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人教版 (2019)第三节 盐类的水解第1课时导学案及答案
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这是一份人教版 (2019)第三节 盐类的水解第1课时导学案及答案，共12页。学案主要包含了例 题3，变 式3等内容，欢迎下载使用。
第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解
1.从宏观角度(盐溶液的酸碱性)认识盐类水解的存在，从微观角度认识盐类水解的本质(促进水的电离)。
宏观辨识与微观探析
2.通过分析、推理等方法认识盐溶液呈现酸碱性的本质，建立认知模型，并能运用模型(盐的类型)判断盐溶液的酸碱性。
证据推理与模型认知
3.能设计简单的实验方案检验盐溶液的酸碱性，完成实验操作，观察现象，对实验现象作出解释，发现和提出需要进一步研究的问题。
科学探究与创新意识
要点一 盐溶液的酸碱性
1．探究盐溶液的酸碱性
用pH计测定不同盐溶液的pH，完成表格。
盐溶液
pH
酸碱性
盐的类型
NaCl
pH＝7
中性
强酸强碱盐
KNO3
pH＝7
NH4Cl
pH<7
酸性
强酸弱碱盐
(NH4)2SO4
pH<7
CH3COONa
pH>7
碱性
强碱弱酸盐
Na2CO3
pH>7
2.盐的类型与盐溶液酸碱性的关系
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
盐溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
要点二 盐类水解的实质
1．盐溶液酸碱性的理论分析
(1)强酸弱碱盐(以NH4Cl溶液为例)
电离方程式
理论解释
NH与水电离出来的OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动
溶液酸碱性
达到新的平衡时，c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性
水解总离子方程式
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(2)强碱弱酸盐(以CH3COONa溶液为例)
电离方程式
理论解释
CH3COO－和水电离出来的H＋结合，生成弱电解质CH3COOH，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动
溶液酸碱性
达到新的平衡时，c(H＋)
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
(3)强酸强碱盐(以NaCl溶液为例)
①电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。
②盐电离产生的阴、阳离子不能与溶液中的H＋或OH－结合生成弱电解质，也就是说强酸强碱盐不发生水解，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
2．定义
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。
要点三 电解质溶液中的守恒关系
1．电荷守恒
电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。如Na2CO3溶液中，存在的阳离子有Na＋、H＋，存在的阴离子有OH－、CO、HCO，根据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)。
2．元素质量守恒
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量的变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
例如0.1 mol/L Na2CO3溶液中，由于CO发生水解，其在溶液中的存在形式除了CO，还有HCO和H2CO3。
根据碳元素质量守恒可得：c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)＝0.1_mol/L。
判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)弱碱阳离子与水电离出的OH－结合生成弱碱，溶液呈碱性。( )
(2)pH相等的盐酸与NH4Cl溶液中水的电离程度相同。( )
(3)正盐的水溶液的pH均为7。( )
(4)在Na2S溶液中c(Na＋)与c(S2－)的比值是2∶1。( )
(5)盐在溶液中发生水解后，所得溶液一定不会呈中性。( )
(6)碳酸钠水解的离子方程式为CO＋2H2O===H2CO3＋2OH－。( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
(1)盐类水解生成弱碱，溶液呈酸性；水解生成弱酸，溶液呈碱性。
(2)盐类水解促进了水的电离，水的电离程度增大。
(3)弱酸弱碱盐在水溶液中发生水解后，所得溶液可能呈中性。
(4)CO分两步水解，第一步水解生成HCO，HCO进一步水解生成H2CO3。
考点一 盐类水解离子方程式的书写
1．NaHS水解方程式写作HS－＋H2OH3O＋＋S2－，是否正确？为什么？
答案 不正确。HS－＋H2OH3O＋＋S2－是HS－的电离方程式，其水解方程式为HS－＋H2OH2S＋OH－。
1．一般模式
阴(或阳)离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)，离子方程式中用“”而不用“===”，不用“↑”“↓”符号，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
2．分类呈现
一元强碱
弱酸盐
如CH3COONa溶液：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
一元强酸
弱碱盐
如NH4Cl溶液：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
多元弱酸强
碱盐(正盐)
多元弱酸阴离子的水解是分步进行的，应分步书写，如Na2CO3溶液：
CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
多元弱酸
的酸式盐
如NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－。如Na2HPO4溶液：HPO＋H2OH2PO＋OH－，H2PO＋H2OH3PO4＋OH－
多元弱碱
