鹽類水解內(nèi)容補(bǔ)充

水解電離與酸堿性

①.電離大于水解（溶液呈酸性）的離子——亞硫酸氫根，磷酸二氫根，草酸氫根HC2O4-。

其余多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大于電離（溶液呈堿性）

水解大于電離，硫氫根、碳酸氫根;

②.pH 酸<酸式水解的鹽 堿>堿式水解的鹽

③.酸根離子相應(yīng)的酸越弱，其強(qiáng)堿弱酸鹽的堿性越強(qiáng)

如酸性 Al(OH)3 NaHCO3 （碳酸根對(duì)應(yīng)的酸為HCO3-）有弱就水解，

口訣

無弱不水解。

越弱越水解，

都弱雙水解。

誰強(qiáng)顯誰性，

同強(qiáng)顯中性。

（多元弱酸水解，以第一步電離為主。）

1.強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽水解，溶液呈酸性。

2.強(qiáng)堿和弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性。

3.強(qiáng)酸強(qiáng)堿不水解，溶液通常呈中性（不一定）

4.弱酸弱堿鹽強(qiáng)烈水解（強(qiáng)烈是相對(duì)的）。

5.水解程度與水解生成的弱電解質(zhì)有關(guān)，（產(chǎn)物）越弱越水解。

6.強(qiáng)酸酸式鹽，取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大?。ㄅc電離以及水解平衡常數(shù)有關(guān)）

鹽類水解影響因素

鹽類水解內(nèi)因

即鹽中弱離子與水電離出的H 或OH-結(jié)合生成的弱電解質(zhì)越難電離（電離常數(shù)越?。?，對(duì)水的電離平衡的促進(jìn)作用就越大，鹽的水解程度就越大。

例2：已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是____

A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H )

B．c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H )

C．c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H )

D．c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H )

解析根據(jù)“越弱越水解”的原則，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)>c(HB)，c(A－)

答案：A

鹽類水解外因

（1）溫度：升溫，促進(jìn)水解

水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。

（2）濃度：

加水，促進(jìn)水解；但對(duì)于水解顯酸性的鹽，酸性下降；對(duì)于水解顯堿性的鹽，堿性下降。

加鹽，水解平衡向正向移動(dòng)，但鹽的水解程度下降，對(duì)于水解顯酸性的鹽，溶液的酸性增強(qiáng)，對(duì)于水解顯堿性的鹽，溶液的堿性增強(qiáng)。

（3）酸、堿

對(duì)于水解顯酸性的鹽，加酸會(huì)抑制水解，加堿會(huì)促進(jìn)水解；

對(duì)于水解顯堿性的鹽，加堿會(huì)抑制水解，加酸會(huì)促進(jìn)水解；

（4）鹽

水解顯酸性的鹽溶液與水解顯堿性的鹽溶液混合，兩種鹽水解互促水解。

均顯酸（堿）性的鹽溶液混合，兩種鹽水解一般互相抑制。

例：比較下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”）

(1)0.1mol/LNH4Cl溶液 0.01mo1/LNH4Cl溶液；

(2)0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液；

(3)25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。

解析（1）NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性減弱；

（2）由于CO32-水解產(chǎn)生HCO3-,HCO3-水解產(chǎn)生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大于HCO3-；2100433B

判斷鹽溶液酸堿性

如醋酸鈉溶液中，因醋酸根水解，所以溶液顯堿性。

判斷溶液中離子濃度大小

以醋酸鈉溶液為例，鈉離子不水解，濃度最高，醋酸根微弱水解，濃度第二，水電離出的氫離子氫氧根一樣多，但由于醋酸根與氫離子結(jié)合，導(dǎo)致氫離子濃度最低。C(Na )>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H )

工業(yè)、農(nóng)業(yè)、生產(chǎn)生活、社會(huì)實(shí)踐中的應(yīng)用

①.配制FeCl3溶液——將FeCl3先溶于鹽酸，再加水稀釋

②.制備Fe(OH)3膠體——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加熱至沸騰以促進(jìn)Fe3 水解

