盐类水解高考题汇编,盐类水解高考考点分析

1.Na2SO3（亚硫酸钠）溶液为什么显碱性？ （出处：2012高考理综北京卷25题（3）

2.高二化学盐的水解

3.高中化学水解的重点归纳

4.一道关于水解的化学题大题

5.化学盐类的水解的离子浓度大小关系怎么比较？

Na2SO3（亚硫酸钠）溶液为什么显碱性？ （出处：2012高考理综北京卷25题（3）

水解方程式如下图：

水解是一种化工单元过程，是利用水将物质分解形成新的物质的过程。通常是指盐类的水解平衡。

盐类的水解就是指盐中的弱碱阳离子或者酸根离子与水电离产生的氢离子或者氢氧根离子结合，生成弱电解质的过程。

鉴定方式

碱性溶液中的(奈斯勒试剂或称铵态氮试剂)是鉴定铵根离子的特效试剂。

在试液中加入少量氢氧化钾，然后煮沸，将沾有奈斯勒试剂的滤纸放在试管口检测逸出气体中是否有氨气。

如果没有干扰离子可以直接往试液中加入奈斯勒试剂检验。

奈氏试剂检验铵离子的主要反应式为：

2HgI42-+NH4++4OH-=[Hg2NH2O]I(红)+7I-+3H2O

作用后产生**或棕色（高浓度时）沉淀。

高二化学盐的水解

涉及到盐类的水解

它是强碱弱酸盐，呈碱性。

原因是：弱电解质亚硫酸根的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。

亚硫酸根水解与氢离子结合成为亚硫酸氢根，亚硫酸氢根在进一步与氢离子结合成亚硫酸（此步比上步的程度小）导致水中氢氧根离子浓度增大，呈现碱性。

你可能会问，亚硫酸根不是会电离出氢离子吗？

哇咔咔~事实是次反应过程中水解的影响大于电离的影响。所以总的是显碱性~

具体可参照百度百科“盐类水解”

说的啰嗦了些，没太懂的欢迎追问(*^__^*)

高中化学水解的重点归纳

说明：无法输入“可逆号”，用→代替。

为了简化，醋酸根记作Ac-

----------------------

无论NaAc溶液还是NaF溶液，都有下列三式变化：

（1）盐的电离：NaX = Na+ + X-

（2）酸根水解：X- + H2O → HX + OH-

（3）水的电离：H2O → H + + OH-

我们发现，（2）式中X-（酸根）的减少量=OH-的增加量，

也就是说，虽然X-的水解程度不同，但光就水解这一步看，并不影响阴离子浓度的变化。

----------------------

但是：

（3）式却有不同，X-水解越厉害，溶液中OH-越多，则H+越少，

即，从定量计算看，（3）式中提供的OH-越少！！！

---------------------

结论

HF酸性>醋酸，因此NaAc比NaF水解剧烈，则阴离子总浓度更小。

---------------------

一道关于水解的化学题大题

盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离 。

3、盐类水解规律：

①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）

②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性

②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）

双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

盐类水解的应用：

水解的应用 实例 原理

1、净水 明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-

4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O

5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

化学盐类的水解的离子浓度大小关系怎么比较？

1）碱性 原因是H2A部分电离是弱酸则形成的钠盐就是强碱弱酸盐会发生水解：A2- +H2O（可逆）==HA- + OH-

2）.选AC 有A元素物料守恒可知到溶液中含A元素的所有粒子物质的量和Na2A中A元素物的质量相同在除以体积则其浓度就与Na2A中A浓度相同故选A。又由电荷守恒（溶液都显电中性）知所有带正电荷离子等于所有带负点荷离子故C正确

从H2O(可逆）==H+ + OH-

A2- + H2O (可逆）==HA- + OH-

HA- + H2O (可逆）==H2A +OH-

三式可知应该是c(OH-)=c(H+)+c(HA-)+c(H2A) 故B选项错误

因为 c（Na+)=0.2mol/L且有A选项可知c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)=0.1mol/L所以

c（Na+)=2*{c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)}所以D选项错误

3），填< 因为Na2A是盐，盐类是强电解质完全电离成A2- 和Na+ 在电离出来的A2-中仅有极小部分发生了水解成为HA-和H2A，A元素绝大多是仍以A2-形式存在于溶液中。而H2A是弱电解质，溶于水只有极小部分发生了电离成为HA-与A2-，A元素绝大部分仍以H2A形式存在与溶液中。所以0.1mol/LH2A溶液中c（A2-）<0.029mol/L

4）Na+ > HA- > OH- > H+ > A2-

由这几个方程可得出答案：NaHA==2Na+ + HA-

HA- +H2O (可逆）==H2A + OH-

H2O （可逆）===H+ + OH-

HA- (可逆）===H+ + A2-

5)变小 因为A2-是由HA-电离得到

弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A-）*c（H+））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（HA-））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。

当你稀释溶液时（c（A-）*c（H+））/c（HA-）就会变小 这时电离HA-（可逆）==A2- + H+

会向这电离方向进行（就是消耗了HA-得到A2-的过程）。HA-与A2-稀释相同倍率如果没上述情况发生则c(HA-)/c(A2-)将保持不变但实事上再稀释过程中有部分HA-变成了A2-所以c(HA-)/c(A2-)变小。

本人觉得这应该是详细到不能再详细了望纳

电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。处理此类试题时要关注以下几个方面。

必备相关知识

一、电离平衡理论和水解平衡理论

1.电离理论：

⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。

分析由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2ONH4++OH-，H2OH++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。

⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。

分析由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。

2.水解理论：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。

分析因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-，

+

2H2O2OH-+2H+，

2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。

⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；

⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。

分析因碳酸钠溶液水解平衡为：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。

二、电荷守恒和物料守恒

1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)

2．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)

注意书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

3．导出式——质子守恒：如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。此关系式也可以按下列方法进行分析，由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值，所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。可以用图示分析如下