2018-2019版高中化學(xué) 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 第2課時學(xué)案 魯科版選修4.doc

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第2課時　鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律 [學(xué)習(xí)目標(biāo)定位]　1.通過實驗歸納鹽溶液的酸堿性與其類型之間的關(guān)系，并進(jìn)一步探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，總結(jié)其規(guī)律。2.熟練掌握鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫。 一、鹽類的水解 1.探究鹽溶液的酸堿性 常溫下通過實驗測定下列0.1 molL－1鹽溶液的pH，填寫下表： 鹽溶液 鹽的類型 溶液pH 酸堿性 NaCl 強酸強堿鹽 pH＝7 中性 CH3COONa 弱酸強堿鹽 pH>7 堿性 NH4Cl 強酸弱堿鹽 pH<7 酸性 2.鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性的理論分析 (1)CH3COONa溶液呈堿性的原因 ①電離方程式 CH3COONa溶于水完全電離：CH3COONa===Na＋＋CH3COO－； CH3COONa溶液中水的電離：H2OH＋＋OH－。 ②水電離平衡的影響 溶液中的CH3COO－能與水中的H＋結(jié)合生成難電離的醋酸分子，從而使水的電離平衡向電離的方向移動。 ③溶液的酸堿性 溶液中[H＋]減小，[OH－]增大，[H＋]<[OH－]，故CH3COONa溶液呈堿性。 ④水解方程式 化學(xué)方程式：CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH。 離子方程式：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 (2)NH4Cl溶液呈酸性的原因 ①電離方程式 NH4Cl溶于水完全電離：NH4Cl===NH＋Cl－； NH4Cl溶液中水的電離：H2OH＋＋OH－。 ②溶液的酸堿性 溶液中[OH－]減小，[H＋]增大，[H＋]>[OH－]，故NH4Cl溶液呈酸性。 ③水解方程式 化學(xué)方程式：NH4Cl＋H2ONH3H2O＋HCl； 離子方程式：NH＋H2ONH3H2O＋H＋。 (3)NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后電離產(chǎn)生Na＋和Cl－，不能與水電離出的OH－、H＋結(jié)合成難電離的物質(zhì)，水的電離平衡不發(fā)生移動，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。 (1)鹽類水解的實質(zhì) 在溶液中鹽電離出來的離子(弱堿的陽離子或弱酸的陰離子)結(jié)合水電離出的OH－或H＋生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯酸性、堿性或中性。 (2)鹽類水解的規(guī)律 在可溶性鹽溶液中：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性。 常見的“弱”離子 ①弱堿陽離子：NH，金屬活動順序表Na之后的金屬陽離子，如Mg2＋，Al3＋，F(xiàn)e3＋等。 ②弱酸陰離子：CO、HCO、SO、HSO、S2－、HS－、ClO－、SiO、CH3COO－、F－、[Al(OH)4]－等。 (3)鹽類水解的特點：微弱、吸熱、可逆。 例1　有關(guān)鹽類水解的說法不正確的是(　　) A.鹽類的水解過程破壞了水的電離平衡 B.鹽類的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆過程 C.鹽類水解溶液不一定呈中性 D.Na2CO3水解的實質(zhì)是Na＋與H2O電離出的OH－結(jié)合生成了NaOH 答案　D 解析　Na2CO3水解的實質(zhì)是CO與H2O電離出的H＋結(jié)合生成HCO和H2CO3，使溶液中[H＋]<[OH－]。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解的概念與實質(zhì) 規(guī)律總結(jié)　(1)鹽類水解的特征有可逆、微弱、吸熱。 (2)鹽類水解的實質(zhì)是促進(jìn)水的電離。 (3)影響水電離平衡的因素有加熱、加酸或堿、加可水解的鹽等。 (4)鹽類水解液可能顯酸性、堿性、中性。 例2　有下列幾種物質(zhì)：①NaCl?、贜a2CO3?、跱aHCO3?、躈H4Cl?、軦l2(SO4)3　⑥HCl?、逰HSO4　⑧NaOH。