Fe3 3H2O=加熱=Fe(OH)3（膠體） 3H

③.泡沫滅火器——Al3 3HCO3-===Al(OH)3↓ 3CO2↑

④.純堿作洗滌劑——加熱促進(jìn)其水解，堿性增加，去污能力增強(qiáng)

⑤.解釋生活和生產(chǎn)中的一些化學(xué)現(xiàn)象，如明礬凈水[KAl(SO4)2·12H2O]，化肥使用等

⑥加熱某鹽溶液時(shí)，要考慮鹽類的水解，如濃縮氯化鐵 氯化鋁溶液得到氫氧化物，灼燒的金屬氧化物

強(qiáng)酸弱堿鹽的水解平衡

（以

強(qiáng)堿弱酸鹽的水解平衡

（以

水解平衡與電離平衡綜合

（以

①.電荷守恒——溶液中所有陽離子帶的正電荷等于所有陰離子帶的負(fù)電荷（即溶液呈電中性）

②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些離子能水解或電離，這些粒子中某些原子總數(shù)不變，某些原子數(shù)目之比不變

③.水的電離守恒（質(zhì)子守恒）（可以由上述兩式相減得到，不建議直接列）

注：水電離守恒式的直接推導(dǎo)（以純堿溶液為例）

c(H )水=c(OH-)水

c(H )水=c(HCO3-) 2c(H2co3) c(H )

所以c(OH-)水=c(HCO3-) 2c(H2CO3) c(H )

雙水解反應(yīng)

雙水解反應(yīng)——一種鹽的陽離子水解顯酸性，一種鹽的陰離子水解顯堿性，當(dāng)兩種鹽溶液混合時(shí)，由于H 和OH-結(jié)合生成水而相互促進(jìn)水解，使水解程度變大甚至完全進(jìn)行的反應(yīng)。

①.完全雙水解反應(yīng)

離子方程式用==表示，標(biāo)明↑↓，離子間不能大量共存

種類：

范例：

②.不完全雙水解反應(yīng)

離子方程式用可逆符號(hào)，不標(biāo)明↑↓，離子間可以大量共存

種類：NH4 與CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根陰離子

③.并非水解能夠相互促進(jìn)的鹽都能發(fā)生雙水解反應(yīng)

有的是發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)——Na2S CuSO4===Na2SO4 CuS↓

有的是發(fā)生氧化還原反應(yīng)——2FeCl3 Na2S===2FeCl2 S↓ 2NaCl或2FeCl3 3Na2S===2FeS↓ S↓ 6NaCl

PS：離子間不能大量共存的條件——生成沉淀、氣體、水、微溶物、弱電解質(zhì)；發(fā)生氧化還原、完全雙水解反應(yīng)

（多元弱酸的酸式酸根離子不能與H 或OH-離子共存；在酸性條件下，NO3-和MnO4-具有強(qiáng)氧化性）

蒸干產(chǎn)物

鹽溶液蒸干后得到的物質(zhì)

①.水解生成揮發(fā)性酸的鹽溶液，蒸干后得到鹽相應(yīng)的氫氧化物，如FeCl3溶液蒸干后得到Fe(OH)3,故蒸干時(shí)應(yīng)通入HCl。（只有HCl會(huì)揮發(fā)）

水解生成難揮發(fā)性酸或強(qiáng)堿的鹽溶液，蒸干后得到原溶質(zhì)，如Na2SO4溶液。

②.陰陽離子均易水解的鹽，蒸干后得不到任何物質(zhì)，如（NH4）2S溶液。

③.易被氧化的物質(zhì)，蒸干后得到其氧化產(chǎn)物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固體。

④.受熱易分解的物質(zhì)，蒸干后得到其分解產(chǎn)物，如NaHCO3溶液蒸干后得到Na2CO3固體。( Mg(HCO3)2先變成MgCO3再變成了Mg(OH)2是后者溶解度更小的緣由。

