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(共53张PPT)
课标要求　1.认识盐类水解的原理。
2.认识影响盐类水解的主要因素。
3.盐类水解的应用(学生必做实验)。
考点一　盐类的水解及影响因素
1.盐类水解的概念及特点
2.盐类水解的规律
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
强酸强
碱盐 NaCl、NaNO3 　 　 — 　 　
强酸弱
碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 　 　 　 　 　 　
强碱弱
酸盐 CH3COONa、
Na2CO3 　 　 　 　 　 　
否
中性
是
酸性
是
碱性
学以致用
写出下列盐溶液水解的离子方程式。
(1)NH4Cl：　 　。
(2)Na2CO3：　 　、　 　。
(3)FeCl3：　 。
(4)CH3COONH4：　 　。
(5)Al2S3：　 　。
(6)AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合：　 　。
4.影响盐类水解的因素
(1)内因(主要因素)
生成盐的弱酸(或弱碱)越弱，其对应的弱酸阴离子(或弱碱阳离子)的水解程度　 　，溶液的碱性(或酸性)　 　。
例如，酸性：CH3COOH＞H2CO3，则相同条件下水解程度：NaHCO3　 (填“＞”或“＜”，下同)CH3COONa，溶液的pH：pH(NaHCO3)　 　pH(CH3COONa)。
(2)外因(次要因素)
考向1　盐类水解的原理及规律
C
考向2　广义的水解规律及应用
B
3.如图所示为钛铁矿提取金属Ti的部分流程：
(1)TiO2＋易水解，只能存在于强酸性溶液，则TiO2＋水解的离子方程式为
　 。
(2)写出加入碳酸钠粉末时反应的离子方程式：
　 　。
TiO2＋＋2H2O TiO(OH)2＋2H＋
考向3　影响水解平衡的因素及分析
A
C
考点二　盐类水解的应用及水解常数
1.盐类水解在化学实验中的应用
应用 举例
判断溶液的酸碱性
判断盐溶液蒸干产物 加热蒸干AlCl3溶液[加热Al(NO3)3、FeCl3溶液与之类似]，因为AlCl3的水解产物之一为挥发性物质，导致水解平衡不断向右移动，最后水解彻底，蒸干后得到
　 　，进一步灼烧得到　 　
胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体反应的离子方程式为　 　
物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入　 　
离子共存的判断
试剂的保存 实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞，应用橡胶塞或软木塞。因为这些盐水解生成的NaOH会腐蚀玻璃生成Na2SiO3，若使用磨口玻璃塞，会使试剂瓶瓶口和玻璃塞黏在一起
某些较活泼的金属与强酸弱碱盐溶液反应
Na2CO3＞NaClO＞NH4Cl
Al(OH)3
Al2O3
MgO、Mg(OH)2或MgCO3
2.盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用
应用 举例
去污 纯碱具有去污作用，且热的纯碱溶液去污能力比冷的纯碱溶液去污能力强。这是由于纯碱属于强碱弱酸盐，溶液显碱性，升高温度，纯碱的水解程度
　 　，溶液的碱性增强
灭火 泡沫灭火器内盛装的药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，能够彻底水解：　 　
净水 用FeCl3、明矾作净水剂，Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋、Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，胶体可以吸附不溶性杂质
化肥的合理
使用
除锈剂 NH4Cl、ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
增大
水解反应 Kh表达式
A－＋H2O HA＋OH－
B＋＋H2O BOH＋H＋
考向1　盐类水解的应用

D
A
考向2　盐类水解常数及应用
D
C
C
考点三　电解质溶液中的守恒关系
1.电荷守恒
电解质溶液必须保持电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
例如，Na2S溶液中电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HS－)＋c(OH－)＋2c(S2－)。
2.元素守恒
变化前后某种元素守恒。
例如，在1 mol·L－1 Na2S溶液中：
c(Na＋)=2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]=2 mol·L－1。
3.质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。
质子守恒的书写方法：
(1)方法一：分析质子转移情况(适合正盐)。如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：
由图可得Na2S水溶液中质子守恒：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)=c(OH－)
(2)方法二：通过元素守恒与电荷守恒推出质子守恒。如Na2S溶液：
元素守恒：c(Na＋)=2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]…(ⅰ)
电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)=2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)…(ⅱ)
将(ⅰ)式代入(ⅱ)式化简得c(OH－)=c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，与方法一结果相同。
考向1　单一溶液中的守恒关系
A
D
分析单一溶液中微粒浓度关系
考向2　混合溶液中各种微粒浓度的比较
B
C
分析混合溶液中微粒浓度关系的思路如下
进阶高考
1.(2025·安徽卷)H2A是二元弱酸，M2＋不发生水解。
25 ℃时，向足量的难溶盐MA粉末中加入稀盐酸，
平衡时溶液中lg [c(M2＋)/(mol·L－1)]与pH的关系如
下图所示。
已知25 ℃时，Ka1(H2A)=10－1.6，Ka2(H2A)=10－6.8，
lg 2=0.3。下列说法中正确的是(　 　)
A.25 ℃时，MA的溶度积常数Ksp(MA)=10－6.3
B.pH=1.6时，溶液中c(M2＋)＞c(Cl－)＞c(HA－)＞c(A2－)
C.pH=4.5时，溶液中c(HA－)＞c(H2A)＞c(A2－)
D.pH=6.8时，溶液中c(H＋)＋2c(HA－)＋
c(H2A)=c(OH－)＋c(Cl－)
A
c(HA－)＞c(A2－)成立，由电荷守恒可知c(H＋)＋2c(M2＋)=c(Cl－)＋c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，结合元素守恒，约掉c(HA－)得到c(H2A)＋c(H＋)＋c(M2＋)=c(Cl－)＋c(A2－)＋c(OH－)，由图像可知，c(H2A)＞c(A2－)且c(H＋)＞c(OH－)，则c(M2＋)＜c(Cl－)，故离子浓度顺序：c(Cl－)＞c(M2＋)＞c(HA－)＞c(A2－)，B错误；由图像可知，pH=4.5时，溶液中c(HA－)＞c(A2－)＞c(H2A)，C错误；pH=6.8时，c(HA－)=c(A2－)，根据电荷守恒关系：c(H＋)＋2c(M2＋)=c(Cl－)＋c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，将元素守恒代入，约掉c(M2＋)得到c(H＋)＋2[c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]=c(Cl－)＋c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，化简得到c(H＋)＋2c(H2A)＋c(HA－)=c(Cl－)＋c(OH－)，D错误。
2.(2024·湖南卷)常温下Ka(HCOOH)=1.8×10－4，向20 mL 0.10 mol·L－1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法中不正确的是(　 　)
A.水的电离程度：M＜N
B.M点：2c(OH－)=c(Na＋)＋c(H＋)
C.当V(HCOOH)=10 mL时，　c(OH－)=c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D.N点：c(Na＋)＞c(HCOO－)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(HCOOH)
D
B
课时作业
答案速对
第十一章 第39讲　盐类的水解及应用
题号 1 2 3 4 5 6 7 8
答案 C D C D B A D C
题号 9 10
答案 B 见答案
C
D

