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盐类的水解（第1课时）【学习目标】1.了解盐溶液呈现不同酸碱性的原因及规律。
2.掌握盐类水解方程式书写的方法。
3.理解外界条件对盐类水解平衡的影响。
【学习过程】1．盐类水解的实质：在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH －或H ＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
（1）CH 3COONa 水溶液呈碱性的原因：溶液中都存在水的电离平衡：H 2OOH －＋H ＋，CH 3COONa 溶于水后完全电离：CH 3COONa=Na ＋＋CH 3COO －，溶液中的CH 3COO －能与水中的H ＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，溶液中有关离子的浓度变化是c (CH 3COO －)减小，c (H ＋)减小，c (OH －)增大，c (H ＋)小于c (OH －)，所以CH 3COONa 溶液呈碱性。
化学方程式是CH 3COONa ＋H 2O CH 3COOH ＋NaOH ，离子方程式是CH 3COO －＋H 2OCH 3COOH ＋OH －。
（2）NH 4Cl 溶液呈酸性的原因：NH 4Cl 溶液中的电离方程式：H 2OH ＋＋OH －，NH 4Cl===Cl －＋NH ＋4。
NH ＋4与水电离的OH －结合生成了难电离的NH 3·H 2O ，水的电离平衡移动方向是电离的方向，溶液中有关离子浓度的变化是c (NH ＋4)减小，c (OH －)减小，c (H ＋)增大，c (H＋)>c (OH －)，NH 4Cl 溶液呈酸性。
化学方程式是NH 4Cl ＋H 2ONH 3·H 2O ＋HCl ，离子方程式是NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋。
（3）NaCl 溶液呈中性的原因：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。
3.3 盐类的水解 学案〔人教版选修4〕[学习目标]1.掌握盐类水解的影响因素。
2.掌握盐类水解反响的应用。
3.熟练掌握离子浓度大小的比较。
题型一盐类水解的影响因素方法点拨：水解平衡也是一种动态平衡，所以可根据勒夏特列原理对影响盐类水解的因素进行分析。
典例1在氯化铁溶液中存在以下平衡：FeCl 3＋3H 2O Fe(OH)3＋3HClΔH >0。
答复以下问题：(1)加热FeCl 3溶液，溶液的颜色会不断加深，可得到一种红褐色透明液体，向这种液体中参加MgCl 2溶液，产生的现象为________________________________________________________________________。
(2)不断加热FeCl 3溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是____________________。
(3)在配制FeCl 3溶液时，为防止产生浑浊，应参加________________________________________________________________________。
(4)为了除去MgCl 2酸性溶液中的Fe 3＋，可在加热搅拌的条件下参加MgCO 3固体，过滤后再参加足量盐酸。
MgCO 3固体能除去Fe 3＋的原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
听课记录：变式训练1 (1)将黄铁矿的煅烧产物Fe 3O 4溶于硫酸后，参加铁粉，可制备FeSO 4。
酸溶过程中需保持溶液有足够酸性，其原因是________________________________________________________________________。
第24讲-电离平衡常数及其应用一．知识重构1．水解常数的概念(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。
(2)表达式：①对于A- + H2O HA + OH-K h＝c（HA）·c（OH－）c（A－）①对于B+ + H2O H+ + BOH K h＝c（BOH）·c（H+）c（B+ ）2．Kh、Ka（或Kb ）和Kw 的关系① A- + H2O HA + OH-K h＝c（HA）·c（OH－）c（A－）① HA H+ + A-Ka＝c（H+）·c（A－）c（HA）因为：Kw＝c(H+) ·c(OH−)可得：K h · Ka＝K W或Kh＝K WKa或Ka＝K WKh酸（或碱）越弱，电离常数越小，则Kh越大，水解程度越大3.推导碳酸钠溶液的Kh、Ka 和Kw 的关系Na2CO3的水解：CO32-+ H2O HCO3-+ OH-HCO3-+ H2O H2CO3 + OH-K h1＝c（HCO3-）·c（OH－）c（CO32-）K h2＝c（H2CO3）·c（OH－）c（HCO3-）H2CO3的电离：H2CO3HCO3- + H+HCO3-CO32-+ H+K a1＝c（HCO3-）·c（ H+）c（H2CO3）K a2＝c（CO32-）·c（H+）c（HCO3-）可得：K h1 · Ka2＝K W或K h2 · Ka1＝K W3、推导FeCl3溶液的Kh、Fe(OH)3的K SP和Kw 的关系FeCl3的水解：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+Fe(OH)3的沉淀溶解平衡：Fe(OH)3（S) Fe3+(aq)+3OH - (aq)由Kh、K SP和Kw表达式可得：K h · K SP＝K W3二、重温经典题组一.Kh的计算例1（湖北高三联考节选）已知：25 ①时，碳酸的电离常数为Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11(1)请写出碳酸钠水解的离子方程式，并计算其水解常数(K h1、K h2)。
