化学选修四盐类的水解知识点和经典习题原创.docx

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化学选修四盐类的水解知识点和经典习题原创

盐类的水解知识点和经典习题

基础考点梳理

最新考纲

1.理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。

2．了解盐溶液的酸碱性，会比较盐溶液中离子浓度的大小。

自主复习

一、盐类水解的定义和实质

1．盐类水解的定义

在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

2．盐类水解的实质

盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解（反应）的实质是生成难电离的物质，使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。

3．盐类水解反应离子方程式的书写

盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”或“↓”。

盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。

4．盐类的水解与溶液的酸碱性

①NaCl　②NH4Cl　③Na2CO3　④CH3COONa　⑤AlCl3

五种溶液中呈酸性的有：

②⑤。

呈碱性的有：

③④。

呈中性的有：

①。

二、盐类水解的影响因素及应用

1．内因：

盐本身的性质

（1）弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。

（2）弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。

2．外因

（1）温度：

升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。

（2）浓度

①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。

②增大c（H＋），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c（OH－），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。

3．盐类水解的应用（写离子方程式）

（1）明矾净水：

Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋。

（2）制备Fe（OH）3胶体：

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3（胶体）＋3H＋。

（3）制泡沫灭火剂：

Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。

（4）草木灰与铵态氮肥混施：

NH＋CO＋H2ONH3·H2O＋HCO。

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热点典例突破

热点考向

1.盐类水解方程式的书写与判断。

2．水解平衡的影响因素以及盐溶液酸碱性的判断和比较。

3．溶液中微粒浓度的大小比较。

4．盐类水解在化工生产、日常生活中的应用。

热点探究

热点1盐类的水解的概念及实质

1.定义

在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。

2．实质

盐电离出来的离子（弱碱阳离子或弱酸阴离子）跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）并建立平衡，使水的电离平衡向右移动，使溶液中的c（H＋）和c（OH－）不再相等，所以，溶液显示出一定的酸性或碱性。

3．规律：

概括为“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性”。

说明：

①“越弱越水解”指的是盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。

如CH3COOH的酸性比HCN强，则相同浓度的CH3COONa和NaCN溶液中，CH3COO－的水解程度比CN－小，后者的碱性强。

②“都弱双水解”指的是两种离子分别结合水电离的H＋和OH－而水解，其水解必然相互促进。

双水解分两种情况，一种是虽然两种离子的水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，如NH与CO、HCO、S2－等；另一种是水解进行完全，离子间不能大量共存，往往生成沉淀或气体，如Al3＋与S2－、HCO、CO、AlO，Fe3＋与CO、HCO、AlO等[如Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑]。

4．影响盐类水解的因素

（1）内因

盐类水解程度的大小，主要由盐的本性所决定，所谓“越弱越水解”。

（2）外因

①温度：

盐的水解反应是吸热反应，因此，温度升高水解程度增大。

②浓度：

盐的浓度越小，水解程度越大。

③外加酸碱：

能促进或抑制盐的水解。

5．水解方程式的书写

（1）一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，在书写盐类水解方程式时要写“”，产物不标“↑”或“↓”，不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。

（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。

例如：

Na2CO3水解的离子方程式写作：

CO＋H2OHCO＋OH－。

（3）多元弱碱阳离子的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步，例如：

FeCl3水解可写为Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋。

（4）能彻底水解的离子组，由于不形成水解平衡，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合：

Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。

【例1】　在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：

CO＋H2OHCO＋OH－。

下列说法正确的是（　　）

A．稀释溶液，水解平衡常数增大

B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动

C．升高温度，减小

D．加入NaOH固体，溶液pH减小

[解析]　水解平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A不正确。

通入CO2，发生反应CO2＋2OH－===CO＋H2O，OH－的浓度降低，平衡向正反应方向移动，B正确。

水解反应吸热，升高温度，平衡向右移动，增大，C不正确。

加入NaOH固体，OH－浓度增大，溶液pH增大，D不正确。

[答案]　B

变式1　向三份0.1mol/LCH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体（忽略溶液体积变化），则CH3COO－浓度的变化依次为（　　）

A．减小、增大、减小　　B．增大、减小、减小

C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大

解析：

因发生水解，NH4NO3、Na2SO3、FeCl3分别显酸性、碱性、酸性，而酸性会促进CH3COO－的水解，使c（CH3COO－）减小，碱性则会抑制CH3COO－的水解，使c（CH3COO－）增大。

