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3.3 导学2　影响盐类水解的主要因素
知识点一　影响盐类水解的主要因素
1. 实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变 ，pH
② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 ，pH
③ 加入少量NaOH溶液 产生 色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变 ，pH
2. 影响盐类水解平衡的因素
(1)内因。
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF CH3COONa。
(2)外因。
[判断正误]
(1)加热NH4Cl溶液，N的水解程度增大，溶液中c(H＋)增大。( )
(2)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动。( )
(3)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，C的水解平衡左移，c(OH－)减小。( )
(4)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小。( )
例1　常温下，0.1 mol·L－1 Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法中，正确的是( )
A. 加水稀释后恢复至常温，水解平衡正向移动，溶液pH增大
B. 通入NH3，平衡正向移动
C. 滴加少量AgNO3溶液，平衡逆向移动
D. 升高温度，减小
知识点二　盐的水解常数及应用
1. 盐的水解常数
2. 盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)。
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
(2)判断酸式盐的酸碱性。
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4====Na＋＋H＋＋S。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－ H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
例如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HC的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HP。
b.常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HS的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2P。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性。
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)＞Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)＞Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
[判断正误]
(1)Na2CO3的第一步水解的水解常数Kh＝。( )
(2)NaHCO3的水解常数Kh＝。( )
(3)升高温度，促进盐类的水解，其水解常数Kh增大。( )
(4)增大NH4Cl溶液的浓度，N的水解平衡正向移动，水解常数Kh增大。( )
例2　常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。下列说法中，正确的是( )
A. HA溶液中加入NaA固体后，减小
B. 常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1
C. NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D. 常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常数为1×10－9
　 随堂检测
　　　　　　　　　　　　　　　　
1. 叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列说法中，正确的是( )
A. 0.01 mol·L－1HN3溶液的pH＝2
B. HN3溶液的pH随温度升高而减小
C. NaN3的电离方程式：NaN3====Na＋＋3
D. 向0.01 mol·L－1NaN3溶液中加入少量NaOH固体，会促进盐的水解
2. 在反应Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，下列关于应采取措施的说法，正确的是( )
A. 加热
B. 通入HCl气体
C. 加入适量的NaOH溶液
D. 加入固体AlCl3
3. 在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法中，正确的是( )
A. 加水稀释溶液，所有离子浓度均减小
B. 保持温度不变，加入浓盐酸，S2－的水解平衡常数增大
C. 通入H2S，HS－的浓度增大
D. 加入NaOH固体，溶液pH减小
4. 向纯碱溶液中滴入酚酞溶液：
(1)观察到的现象是 ，原因是 (用离子方程式表示)。若微热溶液，观察到的现象是 ，由此证明碳酸钠的水解是 (填“吸热”或“放热”)反应。
(2)Na2CO3溶液中 (填“＞”或“＜”)2，能使其比值接近2的措施有 (填序号)。
①加入适量盐酸
②加入适量的NaOH溶液　
③加入适量的KOH溶液
④加热
⑤加入适量的KHCO3固体
(3)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是 ，反应的离子方程式是 。 (共22张PPT)
三、 盐类的水解
导学2　影响盐类水解的主要因素
水溶液中的离子反应与平衡
第三章
高中化学 选择性必修1 化学反应原理
知 识 点 一
知识点一　影响盐类水解的主要因素
1. 实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变__________，pH__________
② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变__________，pH__________
③ 加入少量NaOH溶液 产生__________色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变__________，pH__________
深
变小
浅
变小
红褐
深
变小
2. 影响盐类水解平衡的因素
(1)内因。
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。例如，
酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF__________ CH3COONa。
＜
(2)外因。
[判断正误]
(1)加热NH4Cl溶液，N的水解程度增大，溶液中c(H＋)增
大。(　　)
(2)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动。(　　)
(3)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，C的水解平衡
左移，c(OH－)减小。(　　)
(4)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小。(　　)
√
√
×
√
例1　常温下，0.1 mol·L－1 Na2S溶液中存在水解平衡：S2－
＋H2O HS－＋OH－。下列说法中，正确的是(　　)
A. 加水稀释后恢复至常温，水解平衡正向移动，溶液pH增大
B. 通入NH3，平衡正向移动
C. 滴加少量AgNO3溶液，平衡逆向移动
D. 升高温度，减小
C
知 识 点 二
知识点二　盐的水解常数及应用
1. 盐的水解常数
2. 盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)。
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
(2)判断酸式盐的酸碱性。
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4====Na＋＋H＋＋S。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－ H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
例如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HC的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HP。
b.常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HS的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2P。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性。
