【学海导航】高中化学第2轮总复习-专题2-第10课时盐类水解和离子浓度大小的比较课件.ppt

理解盐类水解的原理。了解盐溶液的酸碱性。
盐类的水解平衡是高考中的热点内容之一，也是教学
中的重点和难点。高考中的题型以选择题为主，有时也以填空
题、简答题形式考查，几乎是每年必考的内容。盐类的水解在
考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱
电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、
定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判
断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大
小的比较及排序；⑤离子共存、溶液的配制、试剂的储存、化
肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
一、盐类的水解(2)水解规律
①有弱才水解，都弱双水解，谁强显谁性。
②越弱越水解，越高(温度高或价态高)越水解，越稀越水解。
(3)酸式盐在溶液中的酸碱行为：弱酸的酸式盐电离与水解并存；
多数水解大于电离，但也有少数电离大于水解，如，HSO、
H2PO4-、HC2O4-等。
3．影响因素
(1)决定性因素——盐的性质
(2)外因
①浓度——盐的浓度越大，水解程度越小。
②温度——温度越高，水解程度越大。③溶液的pH——根据盐类水解后溶液的酸碱性判断水解程度大
小。
[如a.FeCl3溶液在配制时先将固体溶于浓盐酸，再加水稀释到
所需浓度以抑制其水解。b.等物质的量浓度的NH4HSO4、
NH4Cl、NH4HCO3溶液，c(NH4+)依次减小。]
④同种元素阳离子的化合价——价高水解程度更大，如
Fe3+>Fe2+。
4．水解知识应用
(1)判断溶液的酸碱性。
(2)利用盐类互相促进水解——泡沫灭火器。
(3)分析盐溶液中离子浓度大小。

(4)配制盐溶液(配制FeCl3溶液要加入盐酸，配制Na2SiO3溶液加
入NaOH)。
(5)判断离子共存问题。
(6)解释一些化学现象(FeCl3溶液制胶体，无水AlCl3瓶盖打开有
白雾等)。
(7)盐溶液蒸干时所得产物的判断(CuCl2溶液蒸干灼烧得到CuO
，而硫酸铜则依然为硫酸铜)。比较下列溶液中盐的水解程度:
(1)0.1mol/LNa2CO3溶液0.1mol/LNa2SiO3溶液。
(2)0.1mol/LNa2CO3溶液0.1mol/LNaHCO3溶液。
(3)0.1mol/LNH4Cl溶液0.01mol/LNH4Cl溶液。
解析：(1)越弱越水解；
(2)一级水解远大于二级水解；
(3)稀溶液的水解程度大。广义的水解观认为：无论是盐的水解还是非盐的水
解，其最终结果是反应中各物质和水分别解离成两部分，然后两
两重新组合成新的物质。根据上述信息，下列说法不正确的是
()
A.CaO2的水解产物是Ca(OH)2和H2O2
B.PCl3的水解产物是HClO和PH3
C.NaClO的水解产物之一是HClO
D.Mg3N2的水解产物是两种碱性物质二、电解质溶液中粒子浓度大小的比较2．抓住盐类水解的特点：程度小
含一种弱酸根离子的盐溶液水解程度一般很小，水解产生的离子浓度一般较小，此原则适用于含一种弱酸根离子的盐溶液中离子浓度大小比较的题型。
注：酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO；②电离程度>水解程度，显酸性(如：HSO、H2PO)；③水解程度>电离程度，显碱性(如：HCO、HS-、HPO)。莫尔盐［(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O］常作氧化还原滴定法的
基准物质，在0.1mol/L的该盐的溶液中，下列有关比较不正确
的是()
A.c(SO42-)>c(NH4+)>c(Fe2+)>c(H+)>c(OH-)
B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.2mol/L
C.2c(SO4)+c(OH-)=c(NH4+)+2c(Fe2+)+c(H+)
D.c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)+c［Fe(OH)2］
解析：D为质子守恒应该是
c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)+2c［Fe(OH)2］。有关①100mL0.1mol/LNaHCO3、②100mL0.1mol/LNa2CO3两种溶液的叙述不正确的是()
A．溶液中水电离出的H+个数：②>①
B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①
C．①溶液中：c(CO32-)>c(H2CO3)
D．②溶液中：c(HCO3-)>c(H2CO3)解析：本题考查盐的水解，以及溶液中离子浓度的计算和比较等知识。同浓度的NaHCO3和Na2CO3溶液中，由于CO32-水解程度大于HCO3-，pH(NaHCO3)<pH(Na2CO3)，两溶液中水电离出的H+和OH-物质的量相等，水电离出的H+个数：②>①，A正确；在Na2CO3和NaHCO3溶液中，根据电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)，同