33鹽類的水解知識點

1、鹽類的水解一鹽的水解1.根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？弱酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽、強酸強堿鹽結(jié)論：強酸弱堿鹽呈酸性 強堿弱酸鹽呈堿性強酸強堿鹽呈中性 弱酸堿鹽不一定誰強顯誰性，同強顯中性，兩弱不一定，看兩物質(zhì)的相對強弱練習：判斷下列物質(zhì)水溶液的酸堿性:AlCl3 K2SO4 Fe2(SO4)3 NaClO 用方程式表示為什么NH4Cl溶液顯酸性？CH3COONa溶液顯堿性？2.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因：鹽類的水解3.鹽類水解（1）、概念：在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解。 (弱酸、弱堿)（2）、水解的條件：鹽

2、易溶，有弱離子。（3）、水解的實質(zhì)：鹽電離出的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)；（4）、對水電離平衡的影響：促進水的電離（5）、水解的特點：可逆 吸熱(H0) 一般很微弱一般不用“”或“”；一般不寫“ = ”，而寫 “”NH4+ + H2ONH3 · H2O + H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+（6）水解的規(guī)律：有弱才水解；無弱不水解誰弱誰水解 ；越弱越水解；誰強顯誰性；同強顯中性。練習：下列物質(zhì)分別加入到水中，因促進水的電離而使溶液呈酸性的是（ ）A、 硫酸 B、NaOH C、硫酸鋁 D. 碳酸鈉練習：常溫下濃度均為0.1mol/L的下列溶液Na2

3、CO3 NaClO CH3COONa pH由大到小的順序是練習：在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（ ） A、ClO B、CO3 2 C、Fe 3+ D、SO4 2 練習：下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（ ） 哪些呈堿性（ ） FeCl3 NaClO (NH4)2SO4 AgNO3 Na2S K2SO4練習：等物質(zhì)的量濃度、等體積的酸HA與堿NaOH混合后，溶液的酸堿性是（ ）A、酸性 B、中性 C、堿性 D、不能確定練習： 在Na2S溶液中，c (Na+) 與 c (S2) 之比值（ ）。A 大于2 B 小于2 C 等于2 D 無法確定練習：將0.1mol/L的下列溶液按pH由小到大的順序排列Na

4、2CO3H2SO4 NaOH NaNO3 CH3COOH NaHSO4 NH4Cl _ 練習：物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽；NaX NaY NaZ的溶液，其PH依次為8，9，10，則HX，HY，HZ的酸性由強到弱的順序是 ( )A、HX > HZ > HY B、HZ > HY >HX C、HX > HY >HZ D、HY > HZ > HX二、鹽類水解方程式的書寫：1. 先找“弱”離子2. 一般水解程度小，水解產(chǎn)物少。所以常用“” ；不寫“ = ”、“”、“”；也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式。3.多元弱酸鹽分

5、步水解，但以第一步水解為主。4.多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。弱離子 + 水弱酸(or弱堿) + OH ( or H+ ) 5.陰陽離子都發(fā)生水解時，相互促進，水解趨于完全。書寫時要用“ = ”、“”、“”注意:常見雙水解的離子:Al3+與S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-;Fe3+與AlO2-、CO32-、HCO3-; NH4+與AlO2-、SiO32-.三、鹽類水解方程式的書寫：（一）一元弱酸強堿鹽如：CH3COONa、NaF 化學方程式： CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH離子方程式：CH3COO + H2OCH3COOH + OH化學方程式：N

6、aF + H2OHF + NaOH 離子方程式：F+H2O HF + OH（二）多元弱酸強堿鹽如：Na2CO3、 Na3PO4？離子方程式：CO3 2+H2OHCO3+ OH(主) HCO3 +H2O H2CO3+OH(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？ 5種離子，2種分子。（三）弱堿強酸鹽水解 如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+（四）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別： NaHCO3 HCO3 + H2O H2

7、CO3 + OH HCO3 + H2O CO32 + H3O +程度：電離 水解 溶液呈 性 NaHSO3 HSO3 + H2O H2SO3 + OH HSO3 + H2OSO32 + H3O +程度：電離 水解 溶液呈 性總結(jié)：酸式鹽 若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）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 電離程度水解程度，呈堿性 常見酸式鹽溶液的酸堿性，堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（很特殊，電離大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 練習： 下列溶液pH小于7的是A、氯化鉀 B、硫酸銅 C、硫化鈉 D

