学案弱电解质的电离盐类的水解

20/20弱电解质的电离盐类水解【学时安排】3学时【第一学时】弱电解质的电离平衡。【学习目标】1．能理解弱电解质的电离平衡常数的含义，会书写电离平衡常数表达式。2．能分析外界因素对弱电解质电离平衡的影响。3．进一步巩固和发展平衡思想，能基于对化学平衡“有限度”“动态可逆”等特征的理解，认识电离平衡的平衡常数及其移动规律。【学习重点】电离平衡常数、影响电离平衡的因素。【学习难点】会书写电离平衡常数表达式。【学习过程】课前复习1．强电解质：。弱电解质：。2．写出下列物质的电离方程式CH3COOH。NH3·H2O。NaHCO3。【问题探究】一、弱电解质的电离平衡结合CH3COOH或NH3·H2O电离方程式，根据平衡移动原理，分析电离平衡状态是如何建立的？电离平衡的特征有哪些？电离平衡：在一定条件如（温度、浓度）下，当弱电解质分子与的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。1．电离平衡常数弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，与之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。弱酸的电离常数(Ka)：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝。弱碱的电离常数(Kb)：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝。【思考交流】电离常数服从化学平衡常数的一般规律，请结合化学平衡常数的特点，总结电离常数的特点和含义。（1）影响电离常数的因素是什么？（2）电离常数的大小表示含义是什么？【归纳总结】①电离平衡常数只与有关，与浓度无关，且升高温度K值。②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，对应的酸性(或碱性)越。③多元弱酸是电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1Ka2，故溶液中的[H＋]主要由第一步电离程度决定。④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。【迁移应用】在相同温度下，三种弱酸的电离常数(mol·L－1)如下：HF(6.8×10－4)、CH3COOH(1.7×10－5)、HClO(4.7×10－8)。则三种酸的酸性最强的是（）A．HF B．CH3COOHC．HClO D．无法确定【拓展视野】电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，称为电离度，用表示。计算式为。注意：（1）电离度实质上是一种，表示弱电解质在水中的电离程度。（2）弱电解质溶液的浓度不同，弱电解质的电离度就不同。溶液越稀，弱电解质的电离度就。（3）同一弱电解质在不同温度下，其电离度也不同，温度越高电离度。2．影响电离平衡的因素【观察思考】（1）观察表中给出的数据，可以得出什么结论？不同温度下一水合氨的电离常数t/℃0510152025Kb1.3741.4791.5701.6251.7101.774结论：（2）请根据化学平衡影响因素的相关知识，分析温度、浓度等外界条件对电离平衡的影响？完成下表：CH3COOHCH3COO－＋H＋改变条件C平衡移动方向C(H+)C(Ac)C(HAc)电离程度加热加盐酸加NaOH(s)加NaAc(s)加CH3COOH加水【归纳总结】影响电离平的因素（1）内因：（2）外因：温度：电离过程是过程，升高温度，平衡向方向移动。浓度：加水稀释，电离程度；增加弱电解质浓度，电离向方向移动，但电离程度。其他：加入同弱电解质电离所产生的离子相同的离子，电离平衡向方向移动；加入能与弱电解质电离产生的离子反应的物质时，电离平衡向方向移动。【迁移应用】化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。已知在氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－（1）向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向____移动，OH－的浓度_____，NHeq\o\al(＋,4)的浓度_____。（2）向氨水中加入浓盐酸，平衡向________移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________、__________、____________。（3）向饱和浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向______移动，此时发生的现象是________________________________________。【自主探究】阅读教材“拓展视野”了解如何计算CH3COOH溶液中C平(H+)和C平(OH-)【迁移应用】已知在25℃时，氨水中NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1，回答下列问题：（1）氨水中NH3·H2O的电离常数表达式Kb＝________。（2）当向该氨水中加入一定量的NaOH溶液时，Kb值是否会发生变化？________（填“会”或“不会”）。（3）若该氨水的起始浓度为0.01mol·L－1，则达到电离平衡时溶液中OH－的物质的量浓度为_______________________________。【学习小结】检测反馈1．下列关于电离常数（K）的说法中正确的是（）A．电离常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱B．