鹽類(lèi)水解解題技巧

1、鹽類(lèi)水解解題技巧7 / 7鹽類(lèi)的水解.鹽類(lèi)的水解（一）鹽類(lèi)的水解的分類(lèi):鹽類(lèi)實(shí)例引起水能否解 水解的離子弱 酸 陰 離強(qiáng)堿弱CH3C00能水子 酸鹽Na解引 起水 解強(qiáng)酸弱堿鹽NH4C1弱堿陽(yáng)離能水&子解引起水解強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl無(wú)引起 不能 水 水解 解的離子對(duì) 水 的 電 離 平 衡 的 影 響 對(duì) 水 的 電 離 平 衡 有 影 響 對(duì) 水 的 電 離 平 衡 有 影 響 對(duì) 水 的促進(jìn)與否促 進(jìn) 水 的 電 離促 進(jìn) 水 的 電 離溶液的酸堿性溶液呈堿性溶液呈酸性電 離 平 衡 無(wú) 影 響溶液呈中性鹽類(lèi)水解解題技巧弱酸弱CH3C00能水全全全水解后溶液的酸堿性由對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿堿

2、鹽NH4解部部部的相對(duì)強(qiáng)弱決定一.定義在溶液中，強(qiáng)堿弱酸鹽，強(qiáng)酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+與0H-生成弱電解質(zhì)的過(guò)程叫做鹽類(lèi)水解越弱越水解酸性溶液 ph越小越水解，堿性溶液 ph越大越水解（二）鹽類(lèi)水解的類(lèi)型（三）相關(guān)內(nèi)容1.實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成，破壞了水的電離，促進(jìn)水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)的過(guò)程。規(guī)律：難溶不水解，有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中 性，弱弱具體定；越熱越水解，越稀越水解。（水解；這些離子對(duì)應(yīng)的堿或酸越弱，水解程度越大，溶液的 對(duì)應(yīng)的酸和堿相對(duì)強(qiáng)弱決定，酸強(qiáng)顯酸性，堿強(qiáng)顯堿性。平衡，水解進(jìn)行程度很小。（2）水解

3、反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。6鹽類(lèi)水解的離子反應(yīng)方程式逆的，在書(shū)寫(xiě)其水解離子反應(yīng)方程式時(shí)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)： 中不出現(xiàn)沉淀和氣體，因此在書(shū)寫(xiě)水解 難，以第一步水解為主。7.水解平衡的因素組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大，堿性就越強(qiáng)， 水解程度越大，酸性越強(qiáng)， 面以NH4+水解為例： 變平衡體系中每一種物質(zhì)的濃度，都可使平衡移動(dòng)。鹽的濃度越小，水解程度越大。入酸或堿能促進(jìn)或抑制鹽類(lèi)的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的 水解的方向移動(dòng)而促進(jìn)水解；若加入酸，則抑制水解。同種水解相互抑制，不同水解相互促進(jìn)。（即鹽的構(gòu)成中出現(xiàn)弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子，

4、該鹽就會(huì) pH變化越大；水解后溶液的酸堿性由構(gòu)成該鹽離子5.特點(diǎn)：（3）鹽類(lèi)溶解于水，2.（1）水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動(dòng)態(tài) 以電離為主，水解為輔。（4）因?yàn)辂}類(lèi)的水解是微弱且可（1）應(yīng)用可逆符號(hào)表示，（2）一般生成物離子方程式 時(shí)不標(biāo)“J”“f”（3）多元弱酸根的水解分步進(jìn)行且步步影響水解平衡進(jìn)行程度最主要因素是鹽本身的性質(zhì)。PH越大；組成鹽的陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，PH越小；外界條件對(duì)平衡移動(dòng)也有影響，移動(dòng)方向應(yīng)符合.溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升溫平衡右移，水解程度增大。勒夏特列原理，下濃度：改溶液的酸堿度：加H+，使平衡向 酸式水解類(lèi)型酸堿性PH舉例強(qiáng)酸弱 堿鹽水 解溶液顯酸性pH<7N

