盐类的水解及应用
___________ 学号_________ 得分______________
［考点点拨］
本讲要求：正确理解盐类的水解的实质；正确判断平衡移动及其溶液的酸碱性；正确书写盐类水解的方程式；正确分析溶液中的离子浓度关系；以及结合生产、生活实际、科学实验的有关应用。其中溶液中粒子浓度大小的比较是命题的热点，而且试题可能会更加强调知识的综合，如与弱电解质的电离平衡、pH的计算、酸碱中和滴定等融合在一起进行考查。
［智能整合］
1.正确理解盐类水解的实质
溶液中盐的离子与水电离出来的川和0H结合生成弱电解质，破坏水的电离平衡，使溶液中的
H浓度和0H浓度发生变化，改变了溶液的酸碱性。盐类水解的规律一般可概括为：无弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。
2.了解盐类水解的影响因素，正确判断平衡的移动及水解的程度
因：盐类本身的性质是影响盐类水解的主要因素。
外因：(1)温度：水解是吸热反应，升高温度能促进水解
(2)浓度：盐溶液的浓度越小，水解程度越大
(3)改变水解平衡中某种离子浓度时，水解平衡向减弱这种改变的方向移动
3.正确书写盐类水解的离子方程式
(1)盐类水解是中和反应的逆反应，一般水解程度很小，所以书写离子方程式一般用“”号，不用等号，也不用“fj”符号
(2)多元弱酸阴离子水解方程式要分步写，多元弱碱阳离子水解离子方程式常一步写
(3)双水解完全的反应，有的用“=”，而不用“”符号。如：
2AI 3++3S2_ +6HO=2AI(OH)3j +3H2ST
4.了解盐类水解程度大小的一般规律
(1)相同条件下，盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，其溶液碱性(或酸性)越强
(2)同一多元弱酸盐，物质的量浓度相等时，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大得多
(3)相同条件下，双水解程度比单水解大。如相同浓度的NHAc溶液和NHCI溶液，前者水解程
度大。
5.掌握盐类的水解和电离关系
(1)酸、碱对水的电离起抑制作用，而水解的盐对水电离起促进作用。
(2)酸式盐一般既存在水解，又存在电离。要能正确判断水解程度和电离程度的大小(如NaHPQ
和 Na2HP0等)
6.三个重要的守恒关系
①电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷
总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。如Na t CO溶液
+ 2—
Na2CQ= 2 Na +CQ
H 2O H + OH ——
CO2——+HaOHC0+OH HCO 3——+HaO H2CQ+OH
故 c(Na +)+ c(H +)=C(HCO3「)+2C(CO32「)+C(OH「)
②物料守恒：如N Q CO溶液，虽CO2「水解生成HCOT,HCO进一步水解成 HCO,但溶液中n(Na): n(C) = 2:1 ，所以有如下关系
+ ——2—
c(Na ) = 2 { c( HCO3 )+c(CO3 )+c(H 2CO) }
物料守恒的实质也就是原子守恒
③质子守恒：即水电离出的OH的量始终等
于水电离出的H+的量。如N@CO溶液，水电离出的
川一部分与CO2-结合成HCQ, —部分与CO2——结合成HCO, —部分剩余在溶液中，根据
c(H+)水=c(OH「)水，有如下关系 c(OH ——)=c(HCQ——)+ 2c(H 2CQ)+ c(H +)
若拿a式减去b式也能得到c式，在解题过程中，若守恒关系中同时出现分子和离子，且不是物料守
恒，可考虑是否为质子守恒。
7.类水解知识的应用
(1)判断盐溶液的酸碱性及其强弱
(2)比较溶液中离子的种类及其浓度的大小(几种守恒关系)
［典例解析］
(3)溶液的配制、蒸干及保存
(4)解释生产、生活等实际问题。
1.下列液体PH> 7的是
A.人体血液 B .蔗糖溶液 C .橙汁D .胃液
解法与规律：
2.室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离的c(OH「)为
_ 7 _ 6 —2 — 12
A. 1.0 x 10— mol/L
B. 1.0 X 10— mol/L C . 1.0 x 10— mol/L D. 1.0 x 10— mol/L 解法与规律：
3.若溶液中由水电离产生的(OHJ = 1 X 10 —14mol/L，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是
A. Al3+ Na+ NO— Cl —
B. K+ Na + Cl— NO s—
C. K+ Na + Cl — AlO2—
D. K+ NH4+ SO 42— NQ—
解法与规律：
4.将标准状况下的 2.24L CO 2通入150mL1mol/LNaOH溶液中，下列说确的是
A. c(HCO—)略大于c(CQ2—) B .能使酸性高锰酸钾溶液褪色
C. c(Na+)等于 c(CO s2—)与 c(HCQ—)之和 D . c(HCO—)略小于 c(CQ2—) 解法与规律：
5.在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液
①N@SQ ②H2SQ ③NaHSO④NaS中所含带电微粒数由多到少的顺序是
A.①=? >@二② B .④二①〉③、② C .①〉④曲'② D .④ '①>@ '②
解法与规律：
6.某二元酸(化学式用 HA表示)在水中的电离方程式是：H 2A=H+HA—HA — H++A"—回答下列问题：
(1)Na ____________________ 2A溶液显(填“酸性”，“中性”，或“碱性”)。理由是
________________________________________________ (用离子方程式表示 )
(2)_________________________________________________________________ 在0.1mol.L —1的N Q A溶液中，下列微粒浓度关系式正确的是__________________________________________ 。
2——— 1
A.c(A ) +c( HA ) =0.1mol ? L
B.c(OH「)=c(H+) +c( HA —)
+ + ——2—
C.c(Na )+ c(H ) =c(OH )+ c(HA )+2c(A )
+ 2 ——
D.c(Na )= 2c(A ) +2c(HA )
(3) ______ 已知0.1mol ? L—1NaHA溶液的pH=2,则0.1mol ? L—1 HA溶液中氢离子的物质的量浓度可能
是____________ 0.11 mol ? L—1(填“〈”,“〉”，或“=”)，理由是___________________________ .
