鹽類水解詳細知識點

1、【2015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)進行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?！倦y點突破】難點一、強、弱電解質的判斷方法1 .電離方面：不能全部電離，存在電離平衡，如(1) molLCH3COOH溶液pH約為3;(2) molCH3COOH溶液的導電能力比相同條件下鹽酸的弱；(3)相同條件下，把鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸中，前者反應速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4,顏色變淺

2、；(5)pH=1的CH3COOH與pH=13的NaOH等體積混合溶液呈酸性等。2 .水解方面根據(jù)電解質越弱，對應離子水解能力越強(1)CH3COONa水溶?夜的pH>7;3 2)molL:1CH3COONa溶?夜pH比molL1NaCl溶液大。4 .稀釋方面如圖：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。請體會圖中的兩層含義：(1)加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼?gt;NaOH溶液，鹽酸>醋酸。若稀釋10n倍，鹽酸、NaOH溶?夜pH變化n個單位，而氨水與醋酸溶液pH變化不到，n個單位。(2)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的大小

3、：氨水NaOH溶液，醋酸>鹽酸。5 .利用較強酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質強弱。如將醋酸加入碳酸鈉溶液中，有氣泡產生。說明酸性：CH3COOH>H2cO3。6 .利用元素周期律進行判斷，如非金屬性Cl>S>P>Si,則酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高價氧化物對應水化物)；金屬性：Na>Mg>Al,則堿性：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

4、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+H2O2，'H3O+HO2簡寫為H2O,H+OH（正反應為吸熱反應）其HOH-電離平衡常數(shù)：Ka=H2O水的離子積常數(shù)：Kw=H+OH-250C時Kw=X10-14mol2L-2，水的離子積與溫度有關，溫度升高Kw增大。如1000c時Kw=X10-12mol2L-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Kw。2 .影響水的電離平衡的因素酸和堿：酸或堿的加入都會電離出H+或OH-,均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電離。溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離，H+與OH-同時

5、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。其它因素：如向水中加入活潑金屬，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pH的計算：pH=-lgH+酸堿性和pH的關系：在室溫下，中性溶液：H+=OH=¥0-7molL-1,pH=7酸性溶液：H+>OH,H+>X10-7molL-1,pHv7堿性溶液：H+<OH,H+vX10-7molL-1,pH>7pH的測定方法：酸堿指示劑：粗略地測溶液pH范圍pH試紙

6、:精略地測定溶液酸堿性強弱pH計：精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H+,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，若酸過量，求H+,再求pH;若堿過量，先求OH-,再轉化為H+,最后求pH。H酸丫酸一OH-堿V堿H+混=OH-堿V堿H酸丫酸一OH混=難點三、鹽類水解鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，無弱不水解；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。鹽的類型是否水解溶液的pH強

7、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pH=7（2）組成鹽的弱堿陽離子（M+）能水解顯酸性，組成鹽的弱酸陰離子（A1能水解顯堿性。M+H2O''MOH+H+顯酸性A+H2O1HA+OH顯堿性鹽對應的酸（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5 .注意事項一般要寫可逆只有徹底水解才用"=；'1（2）難溶化合物不寫沉淀符號"（3）氣體物質不寫氣體符號“T?！? .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：CH3COONa+H2O.*CH3COOH+N

8、aOH離子方程式：CH3COO+H2O，CH3COOH+OH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行的，所以多元弱酸的酸根離子的水解也是分多步進行的，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：Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOHNaHCO3+H2O=H2CO3+NaOH離子方程式：CO3+H2O、'HCO3+OHHCO3+H2O：H2CO3+OH多元弱酸的酸式強堿鹽水解例如：NaHCO3+H2OH2CO3+NaOH離子方程式：HCO3+H2O:=H2CO3+OH(2)強酸弱堿鹽一兀弱堿弱堿陽離子參與水解，生成弱堿。多元弱堿陽離子