5、H4CI、AICI3、FeCI3、CuS04等強(qiáng)堿弱 酸鹽水 解溶液顯堿性pH>7CH3C0ONa 、Na2CO3、Na2S等強(qiáng)酸強(qiáng) 堿鹽水 解溶液顯中性pH=7KCl 、 NaCl、 Na2SO 4等弱酸弱 堿鹽水 解水解后 溶液的 酸堿性 由對(duì)應(yīng) 的弱酸 弱堿的 相對(duì)強(qiáng) 弱決定CH3COONH4等水解生成H+ ;堿式水解 水解生成0H-)三. 鹽類(lèi)的水解實(shí)例(一) 以 NH4+ + H2O=可逆號(hào)=NH3- H2O + H+ 為例：條件c(NH4+)c(NH3 -H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程 度平衡移動(dòng)方向加熱減少增大增大減少減小增大正向加水減少減少減少增大增大增大正向通

6、入氨氣增大增大減少增大增大減少逆向加入少旦里NH4C1固體增大增大增大減少減小減少正向通入氯化氫增大減少增大減少減小減少逆向加入少旦里NaOH固體減少增大減少增大增大增大正向(二)以 CH3COO- + H2O=可逆號(hào)=CH3COOH + OH-為例：條件c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程 度平衡移動(dòng)方向加熱減少增大增大減少增大增大正向加水減少減少減少增大減小增大正向加入冰醋酸增大增大減少增大減小減少逆向加入少量醋酸鈉固體增大增大增大減少增大減少正向通入氯化氫減少增大減少增大減小增大正向加入少旦量NaOH固體增大減少增大減少增大減少逆向四、水解過(guò)程中的守恒

7、問(wèn)題(以NaHC03水解為例，HC03-既水解又電離)NaHC03溶液中存在 Na+，H+，OH-，HCO3-, CO32-，H2CO3電荷守恒 溶液中所有陽(yáng)離子帶的正電荷等于所有陰離子帶的負(fù)電荷(即溶液呈電中性)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)物料守恒(原子守恒)一一溶液中某些離子能水解或電離，這些粒子中某些原子總數(shù)不變，某些原子數(shù)目之比不變n(Na): n(C)=1:1 所以鹽類(lèi)水解解題技巧c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)水的電離守恒 (質(zhì)子守恒)(也可以由上述兩式相減得到，最好由上述兩式相減得到)c(H+)+c

8、(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)五、雙水解反應(yīng)雙水解反應(yīng) 一種鹽的陽(yáng)離子水解顯酸性，一種鹽的陰離子水解顯堿性，當(dāng)兩種鹽溶液混合時(shí)，由于H+和OH-結(jié)合生成水而相互促進(jìn)水解，使水解程度變大甚至完全進(jìn)行的反應(yīng)。完全雙水解反應(yīng)離子方程式用=表示，標(biāo)明f /離子間不能大量共存種類(lèi)：AI3+與CO32- HCO3- S2-, HS-,亞硫酸氫根，偏鋁酸根Fe3+ 與 CO32- HCO3-2AI3+3S2-+6H2O=AI(OH)3 +3H2ST.不完全雙水解反應(yīng)離子方程式用可逆符號(hào)，不標(biāo)明f /離子間可以大量共存種類(lèi)：NH4+與CO32- HCO3- S2-, HS-,CH3COO-等弱

