鹽類水解詳細知識點

1、專題八 電離平艇及其鹽類水解【2015高考預(yù)測】1.外界條件對弱電解質(zhì)和水電離平衡的影響及強、弱電解質(zhì)的比較仍將是命題的重點。2.溶液pH的計算與生物酸堿平衡相結(jié)合或運用數(shù)學(xué)工具(圖表)進行推理等試題在高考中出現(xiàn)的可能性較大。3.溶液中離子(或溶質(zhì)粒子)濃度大小比較仍是今后高考的熱點?！倦y點突破】難點一、強、弱電解質(zhì)的判斷方法1.電離方面：不能全部電離，存在電離平衡，如(1) 0.1 mol L CH3COOH 溶液 pH 約為 3;(2)0.1 mol CH 3COOH溶液的導(dǎo)電能力比相同條件下鹽酸的弱;(3)相同條件下，把鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸中，前者反應(yīng)速率比后者快;(4)醋酸溶液中

2、滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4,顏色變淺;pH=1的CH3C00H與pH=13的NaOH等體積混合溶液呈酸性等。2.水解方面根據(jù)電解質(zhì)越弱，對應(yīng)離子水解能力越強(1)CH3COONa 水溶液的 pH7 ;(2) 0.1 mol lP CH3COONa 溶液 pH 比 0.1 mol L-1 NaCl 溶液大。3稀釋方面如圖：a、b分別為pH相等的NaOH溶液和氨水稀釋曲線。c、d分別為pH相等的鹽 酸和醋酸稀釋曲線。請體會圖中的兩層含義:(1) 加水稀釋相同倍數(shù)后的 pH大?。喊彼甆aOH溶液，鹽酸 醋酸。若稀釋10n倍,鹽酸、NaOH溶液pH變化n個單位，而氨水與醋酸溶液pH變化不

3、到，n個單位。稀釋后的pH仍然相等，則加水量的大?。喊彼甆aOH溶液，醋酸 鹽酸。4.利用較強酸（堿）制備較弱酸（堿）判斷電解質(zhì)強弱。如將醋酸加入碳酸鈉溶液中，有氣泡產(chǎn)生。說明酸性:CH3COOHH 2CO3。5 .利用元素周期律進行判斷，如非金屬性 CISPSi ,則酸性HCIO4H2SO4H3PO4H2SiO3（最高價氧化物對應(yīng)水化物）；金屬性：NaMgAI，則堿性:NaOHMg(OH) 2AI(OH) 3?！咎貏e提醒】 證明某電解質(zhì)是弱電解質(zhì)時，只要說明該物質(zhì)是不完全電離的，即存在電 離平衡，既有離子，又有分子，就可說明為弱電解質(zhì)。難點二、水的電離1.水的電離及離子積常數(shù)水的電離平衡：水

4、是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離:H2O2+H2O2 TH 3O +HO 2 簡寫為 H2O Th+oh -（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）其電離平衡常數(shù)：Ka = H2。水的離子積常數(shù)：Kw=H +OH -250C時Kw =1.0 10-14 mol2 L-2 ,水的離子積與溫度有關(guān)，溫度升高Kw增大。如100匕時 Kw =1.0 X10-12 mol2 L-2 .無論是純水還是酸、堿，鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。離。2.影響水的電離平衡的因素酸和堿：酸或堿的加入都會電離出或oh-,均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離,H+與OH -同時

5、同等程度的增加，pH變小，但H+與OH-始終相等，故仍呈中性。能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大。其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的h+直接作用，使H+減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。3.溶液的酸堿性和 pH的關(guān)系 pH 的計算：pH=-lgH +酸堿性和pH的關(guān)系:在室溫下，中性溶液：H+=OH=1.0 W-7 mol - L-1, pH =7酸性溶液：H+ 0H - , H+ 1.0-7-1X0 mol ,pH V 7堿性溶液：H+ V 0H - , H+ V 1.0-7-1X0 mol ,pH 7pH的測定方法: 酸堿指示

6、劑：粗略地測溶液pH范圍 pH試紙:精略地測定溶液酸堿性強弱 pH計：精確地測定溶液酸堿性強弱4.酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計算: 酸混合：直接算H+，再求pH。堿混合：先算0H-后轉(zhuǎn)化為H+，再求pH。再求pH;若堿過量，先求0H-,酸堿混合：要先看誰過量，若酸過量，求H+,再轉(zhuǎn)化為H+，最后求pH。H1 酸 V酸-0H-堿 V堿H +混=V酸+ V堿0H-堿 V 堿一h+酸 V 酸0H 混=V酸+ V堿難點三、鹽類水解鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，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。其水溶液的酸堿由此可見，鹽類水解的前提條件是有弱堿的陽離子或弱酸的酸根離子, 性

