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1、专题十 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡高考化学（天津专用）考点一 盐类的水解基础知识(一)盐类水解的定义和实质1.盐类水解的定义在水溶液中盐电离产生的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成①弱电解质的反应,叫盐类的水解。2.盐类水解的实质盐类水解反应的实质是盐和水反应生成弱电解质,使②水的电离平衡被破坏,然后在新条件下建立起新平衡的过程。考点清单3.盐类水解方程式的书写盐类水解程度一般很小,水解产物量很少,通常不生成沉淀或气体,书写水解方程式时,一般不标“↑”或“↓”。盐类水解是③可逆反应,除发生强烈双水解反应外,一般水解方程式中不写“”,而写“”。多元弱酸盐的水
2、解是分步进行的,如Na2CO3水解方程式为④C+H2OHC+OH-、⑤HC+H2OH2CO3+OH-。(二)盐类水解的影响因素1.内因——盐本身的性质(1)弱碱的碱性越弱,其阳离子的水解程度越⑥大,对应盐溶液的酸性越⑦强。(2)弱酸的酸性越弱,其阴离子的水解程度越⑧大,对应盐溶液的碱性越⑨强。2.外因(1)温度盐类的水解反应是吸热反应。升高温度,水解平衡向⑩正反应方向移动,水解程度增大。(2)浓度a.增大盐溶液的浓度,水解平衡向正反应方向移动,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大;加水稀释,水解平衡向正反应方向移动,水解程度增大,但水解产生的离子浓度减小。b.增
3、大c(H+),促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解;增大c(OH-),促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。(三)盐类水解的规律有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁性。1.组成盐的弱碱阳离子(Mx+)水解使溶液显酸性,组成盐的弱酸阴离子(Ay-)水解使溶液显碱性。Mx++xH2OM(OH)x+xH+Ay-+H2OHA(y-1)-+OH-注意 多元弱酸的酸根离子的水解方程式应分步写出。2.盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,溶液碱性(或酸性)越强。3.多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多,如同浓度时,C比HC的水解程度大。4.不同盐
4、溶液中同种离子的水解程度:相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。如N的水解程度:(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。5.相互促进的水解反应:弱酸根离子与弱碱阳离子在溶液中的水解反应相互促进,完全水解的反应一般会有沉淀、气体生成。重点难点一、酸式盐的水溶液显什么性酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒的实际表现。1.强酸的酸式盐只电离,不水解,溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4Na++H++S。2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。(1)若电离程度小于水解程度,溶
5、液显碱性,例如NaHCO3溶液中:HCH++C(次要),HC+H2OH2CO3+OH-(主要),使c(OH-)>c(H+),溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性。(2)若电离程度大于水解程度,溶液显酸性,例如NaHSO3溶液中:HSH++S(主要),HS+H2OH2SO3+OH-(次要),使c(H+)>c(OH-),溶液显酸性。NaH2PO4溶液亦显酸性。二、盐类水解原理的应用1.判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类水解。2.比较盐溶液中离子种类及其浓度大小时要考虑盐类水解。3.判断溶液中离子能否大量共存时,有时要考虑盐类水解,如Al3+、Fe3+与HC
6、、C、Al等不能大量共存。4.物质在参加反应时,有时要考虑盐类水解,如Mg加到NH4Cl溶液中,AlCl3与Na2S溶液混合等。5.加热浓缩某些盐溶液时,要考虑水解,如浓缩FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氢氧化物,灼烧得金属氧化物。6.保存Na2CO3等碱性盐溶液不能用磨口玻璃瓶,保存NH4F溶液不用玻璃瓶。7.保存某些盐溶液时,要考虑盐类水解,如FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制Fe3+水解。8.解释生活、生产中的一些化学现象,如:a.某些胶体的制备利用水解原理,如实验室制备Fe(OH)3胶体:Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。b.泡沫灭火器的工
7、作原理:Al3++3HCAl(OH)3↓+3CO2↑。c.纯碱溶液越热,去污能力越强:C+H2OHC+OH-,加热c(OH-)增大。基础知识1.难溶电解质的溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程。固体溶质溶液中的溶质沉淀溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。2.溶度积(1)溶度积常数:一定温度下难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度幂的乘积为一常数。对于沉淀溶解平衡:AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp=④[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。注:与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。考点二 难溶电解质的溶解平衡(2)
8、通过比较溶