强酸盐
多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但中学阶段不要求分步表示，如Al2(SO4)3溶液：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
【例题1】 下列表示水解的离子方程式正确的是( )
A．CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
B．NH＋H2ONH4OH＋H＋
C．S2－＋2H2OH2S＋2OH－
D．HCO＋H2OH3O＋＋CO
思维导引：水解是结合水电离的H＋或OH－，而电离是从微粒中“解离”出H＋或OH－。
答案 A
解析 B项，NH水解生成NH3·H2O，错误；C项，S2－分步水解，第一步S2－＋H2OHS－＋OH－，第二步HS－＋H2OH2S＋OH－，错误；D项，HCO＋H2OH3O＋＋CO是HCO的电离方程式，错误。
【变式1】 下列各方程式中，属于水解反应的是( )
A．CO2＋H2OH2CO3
B．OH－＋HS－S2－＋H2O
C．HS－＋H2OH3O＋＋S2－
D．S2－＋H2OHS－＋OH－
答案 D
解析 A项，CO2与水化合生成弱电解质H2CO3，不属于水解反应；B项，HS－与OH－发生反应生成S2－和H2O，不属于水解反应；C项，题给方程式为HS－的电离而不是水解。
考点二 盐类水解规律
2．常温下，某溶液中水电离出来的c(H＋)＝1×10－5 mol/L，该溶液可能是盐酸还是氯化氨溶液？
答案 NH4Cl溶液。常温下，水电离出来的c(H＋)＝1×10－5 mol/L，说明促进了水的电离，NH4Cl对水的电离起促进作用，盐酸起抑制作用。
3．已知酸性CH3COOH>HCN，则同浓度的CH3COONa和NaCN哪个碱性强？
答案 NaCN。CN－水解能力强于CH3COO－。
1．盐类的水解规律
2．盐类水解的特点——逆、吸、弱、变
(1)可逆反应：盐类水解生成酸和碱，即盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
(2)吸热反应：中和反应放热，盐类的水解过程吸热。
(3)微弱的过程：通常情况下，盐类的水解程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大。
(4)改变条件，平衡移动：外界条件改变时，水解平衡可能发生移动。
3．盐溶液酸碱性的判断
(1)正盐——看组成
判断盐类能否发生水解及水解后溶液的酸碱性，关键看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱。
(2)酸式盐——看过程
①多元弱酸的酸式盐：若水解程度大于电离程度，溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。
②多元弱酸的酸式盐：若水解程度小于电离程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4。
③多元强酸的酸式盐：酸式酸根离子只电离不水解，溶液显酸性，如NaHSO4=== Na＋＋SO＋H＋。
(3)不同盐溶液——看参照
①“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性NaCN＞CH3COONa。
②相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐。如相同条件下，水解程度Na2CO3＞NaHCO3，故碱性Na2CO3＞NaHCO3。
③水解程度：相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞相互抑制水解的盐。如相同物质的量浓度的(NH4)2CO3、(NH4)2SO4、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，NH的水解程度(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2，溶液的酸性(NH4)2Fe(SO4)2＞(NH4)2SO4＞(NH4)2CO3。
④含有同种易水解离子的不同盐溶液(只有该离子水解)，易水解离子的浓度越大，溶液的酸性或碱性越强。如同浓度的NH4Cl和(NH4)2SO4溶液，因后者c(NH)大，故(NH4)2SO4溶液的酸性强。
【例题2】 (1)浓度均为0.01 mol·L－1的8种溶液：
①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2
⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl
这些溶液的pH由小到大的顺序是(填写编号)_________________________。
(2)常温下将pH＝2的某酸HnA(An－为酸根)与pH＝12的某碱B(OH)m混合，恰好完全反应生成正盐，测得混合液pH＝8。
①反应生成的正盐的化学式为______。
②该盐中____离子一定能水解，其第一步水解的离子方程式为__________ ______________。
思维导引：(1)先判断盐的类别，根据盐类水解规律，判断水解程度大小和酸碱性强弱；(2)正盐溶液呈碱性，则盐的阴离子必然水解，阳离子不一定水解。
解析 (1)首先分组：溶液呈酸性的有①②③⑧；溶液呈中性的有⑦；溶液呈碱性的有④⑤⑥。然后根据离子浓度或离子的水解能力判断溶液pH的大小。(2)恰好完全反应所得正盐的溶液呈碱性，说明生成了强碱弱酸盐。
答案 (1)②①③⑧⑦⑥⑤④ (2)①BnAm ②An－
An－＋H2OHA(n－1)－＋OH－
比较相同浓度的溶液pH大小的方法
(1)先按酸性、中性、碱性分类，再按电离和水解规律排序。
(2)酸性溶液pH：强酸<弱酸<强酸弱碱盐。碱性溶液pH：强碱>弱碱>强碱弱酸盐。
【变式2】 物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的顺序排列的是( )
A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3
答案 C
解析 (NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH水解而呈酸性，(NH4)2SO4中的NH浓度大于NH4Cl溶液中的，故前者pH小；NaNO3溶液呈中性(pH＝7)；Na2S溶液因S2－水解而呈碱性(pH＞7)，故选C项。
考点三 溶液中离子浓度大小的比较
4．0.1 mol/L NH4Cl溶液中各粒子浓度的关系。
(1)电荷守恒：_________________________________________________。