第2课时盐类水解的应用1.根据盐类的水解会判断相应酸(或碱)的强弱。
2.了解盐类水解在生产生活中的利用。
3．会判断溶液中的粒子种类。
4.会判断溶液中粒子浓度关系。
知识点一盐类水解的应用阅读教材P57～P58，思考并填空。
1．作净水剂铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。
如明矾水解的离子方程式为Al3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H＋。
2．热碱水去油污加热促进CO2－3的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
纯碱水解的离子方程式为CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
3．盐溶液的配制和保存配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2＋或Fe3＋水解。
4．制备胶体向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾以增大Fe3＋水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。
5．泡沫灭火器原理Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生水解相互促进反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开来，离子方程式为Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
1．下列事实不属于盐类水解应用的是()A．明矾、氯化铁晶体常用于净水B．实验室通常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．实验室制氢气时加入CuSO4可加快反应速率答案：D2．用离子方程式表示饱和NH4Cl溶液可用于消除机器零件表面上的铁锈及溶解Mg(OH)2(s)。
答案：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋；除铁锈：6H＋＋Fe2O3·x H2O===2Fe3＋＋(x＋3)H2O；溶解Mg(OH)2(s)：2H＋＋Mg(OH)2===Mg2＋＋2H2O。
盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性或pH例如：相同物质的量浓度的下列溶液NaCl 、NaHSO 4、Na 2CO 3、NaHCO 3，pH 由大到小的顺序为Na 2CO 3＞NaHCO 3＞NaCl ＞NaHSO 4。
2019-2020年人教版高中化学选修四3-3-2 影响盐类水解的因素和盐类水解的应用（教案）教学目标知识与技能：1．理解影响盐类水解的因素2．了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用过程与方法：1．培养学生分析问题的能力2．培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力情感态度与价值观：通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩教学重点：盐类水解的影响因素教学难点：盐类水解的应用教学过程：【回顾】盐类水解属于离子反应，其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H＋或OH―结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
水解平衡就是一种化学平衡，盐类水解的程度大小与物质的本性相关。
因此，反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。
盐类水解也是酸碱中和反应的逆过程。
中和反应是放热反应，因此水解反应是吸热反应。
【科学探究】探究目的：通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
实验过程：1、从反应物性质考虑，FeCl3是否容易发生水解？水解生成物是什么？写出其水解反应的化学方程式2、应用平衡移动原理，从反应条件考虑，影响FeCl3水解的因素可能有哪些？参照下表设计、写出实验步骤3、归纳总结实验结果，得出结论并与同学交流【投影小结】1、因FeCl3属于强酸弱碱盐，生成的Fe(O H)3是一种弱碱，并且难溶，易水解。
其水解反应的化学方程式：Fe3＋+3H2O F e(O H)3 +3H＋所以FeCl2、影响FeCl3水解的因素有：(1) 加入少量FeCl3晶体，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀释；(3) 加入少量盐酸，增大C(H＋)；(4) 加入少量NaF 晶体，降低C(Fe3＋)；(5) 加入少量NaHCO3，降低C(H＋)；(6) 升高温度判断上述水解平衡移动的方向依据有多种，一是平衡原理，二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时，溶液颜色明显变深，表明平衡是向水解方向移动)；三是通过溶液酸度变化(如加入少量FeCl3晶体前后，测溶液PH的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趋向完全)3、通过实验得出的主要结论有：（1）Fe3＋水解是一个可逆过程（2）水解平衡也是一个动态平衡（3）Fe3＋的水解属于吸热反应（4）改变平衡的条件（如温度、浓度等），水解平衡就会发生移动（5）当加入的物质能与溶液中的离子结合成很难电离的弱电解质，Fe3＋的水解程度就可能趋向完全【引入】这节课我们就来系统研究水解的影响因素有哪些？【板书】三、盐类水解的影响因素【讲】当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。
