高中化學(xué) 第三章 水溶液中的離子平衡 第三節(jié) 鹽類的水解 第2課時 鹽類水解的影響因素和應(yīng)用習(xí)題 新人教版選修4

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1、 第2課時 鹽類水解的影響因素和應(yīng)用 課時訓(xùn)練 基礎(chǔ)過關(guān) 1. 為使Na2S溶液中的值減小,可加入的物質(zhì)是(　C　) ①鹽酸　②適量的NaOH溶液?、圻m量的KOH溶液 ④適量的KHS溶液 A.①② B.②③ C.③④ D.①④ 解析:在Na2S溶液中存在S2-+H2OHS-+OH-。①中加入鹽酸,H+中和OH-,水解平衡右移,n(S2-)減小,n(Na+)不變,則的值增大;②中加入適量的NaOH溶液,c(OH-)增大,平衡左移,n(S2-)增大,n(Na+)增大得更多,故的值增大;③中加入適量的KOH溶液,c(OH-)增大,平衡左移,n(S2-)增大,而n(Na+)不變,故的值減

2、小;④中加入適量的KHS溶液,c(HS-)增大,平衡左移,n(S2-)增大,而n(Na+)不變,故的值 減小。 2.對滴有酚酞溶液的下列溶液,操作后顏色變深的是(　B　) A.明礬溶液加熱 B.CH3COONa溶液加熱 C.氨水中加入少量NH4Cl固體 D.小蘇打溶液中加入少量NaCl固體 解析:明礬溶液加熱,水解程度增大,酸性增強(qiáng),酚酞溶液不變色,A不符合題意;CH3COONa水解溶液顯堿性,加熱使水解程度增大,酚酞溶液顏色加深,B符合題意;NH4Cl水解溶液顯酸性,操作后顏色變淺,C不符合題意;NaCl不水解,對顏色無影響,D不符合題意。 3. 常溫下,10 mL 0.01

3、 mol/L Na2C2O4溶液中存在平衡:C2+H2OHC2+OH-,該反應(yīng)的平衡常數(shù)為K,現(xiàn)向該溶液中加入NaOH固體或加入0.01 mol/L的鹽酸,下列圖像描述的關(guān)系正確的是(　C　) 解析:平衡常數(shù)隨溫度的變化而變化,所以10 mL 0.01 mol/L Na2C2O4溶液中加入NaOH固體,平衡常數(shù)K不變,A錯誤;Na2C2O4溶液呈堿性,未加氫氧化鈉時pH大于7,而圖中開始時pH=7,B錯誤;Na2C2O4溶液中加固體氫氧化鈉,水解平衡向左移動,濃度增大逐漸接近0.01 mol/L,但是濃度要小于0.01 mol/L,C正確;V(鹽酸)=10 mL時生成的是NaHC2O

4、4,電離是微弱的,其溶液的pH應(yīng)大于2,D錯誤。 4. 一定條件下,CH3COONa溶液中存在水解平衡:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,下列說法正確的是(　B　) A.加入少量NaOH固體,c(CH3COO-)減小 B.加入少量FeCl3固體,c(CH3COO-)減小 C.稀釋溶液,溶液的pH增大 D.加入適量醋酸得到的酸性混合溶液:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)> c(OH-) 解析:加入氫氧化鈉后c(OH-)增大,平衡左移,c(CH3COO-)增大,A錯誤;Fe3+消耗了OH-,使平衡右移,c(CH3COO-)減小,B正確;稀釋溶液,平衡正向進(jìn)行

5、,但c(OH-)減小,溶液的pH減小,C錯誤;混合溶液中:c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),D錯誤。 5.為了除去CuCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入一種試劑,過濾后,再加入適量的鹽酸,這種試劑是(　D　) A.NH3H2O B.NaOH C.Na2CO3 D.CuO 解析:因為CuCl2溶液呈酸性,且存在Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+,向溶液中加入CuO,既不引入新的雜質(zhì)離子,又促使Fe3+水解平衡向生成Fe(OH)3的方向移動,最后過濾即可。 6. 下列說法中,與鹽類水解有關(guān)的是(　D　) ①明礬和FeCl3可作凈

