高考化学热点题型和提分秘籍专题83 盐类的水解解析版.docx
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高考化学热点题型和提分秘籍专题83盐类的水解解析版
1．了解盐类水解的原理。
2．了解影响盐类水解程度的主要因素。
3．了解盐类水解的应用。
热点题型一盐类水解的规律及应用
例1、室温下，0.01mol/L二元酸H2A溶液的pH＝3，下列说法正确的是（）
A．在Na2A、NaHA两种溶液中，离子种类不同
B．NaHA溶液的pH一定大于7
C．在NaHA溶液中一定有c（OH－）＋c（A2－）＝c（H2A）＋c（H＋）
D．在溶质的物质的量相等的Na2A、NaHA两种溶液中，阴离子总数相等
【答案】C
【提分秘籍】
1．酸式盐溶液的酸碱性的判断
（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性。
如NaHSO4：
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。
（既存在电离平衡又存在水解平衡）。
HA－H＋＋A2－HA－＋H2OH2A＋OH－
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）。
故离子浓度大小关系为：
c（Na＋）>c（HCO）>c（OH－）>c（H2CO3）>c（H＋）>c（CO）。
常见的电离小于水解显碱性的酸式盐还有NaHS、Na2HPO4等。
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）。
则有：
c（Na＋）>c（HSO）>c（H＋）>c（SO）>c（OH－）>c（H2SO3）。
常见的电离大于水解显酸性的酸式盐还有NaH2PO4、NaHC2O4等。
2．盐类水解的规律
（1）组成盐的弱碱阳离子（Mx＋）水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子（Ay－）水解使溶液显碱性。
Mx＋＋xH2OM（OH）x＋xH＋
Ay－＋H2OHA（y－1）－＋OH－
【特别提示】多元弱酸的酸根离子的水解方程式应分步写出。
（2）盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
（3）多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如同浓度时，CO比HCO的水解程度大。
（4）水解程度：
相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。
如NH的水解程度：
（NH4）2CO3>（NH4）2SO4>（NH4）2Fe（SO4）2。
（5）双水解：
弱酸根离子与弱碱阳离子在溶液中的水解反应相互促进，完全水解的反应一般会有沉淀、气体生成。
3．利用盐类的水解进行除杂的注意事项
利用盐类的水解进行除杂无论是在日常生活、化学工业还是化学实验中都具有非常重要的意义，其原理是根据盐类的水解程度的不同，通过调节溶液pH使部分离子转化为沉淀而除去。
如MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋的大，可加入MgO、Mg（OH）2或MgCO3等，调节溶液的pH，使
Fe3＋的水解平衡正向移动，生成Fe（OH）3沉淀而除去。
【特别提示】
（1）不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性碱，因加这些物质pH升高太迅速，且碱过量不易觉察，Mg2＋也可能转化为Mg（OH）2沉淀，还会引入NH、Na＋等杂质。
（2）一些金属阳离子生成沉淀或沉淀完全时，溶液不一定显碱性，如Fe3＋沉淀完全时，pH大约为3.7。
（3）调节溶液pH时，调节到酸性不一定加的是酸，如把FeCl3溶液的pH调节到3.7，使Fe3＋完全生成Fe（OH）3而沉淀完全，就不能认为加酸使FeCl3溶液的pH降低到3.7，而是加碱或与酸反应的物质使FeCl3溶液的pH升高到3.7，因为FeCl3溶液的pH比3.7小。
4．盐类水解原理的应用
（1）判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类水解。
（2）比较盐溶液中离子种类及其浓度大小时要考虑盐类水解。
（3）判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐类水解，如Al3＋、Fe3＋与HCO、CO、AlO等不能大量共存。
（4）物质在参加反应时，有时要考虑盐类水解，如Mg加到NH4Cl溶液中，AlCl3与Na2S溶液混合等。
（5）加热浓缩某些盐溶液时，要考虑水解，如浓缩FeCl3、AlCl3溶液，蒸干得氢氧化物，灼烧得金属氧化物。
（6）保存Na2CO3等碱性盐溶液不能用磨口玻璃瓶，保存NH4F溶液不用玻璃瓶。
（7）保存某些盐溶液时，要考虑盐类水解，如FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制Fe3＋水解。
（8）解释生活、生产中的一些化学现象，如：
某些胶体的制备利用水解原理，如实验室制备Fe（OH）3胶体
【举一反三】
下列说法错误的是（）
A．下列离子在溶液中能大量共存：
Al3＋、Na＋、S2－、NO
B．为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸
C．实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞
D．NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次增大，则HX、HY、HZ的酸性依次减弱
【答案】A
热点题型二溶液中离子浓度的大小的判断
例2、有4种混合溶液，分别由等体积0.1mol·L－1的两种溶液混合而成：
①CH3COONa与HCl②CH3COONa与NaOH
③CH3COONa与NaCl④CH3COONa与NaHCO3
下列各项排序正确的是（）
A．pH：
②>③>④>①
B．c（CH3COO－）：
②>④>③>①
C．溶液中c（H＋）：
①>③>②>④
D．c（CH3COOH）：
①>④>③>②
【答案】BD
【提分秘籍】
溶液中离子浓度大小的判断规律
（1）“一个比较”
比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。
①分子的电离大于相应离子的水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO－水解的程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性。
