领军高考化学易错点15盐的水解考点讲解易错题分析Word文件下载.docx
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L−1H2C2O4溶液至终点。
滴定过程得到的下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是
A.0.1000mol·
L−1H2C2O4溶液：
c（H+）=0.1000mol·
L−1+c（C2O42−）+c（OH−）−c（H2C2O4）
B.c（Na+）=c（总）的溶液：
c（Na+）>
c（H2C2O4）>
c（C2O42−）>
c（H+）
C.pH=7的溶液：
c（Na+）=0.1000mol·
L−1+c（C2O42−）−c（H2C2O4）
D.c（Na+）=2c（总）的溶液：
c（OH−）−c（H+）=2c（H2C2O4）+c（HC2O4−）
【答案】AD
【解析】分析：
A项，H2C2O4溶液中的电荷守恒为c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），0.1000mol·
L−1H2C2O4溶液中0.1000mol/L=c（H2C2O4）+c（HC2O4-）+c（C2O42-），两式整理得c（H+）=0.1000mol/L-c（H2C2O4）+c（C2O42-）+c（OH-）；
B项，c（Na+）=c（总）时溶液中溶质为NaHC2O4，HC2O4-既存在电离平衡又存在水解平衡，HC2O4-水解的离子方程式为HC2O4-+H2O
H2C2O4+OH-，HC2O4-水解常数Kh=
=
=1.85
10-13
Ka2（H2C2O4），HC2O4-的电离程度大于水解程度，则c（C2O42-）
c（H2C2O4）；
C项，滴入NaOH溶液后，溶液中的电荷守恒为c（Na+）+c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），室温pH=7即c（H+）=c（OH-），
5．（2017课标Ⅰ）常温下将NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是
A．Ka2（H2X）的数量级为10-6
B．曲线N表示pH与
的变化关系
C．NaHX溶液中c（H＋）＞c（OH－）
D．当混合溶液呈中性时，c（Na＋）＞c（HX-）＞c（X2-）＞c（H+）=c（OH-）
6．（（2017天津）以下实验设计能达到实验目的是
实验目的
实验设计
A．
除去NaHCO3固体中的Na2CO3
将固体加热至恒重
B．
制备无水AlCl3
蒸发Al与稀盐酸反应后的溶液
C．
重结晶提纯苯甲酸
将粗品水溶、过滤、蒸发、结晶
D．
鉴别NaBr和KI溶液
分别加新制氯水后，用CCl4萃取
A．AB．BC．CD．D
【解析】A．碳酸氢钠加热分解生成碳酸钠，加热将原物质除去，不能除杂，故A错误；
B．蒸发时促进氯化铝水解，生成的盐酸易挥发，则应在HCl气流中蒸发结晶，故B错误；
C．苯甲酸在水中的溶解度不大，应趁热过滤后，选择重结晶法分离提纯，故C错误；
D．氯气与NaBr、NaI反应分别生成溴、碘，在四氯化碳中的颜色不同，则分别加新制氯水后，用CCl4萃取后观察颜色可鉴别，故D正确。
7．（2017江苏）常温下，Ka（HCOOH）=1.77×
10—4，Ka（CH3COOH）=1.75×
10—5，Kb（NH3•H2O）=1.76×
10—5，下列说法正确的是
A．浓度均为0.1mol•L﹣1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和：
前者大于后者
B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等
C．0.2mol•L—1HCOOH与0.1mol•L—1NaOH等体积混合后的溶液中：
C（HCOO—）+c（OH—）=c（HCOOH）+c（H+）
D．0.2mol•L﹣1CH3COONa与0.1mol•L﹣1盐酸等体积混合后的溶液中（pH＜7）：
c（CH3COO—）＞c（Cl—）＞c（CH3COOH）＞c（H+）
锁定考点
一．盐类的水解
1.盐类水解的概念：
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．
盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：
盐+水
酸+碱－热量
2.盐类水解的实质：
盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子（如NH4＋、A13＋、Fe3＋等）或者弱酸阴离子（如CH3COO－、CO32－、S2－等）与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸（弱电解质），使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c（H＋）与c（OH－）的大小发生变化．
⑴ 判断某盐是否水解的简易口诀：
不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解．
⑵ 判断盐溶液酸碱性的简易口诀：
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，都弱具体定（比较等温时K酸与K碱的大小）。
3.盐类水解离子方程式的书写方法
