化学人教版（2019）选择性必修1 3.3盐类的水解 课件（共41张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修1 3.3盐类的水解 课件（共41张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 15.5MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-09-23 22:31:44 | ||
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文档简介
(共41张PPT)
第三节 盐类的水解
1、通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，从盐的组成上探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律，形成宏观辨识与微观探析的能力。
2、熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写
素养目标
3、认识影响盐类水解的主要因素。了解盐类水解的应用。能综合运用离子反应，水解平衡原理，分析和解决生产、生活中的实际问题。
1、盐溶液的酸碱性与盐的类型的关系
一、盐类的水解
盐 NaCl KNO3 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4
盐溶液的 酸碱性
盐的类型 （一）、盐溶液的酸碱性
中性
中性
碱性
碱性
酸性
酸性
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
2．盐溶液呈现不同酸碱性的原因（理论分析）
(1)NH4Cl溶液
H2O H++ OH-
NH4Cl+H2O NH3 ·H2O+HCl
①电离过程:NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH4+与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,当达到新的平衡时,溶液中c(H+)大于c(OH-),溶液显酸性。
②水的电离平衡移动:
③总反应的离子方程式为:
(2)CH3COONa溶液
【微思考2】碳酸钠中的碳酸根也水解,碳酸根水解分几步进行 与碳酸的元数有何对应关系
①电离过程:CH3COONa=CH3COO-+Na+,
H2O H++OH-
②水的电离平衡移动:
CH3COO-与水电离出的H+结合生成弱电解质CH3COOH ,使水的电离平衡向电离的方向移动,当达到新平衡时,溶液中c(OH-)大于c(H+),溶液显碱性。
③总反应的离子方程式为:
(3)NaCl溶液
①电离过程:NaCl=Na++Cl-
H2O H++OH-
②水的电离平衡的移动:
溶液里没有弱电解质生成,H2O的电离平衡未受到影响,c(H+)
等于c(OH-),溶液显中性。
3、结论
(1)当强酸弱碱盐溶于水时,盐电离产生的 离子与水电离出的 结合生成 ,使溶液中的c(H+) c(OH-),溶液呈 性。
(2)当强碱弱酸盐溶于水时,盐电离产生的 离子与水电离出的
结合生成 ,使溶液中的c(OH-) c(H+),溶液呈 性。
(3)当强酸强碱盐溶于水时,盐电离产生的阴离子、阳离子都不能与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质,即强酸强碱盐 ,溶液中的c(OH-) c(H+),溶液呈 性。
思考：某溶液呈酸性，则该溶液可能是某酸的溶液、强酸弱碱盐溶液或某酸的酸式盐溶液，这种说法是否正确？
阴
弱酸
H+
>
碱
阳
OH-
弱碱
>
酸
不水解
=
中
（二）、盐类的水解
1．实质
盐电离出来的阴离子或阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成了弱电解质，破坏了水的电离平衡。
(1)盐必须溶于水中。
(2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解,都强不水解)。
3．条件
2.盐类水解的结果
使溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，使溶液中c(H＋)和c(OH－)发生变化，促进了水的电离。
(1)可逆：盐类的水解是可逆反应。
(2)吸热：盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
(3)微弱：盐类的水解程度很微弱。
4.特点
5.盐类水解的规律
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 ____ _____
强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 ____ ___________ ______
强碱弱酸盐 CH3COONa、Na2CO3 ____ ________________ ______
不水解
水解
水解
NH4+ Cu2+
CH3COO- CO32-
中性
酸性_
碱性_
例1、下列溶液呈碱性的是( )
A.NH4NO3 B.(NH4)2SO4
C.KCl D.K2CO3
2.(双选)有关盐类水解的说法不正确的是( )
A.盐类的水解过程破坏了水的电离平衡
B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C.盐类水解的结果使溶液一定不呈中性
D.Na2CO3水解的实质是Na+与H2O电离出的OH-结合生成了NaOH
C D
D
6、盐的水解反应离子方程式的书写
②相互促进的水解程度较大的即可以水解完全，书写时用“===”“↑”“↓”。
①若水解程度不大，用“ ”表示。
