鹽類水解解題技巧

1、鹽類的水解二.鹽類的水解（一）鹽類的水解的分類： 鹽類實(shí)例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響促進(jìn)與否溶液的酸堿性強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa能水解弱酸陰離子引起水解對水的電離平衡有影響促進(jìn)水的電離溶液呈堿性強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl能水解弱堿陽離子引起水解對水的電離平衡有影響促進(jìn)水的電離溶液呈酸性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl不能水解無引起水解的離子對水的電離平衡無影響溶液呈中性弱酸弱堿鹽CH3COONH4能水解全部全部全部水解后溶液的酸堿性由對應(yīng)的弱酸弱堿的相對強(qiáng)弱決定一.定義在溶液中，強(qiáng)堿弱酸鹽，強(qiáng)酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽電離出來的離子與水電離出來的H+與OH-生成弱電解質(zhì)的過程叫做鹽類水解 越弱越水解酸

2、性溶液ph越小越水解，堿性溶液ph越大越水解 （二）鹽類水解的類型 類型酸堿性PH舉例強(qiáng)酸弱堿鹽水解溶液顯酸性pH<7NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等強(qiáng)堿弱酸鹽水解溶液顯堿性pH>7CH3COONa、Na2CO3、Na2S等強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽水解溶液顯中性pH=7KCl、NaCl、Na2SO4等弱酸弱堿鹽水解水解后溶液的酸堿性由對應(yīng)的弱酸弱堿的相對強(qiáng)弱決定CH3COONH4等（三）相關(guān)內(nèi)容 1.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)生移動的過程。 2.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，同強(qiáng)顯中性，弱弱

3、具體定；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，該鹽就會水解；這些離子對應(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)成該鹽離子對應(yīng)的酸和堿相對強(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)方程式時應(yīng)注意以下幾點(diǎn)： （1）應(yīng)用可逆符號表示， （2）一般生成物中不出現(xiàn)沉淀和氣體，因此在

4、書寫水解離子方程式時不標(biāo)“”“” （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)。 組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱，水解程度越大，堿性就越強(qiáng)，PH越大； 組成鹽的陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度越大，酸性越強(qiáng)，PH越??； 外界條件對平衡移動也有影響，移動方向應(yīng)符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例： .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。 .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。鹽的濃度越小，水解程度越大。 .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

5、，就會中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移動而促進(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-） 三.鹽類的水解實(shí)例（一）.以NH4+ + H2O=可逆號=NH3·H2O + H+ 為例: 條件c(NH4+)c(NH3·H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移動方向加熱減少增大增大減少減小增大正向加水減少減少減少增大增大增大正向通入氨氣增大增大減少增大增大減少逆向加入少量NH4Cl固體增大增大增大減少減小減少正向通入氯化氫增大減少增大減少減小減少逆向加入少量NaOH固體減少增大減少增大增大增大正向

6、（二）以CH3COO- + H2O=可逆號=CH3COOH + OH- 為例： 條件c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度平衡移動方向加熱減少增大增大減少增大增大正向加水減少減少減少增大減小增大正向加入冰醋酸增大增大減少增大減小減少逆向加入少量醋酸鈉固體增大增大增大減少增大減少正向通入氯化氫減少增大減少增大減小增大正向加入少量NaOH固體增大減少增大減少增大減少逆向四、水解過程中的守恒問題（以NaHCO3水解為例，HCO3-既水解又電離） NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3 .電荷守恒溶液中所有陽離子帶的正電荷等于

7、所有陰離子帶的負(fù)電荷（即溶液呈電中性） c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-) .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 n(Na):n(C)=1:1 所以 c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) .水的電離守恒（質(zhì)子守恒）（也可以由上述兩式相減得到，最好由上述兩式相減得到） c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-) 五、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，由于H+和OH-結(jié)合生成水而相互促進(jìn)水解

8、，使水解程度變大甚至完全進(jìn)行的反應(yīng)。 .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：Al3+與CO32- HCO3- S2-，HS-,亞硫酸氫根，偏鋁酸根 Fe3+與CO32- HCO3- 2Al3+3S2-+6H2O=Al(OH)3+3H2S .不完全雙水解反應(yīng) 離子方程式用可逆符號，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 .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+

9、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） 六、鹽溶液蒸干后.鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干后得到其氫氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3，如繼續(xù)蒸則最終產(chǎn)物是Fe2O3 鹽水解生成難揮發(fā)性酸或強(qiáng)堿，蒸干后得到原溶質(zhì)，如Na2SO4 .陰陽離子均易水解的鹽，蒸干后得不到任何物質(zhì)，如（NH4）2S .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

