高考化学复习专题8溶液中的离子反应第3讲盐类的水解课件高三全册化学课件

-5
-10
解析
(1)K
h(CN )=1.61×10 ,由此可求出 Ka(HCN)≈6.2×10 ,故 CN
c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为
。
的水解能力强于 HCN 的电离能力,由于
NaCN 与 HCN 的物质的量
(2)常温下,若将c mol·L--1盐酸与0.62 mol·L-1KCN溶液等体积混合
)+c(H+)],NaCl 对水的电离无影响,而 NaF 促进水的电离,①显
中性,③显碱性,故①中
c(H+)大于③中 c(H+),故离子的总浓度:①>
C.离子的总浓度:①>③
2-
2- -1
关闭
D.④中:c(HCO
)+2c(CO
)+c(H
CO
)=0.1
mol·
L
2
3
③,C
项正确;根据物料守恒知,④中:c(HCO
8
考点一
考点二
必备知识·自主预诊
关键能力·考向突破
考向1 盐类水解及规律
例125 ℃时,浓度均为0.1 mol·L-1的溶液,其pH如下表所示。有关
说法正确的是(
)
关闭
序号
①
②
③
④
-,根据“越弱越水
相同浓度时
pH:NaHCO
>NaF,则水解程度:HCO
3CH3COONH4
NaCl
NaF 3 >FNaHCO
(1)NaHS溶液呈碱性的原因
。
(2)实验室制备Fe(OH)3胶体
。
(3)NH4Cl溶于D2O中
。
(4)将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合
(5)对于易溶于水的正盐MnRm溶液,若pH>7,其原因是
若pH<7,其原因是
。
答案 (1)HS-+H2O H2S+OH(2)Fe3++3H2O
(3)NH4++D2O
解方程式。
2HCO3 +OH- 。
如Na2CO3的水解离子方程式为 CO3 +H2O
②多元弱碱盐水解:水解离子方程式一步写完。
如FeCl3的水解离子方程式为 Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+ 。
③阴、阳离子相互促进的水解:水解基本完全的反应,书写时要
用“==”且标“↑”“↓”等。如Na2S溶液与AlCl3溶液混合反应的离子方
0.5c
mol·
L-1,由 CN-+H
2O
HCN+OH-得 K
-
h=
(OH )·(HCN)
-
(CN )
-7
1.0×10 ×0.5
=
0.31-0.5 关闭
+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
(1)碱
<
c(Na
(2)0.616 2
-5
=1.61×10 ,解得 c≈0.616 2。
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(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。如相
2-
-
同浓度时,CO3 比 HCO3 的水解程度大。
(4)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 NH4+的水解程度:CH3COONH4>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
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考点一
水解的
离子
溶液的
酸碱性
溶液的
pH(25 ℃)
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—
中性
pH = 7
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
CH3COONa、
Na2CO3
是
是
2-
NH4+、Cu2+
CH3COO-、CO3
酸性
碱性
pH < 7
pH > 7
5
考点一
考点二
必备知识·自主预诊
关键能力·考向突破
5.盐水解离子方程式的书写
=
-
(CH3 O )

-
+
(CH3 O )·(H )
-
=
+
(OH )·(H )
+
(CH3 O )·(H )
(CH3 )
=
W
a
强酸弱碱盐:Kh= W
b
其中:Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常
数、KW为水的离子积常数。
(2)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只
受温度的影响,因水解过程是吸热过程,故它随温度的升高而增大。
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考点一
考点二
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关键能力·考向突破
对点演练
已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5。
(1)常温下,含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显
(填“酸”“碱”或“中”)性,c(CN-)
(填“>”“<”或“=”) 关闭
B
的pH大于HY
相等,C项错误;HX为强酸,HY为弱酸,浓度相同时,稀释10倍后,HY的电离
关闭
程度增大,但仍不可能全部电离,故HX溶液的酸性强,pH小,D项错误。
A
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解析
13答案
考点一
考点二
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关键能力·考向突破
考向2 盐类水解常数Kh的有关计算
例2(2018河北衡水中学期末)常温下,某酸HA的电离常
合生成
的反应。
2.实质
结
促进
→c(H+)≠c(OH-)→溶液呈
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碱
性或
酸
性
3
考点一
考点二
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关键能力·考向突破
3.特点
可逆
中和
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考点一
考点二
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关键能力·考向突破
4.盐类水解的规律
盐的类型
实
例
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
是否水解
溶液的酸弱碱盐,则AY为弱酸强碱盐,
C.稀释相同倍数,溶液pH变化BX等于BY
溶液的pH>7,故AY溶液的pH大于BY溶液的pH,B项错误;BX溶液中只有
D.将浓度均为1 mol·L-1的HX和HY溶液分别稀释10倍后,HX溶液
+发生水解,BY溶液中B+、Y-均发生水解,稀释相同倍数,两者溶液变化不
L-1,故 B 项错误;NaA 的水解平衡常数
2c(Na )=c(A
)+c(Cl -)
+
-14
W
(HA)·(OH ) (HA)·(OH ) (H )
1×10
-9,故 C 项正确;NaA
K=
=
×
=
=
=10
+
(HA)
-5
(A )
(A )
(H )
1×10
溶液中加入 HCl 溶液至恰好完全反应,NaA 和 HCl 的物质的量相等,关闭
阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数,该常数就叫水解平
衡常数。
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考点一
考点二
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关键能力·考向突破
强碱弱酸盐如 CH3COONa 溶液中存在如下水解平衡:
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
Kh=
+
-
(CH3 )·(OH ) (CH3 )·(OH )·(H )
(1)一般要求。
一般盐类水解程度很小⇨水解产物很少⇨气体、沉淀不标“↑”或
“↓”,易分解产物(如NH3·H2O等)不写其分解产物的形式
NH3·H2O+H+ 。
如NH4Cl的水解离子方程式为 NH4++H2O
