《高三化學總復習 專題攻略 之水溶液中的離子平衡 五、 鹽類的水解（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高三化學總復習 專題攻略 之水溶液中的離子平衡 五、 鹽類的水解（含解析）（6頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

鹽類的水解 【高考預測】 1. （★★）熟知鹽類的水解和影響鹽類水解的因素； 2. （★★★）了解鹽類水解的應用。 鎖定高考 1．（2014江蘇）下列有關說法正確的是 A．若在海輪外殼上附著一些銅塊，則可以減緩海輪外殼的腐蝕 B．2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)在常溫下能自發(fā)進行，則該反應的△H＞0 C．加熱0.1mol/LNa2CO3溶液，CO32－的水解程度和溶液的pH均增大 D．對于乙酸與乙醇的酯化反應（△H＜0），加入少量濃硫酸并加熱，該反應的反應速率和平衡常數(shù)均增大 【答案】C 2．（2015四川）常溫下，將等體積，等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關于濾液中的離子濃度關系不正確的是（ ） A．<1.010-7mol/L B．c(Na+)= c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3) C．c(H+)+c(NH4+)= c(OH－)+ c(HCO3－)+2 c(CO32－) D．c(Cl－)> c(NH4+)> c(HCO3－)> c(CO32－) 【答案】C 【解析】A、=c(OH－)，pH<7時，c(OH－) 1.010-7mol/L ，A正確；B、物料守恒，B 正確；C、電荷守恒，應為c(H+)+c(NH4+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)+ c(Cl-)，C錯誤；D、 c(Cl－)不變，NH4+水解，則c(Cl－)> c(NH4+)，HCO3－部分結晶析出，則c(NH4+)> c(HCO3－)， CO32－是HCO3－電離產(chǎn)生的，電離很微弱，則c(HCO3－)> c(CO32－)，D正確。選C。 夯實基礎 一. 鹽類的水解 1. 鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生出來的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解． 【名師點撥】鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：鹽 + 水酸 + 堿 － 熱量 典例1 下列關于鹽類水解的敘述錯誤的是(　　) A．鹽類水解是中和反應的逆反應 B．鹽類水解過程是吸熱過程 C．含有弱酸根鹽的水溶液一定顯堿性 D．鹽溶液的酸堿性主要取決于形成鹽的酸和堿的相對強弱 【答案】C 2. 鹽類水解的實質：鹽溶于水時電離產(chǎn)生的弱堿陽離子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸陰離子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)與水電離產(chǎn)生的OH－或H＋結合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質)，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)的大小發(fā)生變化． ⑴　判斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解． ⑵　判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣： 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)。 典例2 對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是 (　　) A．H B．26Fe3＋ C. D．CHHHCOO－ 【答案】　C 【解析】HCl抑制水的電離，F(xiàn)e3＋、CH3COO－都促進水的電離。 典例3 在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中，設由水電離產(chǎn)生的OH－濃度分別為a molL－1與b molL－1，則a和b關系為 (　　) A．a(chǎn)＞b B．a(chǎn)＝10－4b C．b＝10－4a D．a(chǎn)＝b 【答案】　B 3. 鹽類水解離子方程式的書寫方法 書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“↓”、“↑”符號．整個方程式中電荷、質量要守恒． 典例4 下列各反應的化學方程式中，屬于水解反應的是 (　　) A．HCO3－＋H2OCO32－＋H3O＋ B．H2O＋H2OH3O＋＋OH－ C．CO2＋H2OH2CO3 D．CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ 【答案】　D 【解析】　A、B屬于電離方程式，C屬于化學反應方程式。D是水解離子方程式表示的水解反應。 ⑴ 強酸弱堿鹽： 弱堿陽離子：Mn＋ + nH2OM(OH)n + nH＋ 【名師點撥】如CuSO4水解的離子方程式為： Cu2＋ + 2H2OCu(OH)2 + 2H＋，溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 ⑵　弱酸強堿鹽： a．一元弱酸對應的鹽．如CH3COONa水解離子方程式為： CH3COO－ + H2OCH3COOH + OH－， 溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 根據(jù)“任何電解質溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－) b．多元弱酸對應的鹽．多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結合，生成1個OH－離子．多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定． 例如K2CO3的水解是分兩步進行的： 第一步：CO32－ + H2OHCO3－ + OH－；第二步：HCO3－ +H2OH2CO3 + OH－ 水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)，根據(jù)“任何電解質溶液中電荷守恒”可知：c(K＋) + c(H＋) ＝2c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－) ⑶　弱酸弱堿鹽： 如CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO－ + NH4＋ + H2OCH3COOH + NH3H2O， 因為K(CH3COOH)＝K(NH3H2O)＝1.810－5，所以CH3COONH4溶液呈中性． 典例5 室溫下，0.5 molL－1相同體積的下列四種溶液① KCl、② FeCl3、③ HF、④ Na2CO3，其 中所含陽離子數(shù)由多到少的順 (　　) A．④>①＝②>③ B．①>④>②>③ C．④>①>③>② D．