2012届人教版新课标(第1轮)――第8章・第28课时・盐类的水解

一、盐类水解的本质及影响因素1．盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而促进了水的电离。2．盐类水解的条件：盐必须能溶于水；构成盐的离子中必须有弱碱阳离子或弱酸根离子，如NH4+、Al3＋、CO32-、S2－等。3．特点：盐类的水解反应可以看做是酸碱中和反应的逆反应：酸＋碱盐＋水ΔH＜0。这说明盐类的水解反应：是可逆反应、是吸热反应、水解程度小。4．规律：常用盐所对应的酸和碱的强弱判断盐溶液的酸、碱性。(1)有弱有水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱都水解。(2)盐所对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液的碱(酸)性越强。5．表示：由于盐类水解程度一般很小，大多数水解的化学方程式或离子方程式用“”，不用“===、↑、↓”，易分解的物质(如H2CO3、NH3·H2O等)也不写成分解产物的形式，高价离子分步水解，但是以第一步为主。：(1)阳离子水解：由于多元弱碱的电离是分步进行的，多元弱碱的金属阳离子的水解也是分步进行的，但中学化学中一般一步表示。请分别写出明矾、氯化铵水解的离子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。(2)阴离子水解：高价阴离子水解，由于多元弱酸的电离是分步进行，因此高价阴离子(多元弱酸的酸根)的水解是分步进行的。请写出纯碱水解的离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－HCO＋H2OH2CO3＋OH－6．影响因素影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。【思考题】有人认为CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动。你说对吗？【解析】遵循化学平衡规律，从温度、浓度方面去考虑便能作出正确判断，但这里需注意，不要与弱电解质的电离平衡混淆，使之发生冲突。如在CH3COONa的溶液中，加入少量冰醋酸，正确的结论是：体系中c(CH3COOH)增大，抑制了水解，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。二、溶液中粒子浓度大小比较1．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，c(H＋)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)。2．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2S溶液中c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)3．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的顺序是③＞①＞②。4．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。(1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度大于相应酸根离子的水解程度。如CH3COOH与CH3COONa溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度比CH3COO－的水解程度要大，此时，c(CH3COOH)c(CH3COO－)。(2)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈碱性，说明弱酸的电离程度小于相应酸根离子的水解程度。如HCN与NaCN的混合溶液中，c(CN－)c(Na＋)，则说明溶液呈碱性，HCN的电离程度比CN－的水解程度要小，则c(HCN)c(CN－)。(3)弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合情况，与(1)、(2)的情况类似。【基础题一】写出在0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序。【解析】在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制，NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时，溶液呈碱性：c(OH－)c(H＋)，同时c(NH4+)c(Cl－)。答案：c(NH4+)c(Cl－)c(OH－)c(H＋)【规律总结】要掌握盐类水解的内容这部分知识，一般来说要注意几个方面：1．盐类水解是一个可逆过程；2．盐类水解程度一般都不大；3．要利用好守恒原则即电荷守恒和物料守恒(这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用)。【思考题】[湖南雅礼中学2010届高三月考试卷(六)]现有1.0mol/L的NaOH溶液0.2L，若通入4.48L(标准状况)SO2气体使其充分反应后，则所得溶液中各粒子浓度大小关系正确的是()A．c(SO42-)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(H2SO3)B．c(Na＋)＝c(H2SO3)＋c(HSO3-)＋c(H＋)C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO3-)＋c(SO42-)＋c(OH－)D．c(Na＋)c(HSO3-)c(OH－)c(H2SO3)c(SO42-)c(H＋)A三、盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑盐的水解。如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH由大到小的顺序为NaOHNaClONa2CO3CH3COONaNaHCO3Na2SO4(NH4)2SO4NaHSO4。2．比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有易水解的离子，需考虑盐的水解。3．判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发出双水解反应时，不能在溶液中大量共存。如：Al3＋、NH与HCO、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。4．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴对应的强酸，来抑制盐的水解。5．加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解，才能得到其固体。6．化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰(有效成分K2CO3)水解呈碱性。