(1)盐类水解的离子方程式一般用“ ”连接，由于水解程度较小,水解生成的弱电解质的量较少,即一般不生成沉淀或气体,一般不标“↑”“↓”等符号。
(2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。
(3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。
(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
例：AlCl3溶液和Na2CO3溶液混合：
7、酸式盐溶液酸碱性的判断
酸式盐的水溶液显什么性，这要看该盐的组成微粒的实际表现。如果不考虑阳离子水解的因素，单纯考虑酸式酸根离子。
注意：
区分盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式；
弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合液酸碱性的分析
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。
弱酸酸式盐，其酸式酸根离子在水溶液中既可以电离也可以水解。
(2)强碱的弱酸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。
8、由水电离出的氢离子或氢氧根离子浓度的大小判断
例、 在25 ℃时,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)各为多少 在上述两溶液中,NH4Cl溶液中由水电离的c(OH-)是HCl溶液中的多少倍
例、常温下，在pH＝12的某溶液中，甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为 甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1 丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为正确的数据是 ( )
A．甲、乙 B．丙
C．丙、丁 D．乙、丁
C
判断正误：
(1)酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。 ( )
(2)某盐溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。 ( )
(3)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液,水的电离程度相同。 ( )
(5)常温下,pH=11的CH3COONa溶液与pH=3的CH3COOH溶液,水的电离程度相同。 ( )
(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离。 ( )
√
×
√
×
×
例1、下列物质在常温下发生水解时,对应的离子方程式正确的是( )
2.有四种物质的量浓度相同且由+1价阳离子A+、B+和-1价阴离子X-、Y-组成的盐溶液。据测定,常温下AX溶液和BY溶液的pH都为7,AY溶液的pH>7,BX溶液的pH<7。据此推断,可能不水解的盐是 ( )
A.AX B.BX
C.AY D.BY
A
B
（三）、电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒
1.电荷守恒
(1)内容:电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等,即电荷守恒,溶液呈电中性。
(2)实例:
碳酸钠溶液中的电荷守恒式为：n(Na+) + n(H+)=n(OH-) + n(HCO3-)+2n(CO32-)
2.元素质量守恒
(1)内容:在电解质溶液中,由于某些离子发生水解或电离,离子的存在形式发生了变化,就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的,即元素质量守恒。
(2)实例:
0.1 mol·L-1碳酸钠溶液中,根据碳元素质量守恒,可得关系式:
c(Na+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
二、影响盐类水解的主要因素
1．主要因素--内因
盐类水解的程度大小主要是由盐的性质所决定的。
强碱弱酸盐：形成盐的弱酸酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，其盐对应的弱酸根离子的水解程度越大，盐溶液的碱性越强。
即：越弱越水解”。
例、物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A.HX、HZ、HY B.HX、HY、HZ
C.HZ、HY、HX D.HY、HZ、HX
C
2．外界因素--次要因素
盐的水解是可逆反应，所以盐类水解平衡同电离平衡一样，属于动态平衡。当温度、浓度等条件改变时，会引起水解平衡的移动，从而影响盐类水解的程度。其中浓度的影响通常包括：加水稀释、加入适量的酸或碱及能与酸或碱反应的盐等。
实验探究——反应条件对FeCl3水解平衡的影响
实验探究——反应条件对FeCl3水解平衡的影响
影响因素 实验步骤 实验现象
温度 在试管中加入2ml 0.01 mol/L FeCl3溶液，用试管夹夹持，在酒精灯上微热 溶液颜
色 .
反应物的浓度 在试管中加入2mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后用药匙加入少许FeCl3晶体 溶液颜
色 .
生成物的浓度 在试管中加入2 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后通入HCl； 溶液颜
色 .