—1
(4)0.1mol ______________________________________________________________________ ? L NaHA溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是____________________________________________________ 解法与规律：
7.(2003年模考)已知某溶液只存在 OH、H、NH+、Cl —四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系：
①c(Cl — ) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH—) ②c(Cl — ) > c(NH4+) >c(OH—-) > c(H+)
③c(NH4+) > c(Cl —) >c(OH—) > c(H+) ④c(Cl — ) > c(H+) > c(NH+) > c(OH)
填写下列空白：
(1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是____________________ ,上述四种离子浓度的大小
顺序为__________ (填序号)；
(2)若上述关系中③是正确的，则溶液中的溶质是 _________________________________ ;
若上述关系中④是正确的，则溶液中的溶质是 _________________________________ ;
(3)若该溶液是由体积相等的盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则
混合前c(HCl) c(NH 3? H2O)(填“大于”、“等于”、“小于”),混合前酸中c(H+) 和 c(OH—)的关系 c(H+) c(OH —)。
［思路分析］
8.(2003年模考)物料守恒是质量守恒的必然结果。例如CHCOON溶液中，由于水解作用溶液中存在CHCOOH根据物料守恒，则必存在关系式：c(Na+)=C(CH3COO)+C(CH3COOH。
试写出N Q S溶液中
(1)电荷守恒表达式是________________________ 。
(2)物料守恒表达式是________________________ 。
(3)由(1) (2)恒等式变换可得 c(H 2S)、c(HS —)、c(OH「)、c(H+)的关系是 _________________ 。
［思路分析］
1. (2005年市二模)常温时，将V mL G mol ? L—1的氨水滴加到 V2 mL c mol ? L—1的盐酸中，下述结论中正确的是
A .若混合溶液的pH=7,贝U C1 V1> C2 V2
B.若混合溶液的pH=7,则混合液中c(NH 4+
)=c(CI 「) 8. (2005年东北师大附中)下列各溶液中，微粒物质的量浓度关系正确的是
C.若 V 1= V 2, C 1 = C 2 ,则混合液中 c(NH 4+)=c(Cl —
) D.若V i = V 2，且混合溶液的 pH< 7,则一定有 C i VC 2 2 .常温下，将 a i mol/Lb i mL 的CHCOO 和a 2mol/Lb ?mL 的NaOH 溶液混合，下列叙述不正确的是 A. 如果 a 1= a 2, b 1= b 2,则混合溶液中 c(CH 3COO)= c(Na +
) B.如果混合液的pH=7,则混合溶液中C (CH 3COO)= c(Na +
) A. 0.1 mol ?L B. 0.1 mol ?L C. 0.1 mol ?L D. 0.1 mol ?L 用 "< 、>、 —
— 9.
—1
Na^CO 溶液中：[CQ 2—
]>[OH —
]=[HCO 3—
]+[H +
] —1(NH 4)2SQ 溶液中:
2— + + —
[SO 4 ]>[NH 4]>[H ]>[OH ]
—1
NaHC 3溶 液中：[Na +
]>[OH —
]>[HCO 3—
]>[H +
] 1 + 2 ________________________________________ ____________
—Na 2S 溶液中：[Na ]=2[S — ]+2[HS — ]+2[H 2S]
”填空 C.如果混合溶液的pHv7,则 a 1 ? b 1= a 2 ? b 2
(1
)
取0.2mol/LHX 溶液与0.2mol/LNaOH 溶液等体积混合，测得混合溶液中 c (Na +) > c (X 「)
D.如果a 1= a 2,且混合溶液的 pHv 7」b 1> b 2
①混合溶液中c (HX) c (X );
3.将相同物质的量浓度的某弱酸 HX 溶液与 NaX 溶液等体积混合后，测得混合溶液中存在 ②混合溶液中 c (HX)+ c (X —
)
0.1mol/L(
忽略体积变化);
c(Na +
)>c(X 「)，则下列关系错误的是 ③混合溶液中由水电离出的 c (OH ) 0.2mol/LHX 溶液由水电离出的 c (H +)
A. c(OH 「) ) .c(HX) C. c(X —)+ c(HX)=2 c(Na +) .c(HX)+c(H +)= c(Na +) + c(OH — ) 4. 在10mL0.1mol ? L 「NaOH 溶液中加入同体积、 同浓度的 HAc 溶液，反应后溶液中各微粒的浓度 关系错误的是 A. c (Na +) > c (Ac —) >c (H + ) > c (OH ) B. c (Na +) > c (Ac 「)>c (OH 「)> c (H +) HX 的电离程度 NaX 的水解程度 10.有一瓶(约100mL)硫酸和硝酸的混合溶液，取出 10.00mL 该混合溶液，加入足量氯化钡溶液， 充分反应后过滤、洗涤、烘干，可得4.66g 沉淀。滤液跟2.00mol/LNaOH 溶液反应，共用去35.00mL 碱液时恰好中和。试完成下列 C. c (Na +) = c (Ac —) + c (HAc) D. c (Na +) + c (H +) = c (Ac —) + c (OH 「) mol/L 5. 将0.1mol/L 的醋酸钠溶液 20mL 与0.1mol/L 盐酸10rnL 混合后，溶液显酸性，则溶液中有关 (1) 则混合溶液中硝酸的物质的量浓度 ：c (HNO 3)= (2) 另取10.00mL 原混酸溶液，加入1.60g 铜粉共热，反应的离子方程式为 ________________________________________ 在标准状况产生的气体体积为 mL 。 微粒的浓度关系正确的是 A. c (Ac —) > c (Cl —) > c (H +) > c (HAc) B. c (Ac J > c (CI 「)> c (HAc) > c (H + ) C. c (Ac —) = c (Cl +) > c (H +) > c (HAc) D. c (Na +) + c (H +) = c (Ac —) + c (Cl — ) + c (OH —) 11.