化學水解電離總結

1、電離水解平衡、電離水解平衡的特點 弱電解質溶于水，在水分子的作用下，弱電解質分子的離子化過程和陰陽 離子的分子化過程的速率相同建立了該化學平衡，電離平衡的移動遵循化學平衡 移動的一般性規(guī)律。 影響電離平衡的主要因素有：溫度的升降；溶質濃度的降低（稀釋）；通過離子消耗降低生成離子的濃度；同離子效應增大生成離子的濃度。 遵循勒夏特列原理，平衡的移動是減弱外界條件的改變而不是逆轉外界條件的改變。例如：加水稀釋醋酸，平衡正向移動，但是溶液中的C（J）依然是減小的，增加的只是n（H。例1.已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步進行的，且第一步的電離程度大于 第二步的電離程度，第二步的電離程度遠大于第三步的電

2、離程度。今有HA H2BH3C三種一元、二元、三元弱酸，根據(jù)“較強酸 +較弱酸鹽=較強酸鹽+較弱酸” 的反應規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應： HA hC_（少量）=A +H2CHB（少量）+ 2A = B +2HA HB（少量）+fC = HB + HbC回答下列問題：（1）相同條件下，HA HB HC三種酸中酸性最強的是。（2）A-、扌、C3-、HB、H2C-、hC_ 6種離子中，最易結合質子的是 最難結合質子的是判斷下列反應的離子方程式中正確的是（填寫標號）3C+3A= 3HA+C- +A = HA £3C+B丄 HB+HC（4）完成下列反應的離子方程式A. H 3C+OH （過量

3、）B. HA（過量）+C3_某些鹽溶液的配制、保存在配制 FeCl3、 FeCl 2 、AlCl 3、CuSO4 等溶液時為防止水解，常向鹽溶液中 加入少量相應的酸Na2SiO3、Na2CO3、NH4F 等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中， 因 Na2SiO3、Na2CO3 水解呈堿性，產生較多 OH, NHF水解產生HF, OH、HF均能腐蝕玻璃.某些離子間因發(fā)生又水解而在溶液中不大量共存，如 Al 3+與 S2-、HS、CO)-、HCO、AIOJ、SQ32-、CIO-、C6F5O等不共存 Fe3+與 CO2-、HCO、AIO2、CIO-等不共存 NH4與 CIO、SiO32-、AIO2-等不共

4、存想一想：AI2S3為何只能用干法制取？小結：能發(fā)生雙水解反應，首先因為陰、陽離子本身單一水解程度相對較大，其 次水解一方產生較多H+，另一方產生較多OH,兩者相互促進，使水解進行到底。 酸式鹽 若只有電離而無水解，則呈酸性(如 NaHSQ 若既有電離又有水解，取決于兩者相對大小電離程度水解程度，呈酸性： NaHSO NaHPO4電離程度v水解程度，呈堿性： NaHCO NaHS NaHPO NaHS.鹽類的水解(一)鹽類的水解的分類:鹽類實例能否水解引起水解的離子對水電離平衡的影響促進與否溶液的酸堿性強堿弱酸鹽CH3C00Na1強酸弱堿鹽NH4CI強酸強堿鹽NaCl(二)鹽類水解的類型類型酸

5、堿性PH舉例強酸弱堿溶液顯pHv 7NH4CI、AICI3、FeCI3、鹽水解酸性CuS04等強堿弱酸溶液顯pH> 7CH3C00N、Na2CO3鹽水解堿性Na2S 等強酸強堿溶液顯pH= 7KCI、NaCl、Na2S04等鹽不水解中性弱酸弱堿誰強顯CH3C00NH等鹽水解誰性特點：(1) 水解反應和中和反應處于動態(tài)平衡，水解進行程度很小。(2) 水解反應為吸熱反應。(3) 鹽類溶解于水，以電離為主，水解為輔。(4) 多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。水解平衡的因素影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質。 組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度越大，堿性就越強，PH越大； 組成鹽的

