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1、第三单元 盐类的水解,1了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解的主要因素。 2认识盐类水解在生产、生活中的应用(弱酸弱碱盐的水解不作要求)。,1溶液中粒子浓度大小的比较。 2化学平衡原理在水解平衡中的应用。,一、盐类水解的原理 1定义在水溶液中盐电离出来的离子与_结合生成_的反应。 2实质,水电离产生的H或OH,弱电解质,增大,H,OH,3特点,酸碱中和,可逆,弱酸(或弱碱)OH(或H),Al33HCO3,=Al(OH)33CO2,发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性吗？ 提示 不一定，如果弱碱的阳离子水解程度和弱酸的阴离子水解程度相当，溶液中c(H)c(OH)，则溶液依然呈中性，如CH3COON
2、H4溶液。,二、影响盐类水解平衡的因素 1内因酸或碱越弱，其对应的弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解程度_，溶液的碱性或酸性_。 2外因,越大,越强,右移,增大,增大,右移,减小,增大,右移,增大,减小,增大,减小,减小,增大,(1)为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？ (2)配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸，为什么？,盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，强酸强碱盐，不发生水解。 (2)“越弱越水解”弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大，弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。 (3)“都弱都水解”弱酸弱碱盐电离出的弱酸根离子和弱碱阳离子都发生水
3、解，且相互促进。,四条规律,(4)“谁强显谁性”当盐中酸的阴离子对应的酸比碱的阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。,盐溶液酸、碱性的判断方法 (1)强酸与弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。 (2)强碱与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。 (3)强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。 (4)弱酸弱碱盐，其水解程度大于(1)(2)两类，有的甚至水解完全。 具体有三种情况：生成的弱酸电离程度大于生成的弱碱的电离程度，溶液呈酸性，如NH4F；生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中
4、性，如CH3COONH4。,四种方法,盐的水解能促进水的电离，任何水溶液中水电离的c(H)等于水电离的c(OH)，在pH4的NH4Cl溶液中，c(H)104 molL1均来自于水的电离，水电离的c(OH)也是104 molL1，多数被NH4 结合。,我的体会,水解是微弱的、可逆的、吸热的动态平衡，属于化学平衡，其平衡移动也符合勒夏特列原理。盐类水解的离子方程式的写法是：谁弱写谁，都弱都写，电荷守恒、质量守恒；阳离子水解生成H，阴离子水解生成OH；阴、阳离子都水解生成弱酸和弱碱。,我的感悟,有的同学认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH反应，使平衡
5、向水解方向移动，这种说法对吗？,问题征解,1条件盐必须可溶于水；必须有弱碱的阳离子或弱酸的阴离子。 2特征盐类的水解反应是中和反应的逆反应。中和反应的程度越大，水解反应的程度就越小。 3基本规律(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COOH，则相同条件下碱性：NaCNCH3COONa。,必考点58 对盐类水解规律的考查,(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=NaHSO42。 (3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。如NaHSO3，NaH2PO4，NaH
6、C2O4等；若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHS，NaHCO3，Na2HPO4等。 (4)相同条件下的水解程度：正盐相应酸式盐，如CO32HCO3。 (5)相互促进水解的盐单独水解的盐相互抑制水解的盐。如NH4的水解：(NH4)2CO3 (NH4)2SO4 (NH4)2Fe(SO4)2。,物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大顺序排列的是 ( )。 ANa2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl BNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl C(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S DNH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO3 思维引入 先
7、判断溶液的酸碱性，分组，再比较同组内pH关系。,【典例1】,解析 碳酸钠、碳酸氢钠溶液因水解显碱性，且CO32水解程度大于HCO3水解程度，故碳酸钠溶液碱性比碳酸氢钠溶液的强；硫酸铵、氯化铵溶液因NH4水解呈酸性，且硫酸铵溶液中NH4浓度较大，所以它的酸性强些，硝酸钠、氯化钠溶液属于强碱强酸盐，呈中性；硫化钠溶液呈碱性。 答案 C,比较溶液的pH时，先将电解质溶液按酸性、中性、碱性分组。不同组之间pH(酸性溶液)pH(中性溶液)Na2CO3；产生等量CO2时，Na2CO3消耗Al3量多,(1)先考虑分解。如NaHCO3溶液、Ca(HCO3)2溶液蒸干灼烧得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶
8、液蒸干灼烧得K2MnO4和MnO2。 (2)考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体为Na2SO4。 (3)盐水解生成挥发性酸的，蒸干后得到弱碱，水解生成不挥发性酸的，得到原物质。如AlCl3溶液蒸干得氢氧化铝，再灼烧得Al2O3；Al2(SO4)3溶液蒸干得本身。 (4)弱酸强碱正盐蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液蒸干得本身。 (5)NH4Cl溶液、(NH4)2S溶液蒸干、灼烧，无残留物。,盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断,已知H2O2、KMnO4、NaClO、K2Cr2O7均具有强氧化性。将溶液中的Cu2、,【应用2】,Fe2、Fe3沉淀为氢氧化物，需溶液的pH分别为6.
