202高中化學知識點詳解大全鹽類的水解

本文來源：網絡收集與整理|word可編輯202高中化學知識點詳解大全鹽類的水解202*高中化學知識點詳解大全鹽類的水解考點1鹽類水解反應的本質（一）鹽類水解的實質：溶液中鹽電離出來的某一種或多種離子跟結合生成，從而了水的電離。（二）鹽類水解的條件：鹽必須能；構成鹽的離子中必須有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。（三）鹽類水解的結果（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。(四)特征（1）水解：鹽+水酸+堿，ΔH0（2）鹽類水解的程度一般比較，不易產生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“↓”或“↑”；但若能相互促進水解，則水解程度一般較大。[特別提醒]：主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。強堿弱酸鹽：弱酸根離子的H+結合生成弱酸或弱酸酸使溶液中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-結分析影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質；外界因素與水電離出式酸根離子，從而1/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯合生成弱堿，弱酸根離子與水電離出的H+結合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子。CH3COONH4[例1]25℃時，相同物質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（）①KNO3②NaOH③CH3COONH4④NH4ClA、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、③>④>①>②[解析]①KNO3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；②NaOH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??；③CH3COONH4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NH3H2O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。④NH4Cl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NH3H2O，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?！敬鸢浮緿[規(guī)律總結]酸、堿進作用?？键c2溶液中粒子濃度大小的比較規(guī)律分析，如在H3PO4的溶液中，2.多元弱酸的如Na2S溶液中c(Na+)＞c(S2-)＞對水的電離起抑制作用，鹽類的水解對水的電離起促1.多元弱酸溶液，根據電離正鹽溶液根據弱酸根的分步水解分析，（cOH－）＞c（HS-）2/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯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。如相同物質的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,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)NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO42.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荒苡筛煞ㄖ苯臃磻迫?。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)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。3/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯如：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；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應NH4Ｆ水解應會產生HF，腐蝕玻璃。8.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。9.用鹽原理－－[特別提醒]：鹽類水解的應用都是從三類習題：（1）比較大小型，例：比較PH值大比較離子數目大小等。（2）實驗操作型，例：易水解物質的制取；溶液來代替酸堿10.明礬能夠用來凈水的水解的本質出發(fā)的。會解??；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,得到的固體物質主要是()A.FeCl3B.FeCl36H2OC.Fe(OH)3D.Fe2O3[解析]FeCl3水中發(fā)生水解：FeCl3+3H2OFe(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徹底水解生成受熱易分解，最終生成Fe2O3。Fe(OH)3，Fe(OH)3為不溶性堿，【答案】D[規(guī)律總結]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參考答案考點1（一）水電離出來的H+或OH-弱電解質促進；相應的晶體，例：CuSO4、NaAlO2。4/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯（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21.多步c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。3.③＞①＞②；4.（1）大于酸性（2）小于小考點31.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.HCl6.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。電解質溶液中的守恒關系電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。＋＋＋如NaHCO3溶液中：n(Na)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]物料守恒：電解質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是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(c)＝1:1，推出：＋C(Na)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)5/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯＋質子守恒：(不一定掌握)電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H）的物質的量應相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。擴展閱讀：202*高中化學知識點詳解大全——《鹽類的水解》鹽類的水解考點1鹽類水解反應的本質（一）鹽類水解的實質：溶液中鹽電離出來的某一種或多種離子跟結合生成，從而了水的電離。（二）鹽類水解的條件：鹽必須能；構成鹽的離子中必須有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。（三）鹽類水解的結果（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。(四)特征（1）水解：鹽+水酸+堿，ΔH0（2）鹽類水解的程度一般比較，不易產生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“↓”或“↑”；但若能相互促進水解，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；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。強堿弱酸鹽：弱酸根離子則水解程與6/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯水電離出的H+結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-結合生成弱堿，弱酸根離子與水電離出的H+結合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子。CH3COONH4[例1]25℃時，相同物質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（）①KNO3②NaOH③CH3COONH4④NH4ClA、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、③>④>①>②[解析]①KNO3為強酸強堿鹽，平衡無影響；②NaOH為強堿在水溶液中電離出的OH對水的電離起抑制作；③CH3COONH4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NH3H2O和CH3COOH，并能相解程度加大從而使水的電離程度在水溶液中電離出的K+和NO對水的電離用，使水的電離程度減小互促進，使水加大。④NH4Cl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NH3H2O，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]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7/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯1.多元弱酸溶液，根據電離分析，如在H3PO4的溶液中，2.多元弱酸的正鹽溶液根據弱酸根的分步水解分析，如Na2S溶液中c(Na+)＞c(S2-)＞（cOH－）＞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。如相同物質的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,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c(CH3COOH)NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，程度要大，此時，pH值由大到小的順序為：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO42.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。8/10本文來源：網絡收集與整理|word可編輯5.選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時，因無法在溶液中制取（會完全水解），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)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NH4Ｆ水解應會產生HF，除雜，需考慮鹽的水解。9.用鹽溶液類水解的應用都是從水解的本質出發(fā)的。會解三類習題：（1）比較大小型，例：比較PH值大??；比較子數目大小等。（2）實驗操作型，例：易水解物質的制??；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物；判斷；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,得到的固體物質主要是()析]FeCl3水中呈堿性，不能存放在的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應腐蝕玻璃。8.溶