④>②>①>③ 【答案】　D 典例6 將0.01 mol下列物質分別加入100 mL蒸餾水中，恢復至室溫，所得溶液中陰離子濃度的大 小順序是(溶液體積變化忽略不計) (　　) ① Na2O2 　 ② Na2O　 ③ Na2CO3 ?、?NaCl A．①＞②＞③＞④ B．①＞②＞④＞③ C．①＝②＞③＞④ D．①＝②＞③＝④ 【答案】　C 【解析】?、?、②溶于水，溶質都是0.02 mol，c(OH－)≈0.2 molL－1；③中碳酸根水解使得陰離子濃度稍大于④。因此C正確。 二. 各種類型的鹽的水解情況比較 鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 弱酸強堿鹽 弱酸弱堿鹽 水解情況 不水解 水解 水解 水解 參與水 解的離子 弱堿陽離子 弱酸陰離子 弱酸陰離子和弱堿陽離子 溶液的酸堿性 正鹽顯中性；酸式鹽因電離產(chǎn)生H’而顯酸性 酸性 弱堿陽離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結合而使得c(H＋)＞ c(OH－) 堿性 弱酸陰離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結合而使得c(H＋)＜c(OH－)] 依組成鹽對應的酸、堿的電離常數(shù)尺的相對大小而定K酸＞K堿：溶液呈酸性K酸＜K堿：溶液呈堿性 實 例 正 鹽：KCl、 Na2SO4、等酸式鹽：NaHSO4等 CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3 CH3COONa、 NaClO、NaF、K2S、 K2CO3 CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3 說 明 ① 鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數(shù)、易揮發(fā)性物質的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)生，因此不能用“↑”、“↓”符號表示② 發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離) 三. 影響鹽類水解的因素 內因：鹽本身的性質 外因：⑴　溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。 ⑵　濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。 ⑶　外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。 以FeCl3和CH3COONa為例 a． Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 條 件 移動方向 H+數(shù) pH Fe3+水解率 現(xiàn)象 升高溫度 向右 增 降 增大 顏色變深(黃變紅棕) 通HCl 向左 增 降 減小 顏色變淺 加H2O 向右 增 升 增大 顏色變淺 加Mg粉 向右 減 升 增大 紅褐色沉淀，無色氣體 加NaHCO3 向右 減 升 增大 紅褐色沉淀，無色氣體 加少量NaF學*科* 向右 減 升 增大 顏色變深 加少量NaOH 向右 減 升 增大 紅褐色沉淀 b．CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 升 溫 降低 升高 升高 降低 升高 升高. 加 水 降低 升高 降低 升高 降低 升高 加醋酸 升高 降低 降低 升高 降低 降低 加醋酸鈉 升高 升高 升高 降低 升高 降低 加HCl 降低 升高 降低 升高 降低 升高 加NaOH 升高 降低 升高 降低 升高 降低 重難突破 電離平衡和水解平衡的比較 電 離 平 衡 水 解 平 衡 實 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L） 研 究 對 象 弱電解質（弱酸、弱堿、水） 強電解質（弱酸鹽、弱堿鹽） 實 質 弱酸H+ + 弱酸根離子 弱堿OH— + 弱堿陽子 H2O + H2OH3O+ + OH— 離子化速率 = 分子化速率 弱酸根陰離子+H2O弱酸 + OH— 弱堿陽離子+H2O弱堿 + H+ 水解速率 = 中和速率 程 度 酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離…… “越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解…… 一般中和程度遠遠大于水解程度 雙水解程度較大，甚至很徹底。 能量變化 吸熱（極少數(shù)例外） 吸熱 表達式 電離方程式：①用 “ ” ②多元弱酸分步電離 H2SH+ + HS— HS—H+ + S2— 水解反應離子方程式①用“” ②多元弱酸根分步水解 ③除了雙水解反應，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標↑或↓ S2—+H2OHS—+OH—（主要） HS—+H2OH2S+OH—（次要） 微 粒 濃 度 大 小 比 較 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) 電 荷 守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物 料 守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2 影 響 因 素 溫 度 升溫促進電離（極少數(shù)例外） 升溫促進水解 濃 度 稀 釋 促進電離，但濃度減小，酸性減弱 促進水解，但濃度減小，堿性減弱 通H2S 電離平衡向右移動，酸性增強，但 電離程度減小，電離常數(shù)不變。 S2—+H2OHS—+ OH— H2S + OH—HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并為：H2S + S2—2HS— 加Na2S H2SH+ + HS— S2—+ H+HS—促使上述平衡右移，合并為：H2S + S2—2HS— 水解平衡向右移動，堿性增強，但水解程度減小。 跟蹤訓練 1．（2015天津）室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物質。 有關結論正確的是（ ） 加入的物質 結論 A 50mL 1 molL－1H2SO4 反應結束后，c(Na+)=c(SO42－) B 0.05molCaO 溶液中 增大 C 50mL H2O 由水電離出的c(H+)c(OH—)不變 D 0.1molNaHSO4固體 反應完全后，溶液pH減小，c(Na+)不變 2．（2015江蘇）下列指定反應的離子方程式正確的是（ ） A．氯氣溶于水：Cl2＋H2O=2H＋＋Cl－＋ClO－ B．Na2CO3溶液中CO32－的水解：CO32－＋H2O=HCO3－＋OH－ C．酸性溶液中KIO3與KI反應生成I2：IO3－＋I－＋6H＋=I2＋3H2O D．NaHCO3溶液中加足量Ba(OH)2溶液：HCO3－＋Ba2＋＋OH－=BaCO3↓＋H2O 1.【答案】B 2.【答案】D 【解析】A、次氯酸是弱酸，不能拆寫，應以HClO的形式存在，故錯誤；B、單水解是可逆反應，多元弱酸根水解應是分步水解，CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，故錯誤；C、反應前后所帶電荷數(shù)不等，故錯誤；D、少量系數(shù)“1”，NaHCO3＋Ba(OH)2=BaCO3↓＋NaOH＋H2O，其離子反應方程式HCO3－＋Ba2＋＋OH－=BaCO3↓＋H2O，故正確。