为测定一置于空气中的某硫酸酸化的 FeSO 溶液中Fe 2 +被氧化的百分率，某同学准确量取 pH= 6.在pH 值都等于9的NaOH 和CHCOON 两种溶液中，设由水电离产生的 OH 离子浓度分别为 2+ 3+ 1(忽略Fe 、Fe 的水解)的FeSO 溶液200mL,加入过量BaCh 溶液，充分反应后过滤、洗涤、干 /升与B 摩/升，贝U A 和B 关系为 A. A>B B. A=10 C. B=10 —4 A D. A= B 燥，得到沉淀28.0g ;再另取同样的FeSO 溶液200mL,向其中加入过量 NaOH 溶液，搅拌使其充分 7.现有物质的量浓度均为 0.1 mol ?L —1的下列五种物质的溶液 8.0g ① HCI ② H 2SQ ③ CHCOOH ④ NHCI ⑤ NaOH 其溶液中由水电离出的 c(H + )的大小关系为 A.④'③〉①二⑤〉② B. 反应，待沉淀全部变为红褐色后，过滤、洗涤并灼烧所得固体，最终得固体 注：c (Fe 2+> Fe 3+)表示F,和Fe 3 +的总的物质的量的浓度 (1) 通过计算.填写下表: D. (2)计算原溶液中Fe2+被氧化的百分率。 (3)对于配好的硫酸酸化的 FeSQ溶液，置于空气中一段时间，在c(Fe2： Fe3 +) > c(H +)、c(SQu2「)中，_________________ 离子浓度发生变化(忽略Fe2*、Fe3+的水解)，写出该离子浓度随亚铁离子 的氧化率(用 x 表示)变化的函数关系_________________________________________________ , x 越大，该离子浓度越________ ，解释其原因的离子反应方程式是___________________________ 10 mL B溶液时所发生的离子反应方程式是 _____________ (3)将A、B溶液中各溶质的物质的量浓度填入下表： 溶质N&SQ NaOH BaCl2 AlCl 3 FeCl3 浓度mol L 1 12.在标准状况下将c molCl 2通入含a molFeBz、b molFel 2的溶液中，当c取不同值时，反应后所得溶液中有不同溶质(不考虑生成物与水的反应) (1)将下表中空格填满： (2)_________________________________________________________________________ 若a=b=1、c=2时，反应后溶液中属于盐类的溶质是(写化学式)，这些溶质的物质的量之比是_______________________________ ； (3)若a=b=1、c=2.5时，写出Cl 2通入溶液中总的离子方程式(限写一个，但需包括所有的离 子反应) _______________________________________________________________ . 13.向100mLBaCb、AICI 3和FeCb的混合溶液 A中，逐滴加入 Na t SQ和NaOH的混合溶液 B,产生的 沉淀总物质的量和加入溶液B的体积关系如右图所示 (1) 当加入B溶液110 mL时，溶液中的沉淀是________________________ (填化学式)。 (2)溶液B中NaSO与NaOH的物质的量浓度之比 _________________ ;从90 mL至100 mL之间加入010 20 30 40 50 60 70 SO 90 100 110 c的取值(用含a、b的代数式表示) 反应后溶液中溶质的化学式 (只要求写盐类化合物) FeB「2、Fel 2、FeCI 2 b< c v 1/2 ( a+3b) FeBr3、FeCI3 FeCl3 盐类的水解及应用 ___________ 学号_________ 得分______________ ［考点点拨］ 本讲要求：正确理解盐类的水解的实质；正确判断平衡移动及其溶液的酸碱性；正确书写盐类水解的方程式；正确分析溶液中的离子浓度关系；以及结合生产、生活实际、科学实验的有关应用。其中溶液中粒子浓度大小的比较是命题的热点，而且试题可能会更加强调知识的综合，如与弱电解质的电离平衡、pH的计算、酸碱中和滴定等融合在一起进行考查。 ［智能整合］ 1.正确理解盐类水解的实质 溶液中盐的离子与水电离出来的川和0H结合生成弱电解质，破坏水的电离平衡，使溶液中的 H浓度和0H浓度发生变化，改变了溶液的酸碱性。盐类水解的规律一般可概括为：无弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。 2.了解盐类水解的影响因素，正确判断平衡的移动及水解的程度 因：盐类本身的性质是影响盐类水解的主要因素。 外因：(1)温度：水解是吸热反应，升高温度能促进水解 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，水解程度越大 (3)改变水解平衡中某种离子浓度时，水解平衡向减弱这种改变的方向移动 3.正确书写盐类水解的离子方程式 (1)盐类水解是中和反应的逆反应，一般水解程度很小，所以书写离子方程式一般用“”号，不用等号，也不用“fj”符号 (2)多元弱酸阴离子水解方程式要分步写，多元弱碱阳离子水解离子方程式常一步写 (3)双水解完全的反应，有的用“=”，而不用“”符号。如： 2AI 3++3S2_ +6HO=2AI(OH)3j +3H2ST 4.了解盐类水解程度大小的一般规律 (1)相同条件下，盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，其溶液碱性(或酸性)越强 (2)同一多元弱酸盐，物质的量浓度相等时，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大得多 (3)相同条件下，双水解程度比单水解大。如相同浓度的NHAc溶液和NHCI溶液，前者水解程 度大。 5.掌握盐类的水解和电离关系 (1)酸、碱对水的电离起抑制作用，而水解的盐对水电离起促进作用。 (2)酸式盐一般既存在水解，又存在电离。要能正确判断水解程度和电离程度的大小(如NaHPQ 和 Na2HP0等) 6.三个重要的守恒关系 ①电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷 总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。如Na t CO溶液 + 2— Na2CQ= 2 Na +CQ H 2O H + OH —— CO2——+HaOHC0+OH HCO 3——+HaO H2CQ+OH 故 c(Na +)+ c(H +)=C(HCO3「)+2C(CO32「)+C(OH「) ②物料守恒：如N Q CO溶液，虽CO2「水解生成HCOT,HCO进一步水解成 HCO,但溶液中n(Na): n(C) = 2:1 ，所以有如下关系 + ——2— c(Na ) = 2 { c( HCO3 )+c(CO3 )+c(H 2CO) } 物料守恒的实质也就是原子守恒 ③质子守恒：即水电离出的OH的量始终等 于水电离出的H+的量。