高中化学鲁科版 (2019)选择性必修1第2节 弱电解质的电离 盐类的水解第2课时导学案

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第2课时　盐类的水解



1．盐类水解的原理
(1)盐类水解的过程
实验证明，盐的水溶液并非都呈中性。
①CH3COONa溶液中存在着下列电离过程：
　　　H2OH＋＋OH－
　＋
CH3COONa===CH3COO－＋Na＋

　　 　CH3COOH
由于醋酸钠电离产生的部分CH3COO－可以与水电离出的H＋结合为弱电解质CH3COOH分子，使溶液中H＋的浓度减小，促使水的电离平衡向电离的方向移动，最终导致溶液中c平(OH－)>c平(H＋)，使CH3COONa溶液呈碱性。
这一反应过程可表示如下：
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
或CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②NH4Cl溶液中存在着下列电离过程：
H2OOH－＋H＋
　＋
　NH4Cl===NH＋Cl－

　 　NH3·H2O
由于氯化铵电离产生的部分NH可以与水电离出的OH－结合为弱电解质NH3·H2O分子，使溶液中OH－的浓度减小，促使水的电离平衡向电离的方向移动，最终导致溶液中c平(H＋)>c平(OH－)，使NH4Cl溶液呈酸性。
这一反应过程可表示如下：
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
或NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(2)盐类水解的实质
①盐类水解的定义
在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解反应，简称盐类的水解。
②盐类水解的实质
在溶液中，由于盐电离产生的离子(弱酸酸根离子或弱碱阳离子)与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，即促进了水的电离。
(3)盐类水解的表示方式——水解的离子方程式
一元强碱弱酸盐
如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
一元强酸弱碱盐
如NH4Cl溶液：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
多元弱酸强碱盐(正盐)
多元弱酸阴离子的水解分步进行，应分步书写，如Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
多元弱碱强酸盐
多元弱碱阳离子的水解也分步进行，但中学阶段不要求分步表示，如FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋

2．水解平衡的移动
(1)内因——盐的性质
相同条件下，弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
(2)外因——以影响CH3COONa溶液和NH4Cl溶液水解为例

改变条件
平衡移动方向
水解程度
CH3COONa
NH4Cl
CH3COONa
NH4Cl
增加溶液中溶质的量，使盐的浓度加倍
右移
右移
减小
减小
将盐的浓度稀释为原来的一半
右移
右移
增大
增大
微微加热溶液
右移
右移
增大
增大
向溶液中滴加少量浓盐酸
右移
左移
增大
减小
向溶液中滴加少量浓NaOH溶液
左移
右移
减小
增大

