高中化学人教版 (2019)选择性必修1第三节 盐类的水解第一课时导学案

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第三节　盐类的水解
第一课时　盐类的水解及其影响因素
[明确学习目标]　1.理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的方程式。2.认识盐类水解的实验和规律，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。3.了解影响盐类水解平衡的因素，能分析外界条件对盐类水解平衡的影响。



1．盐类的水解
(1)盐溶液的酸碱性——用pH计测定(25 ℃)
盐溶液
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
酸碱性
pH＝7.0
pH>7
pH<7
盐类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
结论：强酸强碱盐溶液呈中性，强酸弱碱盐溶液呈酸性，强碱弱酸盐溶液呈碱性。
(2)盐溶液呈现不同酸碱性的原因
溶液的酸、碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不同类型的盐在水中电离出的离子会引起水中c(H＋)和c(OH－)浓度的变化，且结果不同。如，
①NH4Cl溶液——强酸弱碱盐溶液
NH4Cl溶液中存在下列关系：

理论解释
NH4Cl溶于水后电离出和Cl－，NH与水电离出的OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动
平衡时溶液的酸碱性
溶液中c(H＋)>c(OH－)，呈酸性
总的离子方程式
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
②CH3COONa溶液——强碱弱酸盐溶液
CH3COONa溶液中存在下列关系：

理论解释
CH3COONa溶于水后电离出CH3COO－和Na＋，CH3COO－与水电离出的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动
平衡时溶液的酸碱性
溶液中c(H＋) 总的离子方程式
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－

③NaCl溶液——强酸强碱盐
NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
(3)盐类水解的定义及实质
①定义
在水溶液中，盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合成生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。
②实质
盐电离出的离子(弱酸阴离子或弱碱阳离子)与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)并建立平衡，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(H＋)≠c(OH－)，而使溶液呈碱性或酸性。

2．影响盐类水解的因素
研究盐类水解时，一般从两个方面来探究：一是反应物的性质，二是反应条件。
(1)内因
盐的性质是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸根离子对应的弱酸越弱(或阳离子对应的弱碱越弱)，盐的水解程度就越大。
(2)反应条件
①探究反应条件对FeCl3水解平衡的影响
影响因素
实验操作
现象
结论
温度
升高温度
溶液颜色变深
升高温度，促进FeCl3的水解
反应物浓度
加入少量FeCl3晶体，测溶液的pH
pH减小
c(Fe3＋)增大平衡正向移动
生成物浓度
加入少量盐酸
溶液颜色变浅
c(HCl)增大，抑制Fe3＋的水解

②结论的解释


1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)所有的盐溶于水都能水解。(　　)
(2)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。(　　)
(3)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。(　　)
(4)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离。(　　)
(5)Na2CO3的水解：CO＋2H2O===H2CO3＋2OH－。(　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
2．下列说法正确的是(　　)
A．盐溶液都显中性
B．盐溶液的酸碱性与盐的类型无关
C．Na2CO3溶液显碱性，是因为溶液中c(OH－)>c(H＋)
D．NaHCO3溶液显酸性
答案　C
3．下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是(　　)
A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
B．S2－＋2H2OH2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O
答案　A



知识点一　盐类水解的特点及离子方程式的书写

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．盐类水解离子方程式的书写
(1)一般模式
盐的离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
大多数盐的水解是可逆反应，用“”；一般情况下，盐的水解程度很小，水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，不标“↑”“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3)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－＋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－
多元弱酸
强碱盐
(酸式盐)
如NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－；如Na2HPO4溶液：HPO＋H2OH2PO＋OH－，H2PO＋H2OH3PO4＋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＋


