高中化學知識點詳解——鹽類的水解

1、鹽類水解知識點及習題考點1 鹽類水解反應的本質(zhì)（一） 鹽類水解的實質(zhì)：溶液中鹽電離出來的某一種或多種離子跟 結(jié)合生成 ，從而了水的電離。（二）鹽類水解的條件：鹽必須能 ；構(gòu)成鹽的離子中必須有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。（三）鹽類水解的結(jié)果（1） 了水的電離。（2）鹽溶液呈什么性，取決于形成鹽的對應的酸、堿的相對強弱；如強酸弱堿鹽的水溶液顯 ，強堿弱酸鹽的水溶液顯 ，強酸強堿鹽的水溶液顯 ，弱酸弱堿鹽的水溶液是 。（3）生成了弱電解質(zhì)。(四)特征（1）水解 ：鹽+水 酸 + 堿，H 0（2）鹽類水解的程度一般比較 ，不易產(chǎn)生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“”或“

2、”；但若能相互促進水解，則水解程度一般較大。特別提醒：分析影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。強堿弱酸鹽：弱酸根離子與水電離出的H+結(jié)合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子，從而使溶液中c(H+)減小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3強酸弱堿鹽：弱堿陽離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿，從而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)減小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3弱堿弱酸鹽：弱堿陽離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿，弱酸根離子與水電離出的H+結(jié)合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子。CH3COONH

3、4例1 25時，相同物質(zhì)的量濃度下列溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是（ ） KNO3 NaOH CH3COO NH4 NH4ClA、>>> B、>>>C、>>> D、>>>解析KNO3為強酸強堿鹽，在水溶液中電離出的K+和NO對水的電離平衡無影響；NaOH為強堿在水溶液中電離出的OH對水的電離起抑制作用，使水的電離程度減??；CH3COONH4為弱酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH4+和CH3COO均可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3·H2O和CH3COOH，并能相互促進，使水解程度加大從而使水的電離程度加大

4、。NH4Cl為強酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH4+ 可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，促進水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小于CH3COONH4，該溶液中水的電離程度小于CH3COONH4中的水的電離程度。【答案】D規(guī)律總結(jié)酸、堿對水的電離起抑制作用，鹽類的水解對水的電離起促進作用?？键c2溶液中粒子濃度大小的比較規(guī)律1.多元弱酸溶液，根據(jù) 電離分析，如在H3PO4的溶液中， 2.多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2 S溶液中c(Na+)c(S2-)c（OH）c（HS-）3.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。如相同物質(zhì)的量濃度的

5、下列各溶液中NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的順序是 。4.混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素，水解因素等。(1)弱酸與含有相應酸根的鹽混合，若溶液呈酸性，說明弱酸的電離程度 相應酸根離子的水解程度。如CH3COOH與CH3COONa溶液呈 ，說明CH3COOH的電度程度比CH3COO的水解程度要大，此時，c(CH3COOH)<c(CH3COO)。(2)弱酸與含有相應酸根的鹽混合，若溶液呈堿性，說明弱酸的電離程度 相應酸根離子的水解程度。如HCN與NaCN的混合溶液中，c(CN)<c(Na+),則說明溶液呈堿性，HCN的電度

6、程度比CN的水解程度要 ，則c(HCN)>c(CN)。(3)弱堿與含有相應弱堿陽離子的鹽的混合的情況，與(1)、(2)的情況類似。 特別提醒理解透水解規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性。 例2 在0.1 mol·L1的 NH4Cl和0.1 mol·L1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序。答案c（NH4+）c（Cl）c（OH）c（H+）。在該溶液中，NH3·H2O的電離與NH4+的水解互相抑制，NH3·H2O電離程度大于NH4+的水解程度時，溶液呈堿性：c（OH）c（H+），同時c（NH4+）c（Cl）。規(guī)律總結(jié) 要掌握鹽類水解的內(nèi)容這部分

7、知識，一般來說要注意幾個方面：1、鹽類水解是一個可逆過程；2、鹽類水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原則即電量守恒和物料守恒(這兩個方法在比較離子濃度和相關(guān)計算方面有較多的運用)?？键c3 鹽類水解的應用1.判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時，通常需考慮 。如：相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的順序為： NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>(NH4)2SO

8、4>NaHSO4 2.比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，當鹽中含有 的離子，需考慮鹽的水解。3.判斷溶液中離子能否大量共存。當有 和 之間能發(fā)出雙水解反應時， 在溶液中大量共存。如：Al3+、NH4+與HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。4.配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴加幾滴 ，來 鹽的水解。 5.選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時，因無法在溶液中制?。〞耆猓?，只能由干法直接反應制取。加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)

9、過程中不斷通入 氣體，以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解，才能得到其固體。6.化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解。如：銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈 。7.某些試劑的實驗室存放，需要考慮鹽的水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在 的試劑瓶中；NH4不能存放在玻璃瓶中，應NH4水解應會產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃 。8.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。9.用鹽溶液來代替酸堿10.明礬能夠用來凈水的原理 特別提醒：鹽類水解的應用都是從水解的本質(zhì)出發(fā)的。會解三類習題：（1）比較大小型，例：比較PH值

10、大?。槐容^離子數(shù)目大小等。（2）實驗操作型，例：易水解物質(zhì)的制??；中和滴定中指示劑選定等。（3）反應推理型，例：判斷金屬與鹽溶液的反應產(chǎn)物；判斷鹽溶液蒸干時的條件；判斷離子方程式的正誤；判斷離子能否共存等。例3蒸干FeCl3水溶液后再強熱,得到的固體物質(zhì)主要是 ( )A. FeCl3 B. FeCl3·6H2O C. Fe(OH)3 D. Fe2O3解析 FeCl3水中發(fā)生水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3 + 3HCl，加熱促進水解，由于HCl具有揮發(fā)性，會從溶液中揮發(fā)出去，從而使FeCl3徹底水解生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3為不溶性堿，受熱易分解，最終生成Fe2O3

11、。【答案】D規(guī)律總結(jié) 易揮發(fā)性酸所生成的鹽在加熱蒸干時水解趨于完全不能得到其晶體。例如：AlCl3、FeCl3；而高沸點酸所生成的鹽，加熱蒸干時可以得到相應的晶體，例：CuSO4、NaAlO2。參考答案考點1 （一）水電離出來的H+或OH- 弱電解質(zhì) 促進； （二）溶于水 弱酸的酸根離子或弱堿陽離子（三）（1）促進； （2）酸性 堿性 中性 誰強顯誰性(四) （1）吸熱 >；（2）小考點2 1. 多步 c（H+）c（H2PO4-）c（HPO42-）c（PO43-）。3. ；4.（1）大于 酸性 （2）小于 小考點3 1. 鹽的水解 2. 易水解 3. 弱堿陽離子 弱酸陰離子 不能4. 對應的強酸 抑制 5. HCl 6. 堿性 7. 磨口玻璃塞 鹽類水解鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強呈誰性，同強呈中性。電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)推出：NaHHCO3-2CO32-OH-物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(c)1:1，