6、水劑 ②為保存FeCl3溶液,要在溶液中加入少量鹽酸 ③實驗室配制AlCl3溶液,先把它溶解在鹽酸中,而后加水稀釋 ④NH4Cl和ZnCl2溶液可作金屬焊接時的除銹劑 ⑤實驗室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應(yīng)用橡皮塞 ⑥在NH4Cl或AlCl3溶液中加入鎂條會產(chǎn)生氣泡 ⑦Na2S溶液和AlCl3溶液反應(yīng)得不到Al2S3 ⑧草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用 A.僅①④⑦ B.僅②⑤⑧ C.僅③④⑥ D.全有關(guān) 解析:Al3+和Fe3+水解產(chǎn)生的Al(OH)3膠體和Fe(OH)3膠體,吸附水中的懸浮雜質(zhì)而凈水,與①有關(guān);Fe3+水解顯酸性,加入鹽酸抑制Fe3+的水解

7、,故②有關(guān);AlCl3溶解在鹽酸中可抑制Al3+的水解,故③有關(guān);N和Zn2+水解產(chǎn)生的H+與金屬表面的氧化物反應(yīng),起到除銹的作用,故④有關(guān);C和Si水解顯堿性,和玻璃中的二氧化硅反應(yīng),生成的硅酸鈉是礦物膠,會粘結(jié)瓶口和瓶塞,故⑤有關(guān);N和Al3+水解產(chǎn)生的H+與Mg反應(yīng)生成氫氣,故⑥有關(guān);S2-水解顯堿性,Al3+水解顯酸性,兩溶液混合,發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)生成H2S和Al(OH)3,故⑦有關(guān);草木灰中的K2CO3水解顯堿性,N水解顯酸性,混合水解會相互促進(jìn)生成CO2和NH3,減弱肥效,故⑧有關(guān)。 7. 常溫下,0.2 molL-1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后,所得溶液

8、中部分微粒組分及濃度如圖所示,下列說法正確的是(　C　) A.HA為強(qiáng)酸 B.該混合液pH=7 C.該混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+) D.圖中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+ 解析:由圖知A-濃度最大,X、Y、Z濃度依次減小,由題意知,兩者反應(yīng)生成0.1 molL-1的NaA溶液。由于A-濃度小于0.1 molL-1,說明A-水解,即HA是弱酸,A錯誤;由于A-水解,水解后溶液呈堿性,B錯誤;根據(jù)物料守恒可知,c(A-)+c(HA)=c(Na+),即c(A-)+c(Y)=c(Na+),C正確;混合液中粒子濃度大小關(guān)系:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c

9、(HA)>c(H+),因此X表示OH-,Y表示HA,Z表示H+,D錯誤。 8. 下列各溶液中,微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(　B　) A.0.1 mol/L NH4Cl溶液:c(N)=c(Cl-) B.0.1 mol/L NaHCO3溶液:c(OH-)+c(C)=c(H+)+c(H2CO3) C.0.3 mol/L和0.1 mol/L的兩醋酸溶液中H+濃度之比為3∶1 D.25 ℃時,濃度均為0.1 mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液的pH=4.75,則c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-) 解析:氯化銨是強(qiáng)酸弱堿鹽,N水解導(dǎo)致溶液呈酸性,

10、則c(H+)>c(OH-),根據(jù)電荷守恒得c(N)c(OH-),溶液中存在電荷守恒,根據(jù)電荷守恒得c(Na+)c(Na+)>c(H+)>c(OH-),D錯誤。 9.現(xiàn)有常溫

11、下的0.1 mol/L純堿溶液。 (1)你認(rèn)為該溶液呈堿性的原因是 　(用離子方程式表示),為證明你的上述觀點,請設(shè)計一個簡單的實驗,簡述實驗過程: 　。 (2)同學(xué)甲認(rèn)為該溶液中Na2CO3的水解是微弱的,發(fā)生水解的C不超過其總量的10%。請你設(shè)計實驗證明該同學(xué)的觀點是否正確: 　。 (3)同學(xué)乙就該溶液中粒子之間的關(guān)系寫出了下列四個關(guān)系式,你

12、認(rèn)為其中正確的是　　　 　。 A.c(Na+)=2c(C) B.c(C)>c(OH-)>c(HC)>c(H2CO3) C.c(C)+c(HC)=0.1 mol/L D.c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3) 解析:(1)純堿是鹽不是堿,其溶液呈堿性的原因只能是鹽的水解。證明該觀點正確與否的出發(fā)點是:把產(chǎn)生水解的離子消耗掉,看在無水解離子的情況下溶液是否呈現(xiàn)堿性。 (2)離子是微觀的,發(fā)生水解的量是看不到的,但水解后的結(jié)果——溶液酸堿性和酸堿度是可以測量的,所以可用測溶液pH的方法來測定水解度。 (3)根據(jù)物料守恒得:c(Na+)=2[c(

