高三化学一轮复习盐类的水解

2.外因 (1)温度、浓度。
条件 升高温度 反应 物浓 度
移动方向
右移 右移 右移
水解程度
增大
水解产生的 离子浓度
增大 增大
增大
减小
减小
增大
减小
(2)外加物质。 外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。 ①外加酸碱 水解程度的影响 外加物质 弱酸根离子 增大
弱碱阳离子
减小
酸 碱
减小
增大
②加能水解的盐
H++OH-④，［Na+］最大，
［ HCO3 ］是水解和电离剩余的，故它大于其余离子的浓度； 2 如果只考虑②，则［H+］=［ CO3 ］，但［H+］还来源于④，
2 ］；溶液显碱性，则［OH-］>［H+］，也说 故［H+］>［ CO3 明 HCO3 的水解的程度大于其电离程度，故［H2CO3］> 2 ［CO3 ］，由此可知溶液中的离子浓度大小关系为：［Na+］> 2 ［HCO3 ］>［OH-］>［H+］>［ CO3 ］。再如比较等浓度的 NH3·H2O和NH4Cl中的［NH ］， NH ·H O 中的［ ］来源于 NH 3 2 4 4
C.V［CH3COOH(aq)］=10 mL时，［K+］=［CH3COO-］＞
［OH-］=［H+］ D.V［CH3COOH(aq)］=20 mL时，［CH3COO-］＞［K+］＞ ［H+］＞［OH-］
【解题指南】解答本题时应注意以下两点：
(1)pH>7时，可能二者恰好完全反应，也可能 KOH过量；pH<7 时，CH3COOH一定过量。 (2)等浓度的一元弱酸和对应盐混合时，一般电离过程大于水 解过程。 【解析】选D。A项，当pH>7时，应有［H+］<［OH-］，A错 误；B项，当pH<7时，［H+］>［OH-］，根据电荷守恒 ［CH3COO-］+［OH-］=［K+］+［H+］可知，［K+］＜
指定浓度；配制CuSO4溶液时，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2+
(2)物料守恒。 在电解质溶液中，某些微粒可能发生变化，但变化前后某种
元素的原子个数守恒。
如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中：
2 ［Na+］=［ HCO3 ］＋［ CO3 ］＋［H2CO3］=0.1 mol·L-1
3.一种思想——“追根寻源”
在比较离子浓度大小时，关键是分析溶液中的离子是来自于
(3)一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水
解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的混合溶
液呈碱性，水解程度大于电离程度。
盐类水解的应用
1.判断溶液的酸碱性：
Na2CO3溶液呈碱性的原因是：
2 CO3 H 2O HCO3 OH
2.配制或贮存易水解的盐溶液： 如配制FeCl3溶液时，先将它溶解在较浓的盐酸中，再加水至
2.明矾净水的离子方程式：
Al 3H 2O Al OH 3 胶体 3H 。 ______________________________
3
3.制备Fe(OH)3胶体的离子方程式： Fe3++3H2O ==== Fe(OH)3(胶体)+3H+ 。 ______________________________ 4.不能在溶液中制取Al2S3的原因的离子方程式： 2Al3++3S2-+6H2O====2Al(OH)3↓+3H2S↑。 __________________________________
【典例1】(2011·天津高考改编)25 ℃时，向10 mL 0.01 mol/L KOH溶液中滴加0.01 mol/L CH3COOH溶液，混合
溶液中粒子浓度关系正确的是(
)
A.pH＞7时，［CH3COO-］＞［K+］＞［H+］＞［OH-］ B.pH＜7时，［K+］＞［CH3COO-］＞［H+］＞［OH-］
［CH3COO-］，故此时离＞［H+］＞［OH-］，B错误；C项，V［CH3COOH(aq)］ =10 mL时,恰好得到CH3COOK溶液，此时溶液呈碱性，离子浓 度关系式为［K+］＞［CH3COO-］＞［OH-］＞［H+］，C错误； D项，V［CH3COOH(aq)］=20 mL时,经中和反应后，得到的混 合液是等浓度的CH3COOK和CH3COOH的混合溶液，此时CH3COOH
(2)多元弱酸的正盐溶液。 多元弱酸的弱酸根离子的分步水解，水解程度逐级减弱，如 在Na2CO3溶液中：
2 ［Na+］>［ CO3 ］>［OH-］>［ HCO3 ］
(3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较。 要看溶液中其他离子对该离子的影响。如在相同物质的量浓 度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4； ③NH4HSO4，［ NH ］由大到小的顺序为：③>①>②。 4
