高中化学盐类水解和溶解平衡(原创)

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1、盐类水解和溶解平衡（原创）备考目标1、理解盐类水解的原理和盐类水解反应的本质原因，能熟练地写出盐类水解反应的化学方 程式和离子方程式。2、掌握电解质溶液中离子浓度大小的比较方法和微粒浓度之间存在的几种等量关系的应用。3、掌握对离子共存问题的分析与判断。4、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡要点精讲一、盐类水解1. 概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应叫盐类的水 解。2. 实质：盐电离出来的离子破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生正向移动，水的电离 度增大。3. 与中和反应的关系：酸+碱盐+水。由此可见，水解反应为逆反应。4. 水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁

2、弱谁水解，越弱越水解.注意：有“弱”还要看溶不溶，不溶也不一定不水解。（如MgCO3在一定条件下能水解， 但是FeS不水解。） 中和反应是完全进行的，所以其逆反应水解反应程度很小，用可逆符号。5. 溶液酸碱性判断：谁强显谁性，强酸强碱酸式盐显酸性，强碱弱酸酸式盐，由酸式根离子电离和水解相对强弱来决定。（1）盐的弱酸根离子对应酸越弱，水解程度就越大，溶液的碱性就越强。如相同物质 的量浓度的CH3COONa和NazCq溶液，因碳酸比醋酸弱，故Na2CO3溶液PH值，大于 CH3COONa溶液。以其可判断相同物质的量浓度的强碱弱酸盐溶液的PH值，或据盐溶 液的PH值大小，判断其对应酸的相对强弱。（2

3、）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物质的量浓度的Na CO和NaHCO溶液，Na CO溶液碱性比NaHCO强。 233233（3）弱酸酸式盐溶液酸碱性由酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小决定： 若电离程度大于水解程度溶液呈酸性，如阻可、阻顷等。 若电离程度小于水解程度溶液呈碱性，如NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等。6、盐类水解离子方程式的书写（1）一般地说，盐类水解程度不大，应该用q ”表示，水解平衡时一般不会产生沉淀和 气体，所以不用符号“I”和“表示。（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。如Na2CO3溶液的水解

4、可表示为：CO32-+H2O锵O+OH-、HCO3-+H2OHCojOH-，不能写成：CO32-+H2OH2CO3+OH-7. 影响盐类水解的因素（盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理）:内因：盐的本性.外因：1、温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。2、浓度：盐的浓度越小，一般水解程度越大。加水稀释盐的溶液，可以促进水解。3、溶液的酸、碱性：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱 性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。FeCl3水解离子方程式如下：Fe3+3H2O 亏e （OH） 3+3H+请填写下表不同条件下对FeCl3水解 平衡的影

5、响：条件移动方向H+数PHFe3+水解度现象升温向石增加增大增大颜色加深（黄一红棕）通HCl向左增加减小减小颜色变浅加水向石增加增大增大颜色变浅加Fe粉向左减小增大增大颜色变浅加 NaHCO3向石减小增大增大红褐色沉淀，有气泡产生、盐类水解的应用1、利用水解法制取某些胶体时需考虑盐类水解。2、配制某些盐溶液时需考虑盐类水解。如配制含Al3+、Fe3+、Cu2+、Sn4+等的盐溶液时，为 防止其阳离子水解，须先将盐加入相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。配可溶性金属 硫化物、可溶性碳酸盐、醋酸盐等溶液时，为抑制其阴离子的水解，先将盐加入相应碱中， 再加蒸馏水稀释到所需浓度。3、蒸干灼烧某些盐溶

6、液确定其固体产物时需考虑盐类水解。如蒸干灼13. Al （NO3） 3溶 液后，最终所得固体为A1O,并非为AlCl、Al （NO ）。同理蒸干灼烧FeCl溶液时，所得固233333体应为FeQ。蒸干、灼烧盐溶液时主要有以下几种情况：1 ）不挥发性酸的盐（如Al2（SO4）3）溶液蒸干便得 到原溶质。(2) 挥发性酸的高价盐(如VlCl3、Al (N03) 3、Fe Cl3等)溶液蒸干得相应金属氧化物。(3) 还原性盐(如Na2SO3)溶液蒸干分别得至到Na2SO4o4、在判断一些能水解的盐溶液中离子种类时需考虑盐类水解。5、判断不同弱电解质的相对强弱(如弱酸或弱碱的相对强弱)时需考虑盐类的水

7、解。6、判断溶液中某些离子间能否共存时需考虑盐类的水解。如Al3+、Fe3+与C032-,A13+与HCO；、S2 一，NH：与AlO-、HS-，A13+与AlO -等因发生双水解而离子间不能 共存。7、同物质的量浓度的各种盐溶液比较pH值时，需考虑盐类的水解，时mo1L-1的NaAc、Na PO、NaCl、Na CO溶液，其盐溶液的pH值由大到小的顺序为 3423NaAc、Na2CO . Na3PO4、NaCl。8、某些化学肥料混合使用时需考虑盐类的水解。如草木灰与铵态氮肥不能混合施用，其原 因就是草木灰中K2CO3会水解，CO2- + H2O = HCO- + OH-,而铵态氮肥中NH+会

8、与 OH-结合产生NH3，使肥效降低或消失。9、判断某些盐溶液的酸碱性时需要考虑盐类的水解。10、某些盐作净水剂时需考虑盐类的水解。如明矶之所以能作净水剂，是因明矶溶于水后电 离出的Al3+水解生成Al (0H) 3胶体，表面积较大，会吸附水中悬浮物而达到净化水的目的。 同理含Fe 3+的溶液也可作净水剂。11、实验室某些盐类试剂贮存时需考虑盐类的水解。如贮存Na2C03溶液时不能用玻璃塞，是 由于Na2C03溶液水解呈碱性，NaOH会与玻璃中Si02反应等。12、判断某些盐溶液中离子浓度大小比较时需要考虑盐类的水解。13、解释某些生活、生产中的应用时需考虑盐类的水解。如(1)炸油条时向面中加