其溶液呈酸性的是________(填序號，下同)；呈中性的是________；呈堿性的是________；能促進(jìn)水的電離的是________；抑制水的電離的是________。 答案?、堍茛蔻摺、佟、冖邰唷、冖邰堍荨、蔻撷? 考點　鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽溶液酸堿性判斷 規(guī)律總結(jié)　(1)判斷鹽溶液的酸堿性要根據(jù)鹽的離子所對應(yīng)的酸或堿的相對強弱。 ①強酸強堿鹽的溶液顯中性；強酸弱堿鹽的溶液顯酸性。 ②弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性取決于相同溫度下酸和堿電離常數(shù)的大小。如CH3COONH4，Ka(CH3COOH)＝Kb(NH3H2O)，CH3COONH4溶液顯中性。 (2)酸式鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。 ①水解程度大于電離程度顯堿性，如NaHCO3，Na2HPO4，NaHS等； ②電離程度大于水解程度顯酸性，如NaHSO3，NaH2PO4等。 二、鹽類水解離子方程式的書寫 1.有下列五種鹽溶液：①NaClO、②(NH4)2SO4，③Na2CO3，④AlCl3、⑤KNO3?；卮鹣铝袉栴}： (1)不能破壞水的電離平衡的是⑤，溶液呈酸性的是②④，溶液呈堿性的是①③。 (2)根據(jù)鹽類水解的實質(zhì)(弱離子＋H2O)及水解反應(yīng)的特點(可逆反應(yīng)、程度微弱)，寫出下列鹽類水解的離子方程式： ①NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－； ②(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3H2O＋H＋； ③Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－； ④AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 2.判斷下列鹽類水解離子方程式的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”) (1)FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋() (2)NaHS溶液：HS－＋H2OH2S＋OH－(√) (3)K2CO3溶液：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－() (4)NH4NO3溶液：NH＋H2O===NH3H2O＋H＋() (5)NaHCO3溶液：HCO＋H2OCO2↑＋H2O() 書寫鹽類水解離子方程式的方法思路 (1)一般形式：弱離子＋H2O弱電解質(zhì)＋H＋(或OH－) (2)方法要求： 一判斷：判斷弱離子，書寫化學(xué)式。 二規(guī)范：寫“”，不標(biāo)“↑”“↓”。 三注意：多元弱酸根水解離子方程式分步書寫，多元弱堿陽離子水解方程式一步完成。 例3　下列各式中的水解反應(yīng)離子方程式書寫正確的是(　　) A.NH＋H2ONH3H2O＋H＋ B.S2－＋2H2OH2S＋2OH－ C.CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋ D.CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O 答案　A 解析　B項，應(yīng)分步表示或只寫第一步；C是電離方程式，不是水解方程式；D項是醋酸與可溶性強堿發(fā)生中和反應(yīng)的離子方程式。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解方程式的書寫與正誤判斷 易錯警示　書寫鹽類水解方程式常見錯誤： (1)把“”誤寫為“===”。 (2)水解產(chǎn)物量很小時，標(biāo)上“↑”或“↓”。 (3)多元弱酸根離子水解沒有分步寫。 (4)將電離方程式或離子方程式誤判為水解離子方程式。 1.下列溶液中，因電離產(chǎn)生的離子發(fā)生水解而顯酸性的是(　　) A.NaHCO3 B.NaHSO3 C.CuSO4 D.Ca(NO3)2 答案　C 解析　A項，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，HCOCO＋H＋，HCO的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性；B項，HSO的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性；C項，Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋，溶液顯酸性；D項，Ca2＋、NO不水解，溶液顯中性。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽溶液的堿性判斷與比較 2.pH＝4的醋酸和氯化銨溶液中，水的電離程度前者與后者比較(　　) A.