加深
加深
变浅
条件 平衡移动方向 H＋个数 C（H+） pH 水解程度 现象
升温 _ ______ ______ __________
通HCl ______ ______ ______ __________
加NaOH ______ ______ ______ _________
加H2O ______ ______ ______ __________
加NaHCO3
正向移动
正向移动
正向移动
正向移动
逆向移动
增大
增大
减小
增大
增大
增大
增大
减小
增大
减小
减小
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
颜色加深
颜色变浅
颜色加深
颜色变浅
红褐色沉淀和气体放出
双水解：
1、定义：
两盐中的弱离子彼此相互促进的水解反应
2、分类：
完全双水解和部分双水解
如：①Al3+与CO32- 、 HCO3-、 S2-、HS-、AlO2-
Fe 3+与 HCO3-、CO32- 等组成的盐水解相互促进程度很大、很彻底即水解完全，有沉淀、气体生成，书写时用“===”“↑”“↓”。
②NH4+ 与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等组成的盐虽然水解相互促进,但水解程度较小,仍是部分水解.但比单一离子水解程度大。
3、方程式的书写：
判定方法：
观察水解产物是否有沉淀
1.温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
2.浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大即越稀越水解。
3.酸碱性：向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
小结：
三、盐类水解的应用
1、判断溶液的酸碱性
2、判断盐溶液中粒子的种类及浓度的大小
3、配制可水解的盐溶液
如：在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时因水解而变浑浊所以为了抑制水解，常先将盐溶于少量较浓的盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。
如：配制硫化钠的水溶液时，可加入少量氢氧化钠，抑制S2－的水解。
4、可水解盐溶液的储存
某些强碱弱酸盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞。如Na2CO3 溶液等。
（一）在科学研究中的应用
5、用于物质的制备
如：制备Fe(OH)3胶体
6、判断离子能否大量共存
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。
用TiCl4制备TiO2等。在制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到（类似的方法也可用于SnO、SnO2制备等）。
若相互促进程度较小，则可以大量共存
若相互促进的程度很大、很彻底，则不能大量共存
（二）日常生活中的应用
7、热的纯碱液去油污效果更好
纯碱（Na2CO3）水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，热的纯碱溶液去污效果增强
8、明矾（铝盐）用作净水剂
明矾溶于水电离产生的Al3+水解，生成Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清
9、泡沫灭火剂
泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，铝离子与HCO3—的水解会彼此相互促进，从而使水解完全，产生CO2和Al(OH)3沉淀。
Al3＋＋3HCO32-═══Al(OH)3↓＋3CO2↑。
10、铵态氮肥不能与草木灰混合使用
草木灰的成分：K2CO3，铵态氮肥——铵盐。
11、利用盐的水解去除杂质
如、除去MgCl2溶液中的Fe3＋杂质的原理：
因为NH4+水解呈酸性，CO32-水解产生OH-呈碱性，同时存在时，相互促进，水解程度增大，使氨气溢出降低肥效。
如果两种离子的水解程度不一样，可通过调控溶液的pH将其中一种离子转化为氢氧化物沉淀而除去。
12、NH4Cl-ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
Fe3++3H2O Fe(OH)3+H+ MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O，使Fe3＋水解平衡向右移动，从而转化为Fe(OH)3沉淀除去，且不引入新的杂质
Zn2＋水解使溶液显酸性，能溶解铁锈
（三）盐溶液蒸干后产物的判断方法
盐溶液 产物
Ca(HCO3)2/NaHCO3
NH4Cl
Na2SO3
FeCl2/AlCl3
Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4
NaAlO2/Na2CO3
在空气中加热蒸干并灼烧下列盐溶液，将所得产物填入表格中。
CaO/Na2CO3
无
Na2SO4
Fe2O3/Al2O3
Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4
NaAlO2/Na2CO3
如：用MgCl2·6H2O晶体如何得到纯的无水MgCl2？
在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气