8、、硝酸鋇練習：下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是A. 碳酸鉀 B. 硫酸氫鈉 C. 碳酸氫鈉 D. 氯化鐵練習： 下列離子在水溶液中不會發(fā)生水解的是A. NH4+ B. SO42 C. Al3+ D. F練習：氯化銨溶液中離子濃度從大到小排列正確的是A. NH4+ 、H+ 、OH、Cl B.Cl 、 NH4+ 、H+ 、OH C. H+、Cl 、NH4+ 、OH D.Cl、NH4+ 、OH、H+四、影響水解的因素：在一定條件下，當鹽類的水解速率等于中和速率時，達到水解平衡。（動態(tài)平衡）1.內(nèi)因：鹽的本性. （越弱越水解）（1）不同弱酸對應的鹽：堿 性NaClO (aq) CH3COONa (aq

9、) 對應的酸HClO CH3COOH （2）不同弱堿對應的鹽酸 性MgCl2 (aq) AlCl3 (aq) 對應的堿Mg(OH)2 Al(OH)3（3）同一弱酸對應的鹽：堿 性 Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq) 對應的酸：HCO3 H2CO3 正鹽的水解程度 酸式鹽的水解程度2.外因：濃度、溫度、溶液堿性的變化（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大. 加水稀釋，促進水解。（2）濃度不變，溫度、度越高，水解程度越大. 升溫，促進水解。（3）改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進水解。加酸： 弱酸根離子的水解。 弱堿陽離子的水解。加堿： 弱堿陽離子的水解。 弱酸根離子的水解。（4）外加鹽加

10、入水解后酸堿性相反的鹽，互相促進水解；加入水解后酸堿性相同的鹽，互相抑制水解。加入不參加水解的固態(tài)鹽，對水解無影響；加入不參加水解的鹽溶液，相當于對原鹽溶液稀釋，鹽的水解程度增大。Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+ 3.比較外因?qū)θ蹼娊赓|(zhì)電離和鹽水解的影響.HAH+AQ A+H2O HA+OHQ溫度（T）T Th 加水 平衡正移， 促進水解，h增大H+ 抑制電離， 促進水解，h 增大OH促進電離， 抑制水解，h增大A 抑制電離， 水解程度，h注：電離程度 h水解程度 （1）配制FeCl3溶液需要注意什么問題？ Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 + 3H +加入一定量的 ，抑制Fe

11、Cl3的水解。小結(jié)：配制易水解的金屬鹽溶液應加少量的 _（2）若將FeCl3溶液加熱蒸發(fā)后加強熱，最終析出的固體是什么？為什么？那么如何使FeCl3析出？FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl 加熱促進水解 HCl揮發(fā)（3）思考：Al2(SO4)3 溶液加熱蒸發(fā)后得到固體是什么？ 思考：Na2CO3溶液加熱蒸發(fā)后得到固體是什么？練習：為了使Na2S溶液中的C（Na+）和C（S2-）比值變小，可加入的物質(zhì)是（ ） A 適量的鹽酸 B 適量的氫氧化鈉溶液 C 適量的氫氧化鉀溶液 D適量的硫氫化鉀溶液 練習：鹽類水解的過程中正確的說法是（ ）A.鹽的電離平衡破壞B.水的電離平衡發(fā)生移動C.溶

12、液的pH減小D.沒有發(fā)生中和反應 （五）鹽類水解原理的應用1泡沫滅火器內(nèi)反應原理.NaHCO3和Al2(SO4)3混合可發(fā)生雙水解反應： 2HCO3+Al3+=Al(OH3)+3CO2生成的CO2將膠狀Al(OH)3吹出可形成泡沫混合前：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H + HCO3 + H2O H2CO3 + OH 塑料內(nèi)筒裝有Al2(SO4)3溶液，外筒裝有NaHCO3溶液2.制備膠體或解釋某些鹽有凈水作用FeCl3、Kal2(SO4)2·12H2O等可作凈水劑.原因：Fe3+、Al3+水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3，結(jié)構(gòu)疏松、表面積大、吸附能力

