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第20讲 盐类的水解-2022年高考化学一轮复习名师精讲练
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这是一份第20讲 盐类的水解-2022年高考化学一轮复习名师精讲练，共23页。
第20讲 盐类的水解
【知识梳理】
一、盐类水解的原理
1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2. 盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。
(1)组成盐的弱碱阳离子(M+)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A-)能水解显碱性。
M+ + H2O MOH + H+
A- + H2O HA + OH-
(2)盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大（越弱越水解），溶液碱性（或酸性）越强。
(3)多元弱酸根，正酸根离子比酸式弱酸根离子水解程度大得多，如：CO32-比HCO3-的水解程度大得多，溶液的碱性更强。
(4)弱酸弱碱盐的阴阳离子能“共”水解，水解程度比单一离子水解程度大，溶液的酸碱性依然是“谁强显谁性”，如NH4Ac溶液显中性，而(NH4)2S溶液显碱性。若水解产物有沉淀或气体生成则发生“双”（完全）水解：如Al3+与CO32—、HCO3—、S2—、HS-、AlO2—、ClO-、等离子发生双水解；Fe3+（Fe2+）与CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO-等离子发生双水解；NH4+与SiO32—、AlO2—等离子发生双水解。
（5）强酸酸式盐溶液呈强酸性，如NaHSO4、NH4HSO4；强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度：电离程度＞水解程度，则溶液显酸性,如NaH2PO4、NaHSO3；电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS。
3．盐类水解方程式的书写
（1）盐类水解程度一般微弱，方程式要用可逆号“”表示，产物中的弱电解质不标“¯”或“”，也不写成分解产物的形式。如：NH4+ +H2ONH3·H2O+ H+ ，HCO3- + H2OH2CO3
，Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
（2）多元弱酸盐的水解方程式要分步写。如Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-、HCO3- + H2OH2CO3。
（3）双水解反应能进行到底的要用“=”，产物中的沉淀、气体要标“¯”和“”。如明矾和小苏打两溶液混合: Al3++3HCO3-=Al(OH)3¯+3CO2，如硫化铝在水中的反应：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3¯+3H2S；醋酸铵能发生共水解反应，但不能进行到底，无气体、沉淀产生，以NH4+、CH3COO-、NH3·H2O、CH3COOH共存，方程式要用可逆号“”表示，产物中的弱电解质不标“¯”或“”。醋酸铵的水解离子方程式：NH4++CH3COO-+H2ONH3·H2O+CH3COOH。
4．影响盐类水解的因素
（1）内因：盐本身的性质，组成盐的弱酸根对应的酸越弱（或组成盐的阳离子对应的碱越弱），水解程度越大。
（2）外因：受温度、浓度及外加酸碱的影响。
①温度的影响：盐的水解方向是吸热反应，升高温度可促进水解，水解平衡向右移动，使水解程度增大。
②盐的浓度的影响：将盐溶液加水稀释，水解平衡向右移动，使水解程度（水解度）增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但盐的水解程度（水解度）却变小。
③溶液的酸碱度：盐溶液加酸(H+)可抑制阳离子的水解，促进阴离子水解；盐溶液加碱(OH-)可抑制阴离子的水解，促进阳离子水解。
例题1、下列说法正确的是 。
①将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SO42－)＞c(NH4＋)
②对滴有酚酞试液的CH3COONa溶液加热颜色变深
③由0．1 mol/L一元酸HA溶液的pH＝3, 可推知NaA溶液存在A- + H2OHA + OH-
④0.1 mol·L-1的碳酸钠溶液的pH大于0.1 mol·L-1的醋酸钠溶液的pH
⑤Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
⑥pH=5的CH3COOH溶液和pH =5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
⑦pH=7的溶液中大量存在：Fe3+、Cl-、Na+、NO3-
⑧为了配制NH4＋的浓度与Cl－的浓度比为1：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入适量的氨水⑨酸式盐的水溶液一定显碱性
⑩向0.1 mol·L-1(NH4)2SO3溶液中加入少量NaOH固体,c(Na+)、c(NH4+)、c(SO32-)均增大
⑪ pH=5.6的由CH3COOH与CH3COONa组成的混合溶液中:c(Na+)
由于水解是微弱的，所以通常情况下不考虑它的影响，但遇到下列情况时必须考虑。
1. 判断溶液的酸碱性或证明弱电解质要考虑水解：
（1）NH4Cl溶液显酸性是因NH4+的水解而显酸性，Na2CO3溶液呈碱性是因CO的水解而显碱性。
（2）证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
2.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解：
（1）配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；配制CuSO4溶液时，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2＋水解。
（2）因Na2CO3、CH3COONa、Na2S、Na2SiO3等溶液因水解显碱性，在实验室盛放的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡皮塞。
3.制备某些化合物时要考虑水解:
（1）Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(2) 利用加热促进水解制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl
4. 判断离子共存要考虑水解：Al3＋、Fe3＋与HCO、CO，Al3＋与AlO，Al3＋与S2－因相互促进水解而不共存。
5. 水解除杂要考虑水解：如MgCl2溶液中混有少量Fe3＋杂质时，因Fe3＋水解的程度比Mg2＋的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2等，导致水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
6.中和选择指示剂要考虑水解：指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
7. 判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物要考虑盐类的水解：
（1）加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质；
（2）加热浓缩CuSO4、Na2CO3型的盐溶液一般得原物质；
（3）加热浓缩Al eCl3、FeCl3 型的盐溶液，最后得到氢氧化物,灼烧得氧化物；
（4）加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体；
（5）加热蒸干NaHCO3、Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐；
（6）加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体；
（7）加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。
8.解释某些生活现象时应考虑盐的水解：
(1)化肥的施用问题：铵态氮肥与草木灰不得混用，草木灰的主要成分为K2CO3，当氨态氮肥中的NH遇到CO，发生水解相互促进的反应，NH变为NH3逸走，使氮肥失去效果。
(2)泡沫灭火剂反应原理：以硫酸铝和小苏打为原料，两种溶液混合后发生水解相互促进的反应，使水解反应趋于完全，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)NH4Cl溶液可作焊接金属的除锈剂：氯化铵溶液呈酸性，能溶解铁锈。
(4)热的纯碱水溶液比冷的纯碱水溶液去油污能力强：纯碱溶液中存在CO的水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，温度升高，水解平衡右移，c(OH－)增大，去污能力增强。
（5）明矾净水的原理为：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶粒具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。
例题2、下列有关说法正确的是 。
①由MgCl2溶液制备无水MgCl2，将MgCl2溶液加热蒸干
②配制氯化铁溶液时，将氯化铁溶解在较浓的盐酸中再加水稀释
③室温下，测得氯化铵溶液pH<7，证明一水合氨是弱碱：NH＋2H2O===NH3·H2O＋H3O＋
④AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同
⑤天然弱碱性水呈碱性的原因是其中含有较多的Mg2＋、Ca2＋等离子
⑥生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，运用了盐类的水解原理
⑦在滴有酚酞的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的红色逐渐褪去
⑧NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接中的除锈剂与盐类的水解有关
⑨向CuCl2溶液中加入CaCO3，调节pH可除去溶液中混有的Fe3＋
⑩配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度
⑪NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至pH=7,则c(Na+)=2c(SO42-)
⑫KNO3和CH3COONH4溶液pH均为7,两溶液中水的电离程度相同
三、溶液中的守恒关系与大小比较
1.守恒关系（NaHCO3溶液）：溶液中的大量离子：Na+、HCO3－；微量离子：OH－、CO32－、H＋；大量分子：H2O；微量分子：H2CO3。
守恒类别
守恒关系
电荷守恒
电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。n(Na＋)＋n（H＋）＝n(HCO3－)+2n(CO32－)＋n（OH－），即C（Na+）+C(H+)=C(HCO3－)+2C(CO32－)+C(OH－)
物料守恒
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+):n（C）=1:1，推出：C（Na+）=C(HCO3－)+C(CO32－)+C(H2CO3)
质子守恒
由水电离出的C（H＋）水＝C（OH－）水，得质子守恒关系为：C（OH－）＝C（H＋）＋C（HCO3－）＋2C（H2CO3）（也可通过电荷守恒和物料守恒推导）
2.大小比较：
（1）当盐中阴、阳离子等价时，c(不水解离子)＞c(水解的离子)＞c(水解后呈某性的离子如H＋或OH－)＞c(显性对应离子如OH－或H＋)。如CH3COONa溶液中存在c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，NH4Cl溶液中存在c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。
（2）当盐中阴、阳离子不等价时，要考虑是否水解，水解分几步。如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”。如Na2S水解分二步：
各种离子浓度大小顺序为：c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)。
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。c(NH)由大到小的顺序是③＞①＞②。
（4）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小：若酸与碱恰好完全反应，则相当于一种盐溶液；若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度。
例题3、下列有关说法正确的是 。
①0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)
②0.1 mol·L－1的NaHA溶液，其pH＝4：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>c(A2－)
