高三化學總復習 專題攻略 之水溶液中的離子平衡 五、 鹽類的水解（含解析）

鹽類的水解【高考預測】1. （）熟知鹽類的水解和影響鹽類水解的因素；2. （）了解鹽類水解的應用。鎖定高考1（2014江蘇）下列有關說法正確的是A若在海輪外殼上附著一些銅塊，則可以減緩海輪外殼的腐蝕B2NO(g)2CO(g)=N2(g)2CO2(g)在常溫下能自發(fā)進行，則該反應的H0C加熱0.1mol/LNa2CO3溶液，CO32的水解程度和溶液的pH均增大D對于乙酸與乙醇的酯化反應（H0），加入少量濃硫酸并加熱，該反應的反應速率和平衡常數(shù)均增大【答案】C2（2015四川）常溫下，將等體積，等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關于濾液中的離子濃度關系不正確的是（ ）A<1.010-7mol/LBc(Na+)= c(HCO3)+ c(CO32)+ c(H2CO3)Cc(H+)+c(NH4+)= c(OH)+ c(HCO3)+2 c(CO32)Dc(Cl)> c(NH4+)> c(HCO3)> c(CO32)【答案】C 【解析】A、=c(OH)，pH<7時，c(OH) 1.010-7mol/L ，A正確；B、物料守恒，B正確；C、電荷守恒，應為c(H+)+c(NH4+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)+ c(Cl-)，C錯誤；D、c(Cl)不變，NH4+水解，則c(Cl)> c(NH4+)，HCO3部分結晶析出，則c(NH4+)> c(HCO3)，CO32是HCO3電離產(chǎn)生的，電離很微弱，則c(HCO3)> c(CO32)，D正確。選C。夯實基礎 一. 鹽類的水解1. 鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生出來的H或OH結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解【名師點撥】鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：鹽 + 水酸 + 堿 熱量典例1 下列關于鹽類水解的敘述錯誤的是()A鹽類水解是中和反應的逆反應B鹽類水解過程是吸熱過程C含有弱酸根鹽的水溶液一定顯堿性D鹽溶液的酸堿性主要取決于形成鹽的酸和堿的相對強弱【答案】C2. 鹽類水解的實質：鹽溶于水時電離產(chǎn)生的弱堿陽離子(如NH4、A13、Fe3等)或者弱酸陰離子(如CH3COO、CO32、S2等)與水電離產(chǎn)生的OH或H結合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質)，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產(chǎn)生的c(H)與c(OH)的大小發(fā)生變化判斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)。典例2 對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是()AH B26Fe3C. DCHHHCOO【答案】C【解析】HCl抑制水的電離，F(xiàn)e3、CH3COO都促進水的電離。典例3 在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中，設由水電離產(chǎn)生的OH濃度分別為a molL1與b molL1，則a和b關系為()Aab Ba104bCb104a Dab【答案】B3. 鹽類水解離子方程式的書寫方法書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“”、“”符號整個方程式中電荷、質量要守恒典例4 下列各反應的化學方程式中，屬于水解反應的是 ()AHCO3H2OCO32H3OBH2OH2OH3OOHCCO2H2OH2CO3DCO32H2OHCO3OH【答案】D【解析】A、B屬于電離方程式，C屬于化學反應方程式。D是水解離子方程式表示的水解反應。 強酸弱堿鹽：弱堿陽離子：Mn + nH2OM(OH)n + nH【名師點撥】如CuSO4水解的離子方程式為： Cu2 + 2H2OCu(OH)2 + 2H，溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42)c(Cu2)c(H)c(OH)。弱酸強堿鹽：a一元弱酸對應的鹽如CH3COONa水解離子方程式為： CH3COO + H2OCH3COOH + OH，溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)根據(jù)“任何電解質溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na) + c(H) c(CH3COO) + c(OH)b多元弱酸對應的鹽多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結合，生成1個OH離子多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定例如K2CO3的水解是分兩步進行的：第一步：CO32 + H2OHCO3 + OH；第二步：HCO3 +H2OH2CO3 + OH水解程度：第一步第二步所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：c(K)c(CO32)c(OH)c(HCO3)c(H2CO3)c(H)，根據(jù)“任何電解質溶液中電荷守恒”可知：c(K) + c(H) 2c(CO32) + c(OH) + c(HCO3)弱酸弱堿鹽：如CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO + NH4 + H2OCH3COOH + NH3H2O，因為K(CH3COOH)K(NH3H2O)1.8105，所以CH3COONH4溶液呈中性典例5 室溫下，0.5 molL1相同體積的下列四種溶液 KCl、 FeCl3、 HF、 Na2CO3，其中所含陽離子數(shù)由多到少的順()A>> B>>>C>>> D>>>【答案】D典例6 將0.01 mol下列物質分別加入100 mL蒸餾水中，恢復至室溫，所得溶液中陰離子濃度的大小順序是(溶液體積變化忽略不計)() Na2O2 Na2O Na2CO3 NaClA BC D【答案】C【解析】、溶于水，溶質都是0.02 mol，c(OH)0.2 molL1；中碳酸根水解使得陰離子濃度稍大于。