高三复习《盐类的水解》上课用

水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。 例如Na2CO3溶液中：c(CO32-)＞c(HCO32-)≫c(H2CO3) (多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
H20 H+ + OHc (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H+) ＞c (OH-) 一般规律：c（不水解离子）＞c（水解离子） ＞ c（显性离子）＞c（不显性离子）
NH4Cl=NH4++ClNH3· H 20 OH- + NH4+
c(NH4+ ) ＞ c(Cl- ) ＞ c(OH- ) ＞ c(H+)
例5：浓度都为0.1mol/L的NaCN和HCN组成 的溶液呈碱性〔或c(Na+) ＞ c(CN-)〕，则该 溶液中离子浓度大小的关系是________。 解析:混合溶液中,NaCN的水解和HCN的电 离因素同时存在.已知混合溶液呈碱性, 推测出电离和水解这一对矛盾中起主 要作用是水解,即NaCN的水解趋势大于 HCN的电离趋势,则有c(OH-) ＞ c(H+), 根据电荷守恒: c(CN-)＋c(OH-)＝c(Na+)＋c(H+) 可以得出c(CN-)＜c(Na+)，则有： c(Na+) ＞ c(CN-) ＞ c(OH- ) ＞ c(H+)
→
溶液呈现酸性或碱性
其结果为： ①(生成弱电解质)破坏了水的电离平衡，使水的 电离被促进； ②引起水溶液的酸碱性发生变化．
★
盐水解的历程
CH3COONa的水解历程：
纯水中： H2O
加CH3COONa:
H + OH
+
-
[H+ ]=[OH-]
CH3COONa = CH3COO- + Na+
碱 性
CH3COOH CH3COONa + H2O
离子方程式 CH3COO- +H2O
[H+ ]<[OH-]
CH3COOH+OH-
CH3COOH+NaOH
NH4Cl的水解历程:
纯水中 ： H O 2 加入NH4Cl：
OH
_
+ H+
-
[H+ ]=[OH- ]
NH4Cl = NH4 + Cl
NH3.H2O
NH4Cl +H2O 离子方程式：NH4+ +H2O
+
酸 性 [H+ ]>[OH-]
NH3.H2O + HCl NH3.H2O + H+
CH3COONH4的水解历程：
纯水中：H2O 加CH3COONH4: CH3COONH4 H+ + OH★
CH3COO- + NH4+ CH3COOH
NH3 H2O
●
溶液中： [H+]
CH3COONH4+H2O
[OH- ]
越弱越水解，水解程度越大，酸碱性越强 同浓度：碱性
Na2CO3﹥NaHCO3﹥CH3COONa 酸性：HCO3-﹤H2CO3﹤CH3COOH
• ⑵．溶液中离子浓度大小的比较
判断溶液中离子浓度大小的一般思路为：
• A.若溶液中只含有一种溶质（AB型） ， • 首先考虑电解质的电离——将其电离成离 子，然后考虑“弱离子”的水解，综合分 析得出： c（不水解离子）> c（水解离子）> c（显 性离子）> c（隐性离子）
两溶液混合时离子浓度的大小比较
综合分析：化学反应、电离因素、水解因素 ①、两种物质恰好完全反应生成盐 (单一盐溶液) 例2：等体积等浓度的氨水和盐酸反应，反应 后溶液中的离子浓度大小关系是：______。 解析：该反应的化学方程式为： NH3· H2O+HCl = NH4Cl + H2O 因为是等体积等浓度反应，即反应后 只得到NH4Cl溶液(与例1同)，所以有：
⒊质子守恒（水的电离守恒）：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。
在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中 H＋守恒。 c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3) 练习：写出醋酸钠溶液中的三个守恒关系。