[解析]　A项是CH3COOH的电离方程式，错误；B项，CO的水解应分步进行，以第一步为主，不能一步完成，错误；C项是HCO的电离方程式，错误；D项，F－发生水解反应生成HF和OH－，正确。
[答案]　D
[练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＋和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，是盐溶液呈碱性或酸性的原因，D正确。
[练2]　有下列五种盐溶液：①NaClO、②(NH4)2SO4、③Na2CO3、④AlCl3、⑤KNO3。回答下列问题：
(1)不会破坏水的电离平衡的是 ，溶液呈酸性的是 ，pH>7的是 (在室温下)。
(2)根据盐类水解的实质及水解反应的特点(可逆反应、程度微弱)，写出下列盐类水解的离子方程式：
①NaClO： ，
②(NH4)2SO4： ，
③Na2CO3： ，
④AlCl3： 。
答案　(1)⑤　②④　①③
(2)①ClO－＋H2OHClO＋OH－
②NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
③CO＋H2OHCO＋OH－
④Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
解析　强酸强碱盐不水解，不影响水的电离平衡；强酸弱碱盐水解显酸性；强碱弱酸盐水解使溶液的pH>7(室温下)。
规律方法
水解方程式书写的方法思路
(1)一判断：判断可水解的离子，书写化学式。
(2)二规范：写“”，不标“↑”“↓”。
(3)三注意：多元弱酸根分步水解，多元弱碱阳离子一步完成。

知识点二　影响盐类水解的因素

1．“越弱越水解”，酸越弱其对应的强碱盐水解程度越大，碱性越强；碱越弱，其对应的强酸盐的水解程度越大，酸性越强。如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性：CH3COOH>HClO，故pH较大(碱性较强)的是NaClO溶液。又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA、NaB、NaC三种溶液的pH的大小顺序为NaA>NaB>NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为HA 2．反应条件对盐类水解的影响
盐类水解过程是一个吸热过程，因此温度升高能促进盐类水解；盐类水解平衡类同于化学平衡，增大盐的浓度或增大反应生成的H＋(或OH－)的浓度能抑制盐的水解(反之能促进盐的水解)。如：以CH3COONa为例分析外因对盐类水解平衡的影响情况：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－

加热
加水
加CH3COOH
加CH3COONa
加HCl
加NaOH
c(CH3COO－)
减小
减小
增大
增大
减小
增大
c(CH3COOH)
增大
减小
增大
增大
增大
减小
c(OH－)
增大
减小
减小
增大
减小
增大
c(H＋)
减小
增大
增大
减小
增大
减小
pH
增大
减小
减小
增大
减小
增大
水解程度
增大
增大
减小
减小
增大
减小



[解析]　稀释溶液，水解程度增大，但c(OH－)减小，A项错误；将CO2通入水溶液中，相当于生成H2CO3，可以与OH－反应，促进平衡正向移动，B项正确；升高温度，水解平衡正向移动，故增大，C项错误；加入NaOH固体，溶液碱性增强，pH增大，D项错误。
[答案]　B
[练3]　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两项均正确；盐类水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C项错误；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。
[练4]　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)为②<①。③中NH4HSO4电离出H＋，会使NH的水解平衡左移，所以c(NH)为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。
知识拓展
水解平衡常数——Kh
(1)定义：水解反应的平衡常数叫做水解平衡常数或水解常数，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。
(5)多元弱酸根有多级水解常数，即Kh1、Kh2…且Kh1≫Kh2≫…因此多元弱酸强碱正盐溶液的碱性取决于第一步水解。
本课归纳总结
　　　



1．下图所示是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是(　　)

A．CO B．HCO C．Ca＋ D．NH
答案　D
解析　由题给水解过程示意图右侧的结构模型可判断X为NH。
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项错误。Cu2＋水解程度小，不会产生Cu(OH)2沉淀，C项错误。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项错误。
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．氯化铵晶体溶于重水(D2O)中，溶液呈现酸性，下列叙述的原因中正确的是(　　)
A．NH水解生成NH3·H2O和HD2O＋
B．NH水解生成NH3·DHO和HD2O＋
C．NH水解生成NH3·D2O和HD2O＋
D．NH水解生成NH3·DHO和D3O＋
答案　D
解析　NH在重水中发生水解生成NH3·DHO，同时D2O结合D＋形成D3O＋。
5．0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中，由于CO的水解，使得c(CO)<0.1 mol·L－1。如果要使c(CO)更接近于0.1 mol·L－1，可以采取的措施是(　　)
A．加入少量盐酸 B．加入适量的水
C．加入适量的KOH D．加热
答案　C
解析　A项，发生反应：H＋＋CO===HCO，CO浓度更小；B项和D项均促进CO水解，使CO浓度更小；C项，KOH抑制了CO的水解，正确。
6．如图所示，向三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入烧碱，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。