第三节盐类的水解第1课时盐类水解[核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：认识盐类水解有一定限度，理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。
2.证据推理与模型认知：通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质，掌握盐溶液呈现酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。
一、盐溶液的酸碱性及原因1.实验探究：测定盐溶液的pH盐溶液pH 盐的类型溶液酸碱性NaCl ＝7强酸强碱盐中性Na2SO4＝7Na2CO3＞7强碱弱碱盐碱性NaHCO3＞7CH3COONa ＞7NH4Cl ＜7强酸弱碱盐酸性(NH4)2SO4＜72.盐溶液酸碱性的理论分析(1)强酸弱碱盐(以NH4Cl溶液为例)电离方程式H2O H＋＋NH4Cl＝Cl－＋理论解释NH＋4和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋)＞c(OH－)溶液酸碱性呈酸性水解方程式NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋(2)强碱弱酸盐(以CH3COONa溶液为例)电离方程式H2O OH－＋CH 3COONa＝Na＋＋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方向移动，使溶液中c(H＋)＜c(OH－)溶液酸碱性呈碱性水解方程式CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－(3)强酸强碱盐(以NaCl溶液为例)电离方程式H2O H＋＋OH－NaCl＝Na＋＋Cl－理论解释无弱电解质生成，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)溶液酸碱性呈中性3.盐类水解(1)盐类水解的实质在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显酸性、碱性或中性。
(2)盐类水解的规律①盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才能水解，若没有，则不发生水解。
可总结为“有弱才水解，无弱不水解”。
高考化学教案O O O是使水分解了。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
【投影】1、弱酸强碱盐，水解显碱性CH 3COONa = CH 3COO − + Na ++H 2O H + + OH −CH 3COOHCH 3COONa + H 2O CH 3COOH + NaOHCH 3COO −+ H 2O CH 3COOH + OH −【思考与交流】NH 4Cl 溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？【投影】2、强酸弱碱盐水解NH 4Cl = NH 4+ + Cl − +H 2O OH − + H + NH 3·H 2O NH 4Cl + H 2O NH 3·H 2O + HClNH 4++ H 2O NH 3·H 2O + H +【讲解】大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。
由上可知，强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。
但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！ 【讲解】］说得好！是不会。
因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H +或OH -发生反应，比如NaCl ，电离出来的Na +和Cl -都不会与水电离出来的H +或OH -反应。
那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？ 【投影】3、强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
【讲解】根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？【板书】1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的过程中。
【讲解】在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H + 或 OH -结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
盐类水解的应用说课稿各位评委，大家好！我是**，今天我的说课内容是:盐类水解的应用。
一、说教材本节内容选自人教版高中化学选修4第三章，第三节盐类水解中的一小部分，盐类水解的应用在教材57页用几句话概括性地阐述了一下并没有细讲，那为什么我会选择它作为今天的说课内容呢？咱们细细道来。
我将通过以下5个方面开始我的说课。
教材是连接老师和学生之间的纽带，接下来我谈谈教材分析：1.教材分析从教材编排上看，本节内容起到承前启后的作用。
在此之前，已经学习了电离平衡，也初步从微观角度认识了盐类水解的本质和规律，而今天的重点是落在应用上。
