盐类的水解--.pptVIP

第三讲　盐类的水解 1．理解盐类水解的实质、过程、一般规律。 2．了解影响水解平衡的条件。 3．了解水解对水电离的影响。 4．学会水解离子方程式的书写。 5．了解水解的应用。 知识点 1　　盐类水解的原理 1.定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2．实质 水解反应破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同程度的酸、碱性。 3．特点 (1)通常水解反应很微弱，存在水解平衡。 (2)水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。 4．水解的规律 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。 知识点 2　　盐类水解的影响因素及应用 1.内因 酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因 考点 1　　盐类水解的规律及水解方程式的正确书写 1.盐类水解基本规律： 越弱越水解 (1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，相应的盐溶液的酸性越强。 (2)弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，相应的盐溶液的碱性越强。 特别提醒 能发生水解反应的盐，其溶液不一定呈酸性或碱性。若弱酸弱碱盐的阴、阳离子水解程度相同，则溶液显中性，如CH3COONH4溶液。 (5)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都发生水解，且能相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全，此时水解反应的离子方程式中用“===”，且有气体或沉淀生成时要用“↑”和“↓”来表示。 特别提醒 常见的能发生相互促进水解反应的离子有：Al3＋与S2－、HS－、CO32－、HCO3－、 AlO2－；Fe3＋与AlO2－、CO32－、HCO3－；NH4＋与AlO2－、SiO32－等。 [例1]已知：HCN是一种弱酸。相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则对同温、同体积、同浓度的HCN溶液和HClO溶液说法正确的是(　　) A．酸的强弱：HCNHClO B．pH：HClOHCN C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClOHCN D．酸根离子浓度：c(CN－)c(ClO－) [解析]等物质的量浓度时，NaCN溶液的pH越大，说明CN－水解程度大，根据“越弱越水解”的规律知，HClO的酸性较强，故A、B两项错误，D项正确。同体积、同浓度时n(HCN)＝n(HClO)，消耗n(NaOH)相同，故C项错误。 [答案]D [答案]B [解析]A项中应该使用可逆符号；B项中应该分步书写；C项为CH3COOH的电离方程式；只有D项才属于水解反应的水解方程式。 [答案]D 考点 2　　电解质溶液中微粒浓度大小的比较 比较依据 (1)两个理论依据 ①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。 例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO3－)?c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。 ②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。 例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)c(HCO3－)?c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。 (2)三个守恒关系 ①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。 例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。 ②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。 例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。 ③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。 例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。 [例2](2009·广东，9)下列浓度关系正确的是(　　) A．氯水中：c(Cl2)＝2[c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(HClO)] B．氯水中：c(Cl－)c(H＋)c(OH－)c(ClO－) C．等体积等浓度的氢氧化钠溶液与醋酸混合：c(Na＋)＝c(CH3COO－) D．Na2CO3溶液中：c(Na＋)c(CO32－)c(OH－)c(HCO3－)c(H＋) [答案]D 变式训练 3．下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是(　　) A．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液： c(OH－)＝c(HCO3－)＋c(H＋)＋2c(H2CO3) B．0.1 mol·L－1NH4Cl溶液：c(NH4＋)＝c(Cl－) C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： c(Na＋)c(CH3COO－)c(