高三化学复习盐类的水解

第三节 盐类的水解
［考点透析］
考试说明对本节要求：理解盐类水解的原理；了解盐溶液的酸碱性。其间由于盐的离子的水解和弱电解质的电离，造成溶液
中离子的种类和浓度都发生变化，如何确定离子的浓度大小，是近几年高考中屡屡出现的题型。1999、2000、2001、2002、
2003 年都考察了微粒浓度的大小比较。由于这类问题考察面广，处理时既要考虑弱电解质的电离又要考虑离子的水解，、还
解析：Na2S 中存在如下平衡:
S2-+H2O
HS-+OH-
HS-+ H2O
H2S + OH- H2O
可见，C（Na+）﹥C（S2）﹥C（OH-）﹥C（HS-）正确。
H++OH-
A 中是 Na2S 中 Na+与 S2-的物料守恒二者比（S2-有一部分水解为 HS-、H2S）始终为 2：1；B 中为电荷守恒，溶液始终为电中性 但 S2-带两个负电荷式中应为 2C（S2-）错误。C 中是指 H2O 电离出 OH-与 H+（有一部分水解成 HS-、H2S）始终相等，正确。
相等。
经典例题导悟
［例 1］物质的量浓度相同的三种钠盐 NaX、NaY、NaZ 的溶液，其 PH 依次为 8、9、10，则 HX、HY、HZ 的酸性由强到弱的
顺序为。（ ）
A、HX、HY、HZ B、HZ、HY、HX C、HX、HY、HZ D、HY、HZ、HX
解析：NaX、NaY、NaZ 中阳离子相同，都是 NaOH 形成的盐，对应的酸越弱，盐水解程度越大，碱性越强，NaZ 溶液碱性最强，
多元弱碱盐如 Fe3+、Al3+水解仍分步进行，但由于比较复杂，书写时仍一步完成。 （4）弱酸弱碱盐，由于弱酸根结合水电离出的 H+，弱碱阳离子结合水电离的 OH-，二者相互促进，水解程度很大。倒底显酸 性，还是显碱性决定于酸和碱的相对强弱。若生成的酸较强就可看作“强酸弱碱盐”显酸性，若生成的碱强就可看作“强碱 弱酸盐”显碱性。 （5）关于“双水解”问题。“双水解”应该为（4）中的一种情况，就是酸根离子与弱碱阳离子发生水解。到底能否彻底发 生决定于水解产物能否从水溶液中分离出来从而脱离水解平衡体系。如：CO32-与 Fe3+发生水解生成 Fe(OH)3 和 H2CO3、Fe（OH） 3 溶解度很小，从溶液中沉淀析出，H2CO3 分解放出 CO2，使水解彻底发生。而 CH3COONH4，也发生双水解，但由于生成 CH3COOH、 NH3 易溶于水。不能从平衡体系中分离出来使得双水解就不能彻底发生。能完全发生的双水解类主要有：Fe3+与 CO32- HCO3-； A13+与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-；AlO2-与 NH4+（由于生成 AlOH）3 溶解度很小，且不能溶于氨水）。 问题 5、盐类水解的利用
答案：B
［例 4］有四种盐，都是一元酸和一元碱生成的，实验测得盐 AX 和 BY 的水溶液 PH 值都等于 7，AY 的水溶液 PH 大于 7，BX
的水溶液 PH 小于 7。下列结论正确的是：（ ）
A、盐 AX 和 BY 都没有发生水解。盐 AY 和 BX 发生了水解反应。
B、酸性：HX﹥HY；碱性：AOH﹥BOH
答案：C
［例 3］ 在 Na2S 溶液中存在的下列关系不正确的是：（
）
A、CNa+）=2C（S2-）+2C（HS-）+2C（H2S）
B、C（Na+）+ C（H+）= C（OH-）+C（HS-）+C（S2-）
C、 C（OH-）=C（H+）+C（HS-）+2C（H2S） D、C（Na+）﹥C（S2）﹥C（OH-）﹥C（HS-）
答案：B
高考名题回放：
［例题 1］（2002·全国 10）常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 PH=7，则此溶液中：（ ）
A、[HCOO-]﹥[Na+] B、[HCOO-]< [Na+]
C、[HCOO-]=[Na+] D、无法确定[HCOO-]与[Na+]的关系
度增大，碱性增强，但在 PH>4.4 时甲基橙仍为黄色。
答案：A
核心问题阐述：
问题 1、盐类水解反应的实质
（1）盐类的水解实质是由于盐电离的离子与水电离出的 H+或 OH-结合生成了更难电离的弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡状
态，使得水电离出的 H+和 OH-的浓度不再相等而而使溶液显现酸性或碱性。
（2）由上面分析可知，水解产生的弱酸或弱碱越难电离，或者说盐中的酸根离子或阳离子对应的酸、碱越弱，水解程度越
C、等物质的是浓度的 HX 溶液和 HY 溶液的 PH 前者大于后者
D、等物质的质浓度的 AY 和 BX 的混合物溶于水后，溶液呈酸性
解析：依题意：AY 的 PH﹥7，BX 的 PH<7。由此可知 AY 应为强碱弱酸盐，BX 应为强酸弱碱盐，故酸性：HX﹥HY；碱性：AOH
