高考化学专题复习 专题八　水溶液中的离子平衡_第4讲　盐类的水解学案

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第4讲　盐类的水解
一、盐类水解及其规律
1.盐类的水解(1)定义在溶液中盐电离出来的离子与    水电离产生的H+或OH-    结合生成　弱电解质    的反应。
(2)实质盐电离   破坏了水的电离平衡 水的电离程度　增大     c(H+)≠c(OH-) 溶液呈碱性或酸性(3)特点
2.水解方程式的书写(1)多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主。如Na2CO3水解的离子方程式:第一步　C +H2O  HC +OH-    ;第二步　HC +H2O  H2CO3+OH-    。(2)多元弱碱盐水解:方程式一步写完。如FeCl3水解的离子方程式为    Fe3++3H2O  Fe(OH)3+3H+    。
二、盐类水解的影响因素及应用
1.影响因素(1)主要因素——盐本身的性质
(2)外界因素
2.水解常数Kh(1)定义:在一定温度下,能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时,生成的弱酸(或弱碱)的浓度和氢氧根离子(或氢离子)的浓度幂之积与溶液中未水解的弱酸阴离子(或弱碱阳离子)的浓度之比是一个常数,符号为    Kh    。(2)Ka或Kb(电离常数)、KW(水的离子积常数)、Kh(水解常数)三者之间的关系a.强碱弱酸盐如CH3COONa溶液,CH3COO-+H2O  CH3COOH+OH-
= = =         b.强酸弱碱盐如NH4Cl溶液,N +H2O  NH3·H2O+H+Kh=  
Kh= 
== =         (3)影响因素:　温度    。
3.盐类水解的应用(1)盐类水解在化学实验中的应用
1.易错易混辨析(正确的画“√”,错误的画“✕”)。(1)酸式盐溶液一定呈酸性 (　　)(2)能够发生水解反应的盐溶液一定呈酸性或碱性 (　　)(3)某盐溶液呈中性,则该盐一定是强酸强碱盐 (　　)(4)同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比,前者pH大(　　)(5)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液中水的电离程度相同 (　　)
✕
✕
✕
√
√
(6)碳酸钠溶液可以用于除去油污 (　　)(7)NH4F溶液存放在玻璃试剂瓶中 (　　)(8)铁盐可以用于净水、杀菌、消毒 (　　)(9)配制FeCl3溶液时,可加入少量稀硫酸防止Fe3+水解(　　)(10)NaAlO2溶液与NaHCO3溶液混合,有沉淀和气体生成 (　　)
√
✕
✕
✕
✕
2.(1)写出下列盐溶于水后发生水解反应的离子方程式。①CH3COONa:　CH3COO-+H2O  CH3COOH+OH-    。②NH4Cl:　N +H2O  NH3·H2O+H+    。③Na2CO3:　C +H2O  HC +OH-、HC +H2O  H2CO3+OH-    。④Al2(SO4)3:　Al3++3H2O  Al(OH)3+3H+    。(2)在氯化铁溶液中存在下列平衡:FeCl3(aq)+3H2O(l)  Fe(OH)3(aq)+3HCl(aq)    ΔH>0
(4)为探究盐类水解是一个吸热过程,请用Na2CO3溶液和其他必要试剂,设计一个简单的实验方案:　向Na2CO3溶液中滴加酚酞溶液,溶液呈红色,然后将溶液分成两份,加热其中一份,若红色变深,则盐类水解吸热    。
3.Fe3+在溶液中存在水解平衡:Fe3++3H2O  Fe(OH)3+3H+,请将改变条件后的影响结果填入下表。
名师点拨
1.解决盐类水解问题的方法盐类的水解存在平衡,外界条件(如温度、浓度、溶液的酸碱性等)的改变会引起平衡的移动。解答此类问题一般采用如下步骤:找出影响平衡的条件→判断平衡移动的方向→分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。
2.认识盐类水解的三个误区误区一:误认为水解平衡正向移动,离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中,加入少量FeCl3固体,平衡正向移动,但Fe3+的水解程度减小。误区二:误认为强碱弱酸盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。误区三:误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说,溶液蒸干仍得原溶质。
B
题组二　盐类水解的应用
3.下列实验操作能达到目的的是 (　　)
C
解析　A项,加入盐酸,硝酸根离子会与H+、Fe2+发生反应,不能达到目的;B项,只能证明NH3·H2O是碱,不能证明NH3·H2O是弱碱,不能达到目的;C项,加热使溶液颜色加深,说明水解反应是吸热反应,能达到目的;D项,加热、蒸干氯化铝溶液不能得到无水氯化铝,不能达到目的。
4.物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液,若它们的pH依次为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的排列顺序是 (　　)A.HX、HZ、HY　　　　B.HZ、HY、HXC.HX、HY、HZ　　　　D.HY、HZ、HX
解析　组成盐的酸根对应的酸越弱,该酸根的水解程度越大,物质的量浓度相同时,该盐溶液的pH越大,碱性越强,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的排列顺序是HX、HY、HZ。
C
A
题组三　盐类水解的影响因素
B
7.水浴加热滴加酚酞的NaHCO3溶液,溶液的颜色及pH随温度的变化如下表所示(忽略水的挥发)。
解析　①→③的升温过程中,促进了水的电离,水的离子积常数增大,红色略加深,说明c(OH-)略增大,使得pH略下降,故C错误。
C
考点二　盐类水解、电离平衡的综合考查典例探究例    (2020山东等级考模拟)25 ℃时,向10 mL 0.10 mol·L-1的一元弱酸HA(Ka=1.0×10-3)溶液中逐滴加入0.10 mol·L-1 NaOH溶液,溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是 (　　) 
A.a点时,c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)B.溶液在a点和b点时水的电离程度相同C.b点时,c(Na+)=c(HA)+c(A-)+c(OH-)D.V=10 mL时,c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(HA)