(2)三种类型的盐水解离子方程式的书写。
①多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水
2但既无气体产生,也无沉淀生成,所以 NH4+和 CO3 、NH4+和 HCO3
在溶液中仍可大量共存。
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考点一
考点二
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关键能力·考向突破
归纳总结1.盐类水解程度大小比较规律
(1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性,组成盐的弱酸根离子
水解使溶液显碱性。
(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。
溶液
3
解”知,酸性:H
2CO3<HF,A 项错误;①中溶质 NaCl 为强酸强碱盐,不水
pH
7.0
7.0
8.1
8.4
解,②中溶质 CH3COONH4 为弱酸弱碱盐,发生相互促进的水解反
A.酸性强弱:H
应,B
项错误;根据电荷守恒知,①、③溶液中离子的总浓度均为
2CO3>HF
+
B.①和②中溶质均未水解
2[c(Na
解析
17答案
考点一
考点二
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关键能力·考向突破
影响盐类水解的因素及其应用
1.影响盐类水解平衡的因素
(1)内因。
酸或碱越弱,其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就
越 强 ,溶液的碱性或酸性就越 强 。
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考点一
考点二
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关键能力·考向突破
(2)外因。
BX、AY、BY;AX的溶液pH=7且溶液中c(X-)=1 mol·L-1,BX的溶液关闭
pH=4,BY的溶液pH=6。下列说法正确的是(
)
根据BY溶液的pH=6,B+比Y-更易水解,则BOH比HY更难电离,因此电离平
A.电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)
衡常数K(BOH)小于K(HY),A项正确;根据AX、BX、BY溶液的pH,可知
。
。
Fe(OH)3(胶体)+3H+
NH3·HDO+D+
-
(4)Al3++3HCO3 Al(OH)3↓+3CO2↑
(5)Rn-+H2O HR(n-1)-+OH- M ++mH2O M(OH)m+mH+
解析 (5)pH大于7是由于酸根离子水解使溶液呈碱性,pH小于7是
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由于弱碱阳离子水解使溶液呈酸性。
第3讲 盐类的
水解
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考纲要求:1.了解盐类水解的原理。(宏观辨识与微观探析)
2.了解影响水解程度的主要因素。(宏观辨识与微观探析)
3.了解盐类水解的应用。(科学态度与社会责任)
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考点一
考点二
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盐类水解及规律
1.定义
在溶液中盐电离出来的离子跟 水电离产生的H+或OH弱电解质
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6
2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑ 。
程式为
考点一
考点二
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关键能力·考向突破
自主练习
1.(1)请用Na2CO3溶液和其他必要试剂,设计一个简单的实验方案,
证明盐类水解是一个吸热过程。
提示 取Na2CO3溶液,滴加酚酞,溶液呈红色,然后分成两等份,加
关闭
数:K=1×10-5,下列说法正确的是(
)
(HA)·(OH )
(HA)·
(OH )
溶液中加入NaA固体后,
的比值为
A
的水解平衡常数,加入
NaA 固体后,由于温度不
-减小
(A
)
(A )
B.常温下,0.1 mol·L-1HA溶液中水电离出的c(H+)为10-13mol·L-1
变,则水解平衡常数不变,故
A 项错误;由于 HA 为弱酸,则常温下
0.1
-1
-9
C.常温下,0.1
mol·L NaA溶液水解常数为10
mol·
L-1HA 溶液中氢离子浓度小于 0.1 mol·
L-1,水电离出的 c(H+)一定
-14
溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应,存在关系:
1×10
大于 0.1 + mol·
L-1=10--13mol·
考点二
必备知识·自主预诊
关键能力·考向突破
2.弱酸的酸式盐溶液酸碱性的判断方法
弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子电离程度和水
解程度的相对大小。
(1)若电离程度小于水解程度,溶液呈碱性。如 NaHCO3 溶液
-
2-
-
中:HCO3
H++CO3 (次要),HCO3 +H2O
H2CO3+OH-(主要)。
C
+)=c(A-)+c(Cl-)+c(HA),故 D 项错误。
根据物料守恒可得:2c(Na
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解析
14答案
考点一
考点二
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关键能力·考向突破
归纳总结(1)在一定温度下,能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱
盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时,生成的弱酸(或弱碱)
浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根
(2)若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性。如 NaHSO3 溶液
-
中:HSO3
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2-
-
H++SO3 (主要),HSO3 +H2O
H2SO3+OH-(次要)。
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考点一
考点二
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关键能力·考向突破
对点演练
25 ℃时浓度都是1 mol·L-1的四种一元酸、碱的正盐溶液:AX、
)+c(CO
3
3
3
3 )+c(H2CO3)=0.1
C L-1,D 项错误。
mol·
-
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解析
9答案
考点一
考点二
必备知识·自主预诊
关键能力·考向突破
易错警示(1)发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性,也可能呈中
性,如CH3COONH4溶液呈中性。
(2)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性,虽然都能发生双水解,
相等,故水解产生的 c(OH )大于电离生成的 c(H+),混合溶液显碱性,
后恰好得到中性溶液,则c=
(小数点后保留4位数字)。
且 c(CN-)<c(HCN)。(2)当溶液显中性时,由电荷守恒知溶液中
c(K+)=c(CN-)+c(Cl-),由物料守恒得 c(HCN)=c(K+)-c(CN-)=c(Cl-)=
热其中一份,若红色变深,则盐类水解吸热。
2(2)怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由 CO3 水解引起的?