(3)两种水解离子的相互影响
弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。如：
①CH3COONH4水解的离子方程式为：
CH3COO－＋NH＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O；
②硫化铝水解的化学方程式为：
Al2S3＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑；
③NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液混合后发生水解的总反应的离子方程式为：
Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)盐类水解一定促进水的电离。(　　)
(2)盐溶液显酸性，一定是由盐类的水解引起的。(　　)
(3)Na2CO3溶液中，CO水解造成溶液中离子种类增多。(　　)
(4)盐类水解程度越大，水解生成的c(H＋)或c(OH－)越大。(　　)
(5)pH＝9的CH3COONa溶液和pH＝9的氨水中，水的电离程度相等。(　　)
(6)pH＝5的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－9 mol·L－1。(　　)
答案　(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)×
2．在盐类水解的过程中，下列说法正确的是(　　)
A．盐的电离平衡被破坏
B．水的电离程度一定会增大
C．溶液的pH一定会增大
D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大
答案　B
解析　大多数的盐为强电解质，在水中完全电离，A错误；盐类水解促进水的电离，B正确；强酸弱碱盐水解溶液呈酸性，pH减小，C错误；一定温度下的稀溶液中，c(H＋)与c(OH－)乘积是一个常数，D错误。
3．下列关于盐类水解的叙述错误的是(　　)
A．盐类水解是中和反应的逆反应
B．盐类水解过程是吸热过程
C．含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性
D．盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱
答案　C
解析　盐类水解可以看作中和反应的逆反应，该过程是吸热过程，盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱，A、B、D正确；含有弱酸根盐的水溶液不一定显碱性，如醋酸铵有弱酸根离子，但醋酸铵的水溶液呈中性，C错误。
4．水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是(　　)
A．NaHSO4溶液 B．KF溶液
C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液
答案　D
解析　NaHSO4在溶液中电离出H＋，抑制水的电离；KF在水溶液中电离出的F－结合水电离出的H＋生成弱酸HF而发生水解；KAl(SO4)2在溶液中电离出的Al3＋与水电离出的OH－结合生成Al(OH)3而发生水解，所以F－和Al3＋均促进水的电离；HI是强酸，I－不水解，对水的电离平衡不影响。
5．下列物质的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是(　　)
A．HCl B．NH4NO3
C．Na2S D．HClO
答案　A
解析　A项HCl完全电离；B项NH水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，有NH3·H2O分子；C项S2－水解，产生H2S分子；D项HClO是弱电解质，不完全电离，有HClO分子。
6．下列水解反应离子方程式书写正确的是(　　)
A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
B．S2－＋2H2OH2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O
答案　A
解析　B项，应用分步水解方程式表示或只写第一步；C是电离方程式，不是水解方程式；D是醋酸与可溶性强碱发生中和反应的离子方程式。
7．有下列几种物质：①NaCl　②Na2CO3　③NaHCO3　④NH4Cl　⑤Al2(SO4)3　⑥HCl　⑦KHSO4　⑧NaOH。其溶液呈酸性的是________(填序号，下同)；呈中性的是________；呈碱性的是________；能促进水的电离的是________；抑制水的电离的是________。
答案　④⑤⑥⑦　①　②③⑧　②③④⑤　⑥⑦⑧

探究一　盐类水解的特点和规律

为什么CH3COONa水溶液呈碱性，NaCl水溶液呈中性，NH4Cl水溶液呈酸性呢？盐溶液的酸、碱性有什么规律吗？

盐类水解的特点及规律
(1)盐类水解的特点
①可逆：盐类的水解反应可看成酸碱中和反应的逆反应。
②微弱：酸碱中和反应一般进行得很完全，而大多数盐类的水解反应进行得很微弱。
③吸热：酸碱中和反应放热，而盐类的水解反应吸热。
(2)盐类水解的规律
盐类水解规律可概括为“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性”。具体地说：
①“有弱才水解，无弱不水解”指的是盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才能水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解。
②“谁强显谁性，同强显中性”指的是水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱的相对强弱决定，如常温下，CH3COONH4溶液的pH＝7。
③强酸的酸式酸根离子只电离，不水解，对应盐溶液呈酸性，如NaHSO4在水中完全电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
④弱酸的酸式酸根离子既能水解又能电离，对应盐溶液的酸碱性取决于其水解和电离程度的相对大小：a.若电离程度大于水解程度，对应强碱盐溶液呈酸性，如NaHSO3等；b.若电离程度小于水解程度，对应强碱盐溶液呈碱性，如NaHCO3等。

盐类水解离子方程式的书写
1．盐类水解的离子方程式一般用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的量较少，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”“↑”等符号。生成H2CO3、NH3·H2O时，一般不分解。
2．互相促进水解
(1)发生条件
①两种盐水解程度都较大且水解后一种呈酸性，一种呈碱性，能相互促进。
②一般地，水解产物一种为沉淀、另一种为气体，或水解产物均为沉淀。
(2)互相促进水解反应离子方程式的书写步骤
①写出两种离子及其水解产物的化学式。
②根据电荷守恒配平两种离子及其水解产物的系数。
③根据原子守恒判断是否有水参与反应并确定其系数。
(3)注意事项
①水解分别呈酸性和碱性的离子组，相互促进水解程度较大的，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：
Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
常见互相促进水解离子如下所示：

②NH与CH3COO－、CO、HCO等虽然也能相互促进水解，但不彻底，所以还是使用“”表示，不标明“↑”和“↓”。如CH3COONH4的水解：CH3COO－＋NH＋H2ONH3·H2O＋CH3COOH。