A
解析　a点时pH=pKa=3,所以c(A-)=c(HA),根据电荷守恒可知,A正确;a点溶质为HA、NaA,水电离出的c(OH-)=10-11 mol·L-1,b点溶质为NaOH、NaA,pH=11,c(OH-)=10-3 mol·L-1,OH-是由NaOH电离和水电离两部分之和组成的,则由水电离出的c(OH-)10-11 mol·L-1,B错误;根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)可知,c(Na+)c(H+),D错误。
名师点拨溶液中粒子浓度大小比较的方法和原则 以Na2S溶液为例说明“原理”应用:(1)电荷守恒——任何电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。则有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)(2)物料守恒——根据质量守恒定律知,溶液中存在的粒子浓度之间关系符合溶质的组成比例。Na2S中钠原子、硫原子的物质的量之比为2∶1,则有
题组训练1.常温下,Ka(HCOOH)=1.77×10-4,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,Kb(NH3·H2O)=1.76×10-5,下列说法正确的是 (　　)A.浓度均为0.1 mol·L-1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和:前者小于后者B.用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点,消耗NaOH溶液的体积相等C.0.2 mol·L-1 HCOOH溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)D.0.2 mol·L-1 CH3COONa溶液与0.1 mol·L-1盐酸等体积混合后的溶液中(pHc(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
D
得CH3COONa、NaCl和CH3COOH的物质的量之比为1∶1∶1的混合液,且pHc(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-),正确。
2.常温下,相同pH的氢氧化钠和醋酸钠溶液分别加水稀释,平衡时pH随溶液体积变化的曲线如图所示,则下列叙述正确的是(　　)
A.b、c两点溶液的导电能力相同B.a、b、c三点溶液中水的电离程度:a>c>bC.c点溶液中c(H+)=c(OH-)+c(CH3COOH)D.用等浓度的盐酸分别与等体积的b、c处溶液恰好完全反应,消耗盐酸体积Vb=Vc
B
解析　NaOH是强碱,CH3COONa是强碱弱酸盐,加水稀释促进醋酸根离子水解,稀释相同的倍数后,溶液中c(OH-):CH3COONa>NaOH,所以pH变化大的是NaOH溶液,则Ⅱ代表NaOH溶液,pH变化小的是CH3COONa溶液,即Ⅰ代表CH3COONa溶液。溶液的导电能力与离子浓度成正比,pH相等的醋酸钠溶液和氢氧化钠溶液,c(CH3COONa)>c(NaOH),所以c点导电能力大于b点,A错误;氢氧化钠对水的电离起抑制作用,而醋酸根离子浓度越大越促进水的电离,所以a、b、c三点溶液中水的电离程度:a>c>b,B正确;根据质子守恒得c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-),C错误;pH相等的NaOH溶液和CH3COONa溶液,c(CH3COONa)>c(NaOH),相同体积、相同pH的醋酸钠和氢氧化钠溶液消耗相
同浓度盐酸的体积与醋酸钠和氢氧化钠的物质的量成正比,相同体积、相同pH的醋酸钠和氢氧化钠溶液中n(CH3COONa)>n(NaOH),所以消耗盐酸体积:Vbc(A2-)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)D.常温下,H2A的Ka1数量级为10-5
D
1.(2020课标Ⅰ,13,6分)以酚酞为指示剂,用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如下图所示。[比如A2-的分布系数:δ(A2-)= ]
下列叙述正确的是 (　　)A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L-1C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2D.滴定终点时,溶液中c(Na+)c(C ),溶液pH=10.30,则c(OH-)=  mol·L-1=10-3.70 mol·L-1,综上所述,c(Na+)>c(HC )>c(C )>c(OH-),正确;B项,氨水-NH4Cl混合溶液中,物料守恒关系式为c(NH3·H2O)+c(N )=2c(Cl-),电荷守恒关系式为c(N )+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),两关系式联立得c(N )+2c(H+)=c(NH3·H2O)+2c(OH-),错误;C项,CH3COOHCH3COONa混合溶液的pH=4.76,故CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,即c(CH3COO-)>c(CH3COOH),错误;D项,H2C2O4-NaHC2O4混合溶液中,物料守恒关系式为c(H2C2O4)+c(HC2 )+c(C2 )=2c(Na+),电荷守恒关系式为c(Na+)+c(H+)=
D
4.(2019课标Ⅰ,11,6分)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Ka1=1.1×10-3,Ka2=3.9×10-6)溶液,混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示,其中b点为反应终点。下列叙述错误的是 (　　)A.混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B.Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的C.b点的混合溶液pH=7D.c点的混合溶液中,c(Na+)>c(K+)>c(OH-)
C
解析　KHA与NaOH反应的过程中引入了Na+,HA-转化为A2-,由图像可知a到b过程中导电能力逐渐增强,A、B项正确;b点时,KHA与NaOH恰好完全反应生成正盐,A2-水解使溶液呈碱性,C项错误;b点时,Na+、K+浓度相等,继续滴加NaOH溶液至c点,c(Na+)增大,由图可知c(OH-)小于c(K+),D项正确。