书写原则：
方程式左边的水写化学式“H2O”，中间符号用“
”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒．
⑴强酸弱碱盐
弱碱阳离子：
Mn＋+nH2O
M（OH）n+nH＋
如CuSO4水解的离子方程式为：
Cu2＋+2H2O
Cu（OH）2+2H＋，溶液中离子浓度大小的顺序为：
c（SO42－）＞c（Cu2＋）＞c（H＋）＞c（OH－）。
⑵ 弱酸强碱盐
a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解离子方程式为：
CH3COO－+H2O
CH3COOH+OH－，
溶液中离子浓度大小的顺序为：
c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）
根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：
c（Na＋）+c（H＋）＝c（CH3COO－）+c（OH－）
b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定。
例如K2CO3的水解是分两步进行的
第一步：
CO32－+H2O
HCO3－+OH－；
第二步：
HCO3－+H2O
H2CO3+OH－
水解程度：
第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：
c（K＋）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（HCO3－）＞c（H2CO3）＞c（H＋），根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：
c（K＋）+c（H＋）＝2×
c（CO32－）+c（OH－）+c（HCO3－）
⑶ 弱酸弱碱盐
如CH3COONH4水解的离子方程式为：
CH3COO－+NH4＋+H2O
CH3COOH+NH3·
H2O，
因为K（CH3COOH）＝K（NH3·
H2O）＝1.8×
10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性。
二.各种类型的盐的水解情况比较
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
弱酸弱碱盐
水解情况
不水解
水解
参与水
解的离子
弱碱阳离子
弱酸阴离子
弱酸阴离子和弱碱阳离子
溶液的酸碱性
正盐显中性；
酸式盐因电离产生H’而显酸性
酸性
弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c（H＋）＞c（OH－）
碱性
[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c（H＋）＜c（OH－）]
依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：
溶液呈酸性K酸＜K碱：
溶液呈碱性
实例
正盐：
KCl、
Na2SO4、等酸式盐：
NaHSO4等
CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12（SO4）3
CH3COONa、
NaClO、NaF、K2S、
K2CO3
CH3COONH4、NH4F、（NH4）2CO3
说明
①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离（而酸或碱则总是抑制水的电离）
三.影响盐类水解的因素
内因：
盐本身的性质
外因：
⑴ 温度：
盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
⑵ 浓度：
稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
⑶ 外加酸碱：
外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
以FeCl3和CH3COONa为例
a．Fe3++3H2O
Fe（OH）3+3H+
条件
移动方向
H+数
Fe3+水解率
现象
升高温度
向右
增
降
增大
颜色变深（黄变红棕）
通HCl
向左
减小
颜色变浅
加H2O
升
加Mg粉
减
红褐色沉淀，无色气体
加NaHCO3
加少量NaF
颜色变深
加少量NaOH
红褐色沉淀
b．CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
c（CH3COO-）
c（CH3COOH）
c（OH-）
c（H+）
水解程度
升温
降低
升高
升高
加水
加醋酸
加醋酸钠
加HCl
加NaOH
【拓展提升】
电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡
水解平衡
H2S水溶液（0.1mol/L）
Na2S水溶液（0.1mol/L）
研究
对象
弱电解质（弱酸、弱碱、水）
强电解质（弱酸盐、弱碱盐）
实质
弱酸
H++弱酸根离子
弱碱
OH—+弱碱阳子
H2O+H2O
H3O++OH—
离子化速率=分子化速率
弱酸根阴离子+H2O
弱酸+OH—
弱碱阳离子+H2O
弱碱+H+
水解速率=中和速率
程度
酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……
