專(zhuān)題突破17鹽類(lèi)水解規(guī)律的再認(rèn)識(shí)高二化學(xué)重難點(diǎn)專(zhuān)題突破（人教版2019選擇性必修1）

2023-2024學(xué)年選擇性必修1(人教版2019)第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡鹽類(lèi)水解規(guī)律再認(rèn)識(shí)一突破點(diǎn)1:

鹽類(lèi)水解規(guī)律再認(rèn)識(shí)一、鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)與規(guī)律重難歸納1.鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)。鹽電離出的離子(弱堿陽(yáng)離子或弱酸陰離子)與水電離出來(lái)的OH-或H+結(jié)合生成弱堿或弱酸,從而破壞了水的電離平衡,導(dǎo)致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等,則溶液表現(xiàn)出一定的酸堿性。2.鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)——逆、吸、弱、動(dòng)。

3.鹽類(lèi)的水解規(guī)律(常溫下)。

水解看組成，有弱才水解，無(wú)弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性，規(guī)律要記清。(1)“有弱才水解，無(wú)弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子才水解，若沒(méi)有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子都發(fā)生水解，且相互促進(jìn)。(4)“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”——當(dāng)鹽中的陰離子對(duì)應(yīng)的酸比陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離時(shí)，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強(qiáng)酸弱堿鹽顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數(shù)Ka1小于NH3·H2O的電離常數(shù)Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。(5)“同強(qiáng)顯中性”——①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的電離常數(shù)Kb與鹽中的陰離子對(duì)應(yīng)的酸的電離常數(shù)Ka相等時(shí)，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性。[過(guò)程建構(gòu)]典例剖析Cl-等離子,請(qǐng)按要求回答下列問(wèn)題。(1)水解使溶液呈堿性的離子是

。

(2)水解使溶液呈酸性的離子是

。

(3)既能在酸性較強(qiáng)的溶液里大量存在,又能在堿性較強(qiáng)的溶液里大量存在的離子有

。

(4)既不能在酸性較強(qiáng)的溶液里大量存在,又不能在堿性較強(qiáng)的溶液里大量存在的離子有

。

[例2]已知甲、乙、丙、丁四種溶液分別為CH3COONa、NH3·H2O、CH3COOH、Na2SO4中的一種，相同溫度下，甲與乙兩種溶液的pH相同，甲與丙兩種溶液中水的電離程度相同，則丙為(

)A．NH3·H2O

B．CH3COONa

C．CH3COOHD．Na2SO4答案：C思路點(diǎn)撥：將物質(zhì)分類(lèi)分析：①酸堿都對(duì)水的電離有抑制作用。②可水解的鹽對(duì)水的電離有促進(jìn)作用。③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽對(duì)水的電離無(wú)影響。解析：CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽，水解呈堿性；NH3·H2O為弱堿，CH3COOH為弱酸，Na2SO4為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解呈中性，根據(jù)溶液的酸堿性，相同溫度下，甲與乙兩種溶液的pH相同，甲與乙一定是CH3COONa、NH3·H2O中的一種，因?yàn)樗鼈兌汲蕢A性，甲與丙兩種溶液中的水的電離程度相同，NH3·H2O、CH3COOH、堿和酸抑制水的電離，所以甲與丙一定是NH3·H2O、CH3COOH中的一種，則甲為NH3·H2O、乙為CH3COONa、丙為CH3COOH，C正確。[例3]室溫下，物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液，按pH由小到大的順序排列的是(

)A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4ClB．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3答案：C破題思路：比較同濃度溶液pH大小的方法：(1)總體pH大小規(guī)律：堿>鹽>酸(2)同類(lèi)物質(zhì)的pH大小規(guī)律：①堿：二元強(qiáng)堿>一元強(qiáng)堿>一元弱堿②酸：一元弱酸>一元強(qiáng)酸>二元強(qiáng)酸③鹽：強(qiáng)堿弱酸鹽>強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽>強(qiáng)酸弱堿鹽

【拓展延伸】(1)已知酸性:HF>H2CO3,等物質(zhì)的量濃度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的順序是

。

(2)等物質(zhì)的量濃度的上題四種物質(zhì)的溶液中陰離子數(shù)目最大的是

。答案:(1)Na2CO3>NaF>NH4Cl(2)Na2CO3提示:(2)等物質(zhì)的量濃度的四種物質(zhì)的溶液,若不水解,陰離子數(shù)目相同,但Na2CO3中

分步水解,陰離子數(shù)目最多。[提升1]25℃時(shí)濃度都是1mol·L－1的四種正鹽溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X－)＝1mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列說(shuō)法正確的是 (

)A．電離平衡常數(shù)K(BOH)小于K(HY)B．AY溶液的pH小于BY溶液的pHC．稀釋相同倍數(shù)，溶液pH變化BX等于BYD．將濃度均為1mol·L－1的HX和HY溶液分別稀釋10倍后，HX溶液的pH大于HYA

