【2022人教新課標化學】《鹽類的水解》知識梳理

第三節(jié)鹽類的水解第1課時鹽類的水解在考慮化肥的合理使用時，要注意銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用，否則會造成氮元素損失，造成肥效降低。在使用純堿洗滌去污時，用熱水洗滌去污能力更強的原因是溫度升高、純堿溶液堿性更強，去污能力更強。以下事實證明，草木灰(主要成分為K2CO3)的水溶液和純堿溶液都是堿性溶液。為什么同樣是鹽溶液，有的呈中性，而有的呈堿性呢？1.理解鹽類水解的概念及實質(zhì)。2.掌握鹽類水解方程式的書寫。3.了解影響鹽類水解平衡的因素。1．鹽的分類(按生成鹽的酸、堿的強弱劃分)NaCl、KNO3

NH4Cl、Al2(SO4)3

弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽2．鹽溶液的酸堿性探究

鹽溶液pH酸堿性鹽類型NaCl＝7中性強酸強堿鹽Na2SO4＝7中性NH4Cl<7酸性強酸弱堿鹽(NH4)2SO4<7酸性Na2CO3>7堿性弱酸強堿鹽NaHCO3>7堿性CH3COONa>7堿性3.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(1)NH4Cl溶液理論解釋

和

結(jié)合生成弱電解質(zhì)

，使水的電離平衡向

的方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H＋)

c(OH－)，溶液呈

.

總離子方程式

NH4＋OH－NH3·H2O>酸性電離理論解釋

和

結(jié)合生成弱電解質(zhì)

，使水的電離平衡向

方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H＋)

c(OH－)，溶液呈

總的離子方程式

CH3COO－H＋CH3COOH<堿性電離解釋：溶液中不生成

，水的電離平衡未受影響，溶液中c(H＋)

c(OH－)，呈

。弱電解質(zhì)＝中性鹽類的組成與鹽溶液的酸堿性的關(guān)系為：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽溶液的酸堿性中性酸性堿性1．實驗室有下列試劑：①NaOH溶液；②水玻璃；③Na2S溶液；④Na2CO3溶液；⑤NH4Cl溶液；⑥澄清的石灰水；⑦濃硫酸，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是(

)A．①和⑥

B．①②③④和⑥C．①②③和⑥

D．①②③和④解析：堿性溶液必須用帶橡膠塞的玻璃瓶來保存。水玻璃(Na2SiO3溶液)、Na2S溶液、Na2CO3溶液因水解而顯堿性，故也應用橡膠塞保存。答案：

B1．概念在溶液中，由

跟水電離出來的

結(jié)合生成

的反應。2．特征(1)一般是

反應，在一定條件下達到化學平衡。(2)鹽類水解反應是中和反應的逆反應：鹽類水解是

熱反應。鹽電離出來的離子H＋或OH－弱電解質(zhì)可逆吸3．影響因素因素對鹽類水解程度的影響內(nèi)因組成鹽的酸或堿越弱，水解程度越

外因溫度升高溫度能夠

水解濃度鹽溶液濃度越小，水解程度越

外加

酸堿水解顯酸性的鹽溶液，加堿會

水解，加酸會

水解，反之亦然外加鹽加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會

鹽的水解大大促進促進抑制促進鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律(1)鹽類水解的實質(zhì)在水溶液中鹽電離出來的離子(弱堿的陽離子或弱酸的陰離子)結(jié)合水電離出的OH－或H＋，促進了水的電離，導致溶液中c(H＋)和c(OH－)發(fā)生變化，從而使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。(2)鹽類的水解規(guī)律(3)鹽類水解的特點①與中和反應互為可逆反應；②水解過程吸收熱量；③水解程度??；④符合化學平衡移動原理。(4)特別說明：①判斷鹽溶液的酸堿性，需先判斷鹽的類型，因此需熟練記憶常見的強酸、強堿和弱酸、弱堿。②判斷水的電離影響因素時，需要查看是否有弱酸或弱堿鹽存在。2．(2009·全國Ⅱ理綜)現(xiàn)有等濃度的下列溶液：①醋酸，②苯酚，③苯酚鈉，④碳酸，⑤碳酸鈉，⑥碳酸氫鈉。按溶液pH由小到大排列正確的是(

)A．④①②⑤⑥③

B．④①②⑥⑤③C．①④②⑥③⑤

D．①④②③⑥⑤解析：一般情況下，溶液等濃度時，pH由小到大的順序是：強酸<弱酸<強酸弱堿鹽<強酸強堿鹽<強堿弱酸鹽<弱堿<強堿，而鹽溶液中，鹽對應的酸越弱，其強堿弱酸鹽堿性越強，故選C。答案：

