鹽類水解詳細知識點

1、專題八電離平衡及其鹽類水解2021高考預測】1 ?外界條件對弱電解質和水電離平衡的影響及強、弱電解質的比較仍將是命題的重點。2?溶液pH的計算與生物酸堿平衡相結合或運用數(shù)學工具(圖表)進展推理等試題在高考 中出現(xiàn)的可能性較大。3?溶液中離子(或溶質粒子)濃度大小比較仍是今后高考的熱點。【難點突破】難點一、強、弱電解質的判斷方法1. 電離方而：不能全部電離，存在電離平衡，如(1) 0.1 mol L ICH3C00H 溶液 pH 約為 3 ；(2) 0.1 mol CHsCOOH溶液的導電能力比一樣條件下鹽酸的弱；(3) 樣條件下，把鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸中，前者反響速率比后者快；(4) 醋

2、酸溶液中滴入石裁試液變紅，再加CH3COONH4,顏色變淺；pH=l的CHSCOOH與pH=13的NaOH等體積混合溶液呈酸性等。2. 水解方而根據電解質越弱，對應離子水解能力越強(1) CHsCOONa 水溶液的 pH>7 :(2) 0.1 mol-L 1 CHsCOONa 溶液 pH 比 0.1 mol-L 1 NaCl 溶液大。3. 稀釋方而如圖：a、b分別為pH相等的NaOH溶液和氨水稀釋曲線。c、d分別為pH相等的鹽 酸和 醋酸稀釋曲線。叫、請體會圖中的兩層含義：1加水稀釋一樣倍數(shù)后的pH大小：氨水NaOH溶液，鹽酸醋酸。假設稀釋伽倍鹽酸、NaOH溶液pH變化n個單位，而氨水與

3、醋酸溶液 pH變化不到，n個單位。2稀釋后的pH仍然相等，那么加水量的大?。喊彼甆aOH溶液，醋酸鹽酸。4. 禾【J用較強酸堿制備較弱酸堿判斷電解質強弱。如將醋酸參加碳酸鈉溶液中，有氣 泡產生。說明酸性：CH3COOH>H 2C03O5 .利用元素周期律進展判斷，如非金屬性 Cl>S>P>Si ,那么酸性 HClO4>H 2SO4>H3PO4>H2SiO3 M 高價氧化物對應水化物：金屬性：Na>Mg>AI,那么堿性:NaOH>Mg OH 2>Al OH 3?！咎貏e提醒】證明某電解質是弱電解質時，只要說明該物質是不完全電離的，即

4、存在電離平衡，既有離子，又有分子，就可說明為弱電解質。難點二、水的電離1. 水的電離及離子積常數(shù)水的電離平衡：水是極弱的電解質，能發(fā)生自電離：H2O2+H2O2H3O+HO2簡寫為H2O H + +OH 正反響為吸熱反響其HpOHI電離平衡常數(shù)：Ka=比。水的離子積常數(shù)：Kw=H +OH25°C時Kw=1.0xl0 I4mol2 L-2冰的離子積與溫度有關，溫度升奇Kw增大。如100uC時Kw=1.0xl0 12mol2 -L-2.無論是純水還是酸、堿，鹽等電解質的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Ku%2. 影響水的電離平衡的因素酸和堿:酸或堿的參加都會電離岀 H+或OH.均使水的電離

5、逆向移動，從而抑制水的電離。溫度：由于水的電離吸熱，假設升髙溫度，將促進水的電離，H+與OH同時同等 程度的增加，pH變小，但H+與OH 始終相等，故仍呈中性。能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大。4其它因素：如向水中參加活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的H+直接作用，使H+減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。3?溶液的酸堿性和pH的關系(DpH 的計算：pH=-lgH +酸堿性和pH的關系：在室溫下,中性溶液:H*=OH =1.OxlO- 7mob L *,pH=7酸性溶液：H+>OH , |H+> 1.0x10-7 mollJ, pH &l

6、t;7堿性溶液：H+vOH_, H +<1.0xl0 -7 mol-L 1, pH >7(3) pH的測立方法： 酸堿指示劑:粗略地測溶液pH范圍 pH試紙:精略地測定溶液酸堿性強弱 pH Ik :準確地測定溶液酸堿性強弱4.酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計算： 酸混合：直接算HJ,再求pH ° 堿混合：先算OH 后轉化為H+,再求pH。 酸堿混合：要先看誰過量，假設酸過量，求H+,再求pH :假設堿過量，先求OH ,再轉化為H+,最后求pH。【H?酸V酸OH沁叭=v酸+比0町八做-町酸冷OH . u =+ "誡難點三、鹽類水解鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，無弱