(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为 (用离子方程式说明)。
(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是 。
A．水解反应为放热反应
B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3溶于水时放出热量
D．NH4NO3溶于水时吸收热量
(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，使CH3COO－水解平衡移动的方向分别为 、 、 、 (填“向左”“向右”或“不移动”)。
答案　(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
(2)BD　
(3)向右　向左　向左　向右
解析　(1)CH3COONa中CH3COO－水解使溶液显碱性，酚酞试液遇碱显红色。
(2)烧碱溶于水放出大量的热，根据烧瓶①中溶液的红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热反应，同时烧瓶③中溶液红色变浅，则是因为NH4NO3溶于水时吸收热量，水解平衡向左移动。
(3)酸促进CH3COO－的水解；碱抑制CH3COO－的水解；CO与CH3COO－带同种电荷，水解相互抑制；Fe2＋与CH3COO－带异种电荷，水解相互促进。

课时作业

一、选择题(本题共8小题，每小题只有1个选项符合题意)
1．对水的电离平衡不产生影响的粒子是(　　)

答案　C
解析　由于H2OH＋＋OH－，A项，加入HCl，c(H＋)增大，抑制水的电离；B项为Fe3＋，Fe3＋能发生水解，促进水的电离；C项为Cl－，Cl－不会发生水解，对水的电离无影响；D项，CH3COOH为弱酸，CH3COO－能发生水解，促进水的电离。
2．下列各反应的化学方程式中，属于水解反应的是(　　)
A．HCO＋H2OCO＋H3O＋
B．PO＋2H2OH2PO＋2OH－
C．CO2＋H2OH2CO3
D．CO＋H2OHCO＋OH－
答案　D
解析　A为电离方程式；PO水解分步进行，即PO＋H2OHPO＋OH－；C项属化合反应；D项为水解离子方程式。
3．下列有关盐类水解的说法不正确的是(　　)
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH
答案　D
解析　NaCO3水解的实质是CO与H2O电离出的H＋结合生成HCO和H2CO3，使溶液中c(H＋) 4．下列物质的水溶液因溶质水解呈酸性的是(　　)
A．FeCl3 B．Na2CO3
C．CH3COOH D．KHSO4
答案　A
解析　FeCl3溶液中Fe3＋水解使溶液呈酸性，Na2CO3溶液中CO水解使溶液呈碱性，CH3COOH因为电离使溶液呈酸性，KHSO4不水解，因电离使溶液呈酸性，故选A。
5．室温下，将碳酸钠溶液加热至70 ℃，其结果是(　　)
A．溶液中c(CO)增大 B．水的电离程度不变
C．Kw将变小 D．溶液的碱性增强
答案　D
解析　对于Na2CO3溶液的水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，升温，平衡右移，c(CO)减小，水的电离程度增大，Kw变大，溶液的碱性增强。
6．向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为(　　)
A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
答案　A
解析　CH3COO－水解显碱性，SO水解也呈碱性，会抑制CH3COO－的水解，CH3COO－浓度增大。NH和Fe3＋水解呈酸性，会促进CH3COO－水解，CH3COO－浓度会减小。
7．为了配制NH浓度与Cl－浓度比为1∶1 的溶液，可在NH4Cl溶液中加入(　　)
①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH
A．①② B．③ C．③④ D．④
答案　B
解析　NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，为增大NH浓度，应加入酸或NH3·H2O，①加入HCl虽然增大了H＋的浓度，但也增大了Cl－的浓度，不符合题目要求。
8．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。下列说法错误的是(　　)
A．稀释溶液，增大
B．通入CO2，溶液pH减小
C．升高温度，平衡常数增大
D．加入NaOH固体，减小
答案　A
解析　温度不变，水解平衡常数不变，Kh＝
的值不变，故A错误；CO2与OH－反应，所以溶液碱性减弱，即pH减小，故B正确；因水解是吸热的，则升温可以促进水解，平衡正向移动，平衡常数增大，故C正确；加入NaOH固体，OH－抑制CO水解，HCO的物质的量浓度减小，CO的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。
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)
9．下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是(　　)
A．MgCl2溶液：Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋
B．NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－
C．Na2SO3溶液：SO＋2H2OH2SO3＋2OH－
D．KCN溶液：CN－＋H2O===HCN＋OH－
答案　AB
解析　C项SO应分步水解；D项应用“”。
10．为使Na2S溶液中的值减小，可加入的物质是(　　)
A．通入适量HCl B．适量的NaOH
C．适量的KOH D．适量的KHS
答案　CD
解析　在Na2S溶液中存在S2－＋H2OHS－＋OH－。A中通入HCl，H＋中和OH－，水解平衡右移，c(S2－)减小，c(Na＋)不变，的值增大；B中加入适量的NaOH，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，c(Na＋)增大得更多，故的值增大；C中加入适量的KOH，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，而c(Na＋)不变，故的值减小；D中加入适量的KHS，c(HS－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，而c(Na＋)不变，故的值减小。
11．物质的量浓度相同的下列溶液中，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　CO的水解程度大于HCO的，则pH：Na2CO3>NaHCO3，故A、B不符合题意；NH水解使NH4Cl溶液、(NH4)2SO4溶液显酸性，相同物质的量浓度时，(NH4)2SO4溶液中NH浓度大于NH4Cl溶液中NH浓度，则pH：(NH4)2SO4 12．25 ℃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．存在的粒子种类不同
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　BC
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项正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B项不正确；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项不正确；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项正确。
三、非选择题(本题共3小题)
13．现有Fe3＋、NH、Al3＋、Na＋、SO、AlO、S2－、SO、HCO、Cl－等离子，请按要求填空：
(1)水解使溶液呈碱性的离子是 。
(2)水解使溶液呈酸性的离子是 。
(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、AlO、HCO　
(2)NH、Al3＋、Fe3＋　
(3)Na＋、SO、Cl－　(4)HCO
解析　(1)水解使溶液呈碱性的是弱酸的酸根离子：S2－、SO、AlO和HCO。
(2)水解使溶液呈酸性的是弱碱的阳离子：NH、Al3＋和Fe3＋。
(3)与酸和碱均不反应的是强酸的酸根离子或强碱的阳离子：Na＋、SO和Cl－。
(4)与酸和碱均反应的是弱酸的酸根离子：HCO。
14．化学学科中的电离平衡和水解平衡均符合勒夏特列原理。常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的5种溶液的pH如下表所示。请回答下列问题：
溶质
CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
NaClO
NaCN
pH
8.8
9.7
11.6
10.3
11.1
(1)上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是 。
(2)根据表中数据，浓度均为0.01 mol·L－1的下列4种物质的溶液中，酸性最强的是 (填编号)；将各溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是 (填编号)。
A．HCN B．HClO
C．H2CO3 D．CH3COOH
(3)要增大氯水中HClO的浓度，可向氯水中加入少量的碳酸钠溶液，反应的离子方程式为 。
答案　(1)CO　(2)D　A
(3)2Cl2＋CO＋H2O===CO2↑＋2Cl－＋2HClO
解析　(1)(2)据“越弱越水解”的规律知酸性强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>HCO，酸性越弱，其阴离子结合质子的能力越强。
(3)中Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，如果加入少量Na2CO3，则Na2CO3先与H＋反应，使平衡右移，从而c(HClO)增大。
15．10 ℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度(℃)
10
20
30
加热煮沸后冷却到50 ℃
pH
8.3
8.4
8.5
8.8

甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为 。
乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度 (填“大于”或“小于”)NaHCO3。
丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
(1)只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则 (填“甲”或“乙”)判断正确。试剂X是 。
A．Ba(OH)2溶液 B．BaCl2溶液
C．NaOH溶液 D．澄清的石灰水
(2)将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH (填“高于”“低于”或“等于”)8.3，则甲判断正确。
(3)查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150 ℃，丙断言 (填“甲”或“乙”)判断是错误的，理由是
。
答案　HCO＋H2OH2CO3＋OH－　大于
(1)乙　B　(2)等于
(3)乙　常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150 ℃
解析　乙同学推断NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，因溶液碱性增强，故后者水解程度大于前者；丙同学加入足量的试剂X，目的是检验溶液中碳酸根离子的存在，A、D均为碱，加入后无论是否存在碳酸根离子均会产生沉淀，不能说明问题，C中NaOH是强碱，不能产生沉淀，故只能加入BaCl2溶液，若产生沉淀，则说明存在碳酸根离子，即乙同学观点正确；反之，则乙同学观点不正确；将加热煮沸后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH＝8.3，说明降温，水解平衡逆向移动，恢复到原来状态，故说明甲同学观点正确；通过查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150 ℃，而常压下水溶液的温度达不到150 ℃，故NaHCO3不会分解，说明乙同学观点错误。