2021版高考化学一轮复习专题8溶液中的离子反应3盐类的水解课件苏教版

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第三单元　 盐类的水解 考点1:盐类水解的实质和规律 一、盐类的水解(b) 1.盐类的水解“五要点” 2.水解方程式的书写 (1)一般要求。 如NH4Cl的水解离子方程式为 ________________________。 +H2O NH3·H2O+H+ (2)三种类型的盐的水解方程式的书写。 ①多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主,一般只写 第一步水解。 如Na2CO3的水解离子方程式为 ______________________。 +H2O +OH- ②多元弱碱盐水解:方程式一步写完。 如FeCl3的水解离子方程式为 _________________________。Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ③阴、阳离子相互促进的水解:水解程度较大,书写时 要用“====”“↑”“↓”等。 如Na2S与AlCl3混合溶液的反应离子方程式为_________ __________________________。 2Al3++3S2- +6H2O====2Al(OH)3↓+3H2S↑ 二、影响盐类水解的因素及盐类水解的应用(b) 1.影响盐类水解平衡的因素 (1)内因:物质的性质:形成盐的酸或碱越弱,其盐就越 易水解。如水解程度:Na2CO3__Na2SO3　Na2CO3__NaHCO3。> > (2) 2.盐类水解的应用 (1)用热的纯碱溶液洗油污的原因。 _______________________________________。 (2)明矾净水的离子方程式。 _______________________________。 升温可促进碳酸钠水解,使溶液中c(OH-)增大 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ (3)制备Fe(OH)3胶体的离子方程式。 _______________________________。 (4)配制FeCl3溶液的方法。 ____________________________。 Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+ 将FeCl3先溶于盐酸,再加水稀释 △ ==== 【典例精析】 【典例】(2018·北京高考)测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶 液先升温再降温过程中的pH,数据如下。 时刻 ① ② ③ ④ 温度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 实验过程中,取①④时刻的溶液,加入盐酸酸化的BaCl2 溶液做对比实验,④产生白色沉淀多。 下列说法不正确的是 世纪金榜导学号(　　) A.Na2SO3溶液中存在水解平衡: +H2O +OH- B.④的pH 与①不同,是由于 浓度减小造成的 C.①→③的过程中,温度和浓度对水解平衡移动方向的 影响一致 D.①与④的Kw 值相等 【解题思路】(1) 水解使亚硫酸钠溶液显碱性。 (2)水解吸热,升高温度 的水解反应正向移动。 (3) 具有还原性,易被O2氧化生成 。 (4)离子积常数Kw 值只受温度的影响,与其他因素无 关。 【解析】选C。Na2SO3属于弱酸强碱盐,溶液中存在水解 平衡 +H2O +OH-,A正确;④的pH 与①不 同,是由于 被O2氧化生成 ,浓度减小,水解平 衡左移,OH-浓度减小,B正确;水解反应为吸热反应,升高 温度,水解平衡右移,pH应当升高,而①→③的过程中pH 下降,说明温度和浓度对水解平衡移动方向的影响不一 致,C错误; 离子积常数Kw 值只受温度影响,①与④的温 度相同,故Kw 值相等,D正确。 【考题变式】(1)对于0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液,加入少 量NaOH固体,c( )________(填“增大”“减小” 或“不变”),c(Na+)________(填“增大”“减小”或 “不变”)。  提示:增大　增大。加入少量NaOH固体,平衡: +H2O +OH-向逆反应方向移动,所以c( )与 c(Na+)均增大。 (2)对于0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液,c(Na+)+c(H+)= 2c( )+2c( )+c(OH-),这种说法是否正确? 提示:不正确。0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液中存在电荷守 恒:c(Na+)+c(H+)=2c( )+c( )+c(OH-)。 