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2019-2020年高中化學(xué)（大綱版）第二冊(cè) 第三章 電離平衡 第三節(jié)鹽類的水解(備課資料) 一、電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷 電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷是近年化學(xué)高考的重要題型之一。解此類型題的關(guān)鍵是掌握“兩平衡、兩原理”，即弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解平衡和電解質(zhì)溶液中的電荷守恒、物料平衡原理?，F(xiàn)將此類題的解題方法做如下總結(jié)。 一、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷 解此類題的關(guān)鍵是緊抓弱酸的電離平衡。 ［例1］0.1 molL－1的H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列順序是 。 解析：在H2S溶液中有下列平衡： H2S H++HS－ HS－ H++S2－ 已知多元弱酸的電離以第一步為主，第二步電離較第一步弱得多，但兩步電離都產(chǎn)生H+，因此答案應(yīng)為：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－) 弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是： c（顯性離子）＞c（一級(jí)電離離子）＞c（二級(jí)電離離子）＞c（水電離出的另一離子） 二、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較 解此類題的關(guān)鍵是抓住鹽溶液中水解的離子。 ［例2］在CH3COONa溶液中各離子的濃度由大到小排列順序正確的是（ ） A.c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) B.c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+) C.c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(OH－) D.c(Na+)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H+) 解析：在CH3COONa溶液中 CH3COONa====Na++CH3COO－ CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－ 而使c(CH3COO－)降低且溶液呈現(xiàn)堿性，則c(Na+)＞c(CH3COO－),c(OH－)＞c(H+)，又因一般鹽的水解程度較小，則c(CH3COO－)＞c(OH－)，因此A選項(xiàng)正確。 一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是： c（不水解離子）＞c（水解離子）＞c（顯性離子）＞c（水電離出的另一離子） ［例3］在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是 解析：在Na2CO3溶液中 Na2CO3====2Na++CO CO+H2O HCO+OH－ HCO+H2O H2CO3+OH－ CO水解使溶液呈現(xiàn)堿性，則c(OH－)＞c(H+)，由于CO少部分水解，則c(CO)＞ c（HCO），HCO又發(fā)生第二步水解，則c(OH－)＞c(HCO)，第二步水解較第一步弱的多，則c(HCO)與c(OH－)相差不大，但c(H+)比c(OH－)小的多，因此c(HCO)＞c(H+)。此題的結(jié)論應(yīng)為：c(H+)＜c(HCO)＜c(OH－)＜c(CO)＜c(Na+) 二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：c（不水解離子）＞c（水解離子）＞c（顯性離子）＞c（二級(jí)水解離子） ＞c（水電離出的另一離子） ［例4］判斷0.1 molL－1的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系。 解析：因NaHCO3====Na++HCO HCO+H2O H2CO3+OH－ HCO H++CO NaHCO3的水解程度大于電離程度，因此溶液呈堿性，且c(OH－)＞c(CO)。