高三一轮复习课件盐类的水解

2、两种物质反应，其中一种有剩余：根据过 量程度考虑电离或水解
（1）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+)
A．在A、B间任一点，溶液中一定都有
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) B．在B点：a>12.5，且: c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)
C．C点：
c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D．D点：
c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.2 mol/L
0.1mol/L
NH4Cl
0.05mol/L
1. 0.5molSO2通入100ml 5mol/L NaOH溶液 (离Na子HS浓O3度)
[Na+]>[HSO3-] >[H+] >[SO32-] >[OH-] 2. 0.5molSO2通入200ml 5mol/L NaOH溶液(离N子a2S浓O度3 ) [Na+] >[SO32-] > [OH-] >[HSO3-] > [H+] 3.将SO2气体通入NaOH溶液中至中性(离子浓度) [N(已a+知]>[[HSOSO323--]]:>[H[SSOO332--]]=>1[:O1时H-]，=[HpH+]=7.2) 4. 0.1 mol·L－1Na2CO3溶液与0.1 mol·L－1NaHCO3溶液 等体积混合（判断）
2．水解平衡→建立水解过程是微弱的意识 弱酸根离子或弱碱根离子的水解是微弱的，但水的电离 程度远远小于盐的水解程度。如稀的 CH3COONa 溶液中， CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，所以 CH3COONa 溶液中，[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[CH3COOH]>[H＋]。
4
的
水
解
：
(
N
H
4
)
2
C
O
3
>
(
N
H
4
)
2
S
O
4
>
(NH4)2Fe(SO4)2。
考点二 盐类水解的影响因素
[记牢主干知识] 1．内因 弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱 ，就越易发生 水解，溶液的碱性或酸性 越强。
决定 如：酸性：CH3COOH>H2CO3――→相同浓度的 NaHCO3、 CH3COONa 溶液的 pH 大小关系为 NaHCO3> CH3COONa。
高三一轮复习课件盐类的水解
3．特点
4．水解的规律及类型 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类
是否
实例
型
水解
强酸强 NaCl、 碱盐 KNO3
否__
强酸弱 NH4Cl、 碱盐 Cu(NO3)2
是__
弱酸强源自文库CH3COO 碱盐 Na、
是__
Na2CO3
水解的离子
－
_N__H_＋4、 _C_u_2_＋_ __C__H_3_C__O_O_、－ _C_O__23－_
(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、 KMnO4、NH4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为 Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO) ； NaHCO3―→Na2CO3 ； KMnO4―→K2MnO4 和 MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被 O2 氧化 如 Na2SO3(aq)蒸干得 Na2SO4(s)。 (5) 弱 酸 的 铵 盐 蒸 干 后 无 固 体 。 如 NH4HCO3 、 (NH4)2CO3。
6、等浓度的①NaA溶液②NaB溶液，已知
PH ①> ②，则酸性HA HB，
【HA】 【HB】， 【A-】 【B-】；
等浓度等体积的NaA溶液和NaB溶液混合后，微粒浓
度大小关系
。
7、0.2mol/L的CH3COONa溶液和0.1mol/L的盐酸等体积 混合后PH<7
(1)溶液中的离子浓度由大到小的顺序
一、单一盐（AB型）溶液中离子浓度大小的比 （考虑水解和电离）
例1：在NH4Cl溶液中各离子浓度的大小关系 是
c (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）
二、两溶液混合时离子浓度的大小比较
1、两种物质恰好完全反应生成盐 (单一盐溶液)
溶液的 溶液 酸碱性 的pH
_中_性 ＝7 酸__性 ＜7
碱__性 ＞7
[易错警示]
书写盐类水解的离子方程式需注意的几个方面
如 NH4Cl 水解的离子方程式： NH＋4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋。 (1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般 只写第一步水解。 如 Na2CO3 水解的离子方程式： CO23－＋H2O HCO－3 ＋OH－。
〔 Na+ 〕>〔 CH3COO- 〕>〔 Cl- 〕>〔 H+ 〕>〔 OH- 〕
〔 Cl- 〕+〔 OH- 〕 ＝ 〔 H+ 〕+〔 CH3COOH〕
(填“＞”、“＝”或“＜”)
【变式1、】现向100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4 溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液，如下图
（2）电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所带的正电荷数等于溶液中 所有阴离子所带的负电荷数。整个溶液呈电中性。
[Na+ ] + [H+] =
+ [CH3COO - ]
[OH-]
（3）质子守恒：水电离的特征是水电离的c(H+)=c(OH-)
在纯水中 [H+] [OH-]
= + [OH-] [H+] [CH3COOH]
试分析图中a、b、c、d、e五个点，
①水的电离程度最大的是____b______；
③在c点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺 序是___[_N_a_＋_]_>_[_S。O42-]>[NH4+]>[OH－]＝[H＋]
【变式2】已知酸性HF＞HClO，则等体积等物质的
量浓度的KF与KClO溶液中：(填“>”“<”或
NH4Cl=NH4++Cl-