(2)元素质量守恒：_____________________________________________。
答案 (1)c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)
(2)c(NH)＋c(NH3·H2O)＝0.1 mol/L＝c(Cl－)
5．0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中各粒子浓度的关系。
(1)电荷守恒：_________________________________________________。
(2)元素质量守恒：_____________________________________________。
答案 (1)c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)
(2)c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol/L
1．多元弱酸溶液
根据分步电离，以第一步电离为主分析。例如：在H3PO4溶液中，c(H＋) >c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。
2．多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析。例如：在Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO) > c(OH－)>c(HCO)。
3．多元弱酸的酸式盐溶液
要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如NaHCO3溶液中，HCO以水解为主，c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)；而NaHSO3溶液中，HSO以电离为主，c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)。
4．不同溶液中同一离子浓度大小的比较
要分析溶液中其他离子的影响。如下溶液具有相同的物质的量浓度：a.NH4Cl，b.CH3COONH4，c.NH4HSO4。其中c(NH)由大到小的顺序：c>a>b。这是由于HSO电离出来的H＋抑制NH的水解，而CH3COO－水解与NH水解相互促进；Cl－对NH的水解既不促进，也不抑制。
5．混合溶液中各离子浓度的大小比较
(1)根据电离程度、水解程度的相对大小分析。分子的电离大于相应离子的水解。等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O的混合溶液中，c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)；等物质的量浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
(2)分子的电离小于相应离子的水解。在0.1 mol·L－1 NaCN和0.1 mol·L－1 HCN的混合液中，各离子浓度的大小c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
(3)两种溶液混合后发生化学反应，则先考虑发生化学反应后溶液中实际存在的物质及其物质的量的多少，后考虑水解或电离的问题。如0.2 mol·L－1CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1HCl溶液等体积混合，发生化学反应HCl＋CH3COONa=== CH3COOH＋NaCl，所以混合液实际上是CH3COONa、CH3COOH和NaCl，且三者浓度相等。由于CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，故离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(OH－)。
【例 题3】 室温下向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图。下列说法正确的是( )
A．a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)
B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
D．b点所示溶液中c(A－)>c(HA)
思维导引：→→
答案 D
解析 a点溶液的溶质为强碱弱酸盐NaA，因A－水解使溶液显碱性，故溶液中各微粒的浓度关系为c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)，A项错误；a点为强碱弱酸盐NaA，A－水解促进水的电离，b点溶液的溶质为等物质的量NaA与HA，由溶液显酸性知HA电离程度较大，抑制水的电离，B项错误；pH＝7时，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，利用电荷守恒可得c(Na＋)＝c(A－)，C项错误；b点溶液的溶质为等物质的量NaA与HA，由溶液显酸性知HA的电离程度大于A－的水解程度，因此溶液中存在c(A－)＞c(HA)，D项正确。
【变 式3】 室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S)
B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)
C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－)
D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－)
答案 B
解析 A项，Na2S溶液中，由S2－＋H2OHS－＋OH－和HS－＋H2O H2S＋OH－可知c(OH－)＞c(HS－)，错误；B项可由电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)和元素质量守恒c(Na＋)＝2c(H2C2O4)＋2c(HC2O)＋2c(C2O)联立推出，正确；C项是电荷守恒式，但漏掉了c(HCO)，应为c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，错误；D项，CH3COONa与CaCl2不发生反应，c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，c(Cl－)＝2c(Ca2＋)，应为c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，错误。