大于 B.小于 C.等于 D.無法比較 答案　B 解析　醋酸電離出的H＋抑制水的電離，使水的電離程度減小；NH4Cl電離出的NH結(jié)合水電離出的OH－生成弱電解質(zhì)NH3H2O，促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽溶液酸堿性判斷與比較 3.物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，含粒子種數(shù)最多的是(　　) A.CaCl2 B.CH3COONa C.NH3 D.K2CO3 答案　D 解析　任何水溶液中都存在H2OH＋＋OH－。A項，CaCl2不發(fā)生水解，溶液中存在的粒子有Ca2＋、Cl－、H＋、OH－、H2O共5種粒子；B項，由于CH3COONa發(fā)生水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，溶液中存在Na＋、CH3COOH、CH3COO－、H2O、H＋、OH－共6種粒子；C項，在溶液中存在平衡：NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－，溶液中存在NH、NH3H2O、NH3、H2O、H＋、OH－共6種粒子；D項，K2CO3在溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，溶液中存在H2O、K＋、CO、HCO、OH－、H＋、H2CO3共7種粒子。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽溶液中粒子種類的判斷 4.下列物質(zhì)的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是(　　) A.HCl B.NH4NO3 C.Na2S D.HClO 答案　A 解析　A項，HCl完全電離；B項，NH水解，NH＋H2ONH3H2O＋H＋，有NH3H2O分子；C項，S2－水解，產(chǎn)生H2S分子；D項，HClO是弱電解質(zhì)，不完全電離，有HClO分子。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽溶液中粒子種類的判斷 5.水中加入下列溶液對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是(　　) A.NaHSO4溶液 B. KF溶液 C. KAl(SO4)2溶液 D.NaI溶液 答案　D 解析　NaHSO4在溶液中電離出H＋，抑制水的電離；KF在水溶液中電離出的 F－發(fā)生水解生成弱酸HF；KAl(SO4)2在溶液中電離出的Al3＋與水電離出的OH－結(jié)合生成Al(OH)3，所以F－和Al3＋均促進(jìn)水的電離；HI是強酸，I－不水解，對水的電離平衡不影響。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 6.NH4Cl溶于重水(D2O)后，產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子均正確的是(　　) A.NH2DH2O和D3O＋ B.NH3HDO和HD2O＋ C.NH3HDO和D3O＋ D.NH2DHDO和H2DO＋ 答案　C 考點　鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解的概念和實質(zhì) [對點訓(xùn)練] 題組1　鹽類水解的原理 1.在鹽類水解的過程中，下列說法正確的是(　　) A.鹽的電離平衡被破壞 B.水的電離程度一定會增大 C.溶液的pH一定會增大 D.[H＋]與[OH－]的乘積一定會增大 答案　B 解析　鹽類水解促進(jìn)水的電離，B項正確；強酸弱堿鹽水解溶液呈酸性，pH減小，C項錯誤；一定溫度下的稀溶液中，[H＋]與[OH－]的乘積是一個常數(shù)，D項錯誤。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 2.對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是(　　) A. B.26Fe3＋ C. D. 答案　C 解析　HCl抑制水的電離，F(xiàn)e3＋、CH3COO－都促進(jìn)水的電離。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 3.下列操作會促進(jìn)H2O的電離，且使溶液pH>7的是 (　　) A.將純水加熱到90 ℃ B.向水中加少量NaOH溶液 C.向水中加少量Na2CO3溶液 D.