10、 .受熱易分解的物質(zhì)，蒸干后得到其分解產(chǎn)物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2 七、鹽類水解的應(yīng)用.配制FeCl3溶液將FeCl3先溶于鹽酸，再加水稀釋 .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+ .泡沫滅火器Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 .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) 八、鹽類水解內(nèi)容補(bǔ)充.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- 硫酸氫根。 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

11、，硫氫根、碳酸氫根; .pH 酸<酸式水解的鹽 堿>堿式水解的鹽 .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<H2CO3 所以 堿性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根對應(yīng)的酸為HCO3-） 九、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強(qiáng)顯誰性。 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，溶液呈中性（不一定,如NaHSO4） 4.弱酸弱堿鹽強(qiáng)烈水解。 5.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大小 十、酸式鹽酸式鹽定義： 電離時生成的陽離子（

12、易失電子）除金屬離子【或NH4+（有金屬離子性質(zhì)）】外還有氫離子，陰離子（易得電子）為酸根離子的鹽。 1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿酸式鹽 只電離不水解的酸式鹽，顯強(qiáng)酸性。如：NaHSO4 2、弱酸強(qiáng)堿酸式鹽 既電離又水解的酸式鹽，酸堿性視其電離和水解的相對強(qiáng)度而定。 （1）電離>水解 如NaH2PO4,NaHSO4,顯酸性。 （2）電離<水解 如NaHCO3,NaHS，顯堿性。 3、酸式鹽的考察：比較溶液離子濃度，比較溶液酸堿性等問題。 編輯本段鹽類水解原理及應(yīng)用1.鹽類水解實(shí)質(zhì) 鹽電離出來的弱酸根或弱堿的陽離子跟水電離出來的微粒H+或OH-生成弱酸或弱堿，從而促進(jìn)水的電離。 2.利用 用純堿溶液

13、清洗油污時，加熱可以增強(qiáng)其去污能力。 在配置易水解的鹽溶液時，如氯化鐵溶液為了抑制水解可加入少量的鹽酸，以防止溶液渾濁。 有些鹽水解可生成難溶于水的氫氧化物成膠體且無毒，可用作凈水劑，如鋁鹽鐵鹽,明礬（硫酸鋁鉀）。 鹽類水解方程式的書寫規(guī)律（1）鹽類水解的程度一般遠(yuǎn)小于其逆過程中和反應(yīng)，所以水解反應(yīng)用可逆符號表示，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標(biāo)“”或“”，也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫成其分解產(chǎn)物的形式。 （2）鹽類水解的離子反應(yīng)遵循電荷原則，所以陽離子水解，H+多余，溶液呈酸性，陰離子水解，OH多余，溶液呈堿性。 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）+c（H+）=c（Cl

14、）+c（OH） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32）+c（HCO3）+c（OH） （3）多元弱酸相應(yīng)的鹽水解與多元弱酸的電離一樣是分步進(jìn)行的，每一步水解分別用一個水解離子方程式表示，不能連等，不能合并，每一步的水解程度也與分步電離一樣，呈現(xiàn)大幅下降的趨勢，如Na3PO4的水解依次為： PO43+ H2O HPO42+ OH HPO42+ H2O H2PO4+ OH H2PO4+ H2O H3PO4+ OH （4）多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復(fù)雜，可寫成一步，如： Al3+3H2O Al（OH）3 + 3H+ （5）多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子在水溶液中既

15、有電離產(chǎn)生H+的可能，又有水解產(chǎn)生OH的可能，溶液的酸堿性由電離和水解的相對強(qiáng)弱來決定，即當(dāng)電離趨勢大于水解趨勢時，溶液呈酸性，應(yīng)該用電離方程式來表示酸性的產(chǎn)生（如NaH2PO4、NaHSO3等），當(dāng)電離趨勢小于水解趨勢時，溶液呈堿性，應(yīng)該用相應(yīng)的水解方程式來表示堿性的產(chǎn)生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等）。 鹽類的水解的例題例1.下列離子反應(yīng)方程式中，不屬于水解反應(yīng)的是 A.NH4+H2O=可逆號=NH3·H2O+H+ B.NH3·H2O=可逆號=NH4+OH- C.HCO3-+H2O=可逆號=H3O+CO32- D.AlO2-+2H2O=可逆號=Al(OH)

