【化學】山西省運城市永濟涑北中學2019-2020學年高二上學期12月月考（解析版）試卷-試卷下載-教習網

第I卷（選擇題）
一、單選題(每小題2.5分，共50分)
1.能使水的電離平衡右移，且其水溶液顯堿性的離子是
A. H+ B. OH- C. Al3+ D. HCO3-
【答案】D
【解析】
【分析】
水的電離方程式為H2OH++OH-，能使水的電離平衡右移，且水溶液顯堿性，說明該離子能和氫離子反應導致溶液中c（H+）＜c（OH-），據此分析解答。
【詳解】水的電離方程式為H2OH++OH-，則
A．加入氫離子，抑制了水的電離，水的電離平衡左移，故A錯誤；
B．加入OH-，溶液中c（OH-）增大，抑制水電離，水的電離平衡左移，故B錯誤；
C．Al3+水解促進水電離，導致溶液中c（H+）＞c（OH-），溶液呈酸性，故C錯誤；
D．HCO3-水解促進水電離，導致溶液中c（H+）＜c（OH-），溶液呈堿性，故D正確；
故答案選D。
【點睛】本題考查水的電離及其影響，明確加入物質對弱電解質電離影響是解本題關鍵，注意掌握溶液酸堿性的判斷方法。
2.某學生用堿式滴定管量取0.10 mol·L－1NaOH溶液，開始時仰視讀數，讀數為1.00 mL，取出部分溶液后俯視讀數，讀數為11.00 mL。該學生實際取出的液體體積(　　)
A. 大于10.00 mL B. 小于10.00 mL
C. 等于10.00 mL D. 等于11.00 mL
【答案】A
【解析】
【詳解】滴定管的刻度自上而下是逐漸增大的，所以如果放液前仰視，放液后俯視，讀出體積比實際體積小，答案選A。
【點睛】該題是高考中的常見題型，試題基礎性強，側重對學生基礎知識的鞏固和訓練，旨在考查學生靈活運用基礎知識解決實際問題的能力，有利于培養(yǎng)學生的邏輯推理能力，該題的關鍵是明確滴定管的構造特點以及讀數的注意事項，然后靈活運用即可。
3. 對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是
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
【答案】B
【解析】
【詳解】A．明礬溶液中電離后產生的Al3+水解使溶液呈酸性，加熱導致水解程度增大，但酚酞遇酸性溶液顏色不變化，A錯誤；
B．CH3COONa為強堿弱酸鹽，水解呈堿性，滴加酚酞后溶液顯紅色，加熱使堿性增強，因此紅色變深，B正確；
C．氨水為弱堿，部分電離：NH3?H2ONH4++OH-，加入酚酞后溶液變?yōu)榧t色，而NH4Cl=NH4++Cl-，其中的NH4+會抑制氨水的電離，使溶液堿性減弱，顏色變淺，C錯誤；
D．加入少量NaCl固體不影響小蘇打的電離和水解，酚酞溶液不變深，D錯誤。
答案選B。
【點晴】解答時注意兩點，一是溶液呈堿性，二是把握影響水解平衡的因素以及平衡移動的方向。
4.室溫下，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是(　　)
A. 溶液中離子的數目減小
B. 再加入CH3COONa固體能促進醋酸的電離
C. 醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大
D. 溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH)?c(OH-)不變
【答案】D
【解析】
【分析】
根據醋酸溶液中存在著CH3COOHH＋+CH3COO-電離平衡進行分析即可。
【詳解】A.加水稀釋醋酸的過程中，醋酸的電離程度增大，溶液中離子數目增多，故A錯誤；
B.再加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡向左移動，能抑制CH3COOH的電離，故B錯誤；
C.加水稀釋醋酸的過程中，醋酸的電離程度增大，但溶液中c(H＋)減小，C錯誤；
D.溶液中c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)?c(OH-)]＝Ka/Kw，因加水稀釋過程中溫度不變，所以Ka/Kw不變,故D正確；