如：把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？如何操作溶质不变？(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)。
答案：在AlCl3溶液中存在着如下平衡：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，加热时水解平衡右移，同时生成的HCl不断挥发，使平衡不断向右移动得到Al(OH)3，在灼烧时发生反应：2Al(OH)3=======Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固体是Al2O3；在HCl气流中加热蒸发溶质不变。
易错判断：1.稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强( )
2.水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大( )
3.用Na2S溶液与AlCl3溶液混合可以制备Al2S3 ( )
4.水解相互促进的离子在同一溶液中一定不能共存( )
×
×
×
×
例.常温下，下列各组微粒在指定溶液中因水解反应而不能大量共存的是
√
知识导图
四、溶液中粒子浓度关系
（一）、熟悉“两大理论”及其“两大微弱”
1.电离平衡
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一级电离程度远大于第二级电离)
2.水解平衡
(1)水解过程是微弱的。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解
(二)巧用“两个守恒”，明确浓度关系
类型：一、单一溶液中粒子浓度的关系
二、混合溶液中粒子浓度的关系判断
三、不同溶液中同一离子浓度的大小比较
类型一 滴定过程pH变化曲线
类型二 分布系数曲线
类型三 对数图像中的粒子浓度关系
五、反应过程中溶液粒子浓度变化的图像分析
类型四 复合图像
类型一 滴定过程pH变化曲线
练习：常温下，用0.1 mol/LNaOH溶液滴定 20.00 mL 0.1 mol/L CH3COOH（Ka约为1×10-5）溶液可得滴定曲线：
a点：
b点：
c点：
d点：
e点：
起点
半中和点
中性点
中和点
过量点
二元弱电解质的滴定曲线
3.已知pKa＝－lg Ka,25 ℃时，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常温下，用0.1 mol·L－1NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是（ ）
A
类型二 分布系数曲线
一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例)
注：pKa为电离常数的负对数
1.透析分布曲线 确定思维方向
分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
例题：常温下，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中三种微粒H2C2O4、HC2O4-、C2O42-的物质的量分数(δ)与pH的关系如图所示，已知：
二、微粒分布多曲线交叉图（平衡常数的计算与应用）
思考交流：
1、用A、B 点求Ka1、Ka2、Kh1、Kh2，并找出它们之间的关系。
2、A点和草酸的半中和点是什么关系？
类型三 对数图像中的粒子浓度关系
【2017·高考全国卷Ⅰ，13】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。回答相应问题：
1、指出横坐标与曲线M、N的对应关系；
2、判断NaHX溶液的酸碱性；
3、当混合溶液呈中性时离子浓度大小顺序。
【2020·山东高考真题】
25℃时，某混合溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L，lgc( CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是（ ）
A．O点时，c(CH3COOH)=c(CH3COO-)
B．N点时，pH=-lgKa
C．该体系中，
D．pH由7到14的变化过程中，
CH3COO-的水解程度始终增大
BC
8.在某温度时，将n mol·L－1氨水滴入 10 mL 1.0 mol·L－1盐酸中，溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。下列有关说法错误的是（ ）
C.水的电离程度：b>c>a>d
D.25 ℃时 ，NH4Cl 水解平衡常数为(n－1)×10－7
(用n表示)
类型四 复合图像
C
【2021·新高考辽宁卷】用0.1000 mol·L－1盐酸滴定20.00 mL Na2A溶液，溶液中H2A、HA－、A2－的分布分数δ随pH变化曲线及滴定曲线如图。下列说法正确的是[如A2－分布分数： ]
A．H2A的Ka1为10-10.25
B．c点：c(HA－)＞c(A2－)＞c(H2A)
C．第一次突变，可选酚酞作为指示剂
D．c(Na2A)＝0.2000 mol·L－1
√
练习：25℃时，用0.1000 mol·L－1NaOH溶液滴定某二元弱酸H2A。溶液中，pH、物种分布分数δ随H2A被滴定分数[n(NaOH):n(H2A)]的变化关系如图所示。下列说法正确的是
A、曲线①代表δ(H2A)
B、H2A的Ka1=1×10-7
C、n(NaOH):n(H2A)=0.5的溶液中：2c(H+)+c(H2A)=c(HA-)+3c(A2-)+2c(OH-)
