高三化學(xué)考點(diǎn)解析復(fù)習(xí)導(dǎo)學(xué)案20

考點(diǎn)20鹽類的水解

考點(diǎn)聚焦

1.認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理，能解釋強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。

弱酸弱堿鹽的水解不作要求。

2.運(yùn)用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規(guī)律，探究影

響鹽類水解程度的主要因素。

3.能運(yùn)用鹽類水解的規(guī)律判斷常見鹽溶液的酸堿性。

4.會(huì)書寫鹽類水解的離子方程式。

5.能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。

知識(shí)梳理

一、鹽類的水解

⑴概念：O

⑵實(shí)質(zhì)：O

⑶鹽類水解的規(guī)

律O

如果要判斷鹽類是否發(fā)生水解反應(yīng)或水解后溶液的酸堿性，要

看鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱。

①在通常情況下，鹽類水解的程度是很小的，并且反應(yīng)前后均有

弱電解質(zhì)存在，因而鹽的水解反應(yīng)是可逆的。

②有弱才水解，誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都

水解，兩強(qiáng)不水解。

③鹽對(duì)應(yīng)的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液的堿性（或酸

性）越強(qiáng)。

④多元弱酸根離子，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大很

多。

⑷影響鹽類水解的因素：決定因素是鹽的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)。

①溫度：鹽類水解是吸熱，升溫，水解程度增大。

②濃度：水解過程是一個(gè)微?？偭浚ú豢紤]水分子）增加的過程,

因而加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，水解程度加大，而水解產(chǎn)生的中（或

0H）的濃度減小。

③加入酸、堿等物質(zhì)：水解顯酸性的鹽溶液中加入堿，肯定促進(jìn)

鹽的水解，加入酸，抑制鹽的水解；水解顯堿性的同理。總之水解平

衡遵從化學(xué)平衡移動(dòng)原理。

二、水解的表示

①多元弱酸根離子水解，以第一步為主；

②多元弱堿陽離子可書寫一步總反應(yīng)方程式；

③水解程度一般很小，故方程式用“一”符號(hào)，且產(chǎn)生的物質(zhì)

的濃度太小，一般不用“f”、“I”表示；

④雙水解比單水解程度大，有些可以進(jìn)行到底。

三、鹽類水解的類型

①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽的水解：溶液呈酸性，弱堿陽離子水解

②強(qiáng)堿弱酸鹽的水解：溶液呈堿性，弱酸根離子水解

③弱酸弱堿鹽的水解程度很大，溶液的酸堿性決定與酸堿性的相

對(duì)強(qiáng)弱

I.酸強(qiáng)于堿顯酸性，如（NH）2s

II.堿強(qiáng)于酸顯堿性，如NH￡N

III.酸堿強(qiáng)弱相當(dāng)?shù)某手行裕鏑H3COONH4

④強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解，呈中性

⑤弱酸的酸式鹽水解，酸取決于酸根離子的電離程度和水解程度

的相對(duì)大小

I如電離程度大于水解程度，以電離為主，溶液呈酸性，如

NaHSO3＞NaH2P。4

n如水解程度大于電離程度，以水解為主，溶液呈堿性，如

NaHCO3＞Na2HPO4＞NaHS

⑥完全雙水解的鹽，如A產(chǎn)與HCO八C0：『、S2\A1OJ等發(fā)生雙水

解進(jìn)行到底。

四、溶液中離子濃度大小的比較

①多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在HF0.的溶液中，c

+

（H）＞c（ff2PO；）＞c（HPO;）＞c（P。：）

②多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2c0：,

的溶液中,c（Na'）＞c（CO；）＞c（OH-）＞c（”CO；）

③不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)其影

響的因素。如在相同的物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中a、NH￡lb、

CH3COONH4c、NH.HSO.oc（NHj由大到小的順序是c＞a＞b0

④混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電解因

素、水解因素等。

分別以H2S、NaHS、Na2s為例：

①離子濃度的大小比較：H2s、

NaHS、

Na2so

五、電解質(zhì)溶液中的守恒規(guī)律

⑴電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陰、陽離子所帶的正、負(fù)電荷數(shù)相等,