1．下列关于盐溶液呈酸性或碱性的说法错误的是(　　)
A．盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡
B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C．在CH3COONa溶液中，由水电离出的c(OH－)≠c(H＋)
D．水电离出的H＋(或OH－)与盐电离出的弱酸阴离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱性(或酸性)
答案　C
解析　盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡，使溶液中c(H＋)≠c(OH－)，A正确；溶液呈酸性则一定有c(H＋)>c(OH－)，B正确；根据水的电离方程式H2OH＋＋OH－可知，水在任何溶液中电离出的c(OH－)＝c(H＋)，但在CH3COONa溶液中，由于CH3COO－与H＋结合生成了弱电解质CH3COOH，使得溶液中c(OH－)>c(H＋)，故溶液呈碱性，C错误；水电离出的H＋和OH－与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合生成弱电解质，是造成盐溶液呈碱性或酸性的原因，D正确。
2．下列物质在常温下发生水解时，对应的水解方程式正确的是(　　)
A．Na2CO3溶液：CO＋H2O2OH－＋CO2↑
B．NaHS溶液：HS－＋H2OH2S＋OH－
C．CuSO4溶液：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2↓＋2H＋
D．KF溶液：F－＋H2O===HF＋OH－
答案　B
解析　CO的水解分步进行，其水解方程式应分步书写，且一般情况下，盐的水解程度很小，故水解时不会产生CO2气体，A错误。Cu2＋水解程度小，不会产生Cu(OH)2沉淀，C错误。由于大多数水解反应是可逆反应，所以水解方程式应该用“”，D错误。

生成离子的种类是判断水解方程式和电离方程式的关键。盐类水解的离子方程式在形式上一定符合“阴生阴、阳生阳”，即阴离子水解一定生成OH－，阳离子水解一定生成H＋(或H3O＋)。例如：
NaHS电离，HS－＋H2OS2－＋H3O＋；
NaHS水解，HS－＋H2OH2S＋OH－。
探究二　盐类水解平衡的移动

通过教材103页对水解平衡常数的探讨和对CH3COONa溶液分别在加热、稀释及加入溶质等条件下其水解程度的实验探究，得出影响盐类水解平衡移动的结论：“越弱越水解，越热越水解，越稀越水解”，你怎么理解这一结论？

盐类水解平衡的移动
内因
盐本身的性质，即组成盐的弱酸阴离子或弱碱阳离子对应的酸或碱越弱，盐的水解程度越大
外因
温度
盐的水解反应是吸热反应，因此升高温度促进盐的水解，降低温度抑制盐的水解
浓度
盐的浓度越小，水解程度越大；盐的浓度越大，水解程度越小
酸碱性
加酸抑制弱碱阳离子的水解，促进弱酸阴离子的水解；加碱抑制弱酸阴离子的水解，促进弱碱阳离子的水解
同离子效应
向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若加入与水解产物反应的离子，则促进水解


水解平衡常数
(1)定义：水解反应的平衡常数叫作水解平衡常数或水解常数，用Kh表示。
(2)意义：Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。
(3)表达式：如CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，其表达式为Kh＝＝＝。
(4)影响因素：由于水解吸热，所以温度升高，水解平衡常数变大。

3．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ的溶液，pH依次是8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　)
A．HY>HX>HZ B．HZ>HY>HX
C．HX>HY>HZ D．HY>HZ>HX
答案　C
解析　酸的酸性越强，相同浓度时，其酸根离子的水解程度越小，对应相同浓度钠盐溶液的pH越小。因此，相同条件下的钠盐溶液，溶液的pH越大，其相应酸的酸性越弱，根据题意可知，NaX、NaY和NaZ的溶液pH依次为8、9、10，则这三种酸的酸性由强到弱的顺序是HX>HY>HZ，故选C。
4．下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　)
A．在稀FeCl3溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动
B．其他条件相同时，浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，Fe3＋的水解程度前者小于后者
C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液分别在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度小
D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量的盐酸
答案　C
解析　增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，水解程度增大，A、B正确；盐类水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C错误；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D正确。
5．室温时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl溶液　②CH3COONH4溶液　③NH4HSO4溶液
④(NH4)2SO4溶液　⑤(NH4)2Fe(SO4)2溶液。c(NH)由大到小的顺序是__________________。
答案　⑤>④>③>①>②
解析　NH在溶液中存在水解平衡：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。第1组选①②③，以①为参照物，②中CH3COO－水解显碱性，与NH的水解相互促进，所以c(NH)：②<①。③中NH4HSO4电离出H＋，会使NH的水解平衡左移，所以c(NH)：③>①。第2组选④⑤，未水解前④中NH浓度为①②③中的2倍，以④为参照物，⑤中Fe2＋的水解呈酸性，对NH的水解起抑制作用，所以c(NH)为⑤>④。综上，c(NH)由大到小顺序为⑤>④>③>①>②。