“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……
一般中和程度远远大于水解程度
双水解程度较大，甚至很彻底。
能量变化
吸热（极少数例外）
吸热
表达式
电离方程式：
①用“
”
②多元弱酸分步电离
H2S
H++HS—
HS—
H++S2—
水解反应离子方程式①用“
”
②多元弱酸根分步水解
③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓
S2—+H2O
HS—+OH—（主要）
HS—+H2O
H2S+OH—（次要）
微粒浓度
大小
比较
c（H2S）>
c（H+）>
c（HS—）>
c（S2—）>
c（Na+）>
c（S2-）>
c（OH-）>
c（HS-）>
c（H+）
电荷
守恒式
c（H+）=c（HS-）+2c（S2-）+c（OH-）
c（Na+）+c（H+）=c（HS-）+2c（S2-）+c（OH-）
物料
c（H2S）+c（HS—）+c（S2—）=0.1mol/L
c（H2S）+c（HS—）+c（S2—）=0.1mol/L=c（Na+）/2
影响因素
温度
升温促进电离（极少数例外）
升温促进水解
浓度
稀释
促进电离，但浓度减小，酸性减弱
促进水解，但浓度减小，碱性减弱
通H2S
电离平衡向右移动，酸性增强，但
电离程度减小，电离常数不变。
HS—+OH—
H2S+OH—
HS—+H2O促使上述平衡右移，合并为：
H2S+S2—
2HS—
加Na2S
S2—+H+
HS—促使上述平衡右移，合并为：
水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。
四．离子浓度大小比较
一.电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论
⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的
电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；
例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
2.水解理论
⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；
如NaHCO3溶液中有：
c（Na+）＞c（HCO3-）。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c（H+）（或碱性溶液中的c（OH-））总是大于水解产生的弱电解质的浓度；
⑶多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
【分析】由于在NH3·
H2O溶液中存在下列电离平衡：
NH3·
H2O
NH4++OH-，H2O
H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：
c（NH3·
H2O）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（H+）。
【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：
H2S
HS-+H+，HS-
S2-+H+，H2O
c（H2S）＞c（H+）＞c（HS-）＞c（OH-）。
例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系：
c（NH4+）＞c（SO42-）＞c（H+）＞c（NH3·
H2O）＞c（OH-）。
例如:
Na2CO3溶液中水解平衡为：
CO32-+H2O
HCO3-+OH-，H2O+HCO3-
H2CO3+OH-
所以溶液中部分微粒浓度的关系为：
c（CO32-）＞c（HCO3-）。
二.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有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
2．物料守恒：
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
3．导出式——质子守恒：
如NaHCO3溶液中：
n（Na+）＋n（H+）＝n（HCO3-）＋2n（CO32-）＋n（OH-）推出：
c（Na+）＋c（H+）＝c（HCO3-）＋2c（CO32-）＋c（OH-）
如NaHCO3溶液中n（Na+）：
n（c）＝1：
1，推出：
c（Na+）＝c（HCO3-）＋c（CO32-）＋c（H2CO3）
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：
c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）。
如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可：
c（OH-）=c（H+）+c（CH3COOH）。
五．难溶电解质的溶解平衡
1．溶解度和溶解性：
难溶电解质和易溶电解质之间并无严格的界限，溶解度小于0.01g的称为难溶电解质，离子相互反应生成难溶电解质，可以认为是完全反应。
在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度
>