即溶液不顯電性。如磷酸溶液中，c(H1)=C(?！?)+C(H2P0；)+2

)+3c(PO；)

⑵物料守恒：就是電解質(zhì)溶液中某一組分的原始濃度(起始濃度)

應(yīng)該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如0.Imol/L的NaHS

溶液，0.1=c(HS)+c(S2)+cWS)或

c(Na)=c(HSO+c(S3+c(H2S)

⑶原理守恒：水電離的特征是c(H+)=c(OH),據(jù)此可以得出

下列關(guān)系如在K2CO3溶液中：c(OH)=c(H*)+c(HCO;)+2(H2CO3)

(也稱質(zhì)子守恒)

例題：分別以①H2s②NaHS③Na2s為例離子濃度的守恒關(guān)系：

⑴物料守恒①、

②③

⑵電荷守恒：①②

⑶質(zhì)子守恒：①________________________②____________________

③O

六、鹽類水解的應(yīng)用

I.判斷溶液的酸堿

性：;

II.判斷不同弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)

弱：;

HI.比較溶液中離子濃度:

①同一溶液中不同離子濃

度：、

②不同溶液中相同離子濃

度：。

IV.解釋某些化學(xué)現(xiàn)象及在生產(chǎn)生活中的應(yīng)

用：O

七、離子共存問題的分析

①不能與H'共存的離子

有、

②不能與。曠共存的%子

有、

③不能與HCO；共存的離子

有、

④不能與Al3+共存的離子

有、

⑤不能與A10-共存的離子

有、

⑥不能與Fe3+共存的離子

有、

⑦不能與Fe2+共存的離子

有、

⑧不能與CIO-共存的離子

有、

試題枚舉

[例1](2006江蘇，13)下列敘述正確的是

A.0.Imol?L-氨水中，c(0H)=c(NH；)

-1-]

B.10mL0.02mol-LHC1溶液與10mL0.02mol?LBa(OH)2

溶液充分混合，若混合后溶液的體積為20mL,則溶液的

pH=12

_1

C.在0.Imol?LCH3COONa溶液中，c(0H)=C(CH3C00H)+c(H0

D.0.Imol-L-某二元弱酸強(qiáng)堿鹽NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)

+C(HA)+C(H2A)

解析：N%?HQ是弱電解質(zhì)，它本身電離所產(chǎn)生的兩種離子濃度

相等，得氨水中的部分0E來自于米0的電離,所以c(OH-)>c(NH/)，

A錯(cuò)；B項(xiàng)中酸堿中和反應(yīng)后，

八，八…、2x0.0ILx0.02/no/?L-1-0.0ILx0.02/no/?L1',,_,

C(OH)=-----------------------------------------------------------=1x10'mol?Lr

0.02L

pH=-lgC(H+)=-lg(10-14/1012)=12,B正確；根據(jù)鹽的消解規(guī)律，可

以判斷C正確；D項(xiàng)中因鈉元素的離子與A原子的物質(zhì)的量之比為

1：1,對(duì)應(yīng)關(guān)系應(yīng)該為c(Na')=c(A2-)+c(HA)+c(HzA),D錯(cuò)。

答案：BC

[例2](2006四川，12)25℃時(shí),將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中,

當(dāng)溶液的PH=7時(shí)-，下列關(guān)系正確的是

2-

A.c（NH；）==c（S。：）B.cCNH.；）>c（SO4）

C.c(NH；)<c(SO;)D.c(OH

-)+c(SO，)==c(H')+c(NH；)

解析：氨水與稀硫酸反應(yīng)，至溶液呈中性，即c(H+)=c(OH)；

根據(jù)電荷守恒有：c(NH；)+c(H')=c(0H)+2c(SO/)，則D錯(cuò);將前兩個(gè)

等式融合得，c(NH；)=2c(SO:)，則A錯(cuò),B對(duì),C錯(cuò)。

答案：B

［例3］已知0.1mol?IT】的二元酸H2A溶液的pH=4.0,則下列說法

正確的是()

A.在Na?A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同

B.在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na?A、NaHA兩溶液中，陰離子總數(shù)相

等

C.在NaHA溶液中一定有：c(NaD+c(H‘)=c(HAD+c(?！?)

