1、考点22 盐的水解考点聚焦1认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不作要求。2运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影响盐类水解程度的主要因素。3能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性。4会书写盐类水解的离子方程式。5能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。知识梳理一、 盐类的水解 概念： 。实质： 。来源:学科网ZXXK盐类水解的规律 。如果要判断盐类是否发生水解反应或水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。在通常情况下，盐类水解的程度是很小的，并且反应前后均有弱电解质存在，因而盐的水解反应是可逆的。有弱才水解，谁弱谁水解
2、，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液的碱性（或酸性）越强。多元弱酸根离子，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大很多。影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质。温度：盐类水解是吸热，升温，水解程度增大。浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程，因而加水稀释，平衡向右移动，水解程度加大，而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小。加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱，肯定促进盐的水解，加入酸，抑制盐的水解；水解显碱性的同理。总之水解平衡遵从化学平衡移动原理。二、水解的表示来源:学|科|网Z|X|X|K多元弱酸根离子水解，以
3、第一步为主；多元弱碱阳离子可书写一步总反应方程式；水解程度一般很小，故方程式用“”符号，且产生的物质的浓度太小，一般不用“”、“”表示；双水解比单水解程度大，有些可以进行到底。三、盐类水解的类型强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解弱酸弱碱盐的水解程度很大，溶液的酸碱性决定与酸碱性的相对强弱 .酸强于碱显酸性，如(NH4)2SO3.碱强于酸显碱性，如NH4CN.酸碱强弱相当的呈中性，如CH3COONH4强酸强碱盐，不水解，呈中性弱酸的酸式盐水解，酸取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小如电离程度大于水解程度，以电离为主，溶液呈酸性，如Na
4、HSO3、NaH2PO4如水解程度大于电离程度，以水解为主，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS完全双水解的盐，如Al3+与HCO3-、CO32-、S2-、AlO2-等发生双水解进行到底。四、溶液中离子浓度大小的比较多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，c (H+)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3的溶液中，c (Na+)c(CO32-)c(OH-)c(HCO3-)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a、NH4Cl b、C
5、H3COONH4 c、NH4HSO4。c(NH4+)由大到小的顺序是 cab。 混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。分别以H2S、NaHS、Na2S为例：离子浓度的大小比较：H2S 、NaHS 、Na2S 。五、电解质溶液中的守恒规律电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等，即溶液不显电性。如磷酸溶液中，c (H+)= c (OH-)+ c(H2PO4-)+2 c(HPO42-)+3 c(PO43-)物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如0.1mol/L的NaHS溶液，0.1= c (H
6、S-)+ c (S2-)+ c (H2S)或c (Na+)= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)原理守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)，据此可以得出下列关系如在K2CO3溶液中：c (OH-)= c (H+)+ c (HCO3-)+2(H2CO3)（也称质子守恒）例题：分别以H2SNaHSNa2S为例离子浓度的守恒关系:物料守恒 、 电荷守恒： ；来源:学科网质子守恒： 。六、盐类水解的应用.判断溶液的酸碱性： ；.判断不同弱电解质的相对强弱： ；.比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度： 、不同溶液中相同离子浓度： 。.解释某些化学现象及在生产生活中的应用
7、： 。 。七、离子共存问题的分析不能与H+共存的离子有 、不能与OH-共存的离子有 、不能与HCO3-共存的离子有 、不能与Al3+共存的离子有 、不能与AlO2-共存的离子有 、不能与Fe3+共存的离子有 、不能与Fe2+共存的离子有 、不能与ClO-共存的离子有 、试题枚举例1 （2006江苏，13）下列叙述正确的是来源:学科网ZXXKA0.1molL1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)B10 mL 0.02molL1HCl溶液与10 mL 0.02molL1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12C在0.1molL1CH3COONa溶液中，c(OH