D、n(NaOH):n(H2A)=1的溶液中：c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-)
√
第三节 盐类的水解
1、通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，从盐的组成上探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律，形成宏观辨识与微观探析的能力。
2、熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写
素养目标
3、认识影响盐类水解的主要因素。了解盐类水解的应用。能综合运用离子反应，水解平衡原理，分析和解决生产、生活中的实际问题。
1、盐溶液的酸碱性与盐的类型的关系
一、盐类的水解
盐 NaCl KNO3 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4
盐溶液的 酸碱性
盐的类型 （一）、盐溶液的酸碱性
中性
中性
碱性
碱性
酸性
酸性
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
2．盐溶液呈现不同酸碱性的原因（理论分析）
(1)NH4Cl溶液
H2O H++ OH-
NH4Cl+H2O NH3 ·H2O+HCl
①电离过程:NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH4+与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,当达到新的平衡时,溶液中c(H+)大于c(OH-),溶液显酸性。
②水的电离平衡移动:
③总反应的离子方程式为:
(2)CH3COONa溶液
【微思考2】碳酸钠中的碳酸根也水解,碳酸根水解分几步进行 与碳酸的元数有何对应关系
①电离过程:CH3COONa=CH3COO-+Na+,
H2O H++OH-
②水的电离平衡移动:
CH3COO-与水电离出的H+结合生成弱电解质CH3COOH ,使水的电离平衡向电离的方向移动,当达到新平衡时,溶液中c(OH-)大于c(H+),溶液显碱性。
③总反应的离子方程式为:
(3)NaCl溶液
①电离过程:NaCl=Na++Cl-
H2O H++OH-
②水的电离平衡的移动:
溶液里没有弱电解质生成,H2O的电离平衡未受到影响,c(H+)
等于c(OH-),溶液显中性。
3、结论
(1)当强酸弱碱盐溶于水时,盐电离产生的 离子与水电离出的 结合生成 ,使溶液中的c(H+) c(OH-),溶液呈 性。
(2)当强碱弱酸盐溶于水时,盐电离产生的 离子与水电离出的
结合生成 ,使溶液中的c(OH-) c(H+),溶液呈 性。
(3)当强酸强碱盐溶于水时,盐电离产生的阴离子、阳离子都不能与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质,即强酸强碱盐 ,溶液中的c(OH-) c(H+),溶液呈 性。
思考：某溶液呈酸性，则该溶液可能是某酸的溶液、强酸弱碱盐溶液或某酸的酸式盐溶液，这种说法是否正确？
阴
弱酸
H+
>
碱
阳
OH-
弱碱
>
酸
不水解
=
中
（二）、盐类的水解
1．实质
盐电离出来的阴离子或阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成了弱电解质，破坏了水的电离平衡。
(1)盐必须溶于水中。
(2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解,都强不水解)。
3．条件
2.盐类水解的结果
使溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，使溶液中c(H＋)和c(OH－)发生变化，促进了水的电离。
(1)可逆：盐类的水解是可逆反应。
(2)吸热：盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
(3)微弱：盐类的水解程度很微弱。
4.特点
5.盐类水解的规律
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 ____ _____
强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 ____ ___________ ______
强碱弱酸盐 CH3COONa、Na2CO3 ____ ________________ ______
不水解
水解
水解
NH4+ Cu2+
CH3COO- CO32-
中性
酸性_
碱性_
例1、下列溶液呈碱性的是( )
A.NH4NO3 B.(NH4)2SO4
C.KCl D.K2CO3
2.(双选)有关盐类水解的说法不正确的是( )
A.盐类的水解过程破坏了水的电离平衡
B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C.盐类水解的结果使溶液一定不呈中性
D.Na2CO3水解的实质是Na+与H2O电离出的OH-结合生成了NaOH
C D
D
6、盐的水解反应离子方程式的书写
②相互促进的水解程度较大的即可以水解完全，书写时用“===”“↑”“↓”。
①若水解程度不大，用“ ”表示。
(1)盐类水解的离子方程式一般用“ ”连接，由于水解程度较小,水解生成的弱电解质的量较少,即一般不生成沉淀或气体,一般不标“↑”“↓”等符号。
