盐类水解的实质与规律
盐类的水解和沉淀溶解平衡
盐类的水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解原理及其应用（一）、盐类水解的定义和实质1、定义：盐电离产生的某一种或多种离子与水电离出来的H + 或OH - 生成弱电解质的反应。
2、盐类水解的实质：盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解（反应）的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
3、盐类水解的条件：（1）、盐必须溶于水中；（2）、盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
4、盐类水解反应离子方程式的书写（1）、一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↓”或“↑”，盐类水解是可逆反应，写可逆号。
（2）、多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写。
（3）、双水解反应：弱酸根和弱碱阳离子相互促进水解，直至完全的反应。
如：Al3+ + 3 HCO3- = Al(OH)3↓+ 3 CO2↑注意：常见的能发生双水解反应的离子，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-；NH4+与SiO32-等。
（二）、盐类水解平衡的影响因素1、内因：盐本身的性质（1）、弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
（2）、弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
即：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
2、外因（1）、温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（2）、浓度：①、增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；②、加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
③、增大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）、盐类水解原理的应用1、判断盐溶液的酸碱性。
2、判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系。
3、判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑水解，如Al3+、Fe3+ 与HCO3-、CO32-、AlO2- 等不能大量共存。
盐类的水解知识点
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。
2．实质盐电离→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→⎩⎪⎨⎪⎧c (H ＋)≠c (OH －)―→溶液呈碱性、酸性c (H ＋)＝c (OH －)―→溶液呈中性 3．特点可逆→水解反应是可逆反应 |吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热过程 |微弱→水解反应程度很微弱4.盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
越稀越水解，越热月水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)③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。
a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。
如NaHCO 3溶液中：HCO －3H ＋＋CO 2－3(次要)，HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －(主要)。
b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
（目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解）5.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
高中化学水解详解附答案
盐类的水解一、一周知识概述四川省开江中学高2012级一班刘磊整理1、盐类水解的实质2、盐类水解的规律有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强是中性。
3、盐类水解的表示方法盐类水解的化学方程式和离子方程式。
4、影响盐类水解的因素（1）盐的本性（越弱越水解）：例相同条件下，同物质的量浓度的CH3COONa、Na2CO3、Na2S溶液pH的大小。
因CH3COOH中K＝1.75×10－5，H2CO3中K2＝5.6×10－11，H2S中K3＝1.1×10－12，故pH的大小Na2S＞Na2CO3＞CH3COONa。
（2）温度：因盐的水解为吸收反应，故升高温度、水解程度增大。
（3）浓度：浓度越小，水解程度越大。
（4）pH：如，减小，pH Fe3＋水解受到抑制。
5、电解质溶液中的守恒关系守恒关系定义实例电荷守恒电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等例如在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)+c(HCO3－)+2c(CO32－)物料守恒实质也就是原子守恒，即原子在变化过程(水解、电离)中数目不变例如在Na2CO3溶液中：1/2c(Na+)=c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)质子守恒即在纯水中加入电解质，最后溶液中由水电离出的H+与OH-离子守恒(可由电荷例如在Na2CO3溶液中：守恒及物料守恒推出) c(OH－)=c(HCO3－)+2c(H2CO3)+c(H+)小结电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：例如在0.01mol/LNaHS溶液中：①电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)②硫守恒：c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.01mol/L或c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=c(Na+)③水电离出的H+和OH-守恒：c(OH-)+ c(S2-)=c(H+)+c(H2S)6、盐类水解的应用盐类水解平衡和化学平衡一样是动态平衡，盐的浓度，酸、碱度，温度等都是影响盐类水解平衡的外界条件。