7．某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中。8．溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。如除去ZnCl2中的FeCl3杂质。9．用盐溶液来代替酸碱。10．明矾能够用来净水的原理。(1)配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解：为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入HCl抑制Fe3＋水解。(2)某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg粉投入NH4Cl溶液中反应的离子方程式：Mg＋2NH4+===Mg2＋＋2NH3↑＋H2↑。(3)试剂存放：盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是Na2CO3水解生成NaOH，NaOH与玻璃中的二氧化硅反应生成Na2SiO3，Na2SiO3是一种矿物胶，会把瓶口和瓶塞粘连在一起。(4)盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因为NH4F水解生成HF，HF会腐蚀玻璃。重要考点1盐类水解的本质与规律溶液中存在以下三个守恒关系：(1)电荷守恒：即正电荷总数等于负电荷总数；(2)物料守恒：即溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和；(3)质子守恒：溶液中水电离出的OH－和H＋浓度相等。【考点释例1】25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是()①KNO3②NaOH③CH3COONH4④NH4ClA．①②③④B．④③①②C．③④②①D．③④①②【解析】酸、碱对水的电离起抑制作用，盐类的水解对水的电离起促进作用。①KNO3为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K＋和NO3-对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱，在水溶液中电离出的OH－对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO－均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。④NH4Cl为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O，促进水的电离，但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4，该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度。【温馨提示】酸、碱对水的电离起抑制作用，盐类的水解对水的电离起促进作用。答案：D1.25℃时，在浓度为1mol·L－1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得c(NH4+)分别为a、b、c(单位为mol·L－1)。下列判断正确的是()A．a＝b＝cB．abcC．acbD．cabD2.在Na2CO3溶液中，下列关系式错误的是()A．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH－)B．c(Na＋)＝2c(CO32-)＋2c(HCO3-)＋2c(H2CO3)C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3-)＋2c(H2CO3)D．c(CO32-)c(OH－)c(HCO3-)A【解析】电荷守恒强调的是利用正、负电荷数相等，找出阴、阳离子浓度间的关系，不是阴、阳离子数相等，A错；由物料(原子)守恒知c(Na＋)＝2c(CO32-)＋2c(HCO3-)＋2c(H2CO3)，B正确；由质子守恒cH2O(H＋)＝cH2O(OH－)知c(OH－)＝cH2O(OH－)＝cH2O(H＋)＝c(H＋)＋c(HCO3-)＋2c(H2CO3)，C正确；由水解规律知D正确。3.(2010·北京质量检测)常温下有浓度均为0.5mol/L的四种溶液：①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③HCl溶液④氨水(1)上述溶液中，可发生水解的是(填序号)。(2)上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液中离子浓度由大到小的顺序为。①②c(Na＋)c(HCO3-)c(OH－)c(H＋)c(CO32-)(3)向④中加入少量氯化铵固体，此时c(NH4+)/c(OH－)的值(填“增大”、“减小”或“不变”)。(4)若将③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，则混合前③的体积④的体积(填“大于”、“小于”或“等于”)，此时溶液中离子浓度由大到小的顺序是。(5)取10mL溶液③，加水稀释到500mL，则此时溶液中由水电离出的c(H＋)＝。增大小于c(NH4+)＝c(Cl－)c(H＋)＝c(OH－)10－12mol/L【解析】(3)因④中存在NH3·H2ONH4+＋OH－，加入NH4Cl后导致c(NH4+)增大，c(OH－)减小，故c(NH4+)/c(OH－)的值增大。(4)若盐酸与氨水等体积混合，溶液恰好反应完全，溶液呈酸性，现在溶液呈中性，意味着酸的量不足，盐酸体积小于氨水体积，由电荷守恒原理知此时c(NH4+)＝c(Cl－)。(5)稀释后c(HCl)＝0.01mol/L，则c(OH－)＝10－12mol/L，故由水电离出的c(H＋)＝10－12mol/L。重要考点2离子浓度大小比较比较依据：1．电离理论发生电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度，如H2CO3溶液中：c(H2CO3)c()HCO3-)c(CO32-)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。2．水解理论发生水解离子的浓度大于水解生成粒浓度，如Na2CO3溶液中：c(CO32-)c(HCO3-)c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)。3．电荷守恒电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH－)。4．物料守恒物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。如0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。5．质子守恒如纯碱溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3-