13、C)+c(HC)+c(H2CO3)],c(C)+ c(HC)+c(H2CO3)=0.1 mol/L,A、C錯誤。 答案:(1)C+H2OHC+OH-　向純堿溶液中滴加數(shù)滴酚酞試液后,溶液顯紅色,然后逐滴加入氯化鈣溶液直至過量,若溶液紅色逐漸變淺直至消失,則說明上述觀點正確 (2)用pH試紙(或pH計)測常溫下0.1 mol/L純堿溶液的pH,若pH<12,則該同學(xué)的觀點正確;若pH>12,則該同學(xué)的觀點不正確 (3)BD 能力提升 10. 已知某酸H2B在水溶液中存在下列關(guān)系:①H2BH++HB-,②HB-H++B2-。關(guān)于該酸對應(yīng)的酸式鹽NaHB的溶液,下列說法中一定正確的是(　

14、C　) A.NaHB屬于弱電解質(zhì) B.溶液中的離子濃度c(Na+)>c(HB-)>c(H+)>c(OH-) C.c(Na+)=c(HB-)+c(B2-)+c(H2B) D.NaHB和NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為H++OH-H2O 解析:NaHB為離子化合物,在溶液中完全電離出Na+和HB-,所以NaHB一定為強(qiáng)電解質(zhì),A錯誤;由于沒有告訴NaHB溶液的酸堿性,無法判斷HB-的電離程度與水解程度的相對大小,無法判斷溶液中各離子濃度大小,B錯誤;根據(jù)NaHB溶液中的物料守恒可得:c(Na+)=c(HB-)+ c(B2-)+c(H2B),C正確;HB-不能拆開,NaHB和NaOH溶液反

15、應(yīng)正確的離子方程式為HB-+OH-H2O+B2-,D錯誤。 11. 室溫下K(HF)=7.210-4、K(CH3COOH)= 1.7510-5,下列說法不正確的是(　A　) A.0.1 mol/L CH3COOH溶液,加水稀釋過程中,所有離子濃度均減小 B.濃度均為0.1 mol/L 的NaF、CH3COONa溶液相比較,CH3COONa溶液pH大 C.反應(yīng)HF+CH3COONaNaF+CH3COOH可以發(fā)生 D.NaF溶液中加少量NaOH固體,溶液中c(F-)增大 解析:CH3COOH存在電離平衡,加水稀釋,電離平衡向右移動,但c(H+)減小,根據(jù)c(H+)c(OH-)=KW知

16、,c(OH-)增大,A不正確;酸性HF>CH3COOH,等濃度的NaF溶液和CH3COONa溶液,CH3COONa水解程度大,溶液的pH大,B正確;根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律,C正確;存在水解平衡:F-+H2OHF+OH-,加入少量NaOH固體,平衡向左移動,c(F-)增大,D正確。 12. 常溫下,向20.00 mL 0.100 molL-1CH3COONa溶液中逐滴加入0.100 molL-1鹽酸,溶液的pH與所加鹽酸體積的關(guān)系如圖所示(不考慮揮發(fā))。下列說法正確的是(　C　) A.點①所示溶液中:c(Na+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-) B.點②所示溶液中:c(Na+)>

17、c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(CH3COOH) C.點③所示溶液中:c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-) D.整個過程中可能出現(xiàn):c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 解析:溶液存在電荷守恒:c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)+c(Cl-),點①溶液pH=7,則c(Na+)=c(Cl-)+c(CH3COO-),即c(Na+)>c(Cl-),A錯誤;點②時,加入鹽酸10 mL,溶液中存在等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa和CH3COOH,溶液呈酸性,說明CH3COOH電離程度大于CH3COO-

18、水解程度,應(yīng)有c(CH3COO-)>c(Cl-),B錯誤;點③時,恰好反應(yīng)生成CH3COOH,CH3COOH為弱電解質(zhì),不完全電離,溶液呈酸性,則c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)> c(CH3COO-),C正確;溶液存在物料守恒:c(Na+)=c(CH3COOH)+ c(CH3COO-),D錯誤。 13. 25 ℃時,溶質(zhì)濃度均為0.1 mol/L的下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(已知:H2C2O4屬于二元弱酸)(　C　) A.Na2S溶液:c(Na+)>c(S2-)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S) B.Na2CO3溶液:c(Na+)+c(H+)=c(C)+c

