高三化学一轮复习 盐类水解学案-人教版高三全册化学学案VIP免费

盐类的水解【复习目标】1．理解盐类水解的原理，会正确书写盐类水解的离子方程式。2.掌握盐类水解的规律及影响盐类水解的因素。3．熟悉盐类水解在生产生活中的应用。【知识建构】一、影响盐类水解的因素1．影响盐类水解内因：。如：强碱弱酸盐MA，HA的酸性越弱，HA越电离，则MA的水解程度就。2．影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度（水解热量）。②浓度：浓度越小，水解程度（越稀越水解）。③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+阴离子水解而阳离子水解；OH－阳离子水解而阴离子水解）。例1．Na2CO3溶液呈碱性原因用离子方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH二、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4－②电离程度＞水解程度，显性（如：HSO3－、H2PO4－）③水解程度＞电离程度，显性（如：HCO3－、HS－、HPO42－）例2．写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式，并比较溶液中H3PO4、HPO42－与H2PO4－的浓度大小关系。三、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以CH3COONH4为例解释如下：CH3COONH4==NH4++CH3COO－NH4++H2ONH3·H2O+H+CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－两个水解反应生成的H+和OH－反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Al3+与AlO2－、CO32－(HCO3－)、S2－；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++3S2－+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑例3．写出Al3+与CO32－、HCO3－在水溶液中反应的离子方程式：，。四、盐类水解的应用：①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）③明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）④NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）⑤判断溶液酸碱性（相对强者显性）⑥比较盐溶液离子浓度的大小⑦判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）⑧配制盐溶液（加对应的酸防止水解）要点精析：一、电离、水解方程式的书写原则1．多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写H2S的电离Na2S的水解注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2．多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写Al3++3H2OAl(OH)3+3H+例4、下列方程式中属于电离方程式的是；属于水解方程式的是。A．HCO3－+H2OH3O++CO32－B．BaSO4==Ba2++SO42－C．AlO2－+2H2OAl(OH)3+OH－D．CaCO3(s)Ca2++CO32－二、溶液中微粒浓度的大小比较1．基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①守恒：任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②守恒:某离子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③守恒:得质子后形成的微粒浓度×得质子数之和==失质子后形成的微粒浓度×失质子数之和2．同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①等浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈性。②等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈性。③等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈性。例5．0.2mol/LCH3COOH和0.2mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则c(CH3COOH)0.1mol/L，c(CH3COO－)0.1mol/L。【典型例析】1．常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是（）A．的溶液中：Fe2+、NO3－、SO42－、Na+B．由水电离的c(H+)=1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2+、K+、Cl－、HCO3－C．c(H+)/c(OH－)=1012的溶液中：NH4+、Al3+、NO3－、Cl－D．c(Fe3+)=0.1mol·L－1的溶液中：K+、ClO－、SO42－、SCN－2．下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度...