7、由鹽的類型決定，利用鹽溶液的酸堿性可判斷酸或堿的強弱。鹽的類型是否水解溶液的pH強酸弱堿鹽水解pH V 7強堿弱酸鹽水解pH 7強酸強堿鹽不水解pH = 7組成鹽的弱堿陽離子（M J能水解顯酸性，組成鹽的弱酸陰離子（A）能水解顯堿性。1 1M + H2O M0H + H 顯酸性A- + H20 HA + 0H -顯堿性(3) 鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。鹽類水解離子方程式的書寫1.注意事項(1) 一般要寫可逆”，只有徹底水解才用“=”(2) 難溶化合物不寫沉淀符號(3) 氣體物質(zhì)不寫氣體符號“f?！?.書寫方法(1)弱酸強堿鹽一元弱酸強堿鹽水解弱酸根陰離子參與

8、水解，生成弱酸。例如：CH3COONa + H20 CH3COOH + NaOH離子方程式:CH3COO+ H2O CH3COOH + 0H 多元弱酸根陰離子分步水解由于多元弱酸的電離是分多步進行的，所以多元弱酸的酸根離子的水解也是分多步進行 的，陰離子帶幾個電荷就要水解幾步。第一步水解最易，第二步較難，第三步水解更難。例如：Na2CO3 + 出0 NaHCO3 + NaOHNaHCO3+ HbO,-H2CO3 + NaOH離子方程式:Co3 - + H2OFHCO3+ OHHCO3 + H2OH2CO3 + 0H 多元弱酸的酸式強堿鹽水解例如：NaHCOs+ H2OtH2CO3 + NaOH

9、離子方程式:HCO3 + H2OFH2CO3 + OH強酸弱堿鹽一兀弱堿弱堿陽離子參與水解，生成弱堿。多元弱堿陽離子分步水解，但寫水解離子方程式時一步完成。例如：AICI 3+ 3出0= Al(OH) 3+ 3HC1離子萬程式:Al + 3H2Ot-Al(OH) 3+ 3H +(3) 某些鹽溶液在混合時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子，在一起都發(fā)生水解,相互促進對方的水解，水解趨于完全?？捎谩?連接反應(yīng)物和生成物，水解生成的難溶物或揮發(fā)性物質(zhì)可加 “、“？等。例如：將Al 2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即產(chǎn)生白色沉淀和大量氣體，離子方程式為:Fe3+Al 3+ + 3HCO3

10、=Al(OH) 3 J+ 3CO2 t能夠發(fā)生雙水解反應(yīng)的離子之間不能大量共存。常見的離子間發(fā)生雙水解的有:與 C03、HCO 3等,-2OA與AHC03、S2、HS等。影響鹽類水解的因素(或陽離子對應(yīng)的堿越弱)，水1.內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根相對應(yīng)的酸越弱解程度就越大。2.外因：受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。(1) 溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度水解程度增大。(2) 濃度：鹽的濃度越小，水解程度越大。外加酸、堿或鹽：外加酸、堿或鹽能促進或抑制鹽的水解。(以 CH3COO歸納總結(jié)：上述有關(guān)因素對水解平衡的影響結(jié)果，可以具體總結(jié)成下表+ H2O CH3COOH + 0H為例

11、):改變條件c(CH3COO )c(CH3COOH)c(OH )+c(H )pH水解程度加水減小減小減小增大減小增大加熱減小增大增大減小增大增大力口 NaOH(s)增大減小增大減小增大減小加 HCI(g)減小增大減小增大減小增大加CH3COONa (s)增大增大增大減小增大減小加 NH 4CI(s)減小增大減小增大減小增大鹽類水解的應(yīng)用1化肥的合理使用，有時要考慮鹽類的水解例如，銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用，因草木灰的主要成分 K2CO3水解呈堿性:+ H2O=HCO 3 + OH，銨態(tài)氮肥中 NH+遇OH逸出NHs,使氮元素損失，造成氮肥肥效降低。2.用熱堿去污如用熱的Na2CO3溶液去污能