答案：D。
5.在恒溫條件下，欲使CH3COONa的稀溶液中c(CH3COO－)/c(Na＋)比值增大，可在溶液中加入少量下列物質中的( )
①固體NaOH；②固體KOH；③固體NaHS；④冰醋酸
A. 只有①② B. 只有③④ C. 只有②④ D. 只有①④
【答案】C
【解析】
【分析】
根據題中使CH3COONa的稀溶液中c(CH3COO－)/c(Na＋)比值增大可知，本題考查影響鹽類水解程度的主要因素，運用醋酸鈉溶液中存在醋酸根離子水解平衡：CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH-及影響水解平衡移動的因素分析。
【詳解】①加入NaOH固體，會導致氫氧根離子濃度增大，水解平衡向逆向移動，所以醋酸根離子濃度增大，但是鈉離子增加的程度大，即比值會減小，故①錯誤；
②加入KOH固體，鈉離子濃度不變，水解平衡向逆向移動，所以醋酸根離子濃度增大，即比值會增大，故②正確；
③加入NaHS固體，鈉離子濃度變大，水解平衡向正向移動，所以醋酸根離子濃度減小，即比值會減小，故③錯誤；
④加入冰醋酸，冰醋酸的濃度增大，水解平衡向逆向移動，所以醋酸根離子濃度增大，即比值會增大，故④正確。
答案選C。
6.下列水溶液一定呈中性的是
A. c(NH4+)=c(C1-)的NH4Cl 溶液
B. c(H+)=1×10-7mol·L-1的溶液
C. pH=7的溶液
D. 室溫下將pH=3的酸與pH= 11的堿等體積混合后的溶液
【答案】A
【解析】
【詳解】水溶液的溫度不一定是室溫，故pH＝7或c(H＋)＝10－7mol/L時，溶液不一定呈中性；選項D中由于不知酸、堿的相對強弱，故無法判斷溶液的酸堿性，NH4Cl溶液中存在電荷守恒：c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH4+)＝c(Cl－)，則c(OH－)＝c(H＋)，溶液一定呈中性。答案選A。
7. 關于某酸的酸式鹽NaHY的水溶液的下列敘述中，正確的是
A. 該酸式鹽的水溶液一定顯酸性
B. 在該鹽溶液中，離子濃度為：c(Na+)＞c(Y2-)＞c(HY-)＞c(OH-)＞c(H+)
C. 若HY-能水解，水解方程式為：HY-+H2OY2-+H3O+
D. 若HY-能電離，電離方程式為：HY-+H2OY2-+H3O+
【答案】D
【解析】
【詳解】A、NaHY溶液由于Y2－沒有指定，常見的有三種情況：①NaHSO4，只電離，不水解；②NaHSO3，其水溶液中HSO3-電離程度大于水解程度，溶液顯酸性；③NaHCO3、NaHS，其水溶液中HCO3-、HS－水解程度大于電離程度，溶液顯堿性。因Y2－不確定，A錯誤；
B、根據A中分析可知B錯誤；
C、為電離方程式而非水解方程式，水解方程式為HY-+H2OH2Y+OH－，C錯誤；
D、根據C中分析可知D正確；
答案選D。
8.在25 ℃時，向AgCl的白色懸濁液中，依次加入等濃度的KI溶液和Na2S溶液，觀察到的現(xiàn)象是先出現(xiàn)黃色沉淀，最終出現(xiàn)黑色沉淀。已知有關物質的溶度積Ksp(25 ℃)如表所示：

AgCl
AgI
Ag2S
Ksp
1.8×10?10
8.3×10?17
6.3×10?50
下列敘述錯誤的是
A. 沉淀轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移動
B. 溶解度小的沉淀可以轉化為溶解度更小的沉淀
C. AgCl固體在等物質量濃度的NaCl、CaCl2溶液中的溶解度相同
D. 25 ℃時，在飽和AgCl、AgI、Ag2S溶液中，所含Ag+的濃度不同
【答案】C
【解析】
【詳解】A、沉淀轉化的實質就是由難溶物質轉化為更難溶的物質，故屬于沉淀溶解平衡的移動，故A不符合題意；
B、對于相同類型的難溶性鹽，一般情況下溶度積大的沉淀較易轉化成溶度積小的沉淀，如向AgCl的白色懸濁液中加入KI溶液，可生成AgI沉淀，故B不符合題意；