则有：
c（CH3COO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）。
②分子的电离小于相应离子的水解能力。
如HCN的电离程度小于CN－水解的程度，则等浓度的HCN与NaCN溶液等体积混合后溶液显碱性。
则有：
c（Na＋）>c（CN－）>c（OH－）>c（H＋）。
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①NaHCO3溶液，HCO的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性。
则有：
c（Na＋）>c（HCO）>c（OH－）>
c（H＋）>c（CO）；
②NaHSO3溶液，HSO的电离能力大于HSO的水解能力，故溶液显酸性。
则有：
c（Na＋）>c（HSO）>
c（H＋）>c（SO）>c（OH－）。
（2）“两个微弱”
①弱电解质的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸中：
CH3COOHCH3COO－＋H＋；
H2OOH－＋H＋；则有：
c（CH3COOH）>c（H＋）>c（CH3COO－）>c（OH－）。
②弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如在稀NH4Cl溶液中：
NH4Cl===NH＋Cl－；
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；
H2OOH－＋H＋；则有：
c（Cl－）>c（NH）>c（H＋）>c（NH3·H2O）＞c（OH－）。
（3）“三个守恒”
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。
A．单一元素守恒，如1molNH3通入水中形成氨水，就有n（NH3）＋n（NH3·H2O）＋n（NH）＝1mol，即氮元素守恒。
B．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－）
3．比较溶液中粒子浓度大小的步骤
（1）判反应
判断两种溶液混合时，是否发生化学反应，这一步主要目的是搞清楚溶液的真实组成。
（2）写平衡
根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡（水解平衡、电离平衡），尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。
（3）列等式
根据溶液中的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中离子浓度间的数学关系式。
（4）分主次
根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关规律，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依次比较出溶液中各粒子浓度的大小。
4．粒子浓度大小比较的常见类型
（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，
c（H3PO4）>c（H＋）>c（H2PO）>c（HPO）>c（PO）>c（OH－）。
（2）多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中，
c（Na＋）>c（CO）>c（OH－）>c（HCO）>c（H＋）。
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。
如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中：
①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c（NH）由大到小的顺序是③>①>②。
（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
如在含0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液中，NH3·H2O电离程度大于NH的水解程度，各离子浓度的大小顺序为c（NH）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋）。
【举一反三】
下列溶液中粒子的物质的量浓度关系正确的是（）
A．0.1mol/LNaHCO3溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中：
c（Na＋）>c（CO）>c（HCO）>c（OH－）
B．20mL0.1mol/LCH3COONa溶液与10mL0.1mol/LHCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：
c（CH3COO－）>c（Cl－）>c（CH3COOH）>c（H＋）
C．室温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合，所得溶液中：
c（Cl－）＋c（H＋）>c（NH）＋c（OH－）
D．0.1mol/LCH3COOH溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中：
c（OH－）>c（H＋）＋c（CH3COOH）
【答案】B
1．【2019天津理综化学】室温下，将0.05molNa2CO3固体溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物质。
有关结论正确的是（）
加入的物质
结论
A
50mL1mol·L－1H2SO4
反应结束后，c（Na+）=c（SO42－）
B
0.05molCaO
溶液中增大
C
50mLH2O
由水电离出的c（H+）·c（OH—）不变
D
0.1molNaHSO4固体
反应完全后，溶液pH减小，c（Na+）不变
【答案】B
【解析】室温下，将0.05molNa2CO3固体溶于水配成100mL溶液，溶液中存在CO32—+H2OHCO3—+OH—溶液呈碱性；加入50mL1mol·L－1H2SO4，H2SO4与Na2CO3恰好反应，则反应后的溶液溶质为Na2SO4，故根据物料守恒反应结束后c（Na+）=2c（SO42－），A错误；向溶液中加入0.05molCaO，则CaO+H2O=Ca（OH）2，则c（OH—）增大，且Ca2++CO32—=CaCO3↓，使
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