10g
1-10g
1-0.1g
<
0.01g
2．根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否真正能进行到底？
AgCl在溶液中存在两个过程，一方面，在水分子作用下，少量Cl-、Ag＋脱离AgCl表面溶入水中；
另一方面，溶液中的Cl-、Ag＋受AgCl表面阴、阳离子的静电作用，回到AgCl的表面析出晶体。
一定温度下，AgCl饱和溶液建立下列动态平衡的反应式：
AgCl（s）
Cl-（aq）＋Ag＋（aq），沉淀、溶解之间由于动态平衡的存住，决定了沉淀反应不能完全进行到底。
3．溶解平衡的特征：
逆：
溶解平衡是一个可逆过程。
等：
溶解速率和沉淀速率相等。
动：
溶解速率和沉淀速率相等，但不为0。
定：
平衡状态时，溶液中各种离子的浓度保持一定。
变：
当外界条件改变，溶解平衡发生移动。
【名师点拨】难溶强电解质的电离方程式用“=”，如：
AgCl溶解平衡：
AgCl（s）
Cl-（aq）＋Ag＋（aq）；
电离平衡：
AgCl＝Cl-＋Ag＋
4.影响平衡的因素：
沉淀溶解平衡
内因
电解质本身的性质
外
因
温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动
温度升高正向移动
向溶解的方向移动
正向移动
同离子效应
加入相同离子，向生成沉淀的方向移动
逆向移动
六.溶度积（Ksp）
1.概念：
一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。
2.表达式：
对于沉淀溶解平衡：
MmAn（s）
mMn+（aq）+nAm-（aq），
溶度积常数：
Ksp=c（Mn+）mc（Am-）n
3.溶度积规则：
比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Qc＞Ksp时，生成沉淀；
Qc＝Ksp时，达到溶解平衡；
Qc＜Ksp时，沉淀溶解。
4.影响溶度积的因素：
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp。
5.溶度积的物理意义：
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。
但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。
6.难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较
Ksp（18～25℃）
溶解能力比较
Cl-（aq）＋Ag＋（aq）
1.8×
10-10mol2.L-2
AgCl>
AgBr>
AgI
AgBr（s）
Br-（aq）＋Ag＋（aq）
5.0×
10-13mol2.L-2
AgI（s）
I-（aq）＋Ag＋（aq）
8.3×
10-17mol2.L-2
Mg（OH）2（s）
Mg2+（aq）＋2OH-（aq）
10-11mol3.L-3
Mg（OH）2>
Cu（OH）2
Cu（OH）2（s）
Cu2+（aq）＋2OH-（aq）
2.2×
10-20mol3.L-3
一.沉淀的生成
1．沉淀生成的应用
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用沉淀溶解来达到分离或除去某些离子的目的。
2．沉淀的方法
（1）调节pH法：
如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为Fe（OH）3沉淀而除去。
反应如下：
Fe3＋＋3NH3·
H2O===Fe（OH）3↓＋3NH
。
（2）加沉淀剂法：
如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。
Cu2＋＋S2－===CuS↓Cu2＋＋H2S===CuS↓+2H+
Hg2＋＋S2－===HgS↓Hg2＋＋H2S===HgS↓+2H+
二.沉淀的转化
1．实验探究
（1）Ag＋的沉淀物的转化
实验步骤
实验现象
有白色沉淀生成
白色沉淀变为黄色
黄色沉淀变为黑色
化学方程式
AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋
NaNO3
AgCl＋KI===AgI＋KCl
2AgI＋Na2S===Ag2S＋2NaI
实验结论
溶解度小的沉淀可以转化成溶解度更小的沉淀
（2）Mg（OH）2与Fe（OH）3的转化
产生白色沉淀
产生红褐色沉淀
MgCl2＋2NaOH===Mg（OH）2↓＋2NaCl
3Mg（OH）2＋2FeCl3===2Fe（OH）3＋3MgCl2
Fe（OH）3比Mg（OH）2溶解度小
2.沉淀转化的方法
对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解沉淀。
3．沉淀转化的实质
沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。
一般说来，溶解度大的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
4．沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
（1）锅炉除水垢
水垢[CaSO4（s）
CaCO3
C
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