12、力較強，鹽類的水解是吸熱反應(yīng)，升高溫度，有利于Na2CO3水解，使其溶液顯堿性。3配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解。(1)配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴幾滴相應(yīng)的強酸，可使水解平衡向左移動,抑制弱堿陽離子的水解，如配制FeCl3、SnCI2溶液時常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中,然后再用水稀釋到相應(yīng)的濃度，以抑制它們的水解，配制Fe2(SO4)3溶液時，滴幾滴稀硫酸。(2)配制強堿弱酸鹽溶液時，需滴幾滴相應(yīng)的強堿，可使水解平衡向左移動,抑制弱酸根離子的水解，如配制 Na2CO3、NaHS溶液時滴幾滴NaOH溶液。4.物質(zhì)制取如制取 AI 2S3，不能用濕法，若用Na2S溶液和AICI 3溶液，兩種

13、鹽溶液在發(fā)生的水解反應(yīng)中互相促進，得不到AI2S3。制取時要采用加熱鋁粉和硫粉的混合物:2AI+ 3S= Al 2S3。5.某些試劑的實驗室貯存要考慮鹽的水解，如Na2CO3、NaHC03溶液因hco3水解使溶液呈堿性， OH與玻璃中的SiO2反應(yīng)生成硅酸鹽，使試劑瓶頸與瓶塞黏結(jié)，因而不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存。6若一種鹽的酸根和另一種鹽的陽離子能發(fā)生水解相互促進反應(yīng)，這兩種鹽相遇時,要考慮它們水解時的.相互促進，如泡沫滅火器的原理：將硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液混合,Al2(SO4)3 + 6NaHCO3=3Na2SO4 + 2Al(0H) 3+ 6CO2 t,產(chǎn)生大

14、量 CO2來滅火。7.用鹽(鐵鹽、鋁鹽)作凈水劑時需考慮鹽類水解。例如，明磯KAl(SO 4)2 12H2O凈水原理：Al3+ + 3出0A1(OE)3(膠體)+ 3H +, Al(OH) 3膠體表面積大，吸附能力強，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)生成沉淀而起到凈水作用。NH4 +& Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(如NH4CI、AICI 3、FeC等)溶液中，產(chǎn)生H2。例如：將鎂條投入NH4CI溶液中，有 H2、NH3產(chǎn)生，有關(guān)離子方程式為:H2ONH3H2O+ H + , Mg + 2H + =Mg 2+ + 心如果水解程度很大，還可用于無機化合物的制備，如制TiO2：(氫氧化物可變?yōu)檠趸?

15、。9.如果溶液濃度較低，可以利用水解反應(yīng)來獲得納米材料TiCI 4 + (x+ 2)H 2O(過量)TiO 2 XH2O + 4HCITiO2 XH2O 焙燒,TiO2 + XH2O【方法技巧】離子濃度大小比較規(guī)律1.大小比較方法(1)考慮水解因素：如 Na2CO3溶液中CO2 + H2O=HCO3 + OHHCOs + H2O=H2CO3 + OH ，所以 c(N) c(CO2 ) c(OH ) c(HCO 3)(2)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的影響程度。如在相同的物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中NH4CICH3COONH 4NH4HSO4溶液中,c(NH ；)由大到小的

16、順序是 。多元弱酸、多元弱酸鹽溶液如：H2S 溶液：c(H + ) c(HS)c(S2)c(OH)Na2CO3溶液：c(Na十) c(CO2) c(OH) c(HCO3 ) c(H + )。(4)混合溶液混合溶液中離子濃度的比較， 要注意能發(fā)生反應(yīng)的先反應(yīng)后再比較，同時要注意混合后 溶液體積的變化，一般 情況下，混合液的體積等于.各溶液體積之和。高考試題中在比較離 子濃度的大小時，常常涉及以下兩組混合溶液:NH4CINH3 H2O(1 : 1):CH3COOHCH3COONa(1 ： 1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。如:NH 4CI 和 NH3 H2O(等濃度)的混合溶液中，c(NH4

17、)c(C)c(OH)c(H CtCOOH和 CH3COONa(等濃度)的混合溶液中，c(CH3COO-)c(Na +)c(H + )c(OH -)。2電解質(zhì)溶液中的離子之間存在著三種定量關(guān)系微粒數(shù)守恒關(guān)系i電荷數(shù)平衡關(guān)系水電離的離子數(shù)平衡關(guān)系+ 2 -2-(1)微粒數(shù)守恒關(guān)系(即物料守恒)。如純堿溶液中c(Na ) = 2c(CO3 )未變化=2c(CO3 ) +2c(HCO 3) + 2c(H2CO3); NaH2PO4 溶液中 c(Na ) = c(H2PO4)未變化=c(H 2PO4) + c(HPO2)+ c(PO34)c(H3PO4)。 2(2)電荷數(shù)平衡關(guān)系(即電荷守恒)。如小蘇打溶液中，c(Na )+ c(H )= c(HCO3) + 2c(CO3 ) + c