專項突破14-鹽類水解規(guī)律的再認識(人教版2019選擇性必修1)

人教版選擇性必修1網(wǎng)第三章水溶液中的離子反應與平衡重難點專項突破專題突破14鹽類水解規(guī)律再認識[問題探究]1．pH均為4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H＋)相等嗎？2．某鹽溶液顯中性，該鹽一定是強酸強堿鹽嗎？3．等濃度的醋酸鈉的pH小于次氯酸鈉溶液的pH，由此能否確定醋酸與次氯酸的酸性強弱？一[提示]不相等。H2SO4抑制水的電離，NH4Cl能水解，促進水的電離，所以NH4Cl溶液中水的電離程度大。[提示]不一定。也可能是弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4溶液顯中性。[提示]由“越弱越水解”可知，等濃度的醋酸鈉的水解程度小于次氯酸鈉溶液的水解程度，由此確定醋酸的酸性大于次氯酸。突破點一:

鹽類水解規(guī)律再認識[過程建構]鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽實例NaCl、K2SO4NH4Cl、CuSO4、FeCl3Na2S、Na2CO3、NaHCO3是否水解(無弱)不水解(誰弱誰)水解(誰弱誰)水解水解離子無溶液酸堿性中性酸性堿性pHpH＝7pH<7pH>72．鹽類的水解類型3.鹽類的水解規(guī)律水解看組成，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，規(guī)律要記清。(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發(fā)生水解反應。(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā)生水解，且相互促進。(4)“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數(shù)Ka1小于NH3·H2O的電離常數(shù)Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。(5)“同強顯中性”——①強酸強堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應的堿的電離常數(shù)Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數(shù)Ka相等時，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性。[例1]已知甲、乙、丙、丁四種溶液分別為CH3COONa、NH3·H2O、CH3COOH、Na2SO4中的一種，相同溫度下，甲與乙兩種溶液的pH相同，甲與丙兩種溶液中水的電離程度相同，則丙為(

)A．NH3·H2O

B．CH3COONa

C．CH3COOHD．Na2SO4答案：C思路點撥：將物質分類分析：①酸堿都對水的電離有抑制作用。②可水解的鹽對水的電離有促進作用。③強酸強堿鹽對水的電離無影響。[典型例題]解析：CH3COONa為強堿弱酸鹽，水解呈堿性；NH3·H2O為弱堿，CH3COOH為弱酸，Na2SO4為強酸強堿鹽不水解呈中性，根據(jù)溶液的酸堿性，相同溫度下，甲與乙兩種溶液的pH相同，甲與乙一定是CH3COONa、NH3·H2O中的一種，因為它們都呈堿性，甲與丙兩種溶液中的水的電離程度相同，NH3·H2O、CH3COOH、堿和酸抑制水的電離，所以甲與丙一定是NH3·H2O、CH3COOH中的一種，則甲為NH3·H2O、乙為CH3COONa、丙為CH3COOH，C正確。[例2]室溫下，物質的量濃度相同的下列溶液，按pH由小到大的順序排列的是(

)A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4ClB．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3答案：C破題思路：比較同濃度溶液pH大小的方法：(1)總體pH大小規(guī)律：堿>鹽>酸(2)同類物質的pH大小規(guī)律：①堿：二元強堿>一元強堿>一元弱堿②酸：一元弱酸>一元強酸>二元強酸③鹽：強堿弱酸鹽>強酸強堿鹽>強酸弱堿鹽

[提升1]25℃時濃度都是1mol·L－1的四種正鹽溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X－)＝1mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列說法正確的是 (

)A．電離平衡常數(shù)K(BOH)小于K(HY)B．AY溶液的pH小于BY溶液的pHC．稀釋相同倍數(shù)，溶液pH變化BX等于BYD．將濃度均為1mol·L－1的HX和HY溶液分別稀釋10倍后，HX溶液的pH大于HYA

解析：A項，根據(jù)BY溶液的pH＝6，B＋比Y－更易水解，則BOH比HY更難電離，因此電離平衡常數(shù)K(BOH)小于K(HY)；B項，根據(jù)AX、BX、BY溶液的pH，則AX為強酸強堿鹽，BX為強酸弱堿鹽，BY為弱酸弱堿鹽，則AY為弱酸強堿鹽，溶液的pH>7，故AY溶液的pH大于BY溶液的pH；C項，稀釋相同倍數(shù)，BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH變化大于BY溶液；D項，HX為強酸，HY為弱酸，濃度相同時，稀釋10倍后，HY的電離程度增大，但仍不可能全部電離，故HX溶液的酸性強，pH小?！蔡嵘?〕鹽MN溶于水存在如下過程：下列有關說法中不正確的是

