（高考）第七讲 重难点总结.docxVIP

第七讲 盐类水解及其应用 重点一：盐类水解及其规律 1.实质 盐电离―→ 弱酸的阴离子―→结合 H ＋ 弱碱的阳离子―→结合 OH － ―→ 破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性 2.特点 可逆 →水解反应是可逆反应 ｜ 吸热 →水解反应是酸碱中和反应的逆反应 ｜ 微弱 →水解反应程度很微弱 3.规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否 水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的 pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH ＋ ＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO32 碱性 pH7 － 4.盐类水解离子方程式的书写要求 (1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体， 所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。 (3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。 (4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑” “↓”等。 重点二：盐类水解的影响因素 1.影响盐类水解平衡的因素 (1)内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3 ＞NaHCO3。 溶液的浓度：浓度越小水解程度越大 温度：温度越高水解程度越大 酸：弱酸根离子的水解程度增大， (2)外因 弱碱阳离子的水解程度减小 外加酸碱 碱：弱酸根离子的水解程度减小， 弱碱阳离子的水解程度增大 重点三：盐类水解的应用 (1)判断离子能否大量共存 若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。 常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与 AlO－ － － 3 、HCO (2)判断盐溶液蒸干时所得的产物 ①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如 CuSO4(aq)蒸干得 CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得 Na2CO3(s)。 ②盐溶液水解生成挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如 AlCl3(aq)蒸干得 Al(OH)3， 灼烧得 Al2O3。 ③考虑盐受热时是否分解，如 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl 固体受热易分解，因 此蒸干灼烧后分别为 Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4 和 MnO2；NH4Cl―→NH3 和 HCl。 ④还原性盐在蒸干时会被 O2 氧化。 如 Na2SO3(aq)蒸干得 Na2SO4(s)。 ⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。 (3)保存、配制某些盐溶液 如配制 FeCl3 溶液时，为防止出现 Fe(OH)3 沉淀，常加几滴盐酸来抑制 FeCl3 的水解；在实验 室盛放 Na2CO3、CH3COONa、Na2S 等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。 (4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水 △ 如实验室制备 Fe(OH)3 胶体的原理为 FeCl3＋3H2O====Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。 明矾净水的原理：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而 聚沉。 (5)解释热的纯碱溶液去污能力强 碳酸钠溶液中存在水解平衡 CO32 ＋H2O HCO － － －，升高温度，水解平衡右移，c(OH －)增大。 (6)解释泡沫灭火器的反应原理 成分 NaHCO3、Al2(SO4)3 发生反应 Al3＋＋3HCO －