浙江省高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)導(dǎo)航 第6單元第26講 鹽類的水解課件 新課標(biāo)

一、鹽類水解一、鹽類水解 1基本原理 溶液中鹽電離出來的陰、陽離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡。實際上，鹽中離子消耗了水電離的H+或OH-，促進水電離平衡，使溶液中H+濃度與OH-濃度不相等，顯示出不同的酸堿性。鹽類水解可視為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。構(gòu)成鹽的離子中必須存在弱酸陰離子或弱堿陽離子，至少含其中一種。如 、 、HS-、 、Fe3+等。-3HCO+4NH-2AlO 2鹽類水解離子方程式的書寫 一般情況下鹽類水解程度較小，應(yīng)用可逆符號“ ”表示，水解反應(yīng)生成的難溶物或揮發(fā)性物質(zhì)不用沉淀符號“”，氣體符號“”表示。 例如，Al3+3H2OAl(OH)3+3H+ +H2OH2CO3+OH-3HCO 多元弱酸根離子分步水解，要分步書寫，以第一步為主：如，S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2O H2S+OH-。 多元弱堿的陽離子水解分步水解，習(xí)慣一步書寫：如Mg2 +2H2O Mg(OH)2+2H+，F(xiàn)e3+3H2OFe(OH)3+3H+ 二、影響鹽類水解的因素二、影響鹽類水解的因素 研究影響鹽類水解的因素可采用類比方法，將影響弱電解質(zhì)電離的因素遷移過來。 1內(nèi)因：鹽本身性質(zhì)，組成鹽的酸根相對應(yīng)的酸越弱(或陽離子對應(yīng)的堿越弱)，水解程度越大。如，同濃度的 水解能力強于 。 2外因：受溫度、濃度及外加試劑的影響。 (1)溫度：鹽類水解是吸熱反應(yīng)，因此，升溫促進水解。 (2)濃度：鹽的溶液濃度越小，水解程度越大。這里鹽的濃度指水解離子，而不含不水解的離子。如，氯化鐵溶液，Cl-并不影響水解平衡。 2-3CO2-3SO (3)外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。 下面分析不同條件對氯化鐵水解平衡的影響情況如表Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)) 三、鹽的水解的應(yīng)用三、鹽的水解的應(yīng)用 在生產(chǎn)生活和科學(xué)研究中，人們常常根據(jù)需要促進或抑制鹽的水解。 如配制氯化鐵溶液時，常將氯化鐵溶于濃鹽酸，然后再加水稀釋，通過增加溶液中的氫離子的濃度，抑制鐵離子的水解。 實驗室制備氫氧化鐵膠體時，采用的方法是向沸水中滴加氯化鐵，并加熱至沸騰以促進鐵離子的水解。 人們經(jīng)常將純堿溶于熱水中清洗油污，目的就是通過加熱促進純堿水解以增強溶液的堿性，從而增強去污效果?？键c一 鹽類水解原理的考查 例例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() ANa2CO3NaHCO3NaClNH4Cl BNa2CO3NaHCO3NH4ClNaCl C(NH4)2SO4NH4ClNaNO3Na2S DNH4Cl(NH4)2SO4Na2SNaNO3C 【解析】碳酸鈉、碳酸氫鈉溶液因水解顯堿性，且 水解程度大于 水解程度，故碳酸鈉溶液堿性比碳酸氫鈉溶液的強；硫酸銨、氯化銨溶液因 水解呈酸性，且硫酸銨溶液中 濃度較大，所以它的酸性強些，硝酸鈉溶液屬于強堿強酸鹽，呈中性；硫化鈉溶液呈堿性。-3HCO+4NH2-3CO+4NH 【方法技巧點撥】比較溶液的pH時，先將電解質(zhì)溶液按酸性、中性、堿性分組。不同組之間pH(酸性溶液)pH(中性溶液)pH(堿性溶液)，同一組內(nèi)再根據(jù)電離及水解知識比較不同電解質(zhì)溶液的pH。考點二 鹽類水解原理的應(yīng)用 例例2 (1)某些固態(tài)水合物受熱時會發(fā)生水解反應(yīng)，如：MgCl26H2O=Mg(OH)Cl+HCl+H2O，因而不能用加熱的方法制備它們的無水物。對于無水氯化鎂，可以在下列條件下加熱制得與適量氯化銨固體混合加熱；與適量SOCl2混合加熱；在氯化氫氛圍中，這是因為 加氯化銨_ _。 加SOCl2_。 