高考一轮复习第二十三课第1节：盐溶液呈现不同酸碱性的原因学案

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这是一份高考一轮复习第二十三课第1节：盐溶液呈现不同酸碱性的原因学案，共10页。学案主要包含了盐溶液呈现不同酸碱性的原因，盐类水解方程式的书写，盐溶液的酸碱性及原因，好题精做等内容，欢迎下载使用。
第二十三课：盐类水解
第1节：盐溶液呈现不同酸碱性的原因
一、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1．理论分析
（1）NH4Cl溶液

理论解释
和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动
平衡时酸碱性
使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性
离子方程式
＋H2ONH3·H2O＋H＋
（2）CH3COONa溶液

理论解释
CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离的方向移动
平衡时酸碱性
使溶液中c(H＋)7
强碱弱酸盐
碱性
NaHCO3
pH>7
CH3COONa
pH＞7
FeCl3
pH＜7
强酸弱碱盐
酸性
(NH4)2SO4
pH＜7

2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因
(1)强酸强碱盐(以NaCl为例)
溶液中存在的离子
H2OH＋＋OH－
NaCl===Na＋＋Cl－
离子间能否相互作用生成弱电解质
否
c(H＋)和c(OH－)的相对大小
c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成
理论解释
水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)

(2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例)

(3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例)

3．盐类水解
(1)概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
(2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
(3)盐类水解的特点

盐类的水解规律
(1)

(2)常见不水解的离子
强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO
强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋
三、探究讨论
1．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　)
A．盐溶液呈酸碱性的原因是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，由水电离的c(OH－)≠c(H＋)
D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性
答案　C
解析　水电离出的c(H＋)＝c(OH－)一定成立，CH3COONa溶液显碱性，是由于水电离出的H＋有一部分与CH3COO－结合成CH3COOH，从而使c(H＋)①＝②>③ B．①>④>②>③
C．④>①>③>② D．④>②>①>③
答案　D
解析　本题主要考查对强弱电解质电离与水解主次矛盾的掌握情况，由于电解质在水中以电离为主，水解是极其微弱的，所以四种物质中Na2CO3电离的阳离子数一定最多，HF为弱电解质，电离出的H＋一定最少，先排除B、C项，再观察KCl和FeCl3，如果只考虑电离，二者电离的阳离子数应相等，但Fe3＋存在水解且一个Fe3＋可水解生成三个H＋，导致其溶液中阳离子数增多，故选D项。
12．已知某温度下，K(HCN)＝6.2×10－10，K(HF)＝6.8×10－4，K(CH3COOH)＝1.7×10－5，K(HNO2)＝5.1×10－4。物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的顺序是(　　)
A．NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaF
B．NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCN
C．NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaF
D．NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2
答案　C
解析　由K(HF)>K(HNO2)>K(CH3COOH)>K(HCN)可知，酸性：HF>HNO2>CH3COOH>HCN，水解能力：CN－>CH3COO－>NO>F－，弱酸根离子的水解能力越强，对应盐溶液的碱性越强，pH越大。

13．在室温下，有下列五种溶液：
①0.1 mol·L－1 NH4Cl
②0.1 mol·L－1 CH3COONH4
③0.1 mol·L－1 NH4HSO4
④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液
⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O
请根据要求填写下列空白：
(1)溶液①呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是
____________________________________________________________(用离子方程式表示)。
(2)在溶液④中，________的浓度为0.1 mol·L－1。NH3·H2O和__________的物质的量浓度之和为0.2 mol·L－1。
(3)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)NH的水解程度，CH3COO－与NH浓度的大小关系是c(CH3COO－)____c(NH)。
答案　(1)酸　NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(2)Cl－　NH　(3)＝　＝
解析　(1)NH4Cl溶液中存在NH的水解平衡：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，所以溶液呈酸性。
(2)在溶液④中，c(Cl－)＝0.1 mol·L－1，根据原子守恒知c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1＋0.1 mol·L－1＝0.2 mol·L－1。
(3)由于CH3COO－水解生成OH－，NH水解生成H＋，而溶液的pH＝7，说明CH3COO－与NH的水解程度相同，根据电荷守恒可知溶液中二者浓度也相同。
14．(1)浓度均为0.1 mol·L－1的8种溶液：①HNO3；②H2SO4；③CH3COOH；④Ba(OH)2；⑤NaOH；⑥CH3COONa；⑦KCl；⑧NH4Cl。其溶液的pH由小到大的顺序是________________(填序号)。
(2)室温时，pH＝6的盐酸和pH＝8的Na2CO3溶液中，水电离出的c(OH－)分别为x mol·L－1和y mol·L－1，两者的关系正确的是________(填字母)。
a．x＝10－2y b．x＝102y
c．x＝y d．x＞y
(3)常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中＝108。现取0.1 mol·L－1 HA溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)。试回答下列问题：
①混合溶液呈__________(填“酸”“中”或“碱”)性，理由是_______________________(用离子方程式表示)。
②混合溶液中由水电离出的c(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水电离出的c(H＋)。
答案　(1)②①③⑧⑦⑥⑤④　(2)a
(3)①碱　A－＋H2OHA＋OH－　②大于
解析　(1)先对物质分类，pH：碱＞盐＞酸。
同类物质的pH的一般规律：
碱：二元强碱＞一元强碱＞一元弱碱；
酸：一元弱酸＞一元强酸＞二元强酸；
盐：强碱弱酸盐＞强酸强碱盐＞强酸弱碱盐。
(2)pH＝6的盐酸中，水电离出的c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－8 mol·L－1；pH＝8的Na2CO3溶液中，水电离出的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－6 mol·L－1；故x∶y＝10－8∶10－6＝10－2，x＝10－2y。
(3)由于＝108，根据c(H＋)·c(OH－)＝10－14，则c(H＋)＝10－3 mol·L－1，所以HA为弱酸。①由于A－＋H2OHA＋OH－，混合液呈碱性。②NaA溶液促进水的电离，而NaOH溶液抑制水的电离。
15．有A、B、C、D四种强电解质，它们在水中电离时可产生下列离子(每种物质只含一种阳离子和一种阴离子且互不重复)。
阳离子
K＋、Na＋、Ba2＋、NH
阴离子
CH3COO－、Cl－、OH－、SO

已知：①A、C溶液的pH均大于7，B溶液的pH小于7，A、B溶液中水的电离程度相同；D物质的焰色反应呈黄色；②C溶液和D溶液相遇时可生成白色沉淀，B溶液和C溶液相遇时可生成有刺激性气味的气体，A溶液和D溶液混合时无明显现象。
(1)A的名称是________。
(2)写出C溶液和D溶液反应的化学方程式：_____________________________________。
(3)25 ℃时，pH＝9的A溶液和pH＝9的C溶液中水的电离程度小的是________(填A或C的化学式)。
答案　(1)醋酸钾
(2)Ba(OH)2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaOH
(3)Ba(OH)2
解析　这八种离子形成的碱性物质中一定含有OH－或CH3COO－，而酸性物质则只可能含有NH，即为水解显酸性的盐，又因A、B溶液中水的电离程度相等，则A应为水解显碱性的物质，则一定为CH3COO－形成的盐，C中含有OH－。D中除含Na＋外，另一离子与C中的阳离子可形成白色沉淀，因此D为Na2SO4，而C为Ba(OH)2，B一定为NH4Cl，剩余的离子形成CH3COOK(A)，显碱性。盐类水解促进水的电离，而加入酸或碱将抑制水的电离。