盐的水解笔记.docx

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盐的水解笔记

第三单元盐类的水解

一、盐类的水解反应:

1定义：

在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H或0H结合生成弱电解质的反应。

特点：

可逆（与中和反应互逆）；程度小；吸热

1实质：

水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H或0H结合,破坏水的电离，使平衡

向右移动，促进水的电离。

水解的结果是破坏了水中H+或0H浓度的等量关系，使溶液呈酸性或碱性。

盐类水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。

****以CHCOON为例：

CHCOONa—CH3COO+Na+⑴H2OH++OH-⑵

CHCOO+H+，一、CHsCOOH…⑶

把⑴⑵⑶式联立，可得到水解方程式：

CHCOONa+HO--CHCOOH+NaOH

即CHCOO+H2O-'CH3COOH+OH

类比：

NHCI溶液呈酸性：

NH4CI+H2O--NH3•HO+HCI

即:

NH4++HO-'NH3•HO+H

**相似与不同：

碳酸钠溶液呈碱性CO32-+H2O?

HCO3-+0H分步水解，主要是第一步

3、盐类水解反应离子方程式的书写:

（1）盐类水解是可逆反应，写方程式要用“——

（2）一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常生成气体或沉淀也不发生

水解，书写时产物不用“V和。

（3）由强酸弱碱组成的盐：

阳离子水解，一般发生一步水解。

如氯化铝水解：

Al3++3H2OAI（OH）3+3H+

由强碱弱酸组成的盐：

弱酸根离子水解，多元弱酸根分步水解，

生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。

2

如碳酸钠水解：

第一步：

CO3+HHCO+OH（主要）

第二步：

HCO-+H2OH2CO+OH-（次要）

（4）双水解反应：

1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。

双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚

至水解完全。

使得平衡向右移。

2常见的双水解反应完全的为：

Fe3+、Al3+与AIO2、CO2-（HCO-）

、S2-（HS-）、SQ2-（HSO-）;S2-与NH+;CO2-（HCO-）与NH+

其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：

3+2

2AI+3S-+6H2O==2AI（OH）3J+3H2ST

如Al2（SO4）3溶液与NaHCO液混合时：

3HCO3-+3出0-3CQf+3H2O+3OH

Al3++3H2O-AI（OH）3J+3H+

两个水解反应生成的OH和川结合生成H2Q相互促进，不断向右进行，直至完全水解

生成AI（OH）3沉淀和CO气体，总反应可写为：

3HCO3+AI3+===AI（OH）3J+3CO2f

5、盐类水解的规律:

盐的水解规律可概括为：

有弱才水解，无弱不水解，谁弱都水解；

谁强谁显性，同强显中性，同弱具体定

2多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

（如同物质的量浓度碱性：

NazCO>NaHCO

4、盐类水解的特点：

（1）可逆（与中和反应互逆）

（2）程度小（3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

1温度：

温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

2浓度：

加水稀释，水解程度越大（越稀越水解）

3

OH

酸碱：

促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;

-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

1只电离不水解：

如NaHSO显酸性

2电离程度〉水解程度，显酸性（如：

HSOJ、HbPQ-）

3水解程度〉电离程度，显碱性（如:

HCO、HS、hpqT）

（2）典型事例：

Fe3+、Al3+与AIOJ、CQ2-（HCO-）、S2-（HS-）、SQ2-（HSQ-）;

SiO32-与NH+;其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的离子方程式配平依据

是两边电荷平衡，

3+2

如:

2Al+3S-+6H2O==2AI（OH）3J+3H2ST

⑴KHSC4溶液显性（填“酸”、“碱”或“中”）。

其原因是（用电离方程式表

示）「L

；

（2）KHCO溶液显性（填“酸”、“碱”或“中”），其原因是（用离子方程式表

示）

⑶将上述两溶液混合，离子反应方程式为

（4）在NqCO溶液中滴入酚酞，溶液变红。

若在该溶液中再滴入过量的BaCb溶液，所观

其原因是（用离子方程式和简要文字说

明）

⑷产生白色沉淀，溶液红色变浅cO「+H2OHCO+OH,C（Or+Bai+===BaCQ,

Bai+消耗CO「，使水解平衡逆移，碱性减弱，红色变浅

8、盐类水解的应用：

明矶净水Al3++3HbO?

