鹽類的水解知識點(diǎn)總結(jié)整理后

1、鹽類的水解1.復(fù)習(xí)重點(diǎn)1 .鹽類的水解原理及其應(yīng)用2 .溶液中微粒間的相互關(guān)系及守恒原理3 .難點(diǎn)聚焦（一）鹽的水解實(shí)質(zhì)H 2。 H +OH當(dāng)鹽AB能電離出弱酸陰離子（BT）或弱堿陽離子An+）,即可與水電離出的 H+或0斤結(jié)合成電解質(zhì)分子，從而促進(jìn)水進(jìn)一步電離.與中和反應(yīng)的關(guān)系：水解、鹽+水、酸+堿（兩者至少有一為弱）中和由此可知，鹽的水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但一般認(rèn)為中和反應(yīng)程度大，大多認(rèn)為是完全以應(yīng), 但鹽類的水解程度小得多，故為萬逆反應(yīng)，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。（二）水解規(guī)律簡述為：有弱才水解，無弱不水解具體為：1 .正鹽溶液強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性如 NH4CNCH

2、3CONH堿性中性越弱越水解，弱弱都水解強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性弱酸堿鹽不一定NH 4F酸性誰強(qiáng)顯誰性，等強(qiáng)顯中性取決于弱酸弱堿相對強(qiáng)弱2 .酸式鹽若只有電離而無水解，則呈酸性（如 NaHS。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，呈堿性如HPQ及其三種陰離子隨溶液 pH變化可相互轉(zhuǎn)化：pH值增大2ZH 3PO H 2PO HPO 4 PO 4強(qiáng)堿弱酸式鹽的電離和水解:常見酸式鹽溶液的酸堿性pH減小堿性：NaHCO NaHS N*HP NaHS.酸性（很特殊，電離大于水解） ：NaHSQ NaHPO、NaHSO（三）影響水解的因素內(nèi)因：鹽的本性.外因：濃度、濕

3、度、溶液堿性的變化（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.（2）濃度不變，濕度越高，水解程度越大.（3）改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進(jìn)水解。（四）比較外因?qū)θ蹼娊赓|(zhì)電離和鹽水解的影響HA H+A Q A溫度（T） TT - a T T 加水平衡正移，a T增大H+抑制電離，a T 增大OH促進(jìn)電離，“T 增大A-抑制電離，a T 注：a 電離程度h+H2O 寸甫A+OH -Q一 hT促進(jìn)水解，hT促進(jìn)水解，hT抑制水解，hT水解程度，hT一水解程度思考：弱酸的電離和弱酸根離子的水解互為可逆嗎？在CHCOO閑CHCOONOJ溶液中分別加入少量冰醋酸，對CHCOOHfe離程度 和CH3COO水解程

4、度各有何影響？（五）鹽類水解原理的應(yīng)用考點(diǎn)1 .判斷或解釋鹽溶液的酸堿性例如：正鹽 KX KY KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其 pH值分另I為7、8、9,則HX HY HZ的酸性強(qiáng)弱 的順序是相同條件下，測得 NaHCOCHCOONa NaAQ三種溶液的pH值相同。那實(shí)驗(yàn)么它們的物質(zhì)的量濃度由 大到小的順序是.因?yàn)殡婋x程度 CHCOOH HAlQ所以水解程度 NaAlC2>NaHCO> CHCOO2在相同條件下，要使三種溶液pH值相同，只有濃度2.分析鹽溶液中微粒種類.例如Na2s和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na+、S2>HS >H2S、OH、H+、H2

5、O,但微粒濃度大小關(guān)系不同.考點(diǎn)2.比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.（1） 一種鹽溶液中各種離子濃度相對大小當(dāng)鹽中陰、陽離子等價(jià)時(shí)不水解離子 > 水解的離子 > 水解后呈某性的離子（如H+或OHT） > 顯性對應(yīng)離子如 OhT或中實(shí)例：aCHCOONa. bNHCla.Na + > CH3COO > OH > H +b.Cl >NH4+ >OH 當(dāng)鹽中陰、陽離子不等價(jià)時(shí)。要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步"，實(shí)例NaS水解分二步S2 +HOHS+OH=（主要）HS +HOH 2S+OH （次要