③常温下，用pH＝m的盐酸滴定20 mL pH＝n的MOH溶液，且m＋n＝14。混合溶液的pH与盐酸体积V的关系如图所示，a点：c(Cl－)>c(M＋)>c(OH－)>c(H＋)
④25 ℃时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L－1盐酸，加入10 mL盐酸时：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)
⑤室温下,0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH=8.31,Ka1(H2CO3)· Ka2(H2CO3)
⑦20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L-1 盐酸混合后溶液呈酸性,所得溶液中:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
⑧室温下,pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合,所得溶液中:c(Cl-)+c(H+)>c(NH4+)+c(OH-)
⑨0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,所得溶液中: c(OH-)>
c(H+)+c(CH3COOH)
⑩常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1HR溶液中逐滴滴入0.1 mol·L-1NH3·H2O溶液,所得溶液pH及导电性变化如下图，c点溶液存在c(NH4+)>c(R-)、c(OH-)>c(H+)
⑪某温度下,向一定体积0.1 mol·L-1氨水中逐滴加入等浓度的盐酸,溶液中pOH[pOH=-lg c(OH-)]与pH的变化关系如图所示，X、Y、Z三点所示的溶液中: c(NH4+)+c(H+)=c(Cl- )+c(OH-)
⑫常温下向25 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中逐滴滴加0.2 mol·L-1 HN3(叠氮酸)溶液, pH的变化曲线如右图所示(溶液混合时体积的变化忽略不计,叠氮酸的Ka=10-4.7)，在B点, c(OH-)>c(H+)>c(Na+)>c(N3-)
【课时练习】
1．下列各组溶液中的各种溶质的物质的量浓度均为0.1 mol/L。①H2S溶液；②KHS溶液；③K2S溶液；④H2S和KHS混合溶液。 下列说法正确的是
A．溶液pH从大到小的顺序是：③ > ② > ① > ④
B．在KHS溶液中有：c(H+) + c(K+) = c(OH-) + c(HS-) + c(S2-)
C．c(H2S)从大到小的顺序是：① > ④ > ③ > ②
D．在H2S和KHS混合溶液中有：c(H2S) + c(HS-) + c(S2-) = 2c(K+)
2．一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是
A．Na2S溶液中：2c(Na+）=c(S2‒)+c(HS‒)+c(H2S)
B．Na2CO3溶液中：c(OH‒)=c(H+)+c(HCO3‒)+2c(H2CO3)
C．0.1mol•L﹣1NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3‒)+c(CO32‒)+c(OH‒)
D．pH相同的①CH3COONa、②NaOH、③NaClO三种溶液的c(Na+)：③>①>②
3．25℃时，浓度均为 0.1 mol/L 的溶液，其 pH 如下表所示。有关说法正确的是
序号
①
②
③
④
溶液
NaCl
CH3COONH4
NaF
NaHCO3
pH
7.0
7.0
8.1
8.4
A．酸性强弱：H2CO3＞HF
B．①和②中溶质均未水解
C．①和③中阴离子的总浓度：c(Cl-) + c(OH-)＞c(F-) + c(OH-)
D．④中：c() + 2c( ) + c(H2CO3) = 0.1 mol/L
4．水浴加热滴加酚酞的NaHCO3溶液，颜色及pH随温度变化如下（忽略水的挥发）：
时间
①
②
③
④
⑤
温度/℃
20
30
40
从40℃冷却到20℃
沸水浴后冷却到20℃
颜色变化
红色略加深
红色接近①
红色比③加深较多
pH
8.31
8.29
8.26
8.31
9.20
下列说法不正确的是（ ）
A．NaHCO3溶液显碱性的原因：HCO3-+H2OH2CO3+OH-
B．①→③的过程中，颜色加深的原因可能是HCO3-水解程度增大
C．①→③的过程中，pH略微下降说明升温过程中c(OH-)减小
D．⑤比①pH增大，推测是由于NaHCO3分解生成的Na2CO3的缘故
5．常温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1NH4Cl溶液中逐滴加入0.100 0 mol·L-1KOH溶液时，溶液的pH与KOH溶液体积的关系如图所示(不考虑挥发)。下列说法正确的是( )
A．点a所示溶液中水的电离程度小于相同温度下纯水的电离程度
B．点b所示溶液中：c(NH4+)＝c(K＋)＝c(H＋)＝c(OH－)
C．点d所示溶液中的溶质为一水合氨
D．点c所示溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
6．常温下，将NaOH溶液分别加到HF溶液、CH3COOH溶液中，两混合溶液中离子浓度与pH的变化关系如图所示，已知pKa=-lgKa，下列有关叙述错误的是
A．常温下，Ka(CH3COOH)=10-5
B．a点时，c(F-)=c(HF)>c(Na+)>c(H+) >c(OH-)
C．常温下,0.1mol/LNaF溶液的pH小于0.1mol/LCH3COONa溶液的pH
D．向CH3COOH 溶液中加入NaOH溶液后所得的混合溶液中，
7．已知：H3AO3与足量NaOH溶液反应生成NaH2AO3，25℃时，K(H3AO3)=9.7×10-11。常温下，用0.100mol/L盐酸滴定20.00mL0.100mol/L NaH2AO3溶液。溶液中c()与-lgc(OH-)的变化关系如图所示。下列说法中正确的是( )
A．H3AO3为三元酸
B．溶液中水电离程度为：M＜N
C．a＞0.05
D．M到N过程中，溶液中存在c(Na+)=c()+c(H3AO3)
8．室温下，将0.10 mol·L-1盐酸逐滴滴入20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中，溶液中pH和pOH随加入盐酸体积变化曲线如图所示。已知：pOH= -lg c(OH-)。下列说法正确的是
A．M点所示溶液c()+c(NH3·H2O)= c(Cl-)
B．N点所示溶液中：c()>c(Cl-)
C．Q点所示消耗盐酸的体积等于氨水的体积
D．M点和N点所示溶液中水的离子积相同
9．25℃时，在20mL0.1mol·L－1一元弱酸HA溶液中滴加0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液中1g与pH关系如图所示。下列说法不正确的是
A．A点对应溶液中：c(A－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)
B．25℃时，HA酸的电离常数的数量级为 10－6
C．对C点溶液加水稀释，一定减小
D．当加入NaOH溶液体积为10 mL时，水的电离受到了抑制
10．25℃时，向0.1L0.1mol·L－1CH3COOH溶液中逐渐加入NaOH固体，恢复至原温度后溶液中离子浓度关系如下图所示(忽略溶液体积变化)。下列有关叙述正确的是
A．25℃，CH3COOH的Ka数量级为10－4
B．B点：加入的NaOH的物质的量为0.005mol
C．A点：c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(CH3COOH)－c(H＋)>0.1mol·L－1
D．A到C的过程中不考虑温度变化：增大
11．某三元羧酸H3A在表面活性剂、洗涤剂、润滑剂等方面具有重要的地位。常温时，向10mL0.01mol·L-1的H3A溶液中滴入0.01mol·L-1的NaOH溶液，H3A、H2A-、HA2-、A3-的物质的量分数与溶液的pH的关系如图所示。则下列说法中错误的是（ ）
A．常温时，0.01mol·L-1的H3A溶液的pH介于2～3之间
B．常温时，反应A3-+H2O HA2-＋OH-的平衡常数为K=10c-14
C．若b=7，则将等物质的量的NaH2A与Na2HA加入到适量蒸馏水中使其完全溶解，则所得的溶液的pH一定等于7
D．加入NaOH溶液的体积为30mL时，所得溶液中存在有：c(OH-)=3c(H3A)＋2c(H2A-)＋c(HA2-)＋c(H+)
12．某同学探究溶液的酸碱性对FeCl3水解平衡的影响，实验方案如下：配制50 mL 0.001 mol/L FeCl3溶液、50mL对照组溶液x，向两种溶液中分别滴加1滴1 mol/L HCl溶液、1滴1 mol/L NaOH 溶液，测得溶液pH随时间变化的曲线如下图所示。
下列说法不正确的是
A．依据M点对应的pH，说明Fe3+发生了水解反应
B．对照组溶液x的组成可能是0.003 mol/L KCl
C．依据曲线c和d说明Fe3+水解平衡发生了移动
D．通过仪器检测体系浑浊度的变化，可表征水解平衡移动的方向
13．硫代硫酸钠(Na2S2O3) 是一种常用的化工原料，常用作除氧剂等。回答下列问题。
（1）硫代硫酸钠做除氧剂的主要原因是其具有______性。
（2）硫代硫酸纳中所含化学键的类型为_________。
（3）硫代硫酸钠在中性或碱性溶液中稳定，在酸性溶液中不稳定。向pH=2的硫酸中滴加Na2S2O3溶液，可观察到的现象是_______________。
（4）硫代硫酸纳溶液呈弱碱性。用离子方程式解释其呈弱碱性的原因__________；25℃时该离子反应的平衡常数值约为_________。[已知25℃时，K1(H2S2O3)=2.52×10-1，K2(H2S2O3)=1.00×10-2]
（5）工业生产中，一般将Na2S和Na2CO3以物质的量比2 :1配成混合溶液，在配制混合溶液前先将蒸馏水加热煮沸一段时间后待用，再将SO2缓缓通入溶液中，即可得硫代硫酸钠。
①将蒸馏水加热煮沸一段时间后待用，其目的是_________。
②反应的化学方程式为__________。
③已知：2Na2S2O3+I2= 2NaI+Na2S4O6。为测定所制得晶体的纯度，该小组以淀粉作指示剂，用0.010mol/L的碘水进行多次取样滴定，测得Na2S2O3·5H2O 的含量约为102%。若所用试剂及操作均无不当，产生该结果最可能的原因是_______________。
14．在含有弱电解质的溶液中，往往有多个化学平衡共存。
（1）一定温度下，向 1L 0.1mol·L－1 CH3COOH 溶液中加入 0.1molCH3COONa 固体，则溶液中 _____（填“增大”、“不变”或“减小”）；写出该溶液中的电荷守恒关系_____。
（2）土壤的 pH 一般在 4~9 之间。土壤中 Na2CO3 含量较高时，pH 可达 10.5，试用离子方程式解释土壤呈碱性的原因：_____。加入石膏（CaSO4·2H2O）可以使土壤碱性降低，有关反应的化学方程式为_____。
（3）水垢的主要成分 CaCO3 可以用过量食醋溶解，请结合化学用语，从沉淀溶解平衡的角度进行解释______________。
（4）常温下在 20mL0.1mol·L－1Na2CO3 溶液中逐滴加入 0.1mol·L－1HCl 溶液 40mL，溶液中含碳元素的各种微粒（CO2 因逸出未画出）物质的量分数（纵轴）随溶液 pH 变化的部分情况如图所示。回答下列问题：
①在同一溶液中 H2CO3 和CO____________________（填“能”或“不能”）大量共存。
②当 pH＝7 时，溶液中含碳元素的最主要微粒为_____，溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为_________。
③已知在 25℃时，CO 水解反应的平衡常数=2.0×10－4，当溶液中c(HCO):c(CO)＝2:1 时，溶液的 pH＝_____。
15．硫化氢的转化是资源利用和环境保护的重要研究课题。由硫化氢获得硫单质有多种方法。
(1)已知：H2S(g)+H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+2H2O(l) ΔH1=61kJ·mol-1
SO2(g)+I2(g)+2H2O(l)=2HI(aq)+H2SO4(aq) ΔH2=－151kJ·mol-1
2HI(aq)=H2(g)+I2(g) ΔH3=110kJ·mol-1
则硫化氢气体分解为氢气和固体硫的热化学方程式为___。
(2)K2CO3溶液吸收H2S的反应为K2CO3+H2SKHS+KHCO3，该反应的平衡常数的对数值为lgK=___
(已知：H2CO3lgK1=－6.4，lgK2=－10.3；H2SlgKl=－7.0，lgK2=－19.0)。
(3)工业上采用图1所示装置电解K4[Fe(CN)6]和KHCO3混合溶液一段时间，然后停止电解，通入H2S，利用生成的K3[Fe(CN)6]将H2S转化为S，自身转化为K4[Fe(CN)6]。
①电解时，阳极的电极反应式为___。
②通入H2S过程中，伴有CO转化为HCO。通H2S发生反应的离子反应方程式为___。
(4)将含H2S尾气的空气按一定流速通入酸性FeCl3溶液中，可实现含H2S尾气的空气脱硫。在FeCl3溶液吸收H2S的过程中，溶液中的n(Fe3+)及被吸收的n(H2S)随时间t的变化如图2所示。t1时刻后，溶液中n(Fe3+)保持微量减少至基本不变，其原因是___。