7、不水解：越弱越水解，都弱都水解：誰強顯誰性：同強顯中性。由此可見，鹽類水解的前提條件是有弱堿的陽離子或弱酸的酸根離子，其水溶液的酸堿性由鹽的類型決定，利用鹽溶液的酸堿性可判斷酸或堿的強弱。(1)鹽的類型是否水解溶液的pH強酸弱堿鹽水解pH<7強堿弱酸鹽水解pH>7強酸強堿鹽不水解pJ4=7組成鹽的弱堿陽離子W能水解顯酸性，組成鹽的弱酸陰離子 A 能水解顯堿性。M+ + H2OMOH+H “顯酸性A -FH 2Oa=a HA+OH 顯堿性3鹽對應的酸或堿越弱，水解程度越大，溶液堿性或酸性越強。鹽類水解離子方程式的書寫1. 本卷須知1一般要寫可逆“尸 =", 只有徹底水解才用

8、2難溶化合物不寫沉淀符號 “°r3氣體物質不寫氣體符號 “。2. 書寫方法1弱酸強堿鹽 一元弱酸強堿鹽水解 弱酸根陰離子參與水解，生成弱酸。例如：CFhCOONa+H 2OCHjCOOH + NaOH離子方程式：CHsCOOCHsCOOH+OPT的， 多元弱酸根陰離子分步水解 由于多元弱酸的電離是分多步進展的，所以多元弱酸的酸根離子的水解也是分多步進展陰離子帶幾個電荷就要水解幾步。第一 , 步水解最易，第二步較難，第三步水解更難。例如： Na2CCh+H2ONaHCOs+NaOHNaHCO34-H 2OJ=a HCOs+NaOH離子方程式：CO? +H2O?=aHCO3+OH_HCO

9、3 +H 2O?=a H2CO3+OH 多元弱酸的酸式強堿鹽水解離子方程式：HC03 +出0?=八 H2CO3+OH( 2) 強酸弱堿鹽 一元弱堿 弱堿陽離子參與水解，生成弱堿。 多元弱堿陽離子分步水解，但寫水解離子方程式時一步完成。例如：A1C13+3H2O?=AA1 (OH) 3+3HC1離子方程式：AP1 +3H2O?=A A1(OH )3+3H(3) 某些鹽溶液在混合時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子，在一起都發(fā)生水解，相互促進對方的水解，水解趨于完全?？捎谩?=" 連接反響物和生成物，水解生成的難溶 物或揮發(fā) 性物質可加、“ T" 等。例如：將A12(SO4)3

10、溶液和NaHCOs溶液混合，立即產生白色沉淀和大量氣體，離子方 程式 為：Al3' + 3HCO3 =A1(OH )31+3CO2?能夠發(fā)生雙水解反響的離子之間不能大量共存。 常見的離子間發(fā)生雙水解的有：Fer， 與 cor.HCO3 等，A"與 A1O2、cor. HCO3、S2-、HS 等。影響鹽類水解的因素1. 內因：鹽本身的性質，組成鹽的酸根相對應的酸越弱(或陽離子對應的堿越弱 ) ，水 解程度就越大。2. 外因：受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。(1) 溫度：鹽的水解是吸熱反響，因此升髙溫度水解程度增大。(2) 濃度：鹽的濃度越小，水解程度越大。(3) 外加酸、堿

11、或鹽：外加酸、堿或鹽能促進或抑制鹽的水解。歸納總結：上述有關因素對水解平衡的影響結果，可以具體總結成下表( 以 CH3COO+H2O?=A CH3COOH+OH 為例 ):改變條件C(CH3COO )C(CH3COOH)c(OH )c(H")PH水解程度加水減小減小減小增大減小增大加熱減小增大增大減小增大增大力1NaOH(s)增大減小增大減小增大減小加 HCI(g)減小增大減小增大減小增大加CH.COONa (s)增大增大增大減小增大減小力口 NHQ(s)減小增大減小增大減小增大鹽類水解的應用1. 化肥的合理使用，有時要考慮鹽類的水解例如，銀態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用，因草木灰的主要

12、成分？co)水解呈堿性：cor+H2O"HCO?+OH',彼態(tài)氮肥中NH1遇0H逸岀NH3,使氮元素損失，造成氮肥肥 效降低。2. 用熱堿去污如用熱的Na/COs溶液去污能力較強，鹽類的水解是吸熱反響，升高溫度，有利于Na?CO3水解，使其溶液顯堿性。3. 配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解。(1) 配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴幾滴相應的強酸，可使水解平衡向左移動，抑制弱堿陽離子的水解，如配制FcCb、SnCb溶液時常將它們溶于較濃的鹽酸中，然后再用水稀釋到 相應的濃 度，以抑制它們的水解，配制 Fe2(SO4)3溶液時，滴幾滴稀硫酸。(2) 配制強堿弱酸鹽溶液時，需滴幾