这样的安排，既能促进学生认知层次上的阶梯式发展，又能解决盐类水解在真实情境中的应用。
本节课的学习内容与第4节《难溶电解质的溶解平衡》紧密相连，其相关知识还可以指导高三有关物质性质的检验。
从知识结构来讲，它完善了知识体系。
盐类水解平衡是继化学平衡、电离平衡之后的又一平衡体系，它们与将要学习的溶解平衡共同构成了中学化学完整的电解质溶液的平衡体系。
因此本节内容不仅是本章的重点，也是整个高中化学教学的重点之一。
很多专家都会温馨提醒青年教师，要多做高考真题，因为直击高考，是我们的必经之路。
盐类水解的应用在高考中的分值大概是10分左右，考查内容都会结合其实际应用，所以水解的应用是本节的重中之重。
二、说学生教学之路是从认识学生开始的，接下来我谈谈学情分析，我具体分析了学生已有的知识和认知思维，还有存在的障碍，比如盐类水解知识面广、综合性强，学生综合分析能力弱等等。
教学目标和重难点：根据新课程标准，教材特点、学生实际，我确定了如下教学目标：其中知识目标就是本节的重点，能力目标是本节的难点。
教学方法：为了实现教学目标和突破重难点，根据建构主义理论以学定教选方法，我采取了创设情境、问题驱动、分析讨论的教学方法。
学生在学习过程中自主探究、提出质疑、分析讨论、形成化学学科观念，在整个过程中老师只是服务者，比如设计学案、诱导归纳等。
【课标要求】1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
【学习重点】盐类水解的本质【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析 【教学方法】启发式、实验引导法、归纳法 【学习过程】 【情景创设】一、探究溶液的酸碱性[科学探究] 根据实验结果填写下表：盐溶液 Na 2CO 3NH 4Cl NaCl CH 3COONaAl 2(SO 4)3KNO 3 酸碱性 盐的类型由上述实验结果分析，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。
盐的类型 强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐溶液的酸碱性二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1．强碱弱酸盐的水解[思考与交流](1) CH 3COONa 溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。
(2)溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH 3COONa 溶液显碱性？(3)写出CH 3COONa 溶液水解的化学方程式和离子方程式。
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CH 3COONa强酸弱碱盐NH 4Cl 强酸强碱盐NaCl2．强酸弱碱盐的水解[思考与交流]应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
归纳：（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH－结合生成弱电解质。
（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
讨论：（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。
谁强显谁性，同强显中性。
三、盐类水解离子方程式的书写书写规则：1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
如CH3COO－+H2O CH3COOH+OH －2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。
第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质与规律1通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。
2熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
一盐类水解1水的电离与溶液的酸碱性1在水中参加酸或碱，溶液中c H＋增大，水的电离平衡向逆反响方向移动。
2溶液呈酸碱性的根本原因是c H＋≠c OH－。
溶液呈中性是因为c H＋＝c OH－，呈酸性是因为c H＋>c OH－，呈碱性是因为c H＋<c OH －。
2通过实验测定以下mol·L－1盐溶液的ol·L－13HCO 错误!和H2CO3分子共1 mol答案341以下溶液中，因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是NO32答案C解析A项，HCO错误!＋H2O H2CO3＋OH－，HCO错误!CO 错误!＋H＋，HCO错误!的水解程度大于电离程度，溶液显碱性；B 项，HSO错误!的电离程度大于水解程度，溶液显酸性；C项，Cu2＋＋2H2O CuOH2＋2H＋，溶液显酸性；D项，Ca2＋、NO错误!不水解，溶液显中性。
＝4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度前者与后者比拟A大于等于D无法比拟答案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NH错误!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。
3以下各式中属于正确的水解反响离子方程式的是＋H2O NH3·H2O＋H＋－＋2H2O H2S＋2OH－＋H2O CH3COO－＋H3O＋＋OH－===CH3COO－＋H2O答案A4物质的量浓度相同的以下溶液中，含粒子种类最多的是答案D解析任何水溶液中都存在H2O H＋＋OH－。