19、(HC)+c(OH-) C.Na2C2O4溶液:c(OH-)=c(H+)+c(HC2)+2c(H2C2O4) D.CH3COONa和CaCl2混合溶液:c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COO-)+ c(CH3COOH)+2c(Cl-) 解析:在Na2S溶液中,c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S),A錯誤;根據(jù)電荷守恒得 c(Na+)+c(H+)=2c(C)+c(HC)+c(OH-),B錯誤;根據(jù)物料守恒得c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-),D錯誤。 14. 已知25 ℃時部分弱電解質(zhì)的電離常

20、數(shù)數(shù)據(jù)如表所示: 化學(xué)式 HSCN CH3COOH HCN H2CO3 HClO 電離 常數(shù) 1.310-1 1.810-5 6.210-10 Ka1=4.410-7 Ka2=4.710-11 3.010-8 回答下列問題: (1)寫出碳酸的第一級電離常數(shù)表達(dá)式:Ka1=　 。 (2)物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol/L的六種溶液: a.CH3COONa　b.Na2CO3　c.NaClO　d.NaHCO3 e.NaSCN　f.NaCN pH由大到小的順序為　　　　　　　　　　　(用編號填寫)。 (3)25 ℃時,將20 m

21、L 0.1 mol/L CH3COOH溶液和 20 mL 0.1 mol/L HSCN溶液分別與20 mL 0.1 mol/L NaHCO3溶液混合,實驗測得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時間(t)的變化如圖所示。反應(yīng)初始階段兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是 　, 反應(yīng)結(jié)束后所得兩溶液中,c(CH3COO-)　　　 　(填“>”“<”或“=”)c(SCN-)。 (4)25 ℃時,NaCN與HCN的混合溶液,若測得pH=8,則溶液中c(Na+)- c(CN-)=　　　　　　 mol/L(填代入數(shù)據(jù)后的計算式,不必算出具體數(shù)值,下同)

22、。=　　　　　　　。 (5)向NaClO溶液中通入少量的CO2,發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為　 。 (6)25 ℃時,0.18 mol/L醋酸鈉溶液的pH約為　　　　。 解析:(1)碳酸為二元弱酸,溶液中分步電離,H2CO3HC+H+,HC H++C,第一級電離常數(shù)表達(dá)式:Ka1=。 (2)由電離常數(shù)大小知,酸性HSCN>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>HC,則物質(zhì)的量濃度相同時,鹽的水解程度:NaSCNf>c>d>a>e。 (3)由Ka(CH3COOH)=1.810-5和Ka(HSCN)

23、=0.13可知,CH3COOH的酸性弱于HSCN的,即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H+的濃度大于CH3COOH溶液中H+的濃度,濃度越大反應(yīng)速率越快;酸越弱,反應(yīng)生成的相應(yīng)的鈉鹽越易水解,即c(CH3COO-)

24、溶液中HCN存在電離平衡:HCNH++CN-,K==6.210-10,得到=。 (5)酸性強(qiáng)弱HClO>HC,根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸知,兩者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸,離子方程式為ClO-+CO2+H2OHClO+HC。 (6)醋酸鈉水解離子方程式為CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,設(shè)溶液中c(OH-)=x mol/L,CH3COONa水解程度很小,計算時可將CH3COO-的平衡濃度看成是CH3COONa溶液的濃度,所以該鹽的水解常數(shù)Kh==,即=,x=10-5,溶液中c(H+)== mol/L =10-9 mol/L,pH=-lg c(H+)=9。 答案:(1)　(2)b>f>c>

25、d>a>e (3)HSCN的酸性比CH3COOH強(qiáng),其溶液中c(H+)較大,故HSCN溶液與NaHCO3溶液的反應(yīng)速率快　< (4)10-6-10-8　 (5)ClO-+CO2+H2OHClO+HC　(6)9 6EDBC3191F2351DD815FF33D4435F3756EDBC3191F2351DD815FF33D4435F3756EDBC3191F2351DD815FF33D4435F3756EDBC3191F2351DD815FF33D4435F3756EDBC3191F2351DD815FF33D4435F3756EDBC3191F2351DD815FF33D4435F375