盐类的水解的含义和实质理论

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1、盐类的水解的含义和实质1. 水解条件可溶性盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。2. 水解实质弱酸酸根离子结合水电离出的H+或弱碱阳离子结合水电离出的OH-,形成弱电解质。3. 水解结果水的电离平衡向电离方向移动,通常使溶液中H+工OH-,溶液呈现出一定的酸碱性。4. 水解的特点(1) 盐类的水解是迪反应的逆反应,属于吸热反应，存在水解平衡，即：盐+水 水解中和 酸+碱。(2) 水解程度一般较小，盐溶液的酸碱性通常很弱。5. 水解的规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性，两弱具体定。盐的类别是否水解溶液酸碱性实例及离子方程式强酸强碱盐不水解中性强碱弱酸盐水解碱性CH一COONa： C

2、HOO- +H2OCH3COOH+OH强酸弱碱盐水解酸性NH4CI：NHjHQ+H+弱酸弱碱盐水解显相对强者性ch3coonh4、(nh4)2co3特别提醒多元弱酸酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如0.1 mol/L的Na2CO3溶液pH 约为 11 ,而 0.1 mol/L NaHCO3 溶液 pH 约为 8。即 CO2 -比 HCO3-水解能力大 103 104 倍。Na2CO3溶液的碱性更强。(2)同浓度时酸溶液pH值大者，对应盐溶液的pH值亦大。如0.1 moLL-1的HC1、 CH3COOH、H2CO3、HCO3-溶液的 pH 值：HCIVCH3COOHVH2CO3VHCO3

3、-,对应盐溶液 pH 值 NaClvCH3COONavNaHCO3vNa2CO3。二、影响盐类水解的因素1. 内因：盐本身的性质(1) 弱酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越大，溶液的碱性越强。(2) 弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液的酸性越强。2. 外因(1) 温度：因为盐类水解是吸热反应，所以升高温度，水解平衡向右移动，水解程度增 大。(2) 浓度：盐溶液加水稀释，则水解平衡向右移动，水解程度增大。(3) 化学反应：强碱弱酸盐水解，如Na2CO3+H2O=NaHCO3+NaOH，加酸促进其水解，加碱抑制其水解。强酸弱碱盐水解，如FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3

4、+ 3HCl,加碱促进其水解，加 酸抑制其水解。考点一盐类水解离子方程式的书写1.一般地说，盐类水解是可逆的，应该用可逆号“= ”表示。盐类水解的程度不大，一般不会产生沉淀和气体，所以一般不用符号“(”和“f”表示水解产物。如Cu2 +2H2O =Cu(OH)2+2H+NH+H20 =NH3 H2O+H+2多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写水解离子方程式。如Na2CO3溶液的 水解反应为：CO3- +H2O =HCO亍+OH-(主要)HCO亍+H2O =H2CO3+OH-(次要)3.多元弱碱的阳离子水解的过程比较复杂，中学阶段写相应的离子方程式时一步写到 底即可。如A12(SO4)3水解

5、的离子方程式为：A13 + + 3H2OAl(OH)3+3H+。4发生相互促进的水解且有沉淀生成时，由于反应彻底，故生成物中出现的沉淀或气 体物质，均要标上“/ ”或“f”符号，中间用“=”连接，如AlCl3溶液与NaHCO3溶 液混合：Al3 + + 3HCO-=A1(OHR ；+3CO2 f步骤：(1)先写出水解的离子及水解后的最终产物，用“=”连接并注明“或 “f”。(2)根据电荷守恒将其配平，看反应物中是否加水。此类离子组有：A13+与 CO3-、HCO-、S2-、HS-、Al(OH)4-，Fe3+与 CO3-、HCO-、Al(OH)4-等。(1) NH：与ch3coo-、CO2 一、

6、hco3-等组成的盐虽然水解相互促进，但不能彻底水解，所以使用“=”，不标“f”、“厂，如ch3coonh4水解：CH3COO - + NH+ + H2O = CH3COOH + nh3h2o。(2) Fe3 +与S2-相遇不发生水解反应而是发生氧化还原反应2Fe3 + S2- =2Fe +S；, Cu2 +和S2 -相遇不发生水解反应，而是发生沉淀反应：CU2 + + S2 - =CuS ；。考点二比较溶液中微粒浓度的大小1 三个守恒(1) 电荷守恒电荷守恒是指溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷 总浓度。如Na2CO3溶液中：Na+ + H+ = HC O-+2

7、CO2- + OH-(2) 物料守恒物料守恒即原子守恒，指变化前后元素原子个数守恒。如: 0.1 mol/L 的 Na2CO3 溶液中：Na+ =2CO2- + HCO- + H2COJ= 0.2 mol/L(3) 质子守恒质子守恒指溶液中质子发生转移时，质子数不发生变化。如Na2CO3溶液中，HCO-得到质子fCQ-得到质子H2CO3, H3O+得到子|Hf失子OH-， 得失质子数相等，则OH- = H3O+ + HCO-+2H2CO3即OH- = H+ + HC O-+2H2CO3。2 具体情况因为电离和水解一般都是较弱的，所以产物微粒的浓度要小于原微粒的浓度。(1)多元弱酸溶液，依据弱酸