(5)H2S溶液中H2S、HS-，S2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图3所示，H2S的电离平衡常数Ka1=___。写出pH由12.0变为16.0时发生的主要的离子方程式：___。
16．磷是重要的元素，能形成多种含氧酸。回答下列问题:
(1)次磷酸(H3PO2)是一元酸，其电离常数的值K=9×103。向10mL0.1 mol•L-1H3PO2溶液中加入30mL等物质的量浓度的NaOH溶液，写出反应的离子方程式_________，c(Na+)+(H2PO2-)+c(H3PO2)=______(忽略混合后溶波体积的变化)。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸， 25℃时亚磷酸的电离常数的值为K1=1×10-2、k2=2.6×10－7,则NaH2PO3溶液显性_____(填“酸”“碱”或“中”)，原因是____(结合化学用语及数据计算进行解释)
(3)已知HF的电离常数的值为K=3.6×10-4,将足量HF溶液和Na2HPO3溶液反应，其离子方程式为______。
(4)亚磷酸具有强还原性。化学实验小组利用滴定法测定某亚磷酸溶液的浓度，取25.00mL的亚磷酸溶液放入锥形瓶中，用0.10 mol•L-1的高锰酸钾溶液进行滴定，反应的离子方程式是5H3PO3+ 2MnO4-+6H+ = 5H3PO4+ 2Mn2+ +3H2O。
三次滴定实验的数据分别如下:
实验编号
滴定前读数
滴定后读数
1
0.50
22.50
2
1.50
24.50
3
1.00
22.00
①亚磷酸溶液的物质的量浓度为______。
②关于该实验下列说法正确的是______(填写序号)。
a 取亚磷酸溶液的滴定管，洗涤后未润洗，导致结果偏低
b 盛高锰酸钾溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡，导致结果偏高
c 滴定过程中眼睛只注视滴定管中液面变化，并做好记录
d 锥形瓶未干燥底部有水，会导致结果偏低
参考答案
例题1、②③④⑧⑪
【解析】将稀氨水加入硫酸中，pH=7时，溶液中c（H+）=c（OH-）， 根据电荷守恒原则，2c（SO42－）=c（NH4＋），即c（SO42－）c(OH-),故c(Na+)
【解析】由MgCl2溶液制备无水MgCl2时，先使MgCl2从溶液中结晶析出MgCl2·6H2O，然后MgCl2·6H2O在HCl气流中加热，防止MgCl2发生水解，①错误; FeCl3易发生水解，故配制FeCl3溶液时，将其固体溶于较浓的盐酸中，再加水稀释，以抑制FeCl3的水解， ②正确; 盐类水解一般是微弱的，书写离子方程式时应使用“”, ③错误; 水解方程式分别为AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，Al2(SO4)3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SO4，加热促进水解，由于盐酸为挥发性酸，硫酸为难挥发性酸，故前者最终产物为Al2O3，后者最终产物为Al2(SO4)3， ④错误; 天然硬水是因为其中含有较多的HCO离子，⑤错误; 惰性电极电解食盐水生成物是H2、Cl2、NaOH，Cl2与NaOH溶液反应可以制备漂白液，与水解无关，⑥错误；Na2CO3溶液中存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，加入BaCl2溶液后生成BaCO3沉淀，c(CO)降低，溶液的碱性减弱，所以红色逐渐褪去，⑦正确；NH4Cl与ZnCl2溶液均因水解显酸性，可作焊接中的除锈剂，⑧正确；由Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋加入CaCO3消耗H＋，使平衡右移而除去Fe3＋，但又引入新的杂质Ca2＋，⑨错误；所加酸应是稀硫酸，不能引入新杂质，⑩错误；反应后溶液中电荷守恒为 c(NH4+)+c(H+)+c(Na+)=2c(SO42-)+c(OH-) ,pH=7,c(H+)=c(OH-),则c(NH4+)+c(Na+)=2c(SO42-)，⑪错误；KNO3不影响水的电离,CH3COONH4促进水的电离，⑫错误。
例题3、④⑤⑦⑩⑪
【解析】由于c(H2CO3)和c(CO)不相等，①错误; HA－的电离大于水解，所以c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)， ②错误; 从图像看出，b点时，盐酸体积与MOH溶液体积相等，溶液呈碱性，说明混合溶液中MOH过量，MOH继续电离，说明MOH是弱碱，a点对应的溶液呈碱性，溶液中离子浓度大小顺序为c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，③错误; 当加入10 mL盐酸时，恰好将NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根据电荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，④正确; Ka1(H2CO3)· Ka2(H2CO3)
=c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)×c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-),碳酸和碳酸氢根离子都部分电离,所以c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)，⑦正确；根据电荷守恒c(H+)+c(NH4+)=c(OH-)+c(Cl-),混合后溶液呈碱性,c(H+)7,混合液呈碱性,则c(OH-)>c(H+),结合电荷守恒可知,c(NH4+)>c(R-)，⑩正确；X、Y、Z三点的溶液中均存在电荷守恒,且电荷守恒式均为c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),⑪正确；B点溶质为NaN3和NaOH,c(Na+)最大，⑫错误。
【课时练习】
1．D【解析】A项，①和④溶液呈酸性，④中KHS电离的HS-对H2S的电离起抑制作用，pH：① ④；②和③溶液呈碱性，由于S2-的水解能力大于HS-的水解能力，pH：③②；溶液pH从大到小的顺序为：③②④①，错误。B项，KHS溶液中的电荷守恒式为：c（H+）+ c（K+）= c（OH-）+ c（HS-）+ 2c（S2-），错误。C项，②、③溶液中H2S都由水解产生，则②、③中c（H2S）小于①、④中；④中KHS电离的HS-对H2S的电离起抑制作用，c（H2S）：④①；③中S2-的第二步水解生成H2S，而且第一步水解远大于第二步水解，c（H2S）：②③； c（H2S）：④①②③，错误。D项，等物质的量浓度的H2S和KHS混合溶液中的物料守恒式为：c（H2S）+ c（HS-）+ c（S2-） = 2c（K+），正确。答案选D。
点睛：电解质溶液中粒子浓度的大小关系的比较必须明确两个微弱、抓住三个守恒。两个微弱指弱酸、弱碱的电离程度是微弱的，弱酸阴离子、弱碱阳离子的水解程度是微弱的，如C项比较H2S浓度时，①、④中远大于②、③中；三个守恒指电荷守恒（溶液呈电中性）、物料守恒（某种原子或原子团守恒）和质子守恒。
2．B【解析】A．Na2S溶液中存在物料守恒：c(Na+）=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)，故A错误；
B．Na2CO3溶液中存在质子守恒，水电离出的氢氧根离子浓度等于所有氢离子存在形式总和，c(OH－)=c(H+)+c(HCO3－)+2c(H2CO3)，故B正确；
C.0.1mol•L-1NaHCO3溶液中电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(HCO3－)+2c(CO32－)+c(OH－)，故C错误；
D．相同浓度时碱性NaOH＞NaClO＞CH3COONa，所以pH相同的①CH3COONa、②NaOH、③NaClO三种溶液的c(Na+)：①＞③＞②，故D错误；
故答案选B。
3．C【解析】NaCl不水解，故溶液显中性，CH3COONH4显中性是因为醋酸根和铵根的水解程度相同，而等浓度NaHCO3溶液的碱性强于NaF，说明酸性：H2CO3＜HF。
A．NaF和NaHCO3溶液中阴离子水解显碱性，对应酸性越弱，阴离子水解程度越强，碳酸氢钠溶液pH大于NaF溶液pH，则对应酸性为H2CO3＜HF，故A错误；
B．氯化钠溶液是强酸强碱溶液，溶液pH=7，氯化钠不水解，醋酸铵是弱酸弱碱盐，溶液pH=7，说明醋酸根离子和铵根离子水解程度相同，溶液显中性，①中溶质未水解，②中溶质发生双水解，故B错误；
C．氯化钠溶液中电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)；氟化钠溶液中电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(F-)；故要比较两溶液阴离子总浓度，即比较阳离子总浓度，c(Na+)相等，氯化钠溶液呈中性，氟化钠溶液呈碱性，故c(H+)：①>③，①和③中阴离子的总浓度：①>③，即c(Cl-) +c(OH-)＞c(F-) +c(OH-)，故C正确；
D．依据碳酸氢钠溶液中存在物料守恒，碳元素物质的量总量不变，④中物料守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)=0.1mol/L，故D错误。
答案选C。
4．C【解析】A．NaHCO3显碱性,是溶液中HCO3-发生水解反应的缘故，其中水解反应式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，故A正确；
B．①→③的过程中，溶液温度升高，促进HCO3-水解，溶液的碱性增强，故B正确；
C．①→③的升温过程中，促进水的电离，水的离子积常数增加，溶液中OH-略有增大，但溶液pH略微却下降，故C错误；
D．⑤和①的温度相同，但⑤比①pH增大，应该是⑤溶液中的Na2CO3的水解程度大于①中NaHCO3的水解程度，故D正确；
故答案为C。
5．D【解析】A．酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，a点溶质为氯化铵，是强酸弱碱盐，NH4+促进水的电离，则a所示溶液中水的电离程度大于相同温度下纯水的电离程度，A错误；
B．b点溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)，水的电离程度很小，盐电离产生的离子浓度大于水电离产生的离子浓度，所以c(K+)＞c(H+)，B错误；
C．d点KOH溶液体积与NH4Cl溶液的体积相等，二者浓度相等，则二者恰好完全反应，混合溶液中溶质为反应产生的KCl、NH3·H2O等物质的量浓度的混合溶液，C错误；
D．c点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨、KCl、NH4Cl的混合溶液，溶液中存在电荷守恒c(NH4+)+c(K+)＋c(H＋)=c(OH－)+c(Cl-)、同时存在物料守恒：c(NH3•H2O)+c(NH4+)= c(Cl-)，则c(K+)＋c(H＋)=c(NH3•H2O)+ c(OH－)，D正确；
故合理选项是D。
6．D【解析】A、根据b点信息，可知pH=5时， =0，即=1。所以Ka(CH3COOH)= =c(H+)=10-5，故A正确。B、根据a点信息可知，pH=4，c(H+)＞c(OH-)， ，则c(F-)=c(HF)；根据电荷守恒c(F-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+)，则c(F-)＞c(Na+)，所以c(F-)=c(HF)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)，故B正确。C、根据a点信息可知，Ka(HF)= c(H+)=10-4＞Ka(CH3COOH)；越弱越水解，所以同浓度的NaF溶液和CH3COONa溶液，后者水解程度较大，pH较大，故C正确。D、根据Ka(CH3COOH)= 可知， ===10，故D错误。故选D。
7．D【解析】A．由“H3AO3与足量NaOH溶液反应生成NaH2AO3”知，NaH2AO3为正盐，H3AO3为一元酸，A不正确；
B．在M点，在溶液中发生水解，促进水的电离，而在N点时溶液中有H3AO3，抑制水的电离，所以水电离程度为：M＞N，B不正确；
C．在N点时，-lgc(OH-)=7，此时c(H+)=10-7mol/L，K(H3AO3)== 9.7×10-11，从而得出= 9.7×10-4，此时溶液中c()＜c(H3AO3)，a＜0.05，C不正确；
D．M到N过程中，+H+=H3AO3，此时c()+c(H3AO3)不变，依据物料守恒原理，溶液中存在c(Na+)=c()+c(H3AO3)，D正确；
故选D。
8．D【解析】随着盐酸的滴入溶液的pH减小，pOH增大，所以实线代表pH变化曲线，虚线代表pOH变化曲线，Q点pH=pOH，即c(OH-)=c(H+)，此时溶液显中性，Q点左侧溶液为碱性，Q点右侧溶液为酸性。
A．M点溶液呈碱性，应为NH4Cl、NH3•H2O混合溶液，溶液中c()+c(NH3•H2O)>c(Cl-)，故A错误；
B．N点溶液呈酸性，溶液中c(H+)>c(OH-)，结合电荷守恒c()+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，可知c()
D．一定温度下水的离子积为常数，温度不变水的离子积常数不变，故D正确；
故答案为D。
