《2019高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 主題22 鹽類的水解（3）（含解析）.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 主題22 鹽類的水解（3）（含解析）.doc（3頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

主題22:鹽類的水解 李仕才 考點(diǎn)二　鹽類水解的影響因素 　　1.影響鹽類水解的關(guān)鍵因素——內(nèi)因 弱酸根離子、弱堿陽離子對應(yīng)的酸、堿①　　　　,就越易發(fā)生水解,溶液的堿性或酸性②　　　　。 如酸性:CH3COOH>H2CO3相同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系為NaHCO3③　　　　CH3COONa。 2.外界因素對鹽類水解的影響 因素 水解平衡 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度 溫度 升高 右移 增大 增大 濃度 增大 右移 減小 增大 減小(稀釋) 右移 增大 減小 外加 酸堿 酸 弱堿陽離子的水解程度減小 堿 弱酸根離子的水解程度減小 　　3.鹽的水解常數(shù)(Kh) MA表示強(qiáng)堿弱酸鹽,則A-水解的離子方程式為A-+H2O HA+OH-。 Kh==④　　　　　　=⑤　　　　(Ka表示HA的電離常數(shù))。 同理:強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl)的水解常數(shù)(Kh)與弱堿電離常數(shù)(Kb)之間的關(guān)系:Kh=⑥　　　　　　。 【答案】①越弱?、谠綇?qiáng)?、? ④?、荨、? 1.下列關(guān)于鹽類水解的說法錯誤的是(　　)。 A.pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度大小:①>②>③ B.濃度均為0.1 molL-1的①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中,c(N)的大小順序?yàn)棰?②>③ C.在NH4Cl溶液中加入稀HNO3,能抑制N水解 D.在CH3COONa溶液中加入冰醋酸,能抑制CH3COO-水解 【解析】A項(xiàng),等濃度時,鹽溶液的堿性弱于堿溶液,多元弱酸鹽的水解程度為正鹽>酸式鹽,故pH相等時,物質(zhì)的量濃度大小為①>②>③,正確;B項(xiàng),①溶液中C水解促進(jìn)N水解,使c(N)減小,②中只有N水解,③溶液中Fe2+水解抑制N水解,使c(N)增大,c(N)的大小順序?yàn)棰?②>①,錯誤;C項(xiàng),NH4Cl溶液中存在N+H2ONH3H2O+H+,加入稀HNO3,c(H+)增大,平衡左移,抑制N水解,正確;D項(xiàng),在CH3COONa溶液中存在CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,使水解平衡向左移動,正確。 【答案】B 2.向下圖所示的三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01 molL-1 CH3COONa溶液,并分別放置在盛有水的燒杯中,然后向燒杯①中加入生石灰,向燒杯③中加入NH4NO3晶體,燒杯②中不加任何物質(zhì)。 (1)含酚酞的0.01 molL-1 CH3COONa溶液顯淺紅色的原因?yàn)椤　　　　　　　　　　?用離子方程式和必要的文字解釋)。 (2)實(shí)驗(yàn)過程中發(fā)現(xiàn)燒瓶①中溶液紅色變深,燒瓶③中溶液紅色變淺,則下列敘述正確的是　　　　(填字母)。 A.水解反應(yīng)為放熱反應(yīng) B.水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng) C.NH4NO3溶于水時放出熱量 D.NH4NO3溶于水時吸收熱量 (3)分別向濃度均為0.01 molL-1的CH3COONa溶液中加入NaOH固體、Na2CO3固體、FeSO4固體,則CH3COO-水解平衡移動的方向分別為　　　　、　　　　、　　　　(填“向左”“向右”或“不移動”)。 【解析】(1)CH3COONa溶液中CH3COO-水解使溶液顯堿性,酚酞溶液遇堿顯紅色。 (2)生石灰與水劇烈反應(yīng)放出大量的熱,根據(jù)燒瓶①中溶液紅色變深,判斷水解平衡向右移動,說明水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng),同時燒瓶③中溶液紅色變淺,則NH4NO3溶于水時吸收熱量。 (3)堿抑制CH3COO-的水解;C水解顯堿性,與CH3COO-的水解相互抑制;Fe2+水解顯酸性,與CH3COO-的水解相互促進(jìn)。 【答案】(1)CH3COO-發(fā)生水解反應(yīng)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,使溶液顯堿性 (2)BD (3)向左　向左　向右 3.已知:反應(yīng)CH3COOHCH3COO-+H+達(dá)到電離平衡時,電離平衡常數(shù)可以表示為Ka=;CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-達(dá)到水解平衡時,水解平衡常數(shù)可以表示為Kh=(式中各粒子濃度均為平衡時濃度)。 (1)對于任意弱電解質(zhì)來說,其電離平衡常數(shù)Ka、對應(yīng)離子的水解平衡常數(shù)Kh以及水的離子積常數(shù)Kw的關(guān)系是　　　　　　　　　　,由此可以推斷,弱電解質(zhì)的電離程度越小,其對應(yīng)離子的水解程度　　　　　　。 (2)由于CH3COOH的電離程度很小,計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度,則c molL-1的CH3COOH溶液中c(H+)=　　　　(不為0)。 (3)現(xiàn)用某未知濃度(設(shè)為c)的CH3COOH溶液及其他儀器、藥品,通過實(shí)驗(yàn)測定一定溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù),需測定的數(shù)據(jù)有(用簡要的文字說明): ①實(shí)驗(yàn)時的溫度; ②　　　　　　　　; ③用　　　　　　(填一種實(shí)驗(yàn)方法)測定溶液濃度c。 【答案】(1)KaKh=Kw　越大 (2) molL-1 (3)②溶液的pH ③酸堿中和滴定 4.25 ℃時,H2SO3HS+H+的電離常數(shù)Ka=110-2,則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh=　　　　,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,則溶液中將　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。 【解析】Kh===1.010-12;將Kh表達(dá)式變形得:=,向NaHSO3溶液中加入碘單質(zhì)后會發(fā)生反應(yīng)HS+I2+H2O3H++2I-+S,溶液酸性增強(qiáng),c(OH-)減小,Kh不變,故=會增大。 【答案】1.010-12　增大 從定性、定量兩角度理解鹽類水解 1.鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響,以FeCl3水解為例,當(dāng)改變條件(如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加NaHCO3溶液等)時,應(yīng)從平衡移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面加以分析。 2.水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響,它與Ka(或Kb)、Kw的定量關(guān)系為KaKh=Kw(或KbKh=Kw)。