2010届高三化学一轮考点精讲精.doc

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1、2010届高三化学一轮考点精讲精析考点22盐类的水解考点聚焦1．认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不作要求。2．运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影响盐类水解程度的主要因素。3．能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性。4．会书写盐类水解的离子方程式。5．能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。知识梳理一、盐类的水解⑴概念：。⑵实质：。⑶盐类水解的规律。如果要判断盐类是否发生水解反应或水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。①在通常情况下，盐类水解的程度是很小的，并且反应前后均有弱电解质存在，因而盐的水解反

2、应是可逆的。②有弱才水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。③盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液的碱性（或酸性）越强。④多元弱酸根离子，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大很多。⑷影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质。①温度：盐类水解是吸热，升温，水解程度增大。②浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程，因而加水稀释，平衡向右移动，水解程度加大，而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小。③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱，肯定促进盐的水解，加入酸，抑制盐的水解；水解显碱性的同理。总之水解平衡遵从化学平衡移动原理。二、水

3、解的表示①多元弱酸根离子水解，以第一步为主；②多元弱碱阳离子可书写一步总反应方程式；③水解程度一般很小，故方程式用“”符号，且产生的物质的浓度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；④双水解比单水解程度大，有些可以进行到底。三、盐类水解的类型①强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解②强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解③弱酸弱碱盐的水解程度很大，溶液的酸碱性决定与酸碱性的相对强弱Ⅰ.酸强于碱显酸性，如(NH4)2SO3Ⅱ.碱强于酸显碱性，如NH4CNⅢ.酸碱强弱相当的呈中性，如CH3COONH4④强酸强碱盐，不水解，呈中性⑤弱酸的酸式盐水解，酸取决于酸根离子的电离程度和水解

4、程度的相对大小Ⅰ如电离程度大于水解程度，以电离为主，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4Ⅱ如水解程度大于电离程度，以水解为主，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS⑥完全双水解的盐，如Al3+与HCO3-、CO32-、S2-、AlO2-等发生双水解进行到底。四、溶液中离子浓度大小的比较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()>c()>c()②多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3的溶液中，c(Na+)>c()>c()>c()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。如在相同的物质的量

5、浓度的下列各溶液中a、NH4Clb、CH3COONH4c、NH4HSO4。c(NH4+)由大到小的顺序是c>a>b。④混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。分别以H2S、NaHS、Na2S为例：①离子浓度的大小比较：H2S、NaHS、Na2S。五、电解质溶液中的守恒规律⑴电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等，即溶液不显电性。如磷酸溶液中，c(H+)=c()+c()+2c(-)+3c()⑵物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如0.1mol/L的NaHS溶液，0.1=c(HS-

6、)+c(S2-)+c(H2S)或c(Na+)=c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)⑶原理守恒：水电离的特征是c(H+)=c(OH-)，据此可以得出下列关系如在K2CO3溶液中：c()=c(H+)+c()+2(H2CO3)（也称质子守恒）例题：分别以①H2S②NaHS③Na2S为例离子浓度的守恒关系:⑴物料守恒①、②③⑵电荷守恒：①②③；⑶质子守恒：①②③。六、盐类水解的应用Ⅰ.判断溶液的酸碱性：；Ⅱ.判断不同弱电解质的相对强弱：；Ⅲ.比较溶液中离子浓度：①同一溶液中不同离子浓度：、②不同溶液中相同离子浓度：。Ⅳ.解释某些化学现象及在生产生活中的应用：。。七、离子共存问题的分析①

7、不能与H+共存的离子有、②不能与共存的离子有、③不能与共存的离子有、④不能与Al3+共存的离子有、⑤不能与共存的离子有、⑥不能与Fe3+共存的离子有、⑦不能与Fe2+共存的离子有、⑧不能与共存的离子有、试题枚举[例1]（2006江苏，13）下列叙述正确的是A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)==c(NH4+)B．10mL0.02mol·L－1HCl溶液与10mL0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20mL，则溶液的pH=12C