第44讲 盐类的水解 -备战2024年高考化学【一轮·夯基提能】复习精讲精练

备战2024年高考化学【一轮·夯基提能】复习精讲精练 第44讲 盐类的水解 本讲复习目标 1．掌握盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素。 2．掌握盐类水解的应用。 3．能利用水解常数(Kh)进行相关计算。 夯基·知识精讲 一．盐类的水解及其规律 1．盐类的水解的定义 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2．水解的实质 →→促进水的电离→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。 3．水解的特点 ①一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。 ②盐类水解反应是中和反应的逆反应。 ③盐类水解是吸热反应。 ④水解反应程度很小。 4．盐类水解方程式的书写 盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号，且盐类水解的离子方程式同样遵循质量守恒定律和电荷守恒规律。 盐的离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋) （1）一元强酸弱碱盐水解：如NH4Cl水解的离子方程式为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 （2）一元强碱弱酸盐水解：如CH3COONa水解的离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－； （3）多元弱酸盐水解：多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解是以第一步水解为主。如Na2CO3水解的离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 （4）多元弱碱盐水解：多元弱碱阳离子的水解比较复杂，一般一步写出。值得注意的是，其最终生成的弱碱即使是难溶物也不标“↓”等状态符号，因其水解生成的量极少，不会生成沉淀。如AlCl3水解的离子方程式常写成：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 （5）阴、阳离子相互促进的水解(双水解)，若水解程度不大，用“”表示。如CH3COONH4水解的离子方程式为CH3COO－＋NH＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 若双水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。 如Al2S3水解的离子方程式为2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。 5．水解的规律 （1）规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 （2）类型 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH(25 ℃) 强酸强碱盐 Na2SO4、KNO3 否 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Fe(NO3)3 是 NH、Fe3＋ 酸性 pH<7 弱酸强碱盐 HCOONa、Na2CO3 是 HCOO－、CO 碱性 pH>7 弱酸弱碱盐 CH3COONH4 是 CH3COO－、NH 中性 pH＝7 ①“谁弱谁水解，越弱越水解”。 如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN>CH3COONa。 ②强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ③弱酸的酸式酸根既能电离又能水解，盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 a. 若电离程度小于水解程度，则溶液显碱性，如HCO、HS－、HPO42-。 如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。 b. 若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如HSO、HC2O、H2PO； 如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 ④相同条件下的水解程度 a. 正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。 b. 水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。 如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 6．关于盐类水解的注意事项 （1）只要是弱碱的阳离子或弱酸的阴离子，在水溶液中就会水解。 （2）盐类发生水解后，其水溶液往往显酸性或碱性，但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液显中性。 （3）Al3＋与CO、HCO、S2－、HSO、AlO或Fe3＋与CO、HCO、AlO发生相互促进的水解反应，水解程度较大，进行完全，书写时要用“===”“↑”“↓”。 （4）NH与CH3COO－、HCO、CO等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但水解程度仍然较弱，不能反应完全，在书写水解方程式时用“”。 【例题1】下列属于水解反应且水解方程式正确的是(　　) A．AlCl3＋3H2O===Al(OH)3＋3HCl B．CO＋2H2OH2CO3＋2OH－ C．HCO＋H2OCO＋H3O＋ D．NH4Cl溶于D2O中：NH＋D2ONH3·HDO＋D＋ 【例题2】室温下，0.1 mol·L－1的NH4CN溶液的pH等于9.32，据此，下列说法错误的是(　　) A．