溶液pH的比较方法
(1)等物质的量浓度的酸及水解呈酸性的盐，其溶液pH的关系：二元强酸<一元强酸<弱酸<水解显酸性的盐。
(2)等物质的量浓度的碱及水解呈碱性的盐，其溶液pH的关系：二元强碱>一元强碱>弱碱>水解呈碱性的盐。
(3)其他条件相同时，强酸弱碱盐对应的碱越弱，水溶液酸性越强，pH越小；强碱弱酸盐对应的酸越弱，水溶液碱性越强，pH越大。
(4)等物质的量浓度的多元弱酸及多元弱酸盐溶液的pH关系(以H2CO3为例)：H2CO3 本课小结


课时作业
一、选择题(本题共7小题，每小题只有1个选项符合题意)
1．下列各离子方程式中，属于水解反应且书写正确的是(　　)
A．CH3COOH＋H2OH3O＋＋CH3COO－
B．CO＋2H2OH2CO3＋2OH－
C．HCO＋H2OH3O＋＋CO
D．HS－＋H2OH2S＋OH－
答案　D
解析　A项，属于醋酸的电离方程式，不是水解方程式，故错误；多元弱酸根离子水解分步进行，以第一步为主，不能一步完成，故B错误；C项，属于HCO的电离方程式，不是水解方程式，故错误；HS－水解生成H2S和OH－，故D正确。
2．将0.1 mol的下列物质加入1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是(　　)
A．KCl B．Mg(OH)2
C．Na2CO3 D．ZnSO4
答案　C
解析　首先Mg(OH)2不溶于水，所以阴离子一定最少，B错误。0.1 mol的KCl、Na2CO3、ZnSO4溶于水得到的阴离子分别是0.1 mol的Cl－、CO和SO，其中CO发生水解反应：CO＋H2OHCO＋OH－，阴离子数量增加，而Cl－和SO都不水解，数量不变，所以Na2CO3溶液中的阴离子数最多，C正确。
3．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要抑制Al3＋的水解，可采取的措施为(　　)
A．加热
B．通入氯化氢气体
C．加入适量的氢氧化钠溶液
D．加入固体Na2SO4
答案　B
解析　水解为吸热反应，加热促进Al3＋水解，A错误；通入氯化氢气体，氢离子浓度增大，抑制Al3＋水解，B正确；加入适量的氢氧化钠溶液，与氢离子反应，氢离子浓度减小，促进Al3＋水解，C错误；加入固体Na2SO4，平衡不移动，Al3＋水解程度不变，D错误。
4．为了使硫化钠溶液中的值变小，可采取的措施是(　　)
A．加入适量盐酸
B．加入适量NaOH固体
C．适当升温
D．加入适量K2S固体
答案　D
解析　加入适量盐酸，S2－与H＋反应生成H2S气体，c(S2－)变小，变大；加入NaOH固体，OH－抑制S2－水解，c(S2－)变大，但c(Na＋)增大的程度更大，变大；升温，S2－水解程度增大，c(S2－)变小，使变大；加入K2S固体，促进S2－的水解，但S2－水解程度减小，c(S2－)变大，使变小。
5．在CH3COONa溶液里加入下列物质，使水解平衡向左移动，并且使pH变大的是(　　)
A．加入适量CH3COOH B．加入少量NaCl固体
C．加入少量NaOH固体 D．加水稀释
答案　C
解析　CH3COO－水解的离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。加入CH3COOH，平衡向左移动，CH3COO－的水解程度减小，溶液的pH减小，故A错误；加入NaCl固体，水解平衡不会移动，CH3COO－的水解程度不变，溶液的pH不变，故B错误；加入NaOH固体，c(OH－)增大，CH3COO－的水解程度相应降低，平衡向左移动，溶液中的c(OH－)增大，pH变大，故C正确；加水稀释，CH3COO－的水解程度增大，平衡向右移动，溶液的pH减小，故D错误。
6．25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是(　　)
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH－)：前者大于后者
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大
答案　C
解析　两种溶液中均存在水的电离平衡，NaHCO3溶液中还存在电离平衡HCOH＋＋CO及水解平衡HCO＋H2OH2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中还存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－和HCO＋H2OH2CO3＋OH－，A正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B正确；浓度相同时，酸性H2CO3>HCO，所以CO的水解程度比HCO的大，故Na2CO3溶液中的c(OH－)大，C不正确；向NaHCO3溶液中加入NaOH固体，发生反应HCO＋OH－===H2O＋CO，c(CO)增大，向Na2CO3溶液中加入NaOH固体，CO的水解平衡向左移动，c(CO)增大，D正确。
7．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，上述可逆反应平衡常数不变
B．通入CO2，溶液pH增大
C．加入NaOH固体，平衡向正反应方向移动
D．升高温度，不变
答案　A
解析　平衡常数仅与温度有关，温度不变，则稀释时平衡常数不变，A正确；CO2通入水中，生成H2CO3，可以与OH－反应，平衡正向移动，c(OH－)减小，pH减小，B错误；加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡逆向移动，C错误；因水解是吸热过程，则升温可以促进水解，平衡正向移动，c(HCO)增大，c(CO)减小，故增大，D错误。