A．MN是強電解質B．總反應離子方程式為N－＋H2O══OH－＋HNC．該過程使溶液中的c(OH－)>c(H＋)D．MOH為強堿B

【提升3】某酸HX稀溶液和某堿YOH稀溶液的物質的量濃度相同,兩溶液混合后,溶液的pH>7,下表中判斷合理的是(

)【提升4】相同物質的量濃度的NaCN和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說法中，正確的是 (

)A．酸的強弱：HCN>HClOB．pH：HClO>HCNC．與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO>HCND．酸根離子濃度：c(CN－)<c(ClO－)【解析】根據(jù)越弱越水解的鹽類水解規(guī)律可知，酸性：HClO>HCN，相同濃度時溶液的pH：HClO<HCN，A、B均錯誤；同體積、同濃度的HCN和HClO溶液與NaOH溶液反應時，消耗NaOH的物質的量相等，C錯誤；因為酸性：HClO>HCN，所以溶液中c(CN－)<c(ClO－)，D正確。D〔提升5〕溫度相同、濃度均為0.2mol·L－1的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤Na2CO3、⑥CH3COONa溶液，它們的pH由小到大的排列順序為(

)A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤C．③②①⑥④⑤ D．②④①③⑤⑥A〔提升6〕現(xiàn)有室溫下濃度均為1×10－3mol·L－1的幾種溶液：①鹽酸、②硫酸、③醋酸、④氯化銨、⑤氨水、⑥NaOH溶液。回答下列問題：(1)上述6種溶液中，水電離出的c(H＋)最大的是________，最小的是________。(2)將③、⑥混合后，若溶液呈中性，則消耗兩溶液的體積為③________(填“＞”“＜”或“＝”)⑥。(3)將等體積的①、⑤混合，則溶液的pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7，用離子方程式說明其原因：________________________。④②＞＜

(4)向相同體積的①、②、③溶液中分別加入相同且足量的鋅粒，反應的初始速率由快到慢的順序為________，最終產生H2總量的關系為________。(5)向相同體積的①、③溶液中分別加入相同濃度、相同體積的CH3COONa溶液，充分混合后，混合液的pH大小關系為①________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)③。(6)將等體積的⑤、⑥溶液加熱至相同溫度后，溶液的pH大小關系為⑤________⑥。②①③②＞①＝③

＜＜解析：(4)由于起始時c(H＋)：②＞①＞③，c(H＋)越大，反應速率越快。由于酸提供的H＋總量n(H＋)：②＞①＝③，由此可知產生H2的總量關系為②＞①＝③。(5)向相同體積的①、③溶液中分別加入相同濃度、相同體積的CH3COONa溶液，混合后，溶液可以看成“分別向醋酸中加入等體積等濃度的①氯化鈉和③醋酸鈉”，由于NaCl不影響CH3COOH的電離，而醋酸根抑制了CH3COOH的電離。故答案是“＜”。(6)雖然加熱能促進氯水的電離，但仍不可能完全電離，而且由于溫度升高，NH3會揮發(fā)，因此溶液的pH：⑤＜⑥。

突破點二:水解常數(shù)及其應用2.碳酸鈉的水解分兩步:CO32-+H2O?HCO3-+OH-

Kh1HCO3-+H2O?H2CO3+OH-

Kh2請思考:Kh1與Kh2的大小關系如何?請解釋原因。提示:Kh1>Kh2。由水解常數(shù)與電離常數(shù)的表達式可知Kh1=,Kh2=,由于Ka1>Ka2,則Kh1>Kh2。1.若HA為一元弱酸，MOH為一元弱堿，則MA的水解常數(shù)Kh與HA的電離常數(shù)Ka、MOH的電離常數(shù)Kb之間的關系表達式如何？[問題探究][知識建構]水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的關系及應用1．水解常數(shù)的概念在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽離子)濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)就叫水解平衡常數(shù)。3．水解平衡常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。它只受溫度的影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。（1）判斷弱酸酸性（或弱堿堿性）的相對強弱已知常溫下濃度均為0.1mol·L－1的溶液的pH如下表所示：得出對應酸的電離平衡常數(shù)由大到小是：

。Ka(HF)>Ka1(H2CO3)>Ka(NaClO)>Ka2(H2CO3)4.水解常數(shù)的應用：（2）計算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化

常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。變小變小變大不變不變（2）計算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動。試計算溶液中(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)向右60（3）判斷