答案：

A

热点2盐类水解的应用

1.判断盐溶液的酸碱性

如Na2CO3溶液因CO的水解而显碱性，NH4Cl溶液因NH的水解而显酸性。

2．配制盐溶液

如在配制FeCl3溶液时，由于Fe3＋的水解使溶液浑浊而得不到澄清溶液，故在配制时，要加入一定量的HCl来抑制Fe3＋的水解。

同样在配制FeSO4、SnCl2等溶液时也需要加入相应的酸来抑制水解。

3．比较盐溶液中的离子浓度大小

如NH4Cl溶液中各离子浓度的大小顺序判断：

NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，如果不水解，溶液中c（NH）＝c（Cl－），但由于水解的存在，c（NH）降低，而同时生成了一定量的H＋，c（H＋）>c（OH－），所以c（Cl－）>c（NH）>c（H＋）>c（OH－）。

4．分析某些盐的制备方法

如AlCl3的制备，不能通过加热溶液、浓缩结晶的方法，因为温度升高，水解程度增大，生成Al（OH）3，若继续加热灼烧，Al（OH）3将分解生成Al2O3。

5．化学肥料的施用

酸性的化学肥料不能和碱性肥料混用，如硝酸铵和草木灰（主要有效成分为K2CO3）不能混合施用，因NH4NO3水解显酸性，K2CO3水解显碱性，混合将促进水解，降低肥效。

6．盐的净水作用

用明矾净水的原理是Al3＋发生水解反应：

Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋，生成絮状的氢氧化铝，能吸附水中的悬浮物，从而使水澄清。

7．生活中的应用

如用纯碱溶液洗涤油污。

因为油污主要是酯类物质，Na2CO3水解使溶液显碱性，碱性条件下酯类易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热使Na2CO3水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱溶液洗涤效果比冷的好。

【例2】　在氯化铁溶液中存在下列平衡：

FeCl3＋3H2OFe（OH）3＋3HCl；ΔH>0

（1）将饱和FeCl3溶液，滴入沸腾的蒸馏水中可得到一种红褐色透明液体。

向这种液体中加入稀H2SO4产生的现象为________________________________________________________________________。

（2）不断加热FeCl3溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是________________________________________________________________________。

（3）在配制FeCl3溶液时，为防止产生浑浊，应________________________________________________________________________。

（4）向FeCl3溶液中加入少量浓苯酚钠溶液，预计可能看到的现象是________________________________________________________________________。

[解析]　将FeCl3溶液滴入沸腾的蒸馏水中，得到Fe（OH）3胶体，加入稀H2SO4则胶体聚沉而得到红褐色沉淀，当H2SO4过量时沉淀又溶解生成黄色溶液。

（2）加热可促进盐类水解，由于HCl挥发，可使水解进行彻底，得到Fe（OH）3沉淀，Fe（OH）3受热分解，最终产物为Fe2O3。

（3）为防止FeCl3水解，应加入浓盐酸抑制FeCl3水解。

[答案]　

（1）先生成红褐色沉淀，又逐渐溶解生成黄色溶液　

（2）Fe2O3　（3）加入少许浓盐酸　（4）产生红褐色沉淀，且溶液变为紫色

变式2　

（1）Na2CO3溶液中滴入酚酞呈红色，原因是（用离子方程式表示）__________________________。

加热后颜色变________（深或浅），原因是_____________________________________。

（2）若在该溶液中再滴入过量的氯化钡溶液，所观察到的现象是________。

其原因是（以离子方程式和简要文字说明）___________________________________。

答案：

（1）CO＋H2OHCO＋OH－　深　随温度升高，水解平衡右移c（OH－）增大，碱性增强，故溶液的红色加深

（2）产生白色沉淀，且红色褪去　加入BaCl2后，Ba2＋＋CO===BaCO3↓（白色），由于c（CO）减小，CO水解平衡左移，c（OH－）减小，溶液变无色

热点3溶液中微粒浓度的大小比较

1.酸溶液或碱溶液

酸溶液中氢离子浓度即c（H＋）最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即c（OH－）最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。

多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。

例如：

H2S中各离子浓度比较为：

c（H＋）>c（HS－）>c（S2－）>c（OH－）。

2．盐溶液

（1）多元弱酸的酸根离子和多元弱碱的阳离子都是分步水解，但以第一步水解为主。

例如：

NH4Cl溶液中：

c（Cl－）>c（NH）>c（H＋）>c（OH－）。

（2）明确酸式酸根离子电离程度、水解程度的相对大小。

常见的酸式盐中，NaHSO3、NaH2PO4以电离为主，而Na2HPO4及其他酸式盐一般以水解为主。

如：

NaHCO3溶液中：

c（Na＋）>c（HCO）>c（OH－）>c（H＋）>c（CO）。

（3）比较同一离子的浓度时，要注意其他离子对该离子的影响。

例如：

各溶液中c（NH）比较为：

c（NH4HSO4）>c（NH4Cl）>c（CH3COONH4）。

3．灵活运用电荷守恒和物料守恒

（1）电荷守恒

电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数。

例如：

NaHCO3溶液：

c（H＋）＋c（Na＋）＝c（HCO）＋2c（CO）＋c（OH－）。

（2）物料守恒

电解质溶液中，同种元素的原子总是守恒的。