二、选择题(本题共4小题，每小题有1个或2个选项符合题意)
8．在25 ℃时，NH浓度相等的NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4的溶液中，其对应溶液中溶质的物质的量浓度分别为a、b、c(单位为mol·L－1)，下列判断正确的是(　　)
A．a＝b＝c B．a＝c>b
C．b>a>c D．c>a>b
答案　C
解析　NH4Cl溶液中NH正常水解，CH3COONH4中的NH与CH3COO－相互促进水解；NH4HSO4中H＋抑制NH水解。所以当NH浓度相等时，所需溶液浓度顺序为c(CH3COONH4)>c(NH4Cl)>c(NH4HSO4)。
9．已知两种弱酸甲(HB)、乙(HA)的酸性：HA>HB，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是(　　)
A．c(OH－)>c(HA)>c(HB)>c(H＋)
B．c(OH－)>c(A－)>c(B－)>c(H＋)
C．c(OH－)>c(B－)>c(A－)>c(H＋)
D．c(OH－)>c(HB)>c(HA)>c(H＋)
答案　D
解析　根据盐的水解规律，弱酸的酸性越弱，其弱酸根离子的水解程度越大，这两种盐水解的离子方程式分别为A－＋H2OHA＋OH－和B－＋H2OHB＋OH－。已知HA的酸性比HB的强，所以A－水解程度小于B－的水解程度，则水解生成的两种酸的浓度：c(HB)>c(HA)，A不正确；一般水解程度都很小，所以水解产生的OH－浓度一定小于A－、B－的浓度，B、C不正确；两种钠盐水解均呈碱性，则水解产生的OH－总浓度一定大于水解产生的HA或HB的浓度，H＋浓度很小，D正确。
10．下列有关NaHCO3溶液的说法正确的是(　　)
A．该溶液中Ca2＋、Al3＋、Cl－不能大量共存
B．该溶液中c(H2CO3) C．该溶液中阳离子总数大于阴离子总数
D．常温下，加水稀释，变小
答案　AC
解析　HCO与Al3＋发生双水解反应生成Al(OH)3沉淀和CO2气体而不能大量共存，A正确；NaHCO3溶液显碱性，HCO的水解程度大于电离程度，故c(H2CO3)>c(CO)，B错误；根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝2(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，故c(Na＋)＋c(H＋)>c(CO)＋c(HCO) ＋c(OH－)，即该溶液中阳离子总数大于阴离子总数，C正确；为HCO的电离平衡常数的表达式，温度不变，电离平衡常数不变，常温下，加水稀释，的值不变，D错误。
11．下表是几种弱酸在常温时的电离平衡常数：
弱酸
CH3COOH
H2S
HClO
电离平
衡常数
1.8×10－5
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
4.69×10－11
下列说法正确的是(　　)
A．同物质的量浓度的Na2S、NaClO、CH3COONa溶液，pH最大的是NaClO溶液
B．同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH
C．同物质的量浓度的S2－、HS－、ClO－、CH3COO－，结合H＋能力最强的是S2－
D．CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS
答案　BC
解析　根据电离平衡常数得到酸性强弱关系：CH3COOH>H2S>HClO>HS－，根据“越弱越水解”得到离子的水解能力：CH3COO－HS－，所以CH3COOH溶液与Na2S溶液能反应生成NaHS，D错误。
三、非选择题(本题共3小题)
12．现有S2－、SO、NH、Al3＋、HPO、Na＋、SO、AlO、Fe3＋、HCO、Cl－等离子，请按要求填空：
(1)在水溶液中，水解呈碱性的离子是________________。
(2)在水溶液中，水解呈酸性的离子是__________。
(3)既能在酸性较强的溶液里大量存在，又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有____________。
(4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在，又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有________。
答案　(1)S2－、SO、HPO、AlO、HCO
(2)NH、Al3＋、Fe3＋　(3)Na＋、SO、Cl－
(4)HPO、HCO
解析　(1)弱酸根离子、弱酸的酸式酸根离子水解使溶液显碱性，即S2－、SO、HPO、AlO、HCO水解使溶液呈碱性。
(2)NH、Al3＋、Fe3＋属于弱碱的阳离子，水解使溶液呈酸性。
(3)Na＋、Cl－、SO分别是强碱阳离子和强酸阴离子，既能在强酸性溶液中大量存在，又能在强碱性溶液中大量存在。
(4)HPO、HCO属于弱酸的酸式酸根离子，既能与强酸反应，又能与强碱反应。
13．(1)取20 mL pH＝3的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电性变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度(分子电离的百分数)为________，加入0～10 mL的氨水，溶液导电能力增强的原因：
________________________________________________________________。