8、-)=c(CH3COOH)c(H+)D0.1molL1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)c(HA-)c(H2A)解析：NH3H2O是弱电解质，它本身电离所产生的两种离子浓度相等，得氨水中的部分OH-来自于H2O的电离，所以c(OH-)c(NH4+)，A错；B项中酸碱中和反应后，来源:学+科+网pH=-lgC(H+)=-lg（10-14/10-12）=12，B正确；根据盐的消解规律，可以判断C正确；D项中因钠元素的离子与A原子的物质的量之比为11，对应关系应该为c(Na+)=c(A2-)c(HA-)c(H2A)，D错。答案：BC例2 （2006四川，12）25时，将稀氨
9、水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的PH7时，下列关系正确的是Ac(NH4+)=c(SO42) Bc(NH4+)c(SO42)Cc(NH4+)c(SO42) Dc(OH)+c(SO42)=c(H+)+c(NH4+)解析： 氨水与稀硫酸反应，至溶液呈中性，即c（H+）=c（OH-）；根据电荷守恒有：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO42-),则D错;将前两个等式融合得, c(NH4+)=2c(SO42-),则A错,B对,C错。答案： B例3 已知0.1 molL1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法正确的是（ ）A在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B在溶质物质的量相
10、等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C在NaHA溶液中一定有：c（Na+）+c（H+）=c（HA）+c（OH）+2c（A2）D在Na2A溶液中一定有：c（Na+）c（A2）c（H+）c（OH）解析：0.1 molL1的强酸pH1.0，0.1 molL1的H2A溶液pH4.0，说明它是一种弱酸。Na2A发生水解A2+H2OHA+OH和HA+H2OH2A+OH，溶液中存在HA、A2、H+、OH；NaHA发生水解HA+H2OH2A+OH和电离HAH+A2，溶液中存在HA、A2、H+、OH，所以两溶液中离子种类相同，A不正确。物质的量相等的Na2A和NaHA因为存在上述水解、电离等过程，阴离
11、子数量发生变化，所以阴离子总量不相等，B不正确。由电荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（HA）+c（OH）+2c（A2），C正确。Na2A溶液显碱性，c（OH）c（H+），D不正确。答案： C例4 化合物SOCl2是一种液态化合物，沸点77 。在盛有10 mL水的锥形瓶中，小心地滴加810滴SOCl2，可观察到剧烈反应，液面上有白雾形成，并有带刺激性气味的气体逸出。该气体可使滴有品红试液的滤纸褪色。轻轻振荡锥形瓶，等白雾消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于HNO3的白色凝乳状沉淀析出。（1）根据上述实验，写出SOCl2和水反应的化学方程式：_。（2）AlCl3溶液蒸干灼烧得不到无水
12、AlCl3，而用SOCl2与AlCl36H2O混合共热，可得到无水AlCl3，原因是_。解析：水解的本质是化合物中带正电的基团结合水中电离产生的OH，而带负电部分结合水中电离产生的H+。据题给信息分析，产生的刺激性气体应是SO2，它是由SO2+结合OH转化成H2SO3，而另一带负电的Cl结合水电离的H+生成HCl，与AgNO3反应生成白色的AgCl沉淀。答案： （1）SOCl2+H2O=SO2+2HCl （2）因为蒸干AlCl3溶液时，由于AlCl3水解生成的HCl易挥发，而得到Al（OH）3，但当与SOCl2混合共热时，由于SOCl2极易吸水，防止了AlCl3的水解，有关的化学方程式为6SO
13、Cl2+AlCl36H2O=6SO2+AlCl3+12HCl例5用酚酞、石蕊、0.1mol/L氨水、氯化铵晶体、0.1mol/L盐酸、熟石灰和蒸馏水，若仅用上述试剂怎样用简单实验方法证明氨水是弱碱？并指出是通过什么途径证明氨水是弱碱的？解析：证明氨水是弱碱，可通过两条途径：一是证明氨水中存在电离平衡，如方案（1）。另一是证明NH4+作为弱碱阳离子能破坏水的电离平衡发生水解反应，如方案（2）、（3）。答案： 方案（1）取少量氨水，滴加酚酞，溶液呈红色，然后向其中加人少量CH3COONH4晶体，振荡，可看到红色变浅，说明氨水中存在电离平衡，氨水为弱碱。 方案（2）取少量NH4Cl晶体溶于水，滴加石
14、蕊试液，溶液显红色，说明NH4+水解生成了NH3H2O和HCl，从而破坏了水的电离平衡，亦说明氨水是弱碱。 方案（3）将 0.1mol/L NH3 H2O与0.1mol/L盐酸等体积混合，再滴加石蕊试剂，溶液显红色，说明NH4+水解破坏了水的电离平衡，从而说明氨水是弱碱。变式解释说明化学事实：向盛有少量Mg（OH）2 悬浊液培养皿中加入适量的饱和氯化铵溶液。现象 讨论解释其原因：同学甲：实验中存在Mg（OH）2的溶解、结晶平衡： Mg（OH）2（固） Mg2+2OH-。当加入NH4Cl时，由于NH4+水解，NH4+H2ONH3H2O+H+，使溶液呈酸性。H+OH-=H2O，从而使溶液中OH-减
15、小，促进Mg（OH）2溶解，使溶液澄清。同学乙：实验中加入NH4Cl后，溶液中NH4+可与OH-结合从而使Mg（OH）2的溶解平衡右移使溶液澄清。甲、乙同学的两种解释谁的更有道理？ 通过实验来进一步验证： 。为什么乙更合理？答案： Mg（OH）2溶解，使溶液澄清；乙同学的解释合理；向盛有少量Mg（OH）2悬浊液的培养皿中加入CH3COONH4 固体，观察悬浊液是否变澄清。CH3COONH4属弱酸弱碱盐，虽强烈水解但溶液呈中性。同时，CH3COONH4溶液中也有大量NH4+，若Mg（OH）2没有溶解，说明甲同学的解释正确。若Mg（OH）2溶解，则说明乙同学的解释正确；因为Mg（OH）2比 NH3 H2O的碱性强。