电离常数（K）与温度无关C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数（K）不同D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1＜K2＜K32．在25℃时，0.1mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离常数分别为4.6×10－4mol·L－1、1.8×10－4mol·L－1、6.2×10－10mol·L－1、K1＝4.3×10－7mol·L－1和K2＝5.6×10－11mol·L－1，其中氢离子浓度最小的是（）A．HNO2B．HCOOHC．HCND．H2CO33．在0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离且使H＋浓度增大，应采取的措施是（）A．升温B．加水C．加入NaOH溶液D．加入稀盐酸4．在含少量酚酞的0.1mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，则溶液颜色（）A．变蓝色B．变深C．变浅 D．不变5．可促进HClO的电离，并使pH增大的是（）①加入HCl②加入NaClO③加入NaOH④加入Na2CO3固体A．①②③④B．②③④C．③④ D．②④6．将浓度为0.1mol·L－1的HF溶液不断加水稀释，下列各量始终保持增大的是（）A．c(H＋)B．Ka(HF)C．eq\f(cF－,cH＋) D．eq\f(cH＋,cHF)7．（不定项）某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是（）A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强C．a点KW的数值和c点KW的数值相等D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度8．（1）将等质量的锌粉分别投入10mL1mol·L－1HCl和10mL1mol·L－1的CH3COOH溶液中。①若锌不足量，反应速率快的是________；②若锌过量，产生H2的量有何关系________。（2）将等质量的锌粉分别投入c(H＋)均为1mol·L－1、体积均为10mL的盐酸和醋酸溶液中。①若锌不足量，反应过程中速率快的是________；②若锌过量，产生H2的量有何关系________。检测反馈答案1．【答案】A【解析】K的大小直接反映了该电解质的电离能力，A选项正确；B、C选项考查影响K的因素，K的大小只与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高K增大，除温度外，K与其他因素无关，B、C选项错误；对于多元弱电解质，K1≫K2≫K3，D选项错误。2．【答案】C【解析】由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，故c(H＋)最小的是HCN。3．【答案】A【解析】醋酸的电离是吸热过程，升高温度能促进醋酸的电离，且H＋浓度增大，故A正确；加水促进醋酸的电离，但c(H＋)减小，故B错误；加入氢氧化钠溶液，OH－和H＋反应生成水，能促进醋酸的电离，但H＋浓度减小，故C错误；加入稀盐酸，H＋浓度增大，但抑制醋酸的电离，故D错误。4．【答案】C【解析】加入NH4Cl晶体，c(NHeq\o\al(＋,4))增大，抑制了NH3·H2O的电离，碱性变弱，颜色变浅。5．【答案】C【解析】向HClOH＋＋ClO－平衡体系中加HCl，c(H＋)增大，使pH减小；加NaClO，c(ClO－)增大，使平衡左移；加NaOH，消耗H＋，使平衡右移，pH增大；加Na2CO3固体，Na2CO3与H＋反应，平衡右移，pH增大。6．【答案】D【解析】HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。根据勒·夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件时，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离常数只受温度的影响，温度不变，电离常数Ka不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7mol·L－1，所以eq\f(cF－,cH＋)减小，C错误；eq\f(cH＋,cHF)＝eq\f(nH＋,nHF)，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以eq\f(cH＋,cHF)增大，D正确。7．【答案】BC【解析】Ⅱ应为醋酸稀释时的pH变化曲线；溶液导电性取决于离子浓度，b点的H＋浓度大，导电性强；KW的大小只取决于温度；相同pH的盐酸和醋酸，醋酸浓度远大于盐酸的浓度，稀释到相同体积时，醋酸(Ⅱ)浓度大于盐酸(Ⅰ)浓度。8．【答案】（1）盐酸与锌的反应相等（2）CH3COOH与锌的反应CH3COOH与锌反应产生的氢气多【解析】（1）盐酸是强酸，为强电解质，醋酸是弱酸，为弱电解质，两者均为一元酸，同物质的量浓度溶液中，盐酸中c(H＋)大，故盐酸与锌反应的速率快；由于金属过量，酸全部都消耗掉，故两种酸产生H2的量相等。（2）两种酸的c(H＋)相等，则醋酸的物质的量浓度大，溶质的物质的量也大，开始时两者速率相同，但随着反应的进行，H＋不断消耗，CH3COOH的电离平衡不断正向移动，不断电离出H＋，故在反应进行的同一时刻，CH3COOH中的c(H＋)大于盐酸中的c(H＋)，所以CH3COOH与Zn反应的速率快。当锌过量时，CH3COOH与Zn反应产生的H2多。【第二学时】盐类的水解。【学习目标】1．知道盐类水解的原理，能用化学用语表述盐类水解过程。2．能概括盐类水解的规律和后果，能从平衡间相互影响的角度认识水解平衡的本质。【学习重点】盐类水解的原理以及水解方程式的书写。【学习难点】能概括盐类水解的规律和后果，能从平衡间相互影响的角度认识水解平衡的本质。