(2)将醋酸铵固体溶于水，配成0.1 mol·L－1溶液，已知醋酸的电离平衡常数为Ka，一水合氨的电离平衡常数为Kb，实验发现两者近似相等，请写出醋酸铵水解的离子方程式：________________________________，水解平衡常数的表达式：________(用KW、Ka与Kb表示)。
答案　(1)1%　随着中和反应进行，溶液中离子(铵根离子、醋酸根离子)浓度显著增大，当氨水与醋酸恰好完全反应时离子浓度达最大值
(2)NH＋CH3COO－＋H2ONH3·H2O＋
CH3COOH　K＝
解析　(1)根据图像分析，当氨水的体积为10 mL时导电性最强，说明此时氨水与醋酸恰好完全反应，所以醋酸的浓度为＝0.1 mol·L－1，再根据CH3COOH溶液的pH＝3，则氢离子浓度为10－3 mol·L－1，所以CH3COOH的电离度为×100%＝1%。
(2)醋酸铵是弱酸弱碱盐，但它是强电解质，能在水中完全电离，铵根离子和醋酸根离子都水解，化学方程式为CH3COONH4＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O，离子方程式为CH3COO－＋NH＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O，水解平衡常数的表达式
K＝＝
＝c(H＋)·c(OH－)××
＝。
14．亚硝酸(HNO2)为一元弱酸，其性质与硝酸相似。已知：298 K时，四种物质的电离平衡常数(K)如下表。

HNO2
NH3·H2O
H2CO3
H2SO3
K
5.1×10－4
1.8×10－5
Ka1＝4.2×10－7
Ka2＝5.61×10－11
Ka1＝1.3×10－2
Ka2＝6.3×10－8
(1)下列不能说明HNO2是弱电解质的是________(填序号)。
A．常温下0.1 mol·L－1 NaNO2溶液的pH>7
B．用一定浓度HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
C．等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液分别与足量锌反应，HNO2放出的氢气较多
D．常温下，0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2.3
(2)298 K时，将10 mL 0.1 mol·L－1的亚硝酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1氨水混合，所得溶液显________(填“酸性”“碱性”或“中性”)，原因是
________________________________________________________________。
(3)若将pH＝2的HNO2、HCl两溶液分别加水稀释，pH变化如图所示，判断曲线Ⅰ对应的溶液为__________________(填化学式)溶液。图中a、b、c三点对应溶液的导电能力由强到弱的顺序是________(用a、b、c表示，下同)；溶液中水的电离程度由强到弱的顺序是________。