氯化銨分解生成NH3和HCl，后者能抑制水解 S O C l2能 發(fā) 生 水 解 ：SOCl2+H2O=SO2+2HCl，既消耗了水又生成了HCl抑制水解 在氯化氫氛圍下_。 (2)實驗室可利用SbCl3的水解反應(yīng)制Sb2O3。SbCl3的水解是分三步進行的，中間產(chǎn)物為SbOCl，其 水 解 反 應(yīng) 的 總 方 程 式 可 表 示 為_。為了得到較多、較純的Sb2O3，操作時需要將SbCl3緩慢加入到大量水中，反應(yīng)后期還要加入少量的氨水，請說明這兩項操作的理由是_。HCl可抑制水解 2SbCl3+3H2O Sb2O3+6HCl 加水稀釋和加氨水中和HCl，兩項操作都使化學(xué)平衡正向移動，提高SbCl3的利用率，有利于得到Sb2O3 【解析】 (1)能制得無水氯化鎂的原因是三者均能抑制其的水解，均能提供HCl，從這一角度入手解題。(2)2SbCl3+3H2O Sb2O3+6HCl，兩項操作的目的均是促進水解。 【方法技巧點撥】本題考查學(xué)生運用知識的能力，知識點落在鹽類的水解和平衡的移動上?？键c三 粒子濃度大小的比較 例例3 某酸性溶液中只有Na+、CH3COO-、H+、OH-四種離子。則下列描述正確的是() A該溶液由pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合而成 B該溶液由等物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成 C溶液中離子濃度為c(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+) D再加入適量氨水，c(CH3COO-)一定大于c(Na+)、c( )之和 A+4NH 【解析】關(guān)鍵把握題給條件：“酸性”、“只有Na+、CH3COO-、H+、OH-”四種離子。根據(jù)“酸性”，排除B項(NaOH與CH3COOH等物質(zhì)的量)、排除C項不可能出現(xiàn)c(OH-)c(H+)，再據(jù)“四種離子”判定A項符合題意。選項D，先由電荷守恒得c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c( )+c(H+)，若溶液呈酸性，c(OH-)c(H+)，則c(CH3COO-)c( )+c(Na+)；若溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，則c(CH3COO-)=c( )+c(Na+)；若溶液呈堿性，c(H+)c(OH-)，則c(CH3COO-)c( )+c(Na+)，選項D也不合題意。 +4NH+4NH+4NH+4NH 【方法技巧點撥】比較溶液中離子濃度大小程序：第一步，寫出相關(guān)的電離方程式、水解方程式；第二步：確定溶液中存在的陽離子、陰離子和分子(電解質(zhì)分子)；第三步：運用上述規(guī)律比較相對大小。特別注意，題目的限制條件，如溶液呈中性：即c(H+)=c(OH-)；溶液呈酸性，即c(H+)c(OH-)。 1.常溫下，某溶液中由水電離的c(H+)=110-13 molL-1，該溶液可能是() 二氧化硫水溶液氯化銨水溶液硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液 A B C DA 【解析】由水電離的c(H+)=110-13 molL-1，說明該溶液中有抑制水電離的溶質(zhì)存在，正確；中 水解促進了水的電離，中硝酸鈉是強酸強堿鹽，對水的電離無影響。+4NH 2.向體積為Va的0.05 molL-1CH3COOH溶液中加入體積為Vb的0.05 molL-1KOH溶液，下列關(guān)系錯誤的是() AVaVb時：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)c(K+) BVa=Vb時：c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-) CVaVb時：c(CH3COO-)c(K+)c(OH-)c(H+) DVa與Vb任意比時：c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)C 【解析】此題以完全反應(yīng)時為參照點：若Va=Vb，則酸和堿正好完全反應(yīng)生成CH3COOK，根據(jù)質(zhì)子守恒：c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-)，B項正確；根據(jù)物料守恒：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=c(K+)，可判斷出：VaVb時，即酸過量時，A項正確；根據(jù)電荷守恒(適于各種量變)：c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，可判斷出：D項正確、C項錯誤。 