9、酸根陰離子并非水解能夠相互促進(jìn)的鹽都能發(fā)生雙水解反應(yīng)有的是發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)Na2S+CuSO4=Na2S O4+CuSj有的是發(fā)生氧化還原反應(yīng)2FeCI3+Na2S=2FeCI2+S J +2NaC或2FeCI3+3Na2S=2FeS J +SJ +6NaCI PS:離子間不能大量共存的條件 一一生成沉淀、氣體、水、微溶物、弱 電解質(zhì)；發(fā)生氧化還原、完全雙水解反應(yīng)(多元弱酸的酸式酸根離子不能與H+或OH-離子共存；在酸性條件下，NO3-和MnO4-具有強(qiáng)氧化性)六、鹽溶液蒸干后鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干后得到其氫氧化物，如FeCI3蒸干后得到Fe(OH)3，如繼續(xù)蒸則最終產(chǎn)物是Fe2O3鹽水解生成

10、難揮發(fā)性酸或強(qiáng)堿，蒸干后得到原溶質(zhì)，如Na2SO4陰陽(yáng)離子均易水解的鹽，蒸干后得不到任何物質(zhì)，如(NH4) 2S易被氧化的物質(zhì)，蒸干后得到其氧化產(chǎn)物，女口Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4受熱易分解的物質(zhì)，蒸干后得到其分解產(chǎn)物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2七、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用配制FeCI3溶液一一將FeCI3先溶于鹽酸，再加水稀釋 制備Fe(OH)3膠體一一向沸水中滴加FeCI3 溶液，并加熱至沸騰以促進(jìn)Fe3+水解Fe3+3H2O=加熱=Fe(OH)3 (膠體)+3H+泡沫滅火器AI3+3HCO3- =AI(OH)3 J +3CO2f .純堿作洗滌劑 一一加熱促進(jìn)其水解，堿

11、性增加，去污能力增強(qiáng)八、鹽類(lèi)水解內(nèi)容補(bǔ)充.電離大于水解(溶液呈酸性)的離子亞硫酸氫根，磷酸二氫根，草酸氫根HC2O4-硫酸氫根。其余多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大于電離(溶液呈堿性)水解大于電離，硫氫根、碳酸氫根:pH酸<酸式水解的鹽堿>堿式水解的鹽酸根離子相應(yīng)的酸越弱，其強(qiáng)堿弱酸鹽的堿性越強(qiáng)如酸性 AI(OH)3<H2CO3 所以堿性NaAIO2>NaHCO3 (碳酸根對(duì)應(yīng)的酸為 HCO3-)九、鹽類(lèi)水解的規(guī)律1強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽水解，溶3.強(qiáng)酸強(qiáng)堿不水解，溶液呈中性(不一定，如5.強(qiáng)酸酸式鹽，取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)液呈酸性。NaHSO4)大小有

12、弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。 2強(qiáng)堿和弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性。4弱酸弱堿鹽強(qiáng)烈水解。酸式鹽 定義：電離時(shí)生成的陽(yáng)離子 陰離子(易得電子)為酸根離子的鹽。十、酸式鹽(易失電子)除金屬離子【或NH4+ (有金屬離子性質(zhì))】外還有氫離子,1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿酸式鹽只電離不水解的酸式鹽，顯強(qiáng)酸性。如：鹽類(lèi)水解解題技巧NaHS042、弱酸強(qiáng)堿酸式鹽既電離又水解的酸式鹽，酸堿性視其電離和水解的相對(duì)強(qiáng)度而定。(1)電離水解如NaH2PO4,NaHSO4,顯酸性。(2)電離 水解女口 NaHC03,NaHS，顯堿性。3、酸式鹽的考察：比較溶液離子濃度，比較溶液酸堿性等問(wèn)題。編輯本段