Al（OH）3（胶体）+3H+

用热纯碱水冼油污物品CO3-+"O?

HCO3-+OH

药品的保存配制FeCb溶液时常加入少量盐酸Fe3++3H2O?

Fe（OH）3+3H

抑制Fe3+*解，避免溶液浑浊

制备无水盐由MgC2•6fO制无水MgCb在HCI气流中加热

若不然，则：

MgCb•6HzO△Mg（OH）2+2HCI+4HO

Mg（OH）2△MgO+H2O

泡沫灭火器用Al2（SO4）3与NaHCO溶液混合

Al3++3HCO=AI（OH）3J+3CQf

***离子浓度大小比较：

“变与不变”；“三种守恒”

典型事例：

NHCI溶液

（1）比较NHCI溶液中离子浓度的大小：

NH4++HtONH3•H2O+H

-++

c（CI）>c（NH4）>c（H）>c（OH）

电荷守恒

C（H+）+c（NHt）=C（CI「）+C（OH「）

物料守恒

C（NH3・H2O）+C（NH^）=C（CIJ

“变与不变

质子守恒

C（H+）=•c（OH「）+c（NH3・H2O）

CH3COC+HO=CHCOOH+OH

☆☆基本原则：

抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：

c（H+）+c（Na+）=c（CH3COO+c（OH「）

2物料守恒：

c（Na+）=c（CH3COO+C（CHCOOH）

3质子守恒：

C（OH「）=c（H+）+C（CHCOOH）

（3）碳酸钠溶液（练习）

电荷守恒

物料守恒“变与不变”

质子守恒

典型例题

1把mol•LCHCOOH溶液和mol・L「1NaOH溶液以等体积混合显酸性，混合溶液中粒子浓度关系正确的是（）

A.c（CHCOO）>c（Na+）

B.c（CHCOOH）c（CH3COO）

C.2c（H+）=c（CHCOO）—c（CfCOOH）

——1

D.c（CHCOOH卄c（CH3COO）=mol•L

【解析】根据物料守恒，CHCOOH^液与NaOH充分作用后CHCOOHi量，溶液中CHCOOH与CHCOO的总物质的量等于原mol•L—1CHCOOH^液中CHCOOH和CHICOO总的物质的量，但因两溶液等体积混合，溶液体积扩大至原来的2倍，c（CHCOOH*c（CHiCOO）=mol•L—

二所以D项错；误选C的同学是由于思路混乱或思维起点不知如何选择的结果，甚至有的同学对于C项竟无从下手，对于C项，由于存在c（H、+c（Na\=c（OH）+c（CHiCOO）的电荷守恒①和2c（Na+）=c（CHiCOO）+c（CHiCOOH的物料守恒②，联立①②两式可得：

2c（H+）

=C（CHCOO）—C（CHCOOH卄2C（OH「）,所以C项错；对于AB项，由于CHCOO!

溶液与NaOH

充分作用后CHCOOHi量，且当不考虑水解和电离时c（CH3COO）=c（CHsCOOH）在此情况下

CHCOOH勺电离程度强于CHCOO的水解程度，所以选A。

【答案】A

—1——1

2.现将mol•L的某酸（A）溶液和mol•LNaOH溶液等体积混合得混合溶液Q。

（1）若A为CHCOOHQ呈酸性，溶液中所有离子按浓度由大到小排列的顺序是;

一12-L一1

若A为HCI,100C时（如10），溶液中由水电离出的H浓度为mol-L;若A为

H2S,Q接近中性，则HS—的电离能力水解能力（填“>”、“<”、“=”或“无法

确定”）。

（2）根据

（1）中信息比较相同条件下，浓度均为mol-L—1的①NaHS②CHCOON、③NaCI

溶液中，阴离子总浓度由大到小的顺序为（填序号）。

（3）用浓度为mol-L一1的NaOH溶液滴定相同体积、相同浓度的①HCI溶液、②CHsCOOH

溶液、③H2S溶液，当滴定至中性时，消耗NaOH溶液的体积分别为amLbmLcmL,则a、

b、c的大小关系是。

十、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。

如酸碱中和时[H+]降至

10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）.生成难溶电解质的离子反应的限度

A）25C时，溶解性与溶解度的关系

丽丫帀讯石和f晶莆書-

（WI110稱鲜度何

B）反应完全的标志：

***对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中

的离子浓度小于1X10—5_mol/L时，沉淀就达完全。

（4）掌握三种微溶物质：

CaSQCa（OH/AgSQ

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（QH）2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：

必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“=”。

+2-

女口：

Ag2S（s）?

