- 2021-08-24 发布 |
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文档介绍
2020届一轮复习人教版盐类的水解学案
第八章 溶液中的离子平衡 第三节 盐类的水解 一、盐类的水解及其规律 1．定义：在溶液中 的反应。 2．实质： 溶于水电离如果产生 ——→结合 ）―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度 ―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性。简言之，就是水的电离平衡被盐中的弱离子 。 3．理解：①② (1)只有 溶液才可能发生水解， 和 是从来不会水解的。 (2)盐必须在 条件，才有可能会水解。若盐不在水溶液中，则 水解。 (3)水解反应程度很 的，多数情况下并没有明显现象，只有个别完全水解的盐才会有明显现象。 (4)水解反应过程是可逆的，是 的逆过程，所以是 热的。升高温度，水解程度 。 (5)盐类水解平衡属于化学平衡，其平衡移动也符合勒夏特列原理，在分析其规律时要联系化学平衡。 4．(1)强弱规律：谁 谁水解，谁 显谁性。 (2)规律展开：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性；越热越水解，越稀越水解，难溶不水解。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 (3)规律应用： ①已知酸性：HCN < CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN CH3COONa。 ② 相同条件下，同一种弱酸盐的水解程度：正盐 相应酸式盐，如CO>HCO。 (4)特别提醒： ①NaHSO4在水溶液中，只电离，不水解，溶液显 性。如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 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。例NaHCO3溶液呈碱性。电离程度 水解程度，主要反应：－ 。NaHSO3溶液显酸性。电离程度 水解程度，主要反应：－ 。 (5)水解常数规律： ，表达式Ka*Kh=Kw。 二、水解的离子方程式的书写 1．书写形式：在书写盐类水解方程式时一般要用“”号而不用“==”连接，产物不标“↑”或“↓”。原因是：“水解程度弱，可逆号没错；水解产物少，固气跑不了。” 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，如：NH4Cl的水解离子方程式： 。 (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： 。 (3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，FeCl3水解离子方程式： 。 (4)大多弱酸弱碱盐，水解程度虽然很大，但仍不能完全水解，写水解方程式时依然用。如(NH4)2CO3 ： 。即NH4+与 CO32- 是可以大量共存的。 (5) 个别的弱酸弱碱盐，最终能完全水解，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。如+3价离子 与常见弱酸根离子CO32-、AlO2-、SiO32-等。再如极弱酸根 与常见弱碱阳根离子Al3+、Fe2+、NH4+等。NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式： 。 三、盐类水解的影响因素 1．内因：酸或碱越弱，对应的弱酸根离子或弱碱阳离子水解程度_ ，溶液的碱性或酸性 。 2．外因： (1)水解平衡属于化学平衡，其影响规律遵循“勒夏特列原理”。 (2)温度升高，水解平衡 ，水解产生离子的浓度 。原因是 。 (3)加水稀释浓度减小，水解平衡 ，水解程度 ，水解产生离子的浓度 。理解为：加水相当于气体反应增大体积减小压强，平衡向气体分子数增多的方向移动，但体积增大带来的物理变化使各物质的浓度减小起主要作用。 一、盐类水解的应用范围： 1．判断溶液的酸碱性及离子浓度大小： (1)FeCl3溶液显酸性，原因是： 。 (2)判断酸(碱)性强弱：等浓度NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ酸性强弱顺序为 。 (3)NH4Cl溶液中离子浓度大小顺序为 。 2．配制或贮存易水解盐溶液需考虑： (1)配制如CuSO4溶液时，需 。 (2)制取Fe(OH)3胶体的离子反应 。 3．判断盐溶液蒸干产物——下文专题总结。 4．生活生产方面应用 (1)明矾可作净水剂，原理为 。 (2)泡沫灭火器成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应原理： 。 (3)化肥的使用：铵态氮肥与草木灰不得混用 二、盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断 1．考虑盐溶液水解 (1)结论：水解生成 ，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。