9．C【解析】A．据图可知A点对应溶液的pH＜7，显酸性，则c(H+)＞c(OH－)，结合电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A－)+c(OH－)可知：c(A－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)，故A正确；
B．据图可知B点1g=0，即=1，pH=5.3，即c(H+)=10-5.3mol/L，所以HA的电离平衡常数Ka==10-5.3，数量级为 10－6，故B正确；
C．A－的水解平衡常数表达式为，加水稀释水解平衡常数不变，则不变，故C错误；
D．加入NaOH溶液体积为10mL时，溶液中的溶质为等物质的量浓度的NaA和HA，HA的电离平衡常数为Ka=10-5.3，则其水解平衡常数Kh==10-8.7< Ka，所以此时溶液中的HA的电离程度大于A－的水解程度，酸的电离抑制水的电离，则此时水的电离受到抑制，故D正确；
故答案为C。
10．D【解析】A. 25℃，根据A点坐标可知，当pH=2.85时，lgKa+pH =-1.85，即Ka=10-4.7，CH3COOH的Ka数量级为10－5，A错误；
B. B点时，醋酸和醋酸根浓度相等，原CH3COOH溶液0.1L0.1mol·L－1，即B点时n(CH3COOH)+n(CH3COO-)=0.01mol，根据电荷守恒可知，c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，n(Na+)= n(CH3COO-)+n(OH-)- n(H+)=0.005+n(OH-)- n(H+)，环境pH＜7，加入的NaOH的物质的量小于0.005mol，B错误；
C. A点时，根据物料守恒可知，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol/L，pH＜7，溶液显酸性，即c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(CH3COOH)－c(H＋)＜0.1mol·L－1，C错误；
D. 根据醋酸根的水解方程可知，醋酸根水解常数Kb=，A到C的过程中不考虑温度变化，水解常数不变，加入的氢氧化钠固体增大，钠离子浓度不断增大， 增大，D正确。
答案为D。
11．C【解析】由题意可知三元羧酸H3A是三元弱酸，在水中可电离出H2A-、HA2-、A3-。由图像可知在a点时有，在b点时有，在c点时有。
A．常温时，依据题目所给图像可以得出0.01mol·L−1的H3A溶液中约有30%的电离，即溶液中氢离子的浓度约为0.003mol·L−1，pH=-lg0.0032.5，故pH介于2～3之间，A正确，不选；
B．A3-的水解平衡常数，在c点时有，且pH=c，故，B正确，不选；
C．将等物质的量的NaH2A与Na2HA加入到适量蒸馏水中完全溶解，则所得的溶液中H2A−与HA2−的浓度不一定相等， C错误，符合题意；
D．当加入NaOH溶液的体积为30mL时，此时的物料守恒表达式为：，而电荷守恒表达式为：，两式联立可得c(OH-)=3c(H3A)＋2c(H2A-)＋c(HA2-)＋c(H+)，D正确，不选；
答案选C。
12．B【解析】A、FeCl3溶液的pH小于7，溶液显酸性，原因是氯化铁是强酸弱碱盐，Fe3+在溶液中发生了水解，故A正确；
B、对照组溶液X加碱后溶液的pH的变化程度比加酸后的pH的变化程度大，而若对照组溶液x的组成是0.003 mol/L KCl，则加酸和加碱后溶液的pH的变化应呈现轴对称的关系，所以该溶液不是0.003 mol/L KCl，故B错误；
C、在FeCl3溶液中加碱、加酸后，溶液的pH的变化均比对照组溶液x的变化小，因为加酸或加碱均引起了Fe3+水解平衡的移动，故溶液的pH的变化比较缓和，故C正确；
D、FeCl3溶液水解出氢氧化铁，故溶液的浑浊程度变大，则水解被促进，否则被抑制，故D正确；
故选B。
13．（1）还原（2）离子键和共价键（3）溶液变浑浊，有刺激性气味的气体产生（4）S2O32-+H2OHS2O3-+OH-；1.0×10-12（5）①赶走水中的溶解氧(或空气)②Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3+CO2③晶体中含有杂质(如Na2S等) 在滴定时参与反应或有一部分晶体失去结晶水
【解析】（1）硫代硫酸钠中的硫呈+2价，是中间价态，故其既有氧化性又有还原性。硫代硫酸钠做除氧剂的主要原因是其具有还原性。
（2）硫代硫酸纳中，硫代硫酸根与钠离子之间形成离子键，硫代硫酸根离子内部成键原子间形成的是共价键，故硫代硫酸纳中所含化学键的类型为离子键和共价键。
（3）硫代硫酸钠在中性或碱性溶液中稳定，在酸性溶液中不稳定。向pH=2的硫酸中滴加Na2S2O3溶液，发生反应2H++ S2O32-=S↓+SO2↑+H2O，可观察到的现象是溶液变浑浊，有刺激性气味的气体产生。
（4）硫代硫酸纳溶液呈弱碱性，是因为硫代硫酸根离子水解使溶液呈碱性，用离子方程式表示为S2O32-+H2O⇌HS2O3-+OH-；25℃时该离子反应的平衡常数为 1.0×10-12。
（5）①将蒸馏水加热煮沸一段时间后待用，其目的是赶走水中的溶解氧(或空气)。
②反应的化学方程式为Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3+CO2 。
③已知：2Na2S2O3+I2= 2NaI+Na2S4O6。为测定所制得晶体的纯度，该小组以淀粉作指示剂，用0.010mol/L的碘水进行多次取样滴定，测得Na2S2O3·5H2O 的含量约为102%。若所用试剂及操作均无不当，产生该结果最可能的原因是：晶体中含有具有还原性的杂质(如Na2S等) 在滴定时参与反应，或有一部分晶体失去结晶水。
14．（1）不变；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）（2）CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O（3）CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解（4）①不能②HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）③10
【解析】（1）CH3COOH的电离平衡常数K=，温度不变，电离平衡常数不变；混合溶液中存在电荷守恒关系c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+），故答案为：不变；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）；
（2）Na2CO3为强碱弱酸盐，CO32-在溶液中分步水解使土壤呈碱性，水解的离子方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-，加入石膏后，CaSO4与Na2CO3反应生成CaCO3沉淀，CO32-浓度降低，水解平衡向左移动，OH-浓度降低，使土壤碱性降低，使土壤碱性降低，反应方程式为CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3↓+Na2SO4+2H2O，故答案为：CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O；
（3）醋酸的酸性强于碳酸，水垢的主要成分CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解，故答案为：CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解；
（4）①由图象可以看出，H2CO3存在于PH＜8的溶液中，CO32-存在于pH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，故答案为：不能；
②由图可知，pH=7时溶液中c（OH-）=c（H+），溶液中含碳元素的主要微粒为HCO3-和H2CO3，此时溶液中溶质为NaCl、NaHCO3和H2CO3，由电荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（Cl-）+c（HCO3-）+c（OH-）可知，溶液中c（Na+）>c（Cl-），由反应Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3和NaHCO3+HCl=NaCl+ H2CO3可知，溶液中c（Cl-）>c（HCO3-），则溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+），故答案为：HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）；
③CO32-的水解常数Kh==2.0×10－4可知，当溶液中c（HCO3-）：c（CO32-）=2：1时，溶液中c（OH-）=1.0×10-4mol/L，则溶液中c（H+）==10-10mol/L，溶液pH=10，故答案为：10。
15．（1）H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH=20kJ·mol-1（2）3.3(3)①[Fe(CN)6]4-－e-=[Fe(CN)6]3-②2[Fe(CN)6]3-+2CO+H2S=2[Fe(CN)6]4-+2HCO+S↓（4）t1时刻后，生成的Fe3+与H2S发生氧化还原反应，溶液中的Fe2+被空气氧化为Fe3+，这两个反应的速率近似相等，因而溶液中的Fe3+的量基本不变（5）10-7.24；HS-+OH-=S2-+H2O
【解析】 (1)已知①H2S(g)+H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+2H2O(l) ΔH1=61kJ·mol-1；
②SO2(g)+I2(g)+2H2O(l)=2HI(aq)+H2SO4(aq) ΔH2=-151kJ·mol-1；
③2HI(aq)=H2(g)+I2(g) ΔH3=110kJ·mol-1
根据盖斯定律，反应①+②+③得H2S(g)=H2(g)+S(s)，ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3=20kJ·mol-1，故答案为：H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH=20kJ·mol-1；
(2)根据题意，，K2CO3溶液吸收H2S的反应为K2CO3+H2SKHS+KHCO3，离子方程式为+H2SHS-+，则该反应的平衡常数为，则lgK=lgKa1(H2S)-lgKa2(H2CO3)=-7-(-10.3)=3.3，故答案为：3.3；
(3)①电解时阳极发生失电子的氧化反应，先将[Fe(CN)6]4-转化为Fe(CN)6]3-，化合价升高，所以反应为：Fe(CN)6]4--e-=[Fe(CN)6]3-，故答案为：Fe(CN)6]4--e-=[Fe(CN)6]3-；
②通入H2S过程中，伴有CO转化为HCO，根据电子得失守恒和元素守恒可知：2[Fe(CN)6]3-+2+H2S=2Fe[(CN)6]4-+2+S↓，故答案为：2[Fe(CN)6]3-+2+H2S=2Fe[(CN)6]4-+2+S↓；
(4)t1时刻后，溶液中的Fe2+被空气氧化为Fe3+，生成的Fe3+再与H2S发生氧化还原反应，因而溶液中的Fe3+的量基本不变，故答案为：t1时刻后，生成的Fe3+与H2S发生氧化还原反应，溶液中的Fe2+被空气氧化为Fe3+，这两个反应的速率近似相等。因而溶液中的Fe3+的量基本不变；
(5)根据H2S溶液中H2S、HS-，S2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化图，当pH=7.24时，c(H2S)=c(HS-)，则H2S的电离平衡常数Ka1=c(H+)=10-7.24，由图可知，pH由12.0变为16.0时，是由HS-转化为了S2-，反应的离子方程式为HS-+OH-=S2-+H2O，故答案为：10-7.24；HS-+OH-=S2-+H2O。
16．（1）H3PO2+OH-= H2PO2-+H2O；0.1mol/L（2）酸；H2PO3-溶液中存在水解平衡和电离平衡：H2PO3-+H2OH3PO3+OH-、H2PO3-HPO32－+H＋，水解平衡常数为：Kh=＜K2＝2.6×10－7，即电离大于水解，所以NaH2PO3溶液显酸性；HPO32-+HF=H2PO3-+F-(4)①0.22mol/L②ab
【解析】 (1)由于次磷酸(H3PO2)是一元酸，向10 mL 0.1 mol•L-1 H3PO2溶液中加入30 mL等物质的量浓度的NaOH溶液，则NaOH溶液过量，反应的离子方程式为：H3PO2+OH-=H2PO2-+H2O；根据元素守恒：c(Na+)+c(H2PO2-)+c(H3PO2)==0.1mol/L；
(2)由于H2PO3-溶液中存在水解平衡和电离平衡：H2PO3-+H2OH3PO3+OH-、H2PO3-HPO32－+H＋，水解平衡常数为：Kh=＜K2＝2.6×10－7，即电离大于水解，所以NaH2PO3溶液显酸性；
(3)因为亚磷酸的电离常数的值为K1=1×10-2、K2=2.6×10-7，HF的电离常数的值为K=3.6×10-4，则酸性强弱为：H3PO3＞HF＞H2PO3-，根据强酸制弱酸书写离子方程式为：HF+HPO32-=H2PO3-+F-；
(4)①高锰酸钾溶液滴定亚磷酸溶液，离子方程式是5H3PO3+2MnO4-+6H+=5H3PO4+2Mn2++3H2O，实验1：V1=22.5 mL -0.5 mL =22mL，实验2：V2=24.5 mL -1.5 mL =23mL，实验3：V3=22 mL -1 mL =21mL，所以平均体积V==22mL，根据5H3PO3～2MnO4-，则c(H3PO3)==0.22mol/L；
②a. 亚磷酸溶液的滴定管洗涤后未润洗，则待测液被稀释，浓度降低，故a正确；