解析：A項(xiàng)，根據(jù)BY溶液的pH＝6，B＋比Y－更易水解，則BOH比HY更難電離，因此電離平衡常數(shù)K(BOH)小于K(HY)；B項(xiàng)，根據(jù)AX、BX、BY溶液的pH，則AX為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，BX為強(qiáng)酸弱堿鹽，BY為弱酸弱堿鹽，則AY為弱酸強(qiáng)堿鹽，溶液的pH>7，故AY溶液的pH大于BY溶液的pH；C項(xiàng)，稀釋相同倍數(shù)，BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH變化大于BY溶液；D項(xiàng)，HX為強(qiáng)酸，HY為弱酸，濃度相同時(shí)，稀釋10倍后，HY的電離程度增大，但仍不可能全部電離，故HX溶液的酸性強(qiáng)，pH小?！蔡嵘?〕鹽MN溶于水存在如下過(guò)程：下列有關(guān)說(shuō)法中不正確的是

A．MN是強(qiáng)電解質(zhì)B．總反應(yīng)離子方程式為N－＋H2O══OH－＋HNC．該過(guò)程使溶液中的c(OH－)>c(H＋)D．MOH為強(qiáng)堿B

【提升3】某酸HX稀溶液和某堿YOH稀溶液的物質(zhì)的量濃度相同,兩溶液混合后,溶液的pH>7,下表中判斷合理的是(

)【提升4】相同物質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關(guān)于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說(shuō)法中，正確的是 (

)A．酸的強(qiáng)弱：HCN>HClOB．pH：HClO>HCNC．與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClO>HCND．酸根離子濃度：c(CN－)<c(ClO－)【解析】根據(jù)越弱越水解的鹽類(lèi)水解規(guī)律可知，酸性：HClO>HCN，相同濃度時(shí)溶液的pH：HClO<HCN，A、B均錯(cuò)誤；同體積、同濃度的HCN和HClO溶液與NaOH溶液反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量相等，C錯(cuò)誤；因?yàn)樗嵝裕篐ClO>HCN，所以溶液中c(CN－)<c(ClO－)，D正確。D〔提升5〕溫度相同、濃度均為0.2mol·L－1的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤Na2CO3、⑥CH3COONa溶液，它們的pH由小到大的排列順序?yàn)?

)A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤C．③②①⑥④⑤ D．②④①③⑤⑥A〔提升6〕(1)某二元酸(化學(xué)式用H2A表示)在水中的電離方程式是則Na2A溶液顯

(填“酸性”“中性”或“堿性”)。理由是

(用離子方程式表示)。

(2)常溫下,pH=5的NH4Cl溶液與pH=5的HCl溶液中由水電離出的c(H+)分別是

、

。

突破點(diǎn)2:水解常數(shù)及其應(yīng)用2.碳酸鈉的水解分兩步:CO32-+H2O?HCO3-+OH-

Kh1HCO3-+H2O?H2CO3+OH-

Kh2請(qǐng)思考:Kh1與Kh2的大小關(guān)系如何?請(qǐng)解釋原因。提示:Kh1>Kh2。由水解常數(shù)與電離常數(shù)的表達(dá)式可知Kh1=,Kh2=,由于Ka1>Ka2,則Kh1>Kh2。1.若HA為一元弱酸，MOH為一元弱堿，則MA的水解常數(shù)Kh與HA的電離常數(shù)Ka、MOH的電離常數(shù)Kb之間的關(guān)系表達(dá)式如何？[問(wèn)題探究][知識(shí)建構(gòu)]水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的關(guān)系及應(yīng)用1．水解常數(shù)的概念在一定溫度下，能水解的鹽(強(qiáng)堿弱酸鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達(dá)到水解平衡時(shí)，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽(yáng)離子)濃度之比是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)就叫水解平衡常數(shù)。3．水解平衡常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。它只受溫度的影響，因水解過(guò)程是吸熱過(guò)程，故它隨溫度的升高而增大。（1）判斷弱酸酸性（或弱堿堿性）的相對(duì)強(qiáng)弱已知常溫下濃度均為0.1mol·L－1的溶液的pH如下表所示：得出對(duì)應(yīng)酸的電離平衡常數(shù)由大到小是：

。Ka(HF)>Ka1(H2CO3)>Ka(NaClO)>Ka2(H2CO3)4.水解常數(shù)的應(yīng)用：（2）計(jì)算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化

常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋?zhuān)?qǐng)?zhí)顚?xiě)下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。變小變小變大不變不變（2）計(jì)算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過(guò)程中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)。試計(jì)算溶液中(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)向右60（3）判斷多元弱酸酸式鹽酸根離子的電離和水解程度的相對(duì)大小磷酸是三元弱酸，常溫下三級(jí)電離常數(shù)分別是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列問(wèn)題：(1)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH

(填“＞”“＜”或“＝”)7。(2)常溫下，Na2HPO4的水溶液呈

(填“酸”“堿”或“中”)性。＜?jí)A[提升1]磷酸是三元弱酸，常溫下三級(jí)電離常數(shù)分別是Ka1＝×10－3，Ka2＝×10－8，Ka3＝×10－13，解答下列問(wèn)題：(1)常溫下同濃度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的順序是____________(填序號(hào))。(2)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。(3)常溫下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與Kh的相對(duì)大小，說(shuō)明判斷理由：_________________________。[提升2]取0.1mol·L-1HA溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液等體積混合(混合后溶液體積的變化忽略不計(jì)),測(cè)得混合溶液的pH=8。(1)混合溶液的pH=