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文档介绍
2018届一轮复习鲁科版盐类的水解教案
第3节 盐类的水解 考纲定位 考情播报 1.了解盐类水解的原理。 2.了解影响盐类水解的主要因素。 3.了解盐类水解的应用。 4.学会盐类水解离子方程式的书写。 2016·全国甲卷T28(5)/全国乙卷T12/全国丙卷T13(B) 2015·全国卷ⅠT27(3)/全国卷ⅡT10(B)、T26(4) 2014·全国卷ⅠT8(C)/全国卷ⅡT11(C、D) 2013·全国卷ⅠT9/全国卷ⅡT27(1) 2012·全国卷T11 考点1| 盐类的水解 [基础知识自查] 1．定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2．实质 ―→[H＋]≠[OH－]―→溶液呈碱性或酸性 3．特点 可逆水解反应是可逆反应吸热水解反应是酸碱中和反应的逆反应微弱水解反应程度很微弱 4．水解离子方程式的书写 (1)书写形式 在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物，不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 (2)书写规律 ①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2 O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 [应用体验] 1．根据水的电离，解释CH3COONa溶液呈碱性的原因。 [提示] CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，H2OH＋＋OH－，CH3COO－与H2O电离出的H＋结合成弱酸，使水的电离平衡右移，使[OH－]>[H＋]，溶液呈碱性。 2．25 ℃，pH＝3的NH4Cl溶液与pH＝11的Na2CO3溶液中水电离出的[H＋]H2O分别为________、________。 [提示] 1×10－3 mol/L 1×10－3 mol/L [考点多维探究] 角度 盐类水解的实质和规律 1．下列离子方程式属于盐类的水解，且书写正确的是( ) A．NaHSO3溶液：HSO＋H2OSO＋H3O＋ B．NaAlO2溶液：[Al(OH)4]－Al(OH)3＋OH－ C．Na2S溶液：S2－＋2H2OH2S＋2OH－ D．NH4Cl溶于D2O中：NH＋D2ONH3·D2O＋H＋ B [A项，属于电离方程式；B项，正确；C项，应为S2－＋H2OHS－＋OH－；D项，应为NH＋D2ONH3·HDO＋D＋。] 2．(2017·潮州模拟)下列说法正确的是( ) A．100 ℃时，KW＝10－12 mol2·L－2，此温度下pH＝5的溶液一定是酸溶液 B．25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液pH＝4，说明HSO在水溶液中只存在电离平衡 C．NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3、NaHSO4溶于水，对水的电离都有促进作用 D．NaHCO3溶液呈碱性的原因是HCO在水中的水解程度大于电离程度 D [A项，pH＝5的溶液也可能为盐溶液；B项，HSO以电离为主，水解为次；C项，NaHSO4电离出的H＋抑制水电离。] 3．(2017·大庆模拟)25 ℃时，实验测得0.10 mol/L的NaHB溶液的pH＝9.1。下列说法中正确的是( ) A．NaHB的电离方程式为：NaHB===Na＋＋H＋＋B2－ B．中和等物质的量的H2B和H2SO4，需NaOH的物质的量前者多于后者 C．NaHB溶液中各离子浓度由大到小的顺序为[Na＋]>[HB－]>[OH－]>[H＋] D．溶液中水电离出的[H＋]为10－9.1 mol/L C [由NaHB溶液的pH＝9.1可知该溶液显碱性，HB－的水解程度大于电离程度，NaHB在溶液中不可能完全电离出H＋和B2－，A项错误；中和等物质的量的H2B和H2SO4，需NaOH的物质的量一样多，B项错误；溶液显碱性，C项正确；溶液中水的电离程度变大，即[H＋]H2O＝10－4.9 mol/L。] 盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性，同弱显强性。 (1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。 (2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。 如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)， HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。 ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)， HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 考点2| 盐类水解的影响因素及应用 [基础知识自查] 1．影响盐类水解平衡的因素 (1)内因：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)外因 2．盐类水解的重要应用 (1)判断离子能否共存。 若阴、阳离子发生水解相互促进的反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的水解相互促进的反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与[Al(OH)4]－、CO(HCO)。 (2)判断盐溶液蒸干时所得的产物。 ①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 ②盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 ③考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。 ④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。 