專題38鹽類水解復習目標了解鹽類水解的原理及其一般規(guī)律。掌握水解離子方程式的書寫。了解影響鹽類水解程度的主要因素。了解鹽類水解的應用。能利用水解常數(shù)(Kh)進行相關(guān)計算。能發(fā)現(xiàn)和提出有探究價值的鹽類水解平衡的問題；能從問題和假設(shè)出發(fā)，確定探究目的，設(shè)計探究方案，進行實驗探究。一、鹽類水解的實質(zhì)和條件1、水解原理：2、水解實質(zhì)：3、水解特點：4、水解條件：5、水解類型：可逆、吸熱、微弱

破壞水的電離平衡→水的電離程度增大鹽可溶于水、弱離子在水溶液中，鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解（1）強堿弱酸鹽（2）強酸弱堿鹽（3）弱酸弱堿鹽:（4）雙水解（5）強堿弱酸酸式鹽水解后溶液的酸堿性由對應弱酸和弱堿的相對強弱決定。例如：CH3COONH4顯中性，(NH4)2CO3顯堿性

促進水的電離c(H+)≠c(OH-)→溶液呈酸性或者堿性c(H+)=c(OH-)→溶液呈中性有弱才水解、無弱不水解誰弱誰水解、誰強顯誰性一、鹽類水解的實質(zhì)和條件5、水解類型：（1）強堿弱酸鹽（2）強酸弱堿鹽（3）弱酸弱堿鹽（4）雙水解（5）強堿弱酸酸式鹽Al3+

HCO3-(CO32-

)HS-(S2-

)HSO3-(SO32-

)AlO2-ClO-Fe3+HCO3-(CO32-)ClO-AlO2-NH4+AlO2-SiO32-

水解后溶液的酸堿性取決于水解和電離程度的相對強弱。H2PO4-、HSO3-的電離強于水解，溶液顯酸性。HCO3-、HS-、HPO42-的水解強于電離，溶液顯堿性。兩弱互促進一、鹽類水解的原理和規(guī)律6、水解方程式：注意：1、鹽類水解大多是可逆反應，離子方程式中一般用“

?

”2、一般鹽水解程度較小，（除雙水解互促完全用“==”、“↓”“↑”）生成物中通常不會形成沉淀或氣體放出，因此，難溶物不用“↓”，氣態(tài)物不用“↑”，不穩(wěn)定物（如H2CO3)也不分解。3、多元弱酸正根離子水解分步進行，通常以一級水解為主，逐級水解漸難；多元弱堿陽離水解較復雜，可看作是一步水解。TiCl4+(x+2)H2O=TiO2·xH2O↓+4HClSiCl4+3H2O=H2SiO3+4HCl↑煙霧彈：鈦白粉制備：氯化鐵溶液顯酸性的原因:碳酸鈉溶液能去除油污的原因：泡沫滅火器的原理：鋁離子與硫離子不能大量共存的原因：題型1用離子方程式表示水解過程Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑題型2水解程度的比較溶液溶液PH水解程度0.1mol/LNH4CN9.320.1mol/LCH3COONH47.00等濃度的Na2CO3和NaHCO3CN->NH4+CH3COO-=NH4+CO32->HCO3-總結(jié)：水解規(guī)律：無弱不水解。有弱才水解；越弱越水解，越稀越水解誰強顯誰性；都強顯中性；兩弱互促進,酸堿強弱定水解的對象—“弱離子”—水解的程度水解的結(jié)果題型3水解規(guī)律的綜合應用1.根據(jù)相關(guān)物質(zhì)的電離常數(shù)(25℃)，回答下列問題：CH3COOH