13、強，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用.Al3+ + 3H2O Al(OH)3 (膠體) + 3H + Fe3+ + 3H2OFe (OH)3 (膠體) + 3H +3.熱的純堿去污能力更強，為什么？加熱可使CO32-的水解程度增大，因而溶液堿性增強，去污能力增強。CO32-H2O HCO3- +OH- HCO3-H2O H2CO3 +OH- 生活常識 為什么用肥皂洗衣服時用溫水比冷水洗得干凈一些？ 4.化肥的使用K2CO3(草木灰的主要成分)溶液和NH4Cl晶體混合不能混合施用，為什么？K2CO3水解顯堿性，NH4Cl水解顯酸性，發(fā)生雙水解，混合施用會使氮肥肥效損失。草木

14、灰不能和銨態(tài)氮肥混合使用，弱酸陰離子和弱堿陽離子在溶液中不能大量共存CO32-H2O HCO3- +OH- HCO3-H2O H2CO3 +OH- NH4+H2O NH3·H2O+ H+5.易水解鹽溶液的配制與保存：Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+ 配制 FeCl3溶液：加少量 ；配制 FeCl2溶液：加少量 ； 配制 FeSO4溶液：加少量 ；6. 判斷鹽溶液的酸堿性：相同溫度和濃度NaCl溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 CH3COONH4溶液 NaHCO3溶液7. 判定離子能否大量共存：注意:常見雙水解的離子:Al3+ + AlO2 Al3+ + HC

15、O3 Al3+ + CO32Al3+與S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-; Fe3+與AlO2-、CO32-、HCO3-; NH4+與AlO2-、SiO32-.8.某些鹽的無水物，不能用蒸發(fā)溶液的方法制取 AlCl3溶液蒸干灼燒 MgCl2· 6H2O強調(diào)：晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水MgCl2練習：下列鹽溶液加熱蒸干、灼燒后，得到什么固體物質(zhì)？FeCl3 溶液 Fe(NO3)3 溶液 Fe2(SO4)3 溶液 Na2SO3 溶液 Ca(HCO3)2 溶液 Na2CO3 溶液9.水溶液中微粒濃度的大小比較：（1）、電離理論：（單一溶液） 弱電解質(zhì)電離

16、是微弱的 如： NH3 · H2O 溶液中： c (NH3 · H2O) c (OH) c (NH4+) c (H+) 多元弱酸電離是分步，主要決定第一步如：H2S溶液中：c (H2S) c (H+) c (HS) c (S2) c (OH)結(jié)論：對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠遠小于弱電解質(zhì)分子的濃度。(2）、水解理論(單一溶液) 弱離子由于水解而損耗。如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+) 水解是微弱如：NH4Cl 溶液中 c (Cl) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH) 多元弱酸根水解是

17、分步，主要決定第一步 如：Na2CO3 溶液中：c (CO3) c (HCO3) c (H2CO3)結(jié)論：單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。（3）.混合溶液（分析溶液中的溶質(zhì)）（1）混合發(fā)生反應；（2）混合不發(fā)生反應。例1、 0.4mol/L NH3 · H2O 與0.2mol/L HCl等體積混合，得到PH>7的混合溶液混合后溶液中的溶質(zhì)是 則：c (NH4+) c (Cl) c (NH3·H2O) c (OH) c (H+) 例2、0.2mol/L NH4Cl與0.2mol/L HCl等體積混合，得到的混合溶液中離子濃度的大小順序為？混

18、合后溶液中的溶質(zhì)是 則：c (Cl) c (H+) c (NH4+) c (NH3·H2O) c (OH) 10.（1）電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 如：NH4Cl 溶液中：陽離子： NH4+ 、H+ 陰離子： Cl 、 OH 正電荷總數(shù) = 負電荷總數(shù)n ( NH4+ ) + n ( H+ )= n ( Cl ) + n ( OH ) c ( NH4+ ) + c ( H+ ) = c ( Cl ) + c ( OH )又如：Na2S 溶液 Na2S = 2Na+ + S2 H2O H+ + OH S2 + H2O HS + OH HS + H2O H2S + OH （2）、物料守恒（元素或原子守恒）是指某一元素的原始濃度應該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不變的。如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中：c (Na+ ) = 2 c (CO32) + c (HCO3) + c (H2CO3) 練習：寫出Na2S 溶液和NaHCO3溶液的物料守恒（3）、質(zhì)子（H+）守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或