2Ag（aq）+S（aq）

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：

Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：

如加MgO除去MgCl2溶液中FeCb。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。

常采用的方法有：

①酸碱；②氧化还原；③沉淀

转化。

5、沉淀的转化:

女口：

AgNOfAgCI（白色沉淀）AgBr（淡黄色）為1（黄色）一（黑色）

说明：

（P的大小：

AgCI>AgBr>AgI>Ag2S

****具体实验事实：

NaCI溶液中，滴加2滴AgNG溶液，有白色J产生，再依次分别滴加少

量稀NaBr、KI、NstS溶液,沉淀颜色依次由白色沉淀宀淡黄色宀黄色宀黑色

切记：

该实验AgNO溶液不能过量

或者：

在浓度均为・L—1的NaCI、NaBr混合溶液中，滴加少量的AgNO溶液，只生成

淡黄色沉淀，说明心的大小：

AgCI>AgBr

6、溶度积（Kbp）

（1）定义：

在一定条件下T溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀

的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

（2）表达式：

AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）

Kbp=[c（An+）]m?

[c（Bm-）]n

（3）影响因素：

外因：

①浓度：

加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：

升温，多数平衡向溶解方向移动。

（4）溶度积规则：

Q为离子积

****Qc>Ksp有沉淀析出

Qc=Ksp平衡状态

Qc〈Kbp未饱和，继续溶解

解析：

⑴因为KSp[Cu（OH）2]

（2）KSp[Mg（OH）2]=X10—=c（Mg+）•c（OHJ=•c（OH「）,则c（OH「）=x10—moI•L—,c（H+）=Kv/c（OH「）=X10—10moI•L—：

贝UpH=，即当卩^1=时，开始出现Mg（OH）2沉淀。

一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1X10—5moI•L—1时，沉淀已经完全，故Mg1完全沉淀时有：

1X10—5•c2（OH

一一11一—3—1+—12—1

）=X10，则C（OH）=x10mol•L，此时，C（H）=x10mol•L,pH=。

（3）Ksp（AgCI）

=x10一10=c（Ag+）•c（CI—）=c2（Ag+），解得：

c（Ag+）〜x10一5mol•L—1。

⑷Ksp[Fe（OH）3]

=c（Fe3+）•c3（OH「），题示反应的平衡常数为K=c（Fe3+）/c3（H+）,25C时水的离子积为KW

=c（H+）•c（OH「）=1x10一14,推得K=Ksp[Fe（OH）3]/（K）3,即K=x10一39/（1x10—14）3=x103o

答案：

（1）Cu（OH）2Cu2++2NH・H2O===Cu（OIH）J+2N^

（2）（3）x10—5

3

（4）X10

***补充知识沉淀反应的应用

1.沉淀的生成

（1）调节pH法

加入氨水调节pH至7〜8,可除去氯化铵溶液中的杂质氯化铁。

反应离子方程式如下：

Fe3++3NH・H2O===Fe（OHH+3NH。

（2）加沉淀剂法

以N&S、H2S等作沉淀剂，使Cif+等生成极难溶的硫化物沉淀。

反应离子方程式如下：

Cu++S一==CuQ,Cu2++|-2S==CuS^+2H+o

2.沉淀的溶解

（1）原理：

根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断减少溶解平衡体系

中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。

（2）溶解沉淀的试剂类型

1主要类型是：

用强酸溶解：

例如，溶解CaCQFeSAI（OH）3、Cu（OH）2等难溶电解质。

2用某些盐溶液溶解：

例如Mg（OH）沉淀可溶于NHCI溶液，化学方程式为：

Mg（OH）^

+2NHCI===MgCb+2NH•H2O0

3.沉淀的转化

（1）实质：

溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀。

两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀越容易转化。

（2）应用：

①锅炉除水垢.

NqCG盐酸2,

水垢[CaSC4（s）]――°CaCQs）盐酸＞Ca2+（aq）