2019-2020年高考化學一輪復習 專題9.3 鹽類的水解講案（含解析）.doc

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2019-2020年高考化學一輪復習 專題9.3 鹽類的水解講案（含解析） 復習目標： 1、了解鹽類水解的實質(zhì)，能夠解釋鹽類水解的過程。 2、能夠判斷水解后溶液的酸堿性和書寫水解方程式，總結(jié)、歸納出鹽類水解的基本規(guī)律。 3、能夠比較出溶液中離子濃度大小。 基礎知識回顧： 一、鹽類水解 1、鹽類水解的實質(zhì)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。鹽的水解可看作酸堿中和反應的逆過程，為吸熱反應。 2、鹽類水解規(guī)律 （1）強弱規(guī)律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰強顯誰性?！? （2）大小規(guī)律： ①“水解程度小，式中可逆號，水解產(chǎn)物少，狀態(tài)不標號?！? ②多元弱酸鹽的水解是分步進行的，且以第一步為主。 如：CO+ H2OHCO+OH- HCO+ H2OH2CO3 + OH- （3）酸式鹽規(guī)律： ① 強酸酸式鹽溶液呈強酸性。如NaHSO4、NH4HSO4 ②強堿弱酸酸式鹽溶液顯何性，必須比較其陰離子的電離程度和水解程度。 電離程度＞水解程度，則溶液顯酸性。如NaH2PO4、NaHSO3 電離程度＜水解程度，則溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS 3、大多數(shù)鹽類水解程度較低，但其過程促進了水的電離。 鹽類水解的程度主要決定于鹽的本性，組成鹽的酸根對應的酸(或陽離子對應的堿)越弱，水解程度就越大，其鹽溶液的堿性(或酸性)越強。 　 升高溫度、水解程度增大；在溫度不變的條件下，稀釋溶液，水解程度增大，另外，加酸或加堿抑制水解。 4、水解反應可用化學方程式或離子方程式表示，書寫時應注意。 　?。?）一般用可逆號“”，只有互相促進的完全水解（即有沉淀或氣體產(chǎn)生的互促水解）才用“＝”。 　?。?）多元弱酸鹽的水解是分步進行的，可用多步水解方程式表示。 　　（3）一般不寫“↓”和“↑”，水解程度大的例外。 5、判斷鹽溶液中各種離子濃度的大小關系，要從鹽的組成、水的電離、鹽是否水解等方面綜合考慮，并注意守恒法的應用(電荷守恒和元素守恒)，對于弱酸(堿)及其強堿(酸)鹽的混合物，一般說來優(yōu)先考慮鹽對弱酸(堿)電離平衡的影響，忽略鹽的水解。如NH4Cl與NH3水的混合物，一般只考慮氨水的電離而忽略銨離子的水解。 【典型例題1】物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是(　　) A．Na2CO3　NaHCO3　NaCl　NH4Cl B．Na2CO3　NaHCO3　NH4Cl　NaCl C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaNO3　Na2S D．NH4Cl　(NH4)2SO4　Na2S　NaNO3 【遷移訓練1】【福建省泉州市xx屆高三質(zhì)檢理綜化學試題】對100mL 1molL-1的Na2CO3溶液，下列說 法不正確的是 A．將溶液稀釋，減少 B．滴人含0. l mol CH3COOH的溶液:c ( CH3 COO一)＜c( HCO3一) C．通人0. 1 mo1CO2氣體，溶液中存在:c ( Na+)＝c( CO32一)十c( HCO3一)+c(H2CO3) D．滴人酚酞，微熱，溶液顏色加深 【答案】B 【解析】 二、影響鹽類水解的因素 1、內(nèi)因 酸或堿越弱，其對應的弱酸陰離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。 2、外因 因素 水解平衡 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度 溫度 升高 → ↑ ↑ 濃度 增大 → ↓ ↑ 減小 → ↑ ↓ 外加酸堿 酸 弱酸根離子的水解程度↑，弱堿陽離子的水解程度↓ 堿 弱酸根離子的水解程度↓，弱堿陽離子的水解程度↑ 【典型例題2】在一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列說法正確的 是 (　　) A．稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大 B．加入少量NH4Cl固體，平衡朝正反應方向移動 C．升高溫度，減小 D．加入NaOH固體，溶液pH減小 【遷移訓練2】【廣東省深圳市深圳中學xx年高考化學預測題】常溫下,對于0.1 mol.L-1pH= 10的Na2CO3 溶液，下列說法正確的是 A．通入CO2，溶液pH減小 B．加入NaOH固體，增大 C．由水電離的c(OH-) = 110-10 mol.L-1 D．溶液中：c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-) 三、鹽類水解的應用 （1）配制某些鹽溶液時要考慮鹽的水解：如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等鹽溶液時應分別將其溶解在相應的酸或堿溶液中。 （2）制備某些鹽時要考慮水解：Al2S3、MgS、Mg3N2 等物質(zhì)極易與水作用，它們在溶液中不能穩(wěn)定存在，所以制取這些物質(zhì)時，不能用復分解反應的方法在溶液中制取，而只能用干法制備。 （3）制備氫氧化鐵膠體時要考慮水解。利用加熱促進水解來制得膠體。FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl （4）某些試劑的實驗室貯存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能貯存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃試劑瓶中。 （5）證明弱酸或弱堿的某些實驗要考慮鹽的水解，如證明Cu(OH)2為弱堿時，可用CuCl2溶液能使藍色石蕊試紙變紅（顯酸性）證之。 （6）采用加熱的方法來促進溶液中某些鹽的水解，使生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。如不純的KNO3中常含有雜質(zhì)Fe3＋，可用加熱的方法來除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。 （7）向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。 （8）某些活潑金屬與強酸弱堿溶液反應，要考慮水解：如Mg、Al、Zn等活潑金屬與NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反應。3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑ （9）判斷中和滴定終點時溶液酸堿性，選擇指示劑以及當pH=7時酸或堿過量的判斷等問題時，應考慮到鹽的水解。如CH3COOH與NaOH剛好反應時pH>7，若二者反應后溶液pH=7，則CH3COOH過量。 指示劑選擇的總原則是，所選擇指示劑的變色范圍應該與滴定后所得鹽溶液的pH值范圍相一致。即強酸與弱堿互滴時應選擇甲基橙；弱酸與強堿互滴時應選擇酚酞。 （10）判斷酸堿中和至pH=7時，酸堿的用量（如用氨水與鹽酸反應至pH=7時是氨水過量）。 （11）測定鹽溶液pH時，試紙不能濕潤，若中性溶液，測得pH不變?nèi)詾?，若強酸弱堿鹽溶液，測得pH比實際偏大，若強堿弱酸鹽溶液，測得pH比實際偏小， （12）加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時，對最后殘留物的判斷應考慮鹽類的水解。 加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質(zhì)；加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì)；加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最后得到Fe(OH)3，灼燒得Fe2O3 ；加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的鹽溶液時，得不到固體；加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時，最后得相應的正鹽；加熱Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固體；加熱Na2SO3型鹽溶液，最后被空氣氧化為Na2SO4。 （13）凈水劑的選擇：如Al3＋ ，F(xiàn)eCl3等均可作凈水劑，應從水解的角度解釋。 （14）小蘇打片可治療胃酸過多。 （15）某些顯酸性的鹽溶液和某些顯堿性的鹽溶液反應［如Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液反應會產(chǎn)生大量CO2——泡沫滅火器］。如：Al3＋+ 3HCO3-= Al(OH)3↓+ 3CO2↑ （16）某些化肥是否能混施（如草木灰不宜與銨態(tài)氮肥及過磷酸鈣混合使用）。 （17）解釋某些生活現(xiàn)象時應考慮鹽的水解，如炸油條用明礬、純堿；ZnCl2、NH4Cl作焊藥；熱的純堿溶液比冷的純堿溶液去污能力強。 【典型例題3】【廣東省珠海市xx屆高三下學期學業(yè)質(zhì)量監(jiān)測（二模）】下列敘述中正確的是 A．二氧化氯具有還原性，可用于自來水的殺菌消毒 B．碳酸鈉溶液呈堿性，醫(yī)療上常用碳酸鈉治療胃酸過多 C．向純水中加入鹽酸或降溫都能使水的離子積減小，電離平衡逆向移動 D．鍋爐中沉積的CaSO4可用Na2CO3溶液浸泡后，再將不溶物用稀鹽酸溶解去除 【遷移訓練3】下列指定溶液中一定能大量共存的離子組是 (　　) A．pH＝1的溶液中：NH、Na＋、Fe3＋、SO B．含有大量AlO的溶液中：Na＋、K＋、HCO、NO C．中性溶液中：K＋、Al3＋、Cl－、SO D．Na2S溶液中：SO、K＋、Cu2＋、Cl－ 考點詳析： 考點一：水解規(guī)律及應用 1、 “誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。 2、強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 3、弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。 ①若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中： HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。 ②若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中： HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 4、相同條件下的水解程度：正鹽>相應酸式鹽，如CO>HCO。 5、相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。如NH的水解： (NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 【典型例題4】在一定條件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。下列說法不正確的是 (　　) A．稀釋溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH減小 C．升高溫度，平衡常數(shù)增大 D．加入NaOH固體，減小 【遷移訓練4】【廣東省惠州市xx屆高三第三次調(diào)研考試】常溫下，Na2CO3溶液中有平衡： 則下列說法正確的是（ ） A．