1．(盐类水解的规律)下列能发生水解的粒子是( )
A. B．Na＋
C. D．
答案 D
解析 能发生水解的离子是弱酸根阴离子或弱碱阳离子，D项中CH3COO－能发生水解反应。
2．(盐类水解的规律)下列说法中正确的是( )
A．HCO在水溶液中只电离，不水解
B．硝酸钠溶液水解后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应
D．可溶性的钠盐都不发生水解反应
答案 C
解析 HCO既能发生电离又能发生水解，HCOH＋＋CO、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，A项错误；NaNO3不发生水解，B项错误；弱酸对应的钠盐可发生水解，如Na2CO3可发生水解反应，D项错误。
3．(盐类水解的离子方程式)下列各式中，水解反应的离子方程式正确的是( )
A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
B．S2－＋2H2OH2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－CH3COO－＋H2O
答案 A
解析 B项，为多元弱酸根离子的水解，要分步书写，错误；C项，为CH3COOH的电离方程式，错误；D项，为酸碱中和反应，错误。
4．(盐类水解的规律)相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法正确的是( )
A．电离程度：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：n(HClO)＝n(HCN)
D．酸根离子浓度：c(CN－)>c(ClO－)
答案 C
解析 NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时，NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解程度大，因此HCN比HClO的酸性弱，电离程度HCN＜HClO，A项错误；pH大小为HClO
(1)溶液呈碱性的有____(填序号)。
(2)常温下0.01 mol·L－1 HCl溶液的pH＝____。
(3)常温下pH＝11的CH3COONa溶液中由水电离产生的c(OH－)＝________。
(4)用离子方程式表示CH3COONa溶液呈碱性的原因：
______________________________________________________________。
解析 (1)②NaOH属于强碱，④NH3·H2O属于弱碱，⑤CH3COONa水解呈碱性。(2)常温下0.01 mol·L－1 HCl溶液的pH＝2。(3)常温下pH＝11的CH3COONa溶液中，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，由水电离产生的c(OH－)＝10－14/10－11 mol·L－1＝0.001 mol·L－1。(4)CH3COONa溶液呈碱性是因为醋酸根离子水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
答案 (1)②④⑤ (2)2 (3)0.001 mol·L－1
(4)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解
1.从宏观角度(盐溶液的酸碱性)认识盐类水解的存在，从微观角度认识盐类水解的本质(促进水的电离)。
宏观辨识与微观探析
2.通过分析、推理等方法认识盐溶液呈现酸碱性的本质，建立认知模型，并能运用模型(盐的类型)判断盐溶液的酸碱性。
证据推理与模型认知
3.能设计简单的实验方案检验盐溶液的酸碱性，完成实验操作，观察现象，对实验现象作出解释，发现和提出需要进一步研究的问题。
科学探究与创新意识
要点一 盐溶液的酸碱性
1．探究盐溶液的酸碱性
用pH计测定不同盐溶液的pH，完成表格。
盐溶液
pH
酸碱性
盐的类型
NaCl
pH＝7
中性
强酸强碱盐
KNO3
pH＝7
NH4Cl
pH<7
酸性
强酸弱碱盐
(NH4)2SO4
pH<7
CH3COONa
pH>7
碱性
强碱弱酸盐
Na2CO3
pH>7
2.盐的类型与盐溶液酸碱性的关系
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
盐溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
要点二 盐类水解的实质
1．盐溶液酸碱性的理论分析
(1)强酸弱碱盐(以NH4Cl溶液为例)
电离方程式
理论解释
NH与水电离出来的OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动
溶液酸碱性
达到新的平衡时，c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性
水解总离子方程式
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(2)强碱弱酸盐(以CH3COONa溶液为例)
电离方程式
理论解释
CH3COO－和水电离出来的H＋结合，生成弱电解质CH3COOH，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动
溶液酸碱性
达到新的平衡时，c(H＋)
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
(3)强酸强碱盐(以NaCl溶液为例)
①电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。
②盐电离产生的阴、阳离子不能与溶液中的H＋或OH－结合生成弱电解质，也就是说强酸强碱盐不发生水解，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
2．定义
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。
要点三 电解质溶液中的守恒关系
1．电荷守恒
电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。如Na2CO3溶液中，存在的阳离子有Na＋、H＋，存在的阴离子有OH－、CO、HCO，根据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)。
