专题05 盐类的水解-【寒假自学课】2024年高二化学寒假提升学与练（人教版2019）

专题05 盐类的水解 目录 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点速记：知识点和关键点梳理，查漏补缺 题型归纳：归纳常考热点题型，高效解题 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 学以致用：真题感知+提升专练，全面突破 复习要点聚焦 1.盐类水解的原理及一般规律。 2.影响盐类水解程度的主要因素。 3.盐类水解的应用。 4.利用水解常数(Kh)进行相关计算。 知识网络聚焦 一、盐类的水解 1、探究盐溶液的酸碱性 盐溶液 NaCl Na2SO4 Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4 pH pH＝7 pH＝7 pH>7 pH>7 pH>7 pH<7 pH<7 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸 盐 强酸弱碱 盐 溶液酸碱性 中 性 碱 性 酸 性 2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 微粒变化 CH3COO－ 和 H＋ 结合生成弱电解质 CH3COOH ，使水的电离平衡向电离方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性 水解方程式 CH3COO－＋H2O ⇄ CH3COOH＋OH－ 微粒变化 NH 和 OH－ 结合生成弱电解质 NH3·H2O ，使水的电离平衡向 电离 的方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸 性 水解方程式 NH＋H2O ⇄ NH3·H2O＋H＋ 水解方程式 H2O ⇄H＋＋OH－，NaCl===Cl－＋Na＋ 理论解释：溶液中不生成 弱电解质 ，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性。 3、盐类的水解 （1）概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 （2）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 （3）特征：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。 二、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 盐的性质 所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难 电离 (电离常数越小)，盐的水解程度 越大 ，即越弱越水解。 2、实验探究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＋＋3H2O ⇄Fe(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 溶液颜色变 深 ，溶液的pH 变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向 正反应 方向移动 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 浅 ，溶液的pH 变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向 逆反应 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 红褐 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向 正反应 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 3、盐的水解常数 （1）表达式 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O ⇄CH3COOH＋OH－ Kh＝，只与 温度 有关。 （2）与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝ 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。 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 。 三、盐类水解的应用 1、在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量 H2SO4 ，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用 磨口 玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干 判断离子是否共存 Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强烈而 不能大量 共存。 判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性， NH3·H2O 过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时