16、3+OH- 分析與解答： B、C選項(xiàng)是電離方程式，水解反應(yīng)后一定有弱酸或弱堿。 答案：B、C 例2.若室溫時，0.1mol/L的鹽NaX溶液的pH=9。則該溶液中起水解的X-占全部的X-的 A.0.01%B.0.09%C.1.0%D.無法確定 分析與解答： NaX的水解反應(yīng)為：X- + H2O=可逆號=HX+OH-，起水解反應(yīng)c(X-)=c(OH)=1×10-5mol/L，水解率為=0.01% 答案：A 例3.25時，相同物質(zhì)的量濃度下列溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是（） KNO3NaOHCH3COO NH4NH4Cl A.>>>B.>>&

17、gt; C.>>>D.>>> 分析與解答： KNO3為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，在水溶液中電離出的K和NO對水的電離平衡無影響NaOH為強(qiáng)堿在水溶液中電離出的OH對水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小CH3COONH4為弱酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH和CH3COO均可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3·H2O和CH3COOH，并能相互促進(jìn)，使水解程度加大從而使水的電離程度加大。NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，促進(jìn)水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小于CH3COONH4，該溶液中水的電離程度小于CH

18、3COONH4中的水的電離程度。 答案D 小結(jié)：酸、堿對水的電離起抑制作用，鹽類的水解對水的電離起促進(jìn)作用。 例4.SOCl2為一種易揮發(fā)的液體，當(dāng)其與水相遇時劇烈反應(yīng)，生成一種能使品紅褪色的氣體寫出該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。 分析與解答： SOCl2中S為+4價，O為-2價，Cl為-1價，當(dāng)其與水相遇時所生成的使品紅褪色的氣體應(yīng)是SO2，本反應(yīng)不是氧化還原反應(yīng)。故其反應(yīng)方程式為SOCl2+H2O=SO2&shy;+2HCl，本題雖屬于水解反應(yīng)，但有別于鹽類的水解，而且根據(jù)題目所述劇烈反應(yīng)，可以判斷該反應(yīng)進(jìn)行的徹底故用“=”表示之。 編輯本段參考練習(xí)1.常溫下，0.1mol/L的下列溶液

19、中，水的電離程度大小排列順序正確的是 AlCl3KNO3NaOHNH3·H2O A.>>>B.>>> C.>>>D.= 2.已知0.1mol/LNaHCO3溶液的pH為8.4，0.1mol/LNa2CO3溶液的pH為11.4，則NaHCO3溶液中由H2O電離出c(OH-)是Na2CO3溶液中由H2O電離出的c(OH-)的 A.3倍B.1/3倍 C.103倍D.10-3倍 3.物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液：Na2CO3NaHCO3H2CO3(NH4)2CO3NH4HCO3中c(CO32-)由小到大的排列順序?yàn)?A.B. C.D. 4.

20、下列微粒中，不能促進(jìn)水電離的是（） A.所有離子中半徑最小的離子 B.含有的電子數(shù)和質(zhì)子數(shù)均與Na+相同，共含有5個原子核的微粒 C.還原性最弱的非金屬陰離子 D.含有2個原子核，10個電子的陰離子 5.能證明醋酸是一種弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)是（） A.醋和水以任意比例溶解 B.中和10ml 0.1mol/L的CH3COOH須用0.1mol/L 10mlNaOH溶液 C.1mol/L CH3COONa溶液的pH大約是9 D.1mol/L CH3COOH溶液能使石蕊試液變紅 參考答案： 1B 2D 3B 4AD 5 C 一、鹽類水解實(shí)質(zhì)的理解1鹽類水解實(shí)質(zhì)是鹽中的弱離子（弱酸的陰離子或弱堿的陽離子）與水

21、電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)（即弱酸或弱堿）從而促進(jìn)了水的電離。 2鹽溶液水解顯酸性或堿性，也正是由于鹽中的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)，從而使得溶液中獨(dú)立存在的C(H+)不等于C(OH-）。 3若鹽水解顯酸性，則溶液中的C(H+)全都來自于水的電離； 若鹽水解顯堿性，則溶液中的C(OH-)全都來自于水的電離。 例1：室溫下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH-）分別為amol/L和bmol/L；則a/b= 解析pH=9的NaOH溶液，水的電離平衡受到抑制，溶液中的OH-主要來自NaOH，H+來自于水的電離，所以C（OH-）水=10-9mol/L； pH=9的CH3COONa溶液，OH-完全來自于水的電離，即C(OH-)水=10-5mol/L。 答案：1：10000 二、影響鹽類水解程度大小的因素1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_ Ac(OH-