鲁科版高考化学一轮总复习第7章第2节第2课时盐类的水解课时学案

这是一份鲁科版高考化学一轮总复习第7章第2节第2课时盐类的水解课时学案，共16页。

第2课时　盐类的水解
考试评价解读
1．认识盐类水解的原理和影响盐类水解程度的主要因素。
2．了解盐类水解在生产、生活中的应用。
3．能利用水解平衡常数(Kh)进行计算。
核心素养达成
变化观念
与
平衡思想
能多角度、动态地分析盐类水解平衡，并运用盐类水解平衡原理解决实际问题。
证据推理
与
模型认知
通过分析、推理等方法认识盐类水解的本质、建立模型。能运用模型解释盐类水解平衡的移动。



　　　　　　盐类水解的原理
[以练带忆]
1．下列物质溶于水后溶液显酸性的是(　　)
A．KCl　　　　 B．Na2O
C．NH4Cl D．CH3COONa
C　解析：KCl为强酸强碱盐，溶液呈中性，故A项错误；Na2O 为碱性氧化物，溶于水生成氢氧化钠，溶液呈碱性，故B项错误；NH4Cl为强酸弱碱盐，水解呈酸性，故C项正确；CH3COONa为强碱弱酸盐，水解呈碱性，故D项错误。
2．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是 (　　)
A．Na2CO3：CO＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH－
B．NaHCO3：HCO＋H2OCO＋H3O＋
C．CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋
D．NaF：F－＋H2O===HF＋OH－
C　解析：CO的水解要分两步进行：
CO＋H2OHCO＋OH－
HCO＋H2OH2CO3＋OH－
水解得到的H2CO3浓度很小，故而不会放出CO2气体，A错误；B中为HCO的电离方程式，HCO水解的离子方程式为HCO＋H2OH2CO3＋OH－，B错误；D中F－的水解方程式为可逆过程，应使用“”，D错误。
3．常温时，以下4种溶液pH最小的是(　　)
A．0.01 mol·L－1醋酸溶液
B．0.02 mol·L－1醋酸与0.02 mol·L－1NaOH溶液等体积混合液
C．0.03 mol·L－1醋酸与0.01 mol·L－1NaOH溶液等体积混合液
D．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合液
A　解析：A中醋酸溶液呈酸性；B选项得到的溶液为CH3COONa溶液，因为CH3COONa水解呈碱性，则pH>7；C选项得到的溶液为0.01 mol·L－1 CH3COOH和0.005 mol·L－1 CH3COONa混合液，可以看成是向A中加入适量CH3COONa形成的，因为CH3COONa电离出的CH3COO－促使平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向逆反应方向移动，所以C中H＋浓度比A中小；D选项得到的溶液为NaCl，不水解，pH＝7。因此H＋浓度最大、pH最小的溶液是A。
[练后梳理]
1．定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质
盐电离―→―→
破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性
3．特点

4．规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
是否
水解
水解的离子
溶液的
酸碱性
溶液
的pH
强酸强
碱盐
NaCl、KNO3
否

中性
pH＝7
强酸弱
碱盐
NH4Cl、
Cu(NO3)2
是
NH、Cu2＋
酸性
pH＜7
弱酸强
碱盐
CH3COONa、
Na2CO3
是
CH3COO－、
CO
碱性
pH>7
5.盐类水解离子方程式的书写要求
(1)一般来说，盐类水解的程度不大，单一离子水解应该用可逆号“”表示。单一离子水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步书写。
(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
(4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解进行比较完全，如Al3＋与HCO或CO，书写时要用“===”“↑”“↓”等。

弱酸的酸式酸根在溶液中既可以水解，也可以电离，注意正确区分水解和电离过程，如HCO水解：HCO＋H2OH2CO3＋OH－，电离过程为HCO H＋＋CO，常被写成HCO＋H2OCO＋H3O＋容易与水解方程式混淆。

