高三化學一輪考點精講精析22鹽類的水解

1、2010屆高三化學一輪考點精講精析考點22 鹽類的水解考點聚焦1認識鹽類水解的原理，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不作要求。2運用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規(guī)律，探究影響鹽類水解程度的主要因素。3能運用鹽類水解的規(guī)律判斷常見鹽溶液的酸堿性。4會書寫鹽類水解的離子方程式。5能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。知識梳理一、 鹽類的水解 概念： 。實質： 。鹽類水解的規(guī)律 。如果要判斷鹽類是否發(fā)生水解反應或水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子對應的酸或堿的相對強弱。在通常情況下，鹽類水解的程度是很小的，并且反應前后均有弱電解質存在，因而鹽的水解反應是可逆的。有弱才

2、水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。鹽對應的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液的堿性（或酸性）越強。多元弱酸根離子，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大很多。影響鹽類水解的因素：決定因素是鹽的結構和性質。溫度：鹽類水解是吸熱，升溫，水解程度增大。濃度：水解過程是一個微?？偭浚ú豢紤]水分子）增加的過程，因而加水稀釋，平衡向右移動，水解程度加大，而水解產生的H+（或OH-）的濃度減小。加入酸、堿等物質：水解顯酸性的鹽溶液中加入堿，肯定促進鹽的水解，加入酸，抑制鹽的水解；水解顯堿性的同理?？傊馄胶庾駨幕瘜W平衡移動原理。二、水解的表示多元弱酸根離子水解，以第一步為主；多

3、元弱堿陽離子可書寫一步總反應方程式；水解程度一般很小，故方程式用“”符號，且產生的物質的濃度太小，一般不用“”、“”表示；雙水解比單水解程度大，有些可以進行到底。三、鹽類水解的類型強酸弱堿鹽的水解：溶液呈酸性，弱堿陽離子水解強堿弱酸鹽的水解：溶液呈堿性，弱酸根離子水解弱酸弱堿鹽的水解程度很大，溶液的酸堿性決定與酸堿性的相對強弱 .酸強于堿顯酸性，如(NH4)2SO3.堿強于酸顯堿性，如NH4CN.酸堿強弱相當?shù)某手行?，如CH3COONH4強酸強堿鹽，不水解，呈中性弱酸的酸式鹽水解，酸取決于酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小如電離程度大于水解程度，以電離為主，溶液呈酸性，如NaHSO3、Na

4、H2PO4如水解程度大于電離程度，以水解為主，溶液呈堿性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS完全雙水解的鹽，如Al3+與HCO3-、CO32-、S2-、AlO2-等發(fā)生雙水解進行到底。四、溶液中離子濃度大小的比較多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3PO4的溶液中，c (H+)>c()>c()>c()多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3的溶液中，c (Na+)>c()>c()>c()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影響的因素。如在相同的物質的量濃度的下列各溶液中a、NH4Cl b、CH3COONH4 c、NH

5、4HSO4。c(NH4+)由大到小的順序是 c>a>b。 混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電解因素、水解因素等。分別以H2S、NaHS、Na2S為例：離子濃度的大小比較：H2S 、NaHS 、Na2S 。五、電解質溶液中的守恒規(guī)律電荷守恒：電解質溶液中陰、陽離子所帶的正、負電荷數(shù)相等，即溶液不顯電性。如磷酸溶液中，c (H+)= c ()+ c()+2 c(-)+3 c()物料守恒：就是電解質溶液中某一組分的原始濃度（起始濃度）應該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如0.1mol/L的NaHS溶液，0.1= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)或c

6、(Na+)= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)原理守恒：水電離的特征是c (H+)= c (OH-)，據(jù)此可以得出下列關系如在K2CO3溶液中：c ()= c (H+)+ c ()+2(H2CO3)（也稱質子守恒）例題：分別以H2SNaHSNa2S為例離子濃度的守恒關系:物料守恒 、 電荷守恒： ；質子守恒： 。六、鹽類水解的應用.判斷溶液的酸堿性： ；.判斷不同弱電解質的相對強弱： ；.比較溶液中離子濃度：同一溶液中不同離子濃度： 、不同溶液中相同離子濃度： 。.解釋某些化學現(xiàn)象及在生產生活中的應用： 。 。七、離子共存問題的分析不能與H+共存的離子有 、不能與共存的離子有

7、 、不能與共存的離子有 、不能與Al3+共存的離子有 、不能與共存的離子有 、不能與Fe3+共存的離子有 、不能與Fe2+共存的離子有 、不能與共存的離子有 、試題枚舉例1 （2006江蘇，13）下列敘述正確的是A0.1mol·L1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)B10 mL 0.02mol·L1HCl溶液與10 mL 0.02mol·L1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的體積為20 mL，則溶液的pH=12C在0.1mol·L1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)c(H+)D0.1mol·L1某二元弱酸強堿鹽

8、NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)c(HA-)c(H2A)解析：NH3·H2O是弱電解質，它本身電離所產生的兩種離子濃度相等，得氨水中的部分OH-來自于H2O的電離，所以c(OH-)>c(NH4+)，A錯；B項中酸堿中和反應后，pH=-lgC(H+)=-lg（10-14/10-12）=12，B正確；根據(jù)鹽的消解規(guī)律，可以判斷C正確；D項中因鈉元素的離子與A原子的物質的量之比為11，對應關系應該為c(Na+)=c(A2-)c(HA-)c(H2A)，D錯。答案：BC例2 （2006四川，12）25時，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當溶液的PH7時，下列關系正確的是Ac(NH