C、由于溶度積是常數，故溶液中氯離子濃度越大，銀離子濃度小，等濃度的氯化鈉、氯化鈣溶液中氯離子濃度不同，則氯化銀在兩溶液中的溶解度不同，故C符合題意；
D、飽和AgCl、AgI、Ag2S溶液中Ag+的濃度分別為：、、，Ag+的濃度不同，故D不符合題意。
9.下列關于電解質溶液的敘述正確的是（）
A. 常溫下，在 pH＝7 的醋酸鈉和醋酸混合溶液中：c(CH3COO－)>c(Na＋)
B. 稀釋醋酸溶液，溶液中所有離子的濃度均降低
C. 在 pH＝5 的氯化鈉和稀硝酸的混合溶液中，c(Na＋)＝c(Cl－)
D. 0.1 mol·L－1 的硫化鈉溶液中，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋c(H2S)
【答案】C
【解析】
【詳解】A．常溫下，在pH=7的醋酸鈉和醋酸混合溶液中c（H+）=c（OH-），電荷守恒式為c（H+）+c（Na+）=c（OH-）+c（CH3COO-），則c（CH3COO-）=c（Na+），故A錯誤；
B．稀釋醋酸溶液，c（H+）減小，Kw不變，則醋酸稀釋時c（OH-）增大，故B錯誤；
C．pH=5的溶液中c（H+）＞c（OH-），由電荷守恒可知，c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（Cl-）+c（NO3-），則c（Na+）＜c（Cl-）+c（NO3-），但鈉離子、氯離子均來源氯化鈉的電離，則c（Na+）=c（Cl-），故C正確；
D．硫化鈉溶液中，由電荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=2c（S2-）+c（HS-）+c（OH-），由物料守恒可知c（Na+）=2c（S2-）+2c（HS-）+2c（H2S），則c（OH-）=c（H+）+c（HS-）+2c（H2S），故D錯誤；
故選C。
10.下列各溶液中，微粒物質的量濃度關系正確的是(　　)
A. 0.1 mol /L的(NH4)2SO4溶液中：c(SO42—)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH—)
B. 0.2 mol /L的Na2CO3溶液中：c(OH—)= c(HCO3—)+ c(H+)+ c(H2CO3)
C. 0.1 mol /L的NH4Cl溶液與0.05 mol L-l的NaOH溶液等體積混合，其混合溶液中：c(Cl-) > c(NH4+) > c(Na+) > c(H+) > c(OH-)
D. c(NH4+)相等的(NH4)2SO4溶液、(NH4)2CO3溶液和NH4C1溶液中：c[(NH4)2SO4] < c[(NH4)2CO3] < c(NH4C1)
【答案】D
【解析】
【分析】
根據題中微粒的物質的量濃度關系可知，本題考查離子濃度大小的比較，運用鹽類水解是微弱的分析。
【詳解】A.0.1mol/L的(NH4)2SO4溶液中銨根離子水解溶液顯酸性,溶液中離子濃度大小為：c(NH4+)>c(SO42?)>c(H+)>c(OH-)，A項錯誤；
B.溶液中存在質子守恒,水電離出的所有氫氧根離子濃度等于電離出所有氫離子的存在形式,0.2mol/L的Na2CO3溶液中：c(OH?)=c(HCO3?)+c(H+)+2c(H2CO3)，B項錯誤；
C. 0.1mol/L的NH4Cl溶液與0.05mol/L的NaOH溶液等體積混合得到等濃度的NH4Cl溶液、NaCl溶液和NH3?H2O溶液,一水合氨電離大于銨根離子水解,其混合溶液中：c(Cl?)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH?)>c(H+)，C項錯誤；
D.(NH4)2SO4中含有2個銨根離子,所以銨根離子濃度最大,(NH4)2CO3中含有2個銨根離子,碳酸根離子和銨根離子相互促進水解,NH4Cl是強酸弱堿鹽,銨根離子能水解但較弱;所以當它們物質的量濃度相同時,c(NH4+)大小順序為(NH4)2SO4>(NH4)2CO3>NH4Cl,所以如果c(NH4+)相同,電離出銨根離子濃度越多的其物質的量濃度越小,所以當c(NH4+)相同時,物質的量濃度由小到大的順序為,(NH4)2SO4HClO