2．元素质量守恒
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量的变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
例如0.1 mol/L Na2CO3溶液中，由于CO发生水解，其在溶液中的存在形式除了CO，还有HCO和H2CO3。
根据碳元素质量守恒可得：c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)＝0.1_mol/L。
判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)弱碱阳离子与水电离出的OH－结合生成弱碱，溶液呈碱性。( )
(2)pH相等的盐酸与NH4Cl溶液中水的电离程度相同。( )
(3)正盐的水溶液的pH均为7。( )
(4)在Na2S溶液中c(Na＋)与c(S2－)的比值是2∶1。( )
(5)盐在溶液中发生水解后，所得溶液一定不会呈中性。( )
(6)碳酸钠水解的离子方程式为CO＋2H2O===H2CO3＋2OH－。( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
(1)盐类水解生成弱碱，溶液呈酸性；水解生成弱酸，溶液呈碱性。
(2)盐类水解促进了水的电离，水的电离程度增大。
(3)弱酸弱碱盐在水溶液中发生水解后，所得溶液可能呈中性。
(4)CO分两步水解，第一步水解生成HCO，HCO进一步水解生成H2CO3。
考点一 盐类水解离子方程式的书写
1．NaHS水解方程式写作HS－＋H2OH3O＋＋S2－，是否正确？为什么？
答案 不正确。HS－＋H2OH3O＋＋S2－是HS－的电离方程式，其水解方程式为HS－＋H2OH2S＋OH－。
1．一般模式
阴(或阳)离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)，离子方程式中用“”而不用“===”，不用“↑”“↓”符号，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
2．分类呈现
一元强碱
弱酸盐
如CH3COONa溶液：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
一元强酸
弱碱盐
如NH4Cl溶液：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
多元弱酸强
碱盐(正盐)
多元弱酸阴离子的水解是分步进行的，应分步书写，如Na2CO3溶液：
CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
多元弱酸
的酸式盐
如NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－。如Na2HPO4溶液：HPO＋H2OH2PO＋OH－，H2PO＋H2OH3PO4＋OH－
多元弱碱
强酸盐
多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但中学阶段不要求分步表示，如Al2(SO4)3溶液：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
【例题1】 下列表示水解的离子方程式正确的是( )
A．CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
B．NH＋H2ONH4OH＋H＋
C．S2－＋2H2OH2S＋2OH－
D．HCO＋H2OH3O＋＋CO
思维导引：水解是结合水电离的H＋或OH－，而电离是从微粒中“解离”出H＋或OH－。
答案 A
解析 B项，NH水解生成NH3·H2O，错误；C项，S2－分步水解，第一步S2－＋H2OHS－＋OH－，第二步HS－＋H2OH2S＋OH－，错误；D项，HCO＋H2OH3O＋＋CO是HCO的电离方程式，错误。
【变式1】 下列各方程式中，属于水解反应的是( )
A．CO2＋H2OH2CO3
B．OH－＋HS－S2－＋H2O
C．HS－＋H2OH3O＋＋S2－
D．S2－＋H2OHS－＋OH－
答案 D
解析 A项，CO2与水化合生成弱电解质H2CO3，不属于水解反应；B项，HS－与OH－发生反应生成S2－和H2O，不属于水解反应；C项，题给方程式为HS－的电离而不是水解。
考点二 盐类水解规律
2．常温下，某溶液中水电离出来的c(H＋)＝1×10－5 mol/L，该溶液可能是盐酸还是氯化氨溶液？
答案 NH4Cl溶液。常温下，水电离出来的c(H＋)＝1×10－5 mol/L，说明促进了水的电离，NH4Cl对水的电离起促进作用，盐酸起抑制作用。
3．已知酸性CH3COOH>HCN，则同浓度的CH3COONa和NaCN哪个碱性强？
答案 NaCN。CN－水解能力强于CH3COO－。
1．盐类的水解规律
2．盐类水解的特点——逆、吸、弱、变
(1)可逆反应：盐类水解生成酸和碱，即盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
(2)吸热反应：中和反应放热，盐类的水解过程吸热。
(3)微弱的过程：通常情况下，盐类的水解程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大。
(4)改变条件，平衡移动：外界条件改变时，水解平衡可能发生移动。
3．盐溶液酸碱性的判断
(1)正盐——看组成
判断盐类能否发生水解及水解后溶液的酸碱性，关键看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱。
(2)酸式盐——看过程
①多元弱酸的酸式盐：若水解程度大于电离程度，溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。
②多元弱酸的酸式盐：若水解程度小于电离程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4。
③多元强酸的酸式盐：酸式酸根离子只电离不水解，溶液显酸性，如NaHSO4=== Na＋＋SO＋H＋。
(3)不同盐溶液——看参照
①“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性NaCN＞CH3COONa。
②相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐。如相同条件下，水解程度Na2CO3＞NaHCO3，故碱性Na2CO3＞NaHCO3。
