第19章鹽類的水解考點53鹽類水解及應用考點54粒子濃度大小的比較考點53鹽類水解及應用考法1鹽類水解程度大小比較的規律考法2酸式鹽溶液酸堿性的判斷考法3鹽類水解的應用1.鹽類水解的實質和特點(1)實質在水溶液中鹽電離出的弱酸根陰離子與H+結合（或弱堿陽離子與OH-結合）破壞了水的電離平衡，水的電離程度增大，c(H+)≠c(OH-)，使溶液呈堿性（或酸性）。(2)特點可逆吸熱微弱鹽類水解程度一般很小，水解時通常不生成沉淀和氣體，書寫水解的離子方程式時，一般用“”連接，產物不標“↑”或“↓”。①

多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主。②多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完。③能完全水解的離子組，由于水解程度大，書寫時要用“

”“↑”或“↓”等。2．鹽類水解離子方程式的書寫

(1)書寫形式

(2)書寫規律

(1)內因

主要因素是鹽本身的性質，酸（或堿）越弱，其對應的弱酸陰離子（或弱堿陽離子）的水解程度越大，溶液的堿性（或酸性）越強。(2)外因

外界因素對水解平衡的影響可簡單記憶為：

越熱越水解，越稀越水解，加酸堿抑制或促進水解。3．鹽類水解的影響因素3．鹽類水解的影響因素加熱加水加NH3加NH4Cl加HCl加NaOHc(NH4＋)減小減小增大增大增大減小c(NH3·H2O)增大減小增大增大減小增大c(H＋)增大減小減小增大增大減小c(OH－)減小增大增大減小減小增大pH降低升高升高降低降低升高水解程度升高升高降低降低降低升高以NH4＋＋H2O

NH3·H2O＋H＋為例分析外界因素對水解平衡的影響：有弱才水解，無弱不水解；都弱都水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。4．鹽類水解的規律5．水解常數Kh及Kh與電離常數Ka的關系［福建理綜2014·10，6分］下列關于0.10mol·L-1NaHCO3

溶液的說法正確的是（

）

例1例1【解析】B考法1鹽類水解程度大小比較規律

1.組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。2.鹽對應的酸（或堿）越弱，鹽的水解程度越大，溶液堿性（或酸性）越強。3.多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。4.水解程度：相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。［遼寧遼河油田二中2017月考］

（1）CH3COONa的水溶液呈（填“酸性”“中性”或“堿性”），原因是_________________（用離子方程式表示）；溶液中含有各離子濃度從大到小的順序為____________。

（2）氯化鋁水溶液呈_____（填“酸性”“中性”“堿性”），原因是____________________________（用離子方程式表示）;把AlCl3溶液蒸干，灼燒，最后得到的主要固體產物是________。

例2【解析】(1)CH3COONa屬于強堿弱酸鹽，CH3COO-發生水解反應：CH3COO-＋H2O?CH3COOH＋OH-，溶液呈堿性；溶液中含有的離子濃度從大到小的順序為c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)。(2)AlCl3為強酸弱堿鹽，Al3+發生水解反應：Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+，溶液呈酸性；氯化鋁溶液蒸干，水解生成的氯化氫揮發，促進水解，蒸干得到的產物為氫氧化鋁，灼燒得到氧化鋁。【答案】（1）堿性CH3COO-＋H2O?CH3COOH＋OH-c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)（2）酸性Al3++3H2OAl(OH)3+3H+Al2O3例2

判斷酸式鹽的水溶液的酸堿性要看該鹽的組成微粒的實際表現。(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性；(2)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。

①

電離程度小于水解程度，溶液顯堿性，如NaHCO3；

②

電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3。考法2酸式鹽溶液酸堿性的判斷［浙江選考化學2016年10月·5，2分］下列物質的水溶液因水解而呈酸性的是()A.NaOHB.(NH4)2SO4C.Na2CO3D.NaCl【解析】NaOH為強堿，Na+和均不發生水解，A項不符合題意；(NH4)2SO4溶液中的NH4+發生水解：