(2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。
(3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。
(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
例：AlCl3溶液和Na2CO3溶液混合：
7、酸式盐溶液酸碱性的判断
酸式盐的水溶液显什么性，这要看该盐的组成微粒的实际表现。如果不考虑阳离子水解的因素，单纯考虑酸式酸根离子。
注意：
区分盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式；
弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合液酸碱性的分析
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。
弱酸酸式盐，其酸式酸根离子在水溶液中既可以电离也可以水解。
(2)强碱的弱酸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。
8、由水电离出的氢离子或氢氧根离子浓度的大小判断
例、 在25 ℃时,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)各为多少 在上述两溶液中,NH4Cl溶液中由水电离的c(OH-)是HCl溶液中的多少倍
例、常温下，在pH＝12的某溶液中，甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为 甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1 丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为正确的数据是 ( )
A．甲、乙 B．丙
C．丙、丁 D．乙、丁
C
判断正误：
(1)酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。 ( )
(2)某盐溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。 ( )
(3)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液,水的电离程度相同。 ( )
(5)常温下,pH=11的CH3COONa溶液与pH=3的CH3COOH溶液,水的电离程度相同。 ( )
(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离。 ( )
√
×
√
×
×
例1、下列物质在常温下发生水解时,对应的离子方程式正确的是( )
2.有四种物质的量浓度相同且由+1价阳离子A+、B+和-1价阴离子X-、Y-组成的盐溶液。据测定,常温下AX溶液和BY溶液的pH都为7,AY溶液的pH>7,BX溶液的pH<7。据此推断,可能不水解的盐是 ( )
A.AX B.BX
C.AY D.BY
A
B
（三）、电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒
1.电荷守恒
(1)内容:电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等,即电荷守恒,溶液呈电中性。
(2)实例:
碳酸钠溶液中的电荷守恒式为：n(Na+) + n(H+)=n(OH-) + n(HCO3-)+2n(CO32-)
2.元素质量守恒
(1)内容:在电解质溶液中,由于某些离子发生水解或电离,离子的存在形式发生了变化,就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的,即元素质量守恒。
(2)实例:
0.1 mol·L-1碳酸钠溶液中,根据碳元素质量守恒,可得关系式:
c(Na+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
二、影响盐类水解的主要因素
1．主要因素--内因
盐类水解的程度大小主要是由盐的性质所决定的。
强碱弱酸盐：形成盐的弱酸酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，其盐对应的弱酸根离子的水解程度越大，盐溶液的碱性越强。
即：越弱越水解”。
例、物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A.HX、HZ、HY B.HX、HY、HZ
C.HZ、HY、HX D.HY、HZ、HX
C
2．外界因素--次要因素
盐的水解是可逆反应，所以盐类水解平衡同电离平衡一样，属于动态平衡。当温度、浓度等条件改变时，会引起水解平衡的移动，从而影响盐类水解的程度。其中浓度的影响通常包括：加水稀释、加入适量的酸或碱及能与酸或碱反应的盐等。
实验探究——反应条件对FeCl3水解平衡的影响
实验探究——反应条件对FeCl3水解平衡的影响
影响因素 实验步骤 实验现象
温度 在试管中加入2ml 0.01 mol/L FeCl3溶液，用试管夹夹持，在酒精灯上微热 溶液颜
色 .
反应物的浓度 在试管中加入2mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后用药匙加入少许FeCl3晶体 溶液颜
色 .
生成物的浓度 在试管中加入2 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后通入HCl； 溶液颜
色 .