A项，CaCl2不发生水解，溶液中存在的粒子有Ca2＋、Cl－、H＋、OH－、H2O共5种粒子；B项，由于CH3COONa发生水解：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，溶液中存在Na＋、CH3COOH、CH3COO－、H2O、H＋、OH－共6种粒子；C项，在溶液中存在平衡：NH3＋H2O NH3·H2O NH错误!＋OH－，溶液中存在着NH错误!、NH3·H2O、NH3、H2O、H＋、OH－共6种粒子；D项，K2CO3在溶液中存在水解平衡：CO错误!＋H2O HCO错误!＋OH －、HCO错误!＋H2O H2CO3＋OH－，溶液中存在H2O、K＋、CO错误!、HCO错误!、OH－、H＋、H2CO3共7种粒子。
知识拓展专题 水解常数及应用
1.表达式
以CH 3COONa 为例 ①CH 3COO －
＋H 2O
CH 3COOH ＋OH －
K h ＝c (CH 3COOH )·c (OH －
)c (CH 3COO －
) ②与对应弱酸电离常数的关系 K a ＝c (H ＋
)·c (CH 3COO －
)c (CH 3COOH )
所以，K h ·K a ＝K w 或K h ＝K w
K a。
2.意义：K h 定量的表示水解反应趋势的大小，K h 越大，水解趋势越大。
3.外因对水解常数的影响：K h 是化学平衡常数的一种，只与温度有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，K h 增大。
1.最近《科学》杂志评出10大科技突破，其中“火星上‘找’到水的影子”名列第一。
下列关于水的说法中不正确的是( )
A.水是弱电解质，在任何较稀水溶液中都存在水的电离平衡
B.水溶液中存在：H 2O
H ＋
＋OH －
，升高温度平衡一定正向移动
C.室温下pH 相同的盐酸和氯化铵溶液c (OH －
)相同，水的电离程度一定相同
D.在NaF 溶液中同时存在HF 的电离常数K a 、NaF 的水解常数K h ，它们的关系是：K w ＝K a ·K h 【参考答案】:C
【试题解析】: 水是弱电解质，在任何较稀水溶液中都存在水的电离平衡，故A 正确；盐酸抑制水的电离，氯化铵促进水的电离，故C 错误；在NaF 溶液中同时存在HF 的电离常数K a ＝c (H ＋
)·c (F －
)c (HF )，NaF 的水解常数K h ＝c (OH －
)·c (HF )c (F －
)，则有K w ＝K a ·K h ，故D 正确。
2.下列说法不正确的是( )
A.在一定条件下，Na 2S 溶液加入CuSO 4固体，HS －
浓度减小 B.加水稀释，水解常数K h 增大，pH 减小
C.25 ℃时，K a (HCOOH)＝1.0×10－
4，该温度下HCOO －
的水解常数为1.0×10－10
D.某温度下，一元弱酸HA 的K a 越小，则NaA 的K h 越大 【参考答案】:B
【试题解析】: 加入CuSO 4固体，铜离子结合硫离子生成硫化铜沉淀，水解平衡逆向进行，
HS －
浓度减小，A 正确；水解常数只受温度影响，加水稀释，水解常数不变，B 错误；由K a ·K h ＝K w 可知HCOO －
的水解常数为K h ＝K w K a ＝10－
141.0×10
－4＝1.0×10－10，C 正确；由K a ·K h ＝K w 可知，K a 越小，水解常数K h 越大，越弱越水解，D 正确。
3.某温度下，有浓度均为0.1 mol·L
－1
的下列4种溶液：
①NaCN 溶液 ②NaOH 溶液 ③CH 3COONa 溶液 ④NaHCO 3溶液 已知：
HCN H 2CO 3
CH 3COOH K a ＝5.0×10
－10
K a1＝4×10－
7 K a2＝5.0×10
－11
K a ＝1.7×10－
5
(1)这4种溶液pH 由大到小的顺序是________(填序号)。
(2)④的水解平衡常数K h ＝________。
(3)已知该温度下，CO 2－
3的水解常数K h ＝2×10－
4，当Na 2CO 3溶液中c (HCO －
3)∶c (CO 2－
3
)＝2∶1时，试求该溶液的pH ＝________。
(4)此温度下，某HCN 和NaCN 的混合溶液的pH ＝11，则c (HCN )c (CN －)为________。
【参考答案】:(1)②①④③ (2)2.5×10－
8 (3)10 (4)0.02
【试题解析】: (1)这4种溶液②NaOH 溶液碱性最强，其余三种溶液因K a (CH 3COOH)＞K a1(H 2CO 3)＞K a (HCN)，弱酸的酸性越强，其钠盐的水解程度越弱，则水解程度：CH 3COONa ＜NaHCO 3＜NaCN ，溶液碱性：NaCN 溶液＞NaHCO 3溶液＞CH 3COONa 溶液，则pH 由大到小的顺序是②①④③。
(2)NaHCO 3溶液中，HCO －
3＋H 2O
H 2CO 3＋OH －
，水解平衡常数
K h ＝c (H 2CO 3)·c (OH －
)c (HCO －3)＝c (H 2CO 3)·c (OH －
)·c (H ＋
)c (HCO －3)·c (H ＋)＝K w K a1＝10－
144×10－7＝2.5×10－8。
(3)K h ＝c (HCO －
3)·c (OH －
)c (CO 2
－3)＝2×10－4，溶液中c (HCO －3)∶c (CO 2－3)＝2∶1时，c (OH －)＝1×10－4mol·L －1，则c (H ＋
)＝1×10－10
mol·L －1，pH ＝10。
(4)HCN 和NaCN 的混合溶液的pH ＝11，则c (H ＋
)
＝1×10
－11mol·L －1
，c (HCN )c (CN －)＝c (HCN )·
c (H ＋
)c (CN －)·c (H ＋)＝c (H ＋
)K a ＝1×10－
115.0×10－10
＝0.02。