向水中加少量FeCl3溶液 答案　C 解析　A項，將純水加熱到90 ℃，促進(jìn)水的電離，[H＋]＝[OH－]>10－7 molL－1，pH<7；B項，向水中加少量NaOH溶液，水中[OH－]增大，pH>7，但抑制水的電離；C項，向水中加少量Na2CO3溶液，CO與水電離出的H＋結(jié)合， [H＋]減小，促進(jìn)水的電離，[OH－]增大，[OH－]>[H＋]，pH>7；D項，向水中加少量FeCl3溶液，F(xiàn)e3＋與OH－結(jié)合為弱電解質(zhì)Fe(OH)3, [OH－]減小，促進(jìn)水的電離，[H＋]增大，[H＋]>[OH－]，pH<7。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽溶液酸堿性判斷與比較 4.常溫下，在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中，設(shè)由水電離產(chǎn)生的OH－濃度分別為a molL－1與b molL－1，則a和b關(guān)系為(　　) A.a>b B.a＝10－4b C.b＝10－4a D.a＝b 答案　B 解析　NaOH抑制水的電離，所以由水電離出的[OH－]等于溶液中的[H＋]等于10－9 molL－1。CH3COONa水解，促進(jìn)了水的電離，所以由水電離出的[OH－]＝(10－1410－9)molL－1＝ 10－5 molL－1，故＝＝10－4，即a＝10－4b。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題組2　水解方程式的書寫及正誤判斷 5.下列物質(zhì)在常溫下發(fā)生水解時，對應(yīng)的離子方程式正確的是(　　) ①Na2CO3：CO＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH－ ②NH4Cl：NH＋H2ONH3H2O＋H＋ ③CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋ ④NaF：F－＋H2O===HF＋OH－ A.①④ B.②③ C.①③ D.②④ 答案　B 解析?、賾?yīng)為CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(只寫第一步也可)；④應(yīng)為F－＋H2OHF＋OH－。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解方程式的書寫與正誤判斷 6.下列離子方程式中，屬于水解反應(yīng)的是(　　) A.HCOOH＋H2OHCOO－＋H3O＋ B.CO2＋H2OHCO＋H＋ C.CO＋H2OHCO＋OH－ D.HS－＋H2OS2－＋H3O＋ 答案　C 解析　因為水解是弱酸根離子或弱堿陽離子結(jié)合水電離出的H＋(或OH－)，破壞了水的電離平衡，從而使鹽溶液呈堿性(或酸性)，由此可判斷C正確；A項為弱酸的電離，D為弱酸的酸式酸根離子的電離方程式，皆與題意不符。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解方程式的書寫與正誤判斷 題組3　鹽類水解的規(guī)律 7.常溫下，濃度均為0.1 molL－1的下列溶液，pH由大到小的排列順序正確的是(　　) ①Na2CO3?、贜aOH　③NaHSO4?、躈H4Cl　⑤NaNO3 A.②③①⑤④ B.②③⑤①④ C.②①⑤④③ D.②⑤③④① 答案　C 解析?、佗谌芤撼蕢A性，由于水解程度小，故pH：②>①>7；③④溶液呈酸性，由于水解程度小，故pH：③<④<7；⑤溶液呈中性：pH＝7；故pH：②>①>⑤>④>③。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽溶液酸堿性判斷與比較 8.已知醋酸、醋酸根離子在溶液中存在下列平衡： CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋　K1＝1.7010－5 molL－1　ΔH1>0 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　K2＝5.7110－10 molL－1　ΔH2>0 常溫下，將等體積、等物質(zhì)的量濃度的醋酸和醋酸鈉溶液混合，下列敘述正確的是(　　) A.對混合溶液進(jìn)行微熱，K1增大、K2減小 B.混合溶液的pH>7 C.混合溶液中[CH3COO－]>[Na＋] D.溫度不變，若在混合溶液中加入少量NaOH固體，[CH3COO－]減小 答案　C 解析　電離、水解均為吸熱反應(yīng)，所以對混合溶液進(jìn)行微熱，K1增大、K2增大，A錯誤；由K的關(guān)系可知，等物質(zhì)的量濃度的醋酸和醋酸鈉的混合溶液中，電離大于水解，溶液顯酸性，B錯誤；由于等物質(zhì)的量濃度的醋酸和醋酸鈉的混合溶液中，電離程度大于水解程度，所以混合溶液中[CH3COO－]>[Na＋]，C正確；溫度不變，若在混合溶液中加入少量NaOH固體，促進(jìn)醋酸電離、抑制醋酸鈉水解，[CH3COO－]增大，D錯誤。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解規(guī)律的綜合應(yīng)用 9.