1、鹽類的水解的含義和實質1. 水解條件可溶性鹽中必須有弱酸酸根離子或弱堿陽離子。2. 水解實質弱酸酸根離子結合水電離出的H +或弱堿陽離子結合水電離出的OH ,形成弱電解質。3. 水解結果水的電離平衡向電離方向移動,通常使溶液中H + 豐OH J,溶液呈現出一定的酸堿性。4. 水解的特點 ”. 水解(1) 鹽類的水解是中和反應的逆反應,屬于吸熱反應,存在水解平衡，即：鹽+水 中和酸+堿。(2) 水解程度一般較小，鹽溶液的酸堿性通常很弱。5.水解的規律有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性，兩弱具體定。鹽的類別是否水解溶液酸堿性實例及離子方程式強酸強堿鹽不水解-中性強堿弱酸鹽水解堿性CH

2、3COONa : CH3COO +H2OCH3COOH + OH一強酸弱堿鹽水解酸性NH4Cl: NH* + 電0+NH3 H2O+ H弱酸弱堿鹽水解顯相對強者性CH3COONH4、(NH 4)2CO3特別提醒(1)多元弱酸酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多，如 0.1 mol/L的Na2CO3溶液pH約為11,而0.1 mol/L NaHCO3溶液pH約為8。即CO3上匕HCO3水解能力大103104 倍。Na2CO3溶液的堿性更強。(2)同濃度時酸溶液 pH值大者，對應鹽溶液的pH值亦大。如 0.1 mol L 1的HCl、CH3COOH、H2CO3、HCO3溶液的 pH 值：HCl&

3、lt;CH 3COOH<H 2CO3<HCO3 ,對應鹽溶液 pH 值 NaCl<CH 3COONa<NaHCO 3<Na2CO3。二、影響鹽類水解的因素1. 內因：鹽本身的性質(1) 弱酸的酸性越弱，其酸根離子的水解程度就越大/溶液的堿性越強。(2) 弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解程度就越大30的酸性越強。2. 外因(1) 溫度：因為鹽類水解是吸熱反應，所以升高溫度，水解平衡向右移動，/解程度增本。(2) 濃度：鹽溶液加水稀釋，則水解平衡向右移動水解程度增大?；瘜W反應：強堿弱酸鹽水解，如Na2CO3+ H2O=NaHC03+ NaOH,加酸促進其水解,加堿抑制其

4、水解。強酸弱堿鹽水解，如FeCl3 + 3HFe(OH)3+ 3HCl ,加堿促進其水解,加酸抑制其水解。考點一鹽類水解離子方程式的書寫1 .一般地說，鹽類水解是可逆的，應該用可逆號"”表示。鹽類水解的程度不大，一般不會產生沉淀和氣*,所以一般不用符號和“f ”表示水解產物。如Cu2+ + 2H2OCU(OH)2+ 2H +NH4 + H2Mlh H2O+ H +2. 多元弱酸鹽的水解是分步進行的，應分步書寫水解離子方程式。如Na2CO3溶液的 水解反應為：CO2 + H 2OHC03 + OH (主要)HCO3 + H2OH2CO3+ OH (次要)3. 多元弱堿的陽離子水解的過程

5、比較復雜，中學階段寫相應的離子方程式時一步寫到底即可。如Al 2(SO4)3水解的離子方程式為：Al 3+ + 3&0A1(OH)3 + 3H +。4. 發生相互促進的水解且有沉淀生成時，由于反應徹底，故生成物中出現的沉淀或氣體物質，均要標上“廣或“f ”符號，中間用“=”連接，如AlCl 3溶液與NaHCO3溶液混合：Al3+ + 3HCO 3 =Al(OH) 3 $ + 3CO2 f步驟：(1)先寫出水解的離子及水解后的最終產物，用“=”連接并注明或(2)根據電荷守恒將其配平，看反應物中是否加水。此類離子組有：Al 3+與CO2 > HCO3、S2 > HS >A

6、l(OH) 4 , Fe3+與 CO3、HCO3、Al(OH) 4等。(1) NH 4與CH3COO -、CO2-、HCO3等組成的鹽雖然水解相互促進，但不能徹底水解，所以使用“”，不標“f”、“廣，如CH3COONH4水解：CH3COO + NH 4 + H0CH3COOH + NH3H2O。(2) Fe3+與S2-相遇不發生水解反應而是發生氧化還原反應：2Fe3+ + S2 =2Fe2+ + S $ ,Cu2+和S2-相遇不發生水解反應，而是發生沉淀反應：Cu2+ S2 =CuS$?？键c二 比較溶液中微粒濃度的大小1. 三個守恒(1) 電荷守恒電荷守恒是指溶液呈電中性，即溶液中所有陽離子的

7、電荷總濃度等于所有陰離子的電荷 總濃度。如Na2CO3溶液中： +2 Na + H = HCO 3 + 2CO3 + OH (2) 物料守恒物料守恒即原子守恒，指變化前后元素原子個數守恒。如：0.1 mol/L 的 Na2CO3 溶液中： +2-Na = 2CO 3 + HCO 3 + H2CO3 =0.2 mol/L(3 )質子守恒質子守恒指溶液中質子發生轉移時，質子數不發生變化。如、鼻、工工得到1個質子 得到2個質子+得到質子失去質子 Na2CO3溶披中，HCO3 > |CO3 | > H2CO3,也。> 芯。| > OH ,得失質子數相等，則OH = H3O +