高三化学一轮复习——盐类的水解
C
的pH约为10,0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液的pH约
HS
结合H+的能力比S
强
为5
D
其他条件相同,测定等浓度的HCOOK和K2S溶液
比较Ka(HCOOH)和Ka2(H2S)的
的pH
大小
主题3 盐类的水解
目录
考点过关
真题回访
盐类的水解程度主要取决于盐本身的性质,酸(或碱)
阳离子)的水解程度
越大 ,溶液的碱性(或酸性)
越弱 ,其对应的弱酸阴离子(或弱碱
越强 ,即越弱越水解。
主题3 盐类的水解
真题回访
考点过关
目录
16
2.次要因素——外因
因素
温度
浓度
外加酸碱
水解平衡
水解程度
水解产生粒子的浓度
升高
右移__
增大__
增大
__
增大
____________________________________________________________________________
点在试纸的中部,试纸变色后,与标准比色卡对照来确定溶液的pH
__________________________________________________________________。
(2)酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。(
√
)
(3)某盐溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。(
×)
(4)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液,水的电离程度相同。(
√
)
(5)常温下,pH=11的CH3COONa溶液与pH=3的CH3COOH溶液,水的电离程度相同。(
一化学盐类的水解
（一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。
（1）有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。
如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。
NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。
所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO-是弱酸根离子，会水解。
消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。
使得水中OH-多出。
所以，CH3COONa的水溶液显碱性。
（2）越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。
如：Na2CO3和Na2SO3CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。
所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。
（3）双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。
阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。
如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。
（4）谁强显谁性主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH-要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。
如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。
34盐类的水解
34盐类的水解一、盐类水解的原理 (弱电解质离子破坏水的电离)1、水解本质（实质）：破坏水的电离平衡、促进水的水电离盐类水解的本质是盐溶液中盐电离出来的弱酸根离子或弱碱根离子与水分子电离出的H +或OH ―结合成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，并使水的电离平衡正向移动，最后使得溶液中c(H +)(或c(OH ―))大于c(OH ―)(或c(H +))而使溶液呈酸性（或碱性）。
如：NH 4Cl ：NH 4+ + H 2O NH 3·H 2O + H +（显酸性）CH 3COONa ：CH 3COO ― + H 2O CH 3COOH + OH ―（显碱性）2、条件：盐必须可溶；必须有弱电解质的离子；（有弱才水解）3、影响因素：内因是盐本身的性质（越弱越水解）①升高温度有利于水解反应，盐类的水解反应是吸热反应，所以。
②浓度越稀，水解程度越大，但水解产生的酸碱性比浓溶液弱。
③溶液中有酸或碱对盐水解有较强的影响，相同抑制，不同促进。
例如：不同条件对FeCl 3水解平衡的影响Fe 3+ + 3H 2O Fe(OH)3 + 3H +－Q 4、水解规律（谁强显谁性）盐的类型 实例 水解？什么离子水解 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl 、KNO 3、BaCl 2 不水解pH=7 强酸弱碱盐NH 4Cl 、FeCl 3、CuSO 4 水解 NH 4+、Cu 2+、Fe 3+阳离子 pH<7 强碱弱酸盐 Na 2S 、Na 2CO 3、NaHCO 3 水解 S 2―、CO 32―、HCO 3―阴离子pH>7 常见的水解离子：阳离子：一价：NH 4+、Ag + 二价：Fe 2+、Cu 2+、Zn 2+ 三价：Fe 3+、Al 3+……阴离子：一价：CH 3COO —、HS ―、AlO 2—、ClO —、F —、HCO 3—二价：SiO 32—、HPO 42—、CO 32—、S 2— 三价：PO 43—……5、双水解：一般来说，酸性盐（不是酸式盐）与碱性盐混合时，应从双水解考虑：（1）两种水解情况相反的盐溶液混合后，按图所示连线间的反应进行双水解，且反应进行到底。
