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文档介绍
2018届二轮复习盐类水解学案（全国通用）
盐类水解 复习目标： 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。 考点一 盐类的水解 自主梳理 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：→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。 3．特点： 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·H2O、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＋。 ④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溶液与AlCl3溶液混合反应的离子方程式为2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。 【深度思考】 (1)酸式盐溶液一定呈酸性吗？ (2)能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性吗？ 【答案】(1)不一定，如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。 (2)不一定，如NH4Cl、AlCl3溶液呈酸性，Na2CO3、CH3COONa溶液呈碱性，CH3COONH4溶液呈中性。 例1、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c(Na＋)>c(HB－)>c(OH－)>c(H＋) D．溶液中水电离出的c(H＋)为10－9.1 mol/L 【答案】C 【解析】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c(H＋)H2O＝10－4.9 mol/L。 【发散类比1】下列说法正确的是( ) A．100 ℃时，Kw＝10－12，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 【答案】D 【归纳总结】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)。 考点二 盐类水解的影响因素及应用 自主梳理 1．影响盐类水解平衡的因素 （1）内因： 形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱越弱就越易发生水解。如酸性：CH3COOH>H2CO3相同浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)。 （2）外因 ①温度、浓度 条件 移动方向 水解程度 水解产生的离子浓度 升高温度 右移 增大 增大 反应物浓度 增大 右移 减小 增大 减小 左移 增大 减小 ②外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。 外加酸碱 外加物质 水解程度的影响 弱酸根阴离子 弱碱阳离子 酸 增大 减小 碱 减小 增大 加能水解的盐： 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AlO、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。 【深度思考】能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋OH－水解平衡的事实是________(填序号)。 ①滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去 ②滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去 ③滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去 【答案】③ 例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：c(CO)>c(H2CO3) D．②溶液中：c(HCO)>c(H2CO3) 【答案】C 【解析】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：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(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。 【发散类比2】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( ) 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 【答案】A 【解析】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，c(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，c(HCO)减小，c(CO)增大，故减小。 【归纳总结】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(水的离子积常数)的定量关系为Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。 考点三 溶液中粒子浓度的大小比较 自主梳理 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c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(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c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(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c(H＋)或碱性溶液中c(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c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(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c(CO)>c(HCO)>c(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：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(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：c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(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： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。 注：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。 例3、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(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) 【答案】B 【解析】A项，由于S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－、H2OH＋＋OH－，其中二级水解程度小于一级水解，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(HCO)＋2c(CO)＋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。 【发散类比3】0.1 mol/L HF溶液的pH＝2，则该溶液中有关浓度关系式不正确的是(双选)( )。 A．c(H＋)＞c(F－) B．c(H＋)＞c(HF) C．c(OH－)>c(HF) D．c(HF)＞c(F－) 【答案】BC 【归纳总结】 (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：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(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c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(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：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH －)>c(HS－)>c(H＋)。 例4、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( ) A．三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－) C．pH＝7时，三种溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－) D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋) 【答案】C 【解析】根据起点pH：HA查看更多