第八章 第3讲 盐类的水解-【导与练】2024高考化学一轮复习高中总复习第1轮教师用书word（新教材，人教版）

第3讲　盐类的水解 一、盐类的水解及其规律 1.盐类水解的定义与实质 2.水解规律 强酸强碱盐不水解 呈中性 强酸弱碱盐水解 呈酸性 弱酸强碱盐水解 呈碱性 弱酸弱碱盐水解 可能呈酸性、碱性或中性 有弱才水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性 3.盐类水解的离子方程式的书写和特点 　　　　　　 　　　　　 　　　　　 例:写出下列物质水解(或反应)的离子方程式。 (1)NH4Cl:N+H2ONH3·H2O+H+。 (2)Na2CO3:C+H2OHC+OH-。 (3)FeCl3:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。 (4)NaHCO3与AlCl3溶液中的反应: Al3++3HCAl(OH)3↓+3CO2↑。 [理解·辨析] 判断正误:正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐。(　　) (2)某盐溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。(　　) (3)Na2S溶液显碱性的原因:S2-+2H2OH2S+2OH-。(　　) (4)pH相同的盐酸和氯化铵溶液中由水电离出的 c(H+) 相同。(　　) 解析:(1)也可能是弱酸弱碱盐,如醋酸铵溶液。 (2)也可能是酸式盐电离,如硫酸氢钠溶液。 (3)Na2S水解分步进行,S2-+H2OHS-+OH-,HS-+H2OH2S+OH-,第一步为主。 (4)pH相同的盐酸中由水电离出的c(H+)小于氯化铵溶液中由水电离出的c(H+)。 答案:(1)×　(2)×　(3)×　(4)× 二、盐类的水解的影响因素 1.内因 分析:以反应A-+H2OHA+OH-为例 盐的水解常数:Kh==　　　　　 　　　　 只与温度有关,升高温度,Kh增大。 =。 结论:酸或碱越弱,其对应的弱酸酸根离子或弱碱阳离子的水解能力就越强,溶液的碱性或酸性就越强。 2.外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产 生离子 的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小 (即稀释) 右移 增大 减小 外加 酸碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸酸根离子的水解程度减小 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制,水解程度减小 水解结 果相反 促进,水解程度增大 (甚至彻底水解) [理解·辨析] 生活中人们常用纯碱溶液清洗炊具的油污。 (1)哪些外界条件的改变能使Na2CO3溶液碱性增强,清洗效果更好? 提示:升高温度,增加碳酸钠浓度。 (2)判断加水稀释溶液中碳酸钠水解平衡的移动方向。并通过计算比较浓度商(Q)和水解平衡常数(Kh)的大小,证明你的结论。 提示:假设加水稀释10倍, Kh=, Q==, Q<Kh,加水稀释水解平衡正向移动。 (3)设计实验证明Na2CO3溶于水后溶液呈碱性是由C水解引起的。(可选用的试剂有CaCl2溶液、酚酞、NaCl溶液等) 提示:取少量Na2CO3溶液于试管中,往其中滴加几滴酚酞,再滴加足量的氯化钙溶液。开始滴加酚酞后,溶液变红,加入氯化钙溶液之后产生白色沉淀,溶液变为无色。 三、盐类水解的应用 应用 实例 判断盐溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性,原因是Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 判断酸 性强弱 等物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种盐溶液的pH分别为8、9、10,则酸性:HX>HY>HZ 解释某些盐 溶液的配制 或贮存 加入相应酸、 碱抑制水解 配制CuSO4溶液时,加入少量H2SO4,防止Cu2+水解;配制FeCl3溶液,加入少量盐酸;贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶 制取胶体 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式:Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+ 比较溶液中 离子浓度的 大小 如:Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(C)>c(OH-)>c(HC)>c(H+) 判断离子能 否大量共存 某些离子之间因水解相互促进而不能大量共存。如:Al3+与C、HC、S2-、HS-、Al 判断某些盐 溶液蒸干 时的产物 盐水解生成挥发性酸,蒸干灼烧后一般得氧化物。如MgCl2→MgO 某些不稳定化合物蒸干得不到原物质,如在溶液中加热时能分解的NaHCO3;易被O2氧化的,如Na2SO3 酸根阴离子易水解的强碱盐,蒸干得原溶质。如:Na2CO3 弱酸的铵盐溶液蒸干后无固体剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO3 解释某些无 机化合物的 制备、提纯 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热 用TiCl4制备TiO2:TiCl4+(x+2)H2O(过量)TiO2·xH2O↓+4HCl