高中化学知识点详解盐类的水解
盐类水解知识点及习题考点1盐类水解反应的本质一盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成 ,从而了水的电离;二盐类水解的条件：盐必须能；构成盐的离子中必须有,如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等;三盐类水解的结果1 了水的电离;2盐溶液呈什么性,取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ,强碱弱酸盐的水溶液显 ,强酸强碱盐的水溶液显 ,弱酸弱碱盐的水溶液是 ;3生成了弱电解质;四特征1水解：盐+水酸 + 碱,ΔH 02盐类水解的程度一般比较 ,不易产生气体或沉淀,因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解,则水解程度一般较大;特别提醒：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素;强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子,从而使溶液中cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,从而使溶液中cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子;CH3COONH4例1 25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的是①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、③>④>①>②解析①KNO3为强酸强碱盐,在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用,使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促进,使水解程度加大从而使水的电离程度加大;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-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;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等;如NaHCO3溶液中：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋OH-物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的;如NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的物质的量应相等;例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
盐类的水解
考点1| 盐类的水解原理1．盐类的水解及其实质(1)定义在溶液中盐电离出来的离子跟产生的H＋或OH－结合生成的反应。
(2)实质―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液不再呈中性。
(3)实例分析：以NH4Cl的水解为例H2O OH－＋H＋＋NH4Cl===NH＋4＋Cl－c(H＋)>c(OH－)，溶液呈性。
2．盐类的水解特点与规律(1)特点(2)盐类水解的类型及规律②规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
提醒：弱酸、弱碱盐的性质决定于酸、碱的相对强弱，水解性质仍显较强的性质，如NH4ClO显碱性，CH3COONH4显中性。
(3)水解常数(K h)以CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－为例：表达式为c(CH3COOH)·c(OH－)c(CH3COO－)＝K h＝K WK a。
3．水解离子方程式的书写(1)书写形式(2)书写规律(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：提醒：水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大生成气体或沉淀的，书写时要用“===”“↑”“↓”，但水解不生成气体或沉淀，水解不完全，书写仍用“”。
如2Al3＋＋3CO2－3＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑；CH3COO－＋NH＋4＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
[应用体验]正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)盐类水解的实质是促进水电离，水电离平衡右移。
()(2)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性。
()(3)Na2CO3溶液显碱性的原因：CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－。
()(4)25 ℃，pH＝11的Na2CO3溶液与pH＝11的NaOH溶液中水的电离程度相同，均为1×10－11 mol/L。
()(5)AlCl3溶液显酸性的原因是：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
1.常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0× 10-3mol·L－1，该溶液可能是( )
①二氧化硫 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧 化钠水溶液
A．①④ B．①②
C．②③
D．③④
