高中化学苏教版 (2019)选择性必修1第三单元 盐类的水解第1课时同步达标检测题

第三单元　盐类的水解

第1课时　盐类水解的原理及影响因素

基础巩固

1.下列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过程

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(C)的两倍

答案:D

解析:盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡,使溶液呈现一定的酸碱性,A项正确;盐类的水解生成了酸和碱,可看作酸碱中和反应的逆反应,B项正确;若组成盐的弱酸根离子和弱碱阳离子水解程度相当,则溶液呈中性,C项正确;Na2CO3溶液中,C由于发生水解而减少,使c(Na+)大于c(C)的两倍,D项错误。

2.下图表示某物质发生的是(　　)。

A.中和反应 B.水解反应

C.电离反应 D.取代反应

答案:B

解析:由图示可知该反应为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,故为水解反应。

3.下列微粒中,能影响水的电离平衡,且能使水的电离平衡向右移动的是(　　)。

A.aX+:

B.H]-

C.HS

D.bX2-:

答案:D

解析:aX+是K+,不水解;OH-能抑制水的电离;HS在水溶液中完全电离生成H+和S,H+抑制水的电离,平衡左移;bX2-是S2-,能与H2O电离产生的H+结合生成弱电解质,促使水的电离平衡右移。

4.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH最接近于(　　)。

A.5.6 B.7.0

C.8.4 D.13.0

答案:C

解析:HC水解使溶液呈碱性,但盐类的水解比较微弱,因此0.1mol·L-1NaHCO3溶液的碱性不会太强。

5.下列离子方程式中,属于水解反应的是(　　)。

A.HCOOH+H2OHCOO-+H3O+

B.CO2+H2OHC+H+

C.S+H2OHS+OH-

D.HS-+H2OS2-+H3O+

答案:C

解析:因为水解是弱酸根离子(或弱碱阳离子)结合水电离出的H+(或OH-),破坏了水的电离平衡,从而使盐溶液呈碱性(或酸性),由此可判断C项正确;A、B项为弱酸的电离方程式,D项为弱酸的酸式酸根离子的电离方程式,皆与题意不符。

6.25 ℃时,在浓度为1 mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中,测得其c(N)分别为a、b、c(单位为mol·L-1),下列判断正确的是(　　)。

A.a=b=c B.a>b>c

C.a>c D.c>a>b

答案:D

解析:溶液中C的水解促进N的水解,Fe2+的水解抑制N的水解,c(N)大小顺序应为c>a>b。

7.25 ℃时,浓度均为0.2 mol·L-1的NaHCO3溶液与Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是(　　)。

A.均存在电离平衡和水解平衡

B.存在的粒子种类相同

C.c(OH-)前者大于后者

D.Na2CO3溶液中水的电离程度更大

答案:C

解析:NaHCO3、Na2CO3均属于强碱弱酸盐,两者的水溶液中都存在水解平衡,同时还存在H2O的电离平衡,A项正确;Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中都含有Na+、C、HC、H2CO3、H+、OH-、H2O,它们存在的粒子种类相同,B项正确;浓度相同的条件下,C的水解能力大于HC,故题述条件下Na2CO3溶液中的c(OH-)大,水的电离程度更大,C项错误,D项正确。

8.取0.1 mol·L-1 HA溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合(混合后溶液体积的变化不计),测得混合溶液的pH=8。试回答以下问题:

(1)混合溶液的pH=8的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。 

(2)混合溶液中由水电离出的c(OH-)　　　(填“>”“<”或“=”,下同)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。 

(3)已知NH4A溶液为中性,又知将HA溶液加入Na2CO3溶液中有气体放出,试推断(NH4)2CO3溶液的pH　　　　7。 

答案:(1)A-+H2OHA+OH-

(2)>

(3)>

解析:(1)0.1mol·L-1HA溶液与0.1mol·L-1NaOH溶液等体积混合,恰好完全反应,由混合溶液的pH=8可知,A-发生了水解。(2)盐类水解促进水的电离,而碱抑制水的电离,故混合溶液中由水电离出的c(H+)大于NaOH溶液中由水电离出的c(H+)。(3)NH4A溶液为中性,则HA与NH3·H2O的电离程度相同;HA溶液加入Na2CO3溶液中有气体放出,可知酸性HA>H2CO3,即电离程度HA>H2CO3,则电离程度NH3·H2O>H2CO3,N的水解程度小于C的水解程度,(NH4)2CO3溶液显碱性。