b. 滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡，则V标偏大，导致结果偏大，故b正确；
c. 滴定过程中，眼睛注视锥形瓶中颜色的变化，故c错误；
d. 锥形瓶盛放待测液，锥形瓶未干燥底部有水，待测液浓度降低，但待测液物质的量不变，消耗标准液体积不变，测定结果不变，故d错误；故答案为：ab。
第20讲 盐类的水解
【知识梳理】
一、盐类水解的原理
1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2. 盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。
(1)组成盐的弱碱阳离子(M+)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A-)能水解显碱性。
M+ + H2O MOH + H+
A- + H2O HA + OH-
(2)盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大（越弱越水解），溶液碱性（或酸性）越强。
(3)多元弱酸根，正酸根离子比酸式弱酸根离子水解程度大得多，如：CO32-比HCO3-的水解程度大得多，溶液的碱性更强。
(4)弱酸弱碱盐的阴阳离子能“共”水解，水解程度比单一离子水解程度大，溶液的酸碱性依然是“谁强显谁性”，如NH4Ac溶液显中性，而(NH4)2S溶液显碱性。若水解产物有沉淀或气体生成则发生“双”（完全）水解：如Al3+与CO32—、HCO3—、S2—、HS-、AlO2—、ClO-、等离子发生双水解；Fe3+（Fe2+）与CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO-等离子发生双水解；NH4+与SiO32—、AlO2—等离子发生双水解。
（5）强酸酸式盐溶液呈强酸性，如NaHSO4、NH4HSO4；强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度：电离程度＞水解程度，则溶液显酸性,如NaH2PO4、NaHSO3；电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS。
3．盐类水解方程式的书写
（1）盐类水解程度一般微弱，方程式要用可逆号“”表示，产物中的弱电解质不标“¯”或“”，也不写成分解产物的形式。如：NH4+ +H2ONH3·H2O+ H+ ，HCO3- + H2OH2CO3
，Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
（2）多元弱酸盐的水解方程式要分步写。如Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-、HCO3- + H2OH2CO3。
（3）双水解反应能进行到底的要用“=”，产物中的沉淀、气体要标“¯”和“”。如明矾和小苏打两溶液混合: Al3++3HCO3-=Al(OH)3¯+3CO2，如硫化铝在水中的反应：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3¯+3H2S；醋酸铵能发生共水解反应，但不能进行到底，无气体、沉淀产生，以NH4+、CH3COO-、NH3·H2O、CH3COOH共存，方程式要用可逆号“”表示，产物中的弱电解质不标“¯”或“”。醋酸铵的水解离子方程式：NH4++CH3COO-+H2ONH3·H2O+CH3COOH。
4．影响盐类水解的因素
（1）内因：盐本身的性质，组成盐的弱酸根对应的酸越弱（或组成盐的阳离子对应的碱越弱），水解程度越大。
（2）外因：受温度、浓度及外加酸碱的影响。
①温度的影响：盐的水解方向是吸热反应，升高温度可促进水解，水解平衡向右移动，使水解程度增大。
②盐的浓度的影响：将盐溶液加水稀释，水解平衡向右移动，使水解程度（水解度）增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但盐的水解程度（水解度）却变小。
③溶液的酸碱度：盐溶液加酸(H+)可抑制阳离子的水解，促进阴离子水解；盐溶液加碱(OH-)可抑制阴离子的水解，促进阳离子水解。
例题1、下列说法正确的是 。
①将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SO42－)＞c(NH4＋)
②对滴有酚酞试液的CH3COONa溶液加热颜色变深
③由0．1 mol/L一元酸HA溶液的pH＝3, 可推知NaA溶液存在A- + H2OHA + OH-
④0.1 mol·L-1的碳酸钠溶液的pH大于0.1 mol·L-1的醋酸钠溶液的pH
⑤Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
⑥pH=5的CH3COOH溶液和pH =5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
⑦pH=7的溶液中大量存在：Fe3+、Cl-、Na+、NO3-
⑧为了配制NH4＋的浓度与Cl－的浓度比为1：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入适量的氨水⑨酸式盐的水溶液一定显碱性
⑩向0.1 mol·L-1(NH4)2SO3溶液中加入少量NaOH固体,c(Na+)、c(NH4+)、c(SO32-)均增大
⑪ pH=5.6的由CH3COOH与CH3COONa组成的混合溶液中:c(Na+)
由于水解是微弱的，所以通常情况下不考虑它的影响，但遇到下列情况时必须考虑。
1. 判断溶液的酸碱性或证明弱电解质要考虑水解：
（1）NH4Cl溶液显酸性是因NH4+的水解而显酸性，Na2CO3溶液呈碱性是因CO的水解而显碱性。
（2）证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
2.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解：
（1）配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；配制CuSO4溶液时，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2＋水解。
（2）因Na2CO3、CH3COONa、Na2S、Na2SiO3等溶液因水解显碱性，在实验室盛放的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡皮塞。
3.制备某些化合物时要考虑水解:
（1）Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(2) 利用加热促进水解制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl
4. 判断离子共存要考虑水解：Al3＋、Fe3＋与HCO、CO，Al3＋与AlO，Al3＋与S2－因相互促进水解而不共存。
5. 水解除杂要考虑水解：如MgCl2溶液中混有少量Fe3＋杂质时，因Fe3＋水解的程度比Mg2＋的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2等，导致水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
6.中和选择指示剂要考虑水解：指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
7. 判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物要考虑盐类的水解：
（1）加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质；
（2）加热浓缩CuSO4、Na2CO3型的盐溶液一般得原物质；
（3）加热浓缩Al eCl3、FeCl3 型的盐溶液，最后得到氢氧化物,灼烧得氧化物；
（4）加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体；
（5）加热蒸干NaHCO3、Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐；
（6）加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体；
（7）加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。
8.解释某些生活现象时应考虑盐的水解：
(1)化肥的施用问题：铵态氮肥与草木灰不得混用，草木灰的主要成分为K2CO3，当氨态氮肥中的NH遇到CO，发生水解相互促进的反应，NH变为NH3逸走，使氮肥失去效果。
(2)泡沫灭火剂反应原理：以硫酸铝和小苏打为原料，两种溶液混合后发生水解相互促进的反应，使水解反应趋于完全，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)NH4Cl溶液可作焊接金属的除锈剂：氯化铵溶液呈酸性，能溶解铁锈。
(4)热的纯碱水溶液比冷的纯碱水溶液去油污能力强：纯碱溶液中存在CO的水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，温度升高，水解平衡右移，c(OH－)增大，去污能力增强。
（5）明矾净水的原理为：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶粒具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。
例题2、下列有关说法正确的是 。
①由MgCl2溶液制备无水MgCl2，将MgCl2溶液加热蒸干
②配制氯化铁溶液时，将氯化铁溶解在较浓的盐酸中再加水稀释
③室温下，测得氯化铵溶液pH<7，证明一水合氨是弱碱：NH＋2H2O===NH3·H2O＋H3O＋
④AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同
⑤天然弱碱性水呈碱性的原因是其中含有较多的Mg2＋、Ca2＋等离子
⑥生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，运用了盐类的水解原理
⑦在滴有酚酞的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的红色逐渐褪去
⑧NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接中的除锈剂与盐类的水解有关
⑨向CuCl2溶液中加入CaCO3，调节pH可除去溶液中混有的Fe3＋
⑩配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度
⑪NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至pH=7,则c(Na+)=2c(SO42-)
⑫KNO3和CH3COONH4溶液pH均为7,两溶液中水的电离程度相同
三、溶液中的守恒关系与大小比较
1.守恒关系（NaHCO3溶液）：溶液中的大量离子：Na+、HCO3－；微量离子：OH－、CO32－、H＋；大量分子：H2O；微量分子：H2CO3。
守恒类别
守恒关系
电荷守恒
电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。n(Na＋)＋n（H＋）＝n(HCO3－)+2n(CO32－)＋n（OH－），即C（Na+）+C(H+)=C(HCO3－)+2C(CO32－)+C(OH－)
物料守恒
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+):n（C）=1:1，推出：C（Na+）=C(HCO3－)+C(CO32－)+C(H2CO3)
质子守恒
由水电离出的C（H＋）水＝C（OH－）水，得质子守恒关系为：C（OH－）＝C（H＋）＋C（HCO3－）＋2C（H2CO3）（也可通过电荷守恒和物料守恒推导）
2.大小比较：
（1）当盐中阴、阳离子等价时，c(不水解离子)＞c(水解的离子)＞c(水解后呈某性的离子如H＋或OH－)＞c(显性对应离子如OH－或H＋)。如CH3COONa溶液中存在c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，NH4Cl溶液中存在c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。
（2）当盐中阴、阳离子不等价时，要考虑是否水解，水解分几步。如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”。如Na2S水解分二步：
各种离子浓度大小顺序为：c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)。
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。c(NH)由大到小的顺序是③＞①＞②。
（4）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小：若酸与碱恰好完全反应，则相当于一种盐溶液；若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度。
例题3、下列有关说法正确的是 。
①0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)
②0.1 mol·L－1的NaHA溶液，其pH＝4：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>c(A2－)