6、）各種離子濃度大小順序?yàn)椋篘a+ >S2 >OH >HS >H+（2）兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對大小若酸與堿恰好完全以應(yīng)，則相當(dāng)于一種鹽溶液若酸與堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度>鹽的水解程度考點(diǎn)3.溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系以Nc2S水溶液為例來研究（1）寫出溶液中的各種微粒陽離子：Na> H陰離子：S2 > HS> OH（2）利用守恒原理列出相關(guān)方程 .1°電荷守恒：Na+H +=2S 2 +HS +OH 2°物料守恒： _ +_2NaS=2Na+S若S2一已發(fā)生部分水解，S原子以三種微粒

7、存在于溶液中。S2 > HS ,根據(jù)S原子守恒及Na+的關(guān)系可得.+_2 _ _Na =2S+2HS +2H 2S3°質(zhì)子守恒HOH +OH -由H2O電離出的H+=OH ,水電離出的 部分被S2一結(jié)合成為HS > HS,根據(jù)H （質(zhì)子）守恒，可得方程：OH 尸H +HS +2H 2S想一想：若將 N*S改為NaHS溶液，三大守恒的關(guān)系式與NaS對應(yīng)的是否相同？為什么？提示：由于兩種溶液中微粒種類相同，所以陰、陽離子間的電荷守恒方程及質(zhì)子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，這與其鹽的組成有關(guān)，若NaHSR考慮鹽本身的電離而不考慮HS的進(jìn)一步電離和水解，則Na+=HS，但不考

8、慮是不合理的。正確的關(guān)系為Na+=HS +S 2 +H 2S小結(jié)：溶液中的幾個(gè)守恒關(guān)系（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)代數(shù)和為零。（2）物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數(shù)目不變。（3）質(zhì)子守恒：即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中H+與其它微粒濃度之間的關(guān)系式（由電荷守恒及質(zhì)子守恒推出）練一練！寫出0.1mol/L Na 2CO溶液中微粒向后三天守恒關(guān)系式。參考答案：Na+H +尸OH +HCO3 +2CO32 HCO3 +此2 +H 2CO=0.1OH =H +HCO3 +2H 2CO考點(diǎn)4.判斷加熱濃縮至鹽干

9、溶液能否得到同溶質(zhì)固體。例 1.AlCl3+3H2O Uj（OH）3+HCl Hl> 0 （吸熱）升溫，平衡右移升溫，促成HCl揮發(fā)，使水解完全AlCl 3+3H2O 加熱軸OH）3+3HC1TJ灼燒Al2O3例 2.Al2（SO4）3+6H2O j 2Al（OH）3+3H2SO Hl>0 （吸熱）升溫，平衡右移HSQ難揮發(fā)，隨C（H2SQ）增大，將抑制水解綜合結(jié)果，最后得到ALSO從例1例2可小結(jié)出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質(zhì)固體，由對應(yīng)酸的揮發(fā)性而定結(jié)論：弱堿易揮發(fā)性酸鹽一批T 氫氧化物固體（除錢鹽）弱堿難揮發(fā)性酸鹽一旦T同溶質(zhì)固體考點(diǎn)5.某些鹽溶液的配制、保存在配制

10、FeCl3、AlCl 3、CuCl2、SnCl2等溶液時(shí)為防止水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸儲水稀釋 到所需濃度.NaSiO3、Ns2CO、NHF等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中，因NaSiO3、NaCO水解呈堿性，產(chǎn)生較多 OH, NHF水解產(chǎn)生 HF, OH、HF均能腐蝕玻璃.7*6.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 CO2、HCOT、AlO2, SiO32、ClO、06H50r等不共存 Fe3與 CO2、HCOT、AIO2、ClO 等不共存NH+與ClO、SiO32、AIO2等不共存想一想：Al24為何只能用干法制??？( 2Al+2S Al2s3)小結(jié)：能發(fā)生雙水解反應(yīng)，首先是因?yàn)殛?、陽離子本身單一水解程度相對較大，其次水解一方產(chǎn)生較多，H+,另一方產(chǎn)生較多 OH；兩者相互促進(jìn)，使水解進(jìn)行到底。 例如：3HCO3+ 3H 2O 、 3H 2CO + 3OH+ 3H 2。、Al(OH)3 + 3H +促進(jìn)水解進(jìn)行到底*總方程式：3H2O3HCO 3 +Al 3+=Al(OH) 3 J +3CO T考點(diǎn)7.泡沫滅火器內(nèi)反應(yīng)原理.NaHCQ和Al 2(SQ) 3混合可發(fā)生雙水解反應(yīng)：2HCO3 +A