2．下列离子方程式中，属于水解反应的是（ ）
A．HCOOH+H2O B．CO2+H2O C．CO32－ + H2O D．HS－ + H2O
HCOO－ + H3O+ HCO3－ + H+
HCO3－ + OH－ S2－ + H3O+； ⑵ 越__越水解；都__都水解； ⑶ 谁__显谁性；同强显__性。
记住啦！
同物质的量浓度NaX、NaY、NaZ三种正盐溶 液，测得溶液的pH分别是7、9、10，则相对 应的酸：HX、HY、HZ的酸性比较：
在溶液中，盐电离出来的离子跟水所电离出
来的H+ 或OH—结合生成弱电解质的反应，叫做
盐类的水解。
思考：哪些盐能够发生水解呢？
水解的条件：遇水生成弱电解质的盐
(1)NH＋4 ＋D2O NH3·DHO＋D＋ (2)Al3＋＋3D2O Al(OD)3＋3D＋ (3)SiO23－＋2H2O H2SiO3＋2OH－ (4)Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋ (5)F－＋H2O HF＋OH－ (6)2F e3＋＋3C O 23－＋3H 2O ===2F e(O H )3↓＋3C O 2↑
4.氯化铵溶液中离子浓度从大到小排 列正确的是： A NH4+ 、H + 、OH-、Cl_
B Cl _ 、 NH4+ 、H + 、OH _
C H +、 Cl_ 、 NH4+ 、OH _
D Cl、 NH4+ 、 OH- 、H +
【例1】写出CH3COONa溶液中的三个守恒
Na+、CH3COO—、 CH3COOH、H+、OH—
以CH3COONa为例写出溶液中存在的平衡
CH3COONa =Na+ + CH3COO—
H2O
H++OH— CH+ ＜ COH-
溶液碱性，水的电离平衡向 正 向移动
CH+哪里去了？
H+ + CH3COO—
CH3COOH
盐电离产生的离子与水电离产生氢离子或氢氧根离子 结合生成弱电解质，使氢离子与氢氧根离子浓度不等
(1)主要因素：□19 盐本身的性质 ，因物质的结构决定
物质的性质。
(2)外界因素：□20 温度 、□21 浓度 、□22
溶液的酸碱度 。
三、盐类水解的“七大应用” 应用一：判断溶液的酸碱性：－ 应用三：判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物： 应用二：配制或贮存易水解的盐溶液： 应用四：离子共存： 应用五：解释生活中的现象或现实： 如明矾净水、热纯碱液除油污，草木灰不能与铵盐混用、泡沫 灭火器原理等。 应用六：离子浓度大小的比较： 应用七：物质的提纯(水解除杂)：
3.向0.01 mol/LCH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、 Na2CO3固体、FeSO4固体，使CH3COO－水解平衡移动的方向分别为 ____________、__________、__________、__________ (填“左”“右”或“不移动”)。
右左左右
二、盐类水解特点及影响因素
HX＞HY＞HZ
1．对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是( ) A．明矾溶液加热 B．CH3COONa溶液加热 C．氨水中加入少量NH4Cl固体 D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体
2.向三份0.1mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、 FeCl2因体（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次（ ） A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小 C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
物料守恒 [CH3COO—]+[CH3COOH]=[Na+] 电荷守恒 [CH3COO—]+[OH—]=[Na+]+[H+] 质子守恒 [OH—]=[CH3COOH]+[H+]
【例2】写出Na2CO3溶液中的三个守恒
Na+、 CO3 2— 、HCO3 — 、 H2CO3、H+、OH— 物料守恒
[Na+]=[CO3 2—]+[HCO3—] +[H2CO3] 电荷守恒
[H+]+[Na+]=2[CO3 2—]+[HCO3—] +[OH—] 质子守恒
[OH—] =[HCO3—] +2[H2CO3]+[H+]
1. 25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时， 下列关系正确的是( )
A．c(NH4＋)＝c(SO42－) B．c(NH4＋)＞c(SO42－) C．c(NH4＋)＜c(SO42－) D．c(OH－)＋c(SO42－)＝c(H＋)＋c(NH4＋)
1. 把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是( )
A．无水三氯化铁
B．氢氧化铁
C．氧化亚铁
D．三氧化二铁
2.下列说法正确的是( ) A．将AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸干、灼烧， 所得固体成分相同 B．配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后 稀释至所需浓度 C．用加热的方法可以除去KCl溶液中的Fe3＋ D．洗涤油污常用热的碳酸钠溶液
2.对于0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液，正确的是( ) A．升高温度，溶液的pH降低 B．c(Na＋)＝2c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO32－)＋2c(HSO3－)＋c(OH－) D．加入少量NaOH固体，c(SO32－)与c(Na＋)均增大
3.下列过程或现象与盐类水解无关的是(
)
A．纯碱溶液去油污
B．铁在潮湿的环境下生锈
C．加热氯化铁溶液颜色变深
D．浓硫化钠溶液有臭味
4.在室温下，某无色透明溶液中由水电离出来的H+和OH－浓度的乘 积为1×10－24则此溶液中可能大量共存的离子组为 ( )
A．HCO3－、Al3＋、Na＋、SO42－ B．I－、NO3－、K＋、NH4＋ C．Cu2＋、Cl－、SO42－ 、K＋ D．SiO32－、SO32－、Na＋、Cl－