13、滴相應的強堿，可使水解平衡向左移動，抑制弱酸根離子的水解，如配制 Na2CO3. NaHS溶液時滴幾滴NaOH溶液。4. 物質制取如制取A12S3,不能用濕法，假設用 Na?S溶液和AICU溶液，兩種鹽溶液 在發(fā)生的水解反響中互相促進，得不到 AI2S3O制取時要采用加熱鋁粉和硫粉的混合物：2A1A+ 3S=A1?S3 05. 某些試劑的實驗室貯存要考慮鹽的水解，如 NadCOs、NaHCOs溶液因CO廠、HCO ;水解使溶液呈堿性，OH與玻璃中的Si02反響生成硅酸鹽，使試劑瓶頸與瓶塞黏結，因而不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存。6. 假設一種鹽的酸根和另一種鹽的陽離子能

14、發(fā)生水解相互促進反響，這兩種鹽相遇時， 考慮它們水解時的用 1 互促進，如泡沫火火器的原理：將硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液混合 , A12 (SO4)3+6NaHCO3=3Na2SO 4+2Al(OH )31+6CO2T? 產生大量 CO2 來火火。7. 用鹽(鐵鹽、鋁鹽)作凈水劑時.需考慮鹽類水解。例如，明磯 KA1(SO4)2-12H2O凈水 原理：AP+3H2O A1(OH)3(膠體)+3H， AI(OH) 3膠體外表積大，吸附能力強，？能吸附水中懸浮的雜質生成沉淀而起到凈水作用。8. Mg、 Zn 等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽 (如 NH4CI、 AICI3 、 FcCh 等)溶液中，產生

15、H2O例如：將鎂條投入 NHqCI溶液中，有出、NHs產生，有關離子方程式為：NH ； +出0 NHvH2O +Mg+2H'=Mg 2，+H2T69. 如果溶液濃度較低，可以利用水解反響來獲得納米材料(氫氧化物可變?yōu)檠趸?)。如果水解程度，很大，還可用于無機化合物的制備，如制TKh：TiCb+(x+2)H2O(過量)一TiO2 AH 2O+4HCITiO 2 AH 2O 焙燒,TiO 2+.vH 2O【方法技巧】離子濃度大小比較規(guī)律1. 大小比較方法(1) 考慮水解因素：如 Na2CCh 溶液中COr + HzOAHCOA+OH HCOs -FH 2O H2CO3 + OH ,所以

16、c(Na ' )>c(COf)> c(OH )>c(HCO?)(2) 不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中英他離子對其的影響程度。如在一樣的物質的量濃度的以下各溶液中 ？NH 4CICH3COONH4NH4HSO4溶液中，C(NH4 )由大到小的順序是 > >。(3) 多元弱酸、多元弱酸鹽溶液如： H?S 溶液： c(H')>c(HS )>c(S2_)>c(OH )Na2CO3 溶液：c(Na，)>c(CO5 )>c(OH )>c(HCO$)>c(H')。(4) 混合溶液混合溶液中離子濃度的比較

17、，要注意能發(fā)生反響的先反響后再比較，同時要注意混合后溶液體積的變化，一般 ?情況下，混合液的體枳等于各溶液體積之和。高考試題中在比較離子濃度的大小時，常常涉及以下兩組混合溶液：NHQ? NHsHOd : 1)；CH3COOH? CHsCOONad : 1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。如:NHQ 和 NH3 H2O(等濃度)的混合溶液中，c(NH4 )>c(CI )>c(OH )>c(H J' CMCOOH和 CH3COONa(等濃度)的混合溶液中，C(CH 3COO )>c(Na * )>c(H 1 )>c(OH )。2. 電解質溶液中的藹子之間存在著三種左量關系?微粒數(shù)守恒關系' 電荷數(shù)平衡關系?水電離的離子數(shù)平衡關系(1) 微粒數(shù)守恒關系 ( 即物料守恒 ) 。如純堿溶液中 c(Na') = 2c(CO 門杠化 = 2c(CO 門 + 2C(HCO ； ) + 2C(H2CO3): NaH2PO4 溶液中 c(Na，) = c(H2PO4 )Ai(t = c(H2PO4 )+c(HPOD-I- c(POI )+C(H3PO4)O(2) 電荷數(shù)平衡關系 (即電荷守恒 )。如小蘇打溶液中 "(Na')+dH )=d