（word完整版）化学盐类的水解、电离知识点总结，推荐文档

一、盐类的水解反应

1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。

2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H)和c(OH)不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。 3.特征

(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。

(2)盐类水解是中和反应的逆过程： ，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。

(3)大多数水解反应进行的程度都很小。 (4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。 4.表示方法

(1)用化学方程式表示：盐＋水?酸＋碱 如AlCl3的水解： AlCl3 +3H20 ?Al

3??-+ 3Cl

-

(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水?酸(或碱)＋OH－(或H＋) 如AlCl3的水解：Al3?+ 3H2O ?Al(OH)3 + 3H

二、影响盐类水解的因素 1.内因——盐的本性

(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。 (2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 2．外因

(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。 (2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大； 增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。

(3)外加酸碱：H可抑制弱碱阳离子水解，OH能抑制弱酸阳离子水解。 （酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解； 碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）

三、盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性

(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；

如0.1 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。

?-?

(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。

如0.1 mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。 2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂 如：Fe3?+3H2O ?Fe(OH)3＋3H 3．盐溶液的配制与贮存

配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解； 配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。 4.制备胶体

如：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体。F e

?3??+3H2O Fe(OH)3（胶体）＋3H

5.热碱去油污

升温促进碳酸钠水解：CO32?+ H2O ?HCO3+ OH，溶液碱性增强 6.泡沫灭火器原理

(1)成分：NaHCO3、 Al2(SO4)3

(2)原理：NaHCO3水解：HCO3+ H2O ?H2CO3 + OH Al2(SO4)3水解：Al3? + 3H2O ?Al(OH)3↓+3H

当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解： Al3? + 3HCO3 == Al(OH)3↓+3CO2↑ 7.合理施用化肥

(1)普钙[主要成分Ca(H2PO4)2]、铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用。

(2)原因：Ca(H2PO4)2电离强于水解、铵态氮肥水解显酸性，K2CO3水解显碱性，若混用，相互促进，易造成肥效降低。 8．除杂

(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例 如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。

(2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 9.判断溶液中离子能否共存

在水溶液中水解相互促进的离子：(1)若相互促进程度较小，则可以大量共存，如NH4和CH3COO、C032?等。

(2)若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存, 如Al3?与HCO3在溶渡中不能共存,

--?-?----因发生反应Al3? + 3HCO3 == Al(OH)3↓+3CO2↑，这类离子组合常見的有：

Fe3?与S2?、 HS因发生氧化还原反应也不能大量共存。 10．加热蒸发盐溶液时所得固体

(1)不水解、不分解的盐溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液； (2)能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液；

(3)能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3；

(4)若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。

四、离子浓度大小的比较 1．“一个比较”

比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。

(1)分子的电离大于相应离子的水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO水解的程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性。 则有：c(CH3COO)＞c(Na)＞c(H)＞c(OH)。

(2)分子的电离小于相应离子的水解能力，如HClO的电离程度小于ClO水解的程度，则等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。 则有：c(Na)＞c(ClO）＞c(OH)＞c(H)。

(3)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。 如①NaHCO3溶液, HCO3的水解能力大于电离能力,故溶液显碱性。 则有:c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H2CO3)>c(H)>c(C032?)

②NaHSO3溶液,HSO3的电离能力大于HSO3的水解能力,故溶液显酸性。 则有:c(Na)>c(HSO3) >c(H)>c(SO32?) >c(OH)>c(H2SO3)

2．“两个微弱”

(1)弱电解质的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。 如在稀醋酸中：CH3COOH ?H2O + H ；H2O ?OH+ H?；

------??--?--??--?--?-?-? 则有：c(CH3COOH)＞c(H)＞c(CH3COO)＞c(OH-)。

(2)弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远小于盐的水解程度。 如在稀NH4Cl中：NH4Cl ==NH4?+ Cl；NH4?+ H2O ?NH3?H2O + H?；H2O ?OH-+ H?； 则有：c(Cl)＞c(NH4?)＞c(H)＞c(NH3?H2O )＞c(OH)

3.“三个守恒” (1)电荷守恒

溶液必须保持电中性，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：在NaHCO3溶液中 c(Na) + c(H) = c(HCO3) + 2c(CO32?) + c(OH)。 (2)物料守恒（原子守恒）

变化前后某个元素的原子个数守恒（元素守恒）。

①单一元素守恒，如1moLNH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)+N(NH3?H2O )+n(NH4?)=1moL, 即N元素守恒。

②两元素守恒，如NaHCO3溶液中 c(Na) = c(HCO3) + c(CO32?) + c(H2CO3) ，即Na元素 和C元素的守恒 (3)质子守恒

电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如在NaHS溶液中，存在NaHS的电离和水解，H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：

?失去质子(H) 得到质子(H) HS-H2S S2? ?-H3O? 得到质子 (H ) H2O 失去质子 (H ) OH

???--?--?-??--则在NaHS溶液中有如下守恒：

?? c(H2S) + c(H3O) = c(S2?) + c(OH) 即 c(H2S) + c(H) = c(S2?) + c(OH)

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