2022届高考化学一轮复习第八单元物质在水溶液中的行为第3节盐类的水解学案鲁科版

1、第3节盐类的水解备考要点素养要求1.能用化学用语正确表示水溶液中的盐类水解平衡。能从盐类水解平衡的角度分析溶液的酸碱性等。2.能通过实验证明水溶液中存在的盐类水解平衡,认识影响盐类水解的主要因素。3.结合真实情景中的应用实例,能综合运用离子反应、化学平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。1.变化观念与平衡思想:从水的电离及平衡移动分析盐类水解的实质。运用化学平衡原理分析外界条件对盐类水解的影响。2.证据推理与模型认知:利用平衡思想和守恒关系等认知模型,并能运用模型判断盐溶液的酸碱性和离子浓度之间的数量关系。3.科学探究与创新意识:设计简单的实验方案进行探究,对实验现象作出解

2、释。4.科学态度与社会责任:认识盐类水解平衡在生产、生活和科学研究中的应用,利用盐类水解平衡知识解释有关实际问题。考点一盐类水解及规律必备知识自主预诊知识梳理1.盐类的水解2.盐水解离子方程式的书写(1)一般要求。一般盐类水解程度很小水解产物的量很少气体、沉淀不标“”或“”,易分解产物(如NH3H2O等)不写其分解产物的形式如NH4Cl的水解的离子方程式为。(2)三种类型的盐水解离子方程式的书写。多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解方程式。如Na2CO3水解的离子方程式为。多元弱碱盐水解:水解离子方程式一步写完。如FeCl3水解的离子方程式为。阴、阳离子相互促进的水解:水

3、解基本完全的反应,书写时要用“”且标“”“”等。如Na2S溶液与AlCl3溶液混合,反应的离子方程式为。微点拨可借助盐类水解反应的化学平衡常数(即我们平时说的水解常数)分析水解平衡移动方向。水解平衡常数只受温度的影响,它随温度的升高而增大,它与电离常数Ka(或Kb)及水的离子积KW的定量关系为KaKh=KW(或KbKh=KW)。3.盐类水解的规律盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐实例NaCl、KNO3NH4Cl、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH(25)pH7pH7pH7微点拨对“越弱越水解”的理解。如分析相同浓度的CH3COONa、Na

4、2CO3、NaHCO3溶液的碱性强弱,由于酸性CH3COOHH2CO3HCO3-,则水解程度为CO32-HCO3-CH3COO-,故对应盐溶液的碱性:Na2CO3溶液NaHCO3溶液CH3COONa溶液。自我诊断1.判断正误,正确的打“”,错误的打“”。(1)酸式盐溶液一定呈酸性。()(2)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性,不可能呈中性。()(3)Na2CO3溶液显碱性的原因:CO32-+2H2OH2CO3+2OH-。()(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,CO32-水解程度减小,pH减小。()(5)常温下,pH=11的CH3COONa溶液和pH=3的CH3COOH溶液中,水的

5、电离程度相同。()2.按要求书写离子方程式。(1)NaHS溶液呈碱性的原因:。(2)实验室制备Fe(OH)3胶体:。(3)NH4Cl溶于D2O中:。(4)将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合:。(5)对于易溶于水的正盐MnRm溶液,若pH7,其原因是。若pH7,其原因是。关键能力考向突破考向1盐类水解规律【典例1】(2020北京东城区一模)25 时,浓度均为0.1 molL-1的几种溶液的pH如表:溶液CH3COONa溶液NaHCO3溶液CH3COONH4溶液pH8.888.337.00下列说法不正确的是()A.中,Na+=CH3COO-+CH3COOHB.由可知,CH3COO-的水解程度大

