清单08 盐类水解溶液中粒子浓度分析（考点清单）（讲+练）-2023-2024学年高二化学上学期期末考点大串讲（人教版2019）

清单08 盐类水解溶液中粒子浓度分析 01 盐类水解 1.盐类水解 （1）概念：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，叫做盐类的水解。 （2）实质：生成 ，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 2.盐类水解的酸碱性 盐溶液 pH 盐类型 酸碱性 NaCl pH＝7 Na2SO4 pH＝7 Na2CO3 pH>7 NaHCO3 pH>7 CH3COONa pH＞7 FeCl3 pH＜7 (NH4)2SO4 pH＜7 3.盐类的水解规律 （1） （2）常见不水解的离子 强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO 强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋ 【特别提醒】弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 （1）水解程度大于电离程度：如呈碱性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 （2）电离程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。 【例1】（2023上·浙江金华·高二统考期末）25℃，下列物质的水溶液因水解呈酸性的是 A. B.KOH C. D. 02 盐类水解方程式的书写 1.盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： （1）NaClO： ； （2）(NH4)2SO4： 。 2.多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、 HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 3.多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如：AlCl3： 。 4.弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 （1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 （2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成) 【例2】（2023上·黑龙江牡丹江·高二校考期末）下列各离子方程式中，属于水解反应且书写正确的是 A. B. C. D. 03 影响盐类水解的主要因素 1.反应物本身性质的影响 盐类水解程度的大小主要由 所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越 (电离常数越小)，盐的水解程度 ，即越弱越水解。 2.反应条件对盐类水解程度的影响 已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色 ，溶液的pH 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向 方向移动 溶液的酸 碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 ，溶液的pH 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向 方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 加入少量NaOH溶液 产生 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向 方向移动 温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动 【特别提醒】水解平衡移动的分析 （1）水解平衡正向移动，离子的水解程度不一定增大。若升高温度水解平衡正向移动，离子的水解程度增大，若增大离子的浓度使水解平衡正向移动，离子的水解程度反而减小。 （2）水解平衡移动，水解平衡常数不一定改变。水解平衡常数只与温度有关。 （3）水解平衡移动符合勒夏特列原理。 3.盐的水解常数 （1）表达式 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝，只与 有关。 （2）与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝，所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小(越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 【特别提醒】NaHCO3溶液中，水解程度和电离程度的相对大小可以以水解常数(Kh)与电离常数(Ka2)的相对大