3.鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質(zhì)。下列表述正確的是() A在NaHCO3溶液中加入與其等物質(zhì)的量的NaOH，溶液中的陰離子只有CO和OH- BNaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C10 mL 0.10 molL-1CH3COOH溶液加入等物質(zhì)的量的NaOH后，溶液中離子的濃度由大到小的順序是：c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+) D 中 和 體 積 與 p H 都 相 同 的 H C l 溶 液 和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質(zhì)的量相同C 【解析】選項A中兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成Na2CO3， 部分水解生成 +OH-，溶液中共有3種陰離子，A錯。B項，NaHCO3溶液的質(zhì)子守恒式為c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c( )，B錯。選項C中兩者恰好完全反應(yīng)生成CH3COONa，水解顯堿性，正確。選項D中，由于CH3COOH為弱酸，在題設(shè)條件下CH3COOH的物質(zhì)的量遠(yuǎn)大于HCl，當(dāng)用NaOH中和兩者時，CH3COOH消耗的NaOH遠(yuǎn)多于HCl，D錯。-3HCO2-3CO2-3CO 4.(2011十堰統(tǒng)測十堰統(tǒng)測)常溫下，將0.2 mol/L的某一元酸HA溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合后溶液pH大于7，若混合液體積等于兩溶液體積之和，則混合液中下列關(guān)系正確的是() Ac(HA)c(A-) Bc(HA)一定大于0.1 mol/L Cc(Na+)=c(HA)+c(A-) Dc(OH-)=c(H+)+1/2c(HA)-c(A-)D 【解析】本題的正解是從OH-產(chǎn)生的原理去考慮問題。OH-的來源有兩方面：一是水的電離，所以在等式中有c(H+)；二是鹽的水解，A-水解產(chǎn)生等量的OH-和HA，平衡時c(HA)與c(A-)的差量值就是水解產(chǎn)生OH-量的兩倍。這是從原理去分析，只要符合原理的就是正確的，否則就是錯誤的。根據(jù)溶液中的電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)與相關(guān)的物料守恒關(guān)系：c(Na+)=1/2c(HA)+c(A-)，兩個關(guān)系相減可得D選項。 D 5.(2011鄭州一模鄭州一模)下列敘述正確的是() A常溫時，某溶液中由水電離出來的c(H+)和c(OH-)的乘 積 為 11 0- 2 4， 該 溶 液 中 一 定 可 以 大 量 存 在 K+、Na+、 、 B常溫時，0.1 mol/L HA溶液的pH1,0.1 mol/L BOH溶液中c(OH-)/c(H+)=1012，將這兩種溶液等體積混合，混合后溶液中離子濃度的大小關(guān)系為：c(B+)c(OH-)c(H+)c(A-) C過量SO2通入Ba(NO3)2溶液中，正確的離子反應(yīng)方程式為： 3SO2+2 +3Ba2+2H2O=3BaSO4+2NO+4H+ D用pH=3和pH=2的醋酸溶液中和含等量NaOH的溶液所消耗的醋酸溶液的體積分別為Va和Vb，則Va10Vb2-4SO-2AlO-3NO 【解析】D項正確：若是pH=3和pH=2的鹽酸溶液中和等量的NaOH溶液，消耗鹽酸的體積分別為Va和Vb，則Va=10Vb；現(xiàn)為CH3COOH溶液，由于CH3COOH是弱酸，故Va10Vb。