6、于HCO3-的水解程度C.中,CH3COO-=NH4+0.1 molL-1D.推测25 ,0.1 molL-1 NH4HCO3溶液的pHCO32-B.碳酸钠溶液比碳酸氢钠溶液的pH小C.碳酸钠溶液中OH-=H+H2CO3+CO32-D.向碳酸钠溶液中滴加盐酸至pH=7,所得溶液的溶质只有NaCl考向2电离常数与水解常数关系【典例2】(2020山东滨州二模)柠檬酸(用H3R表示)是一种高效除垢剂。常温时,用一定浓度的柠檬酸溶液去除水垢,溶液中H3R、H2R-、HR2-、R3-的物质的量百分数随pH的变化如图所示。下列说法不正确的是()A.由a点判断H3R的第一步电离常数Ka1(H3R)的数量级为

7、10-4B.若b点溶液中金属阳离子只有Na+,则有Na+=R3-+HR2-+H2R-+H3RC.pH=6时,R3-=HR2-H+OH-D.反应2H2R-H3R+HR2-在该温度下的平衡常数K=10x-y归纳总结盐的水解常数与电离常数关系以反应A-+H2OHA+OH-为例,表达式:Kh=HAOH-A-。与KW、Ka(HA)的关系:Kh=HAOH-H+A-H+=KWKa(HA)。对点演练2(2020河南洛阳第三次统一考试)25 时,向NaHCO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述正确的是()A.图中a=2.6B.25 时,HCO3-+H2OH2CO3+OH-的Kh

8、=1.010-6.4 molL-1C.M点溶液中:H+H2CO3=Cl-+2CO32-+OH-D.若要表示题目条件下pH与lgCO32-HCO3-的变化关系,则曲线应该在平行于曲线x的下方深度指津1.盐类水解程度大小比较的规律(1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性,组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。(2)盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,溶液碱性(或酸性)越强。(3)多元弱酸的酸根离子比相应的酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时,CO32-比HCO3-的水解程度大。(4)水解程度:相互促进水解的盐单水解的盐相互抑制水解的盐。如NH4+的水解程度:CH3COONH4(NH4)2SO

9、4(NH4)2Fe(SO4)2。2.弱酸酸式盐溶液酸碱性的判断方法弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。(1)若电离程度小于水解程度,溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中:HCO3-H+CO32-(次要),HCO3-+H2OH2CO3+OH-(主要)。(2)若电离程度大于水解程度,溶液显酸性。如NaHSO3溶液中:HSO3-H+SO32-(主要),HSO3-+H2OH2SO3+OH-(次要)。考点二影响盐类水解的因素及其应用必备知识自主预诊知识梳理1.【必做实验】【实验目的】(1)加深对盐类水解原理的认识。(2)了解盐类水解的广泛应用,体会化学的价值。【实验用品

10、】试管、试管夹、试管架、胶头滴管、烧杯、药匙、量筒、铁架台(带铁圈)、石棉网(或陶土网)、酒精灯、火柴。蒸馏水、FeCl3晶体、浓盐酸、饱和Na2CO3溶液、饱和FeCl3溶液、1 molL-1 Al2(SO4)3溶液、泥土、植物油。【实验步骤】实验操作实验现象实验结论向一支试管中加入少量FeCl3晶体,然后加入5 mL蒸馏水,振荡,观察并记录现象。再向试管中加入2 mL浓盐酸,振荡,观察并记录现象向三支试管中分别加入5 mL混有少量泥土的浑浊水,然后向其中的两支试管中分别加入2 mL饱和FeCl3溶液、2 mL 1 molL-1 Al2(SO4)3溶液,振荡。把三支试管放在试管架上,静置5

11、min续表实验操作实验现象实验结论向一个烧杯中加入40 mL蒸馏水,加热至水沸腾,然后向沸水中逐滴加入56滴饱和FeCl3溶液。继续煮沸至液体呈红褐色,停止加热,观察制得的Fe(OH)3胶体向两支试管中分别加入5 mL饱和Na2CO3溶液,然后各滴入23滴植物油,振荡。将其中的一支试管加热煮沸一会儿,然后再振荡。把两支试管中的液体倒掉,并用水冲洗试管【问题和讨论】(1)根据实验结果,说明实验室中应该如何配制FeCl3溶液。(2)写出实验过程中有关化学反应的离子方程式。(3)举出其他盐类水解应用的例子,并与同学讨论。2.影响盐类水解平衡的因素(1)内因。酸或碱越弱,其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子