下列關(guān)于鹽類水解的說法錯誤的是 (　　) A.在純水中加入能水解的鹽一定促進(jìn)水的電離 B.常溫下醋酸分子不可能存在于pH>7的堿性溶液中 C.在NH4Cl溶液中加入稀HNO3能抑制NH水解 D.加熱CH3COONa溶液，溶液中的值將減小 答案　B 解析　鹽類水解促進(jìn)水的電離，A正確；如CH3COONa溶液呈堿性，但溶液中CH3COO－水解生成CH3COOH分子，B不正確；溶液中NH水解使溶液顯酸性，加入HNO3抑制NH水解，C正確；加熱CH3COONa溶液，CH3COO－水解程度增大，[CH3COO－]減小，[Na＋]不變，則的值變小，D正確。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解規(guī)律的綜合應(yīng)用 10.室溫下，0.5 molL－1相同體積的下列四種溶液①KCl、②FeCl3、③HF、④Na2CO3，其中所含陽離子數(shù)由多到少的順序是(　　) A.④>①＝②>③ B.①>④>②>③ C.④>①>③>② D.④>②>①>③ 答案　D 解析　本題主要考查對強弱電解質(zhì)及電離與水解主次矛盾的掌握情況，由于電解質(zhì)在水中以電離為主，水解是極其微弱的，所以四種物質(zhì)中Na2CO3電離的陽離子數(shù)必為最多，HF為弱電解質(zhì)，電離出的H＋必為最少，先排除B、C項，再觀察KCl和FeCl3，如果只考慮電離，二者電離的陽離子數(shù)應(yīng)相等，但Fe3＋存在水解且一個Fe3＋可水解生成三個H＋，導(dǎo)致其溶液中陽離子數(shù)增多，故選出D項。 考點　鹽類水解的概念和實質(zhì) 題點　鹽類水解規(guī)律的綜合應(yīng)用 [綜合強化] 11.已知某溫度下，Ka(HCN)＝6.210－10 molL－1，Ka(HF)＝6.810－4 molL－1，Ka(CH3COOH)＝1.710－5 molL－1，Ka(HNO2)＝7.110－4 molL－1。物質(zhì)的量濃度均為0.1 molL－1的下列溶液中，pH由大到小的順序是(　　) A.NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaF B.NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCN C.NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaF D.NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2 答案　D 解析　由Ka(HNO2)>Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知，酸性：HNO2>HF>CH3COOH>HCN，水解能力：CN－>CH3COO－>F－>NO，水解能力越強，溶液的堿性越強，pH越大。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解溶液酸堿性判斷 12.(1)現(xiàn)有S2－、SO、NH、Al3＋、HPO、Na＋、SO、[Al(OH)4]－、Fe3＋、HCO、Cl－，請按要求填空： ①在水溶液中，水解后溶液呈堿性的離子有__________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②在水溶液中，水解后溶液呈酸性的離子有_________________________________________ ________________________________________________________________________。 ③既能在酸性較強的溶液中大量存在，又能在堿性較強的溶液中大量存在的離子有________________________________________________________________________。 ④既不能在酸性較強的溶液中大量存在，又不能在堿性較強的溶液中大量存在的離子有________________________________________________________________________。 (2)CH3COONa和NH4Cl水解的離子方程分別為①_____________________________________ ________________________。②___________________________________________。 ③氯化鋁溶液呈________性，原因是_________________________________________________ ________________________________________________________________________ (用離子方程式表示)。 