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第三节 水解1．知识点盐的水解实质 H2O H++OH— AB== Bn— + An+ HB（n—1）— A(OH)n当盐AB能电离出弱酸阴离子（Bn—）或弱碱阳离子（An+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.水解 中和 与中和反应的关系： 盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。（二）【水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，弱弱都水解；谁强显谁性，等强显中性】具体为： 1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性 中性 酸性取决于弱酸弱碱 相对强弱2．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 电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解.以HmAn—表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.水解 电离 Hm+1A(n—1)—+OH— HmAn—1 + H2OHm—1A(n+1)—+ H+ 抑制水解 抑制电离 增大[OH—] 促进电离 促进水离 [H+]增大 仅能存在于一定pH值范围如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化： pH值增大 H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（三）【影响水解的因素】内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越高，水解程度 越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。（四）【比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响】 HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑加水 平衡正移，α↑ 促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑ 促进水解，h↑增大[OH—]促进电离，α↑ 抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑ 水解程度，h↑注：α—电离程度 h—水解程度 （五）盐类水解原理的应用1．判断或解释盐溶液的酸碱性 2．分析盐溶液中微粒种类.3．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]②当盐中阴、阳离子不等价时。（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.4．溶液中各种微粒浓度之间的关系（1）写出溶液中的各种微粒（2）利用守恒原理列出相关方程.10电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。20物料守恒：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。30质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）5．判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。①弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐）② 弱碱难挥发性酸盐同溶质固体6．某些盐溶液的配制、保存 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.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.7．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8．泡沫灭火器内反应原理： NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3—+Al3+==Al(OH3)↓+3CO2↑ 生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫9．制