B. pH:HClO>HCN
C. 與NaOH恰好完全反應時,消耗NaOH的物質的量:HClO>HCN
D. 酸根離子濃度:c(CN-)c(SO42?)>c(H+)>c(OH?) (2). HCO3?的水解程度大于其電離程度,溶液中c(OH?)>c(H+)，故溶液顯堿性 (3). 鹽酸 (4). 抑制Fe3+水解 (5). Fe3++3HCO3?=Fe(OH)3↓+3CO2↑
【解析】
【分析】
（1）依據溶液中銨根離子水解，溶液呈酸性，水解程度微弱，分析比較；
（2）在NaHCO3溶液中存在碳酸氫根離子的水解平衡和電離平衡；水的電離平衡；溶液顯堿性是因為溶液中碳酸氫根離子的水解程度大于電離程度；
（3）配制氯化鐵溶液需要防止水解而變渾濁；NaHCO3溶液和FeCl3溶液混合發(fā)生雙水解生成氫氧化鐵沉淀和二氧化碳氣體。
【詳解】(1)銨根離子水解,溶液呈酸性,c(H+)>c(OH?)，1mol?L?1的(NH4)2SO4溶液中，銨根離子水解微弱，所以得到溶液中的離子濃度大小為：c(NH4+)>c(SO42?)>c(H+)>c(OH?)，
故答案為：c(NH4+)>c(SO42?)>c(H+)>c(OH?)；
(2)在NaHCO3溶液中存在碳酸氫根離子的水解平衡為：HCO3-+H2O?H2CO3+OH?,電離平衡為：HCO3??H++CO32?；而以水解為主，即碳酸氫根離子的水解程度大于電離程度溶液，故顯堿性；
故答案為：HCO3?的水解程度大于其電離程度,溶液中c(OH?)>c(H+)，故溶液顯堿性；
(3)實驗室中配制FeCl3溶液時通常需要向其中加鹽酸抑制Fe3+水解，NaHCO3溶液和FeCl3溶液混合發(fā)生雙水解生成氫氧化鐵沉淀和二氧化碳氣體;反應的離子方程式為Fe3++3HCO3?=Fe(OH)3↓+3CO2↑，
故答案為：鹽酸；抑制Fe3+水解；Fe3++3HCO3?=Fe(OH)3↓+3CO2↑。
23.(1)在0.5mol/L的NaHSO3溶液中滴入石蕊，溶液變紅。該溶液中HSO3－的電離程度______HSO3－的水解程度。（填＞、＜或＝）
(2)物質的量濃度相同的① 氨水；② 氯化銨；③ 碳酸氫銨；④ 硫酸氫銨；⑤ 硫酸銨5種溶液中，c（NH4+）的大小順序是__________________。（用序號從大到小表示）
【答案】 (1). ＞ (2). ⑤④②③①
【解析】
【分析】
（1）根據HSO3?的電離使溶液呈酸性，HSO3?的水解使溶液呈堿性分析；
（2）根據NH4+水解方程式NH4++H2O?NH3?H2O+H+分析；
【詳解】（1）HSO3?的電離使溶液呈酸性，HSO3?的水解使溶液呈堿性，根據指示劑變色，判斷溶液呈酸性，故電離大于水解。
故答案為：＞；
（2）水解和電離是微弱，⑤中銨根離子為硫酸根離子的兩倍，故銨根離子濃度最大；④中氫離子抑制了銨根離子的水解；②中只有銨根離子水解，不促進也不抑制；③中碳酸氫根離子的水解產生氫氧根離子，促進了銨根離子的水解。所以銨根離子的濃度由大到小為④②③，①為弱電解質，只能很少部分電離，水解和電離是微弱的，故很小。所以c（NH4+）的大小順序為⑤④②③①。
故答案為：⑤④②③①。
24.(1)把NH4Cl晶體溶入水中，得到飽和NH4Cl溶液。若在該溶液中加入鎂條，觀察到有氣泡產生,點燃有爆鳴聲，此氣體是________，產生該氣體的原因是_________________ (用離子方程式表示) ____________________________________，微熱后，能放出有刺激性氣味的氣體,它能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍,該氣體是_____________，產生該氣體的原因是______________________（用離子方程式和文字敘述），總的離子反應方程式為________________________。?