【学习过程】课前复习1．弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，与之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数。电离平衡常数只与有关，越高电离常数越。2．电离过程是过程，升高温度，平衡向方向移动；加水稀释，电离程度；增加弱电解质浓度，电离向方向移动，但电离程度；加入同弱电解质电离所产生的离子相同的离子，电离平衡向方向移动；加入能与弱电解质电离产生的离子反应的物质时，电离平衡向方向移动。【问题探究】1．表中所列盐溶液的浓度均为0.10mol·L-1，用pH试纸测定它们的pH。小组交流完成表格有关内容。盐CH3COONaNa2CO3NaClNH4ClAl2(SO4)3KNO3溶液的pH溶液中存在的微粒哪些微粒可以发生相互作用溶液呈中性、酸性或碱性的原因【思考】这些盐既不能电离出H+，也不能电离出OH-，它们的水溶液是否都呈中性？为什么？【交流研讨】由上述实验结果结合下表分析：盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？测试对象生成该盐的盐的类型溶液酸碱性酸碱CH3COONaCH3COOHNaOHNa2CO3H2CO3NaOHNH4ClHClNH3·H2OAl2(SO4)3H2SO4Al(OH)3NaClHClNaOHKNO3HNO3KOH二、盐类的水解CH3COONa溶液呈碱性的原因是：。NH4Cl溶液呈酸性的原因是：。【总结】（1）强酸弱碱盐溶液呈酸性原因是由于盐电离产生的与水电离产生的结合生成弱电解质，导致溶液中c(H+)c(OH-)而使溶液呈酸性。（2）强酸弱碱盐溶液呈酸性原因是由于盐电离产生的与水电离产生的结合生成弱电解质，导致溶液中c(H+)c(OH-)而使溶液呈酸性。1．盐类水解的原理盐类水解的定义：。盐类水解的实质：盐电离产生的或与水电离产生的或结合生成弱碱或弱酸从而促进水的电离向着方向移动，导致溶液中的C(H+)和C(OH-)，使溶液呈现出一定的酸性或碱性。【交流研讨】对比CH3COONa、NH4Cl、NaCl的水解情况，分析归纳盐类水解的条件和规律。盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa强酸弱碱盐NH4Cl强酸强碱盐NaCl【总结】（1）盐类水解的条件是：盐中有离子，盐必须溶于水。（2）盐类水解的程度：弱酸的酸性越弱，其酸根离子的水解能力就；弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解能力就。（3）盐类水解的规律：。【迁移应用】相同条件，相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4溶液，pH值由大到小的顺序为：。（4）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应用“”连接。CH3COONa。NH4Cl。（2）多元弱酸根离子水解方程式应书写，水解是以第一步为主，如COeq\o\al(2－,3)水解方程式为。（3）多元弱碱阳离子水解要求一步写到底Fe3＋＋3H2O。（4）由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。【思考】根据盐类水解的方程式你是否可以判断水解反应是吸热反应还是放热反应？水解反应的特点是什么？【总结】盐类水解可视为的逆反应，因此应为反应。盐类水解是可逆反应，而且程度很。盐类的水解在水溶液中可以建立一种平衡状态，称为。【迁移应用】有下列五种盐溶液：①NaClO、②(NH4)2SO4、③Na2CO3、④AlCl3、⑤KNO3．回答下列问题：（1）不能破坏水的电离平衡的是，溶液呈酸性的是，pH>7的是。（2）根据盐类水解的实质（弱离子＋H2O）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：。【学习小结】检测反馈1．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2．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反应C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)是c(COeq\o\al(2－,3))的2倍3．在水中加入下列物质，可使水的电离平衡正向移动，且所得溶液呈酸性的是（）A．NaClB．NaHSO4C．Na2CO3D．NH4Cl4．等物质的量浓度的下列物质的溶液，其pH由小到大的顺序排列正确的是（）①CH3COONa②NaOH③NaNO3④HCl⑤Al2(SO4)3A．①②③④⑤ B．⑤④③②①C．④⑤③①② D．④⑤②①③5．下列溶液中，因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是（）A．NaHCO3B．NaHSO3C．CuSO4D．Ca(NO3)26．pH＝4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度前者与后者比较（）A．大于B．小于C．等于D．无法比较7．下列各离子方程式中，属于水解反应且书写正确的是（）A．CH3COOH＋H2OH3O＋＋CH3COO－B、COeq\o\al(2－,3)＋2H2OH2CO3＋2OH－C．HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH3O＋＋COeq\o\al(2－,3)D．HS－＋H2OH2S＋OH－8．下列说法中正确的是（）A．HCOeq\o\al(－,3)在水溶液中只电离，不水解B．硝酸钠溶液水解后呈中性C．可溶性的铝盐都能发生水解反应D．可溶性的钠盐都不发生水解反应9．