盐溶液水解生成 时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)CuSO4(s)； (2)分析理解：水解反应式AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3HCl， CuSO4＋2H2O Cu(OH)2＋H2SO4虽然加热时平衡正向移动动，但在加热蒸干的条件下，主要应该对比物质挥发性，第一个反应中，HCl比H2O更易挥发，最终平衡右移，得到Al(OH)3Al2O3；第二个反应中，H2O比H2SO4更易挥发，最终平衡左移，得到CuSO4(s)（可以含有结晶水）。 (3) Na2CO3溶液仅以第一步水解为主，所以蒸干后可得到 。 2．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2：―→ ；NaHCO3―→ ； KMnO4：―→ ；NH4Cl：―→ 。 3．还原性盐在蒸干时会被O2氧化： Na2SO3(aq) (s)；FeSO4(H+、aq) 。 三、溶液中离子浓度比较 1．两个理论依据。 (1)弱电解质电离是微弱的，而且多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离程度。 例如：H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO)＞＞c(CO32－)。 (2)大多数盐中弱离子水解是微弱的(个别完全水解除外)。而且多元弱酸根离子的水解以第一步为主。 例如：Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO)＞＞c(H2CO3)。 2．两个守恒关系。 (1)物料守恒：溶液中变化后的某种元素的原子总数等于 。 例：0.1 mol/L NaHCO3溶液中： 。 例：浓度均为0.1 mol/L的NaHCO3和Na2CO3的混合溶液中： ， 。 (2)电荷守恒：溶液中所有阳离子的 总浓度等于所有阴离子的 总浓度，溶液必须保持电中性。特别提醒：不是阴阳离子总数相等而是正负电荷总数。 例：NaHCO3溶液中 。 例：Na2CO3溶液中 。 (3)关于“质子守恒”，很多学生都感觉到难度较大，不好掌握，况且质子守恒的结论完全可以通过上述两个守恒关系推理得出，因此在本部导学案中直接删除，从而降低学习难度。 3．离子浓度比较题的解题步骤： (1)首先必须确定溶液中真正的溶质成分： ①单一溶液，或混合后无化学反应的直接判断成分； ②有化学反应的要根据反应原理及反应物的量确定生成物，进而确定溶质成分。 (2)确定“宏量”离子种类及其量的关系。即不考虑电离平衡和水解平衡的前提下，列出各粒子浓度大小或等量关系。 (3)若是浓度大小比较，根据题意确定是电离平衡，还是水解平衡为主。只考虑主要平衡，忽略次要平衡得出结论。例：已知NaHCO3溶液显碱性，则只考虑HCO3－离子水解平衡，忽略电离平衡。 (4)若是浓度等量关系比较，需要通过等式的形式确定运用哪种守恒关系解题。 ①若溶质的量不能确定时，一定运用 关系判断。 ②等式中若出现分子式，一定与 有关，若无分子式则必然符合 关系。 ③等式中若出现H＋、OH－，一定与 有关，若无H＋、OH－则必然符合 关系。 ④等式中若即出现H＋、OH－，同时还有分子式，则一定是物料守恒与电荷守恒综合考虑结果。 具体做法：首先写出原始的物料守恒、电荷守恒表达式。然后检查目标表达式中那种粒子符号已经消失，则在两个守恒表达式中，对该粒子进行等量代换处理。 1． 怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由CO水解引起的？ 2．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？ 3．水解程度判断： (1)相同浓度的溶液中NH的水解程度：①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2 。 (2)相同浓度的溶液中NH的浓度：①(NH4)2Fe(SO4)2 、②(NH4)2SO4、③NH4Cl、④(NH4)2CO3、⑤NH4F。 。 4．物质的量浓度相同的下列溶液中，含离子和分子种类最多的是( ) A．CaCl2 B．CH3COONa C．NH3 D．K2S 5.(双选)下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 ( ) A．室温下，向0.01 mol/L NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性： c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋) B．0.1 mol/L NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3) D．25℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1 mol/L的CH3COOH、CH3COONa混合溶液： c(CH3COO－)＋c(OH－)查看更多