NH3·H20 OH- + NH4+
c(NH4+ ) ＞ c(Cl- ) ＞ c(OH- ) ＞ c(H+)
一般规律：
若反应后所生成溶液中,除盐外还有弱酸 或弱碱过量，由这两种情况导致溶液的酸 碱性不同。若题中不给出具体的信息，一 般是弱电解质的电离程度大于水解程度， 从而由弱酸或弱碱的电离确定溶液的酸碱 性。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如
NaHSO3 溶液中：HSO－ 3 H＋＋SO23－(主要)，HSO－ 3 ＋ H2O H2SO3＋OH－(次要)。
(3)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如
CO23－>HCO－ 3 。 (4)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑
制的盐。如
N
H
＋
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： c (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H+) ＞c (OH-)
2．盐溶液蒸干时所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解 的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如 CuSO4(aq)蒸干得 CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得 Na2CO3(s)。 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得 对应的氧化物，如 AlCl3(aq)蒸干得 Al(OH)3 灼烧得 Al2O3。
例5：浓度都为0.2mol/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: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：
[易错警示]
(2)多元弱碱盐水解：离子方程式一步写完。 如 FeCl3 水解的离子方程式： Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。 (3)阴、阳离子相互促进水解，水解程度较大，书写 时要用“===”、“↑”、“↓”等。 如 NaHCO3 与 AlCl3 混合溶液反应的离子方程式： Al3＋＋3HCO－3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
练习：写出溶液中的微粒浓度关系及三个守恒式
Na2S溶液
1 2
[Na+ ]
=
[S 2- ] + [HS - ] +[H2S ]
[Na+ ] + [H+] = [OH-] + 2[S 2- ] + [HS - ]
[OH-] = [H+] + [HS - ] + 2[H2S ]
H+守恒
溶液中离子浓度大小的比较
2、电荷守恒
Na2CO3
3、物料守恒
4、常温下，将0.2 mol/L弱酸HA与0.1mol/LNaOH溶液
等体积混合，溶液PH=9
①微粒浓度大小比较
②电荷守恒：
。
物料守恒：
。
③ 【Na+】-【A-】= 。 【HA】-【Na+】= 。
5、室温下，在25 mL 0.1 mol/L NaOH溶液中逐滴
加入0.2 mol/L CH3COOH溶液，pH与滴加CH3COOH溶 液体积的关系曲线如图，下列说法错误的是
c(Na+) ＞ c(CN-) ＞ c(OH- ) ＞ c(H+)
知识拓展：
1.0.2mol/L的CH3COOH溶液和0.1mol/LNaOH溶液 等体积混合
CH3COOH
0.05mol/L
CH3COONa
2.0.3mol/L的NH3·H2O溶液和0.1mol/L HCl溶液
等体积混合
NH3·H2O
× 2/3c(Na＋)＝c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)
5.常温下，PH>7的氯化铵和氨水的混合液
> c(NH4＋)＋c(NH3·H2O)
c(Cl－)
3、向0.2 mol/LNaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol/L
NaOH溶液
NaHCO3
1、离子浓度大小比较
0.05mol/L
[探规寻律]
盐类水解的规律 (1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性： HCN<CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN>CH3COONa。 (2)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。 ①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如 NaHCO3 溶液中：HCO－ 3 H＋＋CO23－(次要)，HCO－ 3 ＋H2O H2CO3 ＋OH－(主要)。
2．外因
因素
水解平
水解产生离
水解程度
衡
子的浓度
温度
升高
右移 增___大_
增_大___
增大
右移 减___小_
增_大___
浓度
减小
右移 增___大_
减_小___
酸 外加酸碱
碱
弱碱阳离子水解程度_减__小_ 弱酸阴离子水解程度_减___小
外加可水 强碱弱酸盐 解的盐 强酸弱碱盐
弱酸阴离子水解程度_减___小 弱碱阳离子水解程度__减__小
(2) 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：
溶液中微粒浓度大小比较
一、理解两大平衡，树立微弱意识 1．电离平衡→建立电离过程是微弱的意识 弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电 离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中： CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，在溶液 中微粒浓度由大到小的顺序：[CH3COOH]>[H＋]>[CH3COO－] >[OH－]。
五、溶液中微粒浓度大小比较
以CH3COONa为例： 1、一个不等式
> [Na+ ] [CH3COO - ] ＞＞[OH-]＞ [H+]
2、三个守恒
（1）物料守恒:是指某一成份的原始浓度应该等于该成份 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
在溶液中[Na+ ] = [CH3COO - ] + [CH3COOH]