Na2CO3溶液中：c(Na+) > c(CO32-) > c(OH-) > c(H+) B．加入NaOH固體，溶液pH減小 C．Na2CO3溶液中：c(Na+) +c(H+) =2c(CO32-) +c(OH-) D．升高溫度平衡向正反應方向移動 考點二：粒子濃度大小比較 一、熟悉兩大理論，構建思維基點 1、電離理論 （1）弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：NH3H2O、NH、OH－濃度的大小關系是c(NH3H2O)>c(OH－)>c(NH)。 （2）多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 2．水解理論 （1）弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的(雙水解除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3H2O、H＋的濃度大小關系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3H2O)。 （2）多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的濃度大小關系應是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 二、把握三種守恒，明確等量關系 1、電荷守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 2、物料守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 3、質(zhì)子守恒規(guī)律 如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖示如下： 由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。 三、理清一條思路，掌握分析方法 【典型例題5】0.1 molL－1的NaHCO3溶液中各離子濃度的關系 ①大小關系_______________________________________________________。 ②物料守恒_______________________________________________________。 ③電荷守恒_______________________________________________________。 ④質(zhì)子守恒_______________________________________________________。 HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要) HCOH＋＋CO(次要) H2OH＋＋OH－(極微弱) 【典型例題6】 【xx江蘇，12】常溫下，用0.100 0 molL－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 molL－1 CH3COOH溶液所得滴定曲線如右圖。下列說法正確的是 (　　) A．點①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋) B．點②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) C．點③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．滴定過程中可能出現(xiàn)：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) 【典型例題7】【湖北襄陽xx12月調(diào)研】下列溶液中，離子濃度的關系一定正確的是 A．氨水中逐滴加入鹽酸得到酸性溶液：c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-） B．pH相同的CH3COONa溶液、Ba（OH）2溶液、KHCO3溶液：c（K+）>c（Na+）>c（Ba2+） C．物質(zhì)的量濃度相等Na2CO3和NaHCO3溶液等體積混合： c（Na+）>c（HCO3-）>c（CO32-）>c（OH-）>c（H+） D．將等物質(zhì)的量的KHC2O4和H2C2O4溶于水配成溶液：2c（K+）=c（HC2O4-）+c（H2C2O4） +c（H2C2O4）+c（C2O42-），錯誤。 考點：本題考查離子濃度比較。 【典型例題8】【廣東省揭陽市xx屆高三上學期期末學業(yè)水平考試】常溫下有0.1molL－1的NaHC2O4溶液，其pH=4，下列說法正確的是（ ） A．c(Na+)=c(HC2O4－)+c(C2O42－)+c(H2 C2O4) B．c(H2C2O4)＞c(C2O42－) C．c(H+)+ c(Na+))= c(OH－) +c(C2O42－) + c (HC2O4－) D．c(Na+)＞c (HC2O4－)＞c(H+)＞c(OH－) 【典型例題9】比較下列幾組溶液中指定離子濃度的大小。 （1）濃度均為0.1 molL－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH從大到小的 順序是____________________________________。c(H2S)從大到小的順序是___________________。 （2）相同濃度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH中，c(CH3COO－)由大到小的順序是__________________________________________。 （3）c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為__________________________________。 【答案】（1）③>②>④>①?、?④>②>③?。?）②>①>③?。?）④>②>③>①