　　　　　　盐类水解的平衡移动及应用
[以练带忆]
1．下列有关问题与盐的水解无关的是(　　)
A．用可溶性的铝盐和铁盐处理水中的悬浮物
B．用NaHSO4去除暖水瓶中的水垢
C．用热碱水清除炊具上残留的油污
D．施肥时，草木灰(有效成分为K2CO3)不能与NH4Cl混合使用
B　解析：可溶性的铝盐和铁盐中Al3＋和Fe3＋能水解生成Al(OH)3和Fe(OH)3胶体，能吸附水中的悬浮物，可以净水，故A项不符合题意；NaHSO4在水中完全电离出H＋，溶液显酸性，所以能去除暖水瓶中的水垢，与水解无关，故B项符合题意；用热碱水清除炊具上残留的油污，由于纯碱溶液中存在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，故C项不符合题意；K2CO3与NH4Cl混合使用，容易发生相互促进的水解反应释放出NH3，降低肥效，故D项不符合题意。
2．下列有关说法不正确的是(　　)
A．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
B．弱碱性NaHCO3溶液中OH－能够氧化Mg，因此将光亮的镁条放入pH为8.6的NaHCO3溶液中，有气泡产生
C．NH4F水溶液中含有HF，因此NH4F溶液不能存放于玻璃试剂瓶中
D．向含有少量FeCl3的MgCl2溶液中加入足量Mg(OH)2粉末，搅拌一段时间后过滤，除去MgCl2溶液中少量FeCl3
B　解析：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，故A项正确，不符合题意；若是OH－氧化了Mg，则OH－得电子被还原，不可能生成气体，故B项错误，符合题意；NH4F溶液中F－水解生成HF，HF能与玻璃中的SiO2发生反应4HF＋SiO2===SiF4↑＋2H2O，故NH4F溶液不能存放在玻璃试剂瓶中，故C项正确，不符合题意。加入Mg(OH)2粉末能促使Fe3＋水解转化为氢氧化铁沉淀而除去FeCl3，同时也不会引进新杂质，故D项正确，不符合题意。
3．25 ℃时，在浓度为1 mol·L－1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测其c(NH)分别为a、b、c(单位 mol·L－1)。下列判断正确的是(　　)
A．a＝b＝c　B．a>b>c C．a>c>b D．c>a>b
D　解析：三种溶液中均存在水解平衡：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，对于 (NH4)2CO3来说，因CO＋H＋HCO，使上述平衡向右移动，NH水解程度增大，则NH浓度a>b；对于(NH4)2Fe(SO4)2来说，由于Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋，会抑制NH的水解，则NH浓度c>a，因此c>a>b。
[练后梳理]
1．影响盐类水解平衡的因素
(1)内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。
(2)外因
(3)以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。
条件
移动方向
H＋数
pH
现象
升温
向右
增多
减小
颜色变深
通HCl
向左
增多
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增多
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减小
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
2.盐类水解的重要应用
(1)判断离子能否大量共存
若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大甚至水解完全而不能大量共存。常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与[Al(OH)4]－、CO、HCO，Al3＋与S2－、HS－。
(2)判断盐溶液蒸干时所得的产物
①难挥发性酸弱碱盐、弱酸强碱盐溶液，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②挥发性酸的弱碱盐溶液蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干灼烧得Al2O3，FeCl3(aq)蒸干灼烧得Fe2O3。
(3)某些盐溶液配制和保存
如配制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；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
(4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水
(5)纯碱去污：CO＋H2OHCO＋OH－。
(6)泡沫灭火器：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

完全双水解、部分双水解的判断：
(1)看产物：若水解产物不能继续反应，则为完全双水解。如CO与Al3＋水解生成H2CO3、Al(OH)3，两种产物不能继续反应。
(2)看产物种类：完全双水解生成物一般为沉淀和不溶于水的气体，或均为沉淀。
注意：①NH虽能与CH3COO－、HCO、CO发生相互促进的水解反应，由于水解相互促进程度小，各种离子仍能大量共存。
②Fe3＋在中性条件下完全水解。

考点1　盐类水解原理及应用
[抓本质·悟考法]
25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的溶液，其pH如表所示。下列有关说法正确的是(　　)
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．离子的总浓度：①>③
D．④中：c(HCO)＋2c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1