答案　(1)①S2－、SO、HPO、[Al(OH)4]－、HCO ②NH、Al3＋、Fe3＋ ③Na＋、Cl－、SO ④HPO、HCO (2)①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②NH＋H2ONH3H2O＋H＋ ③酸　Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 解析　(1)①弱酸根離子水解后溶液顯堿性，部分酸式酸根離子若其水解程度大于電離程度，則溶液也顯堿性，即S2－、SO、HPO、[Al(OH)4]－、HCO水解后溶液呈堿性。②NH、Al3＋、Fe3＋屬于弱堿的陽離子，水解后溶液呈酸性。③Na＋是強堿的陽離子，Cl－和SO是強酸的陰離子，它們既能在強酸性溶液中存在又能在強堿性溶液中存在。④HPO、HCO既能與強酸反應(yīng)，又能與強堿反應(yīng)。(2)①CH3COONa是強堿弱酸鹽，水解顯堿性，水解方程式為CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。②NH4Cl是強酸弱堿鹽，水解顯酸性，水解方程式為NH＋H2ONH3H2O＋H＋。③氯化鋁溶液中鋁離子水解，溶液顯酸性，其水解方程為Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解規(guī)律的綜合應(yīng)用 13.室溫下，pH＝2的某酸HnA(An－為酸根)與pH＝12的某堿B(OH)m等體積混合，混合液的pH變?yōu)?。 (1)寫出生成的正鹽的化學(xué)式：__________。 (2)該鹽中存在著一種能水解的離子，該離子的水解方程式為___________________________。 (3)簡述該混合液呈堿性的原因：____________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)BnAm(或) (2)Bm＋＋mH2OB(OH)m＋mH＋ (3)酸與堿等體積反應(yīng)，堿過量，則最后混合液中溶質(zhì)是正鹽BnAm與堿B(OH)m的混合物，因此呈堿性 解析　pH＝2的酸HnA中[H＋]與pH＝12的堿B(OH)m中[OH－]相等，等體積混合后溶液pH＝8，表明B(OH)m為弱堿，物質(zhì)的量濃度相對較大，反應(yīng)后堿過量，生成正鹽BnAm或BA，其中弱堿陽離子Bm＋能發(fā)生水解反應(yīng)：Bm＋＋mH2OB(OH)m＋mH＋。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解規(guī)律的綜合應(yīng)用 14.25 ℃時，用pH試紙測得0.1 molL－1 NaNO2溶液的pH>7。 (1)NaNO2溶液pH>7的原因是___________________________________________________ ________________________________________________________________________(用離子方程式表示)， NaNO2溶液中[HNO2]＝___________________(用溶液中其他離子的濃度關(guān)系式表示)。 (2)常溫下，將0.2 molL－1的HNO2和0.1 molL－1的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH<7，說明HNO2的電離程度________(填“大于”或“小于”)NaNO2的水解程度。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是________________________。 (3)常溫下pH＝3的HNO2溶液和pH＝11的NaOH溶液等體積混合后溶液pH________(填“大于”或“小于”，下同)7，[Na＋]________[NO]。 答案　(1)NO＋H2OHNO2＋OH－　[OH－]－[H＋](或[Na＋]－[NO]或0.1 molL－1－[NO]) (2)大于　[NO]>[Na＋]>[H＋]>[OH－] (3)小于　小于 解析　(2)兩溶液混合后得到等濃度的HNO2和NaNO2的混合溶液，溶液顯酸性說明HNO2H＋＋NO的(電離)程度大于NO＋H2OHNO2＋OH－的(水解)程度。根據(jù)電荷守恒[NO]＋[OH－]＝[H＋]＋[Na＋]，[H＋]>[OH－]，則[NO]>[Na＋]，由于水解程度小，故[NO]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。 (3)pH＝3的HNO2溶液中[H＋]＝10－3 molL－1，則[HNO2]遠(yuǎn)大于10－3 molL－1，pH＝11的NaOH溶液中[OH－]＝10－3 molL－1；pH＝3的HNO2和pH＝11的NaOH溶液等體積混合后剩余HNO2，溶液顯酸性，即[H＋]>[OH－]，根據(jù)[NO]＋[OH－]＝[H＋]＋[Na＋]，知[Na＋]<[NO]。 考點　鹽類水解實質(zhì)與規(guī)律 題點　鹽類水解溶液酸堿性判斷