專項(xiàng)突破14-鹽類水解規(guī)律的再認(rèn)識(shí)(人教版2019選擇性必修1)

人教版選擇性必修1網(wǎng)第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡重難點(diǎn)專項(xiàng)突破專題突破14鹽類水解規(guī)律再認(rèn)識(shí)[問題探究]1．pH均為4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H＋)相等嗎？2．某鹽溶液顯中性，該鹽一定是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽嗎？3．等濃度的醋酸鈉的pH小于次氯酸鈉溶液的pH，由此能否確定醋酸與次氯酸的酸性強(qiáng)弱？一[提示]不相等。H2SO4抑制水的電離，NH4Cl能水解，促進(jìn)水的電離，所以NH4Cl溶液中水的電離程度大。[提示]不一定。也可能是弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4溶液顯中性。[提示]由“越弱越水解”可知，等濃度的醋酸鈉的水解程度小于次氯酸鈉溶液的水解程度，由此確定醋酸的酸性大于次氯酸。突破點(diǎn)一:

鹽類水解規(guī)律再認(rèn)識(shí)[過程建構(gòu)]鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽實(shí)例NaCl、K2SO4NH4Cl、CuSO4、FeCl3Na2S、Na2CO3、NaHCO3是否水解(無弱)不水解(誰弱誰)水解(誰弱誰)水解水解離子無溶液酸堿性中性酸性堿性pHpH＝7pH<7pH>72．鹽類的水解類型3.鹽類的水解規(guī)律水解看組成，有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，規(guī)律要記清。(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應(yīng)的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應(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離子都發(fā)生水解，且相互促進(jìn)。(4)“誰強(qiáng)顯誰性”——當(dāng)鹽中的陰離子對應(yīng)的酸比陽離子對應(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強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應(yīng)的堿的電離常數(shù)Kb與鹽中的陰離子對應(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。[例1]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)分類分析：①酸堿都對水的電離有抑制作用。②可水解的鹽對水的電離有促進(jìn)作用。③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽對水的電離無影響。[典型例題]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2]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

[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溶于水存在如下過程：下列有關(guān)說法中不正確的是

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〕現(xiàn)有室溫下濃度均為1×10－3mol·L－1的幾種溶液：①鹽酸、②硫酸、③醋酸、④氯化銨、⑤氨水、⑥NaOH溶液?；卮鹣铝袉栴}：(1)上述6種溶液中，水電離出的c(H＋)最大的是________，最小的是________。(2)將③、⑥混合后，若溶液呈中性，則消耗兩溶液的體積為③________(填“＞”“＜”或“＝”)⑥。(3)將等體積的①、⑤混合，則溶液的pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7，用離子方程式說明其原因：________________________。④②＞＜

(4)向相同體積的①、②、③溶液中分別加入相同且足量的鋅粒，反應(yīng)的初始速率由快到慢的順序?yàn)開_______，最終產(chǎn)生H2總量的關(guān)系為________。(5)向相同體積的①、③溶液中分別加入相同濃度、相同體積的CH3COONa溶液，充分混合后，混合液的pH大小關(guān)系為①________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)③。(6)將等體積的⑤、⑥溶液加熱至相同溫度后，溶液的pH大小關(guān)系為⑤________⑥。②①③②＞①＝③

＜＜解析：(4)由于起始時(shí)c(H＋)：②＞①＞③，c(H＋)越大，反應(yīng)速率越快。由于酸提供的H＋總量n(H＋)：②＞①＝③，由此可知產(chǎn)生H2的總量關(guān)系為②＞①＝③。(5)向相同體積的①、③溶液中分別加入相同濃度、相同體積的CH3COONa溶液，混合后，溶液可以看成“分別向醋酸中加入等體積等濃度的①氯化鈉和③醋酸鈉”，由于NaCl不影響CH3COOH的電離，而醋酸根抑制了CH3COOH的電離。故答案是“＜”。(6)雖然加熱能促進(jìn)氯水的電離，但仍不可能完全電離，而且由于溫度升高，NH3會(huì)揮發(fā)，因此溶液的pH：⑤＜⑥。

突破點(diǎn)二: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請思考:Kh1與Kh2的大小關(guān)系如何?請解釋原因。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，因水解過程是吸熱過程，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，請?zhí)顚懴铝斜磉_(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