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1、JWLV 第27讲 盐类的水解(建议2课时)考试目标1、了解盐类水解的原理。2、了解影响盐类水解程度的主要因素,3、了解盐类水解在生产、生活中的应用。要点精析一、盐类水解的原理1.盐类的水解(1)水解反应的概念:水溶液中盐的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 (2)水解的实质:水解反应破坏了水的电离平衡;促进了水的电离。 (3)水解的条件:盐必须溶于水中;盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子(有弱才水解)。 (4)水解特征:水解属可逆反应,逆反应是中和反应,因此水解方程式要用可逆号“”。2.盐类水解规律 有弱才水解,无弱不水解;越弱越水解,都弱双水解;谁强显谁性,同强显中性。盐的
2、类型实例是否水解离子的水解溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3BaCl2不水解pH=7强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4Fe(NO3)3水解NH4+、Cu2+Fe3+pH7(1)组成盐的弱碱阳离子(M+)能水解显酸性,组成盐的弱酸阴离子(A-)能水解显碱性。 M+ + H2O MOH + H+ A- + H2O HA + OH-(2)盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大(越弱越水解),溶液碱性(或酸性)越强。(3)多元弱酸根,正酸根离子比酸式弱酸根离子水解程度大得多,如:CO32-比HCO3-的水解程度大得多,溶液的碱性更强。(4)弱酸弱碱盐的阴阳离子能双水解,水解程度比单一离子水解程度大,溶
3、液的酸碱性是“谁强显谁性”如:NH4Ac溶液显中性,而(NH4)2S溶液显碱性。完全双水解的例子:Al3+与CO32、HCO3、S2、HS-、Al(OH)4、ClO-、SiO32、PO43-、HPO42-等离子发生完全双水解;Fe3+(Fe2+)与CO32、HCO3、Al(OH)4、ClO-、SiO32、PO43-、HPO42-等离子发生完全双水解;NH4+与SiO32、Al(OH)4等离子发生完全双水解。3.盐类水解方程式的书写(1) 盐类水解程度一般微弱,方程式要用可逆号“”表示,产物中的弱电解质不标“”或“”,也不写成分解产物的形式。如:NH4+ +H2ONH3H2O+ H+ HCO3-
4、 + H2OH2CO3 Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+(2) 多元弱酸盐的水解方程式要分步写。如Na2CO3溶液:CO32-+H2OHCO3- HCO3- + H2OH2CO3(3) 双水解反应能进行到底的要用“=”,产物中的沉淀、气体要标“”和“”。 如明矾和小苏打两溶液混合: Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2如硫化铝在水中的反应:Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S醋酸铵也能发生双水解反应,但不能进行到底,无气体、沉淀产生,以NH4+、CH3COO-、NH3H2O、CH3COOH共存,方程式要用可逆号“”表示,产物中的弱电解质不标“”或“”。醋酸铵的水解离
5、子方程式:NH4+CH3COO-+H2ONH3H2O+CH3COOH二、水解平衡的移动1.内因:盐本身的性质,组成盐的弱酸根对应的酸越弱(或组成盐的阳离子对应的碱越弱),水解程度越大。2.外因:受温度、浓度及外加酸碱的影响。温度的影响:盐的水解方向是吸热反应,升高温度可促进水解,水解平衡向右移动,使水解程度增大。盐的浓度的影响:将盐溶液加水稀释,水解平衡向右移动,使水解程度(水解度)增大;增大盐的浓度,水解平衡向右移动,但盐的水解程度(水解度)却变小。溶液的酸碱度:盐溶液加酸(H+)可抑制阳离子的水解,促进阴离子水解;盐溶液加碱(OH-)可抑制阴离子的水解,促进阳离子水解。三、水解平衡的应用1
6、.盐类水解应用十分广泛,它包括:(1)混施化肥;(2)泡沫灭火器;(3)明矾净水;(4)FeCl3溶液止血;(5)判断溶液的酸碱性;(6)比较离子浓度大小;(7)判断离子共存;(8)制备胶体;(9)盐溶液的配置;(10)物质的制备;(11)试剂的保存;(12)物质的鉴别等。2.考虑水解反应的常见情况由于水解是微弱的,所以通常情况下不考虑它的影响,但遇到下列情况时必须考虑。(1)物质的制备有时要考虑盐类水解,如用饱和FeCl3溶液滴入沸水中制备Fe(OH)3胶体。(2)物质鉴别时要考虑盐类水解,如用pH试纸或酚酞溶液鉴别NaCl与NaAC两种水溶液。(3)配置盐溶液时要考虑盐类水解,如配置Fe2