﹥BOH。AX，BY 的 PH=7，BY 显中性则是因为阴、阳离子水解程度相等。
问题 7、电荷守恒和物料守恒
（1）在电解质溶液中，不管离子有多少种，但溶液永远为电中性。也就是说所有阴离子所带负电荷总数一定与所有阳离子
所带正电荷总数相等。如在 Na3PO4 溶液中[Na+]+[H+]=3[PO43-]+2[HPO42-]+[H2PO4-]+[OH-]
（2）物料守恒
在电解质溶液中，不管是发生电离还是发生水解，离子的存在形式发生了变化，但原子总是守恒的。如：Na2CO3 中 Na+ 与 C 总保持 2=1 则有[Na+]=2（[CO32－]+[HCO3-]+[H2CO3]），同时也有[OH-]=[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]因为水电离出的 H+与[OH-]永远
水解程度最大，HZ 酸性最弱。
答：C
［例 2］某 0.1mol/L 的 Na R 溶液 PH=10，则该溶液中起水解反应的 R-占全部 R-的（ ）
A、0.01%
B、0.9% C、0.1%
D、无法确定
解析：本题考察了水解的原理和实质。Na R 水解过程为 R-+H2O
HR+OH-
发生水解的 C(R-)=（OH-）=(10-14/10-10)mol/L =10-4mol/L,发生水解的 R-占：(10-4mol/L/0.1mol/L)×100%=0.1%
要运用到电荷守恒和物料守恒等思想，所以对于这一节同学们一定要做到理解透彻，运用自如。
基础演练热身
［基础回顾］
1、盐类的水解是指盐类的离子与水电离出来的 H+或 OH-相结合生成弱电解质的反应。它可看作是酸碱中和反应的逆反应。
2、中和反应是放热反应，水解反应就必然是吸热反应。升高温度能促进盐类的水解。
盐的水解反应虽然进行的程度不大，但在处理某些问题时，我们必须从盐的水解角度进行分析，才能得出正确的结论。 （1）判断盐溶液的酸碱性； （2）比较盐溶液中离子的浓度（如：Na2CO3 中[Na+]﹥2[CO32-]） （3）确定盐溶液中存在的离子种类（如：确认 Na2po4 溶液中存在哪些离子） （4）配制某些盐溶液时采取特殊措施的原因（配 FeCl3、AlCl3 溶液时应先溶于盐酸中再用水稀释得到）。 （5）某些盐可用于净水（Al2（SO4）3、明矾的净水原理）。 （6）某些盐溶液加热浓缩得不到相应的年轻（如：FeCl3、AlCl3 溶液需在 HCl 气氛中加热蒸发才可）。 （7）在解释某些盐相互反应的原因时（如 Al2（SO4）3 与 NaHCO3 溶液混合会产生大量的 CO2—泡沫灭器原理）。 （8）某些活泼金属如镁与盐溶液可生成 H2（Mg 粉撒入 NH4Cl）溶液会冒出 H2） （9）某些化肥不能混施，（草木灰不宜与铵态氮肥和过磷酸钙混用）。 （10）向沸水中滴加 FeCl3 溶液可制得红褐色 F e（OH）3 胶体。 （11）工业上金属焊接时，可 NH4Cl 溶液除锈助焊剂。
问题 6、溶液中离子浓度的比较
（1）多元弱酸溶液中，根据多无弱酸电离第一步为主，依次减弱因此 H3PO4 溶液中，有[H+]﹥[H2PO4-] ﹥[HPO42-] ﹥[PO43-] （2）多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。如：Na2CO3 溶液中[Na+]﹥[CO32-]﹥[OH-]﹥[HCO3-] （3）不同溶液中，同一离子浓度的比较，要分析其它离子对欲判定离子的影响，（促进、抑制水解等）如：①MH4Cl②CH3COONH4 ③NH4HSO4 中[NH4+]由大到小：③﹥①﹥② （4）混合液中离子浓度的比较，要对电离、水解综合分析。如：等体积的 0.2mol/L 的 CH3COONa 与 0.1mol/L 的盐酸混合， 其中离子浓度[Na+]﹥[CH3COO-]﹥[Cl-]﹥[CH3COOH]此时 CH3COONa 与生成的 CH3COOH 浓度都为 0.05mol/L，电离大于水解。
②浓度：盐浓度越小，水解程度越大；浓度越大，水解程度越小。虽然水解程度小，但发生水解的离子的物质的量增多， 溶液酸碱性增强。若加入酸，将抑制阳离子水解，而促进弱酸根水解；若加入碱将抑制弱酸根水解而促进阳离子的水解。 问题 4、盐类水解的类型 （1）强酸强碱盐不水解 （2）强碱弱酸盐水解显碱性。
但多元弱酸的酸式盐中阳离子既有水解成酸的倾向，又有电离出 H+-的倾向。其中，H2PO4- 、HSO3-，电离程度大于水解 程度显酸性。HCO3- HS-、HPO42-水解程度大于电离程度显碱性。HSO4-相当于一无强酸完全电离，不发生水解。 （3）强酸弱碱盐水解显酸性
应。
A 为水的电离 ； B 是 HCO3-与碱的中和； C 属于化合反应； 只有 D 符合水解反应的定义