C3．常溫下，一定濃度的某溶液，由水電離出的c(OH－)＝10－4mol·L－1，則該溶液中的溶質(zhì)可能是(

)A．Al2(SO4)3

B．CH3COONaC．NaOH D．KHSO4解析：常溫下，由純水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，因為10－4>10－7，因而該溶液中的溶質(zhì)是促進水的電離，且使溶液顯堿性即可得出結(jié)論。答案：

B 有①Na2CO3溶液②CH3COONa溶液③NaOH溶液各25mL，物質(zhì)的量濃度均為0.1mol·L－1，下列說法正確的是(

)A．3種溶液pH大小順序是③>②>①B．若將3種溶液稀釋相同的倍數(shù)，pH變化最大的是②C．若分別加入25mL0.1mol·L－1鹽酸后，pH最大的是①D．若3種溶液的pH均為9，則物質(zhì)的量濃度的大小順序是③>①>②思路指引：本題考查的是鹽類的水解及pH的應用，解題時利用鹽類水解的規(guī)律和類型即可。答案：

C 有關(guān)鹽類水解的說法不正確的是(

)A．鹽類的水解過程破壞了純水的電離平衡B．鹽類的水解是酸堿中和反應的逆過程C．鹽類水解的結(jié)果使溶液不一定呈中性D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)是c(CO32－)的2倍答案：

D鹽類的水解原理(1)鹽類水解的規(guī)律①有“弱”才水解，無“弱”不水解：只有能電離出弱酸酸根離子或弱堿陽離子的鹽(強酸弱堿鹽，強堿弱酸鹽，弱酸弱堿鹽)才能發(fā)生水解，不能電離出這類離子的鹽(強酸強堿鹽)則不能水解。②越“弱”越水解：鹽電離出的弱酸酸根離子或弱堿陽離子所對應的酸或所對應的堿弱的程度越大，水解的程度就越大。③誰強顯誰性，即強酸弱堿鹽：酸性強堿弱酸鹽：堿性強酸強堿鹽：中性1．下列說法正確的是(

)A．水解反應是吸熱反應B．升高溫度可以抑制鹽類的水解C．正鹽水溶液pH均為7D．硫酸鈉水溶液pH小于7答案：

A思路指引：解答本題時要注意以下三點：(1)多元弱酸酸根水解分步進行。(2)水解程度一般很小，不用“↓”或“↑”符號。(3)水解反應是可逆反應。答案：

B(4)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進①NH4＋與S2－、HCO3－、CO32－、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，仍是部分水解。如NH4＋＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O②Al3＋和CO32－或HCO3－等組成的鹽水解相互促進非常徹底，生成氣體和沉淀。如Al3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑。解析：因為水解是弱酸根離子(或弱堿陽離子)結(jié)合水電離出的H＋(或OH－)，破壞了水的電離平衡，從而使鹽溶液呈堿性(或酸性)，由此可判斷C正確；A、B項為弱酸的電離，D為弱酸的酸式酸根離子的電離方程式，皆與題意不符。答案：

C答案：

B2．對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是(

)答案：

C解析：由上述知識知A正確，B錯，應用多步水解方程式表示。C是電離方程式，不是水解方程式。D是醋酸與可溶性強堿發(fā)生中和反應的離子方程式。答案：

A4．0.1mol·L－1的下列幾種溶液，其pH由大到小的順序排列正確的是(

)①Na2CO3

②CH3COONa

③NaCl

④NaHCO3

⑤NH4ClA．④>①>②>③>⑤ B．②>①>④>③>⑤C．③>①>④>②>⑤ D．①>④>②>③>⑤解析：

①②④水解呈堿性，⑤水解呈酸性，③呈中性，由于酸性強弱順序為：CH3COOH>H2CO3>HCO3－，根據(jù)越弱越水解的規(guī)律，堿性順序為①>④>②。答案：

D5．(2011·黃岡中學質(zhì)檢)已知在0.1mol·L－1的NaHSO3溶液中有關(guān)微粒濃度由大到小的順序為c(Na＋)>c(HSO3－)>c(SO32－)>c(H2SO3)。(1)該溶液中c(H＋)________c(OH－)(填“>”、“<”或“＝”)，簡述理由(用離子方程式表示)：________________________________________________________________________。(2)現(xiàn)向NH4HSO3溶液中，逐滴加入少量含有酚酞的NaOH溶液，可觀察到的現(xiàn)象是________________________________________________________________________，寫出該反應的離子方程式：________________________________________________________________________。解析：由溶液中離子濃度大小可判斷NaHSO3溶液顯酸性(電離大于水解)，則c(H＋)