人教版高三上学期一轮复习课件 盐类的水解

第八章水溶液中的离子反应与平衡第二节盐类的水解课标要求1.认识盐类水解的原理及其一般规律。2.认识影响盐类水解程度的主要因素。3.掌握水解离子方程式的书写。4.了解盐类水解的应用。主干梳理盐溶液呈现不同酸碱性盐类水解的原理微观探析盐+弱酸弱酸阴离子H2OH++OH-盐弱碱弱碱阳离子+建模实质促进水的电离平衡c(H+)≠

c(OH-)表征水解方程式及水解常数Kh影响盐类水解的主要因素用模盐类水解的应用水解的规律①有弱才水解，无弱不水解，谁强显谁性考点精析

考点一盐类的水解及其规律1.水解方程式的书写(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。不用符号“↓”和“↑”表示水解产物，H2CO3、NH3•H2O不写出成分解产物形式。

。(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。(3)弱酸阴离子和弱碱阳离子相互促进的水解反应。②若水解产物中有溶解度较大的物质(如无法脱离反应体系)，虽水解反应能相互促进，但水解程度还是较小，水解方程式写法同(1)。①若水解产物均为容易脱离反应体系的溶解度较小的物质(如溶解度不大的气体或沉淀)，则其相互促进水解的程度非常大，水解反应认为完全进行，应用“”“↓”“↑”表示。Fe3+与CO32-、HCO3-、

ClO-Al3+与CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-、S2-、HS-NH4+与HCO3-、CH3COO-HCO3-+H2OCO32-+H3O+电离方程式HCO3-与AlO2-反应不属于双水解考点精析2.水解常数（Kh）CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

①CH3COONa溶液中存在水解平衡：（Ka为CH3COOH的电离常数）②NH4Cl溶液中存在水解平衡：NH4++H2ONH3•H2O+H+

（Kb为NH4Cl的电离常数）①Kh越大，表示相应盐的水解程度越大；②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh值考点精析

考点二盐类水解的影响因素弱酸根阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越

弱，就越易发生水解。

（Ka、

Kb为弱酸、弱碱的电离常数）内因例1.根据相关物质的电离常数（25℃），回答下列问题：CH3COOH Ka＝1.8×10－5HCN Ka＝4.9×10－10H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11相同物质的量浓度的①CH3COONa、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaCN溶液。pH由大到小的顺序：

，水的电离程度由大到小的顺序：

。②＞④＞③＞①

②＞④＞③＞①水解的规律②越弱越水解考点精析条件移动方向H＋数pH现象水解程度升温加H2O通HCl加NaHCO3

正向

增多

减小

溶液颜色变深

增大

正向

增多

减小

溶液颜色变浅

增大

逆向

增多

减小

溶液颜色变浅

减小

正向

减少

增大

生成红褐色沉淀，放出气体

增大

外因外因影响结果温度温度越高，水解程度越大浓度浓度越小，水解程度越大外加酸碱酸弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱弱酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大考点精析

考点三盐类水解的应用1.判断溶液的酸碱性例2.(1)常温下，NH3·H2O：Kb＝1.8×10－5，HCN：Ka＝4.9×10－10，则NH4CN溶液显

性。

(2)

磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13常温下，Na2HPO4的水溶液呈

性。

(3)已知25℃时，CH3COOH的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5，等浓度的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，溶液pH

7。

(4)已知25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，等浓度的NH3·H2O与NH4Cl混合溶液pH

7。

碱

碱

＜

＞

CH3COONH4溶液？

水解的规律③都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱；

弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。考点精析2.判断离子能否共存（1）因双水解程度较大而不能大量共存的离子：①Fe3+与CO32-、HCO3-、

ClO-；②Al3+与CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-、S2-、HS-；③NH4+与SiO32-、AlO2-、（2）NH4+与HCO3-、CH3COO-，虽水解反应能相互促进，但水解程度还是较小，离子能大量共存。3.配制或贮存易水解的盐溶液①配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；②贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞配制FeCl3溶液的方法：将FeCl3晶体溶解在浓盐酸中，再加水稀释至所需浓度。考点精析4.解释生活中的现象或事实现象或事实原理①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂②明矾可作净水剂③用热的纯碱溶液清洗油污④铵态氮肥与草木灰不得混用⑤泡沫灭器原理NH4Cl和ZnCl2属于强酸弱碱盐，NH4+、Zn2+发生水解，使NH4Cl和ZnCl2溶液显酸性能与铁锈反应。明矾溶于水电离出的Al3+发生水解：Al3