6、化学实验中的盐类水解问题 （1）配制和保存易水解的盐溶液 问题1：为什么用热水配制CuCl2溶液,溶 液会出现浑浊？怎样配制澄清溶液？
FeCl3＋3H2O 3 HCl＋Fe（OH）3
注意
广义水解： 物质与水发生相互交换成分的反应
2.其发生的条件为：
①只有可溶性的盐，且在水溶液中才能发生水解；
②盐的组成中必须含有弱离子（弱酸阴离子或弱碱阳
离子）。
3．盐水解的实质
盐
水
电离
电离
弱离子
H＋（OH）－
弱电 促进 水的 产生 解质 电离
溶液中的c(H+) ≠C(OH-)
CuCl2+2H2O 或Cu2++2H2O
热水：升温能够促进水解 配制CuCl2溶液，为防止出现浑浊，应加少量的
Cu(OH)2+2HCl－Q Cu(OH)2+2H+ －Q
稀盐酸 _______
问题2：用热水配制硫酸铁溶液时，同样 会产生混浊？怎样才能用热水配制出澄 清的硫酸铁溶液？
如：配制FeCl3或CuSO4溶液：先把氯化铁溶于适 量稀盐酸或稀硫酸，然后再加水稀释至适当浓度。
如热的纯碱溶液去污效果好;将FeCl3饱和溶液滴入沸水中
可制备 Fe（OH）3 胶体。
②浓度： 稀释时，平衡正向移动，水解程度增大，但H＋（OH －）浓度减小；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。 ③外加酸碱
对强碱弱酸盐，加酸促进水解，加碱抑制水解。
对强酸弱碱盐，加酸抑制水解，加碱促进水解。
• 注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸
碱性的离子；“隐性离子”则与之相反， 如酸性溶液中的显性离子为H+，隐性离子 为OH-如：NH4Cl溶液中 CCl- > CNH4+ > CH+ > COH-
单一盐（AB型）溶液中离子浓度大小的比 较 （考虑电离和水解） 例1：在NH4Cl溶液中各离子浓度的大小关系是 解析：NH4Cl=NH4++ClNH4+ + H2O NH3· H 20 + H +
c (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H&#有剩余：根据过 量程度考虑电离或水解
a.混合后溶液呈中性的离子浓度大小比较
例3：氨水和稀盐酸反应后的溶液呈中性，反 应后所得溶液中的离子浓度大小关系是___。 解析：由电荷守恒可得： c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-) 又因为溶液呈中性，所以有： c(OH-)= c(H+) c(NH4+)= c(CI-) 故有：c(NH4+)=c(CI-) ＞c(OH-)=c(H+)
离子浓度等量关系
“三个守恒”：以Na2CO3溶液为例。
⒈电荷守恒：
因溶液是电中性的，所以溶液中所有阳离子所带的
正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相等。 •c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) ⒉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。 c(Na+)=2[c(CO32-)+ c(HCO3-)+c(H2CO3)]
2Al +3S +6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
AlO2-
3+
2-
常见的、
典型的
Al3+
CO3
2-
AlO2-
HCO3S2HSSiO32Fe3+
SiO32CO32HCO3
-
AlO2NH4+
双水解反应：
SiO32-
7、盐类水解的规律：
弱酸阴离子或弱碱 阳离子
难溶不水解、无弱不水解、有弱才水解——条件；
（3）盐的制取
有些盐会完全水解,如硫化铝遇水发生完全水解,因此 不能在湿态下获得硫化铝，只能由单质直接反应制取.
