盐类的水解 巅峰冲刺山东省高考化学一轮考点扫描原卷版.docx

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盐类的水解巅峰冲刺山东省高考化学一轮考点扫描原卷版

专题3盐类的水解

【名师预测】

本节专题是高考考查的重点与热点，盐类水解主要考点有四个：

一是水解方程式的书写；二是水解平衡的影响因素及水解平衡移动；三是溶液中离子浓度大小的比较；四是盐类水解在工农业生产和实验中的应用。

预计今后，溶液中离子浓度大小比较仍然会是高考的热点，其不仅可以结合本专题其他内容考查，而且溶液中的各种守恒关系也得到了很好的体现，以选择题为主。

【知识精讲】

一、体系构建

二、盐类水解及其规律

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

盐电离―→―→

破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性

3.特点

→水解反应是可逆反应

｜

→水解反应是酸碱中和反应的逆反应

｜

→水解反应程度很微弱

4.规律

有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

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

否

中性

pH＝7

强酸弱碱盐

NH4Cl、Cu（NO3）2

是

NH、Cu2＋

酸性

pH＜7

弱酸强碱盐

CH3COONa、Na2CO3

是

CH3COO－、CO

碱性

pH>7

5.盐类水解离子方程式的书写要求

（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。

盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。

（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。

（3）多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。

（4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。

6.盐类水解离子方程式的书写规律

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＋。

易错提醒：

（1）盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进水的电离。

（2）盐类的水解反应是中和反应的逆反应，水解过程吸热。

（3）发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。

（4）（NH4）2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。

（5）稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性（或碱性）越弱。

（6）向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，原因是：

体系中c（CH3COOH）增大是主要因素，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。

（7）水解平衡常数（Kh）只受温度的影响，它与Ka（或Kb）、Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。

三、盐类水解的影响因素及应用

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

（3）以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。

条件

移动方向

H＋数

pH

现象

升温

向右

增多

减小

颜色变深

通HCl

向左

增多

减小

颜色变浅

加H2O

向右

增多

增大

颜色变浅

加NaHCO3

向右

减小

增大

生成红褐色沉淀，放出气体

2.盐类水解的重要应用

（1）判断离子能否大量共存

若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。

常见的相互促进的水解反应进行完全的有：

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，如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和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：

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。

（5）解释热的纯碱溶液去污能力强

碳酸钠溶液中存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，升高温度，水解平衡右移，c（OH－）增大。

（6）解释泡沫灭火器的反应原理

成分：

NaHCO3、Al2（SO4）3；发生反应：

Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。

三、溶液微粒浓度大小比较

1．两个理论

（1）电离理论

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：

c（NH3·H2O）>________>________。

②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。

如在H2S溶液中：

c（H2S）>________>________>________。

（2）水解理论

①弱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：

c（Cl－）>________>________>______________。

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：

c（CO）>________>________。

2．一个比较

比较同浓度的弱酸（或弱碱）的电离能力与对应的强碱弱酸盐（或对应强酸弱碱盐）的水解能力。

（1）如果电离能力大于水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO－水解的程度，则等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显________，溶液中c（H＋）______c（OH－）。

（2）如果是水解能力大于电离能力，如HClO的电离程度小于ClO－水解的程度，则等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显________，溶液中c（H＋）____c（OH－）。

（3）酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。

如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力大于电离能力，故溶液显________，c（H＋）____c（OH－）；又如NaHSO3溶液中，HSO的电离能力大于水解能力，故溶液显________，溶液中c（H＋）____c（OH－）。

3．三个守恒

（1）电荷守恒：

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＋）＝____________________。

（2）物料守恒：

即原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

如0.1mol/LNaHCO3溶液中：

c（Na＋）＝________________________＝______mol/L。

（3）质子守恒→注重分子或离子得失H＋数目不变

在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子（H＋）的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。

如Na2S水溶液中的质子转移如图所示：

由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：

c（OH－）＝____________________。

质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。

Na2S水溶液中电荷守恒式为c（Na＋）＋c（H＋）＝____________________①，物料守恒式为c（Na＋）＝____________________②，由①－②即可得质子守恒式，消去没有参与变化的Na＋等，得c（OH－）＝____________________。

再如：

NaHCO3溶液中的质子守恒。

则：

________________＝________________。

4．解题思路

答案：

1．

（1）①c（OH－）　c（NH）　②c（H＋）　c（HS－）　c（S2－）

（2）①c（NH）　c（H＋）　c（NH3·H2O）　②c（HCO）　c（H2CO3）

2．

（1）酸性　>　

（2）碱性　<　（3）碱性　<　酸性　>

3．

（1）c（HCO）＋2c（CO）＋c（OH－）

（2）c（HCO）＋c（CO）＋c（H2CO3）　0.1

（3）c（H＋）＋2c（H2S）＋c（HS－）　c（OH－）＋c（HS－）＋2c（S2－）　2[c（HS－）＋c（S2－）＋c（H2S）]　c（H＋）＋2c（H2S）＋c（HS－）　c（H2CO3）＋c（H＋）　c（CO）＋c（OH－）

【典题精练】

考点1、考查盐类水解实质及水解方程式的书写

例1．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（　　）

①HCl＋H2OH3O＋＋Cl－　②AlCl3＋3H2O===Al（OH）3＋3HCl　③Na2CO3＋2H2OH2CO3＋2NaOH　④碳酸氢钠溶液：

HCO＋H2OCO＋H3O＋　⑤NH4Cl溶于D2O中：

NH＋D2ONH3·D2O＋H＋

A．①②③④B．①②③C．②③⑤D．全部

规律总结：

水解离子方程式的书写规律为：

谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸。

考点2、考查盐类水解的规律

例2．25℃时，浓度均为0.2mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是（　　）

A．均存在电离平衡和水解平衡

B．存在的粒子种类相同

C．c（OH－）前者大于后者

D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c（CO）均增大

规律总结：

盐类水解的规律及拓展应用

（1）“谁弱谁水解，越弱越水解”。

如酸性：

HCN

NaCN>CH3COONa。

（2）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。

如NaHSO4在水溶液中：

NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。

（3）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）。

（4）相同条件下的水解程度

①正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。

②相互促进水解的盐>单独水解