【强化训练】 1.思维诊断(正确的打“√”,错误的打“×”) (1)盐溶液呈中性,则该盐一定是强酸强碱盐。 (　　) 提示:×。醋酸铵弱酸弱碱盐也呈中性。 (2)酸式盐溶液可能呈碱性。 (　　) 提示:√。NaHCO3溶液中 的水解程度大于电离程 度,溶液呈碱性。 (3)盐溶液呈酸性,说明该盐一定发生了水解反应。 (　　) 提示:×。NaHSO4溶液呈酸性,是因为电离出了H+。 (4)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液, 水的电离程度相同。 (　　) 提示:√。两种物质都能促进水的电离,程度一致。 (5)NaHCO3溶液中 能电离出H+,因此NaHCO3溶液显 酸性。。 (　　) 提示:×。NaHCO3溶液中 既能电离出H+,又能水解 生成OH-,但是水解程度更大,所以NaHCO3溶液显碱性。 (6) CH3COONa溶液和NH4Cl溶液混合后,CH3COO-和 相互促进水解,溶液中将不存在大量的CH3COO-和 。 (　　) 提示:×。由于没有沉淀,气体生成,不能水解完全, CH3COO-和 可以在溶液中大量共存。 (7)Na2S水解的离子方程式为S2-+2H2O H2S+2OH-。 (　　) 提示:×。Na2S为多元弱酸盐,分步进行,离子方程式为 S2-+H2O HS-+OH-,HS-+H2O H2S+OH-。 (8)Al3+发生水解反应的离子方程式:Al3++3H2O Al(OH)3↓+3H+。 (　　) 提示:×。Al3+水解不彻底,无沉淀生成,不能用“↓” 表示。 2.(2015·天津高考)室温下,将0.05 mol Na2CO3固体溶 于水配成100 mL溶液,向溶液中加入下列物质,有关结论 正确的是 世纪金榜导学号(　　) 加入的物质 结　论 A 50 mL 1 mol·L-1 H2SO4 反应结束后,c(Na+)=c( ) 加入的物质 结　论 B 0.05 mol CaO 溶液中 增大 C 50 mL H2O 由水离出的 c(H+)·c(OH-)不 D 0.1 mol NaHSO4 固体 反应完全后,溶液pH减小, c(Na+)不 【解析】选B。室温下,将0.05 mol Na2CO3固体溶于水 配成100 mL 溶液,溶液中存在 +H2O + OH-,溶液呈碱性;加入50 mL 1 mol·L-1 H2SO4,H2SO4与 Na2CO3恰好反应,则反应后的溶液溶质为Na2SO4,故根据 物料守恒,反应结束后c(Na+)=2c( ),A项错误;向溶 液中加入0.05 mol CaO,则CaO+H2O====Ca(OH)2,c(OH-) 增大,且Ca2++ ====CaCO3↓,使 +H2O +OH-平衡左移,c( )减小,故 增 大,B项正确;加入50 mL 水,溶液体积变大, +H2O +OH-平衡右移,但c(OH-)减小,即由水电离的 c(OH-)减小,在Na2CO3溶液中由水电离出的H+、OH-相等, 故由水电离出的c(H+)·c(OH-)减小,C项错误;原Na2CO3 溶液呈碱性,加入0.1 mol NaHSO4固体,NaHSO4为强酸酸 式盐,电离出H+与 完全反应,反应后溶液为Na2SO4 溶液,溶液呈中性,故溶液pH减小,引入了Na+,故c(Na+) 增大,D项错误。 3.相同温度、相同浓度下的六种溶液,其pH由小到大的 顺序如图所示,图中①②③代表的物质可能分别为 (　　) A.NH4Cl　(NH4)2SO4　CH3COONa B.(NH4)2SO4　NH4Cl　CH3COONa C.(NH4)2SO4　NH4Cl　NaOH D.CH3COOH　NH4Cl　(NH4)2SO4 【解析】选B。(NH4)2SO4比NH4Cl溶液中的铵根离子浓度 大,水解生成的氢离子浓度大;醋酸钠水解,溶液显碱性, 且其碱性比Na2CO3溶液要弱。 4.同温度同浓度的下列溶液中,c( )最大的是 (　　) A.NH3·H2O　　　　　 B.CH3COONH4 C.NH4Cl D.NH4Al(SO4)2 【解析】选D。NH3·H2O为弱电解质,而CH3COONH4、 NH4Cl、 NH4Al(SO4)2为强电解质,并且CH3COO-促进 的水解,而Al3+抑制 的水解,因此同温度同浓度的 四种溶液中c( )的大小顺序为:NH4Al(SO4)2>NH4Cl >CH3COONH4>NH3·H2O。 【归纳总结】 1.盐类水解的规律 2.酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程 度的相对大小 (1)只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性。 (2)电离程度大于水解程度(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显 酸性。 (3)水解程度大于电离程度(如NaHCO3、NaHS等)的显碱 性。 3.盐类水解的实质 盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离 出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸,从而破坏了水的电 离平衡,导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等,则溶液表现 一定的酸碱性。 考点2:溶液中离子浓度大小的比较(b) 【典例精析】 【典例】(2018·浙江4月学考真题)在常温下,向10 mL 浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加 0.1 mol·L-1的盐酸,溶液pH随盐酸加入体积的变化如 图所示。下列说法正确的是 (　　) 世纪金榜导学号 A.在a点的溶液中,c(Na+)>c( )>c(Cl-)>c(OH-)> c(H+) B.在b点的溶液中,2n( )+n( )<0.001 mol C.在c点的溶液pH<7,是因为此时 的电离能力大 于其水解能力 D.若将0.1 mol·L-1的盐酸换成同浓度的醋酸,当滴至 溶液的pH=7时:c(Na+)=c(CH3COO-) 【解题思路】溶液中离子浓度大小比较的思路 【解析】选B。a点是滴入5 mL盐酸和氢氧化钠反应,溶 液中剩余氢氧化钠5 mL,溶液中离子浓度大小为c(Na+) >c( )>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+),A错误;b点的溶液 pH=7,溶液为氯化钠、碳酸氢钠和碳酸溶液,n( ) c( )>c(OH-)>c( )>c(H+)。 0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中存在以下电离:Na2CO3==== 2Na++ (完全电离), +H2O +OH-(主 要), +H2O H2CO3+OH-(次要),H2O H++OH- (极微弱)。 (2)浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3溶液中存在的 物料守恒____________________________________。  提示:c(Na+)=3[c( )+c( )+c(H2CO3)]。浓度 均为0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3溶液中,Na的原子数是 C原子数的三倍。 【强化训练】 1.根据下表提供的数据,判断在等浓度的NaClO、NaHCO3 混合溶液中,各种离子浓度关系正确的是 (　　) 世纪金榜导学号 化学式 离常数 HClO Ka=3×10-8 mol·L-1 H2CO3 Ka1=4.3×10-7 mol·L-1 Ka2=5.6×10-11 mol·L-1 A.c( )>c(ClO-)>c(OH-) B.c(ClO-)>c( )>c(H+) C.c(HClO)+c(ClO-)=c( )+c(H2CO3) D.c(Na+)+c(H+)=c( )+c(ClO-)+c(OH-) 【解析】选A。由电离常数可知H2CO3的一级电离要大于 HClO的电离,故ClO-的水解程度大于 的水解程度, 故c( )>c(ClO-)>c(OH-),A正确,B错误;C中根据 C、Cl原子守恒可知缺少 ,应为c(HClO)+c(ClO-) =c( )+c( )+c(H2CO3);D中的电荷守恒中关系 式缺少 ,应为c(Na+)+c(H+)=c( )+c(ClO-) +c(OH-)+2c( )。 2.室温下,下列溶液中粒子浓度关系正确的是 (　　) A.Na2S溶液:c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S) B.Na2C2O4溶液:c(OH-)=c(H+)+c( )+2c(H2C2O4) C.Na2CO3溶液:c(Na+)+c(H+)=2c( )+c(OH-) D.CH3COONa和CaCl2混合溶液:c(Na+)+c(Ca2+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+2c(Cl-) 【解析】选B 。A项,由于S2-+H2O HS-+OH-、HS-+ H2O H2S+OH-、H2O H++OH-,故离子浓度关系应 为c(Na+)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S),错误;B项,符合电解 质溶液中质子守恒关系,正确;C项,根据电荷守恒有 c(Na+)+c(H+)=c( )+2c( )+c(OH-),错误;D项, 根据物料守恒,离子浓度的关系应为c(Na+)+c(Ca2+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+ c(Cl-),错误。 