由于少部分水解和電離，則c(Na+)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(CO) 又由于HCO電離產(chǎn)生H+與CO數(shù)目相同，而H2O電離也可產(chǎn)生H+，因此c(H+)＞c(CO)，則NaHCO3溶液離子濃度由大到小的排列順序?yàn)椋篶(Na+)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H+)＞c(CO) 二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是： c（不水解離子）＞c（水解離子）＞c（顯性離子）＞c（水電離出的另一離子）＞c（電離得到的酸根離子） 三、兩種電解質(zhì)溶液相混合離子濃度的判斷 解此類題的關(guān)鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解情況以及混合時(shí)弱電解質(zhì)有無(wú)剩余，若有剩余，則應(yīng)討論弱電解質(zhì)的電離。下面以一元酸，一元堿和一元酸的鹽為例進(jìn)行分析。 1.強(qiáng)酸與弱堿混合 ［例5］pH=13的NH3H2O和pH=1的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是 。 解析：pH=1的HCl，c（H+）=0.1 molL－1，pH=13的NH3H2O，c(OH－)=0.1 molL－1，則NH3H2O的濃度遠(yuǎn)大于0.1 molL－1。因此兩溶液混合時(shí)生成NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，氨水過(guò)量，且c(NH3H2O)＞c(NH4Cl)，則溶液的酸堿性應(yīng)由氨水決定。即NH3H2O的電離大于NH的水解，所以溶液中的離子濃度由大到小的順序應(yīng)為： c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+) 注：強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中加入一定量的弱堿解題方法與此題相同。 2.強(qiáng)堿與弱酸混合 ［例6］pH=x的NaOH溶液與pH=y的CH3COOH溶液，已知x+y=14，且y＜3。將上述兩溶液等體積混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小順序正確的是（ ） A.c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) B.c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－) C.c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+) D.c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(OH－) 解析：同例5，pH=x的NaOH溶液中,c(OH－)=10－(14－x)molL－1,pH=y的CH3COOH溶液中,c(H+)=10－ymolL－1，因?yàn)閤+y=14。NaOH中c(OH－)等于CH3COOH中c(H+)。因此c(CH3COOH)遠(yuǎn)大于10－ymolL－1，CH3COOH過(guò)量，因此選項(xiàng)中B正確。 上述兩題的特點(diǎn)是pH1+pH2=14，且等體積混合。其溶液中各離子濃度的一般關(guān)系是： c（弱電解質(zhì)的離子）＞c（強(qiáng)電解質(zhì)的離子）＞c（顯性離子）＞c（水電離出的另一離子） 3.強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)酸混合 ［例7］0.2 molL－1CH3COOK與0.1 molL－1的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量關(guān)系正確的是（ ） A.c(CH3COO－)=c(Cl－)=c(H+)＞c(CH3COOH) B.c(CH3COO－)=c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H+) C.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(CH3COOH) D.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H+) 解析：兩溶液混合后CH3COOK+HCl====KCl+CH3COOH，又知CH3COOK過(guò)量，反應(yīng)后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物質(zhì)的量相等。由于CH3COOH的電離和CH3COO－的水解程度均很小，且CH3COOH的電離占主導(dǎo)地位，因此c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(OH－)。 又知c(Cl－)=0.05 molL－1,c(CH3COO－)＞0.05 molL－1,c(CH3COOH)＜0.05 molL－1。 因此選項(xiàng)中D是正確的。 4.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽與弱堿或弱酸混合 解析方法同3 四、電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料平衡 解此類題的關(guān)鍵是抓住溶液呈中性（即陰、陽(yáng)離子所帶電荷總數(shù)相等）及變化前后原子的個(gè)數(shù)守恒兩大特點(diǎn)。