△
1.pH相同的盐酸和氯化铵溶液中由水电离出的c(H+)相同。 (× ) 【分析】不相同。盐酸溶液中水的电离被抑制，氯化铵溶液 中水的电离被促进。
2.酸式盐溶液一定呈酸性。( × )
【分析】不一定。酸式盐溶液有的呈酸性，如 NaHSO4溶液； 有的酸式盐溶液呈碱性，如NaHCO3溶液。
3.某盐的溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。( × )
3
(4)若阴、阳离子水解相互促进，由于水解程度较大，书写时
要用“====”、“↑”、“↓”等，如:NaHCO3与AlCl3混合溶
Al 3HCO3 Al OH 3 3CO 2 。 液的反应离子方程式：_______________________________
3
的电离程度大于CH3COO-离子的水解程度，溶液呈酸性，故D正
确。
【技巧点拨】粒子浓度关系的判断技巧 (1)判断溶液中粒子浓度之间的等式关系，主要根据“三大守 恒”，即电荷守恒、物料守恒和质子守恒去分析。大小比较 要依据有关变化及其程度来分析。 (2)对于混合溶液中微粒浓度的比较，要先考虑是否反应，再 判断反应后酸或碱是否过量，若过量，则须同时考虑电离与 水解两个方面。
否 ___ 是 ___
子
酸碱性
中性 _____
溶液的pH pH=7 _____
强酸弱
碱盐 弱酸 强碱盐
NH4Cl、
Cu(NO3)2 CH3COONa、 Na2CO3
NH4、 ______ Cu2+ _______
-、 CH COO 3 ________

酸性 _____ 碱性 _____
pH<7 _____
子(H+)总数等于粒子接受的氢离子(H+)总数加游离的氢离子
(H+)数。如Na2S水溶液中的质子转移如下：
由上表可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示为［H3O+］+ 2［H2S］+［HS-］=［OH-］或［H+］+2［H2S］+［HS-］= ［OH-］。 质子守恒式也可以从电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
电离，很小；而NH4Cl中的［ NH ］是盐完全电离后水解剩余 4
的，故NH4Cl中的［ NH ］远大于 NH ·H O 中的［ ］。 NH 3 2 4 4
4.四种主要类型 (1)多元弱酸溶液。 多元弱酸分步电离，逐级减弱，如H3PO4溶液中：
3 ］> ［ ［H+］>［H2 PO4 ］ > ［ ］ HPO2 PO 4 4
2］的系数“2”不可 加，注意离子所带电荷的多少，如2［ CO3
漏掉。 (2)等式考虑守恒原理，不等式考虑平衡原理。 在微粒浓度大小比较中，等式一般与电荷守恒、物料守恒相 联系，如果给定的等式不是两个守恒式，可以把两个守恒式
变化形式后相互作差，加以推导即可。
【拓展延伸】 质子守恒规律：质子守恒是指电解质溶液中水电离出的氢离
相同
取决于两种
相互抑制 如NH4Cl、FeCl3) _________( 相互促进 如Al2(SO4)3、NaHCO3) _________(
盐的水解形式
相反
三、盐类水解的应用 升温可促进碳酸钠水解， 1.用热的纯碱溶液洗油污的原因：______________________ 使溶液中［OH-］增大 。 ____________________
【分析】不一定。有些酸式盐溶液呈酸性，是因为电离产生
了氢离子，并未发生水解，如NaHSO4溶液。 4.某盐溶液呈中性，该盐一定为强酸强碱盐。( × ) 【分析】不一定。如弱酸弱碱盐CH3COONH4，因CH3COO-和 NH 4 的水解程度相同，溶液呈中性。
5.降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向
第3节 盐类的水解
…………三年16考 1.了解盐类水解的原理。 2.了解影响盐类水解的主要因素。 3.了解盐类水解的应用。
高考指数:★★★★
一、盐类水解的原理
1.一个实质——生成弱电解质 盐电离→
水
H+ 弱酸的阴离子→结合__ OH弱碱的阳离子→结合___ →生成弱电解质
水的电离平衡 增大 →破坏了_____________→水的电离程度_____→
二、影响盐类水解的主要因素 可概括为：越弱越水解、越热越水解、越稀越水解。
1.内因——决定因素
越弱 就越易发生水 形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱_____ 解。 如：酸性：CH3COOH＞H2CO3 决定 相同浓度的Na2CO3、
pH( Na2CO3)＞pH(CH3COONa) 。 CH3COONa溶液的pH大小关系为_________________________