12、的水解能力就越,溶液的碱性或酸性就越。(2)外因。因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大减小(即稀释)外加酸、碱酸弱碱阳离子的水解程度碱弱酸根离子的水解程度盐水解形式相同的盐相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的盐相互促进如Al2(SO4)3中加NaHCO3例如:以FeCl3水解Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+为例,填写外界条件对水解平衡的影响。条件移动方向H+数pH现象升温通HCl加H2O加NaHCO3微点拨(1)稀溶液中,盐的浓度越小,水解程度越大,但由于溶液体积的增大是主要的,故水解产生的H+或OH-的浓度是减小的,则溶液酸性(或碱性)越弱

13、。(2)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸,醋酸并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH-反应,使平衡向水解方向移动,原因是体系中CH3COOH增大是主要因素,会使CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-平衡左移。3.盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显性,原因是判断酸性强弱相同浓度的NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10,则酸性:续表应用举例配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时,加入少量,抑制Cu2+水解;配制FeCl3溶液时,加入少量,抑制Fe3+的水解;贮存Na2CO3溶液不能用胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式:泡沫灭火器灭

14、火原理成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液,发生反应的离子方程式为作为净水剂明矾可作为净水剂,原理为化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用除锈剂NH4Cl与ZnCl2溶液可作为焊接时的除锈剂比较溶液中离子浓度的大小如Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为微点拨配制FeSO4溶液既要加入铁粉防止Fe2+被氧化,又要加入稀硫酸防止Fe2+的水解。自我诊断1.判断正误,正确的打“”,错误的打“”。(1)加热0.1 molL-1 Na2CO3溶液,CO32-的水解程度和溶液的pH均增大。()(2)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液,滴入两滴酚酞,加热,溶液先变红,然后变浅。()(3)在CH3

15、COONa溶液中加入适量CH3COOH,可使Na+=CH3COO-。()(4)关于氯化铵溶液,加水稀释时,NH4+Cl-的值减小。()(5)降低温度和加水稀释,都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动。()2.把AlCl3溶液蒸干灼烧,最后得到的主要固体是什么?为什么?(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)。关键能力考向突破考向1实验探究影响盐类水解的因素【典例1】(2020北京化学,14)某同学进行如下实验:序号实验步骤实验现象将NH4Cl固体加入试管中,并将湿润的pH试纸置于试管口,试管口略向下倾斜,对试管底部进行加热试纸颜色变化:黄色蓝色(pH10)黄色红色(pH2);试管中部有白色固体附着

16、续表实验步骤实验现象将饱和NH4Cl溶液滴在pH试纸上试纸颜色变化:黄色橙黄色(pH5)下列说法不正确的是()A.根据中试纸变蓝,说明NH4Cl发生了分解反应B.根据中试纸颜色变化,说明氨气比氯化氢气体扩散速率快C.中试纸变成红色,是由于NH4Cl水解造成的D.根据试管中部有白色固体附着,说明不宜用加热NH4Cl的方法制备NH3对点演练1已知:FeCl4(H2O)2-为黄色,溶液中可以存在可逆反应:Fe3+4Cl-+2H2OFeCl4(H2O)2-,下列实验所得结论不正确的是()加热前溶液为浅黄色,加热后颜色变深加热前溶液接近无色,加热后溶液颜色无明显变化加入NaCl后,溶液立即变为黄色,加热

17、后溶液颜色变深加热前溶液为黄色,加热后溶液颜色变深注:加热为微热,忽略体积变化。A.实验中,Fe2(SO4)3溶液加热后颜色变深原因是加热促进Fe3+水解产生Fe(OH)3B.实验中,酸化对Fe3+水解的影响程度大于温度的影响程度C.实验中,加热,可逆反应:Fe3+4Cl-+2H2OFeCl4(H2O)2-正向移动D.实验,可证明升高温度,颜色变深一定是因为Fe3+水解平衡正向移动考向2盐类水解平衡移动分析【典例2】(2020年7月浙江,17)下列说法不正确的是()A.2.010-7 mol L-1的盐酸中H+=2.010-7 mol L-1B.将KCl溶液从常温加热至80 ,溶液的pH变小但