13、鹽類(lèi)水解原理及應(yīng)用1鹽類(lèi)水解實(shí)質(zhì)鹽電離出來(lái)的弱酸根或弱堿的陽(yáng)離子跟水電離出來(lái)的微粒H+或0H-生成弱酸或弱堿，從而促進(jìn)水的電離。2利用用純堿溶液清洗油污時(shí)，加熱可以增強(qiáng)其去污能力。在配置易水解的鹽溶液時(shí)，如氯化鐵溶液為了抑制水解可加入少量的鹽酸，以防止溶液渾濁。有些鹽水解可生成難溶于水的氫氧化物成膠體且無(wú)毒，可用作凈水劑，如鋁鹽鐵鹽，明磯(硫酸鋁鉀)。鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)規(guī)律(1)鹽類(lèi)水解的程度一般遠(yuǎn)小于其逆過(guò)程一一中和反應(yīng)，所以水解反應(yīng)用可逆符號(hào)表示，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標(biāo) “域“f,”也不將生成物如 H2CO3、NH3- H20等寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。(2)鹽類(lèi)水解的離子反應(yīng)遵循電荷

14、原則， 所以陽(yáng)離子水解，H+多余，溶液呈酸性，陰離子水解，0H-多余，溶液呈堿性。如NH4C1 溶液中：c ( NH4+ ) +c ( H+ ) =c (Cl ) +c (0H )女口 Na2C03 溶液中：c ( Na+) +c (H+ ) =2c(C032 ) +c ( HC03 ) +c (0H )(3)多兀弱酸相應(yīng)的鹽水解與多兀弱酸的電離一樣是分步進(jìn)行的，每一步水解分別用一個(gè)水解離子方程式表示，不能連等，不能合并，每一步的水解程度也與分步電離一樣，呈現(xiàn)大幅下降的趨勢(shì)，如 Na3P04的水解依次為：P043- + H20 HP042 + 0H HP042 + H20 H2P04+ 0H

15、H2P04 + H20 H3P04+ 0H (4)多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步，如：A13+3H20 = Al ( 0H) 3 + 3H+( 5)多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子在水溶液中既有電離產(chǎn)生 H+的可能，又有水解產(chǎn)生0H 的可能，溶液的酸堿性由電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱來(lái)決定，即當(dāng)電離趨勢(shì)大于水解趨勢(shì)時(shí)，溶液呈酸性，應(yīng)該用電離方程式來(lái)表示酸性的產(chǎn)生(如NaH2P04、NaHS03等)，當(dāng)電離趨勢(shì)小于水解趨勢(shì)時(shí)， 溶液呈堿性，應(yīng)該用相應(yīng)的水解方程式來(lái)表示堿性的產(chǎn)生 (如Na2HP04、NaHC03、NaHS 等)。鹽類(lèi)的水解的例題例1.下列 離子反應(yīng)方程式中，不屬于水

16、解反應(yīng)的是A.NH4+H20=可逆號(hào)=NH3- H20+H+B.NH3 -H20=可逆號(hào)=NH4+0H-C.HC03-+H20=可逆號(hào)=H30+C032-D.AI02-+2H20= 可逆號(hào)=AI(0H)3+0H-分析與解答：B、C選項(xiàng)是電離方程式，水解反應(yīng)后一定有弱酸或弱堿。答案：B、C 例2若室溫時(shí)，O.1mol/L的鹽NaX溶液的pH=9。則該溶液中起水解的 X-占全部的X-的 A.0.01% B.0.09% C.1.0% D.無(wú)法確定分析與解答：NaX的水解反應(yīng)為：X- + H20=可逆號(hào)=HX+0H-,起水解反應(yīng)c(X-)=c(0H )=1 X10-5moI/L，水解率為=0.01%

17、答案：A 例3.25C時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度下列 溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是()KN03 Na0H CH3C00 NH4 NH4CIA. B. C. D. 分析與解答：KN03為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，在水溶液中電離出的 K和N0對(duì)水的電離平衡無(wú)影響 Na0H為強(qiáng)堿在水溶液中電離出的0H對(duì)水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小CH3C00NH4為弱酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH和CH3C00均可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3H20和CH3C00H，并能相互促進(jìn)，使水解程度加大從而使水的電離程度加大。NH4CI為強(qiáng)酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3H20，促進(jìn)水的

