第21讲电离平衡较难版（无答案）

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1、专题22盐类的水解一、课前检测1.关于盐类水解反应的说法正确的是　A.溶液呈中性的盐一定是强酸强碱生成的盐B.含有弱酸根离子的盐的水溶液一定呈碱性C.盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸、碱性的相对强弱D.同浓度的NH4Cl和NaClpH之和大于142.在一定条件下Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32-+H2OHCO3-+OH-。下列说法正确的是()A.Na2CO3溶液中：c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)B.升高温度，平衡向正反应方向移动C.稀释溶液，溶液中c(H+)和c(OH-)都减小D.加入NaOH固体，溶液pH减小二、知识点梳理（一）、盐类水解的原理1

2、.概念：水溶液中盐的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2.实质：，破坏了水的电离平衡；促进了水的电离，使得c（H+）≠c(OH-）,从而使溶液显示不同程度的酸、碱性。3.条件：（1）盐必须溶于水中；（2）盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子（有弱才水解）。4.特征：（1）水解属可逆反应，逆反应是中和反应，是吸热反应，因此水解方程式要用可逆号“”。（2）通常水解很微弱，存在水解平衡。5.盐类水解规律有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3、BaCl2不水解中性

3、pH=7强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4、Fe(NO3)3水解NH4+、Cu2+、Fe3+酸性pH<7强碱弱酸盐KClO、Na2S、NaHCO3水解ClO-、S2-、HCO3-碱性pH>7206.水解方程式的书写（1）书写形式：盐类的水解反应是中和反应的逆反应，中和反应的程度很大，水解反应的程度很小，故写盐类的水解反应方程式或离子方程式时，一般不写“＝”而写“”。（2）书写规律①一般盐类水解的程度很小，水解产物也少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写盐类水解的离子方程式时一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式。②多元弱酸盐的

4、水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋④能完全水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。（二）、盐类水解的影响因素1.内因：盐本身的性质，组成盐的弱酸根对应的酸越弱（或组成盐的阳离子对应的碱越弱），水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2.外因：受温度、浓度及外加酸碱的影响。因素水解平衡水解

5、程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大右移减小增大减小(即稀释)右移增大减小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减小（三）、盐类水解反应的利用1．利用水解：饱和FeCl3溶液制Fe(OH)3胶体；明矾净水；泡沫灭火器原理；纯碱溶液能去污；NH4Cl溶液能除锈等。2．抑制水解：FeCl3、SnCl2、FeSO4等配制时加酸或在酸中溶解;在HCl气流中使MgCl2·6H2O脱水制无水MgCl2等。3．考虑水解：分析盐溶液离子浓度、酸碱性；化肥混施(如铵态氮肥不宜与草木灰混合施用)；盐溶液浓缩蒸干等。三、重

6、难点突破考点一、溶液中微粒浓度的大小比较20【规律总结】溶液中微粒浓度的大小比较1.理论依据（1）电离理论发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO)≫c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。（2）水解理论发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO)＞c(HCO)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。2.电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝

7、n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4