高中化學(xué)鹽類水解精講解析及練習(xí)

1、水解中和水解電離高中化學(xué)鹽類的水解鹽類的水解考點(diǎn)精講1復(fù)習(xí)重點(diǎn)復(fù)習(xí)重點(diǎn)1鹽類的水解原理及其應(yīng)用2溶液中微粒間的相互關(guān)系及守恒原理2難點(diǎn)聚焦難點(diǎn)聚焦（一）鹽的水解實(shí)質(zhì)H2OHOH—AB==Bn—AnHB（n—1）—A(OH)n當(dāng)鹽AB能電離出弱酸陰離子（Bn—）或弱堿陽離子（An），即可與水電離出的H或OH—結(jié)合成電解質(zhì)分子，從而促進(jìn)水進(jìn)一步電離.與中和反應(yīng)的關(guān)系：鹽水酸堿（兩者至少有一為弱）由此可知，鹽的水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但一般認(rèn)

2、為中和反應(yīng)程度大，大多認(rèn)為是完全以應(yīng)，但鹽類的水解程度小得多，故為萬逆反應(yīng)，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。（二）水解規(guī)律簡述為：有弱才水解，無弱不水解越弱越水解，弱弱都水解誰強(qiáng)顯誰性，等強(qiáng)顯中性具體為：1正鹽溶液①強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性②強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性④弱酸堿鹽不一定如NH4CNCH3CO2NH4NH4F堿性中性酸性取決于弱酸弱堿相對強(qiáng)弱2酸式鹽①若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）②若既有電離又有水解，取決于

3、兩者相對大小電離程度＞水解程度，呈酸性電離程度＜水解程度，呈堿性強(qiáng)堿弱酸式鹽的電離和水解.a)以HmAn—表示弱酸酸式鹽陰離子的電離和水解平衡.Hm1A(n—1)—OH—HmAn—1H2OHm—1A(n1)—H3比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.（1）一種鹽溶液中各種離子濃度相對大?、佼?dāng)鹽中陰、陽離子等價(jià)時(shí)[不水解離子]＞[水解的離子]＞[水解后呈某性的離子（如H或OH—）]＞[顯性對應(yīng)離子如OH—或H]實(shí)例：aCH3COONa.bNH

4、4Cla.[Na]＞[CH3COO—]＞[OH—]＞[H]b.[Cl—]＞[NH4]＞[OH—]②當(dāng)鹽中陰、陽離子不等價(jià)時(shí)。要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步”，實(shí)例Na2S水解分二步S2—H2OHS—OH—（主要）HS—H2OH2SOH—（次要）各種離子濃度大小順序?yàn)椋篬Na]＞[S2—]＞[OH—]＞[HS—]＞[H]（2）兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對大小.①若酸與堿恰好完全以應(yīng)，

5、則相當(dāng)于一種鹽溶液.②若酸與堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度.4溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系以Na2S水溶液為例來研究（1）寫出溶液中的各種微粒陽離子：Na、H陰離子：S2—、HS—、OH—（2）利用守恒原理列出相關(guān)方程.10電荷守恒：[Na][H]=2[S2—][HS—][OH—]20物料守恒：Na2S=2NaS2—若S2—已發(fā)生部分水解，S原子以三種微粒存在于溶液中。[S2—]、[HS—]，根據(jù)S原

6、子守恒及Na的關(guān)系可得.[Na]=2[S2—]2[HS—]2[H2S]30質(zhì)子守恒H2OHOH—由H2O電離出的[H]=[OH—]，水電離出的H部分被S2—結(jié)合成為HS—、H2S，根據(jù)H（質(zhì)子）守恒，可得方程：[OH—]=[H][HS—]2[H2S]想一想：若將Na2S改為NaHS溶液，三大守恒的關(guān)系式與Na2S對應(yīng)的是否相同？為什么？提示：由于兩種溶液中微粒種類相同，所以陰、陽離子間的電荷守恒方程及質(zhì)子守恒是一致的。但物料守恒方程不同