如N@CO溶液，水电离出的 川一部分与CO2-结合成HCQ, —部分与CO2——结合成HCO, —部分剩余在溶液中，根据 c(H+)水=c(OH「)水，有如下关系 c(OH ——)=c(HCQ——)+ 2c(H 2CQ)+ c(H +) 若拿a式减去b式也能得到c式，在解题过程中，若守恒关系中同时出现分子和离子，且不是物料守 恒，可考虑是否为质子守恒。 7.类水解知识的应用 (1)判断盐溶液的酸碱性及其强弱 (2)比较溶液中离子的种类及其浓度的大小(几种守恒关系) ［典例解析］ 水解中和盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦 （一）盐的水解实质 H2O H+— 当盐AB A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从 与中和反应的关系： 盐+水酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应， 但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）水解规律 简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性中性酸性 取决于弱酸弱碱相对强弱 2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度， 呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化： pH值增大 H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— pH减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 （三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？ （五）盐类水解原理的应用 考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性 例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系. （1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时 [不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+] 实例：aCH3COONa. bNH4Cl a.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+] b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[OH—] 盐类的水解及应用 ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： ? 盐类的水解 【考纲要求】1.掌握盐类水解的原理。２.影响盐类水解程度的主要因素。 3.了解盐类水解的应用。 【自主学习】 一、盐类水解的原理 1.定义：在溶液中盐电离出来的离子跟_____＿＿__＿__＿_＿__结合生成________＿＿_＿的反应。 2.实质：盐类的水解破坏了__＿_____＿_―→水的电离程度_＿_＿_＿__―→c(H+)≠c（OＨ －)―→溶液呈碱性、酸性或中性。 练习1.能使H 2O十H2O H3O＋＋OH－电离平衡向正反应方向移动,且使所得溶液是酸性的措施是( ) Ａ．在水中加小苏打B．在水中加稀疏酸C．在水中加明矾固体D.在水中加NａHSO４固体3．特点(１) 可逆：水解反应是可逆反应. (2）吸热：水解反应是的逆反应. （3)水解程度很． 4．规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性；同强显中性。 盐的类型实例是否水解水解的离 子 溶液的酸碱性溶液的pH 强酸强碱盐NａＣl、ＫＮO3 强酸弱碱盐 NＨ4Cl、Cｕ(NO３)2 弱酸强碱盐CＨ3COＯＮa、Nａ２CO3 二、水解反应方程式的书写 1．书写形式 : 2．书写规律: (１)多元弱酸的正盐(如Na2S)：_＿__＿___＿__ ____ (主要),_＿_______ ＿＿＿___＿(次要）。 (2)多元弱碱的正盐(如AlＣl３)：_____＿________＿＿_________＿_____＿＿_＿__。 (３)相互促进的水解反应:(如Na2S与AｌCl３溶液混合）__＿_____＿_____＿____＿＿_。 盐类的水解及其应用学案 设计老师：化学备课组班级：姓名： . 一、盐的组成与盐溶液的酸碱性的关系 【实验引导】 1、通过实验得各种盐的水溶液pH值及酸碱性 由上述实验结果分析，盐的组成与盐溶液酸碱性的关系： 【自主探知】 （1）分析CH3COONa水溶液呈碱性的原因。 （2）分析一下NH4Cl为什么显酸性? （3）为什么NaCl溶液是中性的? 二、盐类水解规律 有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性,无弱呈中性。 注意：这只一般规律，也有例外的，如：。 【小结】：填写酸性、碱性、或中性： 强酸强碱形成的盐溶液显性； 强酸弱碱形成的盐溶液显性； 弱酸强碱形成的盐溶液显性。 三、建立盐类水解的概念： (1).定义： 在溶液中电离出来的离子跟所电离出来的H+或 OH-结合生成的反应，叫做盐类的水解。 (2).水解的特点： ①.可逆： ②.吸热：△H＞0 ③.一般很微弱,水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↓”、“↑”符号，生成物（如H2CO3、NH3?H2O等）也不写分解产物； ④.水解平衡（动态）——遵循勒夏特列原理 (3).水解的条件：。 (4).水解的实质：。 四、影响盐类水解的主要因素 (1).内部因素(主要因素): 盐的本性，，盐的水解程度越大。 (2).外因因素(次要因素) : ①.温度：因水解是_____热过程，所以温度越，水解程度越大。 ②.浓度：盐的浓度越，水解程度越大。 ③.外加酸碱性：。 五、水解离子方程式的书写 ①盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“≒” ②一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↓”、“↑”符号，生成物（如H2CO3、NH3?H2O等）也不写分解产物； ③多元弱酸盐分步水解，第一步为主，水解方程式一般只写第一步。 