③常温下，用pH＝m的盐酸滴定20 mL pH＝n的MOH溶液，且m＋n＝14。混合溶液的pH与盐酸体积V的关系如图所示，a点：c(Cl－)>c(M＋)>c(OH－)>c(H＋)
④25 ℃时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L－1盐酸，加入10 mL盐酸时：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)
⑤室温下,0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH=8.31,Ka1(H2CO3)· Ka2(H2CO3)
⑦20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L-1 盐酸混合后溶液呈酸性,所得溶液中:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
⑧室温下,pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合,所得溶液中:c(Cl-)+c(H+)>c(NH4+)+c(OH-)
⑨0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,所得溶液中: c(OH-)>
c(H+)+c(CH3COOH)
⑩常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1HR溶液中逐滴滴入0.1 mol·L-1NH3·H2O溶液,所得溶液pH及导电性变化如下图，c点溶液存在c(NH4+)>c(R-)、c(OH-)>c(H+)
⑪某温度下,向一定体积0.1 mol·L-1氨水中逐滴加入等浓度的盐酸,溶液中pOH[pOH=-lg c(OH-)]与pH的变化关系如图所示，X、Y、Z三点所示的溶液中: c(NH4+)+c(H+)=c(Cl- )+c(OH-)
⑫常温下向25 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中逐滴滴加0.2 mol·L-1 HN3(叠氮酸)溶液, pH的变化曲线如右图所示(溶液混合时体积的变化忽略不计,叠氮酸的Ka=10-4.7)，在B点, c(OH-)>c(H+)>c(Na+)>c(N3-)
【课时练习】
1．下列各组溶液中的各种溶质的物质的量浓度均为0.1 mol/L。①H2S溶液；②KHS溶液；③K2S溶液；④H2S和KHS混合溶液。 下列说法正确的是
A．溶液pH从大到小的顺序是：③ > ② > ① > ④
B．在KHS溶液中有：c(H+) + c(K+) = c(OH-) + c(HS-) + c(S2-)
C．c(H2S)从大到小的顺序是：① > ④ > ③ > ②
D．在H2S和KHS混合溶液中有：c(H2S) + c(HS-) + c(S2-) = 2c(K+)
2．一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是
A．Na2S溶液中：2c(Na+）=c(S2‒)+c(HS‒)+c(H2S)
B．Na2CO3溶液中：c(OH‒)=c(H+)+c(HCO3‒)+2c(H2CO3)
C．0.1mol•L﹣1NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3‒)+c(CO32‒)+c(OH‒)
D．pH相同的①CH3COONa、②NaOH、③NaClO三种溶液的c(Na+)：③>①>②
3．25℃时，浓度均为 0.1 mol/L 的溶液，其 pH 如下表所示。有关说法正确的是
序号
①
②
③
④
溶液
NaCl
CH3COONH4
NaF
NaHCO3
pH
7.0
7.0
8.1
8.4
A．酸性强弱：H2CO3＞HF
B．①和②中溶质均未水解
C．①和③中阴离子的总浓度：c(Cl-) + c(OH-)＞c(F-) + c(OH-)
D．④中：c() + 2c( ) + c(H2CO3) = 0.1 mol/L
4．水浴加热滴加酚酞的NaHCO3溶液，颜色及pH随温度变化如下（忽略水的挥发）：
时间
①
②
③
④
⑤
温度/℃
20
30
40
从40℃冷却到20℃
沸水浴后冷却到20℃
颜色变化
红色略加深
红色接近①
红色比③加深较多
pH
8.31
8.29
8.26
8.31
9.20
下列说法不正确的是（ ）
A．NaHCO3溶液显碱性的原因：HCO3-+H2OH2CO3+OH-
B．①→③的过程中，颜色加深的原因可能是HCO3-水解程度增大
C．①→③的过程中，pH略微下降说明升温过程中c(OH-)减小
D．⑤比①pH增大，推测是由于NaHCO3分解生成的Na2CO3的缘故
5．常温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1NH4Cl溶液中逐滴加入0.100 0 mol·L-1KOH溶液时，溶液的pH与KOH溶液体积的关系如图所示(不考虑挥发)。下列说法正确的是( )
A．点a所示溶液中水的电离程度小于相同温度下纯水的电离程度
B．点b所示溶液中：c(NH4+)＝c(K＋)＝c(H＋)＝c(OH－)
C．点d所示溶液中的溶质为一水合氨
D．点c所示溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
6．常温下，将NaOH溶液分别加到HF溶液、CH3COOH溶液中，两混合溶液中离子浓度与pH的变化关系如图所示，已知pKa=-lgKa，下列有关叙述错误的是
A．常温下，Ka(CH3COOH)=10-5
B．a点时，c(F-)=c(HF)>c(Na+)>c(H+) >c(OH-)
C．常温下,0.1mol/LNaF溶液的pH小于0.1mol/LCH3COONa溶液的pH
D．向CH3COOH 溶液中加入NaOH溶液后所得的混合溶液中，
7．已知：H3AO3与足量NaOH溶液反应生成NaH2AO3，25℃时，K(H3AO3)=9.7×10-11。常温下，用0.100mol/L盐酸滴定20.00mL0.100mol/L NaH2AO3溶液。溶液中c()与-lgc(OH-)的变化关系如图所示。下列说法中正确的是( )
A．H3AO3为三元酸
B．溶液中水电离程度为：M＜N
C．a＞0.05
D．M到N过程中，溶液中存在c(Na+)=c()+c(H3AO3)
8．室温下，将0.10 mol·L-1盐酸逐滴滴入20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中，溶液中pH和pOH随加入盐酸体积变化曲线如图所示。已知：pOH= -lg c(OH-)。下列说法正确的是
A．M点所示溶液c()+c(NH3·H2O)= c(Cl-)
B．N点所示溶液中：c()>c(Cl-)
C．Q点所示消耗盐酸的体积等于氨水的体积
D．M点和N点所示溶液中水的离子积相同
9．25℃时，在20mL0.1mol·L－1一元弱酸HA溶液中滴加0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液中1g与pH关系如图所示。下列说法不正确的是
A．A点对应溶液中：c(A－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)
B．25℃时，HA酸的电离常数的数量级为 10－6
C．对C点溶液加水稀释，一定减小
D．当加入NaOH溶液体积为10 mL时，水的电离受到了抑制
10．25℃时，向0.1L0.1mol·L－1CH3COOH溶液中逐渐加入NaOH固体，恢复至原温度后溶液中离子浓度关系如下图所示(忽略溶液体积变化)。下列有关叙述正确的是
A．25℃，CH3COOH的Ka数量级为10－4
B．B点：加入的NaOH的物质的量为0.005mol
C．A点：c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(CH3COOH)－c(H＋)>0.1mol·L－1
D．A到C的过程中不考虑温度变化：增大
11．某三元羧酸H3A在表面活性剂、洗涤剂、润滑剂等方面具有重要的地位。常温时，向10mL0.01mol·L-1的H3A溶液中滴入0.01mol·L-1的NaOH溶液，H3A、H2A-、HA2-、A3-的物质的量分数与溶液的pH的关系如图所示。则下列说法中错误的是（ ）
A．常温时，0.01mol·L-1的H3A溶液的pH介于2～3之间
B．常温时，反应A3-+H2O HA2-＋OH-的平衡常数为K=10c-14
C．若b=7，则将等物质的量的NaH2A与Na2HA加入到适量蒸馏水中使其完全溶解，则所得的溶液的pH一定等于7
D．加入NaOH溶液的体积为30mL时，所得溶液中存在有：c(OH-)=3c(H3A)＋2c(H2A-)＋c(HA2-)＋c(H+)
12．某同学探究溶液的酸碱性对FeCl3水解平衡的影响，实验方案如下：配制50 mL 0.001 mol/L FeCl3溶液、50mL对照组溶液x，向两种溶液中分别滴加1滴1 mol/L HCl溶液、1滴1 mol/L NaOH 溶液，测得溶液pH随时间变化的曲线如下图所示。
下列说法不正确的是
A．依据M点对应的pH，说明Fe3+发生了水解反应
B．对照组溶液x的组成可能是0.003 mol/L KCl
C．依据曲线c和d说明Fe3+水解平衡发生了移动
D．通过仪器检测体系浑浊度的变化，可表征水解平衡移动的方向
13．硫代硫酸钠(Na2S2O3) 是一种常用的化工原料，常用作除氧剂等。回答下列问题。
（1）硫代硫酸钠做除氧剂的主要原因是其具有______性。
（2）硫代硫酸纳中所含化学键的类型为_________。
（3）硫代硫酸钠在中性或碱性溶液中稳定，在酸性溶液中不稳定。向pH=2的硫酸中滴加Na2S2O3溶液，可观察到的现象是_______________。
（4）硫代硫酸纳溶液呈弱碱性。用离子方程式解释其呈弱碱性的原因__________；25℃时该离子反应的平衡常数值约为_________。[已知25℃时，K1(H2S2O3)=2.52×10-1，K2(H2S2O3)=1.00×10-2]
（5）工业生产中，一般将Na2S和Na2CO3以物质的量比2 :1配成混合溶液，在配制混合溶液前先将蒸馏水加热煮沸一段时间后待用，再将SO2缓缓通入溶液中，即可得硫代硫酸钠。
①将蒸馏水加热煮沸一段时间后待用，其目的是_________。
②反应的化学方程式为__________。
③已知：2Na2S2O3+I2= 2NaI+Na2S4O6。为测定所制得晶体的纯度，该小组以淀粉作指示剂，用0.010mol/L的碘水进行多次取样滴定，测得Na2S2O3·5H2O 的含量约为102%。若所用试剂及操作均无不当，产生该结果最可能的原因是_______________。
14．在含有弱电解质的溶液中，往往有多个化学平衡共存。
（1）一定温度下，向 1L 0.1mol·L－1 CH3COOH 溶液中加入 0.1molCH3COONa 固体，则溶液中 _____（填“增大”、“不变”或“减小”）；写出该溶液中的电荷守恒关系_____。
（2）土壤的 pH 一般在 4~9 之间。土壤中 Na2CO3 含量较高时，pH 可达 10.5，试用离子方程式解释土壤呈碱性的原因：_____。加入石膏（CaSO4·2H2O）可以使土壤碱性降低，有关反应的化学方程式为_____。
（3）水垢的主要成分 CaCO3 可以用过量食醋溶解，请结合化学用语，从沉淀溶解平衡的角度进行解释______________。
（4）常温下在 20mL0.1mol·L－1Na2CO3 溶液中逐滴加入 0.1mol·L－1HCl 溶液 40mL，溶液中含碳元素的各种微粒（CO2 因逸出未画出）物质的量分数（纵轴）随溶液 pH 变化的部分情况如图所示。回答下列问题：
①在同一溶液中 H2CO3 和CO____________________（填“能”或“不能”）大量共存。
②当 pH＝7 时，溶液中含碳元素的最主要微粒为_____，溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为_________。
③已知在 25℃时，CO 水解反应的平衡常数=2.0×10－4，当溶液中c(HCO):c(CO)＝2:1 时，溶液的 pH＝_____。
15．硫化氢的转化是资源利用和环境保护的重要研究课题。由硫化氢获得硫单质有多种方法。
(1)已知：H2S(g)+H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+2H2O(l) ΔH1=61kJ·mol-1
SO2(g)+I2(g)+2H2O(l)=2HI(aq)+H2SO4(aq) ΔH2=－151kJ·mol-1
2HI(aq)=H2(g)+I2(g) ΔH3=110kJ·mol-1
则硫化氢气体分解为氢气和固体硫的热化学方程式为___。
(2)K2CO3溶液吸收H2S的反应为K2CO3+H2SKHS+KHCO3，该反应的平衡常数的对数值为lgK=___
(已知：H2CO3lgK1=－6.4，lgK2=－10.3；H2SlgKl=－7.0，lgK2=－19.0)。
(3)工业上采用图1所示装置电解K4[Fe(CN)6]和KHCO3混合溶液一段时间，然后停止电解，通入H2S，利用生成的K3[Fe(CN)6]将H2S转化为S，自身转化为K4[Fe(CN)6]。
①电解时，阳极的电极反应式为___。
②通入H2S过程中，伴有CO转化为HCO。通H2S发生反应的离子反应方程式为___。
(4)将含H2S尾气的空气按一定流速通入酸性FeCl3溶液中，可实现含H2S尾气的空气脱硫。在FeCl3溶液吸收H2S的过程中，溶液中的n(Fe3+)及被吸收的n(H2S)随时间t的变化如图2所示。t1时刻后，溶液中n(Fe3+)保持微量减少至基本不变，其原因是___。
