第八章 第3讲 盐类水解 第2课时 讲义（考纲+知识点+检测）-2022届高三化学一轮复习

第八章水溶液中的离子平衡 第3讲　盐类的水解 第二课时 [考纲要求] 1.了解盐类水解的原理。 2.了解影响盐类水解程度的主要因素。 3.了解水解常数及有关计算。 4.了解盐类水解的应用。 考点二　影响盐类水解的因素 1知识梳理 1.内因 形成盐对应的酸或碱越　　就越易发生水解，当等浓度时，盐溶液的碱性或酸性就越　　。 2.外因 （1）温度、浓度 条件 移动方向 水解程度 水解产生的离子浓度 升高温度 　　 　　 　　 反应物 浓度 增大 　　 　　 　　 减小 　　 　　 　　 （2）外加物质： ①外加酸碱 外加物质 水解程度的影响 弱酸阴离子 弱碱阳离子 酸 　　 　　 碱 　　 　　 ②加能水解的盐 [思考] 以FeCl3水解为例填写下表 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向　 　　 　　 颜色　　　　　 通HCl 向　 　　 　　 颜色　　　　　 加H2O 向　 　　 　　 颜色　　　　　 加NaHCO3 向　 　　 　　 　　　　　　　 加NH4Cl 向左 增多 　　 颜色　　　　　 [判断]　（正确的打“√”，错误的打“×”） （1）加热0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，C的水解程度和溶液的pH均增大（　　） （2）在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7（　　） （3）在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c（Na＋）＝c（CH3COO－）（　　） （4）氯化铵溶液加水稀释时，的值减小（　　） （5）降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动（　　） （6）通入适量的HCl气体使FeCl3溶液中增大（　　） （7）向Na2CO3溶液通入CO2，可使水解平衡：C＋H2O⇌＋OH－向正反应方向移动，则溶液pH增大（　　） [提醒] 1.稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性（或碱性）越弱。 2.相同条件下盐的水解程度 （1）正盐>相应酸式盐，如C>。 （2）相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如N的水解：（NH4）2CO3>（NH4）2SO4>（NH4）2Fe（SO4）2。 2对点速练 练点一　水解平衡的影响因素及结果 1.在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：C＋H2O⇌＋OH－。下列说法正确的是（　　） A．稀释溶液，促进Na2CO3的水解，Kw增大 B．通入CO2，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 2.常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是（　　） A．N水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中N数 D．溶液中c（N） 练点二　水解平衡的简单计算 3.常温下，向20 mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1 mol·L－1氨水，溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。下列分析正确的是（　　） A．V＝40 B．c点所示溶液中：c（H＋）－c（OH－）＝2c（NH3·H2O） C．d点所示溶液中：c（N）＝2c（S） D．NH3·H2O的电离常数K＝10－4 4.已知某温度时，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2×10－4mol·L－1，则当溶液中c（HC）∶c（C）＝2∶1时，试求该溶液的pH＝　　　　。 5.25 ℃时， ⇌HS＋H＋的电离常数Ka＝1× 10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝　　　　，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将　　　　（填“增大”“减小”或“不变”）。 方法总结 水解常数与电离常数的关系 MA表示强碱弱酸盐，则A－水解的离子方程式为A－＋H2O⇌HA＋OH－，Kh＝＝＝（Ka为HA的电离常数）由于HA电离出的A－与H＋浓度近似相等，平衡时c（HA）又可看成是HA溶液的浓度c，则Ka＝，c（H＋）＝mol·L－1。 同理：强酸弱碱盐（如NH4Cl）的水解常数与弱碱电离常数（Kb）之间的关系：Kh= 。 练点三　盐类水解的应用 6.下列说法不正确的是（　　） A．明矾能水解生成Al（OH）3胶体，可用作净水剂 B．水解反应N＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 C．制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法 D．盐类水解反应的逆反应是中和反应 7.下列有关问题与盐的水解有关的是（　　） ①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂　②NaHCO3与Al2（SO4）3两种溶液混合可作泡沫灭火剂