加深
加深
变浅
条件 平衡移动方向 H＋个数 C（H+） pH 水解程度 现象
升温 _ ______ ______ __________
通HCl ______ ______ ______ __________
加NaOH ______ ______ ______ _________
加H2O ______ ______ ______ __________
加NaHCO3
正向移动
正向移动
正向移动
正向移动
逆向移动
增大
增大
减小
增大
增大
增大
增大
减小
增大
减小
减小
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
颜色加深
颜色变浅
颜色加深
颜色变浅
红褐色沉淀和气体放出
双水解：
1、定义：
两盐中的弱离子彼此相互促进的水解反应
2、分类：
完全双水解和部分双水解
如：①Al3+与CO32- 、 HCO3-、 S2-、HS-、AlO2-
Fe 3+与 HCO3-、CO32- 等组成的盐水解相互促进程度很大、很彻底即水解完全，有沉淀、气体生成，书写时用“===”“↑”“↓”。
②NH4+ 与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等组成的盐虽然水解相互促进,但水解程度较小,仍是部分水解.但比单一离子水解程度大。
3、方程式的书写：
判定方法：
观察水解产物是否有沉淀
1.温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
2.浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大即越稀越水解。
3.酸碱性：向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
小结：
三、盐类水解的应用
1、判断溶液的酸碱性
2、判断盐溶液中粒子的种类及浓度的大小
3、配制可水解的盐溶液
如：在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时因水解而变浑浊所以为了抑制水解，常先将盐溶于少量较浓的盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。
如：配制硫化钠的水溶液时，可加入少量氢氧化钠，抑制S2－的水解。
4、可水解盐溶液的储存
某些强碱弱酸盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞。如Na2CO3 溶液等。
（一）在科学研究中的应用
5、用于物质的制备
如：制备Fe(OH)3胶体
6、判断离子能否大量共存
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。
用TiCl4制备TiO2等。在制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到（类似的方法也可用于SnO、SnO2制备等）。
若相互促进程度较小，则可以大量共存
若相互促进的程度很大、很彻底，则不能大量共存
（二）日常生活中的应用
7、热的纯碱液去油污效果更好
纯碱（Na2CO3）水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，热的纯碱溶液去污效果增强
8、明矾（铝盐）用作净水剂
明矾溶于水电离产生的Al3+水解，生成Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清
9、泡沫灭火剂
泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，铝离子与HCO3—的水解会彼此相互促进，从而使水解完全，产生CO2和Al(OH)3沉淀。
Al3＋＋3HCO32-═══Al(OH)3↓＋3CO2↑。
10、铵态氮肥不能与草木灰混合使用
草木灰的成分：K2CO3，铵态氮肥——铵盐。
11、利用盐的水解去除杂质
如、除去MgCl2溶液中的Fe3＋杂质的原理：
因为NH4+水解呈酸性，CO32-水解产生OH-呈碱性，同时存在时，相互促进，水解程度增大，使氨气溢出降低肥效。
如果两种离子的水解程度不一样，可通过调控溶液的pH将其中一种离子转化为氢氧化物沉淀而除去。
12、NH4Cl-ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
Fe3++3H2O Fe(OH)3+H+ MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O，使Fe3＋水解平衡向右移动，从而转化为Fe(OH)3沉淀除去，且不引入新的杂质
Zn2＋水解使溶液显酸性，能溶解铁锈
（三）盐溶液蒸干后产物的判断方法
盐溶液 产物
Ca(HCO3)2/NaHCO3
NH4Cl
Na2SO3
FeCl2/AlCl3
Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4
NaAlO2/Na2CO3
在空气中加热蒸干并灼烧下列盐溶液，将所得产物填入表格中。
CaO/Na2CO3
无
Na2SO4
Fe2O3/Al2O3
Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4
NaAlO2/Na2CO3
如：用MgCl2·6H2O晶体如何得到纯的无水MgCl2？
在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气
如：把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？如何操作溶质不变？(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)。