9、分步水解，但寫水解離子方程式時一步完成。例如：AlCl3+3H2。Al(OH)3+3HC1離子方程式：A13+3H2OAl(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。可用"='連接反應物和生成物，水解生成的難溶物或揮發(fā)性物質可加"卜“悸。例如：將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3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=Al(OH)33CO2T能夠發(fā)生雙水解反應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：Fe3+與CO2、HCO3等，川3+與人

10、102、CO3、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：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大。(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*CH3COOH+OH為例):改變條件一c(CH3COO)c(CH3COOH)一c(OH)十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

11、減小增大增大力口NaOH(s)增大減小增大減小增大減小加HCl(g)減小增大減小增大減小增大加CH3COONa(s)增大增大增大減小增大減小加NH4C1(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，錢態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用，因草木灰的主要成分K2CO3水解呈堿性：CO2+H2O,.HCO3+OH,錢態(tài)氮肥中NH4遇OH逸出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Na2CO3溶液去污能力較強，鹽類的水解是吸熱反應，升高溫度，有利于Na2CO3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

12、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FeCl3、SnCl2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(S04)3溶液時，滴幾滴稀硫酸。(2)配制強堿弱酸鹽溶液時，需滴幾滴相應的強堿，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，若用Na2s溶液和A1C13溶液，兩種鹽溶液在發(fā)生的水解反應中互相促進，得不到AI2S3。制取時要采用加熱鋁粉和硫粉的混合物：2A1+3s=Al2s3。5 .某些試劑的實驗室貯存要

13、考慮鹽的水解，如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO2>HCO3水解使溶液呈堿性，OH與玻璃中的SiO2反應生成硅酸鹽，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 .若一種鹽的酸根和另一種鹽的陽離子能發(fā)生水解相互促進反應，這兩種鹽相遇時，要考慮它們水解時的相互促進，如泡沫滅火器的原理：將硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液混合，Al2(SO4)3+6NaHCO3=3Na2SO4+2Al(OH)3U6CO2T,產生大量CO2來滅火。7 .用鹽(鐵鹽、鋁鹽)作凈水劑時需考慮鹽類水解。例如，明磯KAl(SO4)212H2O凈水原理：Al3+3H2OAl(OH)3(

14、膠體)+31，Al(OH)3膠體表面積大，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NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，產生H2O例如：將鎂條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產生，有關離子方程式為：NH4+H2ONH3H2O+H+,Mg+,2H+=MgHz19 .如果溶液濃度較低，可以利用水解反應來獲得納米材料(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TiO2：TiCl4+(x+2)H2O(過量),TiO2xH2O+4HClTiO2XH2O焙燒,TiO2+xH2O【方法技巧】離子濃度大小比

15、較規(guī)律1 .大小比較方法(1)考慮水解因素：如Na2CO3溶液中CO2+H2O=HCO3+OHHCO3+H2O=H2CO3+OH,所以c(Na+)>c(CO2)>c(OH)>c(HCO3)(2)不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對其的影響程度。如在相同的物質的量濃度的下列各溶液中NH4CICH3COONH4NH4HSO4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：H2s溶液：c(H+)>c(HS)>c(S2)>c(OH)Na2CO3溶。:c(Na)>c(CO2)>c(OH)>c(HC

16、O3)>c(H)。(4)混合溶液混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應的先反應后再比較，同時要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合液的體積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：NH4CINH3H2O(1：1);CH3COOHCH3COONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。如：NH4CI和NH3H2。(等濃度)的混合溶液中，c(NH4)>c(Cl)>c(OH)>c(H+),CH3COOH和CH3COONa(等濃度)的混合溶液中，c(CH3COO)>c(Na+)>c(H+)>c(OH)o2 .電解質溶液中的離子之間存在著三種定量關系(1)微粒數(shù)守恒關系(即物料守恒)。如純堿溶液中c(Na+)=2c(COr)未變化=2c(COr)+2c(HCO3)+2c(H2CO3);NaH2PO4溶放中c(Na)=c(H2PO4)未變化=c(H2PO4)+c(HPO4)十c(PO3)+c(H3PO4)。(2)電荷數(shù)平衡關系(即電荷守恒)。如小蘇打溶液中，c(Na+)+c(H+)