能力提升

1.实验测得0.5 mol·L-1 CH3COONa溶液和H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)。

A.随温度升高,CH3COONa溶液的c(OH-)减小

B.随温度升高,H2O的pH逐渐减小,是因为水中c(H+)>c(OH-)

C.随温度升高,CH3COONa溶液的pH变化是KW改变和水解平衡移动共同作用的结果

D.随温度升高,CH3COONa溶液的pH降低是CH3COO-水解平衡向逆反应方向移动的结果

答案:C

解析:随温度升高,CH3COONa溶液中CH3COO-的水解程度变大,KW也增大,故c(OH-)增大,A项错误;随温度升高,KW逐渐增大,H2O的pH逐渐减小,纯水中c(H+)始终等于c(OH-),B项错误;随温度升高,KW逐渐增大,CH3COONa溶液中CH3COO-的水解程度变大,故溶液pH变化是KW改变和水解平衡移动共同作用的结果,C项正确;随温度升高,CH3COONa溶液的pH会降低,是因为随着温度的升高,水的离子积常数KW逐渐增大,c(H+)和c(OH-)均在增大,D项错误。

2.由一价离子组成的四种盐:AC、BD、AD、BC的1 mol·L-1的溶液,在室温下前两种溶液的pH=7,第三种溶液的pH>7,最后一种溶液的pH<7,则下列说法正确的是              (　　)。

答案:A

解析:根据AD溶液pH>7,D-一定水解;根据BC溶液pH<7,B+一定水解;根据BD溶液pH=7,B+、D-的水解程度相同;A+、C-均不水解,或水解程度比B+、D-弱,所以碱性:AOH>BOH,酸性:HC>HD。

3.下列离子组因发生水解反应不能大量共存的是(　　)。

A.Ba2+、N、S、OH-

B.H+、Na+、N、I-

C.Al3+、K+、HC、N

D.H+、Ca2+、C、Cl-

答案:C

解析:A项,Ba2++SBaSO4↓,N+OH-NH3·H2O,属于离子直接结合的反应。B项,8H++2N+6I-3I2+2NO↑+4H2O,属于氧化还原反应。C项,Al3++3HCAl(OH)3↓+3CO2↑,水解相互促进,符合题意。D项,C+2H+CO2↑+H2O,Ca2++CCaCO3↓,离子间直接反应。

4.亚硝酸钠(NaNO2)是一种重要的化工原料。亚硝酸钠易潮解,易溶于水和液氨,微溶于乙醇、甲醇、乙醚等有机溶剂。25 ℃时,用pH试纸测得0.1 mol·L-1 NaNO2溶液的pH>7。

(1)NaNO2溶液pH>7的原因是(用离子方程式表示)　　　　　　　　　　　　　　　　　,此NaNO2溶液中c(HNO2)=　　　　　　　(用溶液中其他离子的浓度关系式表示)。 

(2)常温下,将0.2 mol·L-1的HNO2溶液和0.1 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH<7,说明HNO2的电离程度　　　　(填“大于”或“小于”)NaNO2的水解程度。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 

(3)常温下,pH=3的HNO2溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液pH　　　　(填“大于”或“小于”,下同)7,c(Na+)　　　　　　c(N)。 

答案:(1)N+H2OHNO2+OH-　c(OH-)-c(H+)

(2)大于　c(N)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)

(3)小于　小于

解析:(1)由于水电离出的c(OH-)与c(H+)相等,所以c(OH-)=c(HNO2)+c(H+),即c(HNO2)=c(OH-)-c(H+)。

(2)两溶液混合后得到等浓度的HNO2和NaNO2的混合溶液,溶液显酸性说明HNO2的电离程度大于N的水解程度。根据电荷守恒c(N)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),c(H+)>c(OH-),则c(N)>c(Na+),故c(N)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。

(3)pH=3的HNO2溶液中c(H+)=10-3mol·L-1,则c(HNO2)远大于10-3mol·L-1,pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-3mol·L-1,pH=3的HNO2溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后剩余HNO2,溶液显酸性,c(H+)>c(OH-),根据c(N)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),可知c(Na+)<c(N)。