【探究练习】： （1）强碱弱酸盐： 发生水解的离子为，溶液显性。 如CH3COONa水解离子方程式为：； Na2CO3水解离子方程式：。 （2）强酸弱碱盐：发生水解的离子为，溶液显性。 如FeCl3水解离子方程式为：。 NH4Cl 水解化学方程式为：。 （3）弱酸弱碱盐：都弱都水解。水解程度增大，溶液可能显性，这取决于水解生成的弱酸、弱碱相对电离程度的大小，一般不做要求。 （4）强酸强碱正盐：不水解，溶液显性。如NaCl、Na2SO4等。 六、盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性： NaCl溶液： NaHSO3溶液： CH3COONa溶液： NaH2PO4溶液： NH4Cl溶液： Na2HPO4溶液： CH3COONH4溶液： NaHCO3溶液： 2.判断盐溶液蒸干的问题 盐溶液蒸干判定蒸干后剩余什么物质，应该考虑如下三个方面因数： ①.该盐是否能水解？ ②.该盐是否受热易分解？ ③.该盐是否具有还原性？ 能水解的盐: ——加热将促进盐的水解，如果盐的水解产物中，酸是易挥发性酸（HCl、HNO3、H2CO3等且碱是弱碱（难溶的金属氢氧化物及NH3.H2O），加热蒸干得不到原来的盐! 例如： MgCl2(aq): ； AlCl3(aq): ； Fe(NO3)3(aq): 。 该盐能受热易分解： Ca(HCO3)2：；NaHCO3：； KMnO4：；NH4Cl：。 盐类水解的规律 一、教材分析 “盐类水解”这一教学内容是苏教版《化学反应原理》（选修4）第三章第三节内容。本节内容包括盐类水解和盐类水解的应用两部分，第一部分为重点内容。教材在设计上先是 通过活动与探究实验让学生感受盐溶液的酸碱性，获取盐溶液有的是呈碱性、有的呈酸性而 有的呈中性的感性认知，并通过讨论活动从宏观上认识并概括出盐的组成与其溶液酸碱性之间的关系。同时，盐类水解的知识又与后续难溶电解质的溶解平衡紧密相连。从知识结构上讲，盐类水解平衡是继化学平衡、弱酸、弱碱平衡、水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，它们与将要学习的难溶电解质溶解平衡构成了中学化学的完整的平衡体系，通过学习盐类水解，有利于学生构建电解质溶液的平衡体系。 二、学情分析 在此之前，学生已经学习了化学平衡特征及移动原理，以及电解质在水溶液中的电离，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系。学生也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的实质。在此基础上再来探究盐类在溶液中的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念进行具体应用和再认识。 三、教学目标 1.理解盐类水解的实质 2.能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性 3.能正确书写盐类水解的离子方程式 4.通过实验探究，理论分析，由宏观现象分析微观本质，揭示原因, 提升逻辑思维能力 5.能在思考分析过程中倾听他人意见，相互启发，体会合作交流的重要与快乐 6.体验科学探究的乐趣，学会透过现象看本质 四、教学重点和难点 教学重点: 盐类水解的实质 教学难点: 盐类水解方程式的书写 五、教学过程 [引入] 问题情境 酸、碱溶解在水中形成的溶液分别显示什么性？为什么？ [ 过渡] 盐可以分为哪几种类型呢？ 1、盐的分类 酸+碱===盐+水（中和反应） 生成的盐：① 强酸强碱盐，NaCI、K2SQ ②强酸弱碱盐，FeCb、NH4CI 水解中和盐类的水解 １．复习重点 １.盐类的水解原理及其应用 ２．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 ２．难点聚焦 （一）盐的水解实质 H２O H＋+OH— A(OH)n 当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（Aｎ+）,即可与水电离出的H+或ＯH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离. 与中和反应的关系： 盐+水酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知,盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）水解规律 简述为:有弱才水解,无弱不水解 越弱越水解,弱弱都水解 谁强显谁性,等强显中性 具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性 ④弱酸碱盐不一定 如 NＨ４CN CH３CO2NH4ＮH4Ｆ 碱性中性酸性 取决于弱酸弱碱相对强弱 ２．酸式盐 ①若只有电离而无水解,则呈酸性(如NaHSO4） ②若既有电离又有水解,取决于两者相对大小 电离程度>水解程度,呈酸性 电离程度<水解程度，呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解: 如H3PO4及其三种阴离子随溶液pＨ变化可相互转化: ｐH值增大 H３PO4Ｈ２ＰO4—HＰO42— PO43— pH减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHＣO３、ＮaHS、Ｎａ2ＨPＯ４、NaＨS. 酸性（很特殊,电离大于水解）:NaＨＳO３、ＮaH２PＯ4、ＮａHSO4 (三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 (１）温度不变，浓度越小,水解程度越大. (2)浓度不变，湿度越高,水解程度越大. (3)改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 (四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HＡH++A——ＱA—+H2O HA+OＨ——Q 温度(T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离,α↑促进水解,h↑ 增大[OH—]促进电离,α↑抑制水解,ｈ↑ 增大[A—] 抑制电离,α↑水解程度,h↑ 注：α—电离程度h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CＨ3ＣＯOH和CH3ＣＯＯNO２的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度和ＣH3ＣOO—水解程度各有何影响? (五)盐类水解原理的应用 考点1．