9、4+)=c() Bc(NH4+)>c(SO42)Cc(NH4+)<c() Dc(OH)+c()=c(H+)+c(NH4+)解析： 氨水與稀硫酸反應，至溶液呈中性，即c（H+）=c（OH-）；根據(jù)電荷守恒有：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+2c(),則D錯;將前兩個等式融合得, c(NH4+)=2c(),則A錯,B對,C錯。答案： B例3 已知0.1 mol·L1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，則下列說法正確的是（ ）A在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同B在溶質物質的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中，陰離子總數(shù)相等C在NaHA溶液中一定有：c（Na+

10、）+c（H+）=c（HA）+c（）+2c（A2）D在Na2A溶液中一定有：c（Na+）c（A2）c（H+）c（）解析：0.1 mol·L1的強酸pH1.0，0.1 mol·L1的H2A溶液pH4.0，說明它是一種弱酸。Na2A發(fā)生水解A2+H2OHA+OH和HA+H2OH2A+OH，溶液中存在HA、A2、H+、OH；NaHA發(fā)生水解HA+H2OH2A+OH和電離HAH+A2，溶液中存在HA、A2、H+、OH，所以兩溶液中離子種類相同，A不正確。物質的量相等的Na2A和NaHA因為存在上述水解、電離等過程，陰離子數(shù)量發(fā)生變化，所以陰離子總量不相等，B不正確。由電荷守恒可知c（

11、Na+）+c（H+）=c（HA）+c（）+2c（A2），C正確。Na2A溶液顯堿性，c（）c（H+），D不正確。答案： C例4 化合物SOCl2是一種液態(tài)化合物，沸點77 。在盛有10 mL水的錐形瓶中，小心地滴加810滴SOCl2，可觀察到劇烈反應，液面上有白霧形成，并有帶刺激性氣味的氣體逸出。該氣體可使滴有品紅試液的濾紙褪色。輕輕振蕩錐形瓶，等白霧消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于HNO3的白色凝乳狀沉淀析出。（1）根據(jù)上述實驗，寫出SOCl2和水反應的化學方程式：_。（2）AlCl3溶液蒸干灼燒得不到無水AlCl3，而用SOCl2與AlCl3·6H2O混合共熱，可得到

12、無水AlCl3，原因是_。解析：水解的本質是化合物中帶正電的基團結合水中電離產生的OH，而帶負電部分結合水中電離產生的H+。據(jù)題給信息分析，產生的刺激性氣體應是SO2，它是由SO2+結合OH轉化成H2SO3，而另一帶負電的Cl結合水電離的H+生成HCl，與AgNO3反應生成白色的AgCl沉淀。答案： （1）SOCl2+H2O=SO2+2HCl （2）因為蒸干AlCl3溶液時，由于AlCl3水解生成的HCl易揮發(fā)，而得到Al（OH）3，但當與SOCl2混合共熱時，由于SOCl2極易吸水，防止了AlCl3的水解，有關的化學方程式為6SOCl2+AlCl3·6H2O=6SO2+AlCl3+

13、12HCl例5用酚酞、石蕊、0.1mol/L氨水、氯化銨晶體、0.1mol/L鹽酸、熟石灰和蒸餾水，若僅用上述試劑怎樣用簡單實驗方法證明氨水是弱堿？并指出是通過什么途徑證明氨水是弱堿的？解析：證明氨水是弱堿，可通過兩條途徑：一是證明氨水中存在電離平衡，如方案（1）。另一是證明NH4+作為弱堿陽離子能破壞水的電離平衡發(fā)生水解反應，如方案（2）、（3）。答案： 方案（1）取少量氨水，滴加酚酞，溶液呈紅色，然后向其中加人少量CH3COONH4晶體，振蕩，可看到紅色變淺，說明氨水中存在電離平衡，氨水為弱堿。 方案（2）取少量NH4Cl晶體溶于水，滴加石蕊試液，溶液顯紅色，說明NH4+水解生成了NH3&

14、#183;H2O和HCl，從而破壞了水的電離平衡，亦說明氨水是弱堿。 方案（3）將 0.1mol/L NH3· H2O與0.1mol/L鹽酸等體積混合，再滴加石蕊試劑，溶液顯紅色，說明NH4+水解破壞了水的電離平衡，從而說明氨水是弱堿。變式解釋說明化學事實：向盛有少量Mg（OH）2 懸濁液培養(yǎng)皿中加入適量的飽和氯化銨溶液?，F(xiàn)象 討論解釋其原因：同學甲：實驗中存在Mg（OH）2的溶解、結晶平衡： Mg（OH）2（固） Mg2+2OH-。當加入NH4Cl時，由于NH4+水解，NH4+H2ONH3·H2O+H+，使溶液呈酸性。H+OH-=H2O，從而使溶液中OH-減小，促進Mg（OH）2溶解，使溶液澄清。同學乙：實驗中加入NH4Cl后，溶液中NH4+可與OH-結合從而使Mg（OH）2的溶解平衡右移使溶液澄清。甲、乙同學的兩種解釋誰的更有道理？