(5)H2S溶液中H2S、HS-，S2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图3所示，H2S的电离平衡常数Ka1=___。写出pH由12.0变为16.0时发生的主要的离子方程式：___。
16．磷是重要的元素，能形成多种含氧酸。回答下列问题:
(1)次磷酸(H3PO2)是一元酸，其电离常数的值K=9×103。向10mL0.1 mol•L-1H3PO2溶液中加入30mL等物质的量浓度的NaOH溶液，写出反应的离子方程式_________，c(Na+)+(H2PO2-)+c(H3PO2)=______(忽略混合后溶波体积的变化)。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸， 25℃时亚磷酸的电离常数的值为K1=1×10-2、k2=2.6×10－7,则NaH2PO3溶液显性_____(填“酸”“碱”或“中”)，原因是____(结合化学用语及数据计算进行解释)
(3)已知HF的电离常数的值为K=3.6×10-4,将足量HF溶液和Na2HPO3溶液反应，其离子方程式为______。
(4)亚磷酸具有强还原性。化学实验小组利用滴定法测定某亚磷酸溶液的浓度，取25.00mL的亚磷酸溶液放入锥形瓶中，用0.10 mol•L-1的高锰酸钾溶液进行滴定，反应的离子方程式是5H3PO3+ 2MnO4-+6H+ = 5H3PO4+ 2Mn2+ +3H2O。
三次滴定实验的数据分别如下:
实验编号
滴定前读数
滴定后读数
1
0.50
22.50
2
1.50
24.50
3
1.00
22.00
①亚磷酸溶液的物质的量浓度为______。
②关于该实验下列说法正确的是______(填写序号)。
a 取亚磷酸溶液的滴定管，洗涤后未润洗，导致结果偏低
b 盛高锰酸钾溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡，导致结果偏高
c 滴定过程中眼睛只注视滴定管中液面变化，并做好记录
d 锥形瓶未干燥底部有水，会导致结果偏低
参考答案
例题1、②③④⑧⑪
【解析】将稀氨水加入硫酸中，pH=7时，溶液中c（H+）=c（OH-）， 根据电荷守恒原则，2c（SO42－）=c（NH4＋），即c（SO42－）
【解析】由MgCl2溶液制备无水MgCl2时，先使MgCl2从溶液中结晶析出MgCl2·6H2O，然后MgCl2·6H2O在HCl气流中加热，防止MgCl2发生水解，①错误; FeCl3易发生水解，故配制FeCl3溶液时，将其固体溶于较浓的盐酸中，再加水稀释，以抑制FeCl3的水解， ②正确; 盐类水解一般是微弱的，书写离子方程式时应使用“”, ③错误; 水解方程式分别为AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，Al2(SO4)3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SO4，加热促进水解，由于盐酸为挥发性酸，硫酸为难挥发性酸，故前者最终产物为Al2O3，后者最终产物为Al2(SO4)3， ④错误; 天然硬水是因为其中含有较多的HCO离子，⑤错误; 惰性电极电解食盐水生成物是H2、Cl2、NaOH，Cl2与NaOH溶液反应可以制备漂白液，与水解无关，⑥错误；Na2CO3溶液中存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，加入BaCl2溶液后生成BaCO3沉淀，c(CO)降低，溶液的碱性减弱，所以红色逐渐褪去，⑦正确；NH4Cl与ZnCl2溶液均因水解显酸性，可作焊接中的除锈剂，⑧正确；由Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋加入CaCO3消耗H＋，使平衡右移而除去Fe3＋，但又引入新的杂质Ca2＋，⑨错误；所加酸应是稀硫酸，不能引入新杂质，⑩错误；反应后溶液中电荷守恒为 c(NH4+)+c(H+)+c(Na+)=2c(SO42-)+c(OH-) ,pH=7,c(H+)=c(OH-),则c(NH4+)+c(Na+)=2c(SO42-)，⑪错误；KNO3不影响水的电离,CH3COONH4促进水的电离，⑫错误。
例题3、④⑤⑦⑩⑪
【解析】由于c(H2CO3)和c(CO)不相等，①错误; HA－的电离大于水解，所以c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)， ②错误; 从图像看出，b点时，盐酸体积与MOH溶液体积相等，溶液呈碱性，说明混合溶液中MOH过量，MOH继续电离，说明MOH是弱碱，a点对应的溶液呈碱性，溶液中离子浓度大小顺序为c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，③错误; 当加入10 mL盐酸时，恰好将NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根据电荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，④正确; Ka1(H2CO3)· Ka2(H2CO3)
=c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)×c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-),碳酸和碳酸氢根离子都部分电离,所以c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)
【课时练习】
1．D【解析】A项，①和④溶液呈酸性，④中KHS电离的HS-对H2S的电离起抑制作用，pH：① ④；②和③溶液呈碱性，由于S2-的水解能力大于HS-的水解能力，pH：③②；溶液pH从大到小的顺序为：③②④①，错误。B项，KHS溶液中的电荷守恒式为：c（H+）+ c（K+）= c（OH-）+ c（HS-）+ 2c（S2-），错误。C项，②、③溶液中H2S都由水解产生，则②、③中c（H2S）小于①、④中；④中KHS电离的HS-对H2S的电离起抑制作用，c（H2S）：④①；③中S2-的第二步水解生成H2S，而且第一步水解远大于第二步水解，c（H2S）：②③； c（H2S）：④①②③，错误。D项，等物质的量浓度的H2S和KHS混合溶液中的物料守恒式为：c（H2S）+ c（HS-）+ c（S2-） = 2c（K+），正确。答案选D。
点睛：电解质溶液中粒子浓度的大小关系的比较必须明确两个微弱、抓住三个守恒。两个微弱指弱酸、弱碱的电离程度是微弱的，弱酸阴离子、弱碱阳离子的水解程度是微弱的，如C项比较H2S浓度时，①、④中远大于②、③中；三个守恒指电荷守恒（溶液呈电中性）、物料守恒（某种原子或原子团守恒）和质子守恒。
2．B【解析】A．Na2S溶液中存在物料守恒：c(Na+）=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)，故A错误；
B．Na2CO3溶液中存在质子守恒，水电离出的氢氧根离子浓度等于所有氢离子存在形式总和，c(OH－)=c(H+)+c(HCO3－)+2c(H2CO3)，故B正确；
C.0.1mol•L-1NaHCO3溶液中电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(HCO3－)+2c(CO32－)+c(OH－)，故C错误；
D．相同浓度时碱性NaOH＞NaClO＞CH3COONa，所以pH相同的①CH3COONa、②NaOH、③NaClO三种溶液的c(Na+)：①＞③＞②，故D错误；
故答案选B。
3．C【解析】NaCl不水解，故溶液显中性，CH3COONH4显中性是因为醋酸根和铵根的水解程度相同，而等浓度NaHCO3溶液的碱性强于NaF，说明酸性：H2CO3＜HF。
A．NaF和NaHCO3溶液中阴离子水解显碱性，对应酸性越弱，阴离子水解程度越强，碳酸氢钠溶液pH大于NaF溶液pH，则对应酸性为H2CO3＜HF，故A错误；
B．氯化钠溶液是强酸强碱溶液，溶液pH=7，氯化钠不水解，醋酸铵是弱酸弱碱盐，溶液pH=7，说明醋酸根离子和铵根离子水解程度相同，溶液显中性，①中溶质未水解，②中溶质发生双水解，故B错误；
C．氯化钠溶液中电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)；氟化钠溶液中电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(F-)；故要比较两溶液阴离子总浓度，即比较阳离子总浓度，c(Na+)相等，氯化钠溶液呈中性，氟化钠溶液呈碱性，故c(H+)：①>③，①和③中阴离子的总浓度：①>③，即c(Cl-) +c(OH-)＞c(F-) +c(OH-)，故C正确；
D．依据碳酸氢钠溶液中存在物料守恒，碳元素物质的量总量不变，④中物料守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)=0.1mol/L，故D错误。
答案选C。
4．C【解析】A．NaHCO3显碱性,是溶液中HCO3-发生水解反应的缘故，其中水解反应式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，故A正确；
B．①→③的过程中，溶液温度升高，促进HCO3-水解，溶液的碱性增强，故B正确；
C．①→③的升温过程中，促进水的电离，水的离子积常数增加，溶液中OH-略有增大，但溶液pH略微却下降，故C错误；
D．⑤和①的温度相同，但⑤比①pH增大，应该是⑤溶液中的Na2CO3的水解程度大于①中NaHCO3的水解程度，故D正确；
故答案为C。
5．D【解析】A．酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，a点溶质为氯化铵，是强酸弱碱盐，NH4+促进水的电离，则a所示溶液中水的电离程度大于相同温度下纯水的电离程度，A错误；
B．b点溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)，水的电离程度很小，盐电离产生的离子浓度大于水电离产生的离子浓度，所以c(K+)＞c(H+)，B错误；
C．d点KOH溶液体积与NH4Cl溶液的体积相等，二者浓度相等，则二者恰好完全反应，混合溶液中溶质为反应产生的KCl、NH3·H2O等物质的量浓度的混合溶液，C错误；
D．c点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨、KCl、NH4Cl的混合溶液，溶液中存在电荷守恒c(NH4+)+c(K+)＋c(H＋)=c(OH－)+c(Cl-)、同时存在物料守恒：c(NH3•H2O)+c(NH4+)= c(Cl-)，则c(K+)＋c(H＋)=c(NH3•H2O)+ c(OH－)，D正确；
故合理选项是D。
6．D【解析】A、根据b点信息，可知pH=5时， =0，即=1。所以Ka(CH3COOH)= =c(H+)=10-5，故A正确。B、根据a点信息可知，pH=4，c(H+)＞c(OH-)， ，则c(F-)=c(HF)；根据电荷守恒c(F-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+)，则c(F-)＞c(Na+)，所以c(F-)=c(HF)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)，故B正确。C、根据a点信息可知，Ka(HF)= c(H+)=10-4＞Ka(CH3COOH)；越弱越水解，所以同浓度的NaF溶液和CH3COONa溶液，后者水解程度较大，pH较大，故C正确。D、根据Ka(CH3COOH)= 可知， ===10，故D错误。故选D。
7．D【解析】A．由“H3AO3与足量NaOH溶液反应生成NaH2AO3”知，NaH2AO3为正盐，H3AO3为一元酸，A不正确；
B．在M点，在溶液中发生水解，促进水的电离，而在N点时溶液中有H3AO3，抑制水的电离，所以水电离程度为：M＞N，B不正确；
C．在N点时，-lgc(OH-)=7，此时c(H+)=10-7mol/L，K(H3AO3)== 9.7×10-11，从而得出= 9.7×10-4，此时溶液中c()＜c(H3AO3)，a＜0.05，C不正确；
D．M到N过程中，+H+=H3AO3，此时c()+c(H3AO3)不变，依据物料守恒原理，溶液中存在c(Na+)=c()+c(H3AO3)，D正确；
故选D。
8．D【解析】随着盐酸的滴入溶液的pH减小，pOH增大，所以实线代表pH变化曲线，虚线代表pOH变化曲线，Q点pH=pOH，即c(OH-)=c(H+)，此时溶液显中性，Q点左侧溶液为碱性，Q点右侧溶液为酸性。
A．M点溶液呈碱性，应为NH4Cl、NH3•H2O混合溶液，溶液中c()+c(NH3•H2O)>c(Cl-)，故A错误；
B．N点溶液呈酸性，溶液中c(H+)>c(OH-)，结合电荷守恒c()+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，可知c()
D．一定温度下水的离子积为常数，温度不变水的离子积常数不变，故D正确；
故答案为D。
9．C【解析】A．据图可知A点对应溶液的pH＜7，显酸性，则c(H+)＞c(OH－)，结合电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A－)+c(OH－)可知：c(A－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)，故A正确；
B．据图可知B点1g=0，即=1，pH=5.3，即c(H+)=10-5.3mol/L，所以HA的电离平衡常数Ka==10-5.3，数量级为 10－6，故B正确；
C．A－的水解平衡常数表达式为，加水稀释水解平衡常数不变，则不变，故C错误；