Ka=1.8×10-5，HCNKa=4.9×10-10，H2CO3

Ka1=4.3×10-7

Ka2=5.6×10-11(1)相同物質(zhì)的量濃度的①CH3COONa、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaCN溶液，pH由大到小的順序：________________，水的電離程度由大到小的順序：___________。②＞④＞③＞①②＞④＞③＞①(2)相同pH的①CH3COONa，②Na2CO3，③NaHCO3，④NaCN溶液，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序：________________。①＞③＞④＞②(3)NaCN溶液中,c(Na+)、c(CN-)、c(HCN)由大到小的順序:_______________。c(Na+)＞c(CN-)＞c(HCN)酸性:CH3COOH

>H2CO3>HCN>HCO3-B2、常溫下，濃度均為0.1mol·L－1的下列四種鹽溶液，其pH測定如表所示：序號①②③④溶液CH3COONaNaHCO3Na2CO3NaClOpH8.89.711.610.3下列說法正確的是(

)A．四種溶液中，水的電離程度：①>②>④>③B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子種類相同C．將等濃度的CH3COOH和HClO溶液比較，pH小的是HClOD．Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)題型3水解規(guī)律的綜合應用題型4由水電離出H+、OH-的濃度1.室溫下，pH=10的醋酸鈉溶液中由水電離出的OH-的濃度2.室溫下，pH=4的氯化銨溶液中由水電離出的H+的濃度3.常溫下,pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中,水電離出來的c(H+)之比為__

__.1×10-4mol/L1×10-4mol/L10-11:10-3二、水解常數(shù)及其應用1、概念：2、表達式：3、影響因素：4、意義：鹽類水解的平衡常數(shù)，稱為水解常數(shù)，用Kh表示。①對于A－＋H2O?HA＋OH－，Kh＝_____________________________；②對于B＋＋H2O?BOH＋H＋，Kh＝____________________________。溫度→T↑，Kh↑Kh

↑，鹽類水解程度↑，該鹽對應的酸/堿越弱思考：二元弱酸鹽的Kh與Ka1、Ka2的關(guān)系？二、水解常數(shù)及其應用5、水解常數(shù)的應用題型1Kh的計算已知25℃時，K(CH3COOH)=10-5，則CH3COONa的水解常數(shù)為多少？0.1mol/L的醋酸鈉溶液的PH值是多少？已知25℃時，0.1mol/L的氯化銨溶液的PH=5，則其水解平衡常數(shù)是多少？K(NH3.H2O)=？=10-9c(OH-)=10-5，PH為910-910-5二、水解常數(shù)及其應用5、水解常數(shù)的應用題型2判斷酸式鹽的酸堿性常溫下，NaH2PO4的水溶液pH____(填“＞”“＜”或“＝”)7。＜1、磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數(shù)分別是Ka1=7.1×10－3，Ka2=6.2×10－8，Ka3=4.5×10－13，Ka2＞Kh，即H2PO4-的電離程度大于其水解程度，因而pH＜7H2PO4-的水解常數(shù)Kh=KwKa1==≈1.4×10-12二、水解常數(shù)及其應用5、水解常數(shù)的應用題型2判斷酸式鹽的酸堿性2.試通過計算說明NH4HCO3溶液的酸堿性：________________________。(已知：NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2CO3的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11)NH4++H2O?NH3·H2O+H+