+3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+

。

Al(OH)3胶体具有吸附性。纯碱溶液中由于CO32-的水解：CO32-+H2O

HCO3-+

OH-，使溶液呈碱性，油污的主要成分是油脂，在碱性条件下可以彻底水解生成易溶性高级脂肪酸钠和甘油而除去。草木灰的主要成分是碳酸钾,能溶于水呈碱性，跟铵态氮肥混合使用后，会产生氨气，氨气易挥发，会降低肥效。Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合发生相互促进的水解反应：Al3＋＋3HCO3-=Al(OH)3↓＋3CO2↑考点精析5.判断盐溶液蒸干后的产物(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干CuSO4(s)。(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。(3)考虑盐受热时是否分解。(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。原物质蒸干灼烧后固体物质Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl分解为NH3和HCl，无固体物质存在由AlCl3·6H2O制无水AlCl3的方法:在HCl气流中加热AlCl3·6H2O或将SOCl2与AlCl3·6H2O混合加热。考点精析6.物质的制备实例原理制备胶体制备Fe(OH)3胶体制备无机物TiO2的制备Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋∆TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O↓＋4HCl∆TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。7.物质的提纯下列是Fe2＋、

Fe3＋、

Zn2＋被OH－完全沉淀时溶液的pH。某硫酸锌酸性溶液中含有少量Fe2＋、Fe3＋杂质，为制得纯净的ZnSO4，应加入的试剂是

。调节溶液pH范围为是

。金属离子Fe2＋Fe3＋Zn2＋开始沉淀时的pH6.31.56.2完全沉淀时的pH9.73.28.0H2O2、ZnO3.2≤pH＜6.2热点突破(1)同一溶液中不同离子浓度大小比较比较同浓度的弱酸(或弱碱)的电离能力与对应的强碱弱酸盐(或对应强酸弱碱盐)的水解能力。一个比较确定离子浓度大小关系的理论依据两个微弱三个守恒弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。电荷守恒物料守恒质子守恒在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。1.溶液中离子浓度大小比较热点突破找基准态粒子明其浓度比值写离子平衡式析其程度强弱根据“两弱”和离子平衡主次微粒浓度大小关系根据三个“守恒”微粒浓度等式关系①电解质溶液中，水的电离程度远远小于弱酸和弱碱的电离程度、盐的水解程度；②根据电离平衡常数、水解平衡常数判断微粒电离或水解程度强弱；③根据溶液pH、某些离子的浓度大小判断微粒电离或水解程度强弱。例1.含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是（）A.Na2SO3溶液中存在：c(Na＋)>c(SO32-)>c(H2SO3)>c(HSO3-)B.已知NaHSO3溶液pH<7,该溶液中:c(Na＋)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(H2SO3)

>c(H＋)

>

c(OH

-)C.当吸收液呈酸性时：c(Na＋)＝c(SO32-)＋c(HSO3-)＋c(H2SO3)D.当吸收液呈中性时：c(Na＋)＝2c(SO32-)＋c(HSO3-)D

热点突破例2.

25℃时，按下表配制两份溶液。一元弱酸溶液加入的NaOH溶液混合后所得溶液HA10.0mL0.20mol·L－15.0mL0.20mol·L－1溶液ⅠpH＝5.0HB10.0mL0.20mol·L－15.0mL0.20mol·L－1溶液ⅡpH＝4.0

B

热点突破(2)不同溶液中同一离子浓度大小比较分析各类物质溶液中其它粒子对所比较粒子电离平衡或水解平衡的影响。

C

热点突破2.酸碱中和滴定曲线①开始滴定时，由于被滴定的酸浓度较大，滴入少量的碱对其pH的影响不大。②③达到反应终点后，由于过量的碱浓度较小，继续滴入少量的碱对pH的影响较小。①②当滴定接近反应终点时，很少量(一滴，约0.04mL)的碱就会引起溶液pH突变；③酸碱按化学计量数之比恰好完全反应滴定终点(根据指示剂判断的)NaOH溶液滴定等浓度等体积的盐酸热点突破氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水规律及结论①曲线起点不同；②突跃点变化范围不同；酚酞甲基橙酚酞甲基橙NaOH滴定盐酸的反应终点NaOH滴定醋酸的反应终点盐酸滴定NaOH的反应终点盐酸滴定氨水的反应终点③指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙，强碱滴定弱酸用酚酞，强酸与强碱的滴定选用甲基橙和酚酞均可。热点突破例如：室温下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示：中和滴定曲线中的关键“五点”①起始点：判断酸、碱的相对强弱②一半点：两种电解质的等量混合③中性点：注意区分反应终点、滴定终点和中性点。④恰好反应点：单一溶质溶液⑤过量点：一般看过量一倍点，对应两种电解质的等量混合。B点：c(A－)＞

c(N