+H2O?NH3·H2O+H+，溶液呈酸性，B項符合題意；Na2CO3溶液中的發生水解：

+H2O?+OH－，溶液呈堿性，C項不符合題意；NaCl為強酸強堿鹽，NaCl溶液中Na+和Cl-均不發生水解，D項不符合題意。B例3考法3鹽類水解的應用［課標Ⅱ理綜2016·13，6分］下列實驗操作能達到實驗目的的是()例4【解析】向沸水中滴入幾滴飽和FeCl3溶液，繼續煮沸即可制得Fe(OH)3膠體，將NaOH濃溶液滴加到飽和FeCl3溶液中將得到Fe(OH)3沉淀，A錯誤；MgCl2是強酸弱堿鹽，因MgCl2溶液水解產生的HCl受熱易揮發，導致MgCl2的水解程度增大，所以由MgCl2溶液制備無水MgCl2時要在HCl氣流中加熱蒸干，B錯誤；銅能夠與稀硝酸反應，因此除去Cu粉中混有的CuO應該用稀鹽酸，C錯誤；乙醇是非電解質，水是弱電解質，能夠電離出少量的H+，分別將少量鈉投入到盛有水和乙醇的燒杯中，鈉在水中反應劇烈，而鈉在乙醇中反應平緩，說明水中的氫比乙醇中的氫更活潑，D正確。D例4考點54粒子濃度大小的比較考法4鹽溶液中粒子濃度大小的比較1.把握鹽溶液中的兩個“微弱”考法4鹽溶液中粒子濃度大小的比較（1）電離過程的“微弱”：弱電解質發生電離的粒子的濃度大于電離生成的粒子的濃度。（2）水解過程的“微弱”：發生水解的粒子的濃度大于水解生成的粒子的濃度。考法4鹽溶液中粒子濃度大小的比較（1）電荷守恒

電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度。（2）物料守恒

物料守恒也就是元素守恒，變化前后某種元素的原

子個數守恒。（3）質子守恒

任何水溶液中水電離出的H+和OH-的量總是相等

的。若水電離出的H+或OH-被其他離子結合，或者有其他離子電離

出H+或OH-，則要考慮這種影響。2.掌握溶液中的“三個守恒”（1）單一溶液

NaHSO3溶液中：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(H2SO3),以HSO3-的

電離為主。

NaHCO3溶液中：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H2CO3)>c(H+)>c(CO32-)，以HCO3-的水解為主。

Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-）>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)。3.粒子濃度大小比較的幾種情況（2）混合溶液

等濃度的CH3COONa與CH3COOH溶液：

c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)。

等濃度的NH4Cl與NH3?H2O溶液：

c(NH4+)>c(Cl-)>c(NH3?H2O)>c(OH-)>c(H+)。

等濃度的Na2CO3與NaHCO3溶液：

c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32->c(OH-)>c(H+)。3.粒子濃度大小比較的幾種情況[四川理綜2016·7，6分]向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中緩慢通入CO2，隨n(CO2)增大，先后發生三個不同的反應，當0.01mol＜n(CO2)≤0.015mol時發生的反應是：2NaAlO2＋CO2＋3H2O==2Al(OH)3↓＋Na2CO3，下列對應關系正確的是(

)

例5【解析】n(CO2)≤0.01mol時，CO2先和NaOH反應生成Na2CO3；0.01mol<n(CO2)≤0.015mol時，CO2和NaAlO2反應生成Al(OH)3和Na2CO3；n(CO2)>0.015mol時，CO2和Na2CO3反應生成NaHCO3，共3個階段。n(CO2)＝0時，溶液中c(NaAlO2)＝0.01mol/L，c(NaOH)＝0.02mol/L，由電荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(AlO2－)，由此可得c(Na＋)<c(AlO2－)＋c(OH－)，A項錯誤；當n(CO2)＝0.01mol時，反應后溶液中c(NaAlO2)＝0.01mol/L，c(Na2CO3)＝0.01mol/L，氫氧化鋁的酸性比碳酸氫根弱，由鹽類水解規律可知，偏鋁酸根比碳酸根水解程度大，c(Na＋)>c(CO32－)>c(AlO2－)＞c(OH－)，B項錯誤；當n(CO2)＝0.015mol時，反應后溶液中c(Na2CO3)＝0.015mol/L，由鹽類水解是微弱的可得：c(Na＋)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)，C項錯誤；當n(CO2)＝0.03mol時，反應后溶液中c(NaHCO3)＝0.03mol/L，結合HCO3－水解較微弱可得，c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)，D項正確。D［浙江理綜2015·12,6分］40℃時，在氨-水體系中不斷通入CO2，各種離子的變化趨勢如圖所示。下列說法不正確的是（）

A.在pH＝9.0時，c(NH4+)＞c(HCO3-)

＞c(NH2COO-)＞

c(CO32-)B.不同pH的溶液中存在關系：c(NH4+)＋c(H+)

＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)+c(NH2COO-)＋c(OH-)C.隨著CO2的通入，

不斷增大D.在溶液pH不斷降低的過程中，有含NH2COO-的中間產物生成例6【解析】A項，由圖像可知，在pH＝9時，離子濃度大小順序：c(NH4+)＞c(HCO3-