第三節鹽類的水解課標要求核心素養1.認識鹽類水解的原理和影響鹽類水解的主要因素。2.能綜合運用離子反應、水解平衡原理，分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。1.變化觀念與平衡思想：認識鹽類水解有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析鹽類水解平衡，并運用鹽類水解平衡原理解決實際問題。2.證據推理與模型認知：知道可以通過分析、推理等方法認識鹽類水解的本質特征、建立模型。能運用模型解釋鹽類水解平衡的移動，揭示現象的本質和規律。[目標導航](4)加熱0.1mol·LNa2CO3

溶液，CO3

的水解程度和溶液的[自主測評]1.易錯易混辨析(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。(1)鹽類加入水中，水的電離平衡一定被促進。()(2)已知酸性HF＞CH3COOH，所以等濃度的CH3COONa溶液的堿性強于NaF

溶液。()(3)向AlCl3

溶液中滴加NaHCO3

溶液，有沉淀和氣體生成。()－12－pH均增大。()(5)將氯化銨溶液加水稀釋時，的值減小。()(6)明礬作為凈水劑，可以殺菌消毒。()答案：(1)×錯因：強酸強堿鹽對水的電離平衡無影響。(2)√(6)×(3)√(4)√(5)√錯因：明礬溶于水后，Al3+水解產物Al(OH)3

膠體具有吸附作用，可以凈水，但不能殺菌消毒。2.物質的量濃度相同的下列溶液中，按pH由小到大的順序排列的是()A.Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4ClB.Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC.(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD.NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3答案：C3.強堿MOH的溶液和等體積、等物質的量濃度的弱酸HA的)溶液混合后，溶液中有關離子濃度的大小關系是(

答案：CA.c(M＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)B.c(M＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)C.c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)D.c(M＋)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽溶液的酸堿性中性酸性堿性考點一鹽類的水解1.鹽溶液的酸堿性(1)鹽溶液的酸堿性與鹽的類型之間的關系(弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性取決于二者的相對強弱)H+或OH－弱電解質

(2)鹽溶液呈現不同酸堿性的原因 鹽溶液的酸堿性與鹽在水中電離出來的離子和水電離出來的____________能否結合生成___________有關。2.鹽類的水解弱酸陰離子弱堿陽離子電離平衡增大3.鹽類水解的規律簡單概括為有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。3

水解的離子方程式為__________4.鹽類水解離子方程式的書寫要求(1)一般來說，鹽類水解的程度不大，一般應用“”連接。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，一般不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。(2)多元弱酸根陰離子水解的離子方程式應分步書寫，水解時以第一步水解為主。例如，SO2－____________________________。

(3)多元弱堿陽離子的水解比較復雜，一般一步寫出。值得注意的是，其最終生成的弱堿即使是難溶物也不標“↓”等狀態符號，因其水解生成的量極少，不會生成沉淀。例如，Fe3+水解的離子方程式為__________________________________。

(4)水解分別顯酸性和堿性的離子由于相互促進，水解程度較大，書寫時一般要用“===”“↑”“↓”等。

(5)書寫鹽類水解的離子方程式時，要遵循質量守恒定律和電荷守恒規律。Fe＋3H2OFe(OH)3＋3H+3+考點二影響鹽類水解的主要因素及應用1.影響鹽類水解的因素(1)內因——鹽本身的性質(主要因素)>>(2)外因——次要因素條件平衡移動方向

n(H+)溶液的pH現象升溫向右增大減小顏色變深通HCl向左增大減小顏色變淺加H2O向右增大增大顏色變淺加NaHCO3向右減小增大生成紅褐色沉淀，放出氣體＋3H+]Fe(OH)3(3)應用示例[以FeCl3

的水解為例：Fe3+＋3H2O

①鹽的水解平衡向右移動，其水解程度不一定增大。②加水稀釋，鹽的水解程度增大，但水解產生的離子濃度反而減小。2.鹽類水解的應用（續表）（續表）考向1鹽類的水解及影響因素溫度/℃2530405060CuSO4溶液的pH3.713.513.443.253.14Na2CO3溶液的pH10.4110.3010.2810.2510.18答案：D①加熱前溶液為淺黃色，加熱后顏色變深②加熱前溶液接近無色，加熱后溶液顏色無明顯變化③加入NaCl