(4)依据提供的数据回答下列问题：
①298 K时，NaHSO3溶液中HSO水解平衡常数Kh＝________(所得结果保留两位有效数字)；由此可判断HSO水解程度________电离程度(填“大于”“小于”或“等于”)。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液主要反应的离子方程式为______________________________。
(5)298 K时，向含有2 mol Na2CO3的溶液中加入1 mol HNO2后，溶液中CO、HCO和NO的浓度由大到小的顺序是________。
答案　(1)B
(2)酸性　反应恰好生成亚硝酸铵，亚硝酸根离子水解呈碱性，铵根离子水解呈酸性，但是亚硝酸根离子水解程度小于铵根离子的水解程度，故溶液呈酸性
(3)HCl　b>a>c　c>a>b
(4)①7.7×10－13　小于
②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
(5)c(HCO)>c(NO)>c(CO)
解析　(1)常温下，NaNO2溶液pH>7，则NaNO2为强碱弱酸盐，说明HNO2是弱电解质，故A不符合题意；灯泡很暗只能说明溶液导电能力弱，说明溶液中离子浓度小，导电性强弱与电解质的强弱无关，故B符合题意；等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液分别与足量锌反应，HNO2放出的氢气较多，说明HNO2溶液中存在大量未电离的HNO2分子，则HNO2为弱电解质，故C不符合题意；0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH约为2.3，则HNO2部分电离，说明HNO2是弱电解质，故D不符合题意。
(2)将10 mL 0.1 mol·L－1的亚硝酸与10 mL 0.1 mol·L－1氨水混合，恰好完全反应生成NH4NO2。亚硝酸根离子水解呈碱性，铵根离子水解呈酸性，由表格数据可知HNO2的电离常数大于NH3·H2O的电离常数，则亚硝酸根离子水解程度小于铵根离子的水解程度，溶液显酸性。
(3)HNO2是弱酸，部分电离，pH＝2的HNO2溶液中有大量未电离的HNO2。两溶液加水稀释相同的倍数，HNO2溶液的pH变化较小，故曲线Ⅰ对应HCl溶液。溶液的导电能力和溶液中离子浓度大小有关，总离子浓度越大，导电能力越强，根据电荷守恒可知，溶液中总离子浓度为氢离子浓度的2倍，由pH可知，a、b、c三点对应溶液的氢离子浓度大小顺序为b>a>c，所以导电能力由强到弱的顺序是b>a>c。酸对水的电离起抑制作用，酸中氢离子浓度越小，抑制作用越弱，则水的电离程度越大，所以溶液中水的电离程度由强到弱的顺序是c>a>b。
(4)①H2SO3的一级电离：H2SO3HSO＋H＋，Ka1＝1.3×10－2；HSO的水解：HSO＋H2OH2SO3＋OH－，Kh＝＝≈7.7×10－13。HSO的电离常数Ka2＝6.3×10－8>Kh，则HSO的水解程度小于电离程度。
②根据电离常数可得酸性强弱顺序：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO；根据强酸制弱酸原理，H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应生成CO2和HSO，主要反应的离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O。
(5)根据电离常数可知，酸性：HNO2>H2CO3>HCO。向含有2 mol Na2CO3的溶液中加入1 mol HNO2后，发生反应Na2CO3＋HNO2===NaHCO3＋NaNO2，剩余1 mol Na2CO3，即所得溶液溶质为1 mol NaNO2、1 mol NaHCO3和1 mol Na2CO3；因为酸性：HNO2>H2CO3>HCO，所以CO的水解程度大于NO的水解程度，HCO的电离常数Ka2＝5.61×10－11，水解常数Kh＝，则HCO的水解程度大于电离程度，CO的水解程度大于HCO的水解程度，且CO水解生成HCO，所以溶液中CO、HCO和NO的浓度由大到小的顺序是c(HCO)>c(NO)>c(CO)。