有下列盐溶液：①KNO3②AgNO3③K2CO3④FeCl3⑤K2SO4⑥NaClO⑦NH4Cl其中呈酸性的是________（填序号，下同），呈碱性的是________，呈中性的是________。10．写出下列物质发生水解反应的离子方程式，并指明水溶液的酸碱性：（1）Na2S：____________________________________________________________。（2）CuSO4：___________________________________________________________。（3）NH4NO3：_____________________________________________________________。（4）NaF：_______________________________________________________________。检测反馈答案1．【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项正确；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项错。2．【答案】D【解析】Na2CO3溶液中COeq\o\al(2－,3)发生水解，c(Na＋)是c(COeq\o\al(2－,3))的2倍多。3．【答案】D【解析】A项，NaCl对水的电离平衡无影响，溶液呈中性；B项，NaHSO4中的H＋抑制水电离，且溶液呈酸性；C项，Na2CO3水解促进水电离，溶液呈碱性；D项，NH4Cl水解促进水电离，溶液呈酸性。4．【答案】C【解析】比较相同浓度的溶液pH大小的方法：一是先按酸性、中性、碱性分类，再按电离和水解规律排序。二是等浓度酸性溶液的pH：强酸＜弱酸＜强酸弱碱盐。等浓度碱性溶液的pH：强碱＞弱碱＞强碱弱酸盐。按照上述规律可知这五种物质pH由小到大的顺序④⑤③①②。5．【答案】C【解析】A项，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－，HCOeq\o\al(－,3)COeq\o\al(2－,3)＋H＋，HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于电离程度，溶液显碱性；B项，HSOeq\o\al(－,3)的电离程度大于水解程度，溶液显酸性；C项，Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋，溶液显酸性；D项，Ca2＋、NOeq\o\al(－,3)不水解，溶液显中性。6．【答案】B【解析】醋酸电离出的H＋抑制水的电离，使水的电离程度减小；NH4Cl电离出的NHeq\o\al(＋,4)结合水电离出的OH－生成弱电解质NH3·H2O，促进水的电离，使水的电离程度增大。7．【答案】D【解析】A项，是CH3COOH的电离方程式，错误；B项，COeq\o\al(2－,3)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HCOeq\o\al(－,3)的电离方程式，错误；D项，HS－发生水解反应生成H2S和OH－，正确。8．【答案】C【解析】HCOeq\o\al(－,3)既能发生电离又能发生水解；HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－，A项不正确；NaNO3不发生水解，B项不正确；Al3＋一定水解，C项正确；弱酸盐对应的钠盐(如Na2CO3)溶液可发生水解反应，D项不正确。9．【答案】②④⑦③⑥①⑤【解析】AgNO3、FeCl3、NH4Cl属于强酸弱碱盐，溶液呈酸性；K2CO3、NaClO属于强碱弱酸盐，溶液呈碱性；KNO3、K2SO4属于强酸强碱盐，溶液呈中性。10．【答案】（1）S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－；碱性（2）Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；酸性（3）NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋；酸性（4）F－＋H2OHF＋OH－；碱性【解析】Na2S、NaF为强碱弱酸盐，溶液呈碱性；CuSO4、NH4NO3为强酸弱碱盐，溶液呈酸性。【第三学时】【学习内容】影响盐类水解的因素。【学习目标】1．通过实验探究了解影响盐类水解的因素。2．通过实验探究能够用盐类水解知识解释生活中的应用和现象。【学习重点】影响盐类水解的因素。【学习难点】盐类水解的应用。【学习过程】课前复习1．在溶液中盐电离出来的或与水中的或结合生成弱电解质过程，叫做盐类的水解。2．NH4Cl溶液呈性，水解离子方程式为。纯碱溶液呈性，水解离子方程式。【问题探究】影响盐类水解的因素完成教材探究内容，完成下表CH3COONa溶液NH4Cl溶液平衡移动方向水解程度平衡移动方向水解程度加热增加盐溶液浓度加水加盐酸加氢氧化钠【交流研讨】泡沫灭火器原理Al2(SO4)3溶液水解离子方程式：；小苏打溶液水解离子方程式：；二者混合后总反应：。CH3COONH4溶液水解离子方程式：；Al2S3在水中不能稳定存在的原因：。【归纳总结】影响水解平衡的因素（1）温度的影响：盐的水解是反应，因此升高温度，水解平衡向方向移动，水解程度。（2）浓度的影响：稀释盐溶液可使水解平衡向方向移动，水解程度，若增大盐的浓度，水解平衡向方向移动，但水解程度。（3）外加酸碱的影响：向盐溶液中加酸，可抑制离子水解，促进离子水解；加碱可抑制离子水解，促进离子水解。（4）盐：弱酸根离子和弱碱阳离子相互促进。【迁移应用】向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，观察到的现象是，加热该溶液，观察到的现象是，原因；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，观察到的现象是。