HCO3-+H2O?H2CO3+OH-Kh(NH4+)KwKb=≈5.6×10-10=NH4+水解使溶液顯酸性HCO3-水解使溶液顯堿性Kh(HCO3-)KwKa1≈2.3×10－8==可見，HCO3-的水解程度大于NH4+的水解程度，溶液顯堿性二、水解常數(shù)及其應用題型3判斷緩沖溶液的酸堿性及離子濃度大小1、已知：常溫下，CN－的水解常數(shù)Kh=1.6×10－5。該溫度下，將濃度均為0.1mol/L的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合。下列說法正確的是A.混合溶液的pH<7B.混合溶液中水的電離程度小于純水的C.混合溶液中存在c(CN－)>c(Na＋)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋)D.若cmol/L鹽酸與0.6mol/LNaCN溶液等體積混合后溶液呈中性，CN－的水解常數(shù)Kh=1.6×10－5HCN的電離常數(shù)為Ka＝Kh＞Ka，所以水解程度更大，溶液顯堿性，pH＞7=6.25×10-10則c＝Dc(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)c(HCN)＋c(CN－)＝c(Na＋)電荷守恒物料守恒c(CN-)=c(Na+)－c(Cl-)0.6-c2=mol/Lc(HCN)=c(Na+)－c(CN-)c2=Kh==mol/Lc(HCN)c(OH－)c(CN－)1.6×10－5c=二、水解常數(shù)及其應用題型3判斷緩沖溶液的酸堿性及離子濃度大小2、已知25℃時，某酸HA電離常數(shù)Ka=10-5，則0.1mol/L20mlNaA溶液中加入0.1mol/L10ml的鹽酸后PH

7（填大于、小于、等于）小于NaA+HCl=NaCl+HA0.0020.001000.0010.001NaAHA等量NaClKa(HA)=10-5Kh=10-9水解電離<(溶液顯酸性)余0.0010三、水解的影響因素1、內(nèi)因：

2、外因：

越弱越水解【例1】已知堿性：NH3·H2O>Mg(OH)2>Al(OH)3則同濃度溶液酸性：NH4Cl

MgCl2

AlCl3<<【例2】相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別等于8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性強弱順序為_________.HX>HY>HZ解此類題的思路：鹽的pH鹽的水解程度弱電解質(zhì)的強弱溫度、濃度及其它電解質(zhì)的加入。影響因素現(xiàn)象平衡移動方向PH值Fe3+的水解程度

升高溫度加水加FeCl3晶體

通HCl加濃NaOH加NaHCO3溶液顏色加深

溶液顏色加深溶液顏色變淺溶液顏色變淺有紅褐色沉淀生成生成氣體和紅褐色沉淀右移

變小減小右移

變大增大

左移變小減小右移

變小增大

右移

變大增大

右移

變大增大

FeCl3

+3H2O?Fe(OH)3+3HCl棕黃色紅褐色膠體Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑發(fā)生雙水解：結(jié)論：越弱越水解；越熱越水解；越稀越水解；加酸、堿可抑制或促進水解！【例】多因素作用下的水解平衡移動分析:測定0.1mol/LNa2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH數(shù)據(jù)如下。實驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多試分析①和④現(xiàn)象不同的原因。下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法不正確的是()D

四、鹽類水解的應用1、判斷離子是否大量共存2、判斷溶液酸堿性3、某些鹽類物質(zhì)的配制4、某些鹽溶液的保存5、溶液蒸干問題：存在雙水解的離子不能大量共存如：配制一定濃度的FeCl3溶液、FeCl2溶液、Na2S溶液如：Na2CO3溶液不能用玻璃塞

NH4F不能用玻璃試劑瓶（1）MgCl2溶液（2）Fe2(SO4)3溶液（3）NaHCO3溶液（4）NH4Cl溶液（5）Na2SO3溶液①SOCl2+H2O=SO2↑+HCl②HCl氣流中將溶液經(jīng)蒸干灼燒，所得物質(zhì)填入下表鹽溶液加熱蒸干灼燒CuSO4CuCl2Al2(SO4)3MgCl2FeCl3FeCl2NH4ClCa(HCO3)2NaClOFe2O3CuOMgOAl2(SO4)3Fe2O3

無CaONaClNaCl

無Fe(OH)3CuSO4·5H2OCuSO4Cu(OH)2Mg(OH)2Al2(SO4)3Fe(OH)3CaCO3四、鹽類水解的應用6、在日常生活中的應用：（1）熱純堿去油污（2）小蘇打治療胃酸過多（3）泡沫滅火器（4）制取膠體，作凈水劑（5）除銹（6）銨態(tài)氮肥與草木灰不能混用如：ZnCl