3.常温下,用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定10 mL 0.1 mol·L-1 H2A溶液,溶液的pH与NaOH溶液的体积关系 如图所示。下列说法不正确的是 (　　) A.A点溶液中加入少量水: 增大 B.B点:c(HA-)>c(H+)>c(A2一)>c(H2A) C.水电离出来的c(OH-):B点>D点 D.C点:c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-) 【解析】选C。 根据图象可知,0.1 mol·L-1的H2A溶液 的pH大于1,说明H2A为弱酸,若A点溶液中加入少量水,溶 液中氢离子、H2A的浓度减小,由于水的离子积不变,则 氢氧根离子浓度增大,所以 的比值增大,故A正 确;B点时加入了10 mL NaOH溶液,反应后溶质为NaHA, 此时溶液的pH小于7,说明HA-的电离程度大于其水解程 度,则c(A2-)>c(H2A),由于氢离子还来自水的电离,则 c(H+)>c(A2-),溶液中粒子浓度大小为c(HA-)>c(H+)> c(A2-)>c(H2A),故B正确;B点反应后溶质为NaHA,HA-的 电离程度大于其水解程度,溶液呈酸性,氢离子抑制了 水的电离,而D点加入20 mL氢氧化钠溶液,二者恰好反 应生成Na2A,A2-水解促进了水的电离,所以水电离出来 的c(OH-):B点c( )>c( )(多元弱 酸分步电离逐级减弱) 依据二:水解平衡→盐类水解的过程是微弱的。 依据三:电荷守恒→注重溶液呈电中性。 溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离 子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c( )+2c( )+c(OH-)。 依据四:物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒。 在电解质溶液中,某些微粒可能发生变化,但变化前后 某种元素的原子个数守恒。如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶 液中:c(Na+)=c( )+c( )+c(H2CO3)= 0.1 mol·L-1。 2.溶液中离子浓度大小比较的三种类型 类型一:单一溶液中各离子浓度的比较。 (1)多元弱酸溶液:多元弱酸分步电离,电离程度逐级减 弱。如H3PO4溶液中: c(H+)>c( )>c( )>c( ) (2)多元弱酸的正盐溶液:多元弱酸弱酸根离子分步水 解,水解程度逐级减弱。如在Na2CO3溶液中: c(Na+)>c( )>c(OH-)>c( ) 类型二:混合溶液中各离子浓度的比较。 对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、水 解等因素。如在0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液和 0.1 mol·L-1的氨水混合溶液中,各离子浓度大小的顺 序为c( )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。 类型三:不同溶液中同一离子浓度的比较。 该类情况要看溶液中其他离子对该离子的影响。如在 相同物质的量浓度的下列溶液中:①NH4Cl;②CH3COONH4; ③NH4HSO4,c( )由大到小的顺序为③>①>②。 【加固训练】 25 ℃时,在“H2A-HA―-A2-”的水溶液体系中,H2A、HA- 和A2-三者中各自所占的物质的量分数(α)随溶液pH变 化的关系如图所示。 下列说法正确的是 (　　) A.在含H2A、HA-和A2-的溶液中,加入少量NaOH固体, α(HA-)一定增大 B.将等物质的量的NaHA和Na2A混合物溶于水,所得的溶 液中α(HA-)=α(A2-) C.NaHA溶液中,HA-的水解能力小于HA-的电离能力 D.在含H2A、HA-和A2-的溶液中,若c(H2A)+2c(A2-)+ c(OH-)=c(H+),则α(H2A)和α(HA-)一定相等 【解析】选C。根据图象可知在pH>4时,加入少量NaOH 固体α(HA-)在减小,故A错误;根据图象的交点可知HA- 电离平衡常数近似为10-4,A2-的水解平衡常数近似为 10-10,将等物质的量的NaHA和Na2A混合物溶于水所得的 溶液中α(HA-)<α(A2-),故B错误;根据图象可知NaHA溶 液为酸性溶液,故HA-电离能力大于其水解能力,故C正 确。D中不确定是否含有别的阳离子,若含有别的阳离子 ,则c(H2A)和α(HA-)不相等,故D错误。