9、4、9.6、3.7。现有含FeCl2杂质的氯化铜晶体(CuCl22H2O)，为制取纯净的CuCl22H2O，首先将其制成水溶液，然后按图示步骤进行提纯：,请回答下列问题： (1)本实验最适合的氧化剂X是_(填序号)。 AK2Cr2O7 BNaClO CH2O2 DKMnO4 (2)物质Y是_。 (3)本实验用加碱沉淀法能不能达到目的？_，原因是_ _。,(4)除去Fe3的有关离子方程式是_ _。 (5)加氧化剂的目的是_ _。 (6)最后能不能直接蒸发结晶得到CuCl22H2O晶体？_，应如何操作？_ _。,1离子浓度的定量关系(1)电荷守恒关系式：由于在电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液
10、总是呈电中性，即所有阴离子所带的负电荷总数一定等于所有阳离子所带的正电荷总数。书写电荷守恒关系式的步骤：找全溶液中的离子；将阴、阳离子各放在“”的一边，用“”连接；各离子浓度前的化学计量数就是各离子所带的电荷数。如NaHCO3溶液中：c(Na)c(H)c(HCO3)c(OH)2c(CO32)。,必考点60 溶液中粒子浓度大小的比较,(2)物料守恒关系式： 在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但中心原子总是守恒的。如NaHCO3溶液中，虽然HCO3既水解又电离，但HCO3、CO32、H2CO3三者中C原子的总物质的量与Na的物质的量相等，即c(Na)c(HCO3)c(H2CO3)
11、c(CO32)。 (3)质子守恒关系式：,2溶液中离子浓度大小的关系(1)多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离且一步比一步更难电离。如H2CO3溶液中，c(H)c(HCO3)c(CO32)。(2)多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸的酸根离子分步水解且一步比一步更难水解。如K2CO3溶液中：c(K)c(CO32)c(OH)c(HCO3)c(H)(3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较：要考虑溶液中其他离子的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4，c(NH4)由大到小的顺序是：。,(4)混合溶液中各离子浓度大小的比较： 要考虑溶液中发生的水解平衡、电离平衡等。如在0
12、.1 molL1的NH4Cl溶液和0.1 molL1的氨水混合溶液中，各离子浓度由大到小的顺序是：c(NH4)c(Cl)c(OH)c(H)。NH3H2O的电离程度大于NH4的水解程度。,(2013锡惠联考)下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 ( )。 A0.1 molL1的NH4Cl溶液与0.05 molL1的NaOH溶液等体积混合后pH7：c(Cl)c(Na)c(NH4)c(OH)c(H) B等体积、等物质的量浓度的NaClO溶液和NaHCO3溶液混合：c(HClO)c(ClO)c(HCO3)c(H2CO3)c(CO32) CpH2的HA溶液与pH12的MOH溶液等体积混合：c(M)c(A)c(OH)c(H),
