COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－(2)X－＋CO2＋H2O=HCOeq\o\al(－,3)＋HX(3)10－5＝(4)AD(5)2HCOeq\o\al(－,3)＋Ca2＋CaCO3↓＋CO2↑＋H2O，c(Ca2＋)增大，使平衡向右移動，產生大量白色沉淀和氣體(或能答出Ca2＋結合HCOeq\o\al(－,3)中的COeq\o\al(2－,3)，產生白色沉淀，產生的H＋與HCOeq\o\al(－,3)結合產生CO2即HCOeq\o\al(－