(2)NH4Cl溶于重水后,產生的一水合氨和水合氫離子均正確的是（）
A．NH2D·H2O和D3O+
B．NH3·D2O和HD2O+
C．NH3·HDO和D3O+
D．NH2D·HDO和H2DO+
【答案】 (1). H2 (2). 加入金屬鎂,金屬鎂可以和銨根離子水解之后的酸性溶液反應生成氫氣 (3). NH4++H2O?NH3?H2O+H+、Mg+2H+=Mg2++H2↑ (4). NH3 (5). 因為c(H+)減小,使NH4++H2O?NH3?H2O+H+水解平衡右移,產生的NH3?H2O增多,加熱使NH3?H2O分解放出NH3 (6). Mg+2NH4+=Mg2++H2↑+2NH3↑ (7). C
【解析】
【分析】
（1）檢驗氫氣的方法：收集一小試管氣體，移到酒精燈的火焰上點燃，產生輕微的爆鳴聲；
氯化銨為強酸弱堿鹽，銨根離子水解呈酸性，鎂條能夠和水解產生的氫離子反應，使水解平衡正向移動；
水解生成的一水合氨受熱分解產生能使?jié)駶櫟募t色石蕊變藍的氣體；
（2）氯化銨水解的實質是銨根離子和重水電離出的OD-結合生成弱堿NH3·HDO的過程，使重水的電離平衡正向移動。
【詳解】（1）飽和NH4Cl溶液中銨根離子水解導致溶液顯示酸性，NH4++H2O?NH3?H2O+H+，加入金屬鎂，金屬鎂可以和酸之間反應生成氫氣，點燃氫氣會聽到有爆鳴聲，微熱后，NH4++H2O?NH3?H2O+H+會正向移動，生成的一水合氨不穩(wěn)定，受熱易分解產生氨氣和水，能放出有刺激性氣味并能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體氨氣，此時反應過程實質是：Mg+2NH4+=Mg2++H2↑+2NH3↑；
故答案為：H2；加入金屬鎂，金屬鎂可以和銨根離子水解之后的酸性溶液反應生成氫氣；NH4++H2O?NH3?H2O+H+、Mg+2H+=Mg2++H2↑；NH3；因為c(H+)減小，使NH4++H2O?NH3?H2O+H+水解平衡右移，產生的NH3?H2O增多，加熱使NH3?H2O分解放出NH3；Mg+2NH4+=Mg2++H2↑+2NH3↑；
（2）氯化銨為強酸弱堿鹽，在重水中水解，發(fā)生NH4Cl=NH4++Cl-，2D2O=DO-+D3O+，NH4++DO-?NH3?HDO，使D3O+的濃度不斷增加，直至達到平衡，溶液呈酸性，
故答案為：C。
25.25 ℃時，將0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，形成1 L混合溶液。該溶液中存在著三個平衡體系，用電離方程式或離子方程式表示:
①____________________________________；
②____________________________________；
③____________________________________。
【答案】 (1). H2O?H++OH- (2). CH3COOH?CH3COO-+H+ (3). CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH-
【解析】
【分析】
將0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，生成醋酸、氯化鈉和剩余的醋酸鈉的混合溶液，依據弱電解質水、醋酸的電離和醋酸根離子水解分析；
【詳解】將0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，生成醋酸、氯化鈉和剩余的醋酸鈉的混合溶液，存在水的電離平衡、醋酸的電離平衡、醋酸根離子的水解平衡，分別為H2O?H++OH-、CH3COOH?CH3COO-+H+、CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH-，
故答案為：H2O?H++OH-；CH3COOH?CH3COO-+H+；CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH-。
26.(Ⅰ)常溫下，將某一元酸HA(甲、乙、丙、丁代表不同的一元酸)和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的物質的量濃度和混合溶液的pH如下表所示：
實驗
編號
HA的物質的量濃度(mol·L－1)
NaOH的物質的量濃度(mol·L－1)
混合后溶液的pH
甲
0.1