【解题关键点】　(1)根据越弱越水解判断弱酸的相对强弱，即：酸越弱，其等浓度的盐溶液的碱性越强。
(2)D选项，要根据元素守恒判断。
【易错失分点】　(1)盐溶液显中性，容易忽视了可能是阴阳离子的水解程度相等。
(2)比较①③溶液中离子的总浓度，要会利用电荷守恒且结合溶液中的c(H＋)分析。
[自主解答]
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
C　解析：相同浓度时，pH：NaHCO3>NaF，则水解程度：HCO>F－，根据“越弱越水解”知，酸性：H2CO3③，C项正确；根据物料守恒知，④中：c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1，D项错误。
[多角度·突破练]
⊳角度1　盐类水解平衡及其移动
1．常温下，有关0.1 mol·L－1CH3COONa溶液(pH>7)，下列说法不正确的是(　　)
A．根据以上信息，可推断CH3COOH为弱电解质
B．加水稀释过程中，c(H＋)·c(OH－)的值增大
C．加入NaOH固体可抑制CHCOO－的水解
D．同pH的CH3COONa溶液和NaOH溶液，由水电离出的c(H＋)前者大
B　解析：0.1 mol·L－1 CH3COONa 溶液pH>7，溶液显碱性，说明醋酸根离子水解，醋酸钠为强碱弱酸盐，说明醋酸为弱酸，属于弱电解质，故A正确；温度不变，溶液中水的离子积常数c(H＋)·c(OH－)不变，故B错误；加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡逆向移动，CH3COO－的水解受到抑制，故C正确；同pH的CH3COONa溶液和NaOH溶液，醋酸钠水解，促进水的电离，氢氧化钠电离出氢氧根离子，抑制水的电离，由水电离出的c(H＋)前者大，故D正确。
2．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡向正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入Na2O固体，溶液pH减小
B　解析：水解平衡常数只受温度的影响，A项错误；通入的CO2与OH－反应，使平衡向正反应方向移动，B项正确；温度升高，CO的水解程度增大，c(HCO)增大，c(CO)减小，增大，C项错误；加入Na2O固体，Na2O与水反应生成NaOH，溶液pH增大，D项错误。

分析盐类水解问题的基本思路
(1)找出溶液中存在的水解平衡体系(即可逆反应)，并写出水解方程式，使抽象问题具体化。
(2)依据水解方程式找出影响水解平衡的条件，并判断水解平衡移动的方向。
(3)分析平衡移动的结果及移动结果与解答问题的联系。
⊳角度2　盐类水解原理的应用
3．下列有关问题与盐的水解有关的是(　　)
①NH4Cl与ZnCl2溶液可做焊接金属时的除锈剂
②NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可做泡沫灭火剂　③草木灰与铵态氮肥不能混合施用　④实验室中盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞　⑤要除去FeCl3溶液中混有的Fe2＋，可先通入氧化剂Cl2，再调节溶液的pH
A．①②③ B．②③④ C．①④⑤ D．①②③④
D　解析：①NH4Cl和ZnCl2均为强酸弱碱盐，溶液中NH与Zn2＋均发生水解反应，溶液显酸性，可以除去金属表面的锈；②HCO与Al3＋发生相互促进的水解反应，产生CO2，可做泡沫灭火剂；③草木灰的主要成分为K2CO3，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而二者不能混合施用；④Na2CO3溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成Na2SiO3，将瓶塞与瓶口黏合在一起，因此实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡胶塞；⑤Cl2能将Fe2＋氧化成Fe3＋，且没有引入杂质，与盐的水解无关。
4．下表是Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋被OH－完全沉淀时溶液的pH。某硫酸锌酸性溶液中含有少量Fe2＋、Fe3＋杂质，为制得纯净的ZnSO4，应加入的试剂是(　　)
金属离子
Fe2＋
Fe3＋
Zn2＋
完全沉淀时的pH
7.7
4.5
6.5
A．H2O2、ZnO B．氨水
C．KMnO4、ZnCO3 D．NaOH溶液
A　解析：要使Fe2＋和Fe3＋全部除去，由题给信息可知，需将Fe2＋全部氧化成Fe3＋，再调节溶液pH，将Fe3＋完全转化为Fe(OH)3沉淀，且保证Zn2＋不沉淀。氧化Fe2＋时不能引入新的杂质，只能加入H2O2；调pH时也不能引入新的杂质，可以加入ZnO，促进Fe3＋的水解平衡正向进行，从而使Fe3＋生成Fe(OH)3沉淀而除去。