18、仍保持中性C.常温下,NaCN溶液呈碱性,说明HCN是弱电解质D.常温下,向pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体,溶液pH增大对点演练2(2019北京理综,12)实验测得0.5 molL-1 CH3COONa溶液、0.5 molL-1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是()A.随温度升高,纯水中H+OH-B.随温度升高,CH3COONa溶液的OH-减小C.随温度升高,CuSO4溶液的pH变化是KW改变与水解平衡移动共同作用的结果D.随水温升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低,是因为CH3COO-、Cu2+水解平衡移动方向不同考向3盐类水解的

19、应用【典例3】(2020北京海淀区二模,节选)维持pH的稳定对生命体的生理活动、化学电源的高效工作等具有重要意义。常温下,在不同试剂中加入酸或碱后体系pH的变化如表所示。试剂pH初始通入0.01molHCl气体加入0.01molNaOH固体.1 L H2O7a12.0.10 mol CH3COOH+0.10 mol CH3COONa配制成1 L的溶液4.764.674.85(1)a=(忽略通入HCl气体前后体系的体积变化)。(2)结合化学用语解释试剂显酸性的原因:。(3)试剂中微粒浓度关系正确的有(填序号)。a.CH3COOHNa+CH3COO-b.2H+=CH3COO-CH3COOH+2OH

20、-c.CH3COOH+CH3COO-=0.2 molL-1(4)由表中数据可知,试剂的pH受一定量的酸和碱的影响不大。溶液的这种能对抗外来少量强酸、强碱或适当稀释,而保持溶液的pH几乎不变的作用称为缓冲作用。下列溶液具有缓冲作用的是(填序号)。a.HCl-NaClb.Na2CO3-NaHCO3c.NH3H2O-NH4Cld.KOH-KCl对点演练3下列有关问题与盐的水解有关的是()NH4Cl与ZnCl2溶液可作为焊接金属时的除锈剂NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作为泡沫灭火剂草木灰与铵态氮肥不能混合使用实验室中盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞加热蒸干CuCl2溶液得到Cu

21、(OH)2固体要除去FeCl3溶液中混有的Fe2+,可先通入氧化剂Cl2,再调节溶液的pHA.B.C.D.深度指津1.从定性、定量两个角度理解影响盐类水解的因素(1)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响,以氯化铁水解为例,当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时,应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结,加以分析掌握。(2)稀释溶液过程中,盐的浓度减小,水解程度增大,但由于溶液中盐的离子浓度是减小的,故水解引起溶液的酸性(或碱性)减弱。(3)水解平衡常数(Kh)只受温度的影响,它与电离平衡常数(K)、水的离子积(KW)的定量关系为KKh=K

22、W。2.盐溶液蒸干时所得产物的判断(1)水解生成难挥发性酸或强碱的盐溶液,蒸干后一般得原物质,如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s),Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。(2)盐水解生成易挥发性酸时,蒸干、灼烧后一般得到对应的氧化物,如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3,灼烧得Al2O3。(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO);NaHCO3Na2CO3;KMnO4K2MnO4和MnO2;NH4ClNH3+HCl。为了防止分解,往往采用加热浓缩、冷却结晶的方法从溶

23、液中析出溶质。(4)还原性盐溶液在蒸干过程中会被O2氧化。如Na2SO3溶液蒸干得Na2SO4。(5)弱酸的铵盐溶液蒸干、灼烧后无固体剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO3等。网络构建核心速记1.水解的特点:(1)可逆反应;(2)吸热反应(中和反应的逆反应);(3)水解程度一般很微弱。2.水解的规律:有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。3.影响盐类水解的外部因素:温度,浓度,外加酸、碱。4.离子浓度大小的比较(1)判断离子:电离过程、水解反应。(2)明确“微弱”:电离是微弱的,一般水解也是微弱的。(3)利用守恒:原子守恒(物料守恒)、电荷守恒、质子守恒(电荷守恒与原子守恒的推导