如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 ⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 (3)保存、配制某些盐溶液。 如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。 (4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水。 如实验室制备Fe(OH)3胶体的原理为 FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。 明矾净水的原理为Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。 [应用体验] 以NH＋H2ONH3·H2O＋H＋为例 平衡移动 [H＋] [NH] [OH－] ①升高温度 ②加水稀释 ③通入少量HCl ④加入少量 NaOH固体 ⑤加入固体NH4Cl ⑥加入镁粉 [提示] ①右移 增大 减小 减小 ②右移 减小 减小 增大 ③左移 增大 增大 减小 ④右移 减小 减小 增大 ⑤右移 增大 增大 减小 ⑥右移 减小 减小 增大 [考点多维探究] 角度1 “利用越弱越水解”规律分析问题 1．常温下，0.1 mol·L－1的三种盐溶液NaX、NaY、NaZ的pH分别为7、8、9，则下列判断中正确的是( ) A．HX、HY、HZ的酸性依次增强 B．离子浓度：[Z－]>[Y－]>[X－] C．电离常数：K(HZ)>K(HY) D．[X－]＝[Y－]＋[HY]＝[Z－]＋[HZ] D [据题意知等物质的量浓度的X－、Y－、Z－水解能力：Z－>Y－>X－。A项，酸性：HX>HY>HZ；B项，离子浓度应为：[X－]>[Y－]>[Z－]；C项，电离常数应为K(HY)>K(HZ)。] 2．有关①100 mL 0.1 mol/L NaHCO3、②100 mL 0.1 mol/L Na2CO3两种溶液的叙述不正确的是( ) A．溶液中水电离出的H＋个数：②>① B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>① C．①溶液中：[CO]>[H2CO3] D．②溶液中：[HCO]>[H2CO3] C [CO的水解能力比HCO的强，故Na2CO3溶液的pH较大，水电离出的H＋总数与OH－总数相同，A项正确；由电荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[HCO]＋[OH－]，Na2CO3溶液中Na＋的浓度是NaHCO3溶液中的两倍，B项正确；①溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，C项不正确；②溶液中HCO、H2CO3分别是CO的第一步水解产物和第二步水解产物，故D项正确。] 角度2 影响盐类水解的外界因素及其应用 3．(2017·武昌模拟)在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。下列说法不正确的是( ) 【导学号：99682273】 A．稀释溶液：增大 B．通入CO2，溶液pH减小 C．升高温度，平衡常数增大 D．加入NaOH固体：减小 A [A项，＝KW为水解常数，温度没变，KW不变；B项，通入CO2，CO2与OH－反应，[OH－]减小，pH减小；C项，水解为吸热反应，升温促进水解，KW增大；D项，加NaOH，水解平衡左移，[HCO]减小，[CO]增大，故减小。] 4．下面提到的问题中，与盐的水解有关的是( ) ①明矾和FeCl3可作净水剂 ②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸 ③实验室配制AlCl3溶液时，应先把它溶在盐酸中，而后加水稀释 ④NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接中的除锈剂 ⑤实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞 ⑥用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 ⑦在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金属镁会产生氢气 ⑧长期使用硫酸铵，土壤酸性增强；草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ⑨比较NH4Cl和Na2S等溶液中离子浓度的大小或某些盐溶液的酸碱性 ⑩将FeCl3溶液蒸干灼烧，所得固体为Fe2O3 A．①④⑦ B．②⑤⑧ C．③⑥⑨ D．全部 D [①Al3＋和Fe3＋水解产生Al(OH)3胶体和Fe(OH)3胶体，吸附水中的悬浮杂质。②加盐酸可抑制FeCl3水解。③AlCl3溶解在盐酸中可抑制Al3＋的水解。④NH和Zn2＋水解产生的H＋与锈反应。⑤Na2CO3、Na2SiO3溶液水解显碱性，可腐蚀玻璃。⑥Al3＋与HCO发生相互促进水解反应，产生大量泡沫。⑦NH和Al3＋水解产生H＋与Mg反应。⑧草木灰水解显碱性，NH会与OH－反应使NH3逸出，降低肥效。⑨比较溶液中离子浓度大小或盐溶液的酸碱性，都要考虑盐溶液是否水解。⑩FeCl3溶液蒸干过程中Fe3＋水解为Fe(OH)3，Fe(OH)3灼烧分解为Fe2O3。] 5．已知H2O2、KMnO4、NaClO、K2Cr2O7均具有强氧化性。将溶液中的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋沉淀为氢氧化物，需溶液的pH分别为6.4、9.6、3.7。现有含FeCl2杂质的氯化铜晶体(CuCl2·2H2O)，为制取纯净的CuCl2·2H2O，首先将其制成水溶液，然后按图示步骤进行提纯： 【导学号：99682274】 含杂质的水溶液Ⅰ溶液Ⅱ 请回答下列问题： (1)本实验最适合的氧化剂X是________(填序号)。 A．K2Cr2O7 B．NaClO C．H2O2 D．KMnO4 (2)物质Y是________________。 (3)本实验用加碱沉淀法________达到目的(填“能”或“不能”)，原因是 ______________________________________________________________。 (4)除去Fe3＋的有关离子方程式是______________________。 (5)加氧化剂的目的是____________________________。 (6)最后能不能直接蒸发结晶得到CuCl2·2H2O晶体________(填“能”或“不能”)，若不能应如何操作_________________________。 [解析] (1)能把Fe2＋氧化为Fe3＋，同时又不能引入新的杂质，符合要求的只有H2O2。(2)当CuCl2溶液中混有Fe3＋时，可以利用Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入CuO、Cu(OH)2、CuCO3或Cu2(OH)2CO3与溶液中的H＋作用，从而使水解平衡向右移动，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。(3)若用加碱法使Fe3＋沉淀，同时也必将使Cu2＋沉淀。(6)为了抑制CuCl2水解，应在HCl气流中加热蒸发。 [答案] (1)C (2)CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] (3)不能 因加碱的同时也会使Cu2＋生成Cu(OH)2沉淀 (4)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O[或Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O等其他合理答案均可] (5)将Fe2＋氧化为Fe3＋，便于生成沉淀而与Cu2＋分离 (6)不能 应在HCl气流中加热蒸发 角度3 溶液中电离常数和水解常数的关系及应用 6．已知25 ℃ 0.1 mol/L的CH3COONa溶液的pH＝9，则CH3COO－的水解常数为__________。 [解析] KW＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1。 [答案] 10－9 mol·L－1 7．若25 ℃时某一元酸HA的电离平衡常数Ka＝1×10－8 mol·L－1，将0.1 mol·L－1的HA溶液和0.1 mol·L－1的NaA溶液等体积混合后，则混合溶液( ) A．呈中性 B．呈碱性 C．呈酸性 D．不能确定溶液的酸碱性 B [溶液中存在：HAH＋＋A－ Ka＝1×10－8 mol·L－1 A－＋H2OOH－＋HA Kh＝＝＝KW/Ka＝ mol·L－1＝1×10－6 mol·L－1。 因Kh>Ka，即水解大于电离，故[OH－]>[H＋]，溶液显碱性。] 水解常数的KW两要点 (1)水解平衡常数(Kh)只受温度的影响，温度升高Kh增大；反之减小。 (2)Kh与Ka(弱酸电离常数)或Kb(弱碱电离常数)、KW(水的浓度商常数)的定量关系为Ka·Kh＝KW或Kb·Kh＝KW。 专项突破11 溶液中粒子浓度的大小比较 1．理解“两大理论”，构建思维基点 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－、H＋浓度的大小关系是[NH3·H2O]>[OH－]>[NH]>[H＋]。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是[H2S]>[H＋]>[HS－]>[S2－]。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解是微弱的 ①弱电解质离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中[H＋]或碱性溶液中[OH－ ]总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是 [Cl－]>[NH]>[H＋]>[NH3·H2O]。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。 如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是 [CO]>[HCO]>[H2CO3]。 2．理解“三个守恒”，明确浓度关系 (1)电荷守恒 电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]。 (2)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如NaHCO3溶液中：[Na＋]＝[H2CO3]＋[HCO]＋[CO]，即钠元素与碳元素守恒。 (3)质子守恒：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如NaHCO3溶液中： [H2CO3]＋[H＋]＝[CO]＋[OH－]。 注：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。 命题点1 单一溶液中粒子浓度比较 [对点训练1] (1)(NH4)2SO4溶液中各粒子浓度关系 ①大小关系(离子)：_______________________________________。 ②物料守恒：____________________________________________。 ③电荷守恒：____________________________________________。 ④质子守恒：______________________________________。 (2)0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中各粒子浓度的关系： ①大小关系(离子)：______________________________。 ②物料守恒：____________________________________。 ③电荷守恒：________________________________________。 ④质子守恒：_______________________________________。 (3)0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中各粒子浓度的关系： ①大小关系(离子)：__________________________________。 ②物料守恒：___________________________________。 ③电荷守恒：_________________________________________。 ④质子守恒：_________________________________________。 (4)0.1 mol/L的NaHSO3溶液(pH<7)中各粒子浓度关系 ①大小关系(离子)：___________________________________。 ②物料守恒：_________________________________________。 ③电荷守恒：_________________________________________。 ④质子守恒：_________________________________________。 [答案] (1)①[NH]>[SO]>[H＋]>[OH－] ②[NH]＋[NH3·H2O]＝2[SO] ③[NH]＋[H＋]＝2[SO]＋[OH－] ④[H＋]＝[NH3·H2O]＋[OH－] (2)①[Na＋]>[CO]>[OH－]>[HCO]>[H＋] ②[Na＋]＝2{[CO]＋[HCO]＋[H2CO3]} ③[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[HCO]＋[OH－] ④[OH－]＝[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3] (3)①[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]>[CO] ②[Na＋]＝[HCO]＋[CO]＋[H2CO3] ③[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[HCO]＋2[CO] ④[OH－]＋[CO]＝[H2CO3]＋[H＋] (4)①[Na＋]>[HSO]>[H＋]>[SO]>[OH－] ②[Na＋]＝[HSO]＋[SO]＋[H2SO3] ③[Na＋]＋[H＋]＝2[SO]＋[HSO]＋[OH－] ④[H＋]＝[SO]－[H2SO3]＋[OH－] (1)比较时紧扣两个微弱 ①弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中微粒浓度由大到小的顺序：[CH3COOH]>[H＋]>[CH3COO－]>[OH－]。 ②弱酸根离子或弱碱根离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀CH3COONa溶液中[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[CH3COOH]>[H＋]。 (2)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性；NaHSO3溶液中HSO的水解能力小于其电离能力，故溶液显酸性。 (3)多元弱酸的强碱正盐溶液：弱酸根离子水解以第一步为主。例如，硫化钠溶液中：[Na＋]>[S2－]>[OH－]>[HS－]>[H＋]。 命题点2 酸碱混合液中粒子浓度比较 [对点训练2] 比较下列几种溶液混合后各离子浓度的大小。 【导学号：99682275】 (1)CH3COOH和NaOH等浓度等体积混合，离子浓度大小顺序为_________。 (2)NaOH和CH3COOH等浓度按1∶2体积比混合后pH<7，离子浓度大小顺序为______________________________________________________________。 (3)pH＝2的CH3COOH与pH＝12的NaOH等体积混合，其离子浓度大小顺序为______________________________________________________________。 [解析] (1)酸碱恰好反应生成CH3COONa溶液。 (2)酸碱混合后CH3COOH过量，混合液中CH3COOH与CH3COONa的浓度相同，又因为混合液pH<7，可知CH3COOH电离程度大于CH3COO－的水解程度。 (3)二者混合后，CH3COOH过量较多。 [答案] (1)[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋] (2)[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－] (3)[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－] [对点训练3] 常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。下列说法正确的是 ( ) A．点①所示溶液中： [CH3COO－]＋[OH－]＝[CH3COOH]＋[H＋] B．点②所示溶液中： [Na＋]＝[CH3COOH]＋[CH3COO－] C．点③所示溶液中： [Na＋]>[OH－]>[CH3COO－]>[H＋] D．滴定过程中可能出现： [CH3COOH]>[CH3COO－]>[H＋]>[Na＋]>[OH－] D [点①溶液中的溶质为0.001 mol CH3COOH和0.001 mol CH3COONa，据物料守恒：[CH3COO－]＋[CH3COOH]＝2[Na＋]，根据电荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，整理后得[CH3COOH]＋2[H＋]＝[CH3COO－]＋2[OH－]；点②溶液的pH＝7，据电荷守恒有：[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，又[H＋]＝[OH－]，则[Na＋]＝[CH3COO－]；点③溶液中的溶质为0.002 mol CH3COONa，离子浓度大小关系为[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]。] [对点训练4] (2016·天津高考)室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1 mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲线如图所示，下列判断错误的是( ) 【导学号：99682276】 A．三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD B．滴定至P点时，溶液中：[B－]>[Na＋]>[HB]>[H＋]>[OH－] C．pH＝7时，三种溶液中：[A－]＝[B－]＝[D－] D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：[HA]＋[HB]＋[HD]＝[OH－]－[H＋] C [根据起点pH：HA查看更多