3．盐类水解的应用【活动探究】实验实验方案试验现象和结论123（1）氢氧化铁胶体的制备反应方程式。（2）Al2(SO4)3溶液净水明矾溶于水电离产生的Al3＋水解，生成的Al(OH)3胶体吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有关的离子方程式是。（3）热的纯碱液去油污效果更好纯碱水解方程式：。水解为反应，在热水中纯碱的水解程度更大，溶液的更强，去油污能力强。【迁移应用】1．草木灰（K2CO3）不宜与铵态氮肥（铵盐）混合施用，原因是什么？2.“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl，分析原因是什么？为什么用热水配制CuCl2溶液会出现浑浊？怎样配制澄清溶液？4．把FeCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是什么？检测反馈1．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解的方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是（）A．加热 B．通入HClC．加入适量NaOH(s) D．加入NaCl溶液2．下列关于FeCl3水解的说法错误的是（）A．在稀溶液中，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．浓度为5mol·L－1和0.5mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，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溶液在50℃和20℃时发生水解，50℃时Fe3＋的水解程度比20℃时的小D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量的盐酸3．在0.1mol·L－1Na2CO3溶液中，欲使COeq\o\al(2－,3)的浓度尽量接近0.1mol·L－1，则应向溶液中加（）A．HCl溶液 B．Na2CO3溶液C．NaCl溶液 D．KOH溶液4．下列事实不属于盐类水解应用的是（）A．明矾净水B．使用热的纯碱溶液去除油污C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸D．向FeCl3溶液中加入NaOH溶液产生红褐色沉淀5．在蒸发皿中加热蒸干并灼烧（<400℃）下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是（）A．AlCl3 B．NaHCO3C．MgSO4 D．KMnO46．实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（）A．防止硫酸铁分解 B．抑制硫酸铁水解C．促进硫酸铁溶解 D．提高溶液的pH7．下列应用与碳酸钠或碳酸氢钠能发生水解反应无关的是（）A．实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶必须用橡胶塞而不能用玻璃塞B．泡沫灭火器中含有碳酸氢钠溶液和硫酸铝溶液，使用时只需将二者混合就可产生大量二氧化碳C．厨房中常用碳酸钠溶液洗涤餐具上的油污D．可利用碳酸钠与醋酸反应制取少量二氧化碳8．一定条件下，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。下列说法正确的是（）A．加入少量NaOH固体，[CH3COO－]减小B．升高温度，溶液的pH增大C．稀释溶液，溶液的pH增大D．通入少量HCl气体，水解平衡常数减小9．已知，常温下某浓度的NaHSO3稀溶液的pH＜7．则该稀溶液中下列粒子浓度关系正确的是（）A．c(Na＋)＞c(HSOeq\o\al(－,3))＞c(H2SO3)＞c(SOeq\o\al(2－,3))B、C(Na＋)＞c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(SOeq\o\al(2－,3))C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,3))D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)10．（1）AgNO3的水溶液呈________（填“酸”“中”或“碱”）性，常温时的pH________7（填“>”“＝”或“<”），原因是（用离子方程式表示）：____________________________________________；实验室在配制AgNO3溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以________（填“促进”或“抑制”）其水解。（2）氯化铝水溶液呈________性，原因是（用离子方程式表示）：_____________________________。把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是________________________。检测反馈答案1．【答案】CD【解析】加热能使平衡向水解方向移动，c(H＋)增大，pH减小，A错误；通入HCl能增大c(H＋)，抑制了水解，且pH减小，B错误；加入适量NaOH(s)，由于发生反应：H＋＋OH－=H2O，引起c(H＋)减小，使平衡向水解方向移动，且pH增大，C正确；加入NaCl溶液，相当于加水稀释，能促进水解，但因加入NaCl溶液稀释引起c(H＋)变小，故pH也增大，D正确。2．【答案】C【解析】增大FeCl3溶液的浓度，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。3．