③水解程度：相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞相互抑制水解的盐。如相同物质的量浓度的(NH4)2CO3、(NH4)2SO4、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，NH的水解程度(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2，溶液的酸性(NH4)2Fe(SO4)2＞(NH4)2SO4＞(NH4)2CO3。
④含有同种易水解离子的不同盐溶液(只有该离子水解)，易水解离子的浓度越大，溶液的酸性或碱性越强。如同浓度的NH4Cl和(NH4)2SO4溶液，因后者c(NH)大，故(NH4)2SO4溶液的酸性强。
【例题2】 (1)浓度均为0.01 mol·L－1的8种溶液：
①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2
⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl
这些溶液的pH由小到大的顺序是(填写编号)_________________________。
(2)常温下将pH＝2的某酸HnA(An－为酸根)与pH＝12的某碱B(OH)m混合，恰好完全反应生成正盐，测得混合液pH＝8。
①反应生成的正盐的化学式为______。
②该盐中____离子一定能水解，其第一步水解的离子方程式为__________ ______________。
思维导引：(1)先判断盐的类别，根据盐类水解规律，判断水解程度大小和酸碱性强弱；(2)正盐溶液呈碱性，则盐的阴离子必然水解，阳离子不一定水解。
解析 (1)首先分组：溶液呈酸性的有①②③⑧；溶液呈中性的有⑦；溶液呈碱性的有④⑤⑥。然后根据离子浓度或离子的水解能力判断溶液pH的大小。(2)恰好完全反应所得正盐的溶液呈碱性，说明生成了强碱弱酸盐。
答案 (1)②①③⑧⑦⑥⑤④ (2)①BnAm ②An－
An－＋H2OHA(n－1)－＋OH－
比较相同浓度的溶液pH大小的方法
(1)先按酸性、中性、碱性分类，再按电离和水解规律排序。
(2)酸性溶液pH：强酸<弱酸<强酸弱碱盐。碱性溶液pH：强碱>弱碱>强碱弱酸盐。
【变式2】 物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的顺序排列的是( )
A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3
答案 C
解析 (NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH水解而呈酸性，(NH4)2SO4中的NH浓度大于NH4Cl溶液中的，故前者pH小；NaNO3溶液呈中性(pH＝7)；Na2S溶液因S2－水解而呈碱性(pH＞7)，故选C项。
考点三 溶液中离子浓度大小的比较
4．0.1 mol/L NH4Cl溶液中各粒子浓度的关系。
(1)电荷守恒：_________________________________________________。
(2)元素质量守恒：_____________________________________________。
答案 (1)c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)
(2)c(NH)＋c(NH3·H2O)＝0.1 mol/L＝c(Cl－)
5．0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中各粒子浓度的关系。
(1)电荷守恒：_________________________________________________。
(2)元素质量守恒：_____________________________________________。
答案 (1)c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)
(2)c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol/L
1．多元弱酸溶液
根据分步电离，以第一步电离为主分析。例如：在H3PO4溶液中，c(H＋) >c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。
2．多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析。例如：在Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO) > c(OH－)>c(HCO)。
3．多元弱酸的酸式盐溶液
要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如NaHCO3溶液中，HCO以水解为主，c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)；而NaHSO3溶液中，HSO以电离为主，c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)。
4．不同溶液中同一离子浓度大小的比较
要分析溶液中其他离子的影响。如下溶液具有相同的物质的量浓度：a.NH4Cl，b.CH3COONH4，c.NH4HSO4。其中c(NH)由大到小的顺序：c>a>b。这是由于HSO电离出来的H＋抑制NH的水解，而CH3COO－水解与NH水解相互促进；Cl－对NH的水解既不促进，也不抑制。
5．混合溶液中各离子浓度的大小比较
(1)根据电离程度、水解程度的相对大小分析。分子的电离大于相应离子的水解。等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O的混合溶液中，c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)；等物质的量浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
(2)分子的电离小于相应离子的水解。在0.1 mol·L－1 NaCN和0.1 mol·L－1 HCN的混合液中，各离子浓度的大小c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