判断或解释盐溶液的酸碱性 例如：①正盐KX、KY、KＺ的溶液物质的量浓度相同，其ｐH值分别为7、8、9，则HX、 盐类水解的应用 1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑盐的水解。 例1：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，PH值由大到小的顺序为： （NaOH—NaClO—Na2CO3—NaHCO3—NaAc—Na2SO4—(NH4)2SO4—NaHSO4） 例2、相同条件下测得①NaHCO3②CH3COONa③NaClO三种稀溶液的PH值相同,则它们的摩尔浓度由大到小的关系是（） C A.①②③ B.③①② C.②①③ D.③②① 2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有易水解的离子，需考虑盐的水解。例3：25℃时，在浓度均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO 3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中[NH4+]分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（）B A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b 3、双水解的应用—泡沫灭火器的原理思考1：泡沫灭火器内玻璃桶内盛硫酸铝溶液、铁桶内盛碳酸氢钠溶液，说明反应原理。 双水解反应：两种盐单独水解时，一个显较强的酸性，一个显较强的碱性，但毕竟水解程度都很小，不能进行到底；若混合时，则因彼此互相促进而进行到底。常见能发生双水解的有：Al3+，Fe3+，AlO2-HCO3-，S2-，ClO-等。 4、判断溶液中离子能否大量共存。 当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发出双水解，则不能在溶液中大量共存。 思考2：用盐类水解的知识解释Al3+和AlO2-在溶液中为什么不能共存。 、用盐溶液来代替酸碱例如：“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。思考3：金属镁与水反应比较困难，若加一些NH4Cl马上产生大量气体？为什么？写出相应的方程式。6、在实际生产和生活中的运用。（1）配制溶液：容易水解的盐溶液配制时要抑制水解以防止浑浊。 思考4：①为什么配制AlCl3溶液时要加入适量的盐酸？ ②配制Al2(SO4)3怎么做，配制Na2SiO3溶液时呢？ （2）蒸发结晶：若希望通过蒸发结晶来得到溶质晶体，则要考虑水解因素。 思考5：将AlCl3溶液加热蒸发，最终析出的固体是什么？为什么？那么如何使AlCl3析出？如果是蒸发Al2(SO4)3和Na2CO3溶液有什么不同？ （3）选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备Al2S3时，因无法在溶液中制取，会完全水解，只能由干法直接反应制取。 （4）试剂瓶的选用： 说明盛放Na2S Na2CO3的试剂瓶不能用玻璃塞的原因，NaF溶液能否用玻璃瓶？例4：实验室有下列试剂：①NaOH溶液②水玻璃③Na2S溶液④Na2CO3溶液⑤NH4Cl溶液⑥澄清石灰水⑦浓硫酸，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是 B A．①⑥ B。①②③④⑥ C。①②③⑥ D。①②③④ （5）除杂：例5：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（）AD A．氧化镁 B.氢氧化钠 C.碳酸钠 D. 碳酸镁（6）化肥的使用—— 精心整理 盐类水解应用总结 盐类水解是中学化学教学中的重点和难点,也是历年来高考考查的热点之一。但是同学们在实际应用中却往往不知何时考虑有关盐类的水解。现将常见的盐类水解的应用作如下归纳。 1、判断盐溶液的酸碱性时应考虑盐类水解，强酸弱碱盐溶液水解显酸性，强碱弱酸盐水解显碱性。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性要分析二者的水解程度，溶液可能显酸性碱性或者是中性。 例如：下列盐溶液因水解而显酸性的是(???)。 ?A.Na 2S?????B.NaHCO 3 ????C.Na 2 HPO 4 ?????D.NH 4 Cl 2 根（如 离出的 AlO 2 3 NaX、 HX、HY、 4、 为3：1 例如： 序为 （2002刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是 A．c（A－）＝c（K＋）B．c（H＋）＝c（OH－）＜c（K＋）＜c（A－） C．V总≥20mLD．V总≤20mL 正确答案AD 5、比较溶液中离子种类多少时应考虑盐类水解：如Na 2S、Na 2 CO 3 、Na 3 PO 4 的溶液中哪种溶液中含阴 离子种类最多？因为三种酸根均要水解，且Na 3PO 4 的溶液中含有的阴离子种类最多。 例如：下列物质的溶液中所含离子种类最多的是(????)。 ?A.Na 2S?????B.Na 3 PO 4 ????C.Na 2 CO 3 ???????D.AlCl 3 正确答案：B 6、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的配制时应考虑盐类水解：如实验室配置FeCl 3溶液，由于FeCl 3溶于水要发生水解反应：Fe 3++3H 2O Fe(OH)3+3H +，因此为了抑制其水解保持溶液澄清，应将盐先溶 解于稀盐酸中，再加水稀释。同样的方法可配置CuSO 4溶液等。 例如：实验室在配制Na 2S 溶液时,为了防止发生水解反应加入少量的NaOH ；在配制FeCl 3溶液时，应加入少量盐酸。 7、中和滴定指示剂的选择时应考虑盐类水解：若用强碱滴定弱酸，反应达到终点后，因生成强碱弱酸盐溶液显碱性，所以选择在碱性范围内变色的指示剂----酚酞。若用强酸滴定弱碱，反应达到终点后，溶液显酸性，故要选择在酸性范围内变色的指示剂----甲基橙。 ?8NH 4Cl NH 4+4+水解， 92↑；2O HAc+NH 3例水解反应:?Al 3+10114)2、CuSO 4]的该水解产物的热稳定性。加热蒸干FeSO 4溶液时，溶液中的Fe 被氧化生成Fe ，而Fe 水解生成Fe(OH)3，等物质的量的Fe(OH)3 不能被硫酸中和，故最后的产物为Fe 2(SO 4)3和Fe 2O 3的混合物。 12、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的保存时应考虑盐类水解：如碳酸钠溶液在储存时不能使用玻璃瓶塞。 例如：Na 2CO 3溶液不应贮存在玻璃塞试剂瓶中，这是由于Na 2CO 3水解生成，使玻璃塞胶结。