9、入适量明矶和小苏打是利用7HC0与Al3+的双水解能产生大量的C02(2)热碱液洗涤油污效果好；用纯碱溶液洗涤油污，因为油污主要是酯类物质，碱性条件 下易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热Na2C03水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱 溶液洗涤效果比冷的好。，(3) 泡沫灭火器中的反应(4) Fe Cl3溶液止血等，均是水解知识的应用。三、电解质溶液中的守恒关系(以Na2C03溶液为例)1、电荷守恒规律：电解质溶液中，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于 阳离子所带正电荷总数。如在Na2C03溶液中存在着Na+、CO：-、H+、OH-、HC03-,它们存在如 下关系：C(Na+)

10、+C(H+)=C(OH-)+C(HCO -)+2C(C0 2-)332、物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些微粒能水解或电离，离子种类增多但某些关键性的原子总是守恒的，如在Na CO溶液中CO 2-能水解，故碳元素以CO 2-、HCO -、H CO三种 2333323形式存在，它们之间的守恒关系为：C(Na+)=C(CO； )+C(HCO3 )+C(H2CO3)3、质子守恒规律：任何水溶液中水电离出的H+与OH-的量是相等的；盐的水解过程中，由 于弱酸阴离子或弱碱阳离子结合了水电离出的H+或OH-，从而使溶液中的c (H+ )与c (OH -)不再相等而表现出一定的酸碱性，但水电离出的H+与O

11、H-守恒的关系仍然存在。如Na2CO3 溶液中，由上述守恒关系可推出：C (H+) = C (OH-) + C (HCO- ) +2C (H2CO3)四、几个注意点31、如何判断盐溶液与盐溶液反应类型：(1) 盐与盐溶液反应时，如果生成物中有气体生成，难溶物质生成或难电离物质生成，以及 两种水解方式相同的盐溶液相混合，由于相互抑制，一般发生复分解反应。如：CuSO +Na S=Na SO +CuS I， FeCl +3AgNO =Fe(NO ) +3AgCl I 4224333 3(2) 盐溶液与盐溶液相混合时，如果阳离子和阴离子都能发生水解，且有沉淀或气体产生， 相互促进，使及水解完全，则一

12、般发生双水解反应。如A13+与CO：-、HCO3-、SiO：-、AlO2-、 C1O-等。(3)如果一种盐能电离出具有强氧化性的离子，另一种盐能电离出具有强还原性的离子，则一般发生氧化还原反应。如2FeC13+2KI=2FeC12+2KC1+I22、如何判断溶液中离子能否大量共存：判断溶液中离子能否大量共存，实际上就是判断溶液中离子间能否相互发生反应，一般可以从下面几个方面考虑：看离子间能否发生沉淀反应。常见的离子间沉淀反应有:H+与SiO：-，A1O2-；A13+、Zn2+、 Fe3+、Cu2+、Fe2+、Ag+与 OH-；Fe2+、Zn2+、Cu2+、Ag+、Hg2+、与 S2-；Ag+与

13、 C1-、Br-、I-、CO;-、PO43-； Ba2+、Mg2+、Ca2+与CO：-、SO：-、PO-、HPO42-等都能生成沉淀，在溶液中不能大 量共存。看离子间能否生成气体。如H+与HS-、S2-、HCO-、CO 2-、SO 2-、SO 2-、HSO-； NH+与 332 3334OH-等有气体产生，在溶液中不能大量共存。看离子间能否生成弱电解质。如H+与F-、PO43-、HPO：-、C1O-、CH3COO-;oh-与 hco3-、hs-、hso3-、h2po4-、HPOj-、NH4+等，不能在溶液中大量共存。(4) 看离子间能否发生双水解反应：如Fe3+、A13+、NH+与CO 2-、

14、HCO-、C1O-、A1O-、SiO2 433223-；A13+与S2-、HS-等，不能在溶液中大量共存。看离子之间能否发生氧化还原反应。如Fe3+与S2-、HS-、I-；酸性条件下,MnO4-或NO3- 与Fe2+、S2-、I-、SO32-等，不能在溶液中大量共存。另外还须注意题干的要求，如果是无色溶液，Fe2+、Cu2+、MnO4-、Fe3+等在溶液中不能存在； 如是酸性溶液，那么能与H+反应的离子不能存在；如是碱性溶液，那么能与OH-反应的离子 不能存在。等。五、溶解平衡(1)溶解平衡的建立：尽管AgCl溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有 少量溶解AgCl因此在生成Ag

15、Cl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。 这样，生成沉淀的反应就转化成我们熟悉的固体溶解的问题。从固体溶解的角度来看，AgCl 在水中存在两个过程：在水分子的作用下，少量Ag+与Cl-脱离AgCl表面溶入水中， 溶液中的Ag+与Cl-受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。在一定温 度下，当沉淀溶液和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列平衡：AgCl (s) 二 Ag+ (aq) + Cl- (aq)正是这种平衡的存在，决定7Ag+与Cl-的反应不能进行到底。(2) 定义：在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相 等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。(3) 特征：(与化学平衡相比较) 逆：可逆过程 等：v (溶解)=v (沉淀) 定：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变 动：动态平衡，V (溶解)=v (沉淀) 变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移