认识盐类水解的三个误区
误区一：误认为水解平衡正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。
误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。
对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
考点2　Kh的有关计算及换算
[抓本质·悟考法]
已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5 mol·L－1。
(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)________(填“>”“<”或“＝”)c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_________________________________。
(2)常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·L－1 KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝________(小数点后保留4位数字)。

【解题关键点】　(1)已知CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5 mol·L－1，可计算HCN的电离常数。
(2)等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液中HCN电离、CN－水解，混合液的酸碱性取决于CN－的水解能力和HCN的电离能力的大小。
【易错失分点】　不能正确理解等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液的酸碱性取决于HCN的电离能力和CN－的水解能力的大小，其实质就是比较HCN的电离常数和CN－的水解常数的大小。
[自主解答]
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
解析：(1)CN－水解的离子反应为CN－＋H2OHCN＋OH－，Kh(CN－)＝＝1.61×10－5 mol·L－1，由此可求出Ka(HCN)＝＝＝＝≈6.21×10－10 mol·L－1，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的c(OH－)大于电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，且c(CN－) (2)当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝＝＝1.61×10－5 mol·L－1，解得c≈0.616 2。
答案：(1)碱　<　c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)　(2)0.616 2
[多角度·突破练]
⊳角度1　水解常数的计算
1．已知某温度时，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2×10－4 mol·L－1，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。
解析：Kh＝＝2×10－4 mol·L－1，又c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，则c(OH－)＝10－4 mol·L－1，结合KW＝1.0×10－14，可得c(H＋)＝10－10 mol·L－1。
答案：10
2．已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。(已知≈2.36)
解析：Kh＝＝
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1。
所以c(H＋)＝＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
答案：2.36×10－5

若MA表示强碱弱酸盐，则A－水解的离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝＝＝(Ka为HA的电离常数)。由此可知水解平衡常数(Kh)与Ka(或Kb)、KW的定量关系为Ka·Kh＝KW或Kb·Kh＝KW。
⊳角度2　水解常数的应用
3．磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3 mol·L－1，Ka2＝6.2×10－8 mol·L－1，Ka3＝4.5×10－13 mol·L－1，解答下列问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序为________(填标号)。
(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“>”“<”或“＝”)7。
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：_________________。
解析：(2)NaH2PO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.4×10－12，Ka2>Kh，即H2PO的电离程度大于其水解程度，因而pH<7。
答案：(1)③<②<①　(2)<
(3)碱　Na2HPO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.61×10－7，Kh>Ka3，即HPO的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性
4．25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2 mol·L－1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝____________ mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将____________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：Ka1＝，
Kh＝
＝
＝
＝＝1×10－12 mol·L－1。
HSO＋H2OH2SO3＋OH－，当加少量I2时，发生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，导致水解平衡左移，c(H2SO3)稍减小，c(OH－)减小，所以＝增大。
答案：1×10－12 　增大

根据电离常数和水解常数判断溶液酸碱性
(1)酸式盐
弱酸的酸式盐溶液中，酸式酸根离子既可发生电离，也可发生水解，要判断溶液酸碱性，则应分析该酸式酸根离子水解与电离程度的大小。
(2)酸(或碱)与盐的混合液
如比较CH3COOH和CH3COONa(物质的量之比为1∶1)组成的混合液中溶液的酸碱性，需比较CH3COOH电离程度与CH3COO－水解程度的大小，即比较Ka(CH3COOH)和Kh＝的大小，即可确定溶液酸碱性。


1．(命题情境：数字实验系统与水解平衡移动问题)某兴趣小组为研究碳酸钠水解平衡与温度的关系，用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到的曲线如图所示，下列分析不合理的是(　　)