若題中所給選項(xiàng)為陰陽(yáng)離子的濃度關(guān)系，則應(yīng)考慮電荷守恒；若所給選項(xiàng)等式關(guān)系中包含了弱電解質(zhì)的分子濃度在內(nèi)，則應(yīng)考慮物料守恒。 ［例8］表示0.1 molL－1 NaHCO3溶液中有關(guān)粒子濃度的關(guān)系正確的是（ ） A.c(Na+)＞c (HCO)＞c (CO)＞c (H+)＞c (OH－) B.c(Na+)+ c (H+)= c (HCO)+ c (CO)+ c (OH－) C. c (Na+)+ c (H+)= c (HCO)+2 c (CO)+ c (OH－) D. c (Na+)= c (HCO)+ c (CO)+ c (H2CO3) 解析：A.NaHCO3溶液因?yàn)樗獯笥陔婋x而呈堿性，因此c(OH－)＞c(H+)。 B.應(yīng)考慮電荷守恒，c(CO)前應(yīng)乘以2。 C.電荷守恒符合題意。 D.含弱電解質(zhì)分子應(yīng)考慮物料守恒。在NaHCO3溶液中存在下列關(guān)系： NaHCO3====Na++HCO HCO H++CO HCO+H2O H2CO3+OH－ 則c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)符合題意。 故選C、D。 此類元素守恒題中各粒子之間的關(guān)系一般為：（以下二元弱酸的酸式鹽為例） c（不變化的離子）=c（變化的離子）+c（水解后生成的弱電解質(zhì)）+c（電離所得二元弱酸根離子） 二、對(duì)鹽類水解程度的理解： 鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，即： 酸+堿鹽+水 不論從酸、堿反應(yīng)開始，還是從鹽水解反應(yīng)開始，一定條件下都能達(dá)到平衡。若鹽的水解程度對(duì)某化學(xué)現(xiàn)象的產(chǎn)生起積極作用，則考慮鹽的水解；若鹽的水解程度對(duì)化學(xué)現(xiàn)象的產(chǎn)生不起積極作用，則不考慮水解。鹽的水解程度主要決定于鹽的結(jié)構(gòu)，次要決定于外部條件。 中和反應(yīng)的趨勢(shì)（強(qiáng)對(duì)強(qiáng)易反應(yīng)、強(qiáng)對(duì)弱能反應(yīng)，弱對(duì)弱慢反應(yīng)）越大，程度越深，則水解反應(yīng)的趨勢(shì)（兩強(qiáng)不水解，強(qiáng)弱能水解，兩弱易水解）越小，程度越淺。見下表： 某些鹽的水解情況 名稱 0.1 molL－1溶液 h(水解度) pH NH4Cl CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 CH3COONH4 0.0085% 0.0085% 0.048% 4.2% 0.56% 5.1 8.8 8 11.6 ≈7 由此可見，對(duì)一般鹽（特別是強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽）通常情況下水解趨勢(shì)不大，其逆反應(yīng)（中和反應(yīng)）趨勢(shì)較大。對(duì)0.1 molL－1 Na2CO3溶液堿性已較強(qiáng)，但水解程度僅有4.2%。對(duì)一般弱酸弱堿鹽類通常情況下水解程度也較小，如0.1 molL－1 CH3COONH4溶液水解度只有0.56%。所以，通常考試的水解只決定溶液的酸堿性和溶液中離子濃度（或排序問(wèn)題）。 但有部分弱酸弱堿鹽水解程度較大，如Al2(CO3)3、Al2S3、(NH4)2S等，由于它們的陰陽(yáng)離子水解產(chǎn)物是易揮發(fā)的氣體或沉淀，離開平衡體系而促進(jìn)水解反應(yīng)進(jìn)行完全。如： 2Al3++3S3－+6H2O====2Al(OH)3↓+3H2S↑ 因此，Al2(CO3)3、Al2S3幾乎百分之百完全水解，不能存在于水溶液中。(NH4)2S溶液的水解度高達(dá)99.9%。 三、兩種鹽溶液混合促進(jìn)水解的討論 鹽溶液混合能相互促進(jìn)水解且趨于完全時(shí)稱之為雙水解。并不是所有的弱酸鹽和弱堿鹽溶液相混合都能發(fā)生雙水解反應(yīng)。因?yàn)槿跛彡庪x子水解可使溶液呈堿性即： An－+H2O HA－(n－1)+OH－ 弱堿陽(yáng)離子水解可使溶液呈酸性即： Bm++mH2O B(OH)m+mH+ 當(dāng)弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子同在一水溶液中時(shí)，其水解可相互促進(jìn)，但這只是具備發(fā)生雙水解反應(yīng)的必要條件。溶液中存在弱酸HA－(n－1)與弱堿B(OH)m、H+與OH－發(fā)生中和反應(yīng)的兩種趨勢(shì)，若HA－(n－1)與B（OH）m反應(yīng)趨勢(shì)大于H+與OH－反應(yīng)趨勢(shì)時(shí)，則雙水解反應(yīng)不能發(fā)生；反之發(fā)生雙水解反應(yīng)，即雙水解反應(yīng)的充分條件是水解產(chǎn)生的弱酸和弱堿不再發(fā)生中和反應(yīng)。