答案：在AlCl3溶液中存在着如下平衡：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，加热时水解平衡右移，同时生成的HCl不断挥发，使平衡不断向右移动得到Al(OH)3，在灼烧时发生反应：2Al(OH)3=======Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固体是Al2O3；在HCl气流中加热蒸发溶质不变。
易错判断：1.稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强( )
2.水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大( )
3.用Na2S溶液与AlCl3溶液混合可以制备Al2S3 ( )
4.水解相互促进的离子在同一溶液中一定不能共存( )
×
×
×
×
例.常温下，下列各组微粒在指定溶液中因水解反应而不能大量共存的是
√
知识导图
四、溶液中粒子浓度关系
（一）、熟悉“两大理论”及其“两大微弱”
1.电离平衡
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一级电离程度远大于第二级电离)
2.水解平衡
(1)水解过程是微弱的。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解
(二)巧用“两个守恒”，明确浓度关系
类型：一、单一溶液中粒子浓度的关系
二、混合溶液中粒子浓度的关系判断
三、不同溶液中同一离子浓度的大小比较
类型一 滴定过程pH变化曲线
类型二 分布系数曲线
类型三 对数图像中的粒子浓度关系
五、反应过程中溶液粒子浓度变化的图像分析
类型四 复合图像
类型一 滴定过程pH变化曲线
练习：常温下，用0.1 mol/LNaOH溶液滴定 20.00 mL 0.1 mol/L CH3COOH（Ka约为1×10-5）溶液可得滴定曲线：
a点：
b点：
c点：
d点：
e点：
起点
半中和点
中性点
中和点
过量点
二元弱电解质的滴定曲线
3.已知pKa＝－lg Ka,25 ℃时，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常温下，用0.1 mol·L－1NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是（ ）
A
类型二 分布系数曲线
一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例)
注：pKa为电离常数的负对数
1.透析分布曲线 确定思维方向
分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
例题：常温下，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中三种微粒H2C2O4、HC2O4-、C2O42-的物质的量分数(δ)与pH的关系如图所示，已知：
二、微粒分布多曲线交叉图（平衡常数的计算与应用）
思考交流：
1、用A、B 点求Ka1、Ka2、Kh1、Kh2，并找出它们之间的关系。
2、A点和草酸的半中和点是什么关系？
类型三 对数图像中的粒子浓度关系
【2017·高考全国卷Ⅰ，13】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。回答相应问题：
1、指出横坐标与曲线M、N的对应关系；
2、判断NaHX溶液的酸碱性；
3、当混合溶液呈中性时离子浓度大小顺序。
【2020·山东高考真题】
25℃时，某混合溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L，lgc( CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是（ ）
A．O点时，c(CH3COOH)=c(CH3COO-)
B．N点时，pH=-lgKa
C．该体系中，
D．pH由7到14的变化过程中，
CH3COO-的水解程度始终增大
BC
8.在某温度时，将n mol·L－1氨水滴入 10 mL 1.0 mol·L－1盐酸中，溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。下列有关说法错误的是（ ）
C.水的电离程度：b>c>a>d
D.25 ℃时 ，NH4Cl 水解平衡常数为(n－1)×10－7
(用n表示)
类型四 复合图像
C
【2021·新高考辽宁卷】用0.1000 mol·L－1盐酸滴定20.00 mL Na2A溶液，溶液中H2A、HA－、A2－的分布分数δ随pH变化曲线及滴定曲线如图。下列说法正确的是[如A2－分布分数： ]
A．H2A的Ka1为10-10.25
B．c点：c(HA－)＞c(A2－)＞c(H2A)
C．第一次突变，可选酚酞作为指示剂
D．c(Na2A)＝0.2000 mol·L－1
√
练习：25℃时，用0.1000 mol·L－1NaOH溶液滴定某二元弱酸H2A。溶液中，pH、物种分布分数δ随H2A被滴定分数[n(NaOH):n(H2A)]的变化关系如图所示。下列说法正确的是
A、曲线①代表δ(H2A)
B、H2A的Ka1=1×10-7
C、n(NaOH):n(H2A)=0.5的溶液中：2c(H+)+c(H2A)=c(HA-)+3c(A2-)+2c(OH-)
D、n(NaOH):n(H2A)=1的溶液中：c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-)
√