A．碳酸钠水解是吸热反应
B．ab段说明水解平衡向右移动
C．bc段说明水解平衡向左移动
D．水的电离平衡也对pH产生影响
C　解析：A项，分析图像，碳酸钠溶液中碳酸根离子水解，ab段升温，pH增大，说明水解是吸热反应，正确；B项，ab段温度升高，溶液pH增大，氢氧根离子浓度增大，说明水解平衡向右移动，图像符合，正确；C项，温度升高促进水解平衡正向进行，错误；D项，水的电离平衡会影响pH，正确。
2．(命题情境：盐类水解的实验探究问题)某同学在实验室探究NaHCO3的性质：常温下，配制 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液，测其pH为8.4；取少量该溶液滴加CaCl2溶液至pH＝7，滴加过程中产生白色沉淀，但无气体放出。下列说法不正确的是(　　)
A．NaHCO3溶液呈碱性的原因是HCO的水解程度大于电离程度
B．加入CaCl2促进了HCO的水解
C．反应的离子方程式是2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2CO3
D．反应后的溶液中存在：c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)
B　解析：NaHCO3既能电离又能水解，水解显碱性，电离显酸性，NaHCO3溶液呈碱性的原因是HCO的水解程度大于电离程度，故A正确；溶液中存在HCOCO＋H＋，加入CaCl2消耗CO，促进HCO的电离，故B错误；HCO与Ca2＋生成CaCO3和氢离子，氢离子结合HCO生成H2CO3，则反应的离子方程式为2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2CO3，故C正确；溶液中存在电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＋2c(Ca2＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)＋c(OH－)，溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，故D正确。
3．(命题情境：水解平衡移动与图像问题)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－1 FeCl3溶液、50 mL对照组溶液X，向两种溶液中分别滴加1滴 1 mol·L－1 HCl溶液、1滴1 mol·L－1 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－1 KCl溶液
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
B　解析：FeCl3溶液的pH小于7，溶液显酸性，原因是Fe3＋在溶液中发生了水解，A正确；图中对照组溶液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，若对照组溶液X是0.003 mol·L－1 KCl溶液，则加酸和加碱后溶液的pH的变化应呈现轴对称的关系，B错误；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，C正确；FeCl3水解生成氢氧化铁，故溶液的浑浊程度变大，则表明水解被促进，否则被抑制，D正确。
4．直接排放含SO2烟气会形成酸雨，危害环境。利用钠碱循环法可脱除烟气中的SO2。吸收液吸收SO2的过程中，pH随n(SO)∶n(HSO)变化关系如下表：
n(SO)∶n(HSO)
91∶9
1∶1
9∶91
pH
8.2
7.2
6.2
(1)由上表判断NaHSO3溶液显________性，用化学平衡原理解释：_____________________________________________________。
(2)当吸收液呈中性时，溶液中离子浓度关系正确的是________(填标号)。
a．c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)
b．c(Na＋)＞c(HSO)＞c(SO)＞c(H＋)＝c(OH－)
c．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)
解析：(1)由题表中n(SO)∶n(HSO)＝9∶91时，pH＝6.2可知，NaHSO3溶液显酸性，原因是HSO的电离程度大于其水解程度。(2)由电荷守恒及溶液呈中性时溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度可知，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)，故a正确，c错误；溶液呈中性时，溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，亚硫酸氢根离子浓度大于亚硫酸根离子浓度，溶液中阴阳离子所带电荷相等，则c(Na＋)>c(HSO)>c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)，故b正确。
答案：(1)酸　在溶液中HSO存在两个平衡：HSOH＋＋SO和HSO＋H2OH2SO3＋OH－，HSO的电离程度大于其水解程度　(2)ab
5．FeCl3在溶液中分三步水解：
Fe3＋＋H2OFe(OH)2＋＋H＋　K1
Fe(OH)2＋＋H2OFe(OH)＋H＋　K2
Fe(OH)＋H2OFe(OH)3＋H＋　K3
通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为
xFe3＋＋yH2OFex(OH)＋yH＋
(1)以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是__________________。
(2)欲使平衡正向移动可采用的方法是________(填标号)。
a．降温　　　　 b．加水稀释
c．加入NH4Cl　 d．加入NaHCO3
(3)室温下，使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁的关键条件是_______________________________________________________。
解析：(1)铁离子的水解分为三步，且水解程度逐渐减弱，所以水解平衡常数逐渐减小，则K1>K2>K3。(2)因为水解为吸热反应，所以降温，平衡逆向移动；加水稀释，则水解平衡正向移动；加入氯化铵，氯化铵溶液为酸性，氢离子浓度增大，平衡逆向移动；加入碳酸氢钠，则消耗氢离子，所以氢离子浓度降低，平衡正向移动。(3)从反应的离子方程式中可知，氢离子的浓度影响高浓度聚合氯化铁的生成，所以关键步骤是调节溶液的pH。
答案：(1)K1>K2>K3
(2)bd　(3)调节溶液的pH