+2c(A2-)

D.在Na2A溶液中一定有：c(Na')>c(A2-)>c(H)>c(0H)

解析：0.1mol,L"的強(qiáng)酸pH=l.0,0.1mol?J的H2A溶液

pH=4.0,說明它是一種弱酸。Na2A發(fā)生水解人2一+乩0=^^一+0曠和

2--

HA-+H，0^^H2A+0H",溶液中存在HA，A>H\OH；NaHA發(fā)生水解

---2-2-

HA+H2O^=^H2A+OH^<MHA^=^H'+A,溶液中存在HA，A>H\

or,所以兩溶液中離子種類相同，A不正確。

物質(zhì)的量相等的Na2A和NaHA因?yàn)榇嬖谏鲜鏊?、電離等過程，

陰離子數(shù)量發(fā)生變化，所以陰離子總量不相等，B不正確。

由電荷守恒可知c(Na)+c(H+)=c(HA")+c(o/r)+2c(A2

D,C正確。Na2A溶液顯堿性，c{OH>c(HJ,D不正確。

答案：C

［例4］化合物SOCb是一種液態(tài)化合物，沸點(diǎn)77℃o在盛有10mL

水的錐形瓶中，小心地滴加8?10滴SOCk,可觀察到劇烈反應(yīng)，液

面上有白霧形成，并有帶刺激性氣味的氣體逸出。該氣體可使滴有品

紅試液的濾紙褪色。輕輕振蕩錐形瓶，等白霧消失后，往溶液中滴加

AgNOs溶液，有不溶于HN0：，的白色凝乳狀沉淀析出。

(1)根據(jù)上述實(shí)驗(yàn)，寫出SOCk和水反應(yīng)的化學(xué)方程式：

(2)A1CL溶液蒸干灼燒得不到無水A1CL,而用SOCb與

A1CL-6H2混合共熱，可得到無水A1CL原因是。

解析：水解的本質(zhì)是化合物中帶正電的基團(tuán)結(jié)合水中電離產(chǎn)生

的0H,而帶負(fù)電部分結(jié)合水中電離產(chǎn)生的H'。據(jù)題給信息分析，

產(chǎn)生的刺激性氣體應(yīng)是so?,它是由so?.結(jié)合轉(zhuǎn)化成乩SO”而另

一帶負(fù)電的C「結(jié)合水電離的H'生成HC1,與AgNOs反應(yīng)生成白色的

AgCl沉淀。

答案：(1)SOC12+H2O====SO2t+2HC1

(2)因?yàn)檎舾葾lCh溶液時(shí)，由于A1C1.3水解生成的HC1易揮發(fā)，而

得到Al(0H)3,但當(dāng)與S0CL混合共熱時(shí)，由于S0CL極易吸水,

防止了AlCh的水解，有關(guān)的化學(xué)方程式為

6SOC12+A1C13?6H20====6S02t+A1CL+12HC1

［例5］用酚獻(xiàn)、石蕊、0.Imol/L氨水、氯化鏤晶體、0.1mol/L鹽酸、

熟石灰和蒸儲(chǔ)水，若僅用上述試劑怎樣用簡(jiǎn)單實(shí)驗(yàn)方法證明氨水

是弱堿？并指出是通過什么途徑證明氨水是弱堿的？

解析：證明氨水是弱堿，可通過兩條途徑：一是證明氨水中存在

電離平衡，如方案(1)。另一是證明NH；作為弱堿陽離子能破壞水

的電離平衡發(fā)生水解反應(yīng)，如方案(2)、(3)o

答案：方案(1)取少量氨水，滴加酚酸，溶液呈紅色，然后向

其中加人少量OLCOONH”晶體，振蕩，可看到紅色變淺，說明氨水

中存在電離平衡，氨水為弱堿。

方案(2)取少量NH￡1晶體溶于水，滴加石蕊試液，溶液顯

紅色，說明NH；水解生成了陽3?出0和HC1,從而破壞了水的電離

平衡，亦說明氨水是弱堿。

方案(3)將0.Imol/LNH3-H20與0.Imol/L鹽酸等體積混

合，再滴加石蕊試劑，溶液顯紅色，說