A項中，由水電離出的c(H+)=c(OH-)=110-12 mol/L，故溶液可能呈酸性也可能呈堿性，若呈酸性，則 不能大量存在，A不正確。B項中，0.1 mol/L HA溶液pH1，說明HA為弱酸；0.1 mol/L BOH溶液中c(OH-)/c(H+)=1012，則c(OH-)=0.1 mol/L，說明BOH為強堿，等體積混合后生成BA鹽為強堿弱酸鹽，離子濃度大小關(guān)系應(yīng)為：c(B+)c(A-)c(OH-)c(H+)，故B不正確；C項中過量的SO2通入Ba(NO3)2溶液中，正確的離子方程式為：3SO2+2 +Ba2+2H2O=BaSO4+2NO+4H+2 ，因此C也不正確。2-4SO-3NO-2AlO 6.(2011重慶重慶)對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是() A明礬溶液加熱 BCH3COONa溶液加熱 C氨水中加入少量NH4Cl固體 D小蘇打溶液中加入少量NaCl固體B 【解析】本題考查外界條件對鹽類水解及電離平衡的影響。鹽類水解是吸熱的，因此加熱有利于水解反應(yīng)向正方應(yīng)方向移動，明礬中的Al3+水解，方程式為Al3+3H2O Al(OH)3+3H+，加熱時酸性會增強，A不正確；CH3COONa水解顯堿性，方程式為CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，加熱時堿性會增強，所以溶液顏色會變深，B正確；氨水顯堿性，溶液中存在下列電離平衡NH3H2O +OH-，加入少量NH4Cl固體，會增大 的濃度，抑制氨水的電離，從而降低堿性，顏色會變淺，C不正確；+4NH+4NH N a H C O3屬 于 強 電 解 質(zhì) ， 電 離 方 程 式 為NaHCO3=Na+ ， 同時電離和水解平衡，方程式為 H+ ， +H2OH2CO3+OH-。由于水解程度大于電離程度，所以NaHCO3溶液顯弱堿性，但加入少量NaCl固體時，對兩個平衡不會產(chǎn)生影響，即顏色不發(fā)生變化，D不正確。-3HCO2-3CO-3HCO-3HCO-3HCO 7.常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表： 請回答： ( 1 ) 從 組 情 況 分 析 ， H A 是 強 酸 還 是 弱 酸_。 (2)組情況表明，C_0.2(選填“大于”、“小于”或“等于”)?；旌弦褐须x子濃度c(A+)與c(Na+)的大小關(guān)系是_。 (3)從組實驗結(jié)果分析，說明HA的電離程度_NaA的水解程度(選填“大于”、“小于”或“等于”)，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是_。弱酸 大于 c(A-)=c(Na+)大于 c(A-)c(Na+)c(H+)c(OH-) (4)組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)=_ molL-1。寫出該混合溶液中下列算式的精確結(jié)果(不能作近似計算)： c(Na+)-c(A-)=_molL-1， c(OH-)-c(HA)=_molL-1。10-5 10-5-10-9 10-9 【解析】由實驗可得HA是弱酸，和NaOH反應(yīng)后生成強堿弱酸鹽，水解呈堿性。實驗反應(yīng)后，溶液呈中性，則有c(H+)=c(OH-)，根據(jù)電荷守恒可知c(A-)=c(Na+)。實驗反應(yīng)后，溶液中的溶質(zhì)為0.5 molL-1NaA和0.05 molL-1HA，現(xiàn)已知混合溶液的pH7，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度，溶液中微粒濃度大小可表示為c(A-)c(Na+)c(H+)c(OH-)。(4)組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)等于溶液中的c(OH-)=10-5 molL-1，根據(jù)電荷守恒可知c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) molL-1，根據(jù)質(zhì)子守恒可知c(OH-)-c(HA)=c(H+)=10-9 molL-1。