7、(SO4)3、SnCl2等溶液时要加硫酸和盐酸。(4)比较盐溶液中离子浓度大小时要考虑盐类水解,如Na2CO3溶液中离子浓度大小排列。(5)用盐作净水剂,如明矾净水要考虑盐类水解。(6)化肥合理施用要考虑盐类水解,如草木灰(含K2CO3水解碱性)不要和过磷酸钙(主要含Ca(H2PO4)2酸性)及铵态氮肥(NH4NO3水解酸性)等混合施用。(7)判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类水解,如Na2CO3溶液水解显碱性,Al2(SO4)3溶液水解显酸性等。(8)制备某些盐时要考虑盐类水解,如制备Al2S3、无水MgCl2等。(9)判断酸碱中和滴定终点溶液的酸碱性时要考虑盐类水解。(10)强酸弱碱盐与强碱弱
8、酸盐溶液混合要考虑盐类水解,如AlCl3与Na2CO3、FeCl3与NaClO两溶液混合发生双水解反应。四、例题例1. 常温下,已知0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液,其pH值分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性强弱排列正确的 A.HXHYHZ B.HYHXHZ C.HZHYHX D.HZHXHY解:酸越弱,阴离子的水解程度越大,溶液的pH越大,根据pH的大小可推知Z-水解程度最大,HZ的酸性最弱,而HX的酸性最强,则三种酸的酸性由强到弱的顺序为HXHYHZ。 答案为:A例2.一定温度下,物质的量浓度均为0.1mol/L的下列溶液中NH4Cl NH4HSO4 (NH4)2CO
9、3 (NH4)2SO4,c(NH4+)由大到小排列_。解:、比较,(NH4)2CO3中的CO32-水解呈碱性,促进了NH4+的水解,故c(NH4+):;、中NH4HSO4电离出来的H+抑制了NH4+的水解,故c(NH4+):例3.将0.1mol/L的AlCl3溶液加热、蒸干、灼烧最后得到的固体是( ) A Al BAl(OH)3 C AlCl3 D Al2O3 解:加热可促进盐的水解,由于HCl挥发,可使水解进行彻底,得到Al(OH)3沉淀,Al(OH)3灼烧分解,最终产物为Al2O3。答案为D。例4.配置BiCl3溶液时有水解产物BiOCl生成而溶液呈浑浊现象。(1)写出发生该现象的反应的方
10、程式_。(2)医药上常将BiOCl称为次氯酸铋,该名称_(正确、不正确)。(3)如何配置BiCl3溶液_。解:BiCl3溶液中,Bi3+对应的碱Bi(OH)3是弱碱,它水解生成BiOCl,反应的方程式:BiCl3 + H2O=BiOCl+2HCl;在BiOCl中,Cl的化合价为-1价,而次氯酸盐中Cl的化合价应为+1价,故BiOCl不是次氯酸铋;配置BiCl3溶液时由于BiCl3的强烈水解,所以要抑制其水解,具体操作是将适量BiCl3固体溶解在少量浓盐酸中,然后加水稀释。答案:(1)BiCl3 + H2O=BiOCl+2HCl;(2)不正确;(3)BiCl3溶液的配置:将适量BiCl3固体溶解
11、在少量浓盐酸中,然后加水稀释。例5.某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程式是:H2B=H+ + OH-, HB- H+ + B2-回答下列问题:(1)Na2B溶液显_(填“酸性”,“碱性”,“中性”)。理由是_(用离子方程式表示)。(2)在0.1mol/L的Na2B溶液中,下列离子浓度关系式正确的是_。 A.c(H+)+c(HB-)+c(H2B)=0.1mol/L B.c(Na+)+c(OH-)=c(H+)+ c(HB-) C.c(Na+)+ c(H+)= c(OH-)+ c(HB-)+2c(B2-) D.c(Na+)=2c(B2-)+2 c(HB-)(3)已知0.1mol/LNaH
12、B溶液的pH=2,则0.1mol/LH2B溶液中c(H+)_0.11mol/L(填“”“”“=”)。HB- H+ + B2-的电离平衡常数是_。(4)0.1mol/LNaHB溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是_。解:(1)H2B=H+ + OH-(完全电离), HB- H+ + B2-(部分电离),所以盐中HB-不水解,B2-水解,故Na2B显碱性。离子方程式:B2-+H2OHB-+OH-。(2)在0.1mol/Na2B溶液中由物料守衡得:c(Na+)=2c(B2-)+2 c(HB-)=0.2mol/L。由电荷守衡得:c(Na+)+c(H+)=2c(B2-)+ c(OH-)+ c(HB-)。故答案为CD。(3)已知0.1mol/LNaHB溶液的pH=2,说明c(H+)=0.01mol/L,NaHB电离为主。在H2B溶液中,第一步电离的H+抑制了第二步电离,所以0.1mol/L的H2B溶液中的c(H+)c(HB-)c(H+)c(B2-) c(OH-)。答案:(1)碱性,B2-+H2OHB-+OH-;(2)CD;(3)c(HB-)c(H+)c(B2-) c(OH-)。