D．加入NaOH溶液体积为10mL时，溶液中的溶质为等物质的量浓度的NaA和HA，HA的电离平衡常数为Ka=10-5.3，则其水解平衡常数Kh==10-8.7< Ka，所以此时溶液中的HA的电离程度大于A－的水解程度，酸的电离抑制水的电离，则此时水的电离受到抑制，故D正确；
故答案为C。
10．D【解析】A. 25℃，根据A点坐标可知，当pH=2.85时，lgKa+pH =-1.85，即Ka=10-4.7，CH3COOH的Ka数量级为10－5，A错误；
B. B点时，醋酸和醋酸根浓度相等，原CH3COOH溶液0.1L0.1mol·L－1，即B点时n(CH3COOH)+n(CH3COO-)=0.01mol，根据电荷守恒可知，c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，n(Na+)= n(CH3COO-)+n(OH-)- n(H+)=0.005+n(OH-)- n(H+)，环境pH＜7，加入的NaOH的物质的量小于0.005mol，B错误；
C. A点时，根据物料守恒可知，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol/L，pH＜7，溶液显酸性，即c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(CH3COOH)－c(H＋)＜0.1mol·L－1，C错误；
D. 根据醋酸根的水解方程可知，醋酸根水解常数Kb=，A到C的过程中不考虑温度变化，水解常数不变，加入的氢氧化钠固体增大，钠离子浓度不断增大， 增大，D正确。
答案为D。
11．C【解析】由题意可知三元羧酸H3A是三元弱酸，在水中可电离出H2A-、HA2-、A3-。由图像可知在a点时有，在b点时有，在c点时有。
A．常温时，依据题目所给图像可以得出0.01mol·L−1的H3A溶液中约有30%的电离，即溶液中氢离子的浓度约为0.003mol·L−1，pH=-lg0.0032.5，故pH介于2～3之间，A正确，不选；
B．A3-的水解平衡常数，在c点时有，且pH=c，故，B正确，不选；
C．将等物质的量的NaH2A与Na2HA加入到适量蒸馏水中完全溶解，则所得的溶液中H2A−与HA2−的浓度不一定相等， C错误，符合题意；
D．当加入NaOH溶液的体积为30mL时，此时的物料守恒表达式为：，而电荷守恒表达式为：，两式联立可得c(OH-)=3c(H3A)＋2c(H2A-)＋c(HA2-)＋c(H+)，D正确，不选；
答案选C。
12．B【解析】A、FeCl3溶液的pH小于7，溶液显酸性，原因是氯化铁是强酸弱碱盐，Fe3+在溶液中发生了水解，故A正确；
B、对照组溶液X加碱后溶液的pH的变化程度比加酸后的pH的变化程度大，而若对照组溶液x的组成是0.003 mol/L KCl，则加酸和加碱后溶液的pH的变化应呈现轴对称的关系，所以该溶液不是0.003 mol/L KCl，故B错误；
C、在FeCl3溶液中加碱、加酸后，溶液的pH的变化均比对照组溶液x的变化小，因为加酸或加碱均引起了Fe3+水解平衡的移动，故溶液的pH的变化比较缓和，故C正确；
D、FeCl3溶液水解出氢氧化铁，故溶液的浑浊程度变大，则水解被促进，否则被抑制，故D正确；
故选B。
13．（1）还原（2）离子键和共价键（3）溶液变浑浊，有刺激性气味的气体产生（4）S2O32-+H2OHS2O3-+OH-；1.0×10-12（5）①赶走水中的溶解氧(或空气)②Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3+CO2③晶体中含有杂质(如Na2S等) 在滴定时参与反应或有一部分晶体失去结晶水
【解析】（1）硫代硫酸钠中的硫呈+2价，是中间价态，故其既有氧化性又有还原性。硫代硫酸钠做除氧剂的主要原因是其具有还原性。
（2）硫代硫酸纳中，硫代硫酸根与钠离子之间形成离子键，硫代硫酸根离子内部成键原子间形成的是共价键，故硫代硫酸纳中所含化学键的类型为离子键和共价键。
（3）硫代硫酸钠在中性或碱性溶液中稳定，在酸性溶液中不稳定。向pH=2的硫酸中滴加Na2S2O3溶液，发生反应2H++ S2O32-=S↓+SO2↑+H2O，可观察到的现象是溶液变浑浊，有刺激性气味的气体产生。
（4）硫代硫酸纳溶液呈弱碱性，是因为硫代硫酸根离子水解使溶液呈碱性，用离子方程式表示为S2O32-+H2O⇌HS2O3-+OH-；25℃时该离子反应的平衡常数为 1.0×10-12。
（5）①将蒸馏水加热煮沸一段时间后待用，其目的是赶走水中的溶解氧(或空气)。
②反应的化学方程式为Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3+CO2 。
③已知：2Na2S2O3+I2= 2NaI+Na2S4O6。为测定所制得晶体的纯度，该小组以淀粉作指示剂，用0.010mol/L的碘水进行多次取样滴定，测得Na2S2O3·5H2O 的含量约为102%。若所用试剂及操作均无不当，产生该结果最可能的原因是：晶体中含有具有还原性的杂质(如Na2S等) 在滴定时参与反应，或有一部分晶体失去结晶水。
14．（1）不变；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）（2）CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O（3）CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解（4）①不能②HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）③10
【解析】（1）CH3COOH的电离平衡常数K=，温度不变，电离平衡常数不变；混合溶液中存在电荷守恒关系c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+），故答案为：不变；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）；
（2）Na2CO3为强碱弱酸盐，CO32-在溶液中分步水解使土壤呈碱性，水解的离子方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-，加入石膏后，CaSO4与Na2CO3反应生成CaCO3沉淀，CO32-浓度降低，水解平衡向左移动，OH-浓度降低，使土壤碱性降低，使土壤碱性降低，反应方程式为CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3↓+Na2SO4+2H2O，故答案为：CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O；
（3）醋酸的酸性强于碳酸，水垢的主要成分CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解，故答案为：CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解；
（4）①由图象可以看出，H2CO3存在于PH＜8的溶液中，CO32-存在于pH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，故答案为：不能；
②由图可知，pH=7时溶液中c（OH-）=c（H+），溶液中含碳元素的主要微粒为HCO3-和H2CO3，此时溶液中溶质为NaCl、NaHCO3和H2CO3，由电荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（Cl-）+c（HCO3-）+c（OH-）可知，溶液中c（Na+）>c（Cl-），由反应Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3和NaHCO3+HCl=NaCl+ H2CO3可知，溶液中c（Cl-）>c（HCO3-），则溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+），故答案为：HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）；
③CO32-的水解常数Kh==2.0×10－4可知，当溶液中c（HCO3-）：c（CO32-）=2：1时，溶液中c（OH-）=1.0×10-4mol/L，则溶液中c（H+）==10-10mol/L，溶液pH=10，故答案为：10。
15．（1）H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH=20kJ·mol-1（2）3.3(3)①[Fe(CN)6]4-－e-=[Fe(CN)6]3-②2[Fe(CN)6]3-+2CO+H2S=2[Fe(CN)6]4-+2HCO+S↓（4）t1时刻后，生成的Fe3+与H2S发生氧化还原反应，溶液中的Fe2+被空气氧化为Fe3+，这两个反应的速率近似相等，因而溶液中的Fe3+的量基本不变（5）10-7.24；HS-+OH-=S2-+H2O
【解析】 (1)已知①H2S(g)+H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+2H2O(l) ΔH1=61kJ·mol-1；
②SO2(g)+I2(g)+2H2O(l)=2HI(aq)+H2SO4(aq) ΔH2=-151kJ·mol-1；
③2HI(aq)=H2(g)+I2(g) ΔH3=110kJ·mol-1
根据盖斯定律，反应①+②+③得H2S(g)=H2(g)+S(s)，ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3=20kJ·mol-1，故答案为：H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH=20kJ·mol-1；
(2)根据题意，，K2CO3溶液吸收H2S的反应为K2CO3+H2SKHS+KHCO3，离子方程式为+H2SHS-+，则该反应的平衡常数为，则lgK=lgKa1(H2S)-lgKa2(H2CO3)=-7-(-10.3)=3.3，故答案为：3.3；
(3)①电解时阳极发生失电子的氧化反应，先将[Fe(CN)6]4-转化为Fe(CN)6]3-，化合价升高，所以反应为：Fe(CN)6]4--e-=[Fe(CN)6]3-，故答案为：Fe(CN)6]4--e-=[Fe(CN)6]3-；
②通入H2S过程中，伴有CO转化为HCO，根据电子得失守恒和元素守恒可知：2[Fe(CN)6]3-+2+H2S=2Fe[(CN)6]4-+2+S↓，故答案为：2[Fe(CN)6]3-+2+H2S=2Fe[(CN)6]4-+2+S↓；
(4)t1时刻后，溶液中的Fe2+被空气氧化为Fe3+，生成的Fe3+再与H2S发生氧化还原反应，因而溶液中的Fe3+的量基本不变，故答案为：t1时刻后，生成的Fe3+与H2S发生氧化还原反应，溶液中的Fe2+被空气氧化为Fe3+，这两个反应的速率近似相等。因而溶液中的Fe3+的量基本不变；
(5)根据H2S溶液中H2S、HS-，S2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化图，当pH=7.24时，c(H2S)=c(HS-)，则H2S的电离平衡常数Ka1=c(H+)=10-7.24，由图可知，pH由12.0变为16.0时，是由HS-转化为了S2-，反应的离子方程式为HS-+OH-=S2-+H2O，故答案为：10-7.24；HS-+OH-=S2-+H2O。
16．（1）H3PO2+OH-= H2PO2-+H2O；0.1mol/L（2）酸；H2PO3-溶液中存在水解平衡和电离平衡：H2PO3-+H2OH3PO3+OH-、H2PO3-HPO32－+H＋，水解平衡常数为：Kh=＜K2＝2.6×10－7，即电离大于水解，所以NaH2PO3溶液显酸性；HPO32-+HF=H2PO3-+F-(4)①0.22mol/L②ab
【解析】 (1)由于次磷酸(H3PO2)是一元酸，向10 mL 0.1 mol•L-1 H3PO2溶液中加入30 mL等物质的量浓度的NaOH溶液，则NaOH溶液过量，反应的离子方程式为：H3PO2+OH-=H2PO2-+H2O；根据元素守恒：c(Na+)+c(H2PO2-)+c(H3PO2)==0.1mol/L；
(2)由于H2PO3-溶液中存在水解平衡和电离平衡：H2PO3-+H2OH3PO3+OH-、H2PO3-HPO32－+H＋，水解平衡常数为：Kh=＜K2＝2.6×10－7，即电离大于水解，所以NaH2PO3溶液显酸性；
(3)因为亚磷酸的电离常数的值为K1=1×10-2、K2=2.6×10-7，HF的电离常数的值为K=3.6×10-4，则酸性强弱为：H3PO3＞HF＞H2PO3-，根据强酸制弱酸书写离子方程式为：HF+HPO32-=H2PO3-+F-；
(4)①高锰酸钾溶液滴定亚磷酸溶液，离子方程式是5H3PO3+2MnO4-+6H+=5H3PO4+2Mn2++3H2O，实验1：V1=22.5 mL -0.5 mL =22mL，实验2：V2=24.5 mL -1.5 mL =23mL，实验3：V3=22 mL -1 mL =21mL，所以平均体积V==22mL，根据5H3PO3～2MnO4-，则c(H3PO3)==0.22mol/L；
②a. 亚磷酸溶液的滴定管洗涤后未润洗，则待测液被稀释，浓度降低，故a正确；
b. 滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡，则V标偏大，导致结果偏大，故b正确；
c. 滴定过程中，眼睛注视锥形瓶中颜色的变化，故c错误；
d. 锥形瓶盛放待测液，锥形瓶未干燥底部有水，待测液浓度降低，但待测液物质的量不变，消耗标准液体积不变，测定结果不变，故d错误；故答案为：ab。
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