因此C正確。二. 各種類型的鹽的水解情況比較鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽水解情況不水解水解水解水解參與水解的離子弱堿陽離子弱酸陰離子弱酸陰離子和弱堿陽離子溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸式鹽因電離產(chǎn)生H而顯酸性酸性弱堿陽離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結合而使得c(H) c(OH)堿性弱酸陰離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結合而使得c(H)c(OH)依組成鹽對應的酸、堿的電離常數(shù)尺的相對大小而定K酸K堿：溶液呈酸性K酸K堿：溶液呈堿性實 例正 鹽：KCl、Na2SO4、等酸式鹽：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3說 明 鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數(shù)、易揮發(fā)性物質的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)生，因此不能用“”、“”符號表示 發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)三. 影響鹽類水解的因素內因：鹽本身的性質外因：溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。以FeCl3和CH3COONa為例a Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+條 件移動方向H+數(shù)pHFe3+水解率現(xiàn)象升高溫度向右增降增大顏色變深(黃變紅棕)通HCl向左增降減小顏色變淺加H2O向右增升增大顏色變淺加Mg粉向右減升增大紅褐色沉淀，無色氣體加NaHCO3向右減升增大紅褐色沉淀，無色氣體加少量NaF學*科*向右減升增大顏色變深加少量NaOH向右減升增大紅褐色沉淀bCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度升 溫降低升高升高降低升高 升高.加 水降低升高降低升高降低升高加醋酸升高降低降低升高降低降低加醋酸鈉升高升高升高降低升高降低加HCl降低升高降低升高降低升高加NaOH升高降低升高降低升高降低重難突破電離平衡和水解平衡的比較電 離 平 衡水 解 平 衡實 例H2S水溶液（0.1mol/L）Na2S水溶液（0.1mol/L）研 究對 象弱電解質（弱酸、弱堿、水）強電解質（弱酸鹽、弱堿鹽）實 質弱酸H+ + 弱酸根離子弱堿OH + 弱堿陽子H2O + H2OH3O+ + OH離子化速率 = 分子化速率弱酸根陰離子+H2O弱酸 + OH弱堿陽離子+H2O弱堿 + H+水解速率 = 中和速率程 度酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離“越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解一般中和程度遠遠大于水解程度雙水解程度較大，甚至很徹底。能量變化吸熱（極少數(shù)例外）吸熱表達式電離方程式：用 “ ”多元弱酸分步電離H2SH+ + HSHSH+ + S2水解反應離子方程式用“”多元弱酸根分步水解 除了雙水解反應，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標或S2+H2OHS+OH（主要）HS+H2OH2S+OH（次要）微 粒 濃 度大 小比 較c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2) >c(OH-)c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)電 荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)物 料守恒式c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/Lc(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L= c(Na+)/2影 響 因 素溫 度升溫促進電離（極少數(shù)例外）升溫促進水解濃 度 稀 釋促進電離，但濃度減小，酸性減弱促進水解，但濃度減小，堿性減弱通H2S電離平衡向右移動，酸性增強，但電離程度減小，電離常數(shù)不變。S2+H2OHS+ OHH2S + OHHS+ H2O 促使上述平衡右移，合并為：H2S + S22HS加Na2SH2SH+ + HSS2+ H+HS促使上述平衡右移，合并為：H2S + S22HS水解平衡向右移動，堿性增強，但水解程度減小。跟蹤訓練1（2015天津）室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物質。有關結論正確的是（ ）加入的物質結論A50mL 1 molL1H2SO4反應結束后，c(Na+)=c(SO42)B0.05molCaO溶液中 增大C50mL H2O由水電離出的c(H+)c(OH)不變D0.1molNaHSO4固體反應完全后，溶液pH減小，c(Na+)不變2（2015江蘇）下列指定反應的離子方程式正確的是（ ）A氯氣溶于水：Cl2H2O=2HClClOBNa2CO3溶液中CO32的水解：CO32H2O=HCO3OHC酸性溶液中KIO3與KI反應生成I2：IO3I6H=I23H2ODNaHCO3溶液中加足量Ba(OH)2溶液：HCO3Ba2OH=BaCO3H2O1.【答案】B2.【答案】D【解析】A、次氯酸是弱酸，不能拆寫，應以HClO的形式存在，故錯誤；B、單水解是可逆反應，多元弱酸根水解應是分步水解，CO32H2OHCO3OH，故錯誤；C、反應前后所帶電荷數(shù)不等，故錯誤；D、少量系數(shù)“1”，NaHCO3Ba(OH)2=BaCO3NaOHH2O，其離子反應方程式HCO3Ba2OH=BaCO3H2O，故正確。