8、的分步电离分析：如 H2CO3 溶液中：c(H2CO3)c(HCO-) c(CO2-)(2 )多元弱酸的正盐溶液中，依据弱酸根离子分步水解分析。如 Na2CO3 溶液中：c(Na+)c(C03-)c(0H-)c(HC0-)(3)一元弱酸强碱盐溶液中，c(阳离子)c(酸根离子)c(OH-)c(H+)。如 CH3COONa 溶液中：c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)。(4) 相同浓度不同的溶液中，比较同一种离子浓度的大小时，要考虑溶液中其他离子的 影响。如相同物质的量浓度的三种溶液：NH4C1,NH4HSO4,NH4HCO3, c(NH扌)由大 到小的顺序为，。(5) 溶液混合

9、后离子浓度的大小判断，要综合分析，主要考虑电离因素、水解因素及是 否反应等对离子的影响。相同温度、浓度条件下：CH3COOH和NH3H2O的电离程度大于CH3COO-和NH扌的水解程度：如: O.lmol/L CH3COOH 和 O.lmol/L CH3COONa 的混合溶液中，由于 CH3COOH 的电 离能力大于CH3COO-的水解能力，所以溶液呈酸性，CH3COOH、CH3COO-、Na+、H+、 OH-浓度由大至小的顺序为：c(CH3COO-) c(Na+) c(CH3COOH) c(H+) c(OH-)。再如O.lmol/L的氨水与O.lmol/L的NH4Cl混合溶液中,N电旧20电

10、离能力大于NH/水 解能力，故有：c(NH+) c(Cl-) c(NH3H2O) c(OH-) c(H+)。3.酸式盐溶液的酸碱性(1) 强酸的酸式盐酸式酸根只电离不水解，溶液一定显酸性，如NaHSO4。(2) 弱酸的酸式盐酸式酸根既能电离，又能水解，因此溶液的酸碱性取决于酸式酸根电离程度和水解程度 的相对大小。 若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如 NaHCO3、NaHS、Na2HPO4 等。 若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如 NaHSO3、NaH2PO4 等。特例：NaHCO3与NaAl(OH)4溶液混合 现象：有白色沉淀生成，此时HCO-以电离为主； 反应的离子方程式：HCO

11、- + Al(OH)4-=Al(OH2 (+CO2-+H2O。特别提曜(1) 该反应是复分解而不是双水解。(2) 该反应说明：电离出H +的能力：hco3- Al(OH)3。考点三盐类水解的应用1. 判断盐溶液的酸碱性一般地，强碱弱酸盐溶液，显碱性；强酸弱碱盐溶液显酸性；强酸强碱盐溶液，显中性； 弱酸的酸式盐溶液，要视弱酸根离子的水解与电离程度的相对大小，如NaHCO3溶液显碱性 而NaHSO3溶液显酸性。2. 判断盐所对应酸的相对强弱例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者， 则酸HA和HB的酸性强弱为HBHA。3. 利用盐溶液来制取H2 某些活泼金属与

12、强酸弱碱盐溶液反应而产生气体。如：少量 Zn 片投入到浓的 NH4Cl溶液中，有h2、nh3产生。4解释实验室中的一些问题(1) 某些胶体的制备利用水解原理，如实验室制备Fe(OH)3胶体。(2) 无水盐制备。如制备FeCl3，从溶液中得到晶体后，必须在HCl气氛中失去结晶水， 否则会得到Fe(OH)3或Fe2O3。(3) 保存某些盐溶液时，有时要考虑盐是否水解。例如，保存Na2CO3溶液不能用玻璃塞, 保存nh4f溶液不能用玻璃瓶。(4) 配制易水解的盐溶液 配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳 离子的水解。例如，配制FeCl3、SnCl2溶液时滴几滴稀

13、盐酸。 配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根 离子的水解。例如，配制Na2CO3、NaHS溶液时滴几滴NaOH溶液。5.在生产、生活中的应用(1) 泡沫灭火器原理：用 A12(SO4)3与NaHCO3作用，离子方程式为：A13+ + 3HCO- =A1(OH(+ 3CO2 to(2) 制取净水剂：通常用铁盐、铝盐来制取净水剂，如用明矶净水的离子方程式：A13+ + 3H2O = A1(OH)3(胶体)+3 H+o(3) 化肥合理使用：铵态氮肥不能与草木灰混用，因为NH+与CO2-相互促进水解而造成 氮的损失。(4) 加强洗涤效果：热的纯碱溶液去污效果更好，因为升温促进了 CO2-的水解。(5 )水解除杂如MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3+的水解程度比Mg2+水解程度大，可加入MgO 或Mg(OH)2或MgCO3等，使Fe3+的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。