后，溶液立即變為黃色，加熱后溶液顏色變深④加熱前溶液為黃色，加熱后溶液顏色變深（續表）

答案：D下列說法不正確的是(考向2鹽類水解有關的圖像及分析3.(2021年浙江1月選考)實驗測得10mL0.50mol·L－1NH4Cl溶液、10mL0.50mol·L－1CH3COONa變化如圖所示。已知25℃時CH3COOH和NH3·H2O的電離常數均為1.8×10－5。)溶液的pH分別隨溫度與稀釋加水量的答案：C

答案：B5.(2021年衡陽二模)常溫下，向1L0.1mol·L考向3鹽類的水解常數及應用－1H2A溶液中逐滴加入等濃度NaOH

溶液，所得溶液中含A元素的粒子的物質的量分數與溶液pH的關系如圖所示。下列說法正確的是()

答案：B液中逐滴加入0.2mol·L－16.(2022年唐山三模)常溫下，向10.0mL

0.1mol·L－1Na2A溶HCl

溶液10.0mL，溶液中粒子的物質的量(揮發的H2A未畫出)隨pH的變化如圖所示。下列說法正確的是()

A.隨著鹽酸的加入，溶液中水的電離程度先減小后增大

B.Na2A的水解常數Kh1的數量級約為10－6

C.a

點對應溶液中離子濃度：c(Na＋)>3c(A2－)

D.b

點對應溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－)＋c(H2A)答案：C考向4混合溶液中粒子濃度的關系及分析7.(2020年江蘇卷改編)室溫下，將兩種濃度均為0.10mol·L－1的溶液等體積混合，若溶液混合引起的體積變化可忽略，下列各混合溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是()答案：D

答案：D[方法突破]

電解質溶液中粒子濃度關系的分析(1)熟悉兩大理論，構建思維基點①電離理論a.弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。b.多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)。

②水解理論

a.弱電解質離子的水解損失是微量的(相互促進的水解反應除外)，但由于水的電離，所以水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。

b.多元弱酸酸的根離子水解是分步進行的，其主要是第一步水解。

(2)基于三大規律，判斷等量關系 ①電荷守恒：電解質溶液呈電中性，陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。 ②元素質量守恒(物料守恒)：電解質溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類和數目發生變化，但元素總是守恒的。考向5

滴定過程中粒子濃度的關系及分析

A.該NaX溶液中：c(Na＋)>c(X－)>c(OH－)>c(H＋)

B.三種一元弱酸的電離常數：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)

C.當pH＝7時，三種溶液中：c(X－)＝c(Y－)＝c(Z－)

D.分別滴加20.00mL鹽酸后，再將三種溶液混合：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)

解析：NaX為強堿弱酸鹽，在溶液中水解使溶液呈堿性，則溶液中離子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋)，A正確；由圖可知，V(鹽酸)＝0時，NaX、NaY、NaZ溶液的pH依次增大，根據鹽類“越弱越水解”的規律推知，三種酸的酸性：HX＞HY＞HZ，則電離常數的大小順序為Ka(HX)＞Ka(HY)＞Ka(HZ)，B正確；當溶液pH為7時，酸越弱，向鹽溶液中加入鹽酸的體積越大，酸根離子的濃度越小，則三種鹽溶液中酸根離子的濃度大小順序為c(X－)＞c(Y－)＞c(Z－)，C錯誤；向三種鹽溶液答案：C中分別滴加20.00mL鹽酸，三種鹽都完全反應，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，將三種溶液混合后溶液中存在電荷守恒關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，由c(Na＋)＝c(Cl－)可得：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)，D正確。答案：C[方法技巧]1.滴定過程中溶液粒子濃度及分析思路以向10mL0.1mol·L－1的HA溶液中滴加0.1mol·L－1的NaOH2.中和滴定曲線“五點”離子濃度比較溶液為例解析：醋酸的酸性大于苯酚，則醋酸根離子的水解程度較小，則相同溫度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中c(C6H5O－)<c(CH3COO－)，A錯誤；C6H5ONa溶液中，C6H5O－離子水解出氫氧根離子，升溫促進C6H5O－離子的水解，氫氧根離子濃度增大，答案：C

答案：C

3.(2021年浙江1月