24、)。第3节盐类的水解考点一盐类水解及规律必备知识自主预诊1.水电离出来的H+或OH-弱电解质弱酸根离子弱碱阳离子H+OH-电离平衡增大酸碱中和2.(1)NH4+H2ONH3H2O+H+(2)CO32-+H2OHCO3-+OH-Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+2Al3+3S2-+6H2O2Al(OH)3+3H2S3.否是是NH4+、Cu2+CH3COO-、CO32-中性酸性碱性=自我诊断1.答案(1)(2)(3)(4)(5)2.答案(1)HS-+H2OH2S+OH-(2)Fe3+3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+(3)NH4+D2ONH3HDO+D+(4)Al3+3HCO3-Al(OH

25、)3+3CO2(5)Rn-+H2OHR(n-1)-+OH-Mm+mH2OM(OH)m+mH+关键能力考向突破典例1BCH3COONa溶液中,物料关系为Na+=CH3COO-+CH3COOH,A正确;由于NaHCO3是弱酸酸式盐,HCO3-既存在电离平衡,又存在水解平衡,不能根据溶液的pH判断醋酸和碳酸的酸性强弱,实际上酸性:醋酸碳酸,所以HCO3-的水解程度大于CH3COO-的水解程度,B错误;CH3COONH4溶液的pH=7.00,即溶液呈中性,但CH3COO-和NH4+相互促进水解,电荷关系为CH3COO-+OH-=NH4+H+,即CH3COO-=NH4+0.1molL-1,C正确;0.1

26、molL-1NaHCO3溶液的pH=8.33,0.1molL-1NH4HCO3溶液相当于在0.1molL-1NaHCO3溶液中加入等物质的量的NH4Cl固体,由于NH4Cl水解显酸性,导致所得溶液的碱性减弱,即0.1molL-1NH4HCO3溶液的pHCO32-,A项正确;CO32-水解能力大于HCO3-,故同浓度的碳酸钠溶液pH大于碳酸氢钠溶液,B项错误;根据质子守恒,碳酸钠溶液中OH-=H+2H2CO3+HCO3-,C项错误;碳酸钠溶液中滴加盐酸至pH=7,所得溶液的溶质有NaCl和NaHCO3,D项错误。典例2B柠檬酸电离方程式:H3RH2R-+H+,H2R-HR2-+H+,HR2-R3

27、-+H+,在a点时,H2R-=H3R,第一步电离常数Ka1(H3R)=H+H2R-H3R=H+=10-3.3molL-1,故其数量级为10-4,A正确;b点时,NaH2R=Na2HR,根据物料守恒可得2Na+=3(R3-+HR2-+H2R-+H3R),B错误;根据图示,随着pH的增大,氢离子浓度会减小,平衡向右移动,所以H3R含量会减少。pH=6时,R3-=HR2-,溶液显示酸性,H+OH-,盐电离产生的离子浓度大于弱电解质电离产生的离子浓度,即HR2-H+,故R3-=HR2-H+OH-,C正确;H3RH2R-+H+的电离平衡常数Ka1(H3R)=H+H2R-H3R=H+=10-xmolL-1

28、;H2R-HR2-+H+的电离平衡常数Ka2(H3R)=H+HR2-H2R-=H+=10-ymolL-1,反应2H2R-H3R+HR2-在该温度下的平衡常数K=H3RHR2-H2R-2=H3RHR2-H2R-H2R-=H+HR2-H2R-H3RH+H2R-=Ka2(H3R)Ka1(H3R)=10-y10-x=10x-y,D正确。对点演练2 A根据N(7.4,1)点,lgHCO3-H2CO3=1,则HCO3-H2CO3=10,碳酸的一级电离常数Ka1=HCO3-H+H2CO3=1010-7.4molL-1=10-6.4molL-1,将M点H+代入一级电离常数公式,解得HCO3-H2CO3=102