C
溶液 NaF NaClO Na2CO3
pH 7.5 9.7 11.6
D
B
A
7.常温下，Ka(HCOOH)=1.77×10－4，Ka(CH3COOH)=1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)=1.76×10－5，下列说法不正确的是(　 　)
A.浓度均为0.1 mol·L－1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者＞后者
B.用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、pH均为3的HCOOH溶液和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积：前者＜后者
C.0.2 mol·L－1的CH3COONa与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合后，溶液中微粒浓度：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
D.0.2 mol·L－1的HCOONa溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后的溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－)=c(HCOOH)＋c(H＋)
【解析】 由电荷守恒可得c(HCOO－)＋c(OH－)=c(Na＋)＋c(H＋)，由元素守恒可得
c(Na＋)=1.5c(HCOOH)＋1.5c(HCOO－)，由此可得c(OH－)=1.5c(HCOOH)＋0.5c(HCOO－)＋c(H＋)，D错误。
D
C
B
10.醋酸是日常生活中最常见的调味剂和重要的化工原料，醋酸钠是其常见的盐[已知：25 ℃，Ka(CH3COOH)=1.69×10－5]。
(1)下列对于醋酸溶液和醋酸钠溶液的说法正确的是　 　(填字母，下同)。
A.加水稀释，醋酸的电离程度增大，醋酸钠的水解程度减小
B.升高温度，可以促进醋酸的电离，抑制醋酸钠的水解
C.醋酸和醋酸钠混合液中，醋酸抑制醋酸钠的水解，醋酸钠抑制醋酸的电离
【解析】 加水稀释或升高温度，醋酸的电离平衡和醋酸钠的水解平衡均正向移动，则醋酸的电离程度和醋酸钠的水解程度均增大，A、B错误。
C
(2)物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合(混合前后体积变化忽略不计)，混合液中的下列关系式正确的是　 　。
A.c(CH3COOH)＋c(H＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)
B.c(H＋)＋c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)　
C.c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)=0.1 mol·L－1
【解析】根据电荷守恒可得c(H＋)＋c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)，根据元素守恒可得2c(Na＋)=c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，联立两式可得2c(H＋)＋c(CH3COOH)=
c(CH3COO－)＋2c(OH－)，A错误，B正确；根据元素守恒可得c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)=2c(Na＋)=0.1 mol·L－1，C正确。
(3)常温时，pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(Na＋)
　 　(填“＞”“＜”或“=”)c(CH3COO－)，该溶液中电荷守恒表达式为
　 　。
【解析】常温时，pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合，发生中和反应后，醋酸剩余，所得溶液呈酸性，则有c(H＋)＞c(OH－)；根据电荷守恒可得c(H＋)＋
c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)，从而推知：c(Na＋)＜c(CH3COO－)。
BC
＜
c(H＋)＋c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)
(4)常温时，将m mol·L－1的醋酸溶液和n mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液的pH=7，则m与n的大小关系是m　 　(填“＞”“＜”或“=”，下同)n，醋酸溶液中c(H＋)　 　NaOH溶液中c(OH－)。
【解析】常温时，将m mol·L－1的醋酸溶液和n mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液的pH=7，此时溶液呈中性；若二者恰好完全反应生成CH3COONa，溶液显碱性，欲使溶液呈中性，醋酸要稍过量，则有m＞n。由于醋酸是弱电解质，部分电离，NaOH是强电解质，完全电离，若醋酸中c(H＋)等于NaOH溶液中c(OH－)，混合后醋酸远远过量，故醋酸溶液中c(H＋)小于NaOH溶液中c(OH－)。
＞
＜

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