(3)两种溶液混合后发生化学反应，则先考虑发生化学反应后溶液中实际存在的物质及其物质的量的多少，后考虑水解或电离的问题。如0.2 mol·L－1CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1HCl溶液等体积混合，发生化学反应HCl＋CH3COONa=== CH3COOH＋NaCl，所以混合液实际上是CH3COONa、CH3COOH和NaCl，且三者浓度相等。由于CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，故离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(OH－)。
【例 题3】 室温下向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图。下列说法正确的是( )
A．a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)
B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
D．b点所示溶液中c(A－)>c(HA)
思维导引：→→
答案 D
解析 a点溶液的溶质为强碱弱酸盐NaA，因A－水解使溶液显碱性，故溶液中各微粒的浓度关系为c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)，A项错误；a点为强碱弱酸盐NaA，A－水解促进水的电离，b点溶液的溶质为等物质的量NaA与HA，由溶液显酸性知HA电离程度较大，抑制水的电离，B项错误；pH＝7时，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，利用电荷守恒可得c(Na＋)＝c(A－)，C项错误；b点溶液的溶质为等物质的量NaA与HA，由溶液显酸性知HA的电离程度大于A－的水解程度，因此溶液中存在c(A－)＞c(HA)，D项正确。
【变 式3】 室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S)
B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)
C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－)
D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－)
答案 B
解析 A项，Na2S溶液中，由S2－＋H2OHS－＋OH－和HS－＋H2O H2S＋OH－可知c(OH－)＞c(HS－)，错误；B项可由电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)和元素质量守恒c(Na＋)＝2c(H2C2O4)＋2c(HC2O)＋2c(C2O)联立推出，正确；C项是电荷守恒式，但漏掉了c(HCO)，应为c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，错误；D项，CH3COONa与CaCl2不发生反应，c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，c(Cl－)＝2c(Ca2＋)，应为c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，错误。
1．(盐类水解的规律)下列能发生水解的粒子是( )
A. B．Na＋
C. D．
答案 D
解析 能发生水解的离子是弱酸根阴离子或弱碱阳离子，D项中CH3COO－能发生水解反应。
2．(盐类水解的规律)下列说法中正确的是( )
A．HCO在水溶液中只电离，不水解
B．硝酸钠溶液水解后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应
D．可溶性的钠盐都不发生水解反应
答案 C
解析 HCO既能发生电离又能发生水解，HCOH＋＋CO、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，A项错误；NaNO3不发生水解，B项错误；弱酸对应的钠盐可发生水解，如Na2CO3可发生水解反应，D项错误。
3．(盐类水解的离子方程式)下列各式中，水解反应的离子方程式正确的是( )
A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
B．S2－＋2H2OH2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－CH3COO－＋H2O
答案 A
解析 B项，为多元弱酸根离子的水解，要分步书写，错误；C项，为CH3COOH的电离方程式，错误；D项，为酸碱中和反应，错误。
4．(盐类水解的规律)相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法正确的是( )
A．电离程度：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：n(HClO)＝n(HCN)
D．酸根离子浓度：c(CN－)>c(ClO－)
答案 C
解析 NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时，NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解程度大，因此HCN比HClO的酸性弱，电离程度HCN＜HClO，A项错误；pH大小为HClO
(1)溶液呈碱性的有____(填序号)。
(2)常温下0.01 mol·L－1 HCl溶液的pH＝____。
(3)常温下pH＝11的CH3COONa溶液中由水电离产生的c(OH－)＝________。
(4)用离子方程式表示CH3COONa溶液呈碱性的原因：
______________________________________________________________。
解析 (1)②NaOH属于强碱，④NH3·H2O属于弱碱，⑤CH3COONa水解呈碱性。(2)常温下0.01 mol·L－1 HCl溶液的pH＝2。(3)常温下pH＝11的CH3COONa溶液中，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，由水电离产生的c(OH－)＝10－14/10－11 mol·L－1＝0.001 mol·L－1。(4)CH3COONa溶液呈碱性是因为醋酸根离子水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
答案 (1)②④⑤ (2)2 (3)0.001 mol·L－1
(4)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
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