29、.6,a=2.6,A正确;B项中反应的平衡常数Kh=H2CO3OH-HCO3-,根据M点,H2CO3HCO3-=10-2.6,H+=10-9molL-1,OH-=10-5molL-1,代入数值,Kh=1.010-7.6molL-1,B错误;M点溶液中,依据电荷守恒H+Na+=Cl-+2CO32-+OH-+HCO3-,此时溶液为NaHCO3和NaCl的混合溶液,Na+HCO3-+H2CO3,所以H+H2CO3HYHZH2SO4盐酸带磨口玻璃塞的试剂瓶Fe3+3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+Al3+3HCO3-Al(OH)3+3CO2Al3+3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+Na+CO3

30、2-OH-HCO3-H+自我诊断1.答案(1)(2)(3)(4)(5)2.提示最后得到的固体是Al2O3。在AlCl3溶液中存在着水解平衡:AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl,加热时水解平衡右移,HCl的浓度增大,蒸干时HCl挥发,使平衡进一步向右移动得到Al(OH)3,在灼烧时发生反应2Al(OH)3Al2O3+3H2O,因此最后得到的固体是Al2O3。关键能力考向突破典例1C实验中对NH4Cl固体试管加热,湿润的pH试纸黄色蓝色(pH10)黄色红色(pH2),说明加热过程中生成了氨气,氨气遇水形成一水合氨,一水合氨为弱碱,使试纸变蓝,同时产生了氯化氢气体,氯化氢极易溶于水形成盐酸

31、,中和了一水合氨恢复到黄色,最后变为红色,并不是由于NH4Cl水解造成的。该过程可证明氯化铵受热发生分解生成氨气和氯化氢气体,试纸先变蓝后变红,说明氨气扩散的速度比氯化氢快;试管中部有白色固体附着,说明氯化铵分解产生的氨气和氯化氢在扩散过程中又化合生成氯化铵,故不宜用加热NH4Cl的方法制备NH3,综上所述A、B、D正确,C错误。对点演练1 D加热促进水解,铁离子水解生成氢氧化铁,则实验中,Fe2(SO4)3溶液加热后颜色变深原因是加热促进Fe3+水解产生Fe(OH)3,故A项正确;由Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+可知,酸化后加热溶液颜色无明显变化,氢离子抑制水解,则实验中酸化对Fe3

32、+水解的影响程度大于温度的影响程度,故B项正确;加入NaCl后,溶液立即变为黄色,发生Fe3+4Cl-+2H2OFeCl4(H2O)2-,FeCl4(H2O)2-为黄色,加热时平衡正向移动,溶液颜色变深,故C项正确;实验中存在Fe3+4Cl-+2H2OFeCl4(H2O)2-,升高温度平衡正向移动,溶液颜色变深,不能证明对Fe3+水解平衡的影响,故D项错误。典例2A盐酸的浓度为2.010-7molL-1,完全电离,接近中性,溶剂水电离出的氢离子浓度的数量级与溶质HCl电离的氢离子浓度相差不大,则计算氢离子浓度时,不能忽略水中的氢离子浓度,其数值应大于2.010-7molL-1,A错误;KCl溶

33、液为中性溶液,常温下pH=7,加热到80时,水的离子积KW增大,对应溶液的氢离子浓度随温度升高会增大,pH会减小,但溶液溶质仍为KCl,则仍呈中性,B正确;NaCN溶液显碱性,说明该溶质为弱酸强碱盐,即CN-对应的酸HCN为弱电解质,C正确;醋酸在溶液中会发生电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,向溶液中加入醋酸钠固体,根据同离子效应可知,该平衡会向生成弱电解质的方向(逆向)移动,使溶液中的氢离子浓度减小,pH增大,D正确。对点演练2 C随温度升高,KW增大,但纯水中的H+仍然等于OH-,A错误;随温度升高,CH3COONa水解平衡和水的电离平衡均会正向移动,OH-增大,图中pH略有减小,应是水的电离平衡正向移动所致