0.1
pH＝a
乙
0.12
01
pH＝7
丙
0.2
0.1
pH＞7
丁
0.1
0.1
pH＝10
(1)從甲組情況分析，如何判斷HA是強酸還弱酸？
_______________________________________________________________________。
(2)乙組混合溶液中離子濃度c(A－)和c(Na＋)的大小關系是_______。
A．前者大 B．后者大 C．二者相等 D．無法判斷
(3)從丙組實驗結果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是_______。
(4)分析丁組實驗數據，寫出該混合溶液中下列算式的精確結果(列式)：c(Na＋)－c(A－)＝_______mol/L。
(Ⅱ)某二元酸(分子式用H2B表示)在水中的電離方程式是：H2B=H＋＋HB－；HB－H＋＋B2－
回答下列問題：
(5)在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子濃度關系式正確的是_______。
A．c(B2－)＋c(HB－)＝0.1 mol/L
B．c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol/L
C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)
D．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)
【答案】 (1). a=7時，HA是強酸；a>7時，HA是弱酸 (2). C (3). c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) (4). 10-4-10-3 (5). A、C
【解析】
【詳解】（1）一元酸HA與NaOH等物質的量反應，酸性強弱取決于完全中和后鹽的pH，若a=7為強酸；若a＞7為弱酸；
（2）據電荷守恒，有c(Na+)+c(H+)＝c(A-)+c(OH-)，因c(H+)＝c(OH-)，所以c(Na+)＝c(A-)，答案選C；
（3）丙為等濃度的HA與NaA的混合溶液，由pH＞7知A-水解程度大于HA的的電離，離子濃度大小關系為c(Na+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+)；
（4）據電荷守恒c(Na+)+c(H+)＝c(A-)+c(OH-)，推導c(Na+)-c(A-)＝c(OH-)—c(H+)＝（10-4-10-10）mol/L；
（5）在Na2B中存在水解平衡：B2-+H2OHB- +OH-，HB-不會進一步水解，所以溶液中沒有H2B分子。A．根據物料守恒得c( B2- )+c(HB- )＝0.1 mol/L，A正確；B．溶液中沒有H2B分子，所以根據物料守恒可得：c(Na+)＝2[c(B2-)+ c(HB- )]，B錯誤；C．根據質子守恒得c(OH- )=c(H+)+c(HB- )，C錯誤；D．根據電荷守恒可知c(Na+)+c(H+)＝c(OH-)+c(HB-)+2c(B2- )，D錯誤，答案選AC。
【點晴】本題主要考查電解質的強弱及溶液中離子濃度大小比較的知識。酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，而酸與堿恰好完全反應產生鹽和水時的溶液不一定顯中性。若鹽是強酸強堿鹽，則溶液顯中性，若是強堿弱酸鹽或強酸弱堿鹽則鹽電離產生的弱酸根離子或弱堿根離子就會與水電離產生的H+或OH-離子結合形成弱酸或弱堿，促進了水的電離平衡正向移動，最終達到平衡時溶液中c(H+)、c(OH-)不再相等，使溶液顯堿性或酸性。即發(fā)生鹽的水解。水解規(guī)律是：有弱才水解，誰弱水水解，誰強顯誰性。鹽水解程度微弱的，主要以鹽電離產生的離子存在。對于多元弱酸形成的酸式鹽，在溶液中存在電離平衡、水解平衡，若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性，若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性。常見的電離程度大于水解程度的只有NaHSO3、Ca(H2PO4)2,其余都是水解作用大于電離作用。在比較離子濃度大小時要用到電荷守恒、物料守恒和質子守恒。掌握鹽的水解規(guī)律及比較離子濃度的方法是解答本題的關鍵。