又如： AlCl3 、 FeCl3、MgCl2直接蒸发不能制得AlCl3 和FeCl3 、MgCl2 固体 AlCl3+ 3H2O Al(OH)3 + 3HCl 蒸发水分时，HCl挥发，平衡正向移动，最后得到 Al(OH)3，灼烧，最后得到的固体产物是氧化铝。 欲在加热、灼烧过程中得到AlCl3、FeCl3 、MgCl2 固体， 可在蒸发水分时不断（ ）。 通入干燥的HCl气体
专题十八
盐的水解
专题说明： 了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以 及盐类水解的应用。 本节高考考查重点： (1)水解方程式,特别是离子方程式的书写； (2)溶液中离子浓度大小比较； (3)水解平衡移动及应用。 本专题涉及面广，选择题、填空题中都可能出现，试题难度 中等。预计2018年高考对本专题内容的考查仍将以元素及化合 物为载体，考查离子反应、溶液酸碱性判断、水解原理的应用 等
自我检测：
判断下列水溶液的酸碱性（均为0.1mol· L-1）： ①CH3COONa ⑤AlCl3 ②NH4Cl ⑥NaHCO3 ③Na2CO3 ④KCl ⑦(NH4)2SO4 中性：④
碱性：①③⑥
酸性： ②⑤⑦
问题1：为什么盐溶液会呈现一定的酸碱性？
一、盐的水解
1.定义： 在水溶液中盐电离出来的离子（弱酸阴离子或弱碱阳 离子）与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的 反应。
⑶、多元弱碱阳离子分步水解一步写；
⑷、多元弱酸的酸式酸根离子水解与电离共存。
⑸、双水解可视为完全反应，用“=”。出现“↑”、 “↓ 格式： 弱离子 + H2O
弱电解质 + H＋（OH－）
剩下什么离子显什么性
双水解：
当含有两种水解情况相反的离子的溶液混合时，两
种离子的水解相互促进，双方的水解程度均增大，有些甚 至于彻底水解，如：
b. 混合后呈酸性或碱性的离子浓度大小比较
例4：c（H+）=1×10-4 mol/L的盐酸与c（OH-） = 1×10-4 mol/L的氨水等体积反应后，溶液中 的离子浓度大小的关系是_______。
解析：由题目可知氨水过量，故溶液中存在 有NH4Cl 和过量的 NH3· H2O，则由 NH3· H2O 的电离决定溶液呈碱性：
谁弱谁水解、越弱越水解、都弱都水解——程度； 谁强显谁性、同强显中性、弱弱具体定——结果； 越弱越水解、越热越水解、越稀越水解。
问题2：盐溶液酸碱性的判断方法是什么？
如何比较不同盐溶液酸碱性的强弱？
8．盐水解的应用
⑴盐溶液酸碱性及其强弱的判断方法 盐溶液酸碱性判断： 谁强显谁性，都强显中性 强酸强碱盐---中性 强酸弱碱盐---酸性 弱酸强碱盐—碱性 弱酸弱碱盐---中性、酸性、碱性(视相对强弱而定) 盐溶液酸碱性强弱的比较：
•B.若两种物质混合后能发生反应，
则应考虑反应后的生成物和剩余物的电离．
若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO- 和 CH3COOH，NH4+和NH3﹒H2O等两种或两种以上 溶质时，一般来讲可以只考虑弱电解质的电离， 而忽略“弱离子”的水解，特殊情况则应根据题目 条件推导．
判断离子大小时，可以忽略“弱” 的那一种。
[ 小结 ] ：配制易水解的金属盐溶液应 同种酸 加少量的______________
（2）试剂瓶的选用：
问题3、说明盛放Na2S 、Na2CO3 的试剂瓶不能用玻璃塞的原因， NaF溶液能否用玻璃瓶？
Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻 璃塞的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应 NH4Ｆ水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。
3、判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱 阳离子和弱酸阴离子之间能发出双水解，则不 能在溶液中大量共存。 泡沫灭火器灭火原料： NaHCO3和Al2(SO4)3
CH3COOH + NH3●H2O
4．盐类水解的特征
• 盐类的水解反应可以看做是酸碱中和反应 的逆反应：
• 这说明盐类的水解反应： • ①程度很弱（因为中和反应一般程度较大，往往 进行得较为彻底）； 水解程度很弱，故水解产物极少，盐溶液的 酸碱性极弱（彻底双水解的水解完全） • ②吸热（因为中和反应一般放热）； • ③在一定条件下，可达到水解平衡状态，当条件 改变时，平衡将发生移动，符合勒夏特列原理．
应用：配制易水解的盐溶液时，如在配制强酸弱碱盐溶液时， 需滴加几滴对应的强酸，来抑制盐的水解。
④盐
水解情况相同的离子的水解相互抑制
水解情况相反的离子的水解相互促进
6、盐水解的离子方程式
与电离方程式的区别
⑴、因为水解程度小，一般用“ ”，而不出现 “↑”、 “↓” ，不稳定的物质不分解；
⑵、多元弱酸根离子的水解分步写，一般只写第一步；
5．影响盐类水解平衡的因素
内因：是盐本身的性质（主要因素）
水解产生的酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱
阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 另外，还受以下因素的影响（外因）： ①温度：
水解是吸热过程，升高温度平衡正向移动，水解程度增大，
H＋（OH－）浓度增大, 所以升高温度能促进盐的水解。