只有具備充分必要條件時(shí)才能發(fā)生雙水解反應(yīng)。如Al3+與CO、HCO、SiO、AlO、SO、HSO、S2－、HS－、ClO－等；Fe3+與CO、HCO、SiO、AlO、ClO－等；NH與AlO、SO等均能發(fā)生趨于完全的雙水解反應(yīng)。 四、兩鹽混合既促進(jìn)水解又促進(jìn)電離的討論： 如將0.1 molL－1的NaHCO3溶液(pH均為8)與同物質(zhì)的量濃度的NaAlO2溶液（pH約為11）等體積混合，只產(chǎn)生白色沉淀Al(OH)3而無(wú)氣體產(chǎn)生。其原因是：AlO和HCO都可以水解，且溶液均為堿性，但AlO水解程度大于HCO： AlO+2H2O Al(OH)3+OH－ HCO+H2O H2CO3+OH－ 使得NaHCO3水解不僅受到限制而且又促進(jìn)如下反應(yīng)：HCO+OH－====CO+H2O的發(fā)生，因此上述鹽溶液的混合是既促進(jìn)了AlO的水解，又促進(jìn)了HCO的電離。同理AlO的水解可促進(jìn)HS－、HSO、H2PO等的電離；PO的水解與H2PO的電離也可互相促進(jìn)。 五、兩鹽混合不考慮水解的討論： （1）當(dāng)兩鹽溶液性質(zhì)（酸性或堿性）相同時(shí)，且無(wú)酸式根離子存在，它們能發(fā)生反應(yīng)生成難溶物時(shí)不考慮水解。如Pb(NO3)2和CuSO4、Na2CO3與BaS、ZnCl2與AgNO3等物質(zhì)它們雖有水解趨勢(shì)，但由于復(fù)分解反應(yīng)趨勢(shì)更大，故不考慮水解。 （2）當(dāng)兩鹽分別含有強(qiáng)氧化性離子和強(qiáng)還原性離子時(shí)不考慮水解。如FeCl3溶液與KI、Na2S等溶液混合發(fā)生的是氧化還原反應(yīng)，故不考慮水解。 （3）當(dāng)兩鹽能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)時(shí)由于絡(luò)合趨勢(shì)大于水解趨勢(shì)而不考慮水解。如FeCl3與KSCN溶液反應(yīng)由于生成［Fe(SCN)2］+，故不考慮水解。 （4）當(dāng)兩鹽性質(zhì)相反能生成溶解度更小的鹽時(shí)，由于沉淀趨勢(shì)大于水解趨勢(shì)而不考慮水解。如CuSO4與Na2S、FeCl2與Na2S相混合，發(fā)生的是以下反應(yīng)：Cu2++S2－====CaS↓，F(xiàn)e2++S2－====FeS↓而不是生成Cu(OH)2和Fe(OH)2。 六、溶液的酸堿性對(duì)鹽水解的影響 水解反應(yīng)常使鹽的溶液呈酸性或堿性?？刂迫芤核釅A性可促進(jìn)或抑制水解的程度。如配制FeCl3溶液時(shí)常用相應(yīng)酸（鹽酸）先溶解FeCl3，然后再加水稀釋，就是為了防止Fe3+的水解。 一般對(duì)水解后呈酸性的鹽溶液加相應(yīng)酸可抑制水解，加堿性物質(zhì)可促進(jìn)水解。 （摘自《中學(xué)化學(xué)》xx年第11期，作者：呂來(lái)東） 七、水解知識(shí)的實(shí)際應(yīng)用 水解的知識(shí)在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中有較為廣泛的應(yīng)用。例如農(nóng)業(yè)上給農(nóng)作物施肥時(shí)，不僅要弄清農(nóng)作物的缺肥狀況和農(nóng)作物吸收這些養(yǎng)分的特點(diǎn)，還必須清楚地知道每一種成分的性質(zhì)。假如某塊地缺氮和磷，雖然氨水和普照鈣可分別提供氮和磷，但卻不能將氨水和普鈣混合施用，否則磷將轉(zhuǎn)變?yōu)椴荒転橹参镂盏某恋砦铩Ｔ诠I(yè)生產(chǎn)中，經(jīng)常利用某些物質(zhì)的水解來(lái)替代某些物質(zhì)。如工業(yè)除去某些物質(zhì)表面的油脂、工業(yè)制取和吸收單質(zhì)溴時(shí)，常采用純堿代替燒堿；泡沫滅火器利用的是小蘇打溶液和硫酸鋁溶液之間的反應(yīng)，其原理就是水解，6HaHCO3+Al2(SO4)3====3Na2SO4+6CO2↑+2Al(OH)3↓ 綜合能力訓(xùn)練 1．在0.1 molL－1NaHCO3溶液中，下列關(guān)系中不正確的是（ ） A. c(Na+)=c(HCO)+c(OH-) B. c(Na+)=)+c(H2CO3)+c(CO) C. c(OH-)= c(H+)+c(H2CO3) D. c(Na+)+ c(H+)= c(HCO+c(OH-)+2 c(CO) 答案：AC 2．25℃、pH=2的酸（HA）溶液和pH=12的堿（BOH）溶液等體積混合，混合溶液pH=5 （1）混合溶液中 離子一定發(fā)生水解反應(yīng)。 （2）在（1）中反指離子水解的離子方程式是 。 3．兩種鈉鹽分別溶于水后，溶液的pH均大于7，露置于空氣中相當(dāng)一段時(shí)間后（不考慮水分揮發(fā)），溶液的pH都近似為7，該兩種溶液呈堿性的有關(guān)離子方程式是 。 答案：ClO-+H2O HClO+OH- SO+ H2O HClO+OH-