8、+ HCO3 + 2H2CO3 即OH = H + + HCO 3 + 2H 2CO3。2. 具體情況因為電離和水解一般都是較弱的，所以產物微粒的濃度要小于原微粒的濃度。(1) 多元弱酸溶液，依據弱酸的分步電離分析：如 H2CO3溶液中：c(H2CO3)> c(HCO3)>c(CO3 )(2) 多元弱酸的正鹽溶液中，+依據弱酸根離子分步水解分析。如 Na2CO3 溶液中：c(Na +) > c(CO3 ) > c(OH )> c(HCO3)(3) 一元弱酸強堿鹽溶液中，c(陽離子)>c(酸根離子)>c(OH )>c(H + )。如 CH3COON

9、a 溶液中：c(Na + )>c(CH 3COO ) >c(OH )>c(H + )。(4) 相同濃度不同的溶液中，比較同一種離子濃度的大小時，要考慮溶液中其他離子的 影響。如相同物質的量濃度的三種溶液：NH4CLNH4HSO4,NH4HCO3 , c(NH 4)由大到小的順序為>>。(5) 溶液混合后離子濃度的大小判斷，要綜合分析，主要考慮電離因素、水解因素及是 否反應等對離子的影響。相同溫度、濃度條件下：CH3COOH和NH3 H2O的電離程度大于 CH3COO 和NH 4的水解程度：如：0.1mol/L CH3COOH 和 0.1mol/L CH3COONa

10、 的混合溶液中，由于 CH3COOH 的電 離能力大于 CH3COO 的水解能力，所以溶液呈酸性，CH3COOH、CH3COO 、Na*、H +、OH濃度由大至小的順序為： _ _ + _ + _ -c(CH3COO )>c(Na )>c(CH3COOH) >c(H )>c(OH )。再如0.1mol/L的氨水與0.1mol/L的NH4Cl混合溶液中，NH3H2O電離能力大于 NH4水 解能力，故有：c(NH 4)> c(Cl )> c(NH3 H2O) >c(OH ) > c(H + )。3. 酸式鹽溶液的酸堿性(1) 強酸的酸式鹽酸式酸根只電

11、離不水解，溶液一定顯酸性，如NaHSOq。(2) 弱酸的酸式鹽酸式酸根既能電離，又能水解，因此溶液的酸堿性取決于酸式酸根電離程度和水解程度 的相對大小。 若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性，如 NaHCO3、NaHS、Na2HPO4 等。 若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性，如 NaHSO3、NaH2PO4等。特例：NaHCO3與NaAl(OH) 4溶液混合現象：有白色沉淀生成，此時HCO3以電離為主；反應的離子方程式：HCO3 + Al(OH) 4 =Al(OH) 3$ + CO3 + H2O。特別提醴(1)該反應是復分解而不是雙水解。該反應說明：電離出 H +的能力：HCO3 >

12、 Al(OH) 3?？键c三鹽類水解的應用1. 判斷鹽溶液的酸堿性一般地，強堿弱酸鹽溶液，顯堿性；強酸弱堿鹽溶液顯酸性； 強酸強堿鹽溶液，顯中性； 弱酸的酸式鹽溶液，要視弱酸根離子的水解與電離程度的相對大小，如NaHCO3溶液顯堿性而NaHSO3溶液顯酸性。2. 判斷鹽所對應酸的相對強弱例如，已知物質的量濃度相同的兩種鹽溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的酸性強弱為 HB>HA。3. 利用鹽溶液來制取 H2某些活潑金屬與強酸弱堿鹽溶液反應而產生氣體。如：少量 Zn片投入到濃的 NH4Cl 溶液中，有H2、NH3產生。4. 解釋實驗室中的一些問題(1) 某些膠體的制

13、備利用水解原理，如實驗室制備Fe(OH)3膠體。(2) 無水鹽制備。如制備 FeCl3,從溶液中得到晶體后，必須在 HCl氣氛中失去結晶水， 否則會得到Fe(OH) 3或Fe2O3。(3) 保存某些鹽溶液時， 有時要考慮鹽是否水解。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) 配制易水解的鹽溶液 配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴幾滴相應的強酸， 可使水解平衡向左移動，抑制弱堿陽離子的水解。例如，配制FeC*、SnCl2溶液時滴幾滴稀鹽酸。 配制強堿弱酸鹽溶液時，需滴幾滴相應的強堿， 可使水解平衡向左移動，抑制弱酸根 離子的水解。例如，配制 Na2CO3、NaHS溶液時滴幾滴 NaOH溶液。5. 在生產、生活中的應用(1) 泡沫滅火器原理：用Al 2(SO4)3與NaHCO 3作用，離子方程式為：Al3+ 3HCO3=Al(OH) 3 $ + 3CO2 f。(2) 制取凈水劑：通常用鐵鹽、鋁鹽來制取凈水劑，如用明磯凈水的離子方程式：Al 3+ 3H2。A1