高中化学精讲盐类的水解.doc
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1、高中化学盐类的水解考点精讲1复习重点1盐类的水解原理及其应用2溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2难点聚焦(一) 盐的水解实质 H2O H+OH AB= Bn + An+ HB(n1) A(OH)n水解 中和 当盐AB能电离出弱酸阴离子(Bn)或弱碱阳离子(An+),即可与水电离出的H+或OH结合成电解质分子,从而促进水进一步电离. 与中和反应的关系:盐+水 酸+碱(两者至少有一为弱) 由此可知,盐的水解为中和反应的逆反应,但一般认为中和反应程度大,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。(二)水解规律简述为:有弱才水解,无弱不水解 越弱越水解,
2、弱弱都水解 谁强显谁性,等强显中性 具体为: 1正盐溶液强酸弱碱盐呈酸性 强碱弱酸盐呈碱性 强酸强碱盐呈中性弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性 中性 酸性取决于弱酸弱碱 相对强弱 2酸式盐若只有电离而无水解,则呈酸性(如NaHSO4)若既有电离又有水解,取决于两者相对大小 电离程度水解程度,呈酸性电离程度水解程度,呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解.水解 电离 a) 以HmAn表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡. Hm+1A(n1)+OH HmAn1 + H2O Hm1A(n+1)+ H+ 抑制水解 抑制电离 增大OH 促进电离 促进水离 H+增大 仅能存在于一定p
3、H值范围如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化: pH值增大 H3PO4 H2PO4 HPO42 PO43 pH减小常见酸式盐溶液的酸碱性碱性:NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性:NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4(三)影响水解的因素内因:盐的本性.外因:浓度、湿度、溶液碱性的变化(1)温度不变,浓度越小,水解程度越大.(2)浓度不变,湿度越高,水解程度 越大.(3)改变溶液的pH值,可抑制或促进水解。(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H+AQ A+H2O HA+OHQ温度(T)T Th加水 平衡正移, 促进水解,h增大H+ 抑制电离
4、, 促进水解,h增大OH促进电离, 抑制水解,h增大A 抑制电离, 水解程度,h注:电离程度 h水解程度 思考:弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度 和CH3COO水解程度各有何影响? (五)盐类水解原理的应用 1判断或解释盐溶液的酸碱性 例如:正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是_相同条件下,测得NaHCO3 CH3COONa NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_.因为电离程度CH3COOH
5、HAlO2所以水解程度NaAlO2NaHCO3CH3COON2在相同条件下,要使三种溶液pH值相同,只有浓度2分析盐溶液中微粒种类.例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同,它们是Na+、S2、HS、H2S、OH、H+、H2O,但微粒浓度大小关系不同.3比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.(1)一种盐溶液中各种离子浓度相对大小当盐中阴、阳离子等价时不水解离子 水解的离子 水解后呈某性的离子(如H+或OH) 显性对应离子如OH或H+实例:aCH3COONa. bNH4Cla.Na+CH3COO OH H+ b.Cl NH4+OH当盐中阴、阳离子不等价时。要考虑是否水解,水解分几步,如多元
6、弱酸根的水解,则是“几价分几步,为主第一步”,实例Na2S水解分二步S2+H2O HS+OH(主要) HS+H2O H2S+OH(次要)各种离子浓度大小顺序为:Na+S2 OH HS H+(2)两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.若酸与碱恰好完全以应,则相当于一种盐溶液.若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余,则一般弱电解质的电离程度盐的水解程度.4溶液中各种微粒浓度之间的关系以Na2S水溶液为例来研究(1)写出溶液中的各种微粒阳离子:Na+、H+ 阴离子:S2、HS、OH(2)利用守恒原理列出相关方程.10电荷守恒:Na+H+=2S2+HS+OH20物料守恒: Na2S=2Na+S2若S2
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- 高中化学 盐类 水解