鹽類水解原理中的考點應用

摘要本文梳理了作為高考熱點內(nèi)容之一的鹽類水解原理中的重要考點，并且通過在每一個考點后面緊跟練習的方式，對每一個考點都進行了應用，更有利于教師對這部分內(nèi)容系統(tǒng)化、提高解題的技巧性。

關鍵詞鹽類水解原理 考點 應用

中圖分類號:G633.8文獻標識碼:A

鹽類水解是高考的熱點內(nèi)容之一，也是教學的重點和難點，所以在教學過程中一定要注意此部分內(nèi)容的教學，有必要對此部分內(nèi)容進行系統(tǒng)的整理。

1 考點一:鹽類水解的定義和實質(zhì)

定義:鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH-結合生成弱電解質(zhì)的反應。

實質(zhì):鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH-結合生成弱電解質(zhì)，催進水的電離。

基礎練習:常溫下，PH=10的CH3COONa溶液中由水電離出的OH-的濃度是多少?

PH=10的NaOH溶液中由水電離出的OH-的濃度是多少?

答案:1. 0€?0-4 mol /L1. 0€?0-10mol /L

考點1的難點在于將鹽類水解與水的電離知識融合在一起進行綜合考查，理解Kw時要注意以下幾點:①Kw只與溫度有關，因為水的電離過程是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，Kw也增大。②Kw不僅適用于純水，還適用于酸或堿的稀溶液。無論哪種溶液均存在:[OH-]水=[H+]水，常溫下，CH3COONa溶液顯堿性，是因為發(fā)生水解反應:CH3COO—+H2OCH3COOH+OH-，由于鹽自身不會產(chǎn)生OH-，溶液中的OH-全部是由水電離出的，所以[OH-]=1. 0€?0-4 mol /L;而在NaOH溶液中，OH-的來源有兩種:一是堿電離的，二是水電離的，但溶液中的H+全部都是由水電離的，則[OH-]水=[H+]水=1. 0€?0-10mol /L。

2 考點二:水解離子方程式的書寫

水解離子方程式的書寫需要注意的問題:(1)找準水解離子:陽離子水解帶幾個電荷，就需要幾分子水，水解生成幾個氫離子;陰離子水解，不論帶幾個電荷，都是和一分子水發(fā)生水解。(2)單種離子水解程度小，用可逆號，不用沉淀和氣體符號。(3)多元弱酸的電離必需分步寫。(4)多元弱堿的電離一步寫。(5)雙水解不徹底的即產(chǎn)物可反應為反應物的，水解方程式用可逆號;雙水解徹底的即產(chǎn)物不反應的，水解離子方程式用等號。

基礎練習:某鹽AmBn溶于水配成溶液后，請用離子方程式解釋以下問題:

(1)若溶液的PH<7，原因為 ;

(2)若溶液的PH>7，原因為。

答案:(1)An++nH2OA(OH)n+nH+

(2) Bm-+H2OHB(m-1)-+OH-

鹽AmBn溶于水后完全電離成An+和Bm-兩種離子。當溶液的PH<7時，溶液呈酸性是由于陽離子An+水解而引起的，即An++nH2OA(OH)n+nH+。如果溶液的PH>7，溶液呈堿性是由于陰離子水解引起的，即Bm-+H2OHB(m-1)-+OH-。

3 考點三:影響鹽類水解的因素

(1)溫度:升高溫度，促進鹽的水解;

(2)濃度:稀釋鹽溶液，水解程度增大;加酸抑制弱堿陽離子的水解，加堿抑制弱酸陰離子的水解。

基礎練習:AlCl3加熱蒸干，灼燒后得到固體是什么?為什么?如果是硫酸鋁蒸干灼燒又會得到什么?

答案:Al2O3 硫酸鋁加熱蒸干灼燒后得到的固體仍然是硫酸鋁。

AlCl3是強酸弱堿鹽，在水溶液中水解呈酸性，由于鹽類水解是吸熱過程，升高溫度可以促進水解:

AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl，又因為鹽酸是一種易揮發(fā)性的酸，隨著溫度升高，鹽酸的揮發(fā)而促進了AlCl3的水解，使之水解趨于完全，最后生成Al(OH)3，再灼燒使不穩(wěn)定的Al(OH)3又發(fā)生了分解，最終生成Al2O3。而硫酸鋁水解生成硫酸，而硫酸不是一種揮發(fā)性的酸，所以最終生成的還是硫酸鋁。

4 考點四:鹽類水解的規(guī)律及應用

(1)水解規(guī)律:有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性。

(2)應用:①PH大小比較;②離子濃度大小比較;離子共存;解釋某些化學現(xiàn)象，及在生產(chǎn)和生活中的應用。

關于考點四的考查主要從以下幾方面題型:

①判斷弱酸或弱堿的相對強弱的方法:該類題目主要依據(jù)“越弱越水解”這一規(guī)律進行判斷。題型主要是根據(jù)弱酸或弱堿的相對強弱，判斷其鹽溶液的PH的大小順序。

②離子共存問題:判斷一組離子能否共存，主要從四個方面判斷:a復分解反應(看其是否生成沉淀、氣體、難電離物)b氧化還原c雙水解徹底的d絡合反應 。只要上述四種反應能發(fā)生一種，即不共存。另“雙水解”徹底的反應有:Al3+(或Fe3+)與HCO3-、CO32-、S2-、HS-、ClO-、SiO42-、C6H5O-等;而且它們在書寫水解離子方程式時要用“=”。

③三大守恒:a電荷守恒:依據(jù)“任何分散系均呈電中性”，用離子濃度大小表示離子中電荷的等量關系。在書寫電荷守恒時，要先把溶液中的離子種類找全，將陽離子用離子濃度表示后放在等式的一端，陰離子也用離子濃度表示后放在等式的另一端，再在離子濃度前乘以離子所帶電荷數(shù)。只要知道鹽溶液的酸堿性，利用電荷守恒判斷離子濃度的大小關系十分方便。如:NaAc溶液顯堿性，則有[OH-]>[H+];又因為[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-]，所以[Na+]>[Ac-]>[OH-]>[H+]。b物料守恒:依據(jù)“原子守恒”，即鹽組成中某些元素原子的關系確定等量關系。如NaAc中應該有:[Na+]=[Ac-]+[HAc] ;NaHCO3中存在:[Na+]=[HCO3-]+[H2CO3]+[CO32-] ;而Na2S中存在:[Na+]=2[S2-]+2[HS-]+2[H2S](依據(jù)溶液中Na元素是S元素總量的2倍)。c質(zhì)子守恒:依據(jù)鹽溶液中水電離出的氫和氫氧根的總量相等。如:NaAc溶于水后，由于Ac-結合了水中的部分H+而使[H+]≠[OH-]，但必定存在[OH-]=[HAc]+[H+]。

從高考命題的變化趨勢來看，溶液中離子濃度大小比較是主流試題，仍是今后高考的熱點。

基礎練習:0.1mol/L的NH4Cl溶液和0.01mol/L的NH4Cl溶液的PH值相比:

答案:0.1mol/L的NH4Cl溶液的PH值小

解析:可以認為是向0.01mol/L NH4Cl中加NH4Cl晶體， NH4++H2ONH3·H2O+H+

水解平衡向右移動，H+濃度增大，PH值減小。

由于水解涉及方面很廣，除了重要的考點繼續(xù)考察外，將鹽類水解的知識與其他的知識有機地結合在一起來進行考查，將是今后命題的基本方向，所以在鹽類水解的教學過程中一定要注意內(nèi)容的系統(tǒng)化，解題的技巧性。

參考文獻

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