FeCl 3 溶液放置久了会产生浑浊现象，这是由于FeCl 3水解生成了Fe(OH)3的缘故。 13、热纯碱的去污原理时应考虑盐类水解：加热可以使CO 32-水解程度增大，因而使溶液碱性增强，去污能力增强。 第25讲盐类的水解 基础考点梳理 最新考纲 1.理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。 2．了解盐溶液的酸碱性，会比较盐溶液中离子浓度的大小。 自主复习 一、盐类水解的定义和实质 1．盐类水解的定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2．盐类水解的实质 盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成难电离的物质，使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。 3．盐类水解反应离子方程式的书写 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”或“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。 4．盐类的水解与溶液的酸碱性 ①NaCl②NH4Cl③Na2CO3④CH3COONa⑤AlCl3 五种溶液中呈酸性的有：②⑤。 呈碱性的有：③④。 呈中性的有：①。 二、盐类水解的影响因素及应用 1．内因：盐本身的性质 (1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。 (2)弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。 2．外因 (1)温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。 (2)浓度 ①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。 ②增大c(H＋)，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c(OH －)，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。 3．盐类水解的应用(写离子方程式) (1)明矾净水：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。 盐类水解应用总结 盐类水解是中学化学教学中的重点和难点,也是历年来高考考查的热点之一。但是同学们在实际应用中却往往不知何时考虑有关盐类的水解。现将常见的盐类水解的应用作如下归纳。 1、判断盐溶液的酸碱性时应考虑盐类水解，强酸弱碱盐溶液水解显酸性，强碱弱酸盐水解显碱性。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性要分析二者的水解程度，溶液可能显酸性碱性或者是中性。 例如：下列盐溶液因水解而显酸性的是( )。 A.Na2S B.NaHCO3 C.Na2HPO4 D.NH4Cl 正确答案：D 2、判断离子共存问题时应考虑盐类水解：弱碱的阳离子（如Al3+、Cu2+、Fe3+、NH4+等）与弱酸的酸根（如HCO3-、CO32-、AlO2-、F-等）在溶液中不能同时大量共存。因为两种离子都水解，分别和水电离出的H+、OH—结合互相促进水解，使两种离子数目减少。 例如：Al3+不能与AlO2-,HCO3-,CO32-等大量共存于同一溶液，这是因为Al3+水解显酸性，而AlO2-,HCO3-,CO32-水解显碱性，相遇会发生双水解反应。 3、根据盐溶液的PH判断相应酸的相对强弱时应考虑盐类水解：如物质的量浓度相同的三种钠盐NaX、NaY、NaZ的PH依次为7、8、9，则相应的酸HX、HY、HZ的相对强弱为HX＞HY ＞HZ（酸越弱，其强碱盐就越易水解，故溶液的碱性就越强）。 例如：．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ溶液，其pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的是（）。 A．HZ、HY、HX B．HX、HZ、HY C．HX、HY、HZ D．HY、HZ、HX 正确答案：C 4、比较溶液中离子浓度的相对大小时应考虑盐类水解：如Na3PO4晶体中Na+和PO43-的物质的量之比为3：1，在其溶液中PO43-水解，则[Na+]：[PO43-]＞3：1。 例如： 20 mL 1mol/L的HAc与40 mL 0.5mol/L的NaOH混合后，所得溶液中离子浓度由大到小的顺序为( ） 正确答案：[Na+]>[Ac-]>[OH-]>[H+]。 （2002上海）在常温下10mL pH＝10的KOH溶液中，加入pH＝4的一元酸HA溶液至pH 刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是 A．c（A－）＝c（K＋）B．c（H＋）＝c（OH－）＜c（K＋）＜c（A－）C．V总≥20mL D．V总≤20mL 正确答案AD 盐类的水解知识点总结 水中盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦 （一）盐的水解实质 H 2 O H++OH— n—+ A n+ HB（n—1）—A(OH) n 当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离. 与中和反应的关系： 盐+水酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小 比例。 （二）水解规律 简述为：有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解 谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性 ④弱酸碱盐不一定 如NH 4CN CH 3 CO 2 NH 4 NH 4 F 碱性中性酸性 取决于弱酸弱碱相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如 NaHSO 4 ） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大 小 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H 3PO 4 及其三种阴离子随溶液pH变化可相互 转化： pH值增大 H 3PO 4 H 2 PO 4 — HPO 4 2— PO 4 3—pH减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO 3、NaHS、Na 2 HPO 4 、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO 3 、 NaH 2PO 4 、NaHSO 4 （三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. 