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)＞Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)＞Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
[判断正误]
(1)Na2CO3的第一步水解的水解常数Kh＝
。(　　)
(2)NaHCO3的水解常数Kh＝。(　　)
(3)升高温度，促进盐类的水解，其水解常数Kh增大。(　　)
(4)增大NH4Cl溶液的浓度，N的水解平衡正向移动，水解常
数Kh增大。(　　)
√
√
√
×
随 堂 检 测
1. 叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈
碱性，下列说法中，正确的是(　　)
A. 0.01 mol·L－1HN3溶液的pH＝2
B. HN3溶液的pH随温度升高而减小
C. NaN3的电离方程式：NaN3====Na＋＋3
D. 向0.01 mol·L－1NaN3溶液中加入少量NaOH固体，会促进盐的水解
B
2. 在反应Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，下列关于应采取措施的说法，正确的是(　　)
A. 加热
B. 通入HCl气体
C. 加入适量的NaOH溶液
D. 加入固体AlCl3
C
3. 在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O
HS－＋OH－。下列说法中，正确的是(　　)
A. 加水稀释溶液，所有离子浓度均减小
B. 保持温度不变，加入浓盐酸，S2－的水解平衡常数增大
C. 通入H2S，HS－的浓度增大
D. 加入NaOH固体，溶液pH减小
C
4. 向纯碱溶液中滴入酚酞溶液：
(1)观察到的现象是__________，原因是____________________
_______________(用离子方程式表示)。若微热溶液，观察到的
现象是__________，由此证明碳酸钠的水解是__________(填“吸热”或“放热”)反应。
溶液变红
C＋H2O
OH－＋HC
红色加深
吸热
(2)Na2CO3溶液中__________(填“＞”或“＜”)2，能
使其比值接近2的措施有__________(填序号)。
①加入适量盐酸
②加入适量的NaOH溶液　
③加入适量的KOH溶液
④加热
⑤加入适量的KHCO3固体
＞
③⑤
(3)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是________
_________________________________________________，反
应的离子方程式是_______________________________________
_________。
红色变
浅，有红褐色沉淀生成，同时有气体产生(或气泡冒出)
2Fe3＋＋3C＋3H2O====2Fe(OH)3↓
＋3CO2↑3.3 导学2　影响盐类水解的主要因素
知识点一　影响盐类水解的主要因素
1. 实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变　深　，pH　变小　
② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变　浅　，pH　变小　
③ 加入少量NaOH溶液 产生　红褐　色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变　深　，pH　变小　
2. 影响盐类水解平衡的因素
(1)内因。
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF　＜　CH3COONa。
(2)外因。
[判断正误]
(1)加热NH4Cl溶液，N的水解程度增大，溶液中c(H＋)增大。(　√　)
(2)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动。(　√　)
(3)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，C的水解平衡左移，c(OH－)减小。(　×　)
(4)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小。(　√　)
例1　常温下，0.1 mol·L－1 Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法中，正确的是(　C　)
A. 加水稀释后恢复至常温，水解平衡正向移动，溶液pH增大
B. 通入NH3，平衡正向移动
C. 滴加少量AgNO3溶液，平衡逆向移动
D. 升高温度，减小
知识点二　盐的水解常数及应用
1. 盐的水解常数
2. 盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)。
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
(2)判断酸式盐的酸碱性。
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4====Na＋＋H＋＋S。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－ H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
例如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HC的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HP。
b.常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HS的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2P。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性。
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)＞Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)＞Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
[判断正误]
(1)Na2CO3的第一步水解的水解常数Kh＝。(　√　)
(2)NaHCO3的水解常数Kh＝。(　√　)
(3)升高温度，促进盐类的水解，其水解常数Kh增大。(　√　)
(4)增大NH4Cl溶液的浓度，N的水解平衡正向移动，水解常数Kh增大。(　×　)
例2　常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。下列说法中，正确的是(　D　)
A. HA溶液中加入NaA固体后，减小
B. 常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1
C. NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D. 常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常数为1×10－9
　 随堂检测
　　　　　　　　　　　　　　　　
1. 叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列说法中，正确的是(　B　)
A. 0.01 mol·L－1HN3溶液的pH＝2
B. HN3溶液的pH随温度升高而减小
C. NaN3的电离方程式：NaN3====Na＋＋3
D. 向0.01 mol·L－1NaN3溶液中加入少量NaOH固体，会促进盐的水解
2. 在反应Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，下列关于应采取措施的说法，正确的是(　C　)
A. 加热
B. 通入HCl气体
C. 加入适量的NaOH溶液
D. 加入固体AlCl3
3. 在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法中，正确的是(　C　)
A. 加水稀释溶液，所有离子浓度均减小
B. 保持温度不变，加入浓盐酸，S2－的水解平衡常数增大
C. 通入H2S，HS－的浓度增大
D. 加入NaOH固体，溶液pH减小
4. 向纯碱溶液中滴入酚酞溶液：
(1)观察到的现象是　溶液变红　，原因是　C＋H2O OH－＋HC　(用离子方程式表示)。若微热溶液，观察到的现象是　红色加深　，由此证明碳酸钠的水解是　吸热　(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)Na2CO3溶液中　＞　(填“＞”或“＜”)2，能使其比值接近2的措施有　③⑤　(填序号)。
①加入适量盐酸
②加入适量的NaOH溶液　
③加入适量的KOH溶液
④加热
⑤加入适量的KHCO3固体
(3)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是　红色变浅，有红褐色沉淀生成，同时有气体产生(或气泡冒出)　，反应的离子方程式是　2Fe3＋＋3C＋3H2O====2Fe(OH)3↓＋3CO2↑　。

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