高考化学考点精讲：考点33盐类的水解

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1、考点33盐类的水解1.复习重点1•盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相耳关系及守恒原理2.难点聚焦（~）盐的水解实质当盐AB能电离出弱酸阴离了（Bn~）或弱碱阳离了（AO,即可与水电离出的或0H~结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.与中和反丿凹0勺关系：水盐+水宁』一酸+碱（两者至少有一为弱）中和由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。（二）水解规律简述为：冇弱才水解，无弱不水解越弱

2、越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为：1.止盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈屮性④弱酸碱盐不一定如NH.CNCH3CO2NH4NHtF碱性中性酸性“‘取决于弱酸弱碱相对强弱2.酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NallSOJ①若既有电离乂有水解，取决于两者相对人小电离程度〉水解程度，呈酸性电离程度V水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解.a）以HnA"—表示弱酸酸式盐阴离了的电离和水解平衡.抑制电离促进水离［M］增大电离、严）一+『水解、"I*H.0抑制水解*增人

3、［0旷］促进电离仅能彳如H：F（h及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大>H：0!H2P0厂HPO厂P0厂pH减小①常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCOs、NaHS、N/HPO”NaHS.酸性：NaHSOssNaH2P0i.NaHSO,（三）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越髙，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HAH'+A^—Q宁令^+

4、出0G^OFT—Q温度（T）Tf-afTt-ht加水平衡正移，af促进水解，ht增大［卜门抑制电离，at促进水解，hf增大［0旷］促进电离，at抑制水解，ht增大［A「］抑制电离，at水解程度，ht注：a—电离程度h—水解程度思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液屮分别加入少量冰醋酸，对CftCOOH电离程度和CHsCOCF水解程度各有何影响？（五）盐类水解原理的应用1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH

5、值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是②相同条件下，测得©NaHCO：.@CH；｛COONa（3）NaA102三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是.因为电离程度CHaCOOH>HA102所以水解程度NaA102>NaHCO〉CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只冇浓度②丄①〉③1.分析盐溶液中微粒种类.例如N/S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同,它们是NaS_、HS~>H2S、0旷、HH2O,但微粒浓度人小关系不同.2.比较盐溶液中离

6、子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐小阴、阳离子等价时[不水解离了]>[水解的离了]>[水解后呈某性的离了（如或01厂）]>[显性对应离子如0H或H]实例：aCHaCOONa.bNH4Cla.[Na]>[CH3COO1>[0H:>[H+]b.[Cl-]>[NH「]>[OFF]②当盐中阴、阳离了不等价时。要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”,实例Na2S水解分二步S2_+H2OHS_+OH_（主要）HS~+H2OH2S+0H-（次要）各种

7、离子浓度大小顺序为：[Na]>[S2~]>[0H~]>[HS~]>[H+]（2）两种电解质溶液混合示各种离了浓度的相对人小.①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度>盐的水解程度.3.溶液小各种微粒浓度Z间的关系以Na2S水溶液为例來研究（1）写出溶液中的各种微粒阳离子：Na1「阴离子:S2_>HS_、OH（2）利用守恒原理列出和关方程.1°电荷守恒:[NaJ+EHj^tS2-]+[HS~]+[O旷]2°物料守恒：Na2S=2Na++S2_

8、若S?—已发生部分水解，S原了以三种微粒存在于溶液中。[S?—]、[HS—],根据S原了守恒及的关系可得.[Na]=2[SU+2[HS~]+2[H2S]3°质子守恒H.0H4+OH~由iw电离出的[ir]=[0H],水电离出的ir部分被萨结合成为hsh2s,根据h*（质子）守恒，可得方程：[OH-]=[H+]+[HS~]+2[H2S]想一想：若将NNS改为NaHS溶液，三大守怛的关系式与NazS对应的是否相同？为什么？提示：