盐类水解的应用 一、在生活中的应用 1、去污：纯碱具有去污作用，加热后，去污能力增强，原因是碳酸钠溶液水解显碱性，且温度升高水解程度增大，碱性增强，油脂在碱性条件下水解为溶于水的高级脂肪酸盐和甘油。 2、泡沫灭火器原理：成分为NaHCO 3与Al 2(SO 4)3，发生反应的方程式为： 3、明矾净水原理：明矾溶于水电离出的Al 3+水解 （写水解方程式），生成的Al(OH)3具有吸附性，可吸附水中杂质，达到净水的效果。 4、化肥的使用：铵态氮肥与草木灰（主要成分为K 2CO 3）不得混用，原因：CO 32-与NH 4+发生双水解 （写方程式），NH3挥发到空气中，氮元素损失，铵态氮肥肥效降低。 5、除锈剂：NH 4Cl 与ZnCl 2溶液可作焊接时的除锈剂，原因：NH 4Cl 与ZnCl 2溶液因NH 4+和Zn 2+水解而显酸性，铁锈（Fe 2O 3）会溶于该酸性溶液。 二、在实验中的应用 1、配制或贮存易水解的盐溶液：加入相应的酸或碱抑制其水解 eg ：（1）配制CuSO 4溶液时，加入少量 ，防止Cu 2＋水解； （2）贮存Na 2CO 3溶液、Na 2SiO 3溶液的试剂瓶要用 塞而不用磨口玻璃塞原因： （3）如何配制FeCl 3溶液？ （4）保存FeCl 2溶液时，需要加入铁粉，目的是 2、Fe(OH)3胶体的制备方法为： 方程式为： 3、盐溶液蒸干所得产物的判断 （1）蒸干后得原物质：强碱盐、弱碱的难挥发性酸盐 eg ：Na 2CO 3 (aq)――→蒸干（ ） KAl(SO 4)2 (aq)――→蒸干（ ） （2）蒸干后得水解产物：弱碱的易挥发性酸盐，再灼烧得氧化物 eg ：AlCl 3(aq)――→蒸干 （ ）――→灼烧（ ）。 FeCl 3(aq)――→蒸干 （ ）――→灼烧（ ）。 （3）蒸干或灼烧后得分解产物：受热易分解的物质 eg ： Ca(HCO 3)2―→CaCO 3(CaO)； NaHCO 3―→Na 2CO 3； KMnO 4―→K 2MnO 4＋MnO 2； NH 4Cl ―→NH 3↑＋HCl ↑。 （4）蒸干时得氧化产物：还原性盐在蒸干时会被O 2氧化 eg ：Na 2SO 3(aq)――→蒸干（ ） FeCl 2(aq)――→蒸干 （ ） 三、在化工生产中的应用 1、除杂 盐类水解的应用 1．用0.10 mol·L －1 的盐酸滴定0.10 mol·L －1 的氨水，滴定过程中不．可能出现的结果是A ．c (NH ＋ 4)>c (Cl － )，c (OH － )>c (H ＋ ) B ．c (NH ＋ 4)＝c (Cl － )，c (OH － )＝c (H ＋ ) C ．c (Cl － )>c (NH ＋ 4)，c (OH － )>c (H ＋ ) D ．c (Cl － )>c (NH ＋ 4)，c (H ＋ )>c (OH － ) 2． HA 为酸性略强于醋酸的一元弱酸。在0.1 mol·L － 1 NaA 溶液中，离子浓度关系正确的是 A ．c (Na ＋ )>c (A － )>c (H ＋ )>c (OH － ) B ．c (Na ＋)>c (OH －)>c (A －)>c (H ＋ ) C ．c (Na ＋ )＋c (OH － )＝c (A － )＋c (H ＋ ) D ．c (Na ＋ )＋c (H ＋ )＝c (A － )＋c (OH － ) 3．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1 mol/L 的NaA 和NaB 混合溶液中，下列排序正确的是 A ．c (OH － )>c (HA)>c (HB)>c (H ＋ ) B ．c (OH －)>c (A －)>c (B －)>c (H ＋ ) C ．c (OH － )>c (B － )>c (A － )>c (H ＋ ) D ．c (OH － )>c (HB)>c (HA)>c (H ＋ ) 4．浓度均为0.1 mol/L 的三种溶液：①氨水 ②盐酸 ③氯化铵溶液，下列说法不．正确的是 A ．c (NH ＋ 4)：③>① B ．水电离出的c (H ＋ )：②>① C ．①和②等体积混合后的溶液：c (H ＋ )＝c (OH － )＋c (NH 3·H 2O) D ．①和③等体积混合后的溶液：c (NH ＋ 4)>c (Cl － )>c (OH － )>c (H ＋ ) 5．一定条件下，Na 2CO 3溶液存在水解平衡：CO 2－ 3＋H 2O HCO －3＋OH － 。说法正确的是 A ．稀释溶液，水解平衡常数增大 B ．通入CO 2，平衡朝正反应方向移动 C ．升高温度，c HCO － 3c CO 2－ 3 减小 D ．加入NaOH 固体，溶液pH 减小 6．下列浓度关系正确的是 A ．氯水中：c (Cl 2)＝2[c (ClO － )＋c (Cl － )＋c (HClO)] B ．氯水中：c (Cl － )>c (H ＋ )>c (OH － )>c (ClO － ) C ．等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c (Na ＋ )＝c (CH 3COO － ) D ．Na 2CO 3溶液中：c (Na ＋ )>c (CO 2－ 3)>c (OH － )>c (HCO － 3)>c (H ＋ ) 7． t ℃时，某浓度氯化铵溶液的pH ＝4，下列说法中一定正确的是 A ．由水电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度之比为106∶1 B ．溶液中c (H ＋ )·c (OH － )＝1×10 －14 C ．溶液中c (Cl －)>c (NH ＋4)>c (H ＋)>c (OH － ) D ．溶液中c (NH 3·H 2O)＋c (NH ＋ 4)＝c (Cl － )＋c (OH － ) 8．有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol·L －1 的2种溶液混合而成：①CH 3COONa 与HCl ； ②CH 3COONa 与NaOH ；③CH 3COONa 与NaCl ；④CH 3COONa 与NaHCO 3。下列各项排序正确的是A ．pH ：②>③>④>① B ．c (CH 3COO － )：②>④>③>① C ．溶液中c (H ＋ )：①>③>②>④ D ．c (CH 3COOH)：①>④>③>②盐类的水解和应用
盐类的水解知识点总结
盐类的水解及应用
盐类的水解及其应用学案
《盐类的水解》教案
盐类的水解知识点总结
盐类水解的应用
盐类水解应用总结
高考专题盐类的水解知识点和经典习题
盐类水解应用总结
盐类的水解知识点总结
盐类的水解的应用
盐类的水解应用
相关主题
文本预览