化学水解电离总结.doc
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电离水解平衡
一、电离水解平衡的特点
①弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过程的速率相同建立了该化学平衡，电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律。
②影响电离平衡的主要因素有：
温度的升降；溶质浓度的降低（稀释）；通过离子消耗降低生成离子的浓度；同离子效应――增大生成离子的浓度。
③遵循勒夏特列原理，平衡的移动是减弱外界条件的改变而不是逆转外界条件的改变。
例如：
加水稀释醋酸，平衡正向移动，但是溶液中的C（H＋）依然是减小的，增加的只是n（H＋）。
例1.已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步的电离程度大于第二步的电离程度，第二步的电离程度远大于第三步的电离程度。
今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐＝较强酸盐+较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：
①HA＋HC2－（少量）＝A-+H2C- ②H2B（少量）＋2A-＝B2-+2HA
③H2B（少量）+H2C-＝HB-＋H3C
回答下列问题：
（1）相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是 。
（2）A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2－6种离子中，最易结合质子的是
最难结合质子的是
（3）判断下列反应的离子方程式中正确的是（填写标号）
A.H3C+3A-＝3HA+C3- B.HB－+A-＝HA＋B2-C.H3C+B2－＝HB-+H2C-
（4）完成下列反应的离子方程式
A.H3C+OH－（过量）
B.HA（过量）+C3－
某些盐溶液的配制、保存
在配制FeCl3、FeCl2、AlCl3、CuSO4等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸
Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH-，NH4F水解产生HF，OH-、HF均能腐蚀玻璃.
某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如
①Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O-等不共存
②Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO- 等不共存
③NH4+与ClO-、SiO32-、AlO2- 等不共存
想一想：
Al2S3为何只能用干法制取？
小结：
能发生双水解反应，首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多H+，另一方产生较多OH-，两者相互促进，使水解进行到底。
酸式盐
①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）
②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小
电离程度＞水解程度，呈酸性：
NaHSO3、NaH2PO4
电离程度＜水解程度，呈碱性：
NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS
二.盐类的水解
（一）盐类的水解的分类：
盐类
实例
能否水解
引起水解的离子
对水电离平衡的影响
促进与否
溶液的酸碱性
强碱弱酸盐
CH3COONa
强酸弱碱盐
NH4Cl
强酸强碱盐
NaCl
（二）盐类水解的类型
类型
酸碱性
PH
举例
强酸弱碱盐水解
溶液显酸性
pH＜7
NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等
强碱弱酸盐水解
溶液显碱性
pH＞7
CH3COONa、Na2CO3、Na2S等
强酸强碱盐不水解
溶液显中性
pH＝7
KCl、NaCl、Na2SO4等
弱酸弱碱盐水解
谁强显谁性
——
CH3COONH4等
特点：
（1）水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
（2）水解反应为吸热反应。
（3）盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
（4）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
水解平衡的因素
影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；
②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+为例：
①.温度：
水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。
②.浓度：
改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。
盐的浓度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸碱度：
加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。
例如：
水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。
同种水解相互抑制，不同水解相互促进。
三.盐类的水解实例
（一）.以NH4++H2ONH3·H2O+H+为例:
条件
c（NH4+）
c（NH3·H2O）
c（H+）
c（OH-）
pH
水解程度
平衡移动方向
加热
减少
增大
增大
减少
减小
增大
正向
加水
减少
减少
减少
增大
增大
增大
正向
通入NH3
增大
增大
减少
增大
增大
减少
逆向
加入NH4Cl固体
增大
增大
增大
减少
减小
减少
正向
通入氯化氢
增大
减少
增大
减少
减小
减少
逆向
加入NaOH固体
减少
增大
减少
增大
增大
增大
正向
四、水解过程中的守恒问题
（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）
NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3
①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）
c（Na+）+c（H+）===c（OH-）+2c（CO32-）+c（HCO3-）
②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变
n（Na）:
n（C）==1:
1所以c（Na+）===c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）
③.水的电离守恒（质子守恒）（也可以由上述两式相减得到，最好由上述两式相减得到）
c（H+）+c（H2CO3）===c（OH-）+c（CO32-）
五、双水解反应
双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性，一种盐的阴离子水解显碱性，当两种盐溶液混合时，由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解，使水解程度变大甚至完全进行的反应。
①.完全双水解反应
离子方程式用==表示，标明↑↓，离子间不能大量共存
种类：
Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O-
2Al3++3S2-+6H2O===Al（OH）3↓+3H2S↑
②.不完全双水解反应
离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存
种类：
NH4+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、CH3COO-等弱酸根阴离子
③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应
有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓
有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl
或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
PS：
离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应
六、盐溶液蒸干后
①.盐水解生成挥发性酸，蒸干后得到其氢氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe（OH）3，如继续蒸则最终产物是Fe2O3
盐水解生成难挥发性酸或强碱，蒸干后得到原溶质，如CuSO4
②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2S
③.易被氧化的物质，蒸干后得到其氧化产物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4
④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如Mg（HCO3）2蒸干后得到Mg（OH）2
七、盐类水解的应用
①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释
②.制备Fe（OH）3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，加热至沸腾促进Fe3+水解
Fe3++3H2O=加热=Fe（OH）3（胶体）+3H+
③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al（OH）3↓+3CO2↑
④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能力增强
八、盐类水解内容补充
①.电离大于水解（溶液呈酸性）的离子——HSO3-，H2PO4-，HC2O4-、HSO4-
其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）;
②.pH：
酸<酸式水解的盐碱>碱式水解的盐
③.酸根离子相应的酸越弱，其强碱弱酸盐的碱性越强
如酸性Al（OH）3NaHCO3（碳酸根对应的酸为HCO3-）
九、盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定）
4.弱酸弱碱盐强烈水解。
5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小
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