18、電離，但在相同濃度下其水解程度要小于CH3C00NH4 ,該溶液中水的電離程度小于CH3C00NH4中的水的電離程度。答案D小結(jié)：酸、堿對(duì)水的電離起抑制作用，鹽類(lèi)的水解對(duì)水的電離起促進(jìn)作用。例4.S0CI2為一種易揮發(fā)的液體，當(dāng)其與水相遇時(shí)劇烈反應(yīng)，生成一種能使品紅褪色的氣體寫(xiě)出該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。分析與解答：S0CI2中S為+4價(jià)，0為-2價(jià)，CI為-1價(jià)，當(dāng)其與水相遇時(shí)所生成的使品紅褪色的氣體應(yīng)是S02,本反應(yīng)不是氧化 一一還原反應(yīng)。故其反應(yīng)方程式為S0CI2+H20=S02&shy;+2HCI ,本題雖屬于水解反應(yīng)，但有別于鹽類(lèi)的水解，而且根據(jù)題目所述劇烈反應(yīng)，可以判斷該反應(yīng)

19、進(jìn)行的徹底故用“=表示之。編輯本段參考練習(xí)1常溫下，O.1mol/L的下列溶液中，水的電離程度大小排列順序正確的是AICI3 KN03 NaOHNH3H20A.> > >B.'>C. >>D.二=二2.已知0.1moI/LNaHCO3 溶液的 pH 為 8.4,0.1mol/LNa2CO3 溶液的 pH 為 11.4,則 NaHCO3 溶液中由 H20 電離出 c(OH-) 是Na2CO3溶液中由H2O電離出的c(OH-)的 A.3倍 B.1/3倍 C.103倍 D.10-3倍3.物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液： Na2CO3 NaHCO3 H2CO3

20、(NH4)2CO3NH4HCO3中c(CO32-)由小到大的排列順序?yàn)锳.B.C.D.4.下列微粒中，不能促進(jìn)水電離的是()A.所有離子中半徑最小的離子B.含有的電子數(shù)和質(zhì)子數(shù)均與Na+相同，共含有5個(gè)原子核的微粒C.還原性最弱的非金屬陰離子D.含有2個(gè)原子核，10個(gè)電子的陰離子5.能證明醋酸是一種弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)是()A.醋和水以任意比例溶解B.中和10ml 0.1mol/L的CH3COOH須用0.1mol/L 10mlNaOH 溶液 C.1mol/L CH3COONa 溶液的 pH 大約是 9 D.1mol/L CH3COOH 溶液能使石蕊 試液變紅參考答案：1B 2D 3B 4AD 5 C

21、一、鹽類(lèi)水解實(shí)質(zhì)的理解1 鹽類(lèi)水解實(shí)質(zhì)是鹽中的弱離子(弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子)與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)(即弱酸或弱堿)從而促進(jìn)了水的電離。2鹽溶液水解顯酸性或堿性，也正是由于鹽中的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)，從而使得溶液中獨(dú)立存在的C(H+)不等于C(OH- )。3.若鹽水解顯酸性，則溶液中的C(H+)全都來(lái)自于水的電離；若鹽水解顯堿性，則溶液中的C(OH-)全都來(lái)自于水的電離。例1:室溫下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH-)分別為amol/L和bmol/L ;則a/b= 解析pH=9的NaOH溶液，水的電離平衡受到抑制，溶液中的OH-主要來(lái)自NaOH , H+來(lái)自于水的電離，所以 C (OH-)水=10-9mol/L ;pH=9的CH3COONa溶液，OH-完全來(lái)自于水的電離，即 C(OH-)水=10-5mol/L。答案：1 : 10000二、影響鹽類(lèi)水解程度大小的因素1.內(nèi)因：即鹽中弱離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成的弱電解質(zhì)越難電離(電離常數(shù)越小)，對(duì)水的電離平衡的促進(jìn)作用就越大，鹽的水解程度就越大。例2 :已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物質(zhì)的量濃度均為 0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是 A . c(OH-)&g