6、陽離子對應的堿越弱，水解程度越大，酸性越強，PH越?。煌饨鐥l件對平衡移動也有影響，移動方向應符合勒夏特列原理，下面以NH4+為例: 溫度：水解反應為吸熱反應，升溫平衡右移，水解程度增大。 濃度：改變平衡體系中每一種物質的濃度，都可使平衡移動。 鹽的濃度越小，水解程度越大。 溶液的酸堿度：加入酸或堿能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會中和溶液中的H+,使平衡向水解的方向移動而促進水解；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。三. 鹽類的水解實例(一).以 NH4+ + H 2O NH 3 H 2O + H + 為例：條件c(NH4+)c(NH3 H2

7、O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移動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入NH增大增大減少增大增大減少逆向加入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NaOH固體減少增大減少增大增大增大正向四、水解過程中的守恒問題(以 NaHCO3 水解為例， HCO3 -既水解又電離)+ + - - 2-NaHC03溶液中存在 Na, H , OH , HCO- , CO-, H2CQ . 電荷守恒溶液中所有陽離子帶的正電荷等于所有陰離子帶的負電荷(即 溶液呈電中性)+ + - 2- -c(Na +)+c(H +)=c

8、(OH - )+2c(C O 32-)+c(HCO3-) . 物料守恒(原子守恒)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 c(Na +)=c(HCO 3-)+c(CO 32-)+c(H 2CO) . 水的電離守恒(質子守恒) (也可以由上述兩式相減得到,最好由上述兩式相 減得到)+ - 2-c(H +)+c(H 2CO3)=c(OH -)+c(CO 32-)五、雙水解反應雙水解反應一種鹽的陽離子水解顯酸性,一種鹽的陰離子水解顯堿性,當兩種鹽溶液混合時，由于H+和OH-結合生成水而相互促進水解，使水解程度變大甚至完全進行的反

9、應。 . 完全雙水解反應離子方程式用=表示，標明fJ,離子間不能大量共存種類： Al 3+與 S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O-2Al 3+3S2- +6H2O=Al(OH) 3J +3H2Sf . 不完全雙水解反應離子方程式用可逆符號，不標明fj,離子間可以大量共存種類：NH；與CO2-、HCO-、s2-、HS、CfCOO等弱酸根陰離子 . 并非水解能夠相互促進的鹽都能發(fā)生雙水解反應有的是發(fā)生復分解反應Na2s+CusO4=Na2sO4+CusJ有的是發(fā)生氧化還原反應2FeCl 3+Na2s=2FeCl 2+sJ +2NaCl或 2FeC

10、l 3+3Na2s=2FesJ +sJ +6NaClPS：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；發(fā)生氧化還原、完全雙水解反應六、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 FeCl3 蒸干后得到 Fe(OH) 3 ， 如繼續(xù)蒸則最終產物是Fe2O3鹽水解生成難揮發(fā)性酸或強堿，蒸干后得到原溶質，如CuSO4 . 陰陽離子均易水解的鹽，蒸干后得不到任何物質，如(NH4) 2S . 易被氧化的物質，蒸干后得到其氧化產物，如Na2SO3 溶液蒸干后得到 Na2SO4 . 受熱易分解的物質， 蒸干后得到其分解產物， 如 Mg(HCO3) 2蒸干后得到

11、Mg(OH)2七、鹽類水解的應用 . 配制 FeCl3 溶液將 FeCl3 先溶于鹽酸，再加水稀釋 .制備Fe(0H)3膠體一一向沸水中滴加FeCl3溶液，加熱至沸騰促進Fe3+水解Fe3+3H2O= 加熱=Fe(0H)3 (膠體)+3H+ 泡沫滅火器 Al 3+3HCO-=AI(OH) 3 J +3CO2 f . 純堿作洗滌劑加熱促進其水解，堿性增加，去污能力增強八、鹽類水解內容補充 電離大于水解(溶液呈酸性)的離子一一HSO-, H2PO4-, HC2O4-、HSO-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); pH ： 酸<酸式水解的鹽 堿>堿式水解的鹽 酸根離子相應的酸越弱，其強堿弱酸鹽的堿性越強如酸性 Al(OH) 3<H2CO3 所以