⑤.酸根陰離子易水解的強(qiáng)酸鹽，如K2CO3溶液蒸干后可得原物質(zhì)

1.定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H 或OH-生成弱電解質(zhì)的過程叫做鹽類的水解。

2.條件：鹽必須溶于水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱堿陽離子。

3.實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成，破壞了水的電離，促進(jìn)水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)的過程。

4.規(guī)律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性（適用于正鹽），同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定；越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。

（即鹽的構(gòu)成中出現(xiàn)弱堿陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會(huì)水解；這些離子對(duì)應(yīng)的堿或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解后溶液的酸堿性由構(gòu)成該鹽離子對(duì)應(yīng)的酸和堿相對(duì)強(qiáng)弱決定，酸強(qiáng)顯酸性，堿強(qiáng)顯堿性。）

5.特點(diǎn)：

(1)水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動(dòng)態(tài)平衡，水解進(jìn)行程度很小。

(2)水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。

(3)鹽類溶解于水，以電離為主，水解為輔。

(4)多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。

6.鹽類水解的離子反應(yīng)方程式

因?yàn)辂}類的水解是微弱且可逆的，在書寫其水解離子反應(yīng)方程式時(shí)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：

（1）應(yīng)用可逆符號(hào)表示，

（2）由于鹽類的水解程度通常很小，因此在書寫水解離子方程式時(shí)不標(biāo)“↓”“↑”，但是如果存在雙水解的情況，通常需要標(biāo)注“↓”“↑”，且可逆符號(hào)要換成等于號(hào)。

（3）多元弱酸根的水解分步進(jìn)行且步步難，以第一步水解為主。

7.水解平衡的因素

影響水解平衡進(jìn)行程度最主要因素是鹽本身的性質(zhì)。

①組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大，堿性就越強(qiáng)，PH越大；

②組成鹽的陽離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，水解程度越大，酸性越強(qiáng)，PH越小；

外界條件對(duì)平衡移動(dòng)也有影響，移動(dòng)方向應(yīng)符合勒夏特列原理，下面以NH4 水解為例：

①.溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升溫平衡右移，水解程度增大。

②.濃度：改變平衡體系中每一種物質(zhì)的濃度，都可使平衡移動(dòng)。鹽的濃度越小，水解程度越大。

③.溶液的酸堿度：加入酸或堿能促進(jìn)或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的H ，使平衡向水解的方向移動(dòng)而促進(jìn)水解；若加入酸，則抑制水解。

同種水解相互抑制，不同水解相互促進(jìn)。（酸式水解——水解生成H ；堿式水解——水解生成OH-）

既不含H 又不含OH^-的鹽溶于水而顯酸堿性，是由于鹽的一個(gè)或兩個(gè)離子和水中的H 和OH^-結(jié)合，從而使水的電離平衡移動(dòng)的結(jié)果。鹽的組分離子與溶液中水電離出的H 和OH^-作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)稱鹽類的水解。

*此水解常數(shù)為25 ℃時(shí)，根據(jù)解離常數(shù)計(jì)算得出，解離常數(shù)（25 ℃）可以從化學(xué)手冊(cè)上查得。2100433B

雙水解反應(yīng)(The double hydrolysis reaction)是指弱酸陰離子和弱堿陽離子相互促進(jìn)水解，如Al3 和HCO3-，直至完全的反應(yīng)。但是實(shí)際上鋁離子與碳酸氫根并不一定發(fā)生完全雙水解，只要稍加控制反應(yīng)條件，鋁離子與碳酸氫根就可以發(fā)生反應(yīng)形成堿式碳酸鋁鹽。雙水解反應(yīng)發(fā)生的條件之一是水解產(chǎn)物是容易脫離反應(yīng)體系的溶解度非常小物質(zhì)，如Al(OH)3、Fe(OH)3或H2、O2等極難溶的氣體。當(dāng)然，若互相促進(jìn)水解程度非常大水解反應(yīng)也可以認(rèn)為完全進(jìn)行。