1、专题十 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡,高考化学（天津专用）,考点一 盐类的水解 基础知识 (一)盐类水解的定义和实质 1.盐类水解的定义 在水溶液中盐电离产生的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成 弱电解质 的反应,叫盐类的水解。 2.盐类水解的实质 盐类水解反应的实质是盐和水反应生成弱电解质,使 水的电离平衡 被破坏,然后在新条件下建立起新平衡的过程。,考点清单,3.盐类水解方程式的书写 盐类水解程度一般很小,水解产物量很少,通常不生成沉淀或气体,书写 水解方程式时,一般不标“”或“”。盐类水解是 可逆 反 应,除发生强烈双水解反应外,一般水解方程式中不写“ ”,而写 “ ”。 多元弱酸
2、盐的水解是分步进行的,如Na2CO3水解方程式为 C +H2 O HC +OH- 、 HC +H2O H2CO3+OH- 。 (二)盐类水解的影响因素 1.内因盐本身的性质 (1)弱碱的碱性越弱,其阳离子的水解程度越 大 ,对应盐溶液的酸 性越 强 。,(2)弱酸的酸性越弱,其阴离子的水解程度越 大 ,对应盐溶液的碱 性越 强 。 2.外因 (1)温度 盐类的水解反应是吸热反应。升高温度,水解平衡向 正反应方向 移动,水解程度增大。 (2)浓度 a.增大盐溶液的浓度,水解平衡向 正反应方向 移动,水解程度 减小 ,但水解产生的离子浓度 增大 ;加水稀释,水解平衡向,正反应方向 移动,水解程度增
3、大,但水解产生的离子浓度 减小 。b.增大c(H+),促进 强碱弱酸盐 的水解,抑制强酸弱碱盐的水 解;增大c(OH-),促进强酸弱碱盐的水解,抑制 强碱弱酸盐 的水解。 (三)盐类水解的规律 有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁性。 1.组成盐的弱碱阳离子(Mx+)水解使溶液显酸性,组成盐的弱酸阴离子 (Ay-)水解使溶液显碱性。 Mx+xH2O M(OH)x+xH+ Ay-+H2O HA(y-1)-+OH- 注意 多元弱酸的酸根离子的水解方程式应分步写出。,2.盐对应的酸(或碱)越弱, 水解程度 越大,溶液碱性(或酸性)越强。 3.多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度 大 得
4、多,如同 浓度时,C 比HC 的水解程度大。 4.不同盐溶液中同种离子的水解程度:相互促进水解的盐单水解的盐 相互抑制水解的盐。 如N 的水解程度:(NH4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)2。 5.相互促进的水解反应:弱酸根离子与弱碱阳离子在溶液中的水解反应 相互促进,完全水解的反应一般会有沉淀、气体生成。,重点难点 一、酸式盐的水溶液显什么性 酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒的实际表现。 1.强酸的酸式盐只电离,不水解,溶液一定显酸性。如 NaHSO4溶液:NaHSO4 Na+H+S 。 2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解 程度的
5、相对大小。 (1)若电离程度小于水解程度,溶液显碱性,例如NaHCO3溶液中:HC H+C (次要),HC +H2O H2CO3+OH-(主要),使c(OH-)c(H+), 溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性。 (2)若电离程度大于水解程度,溶液显酸性,例如NaHSO3溶液中:HS,H+S (主要),HS +H2O H2SO3+OH-(次要),使c(H+)c(OH-), 溶液显酸性。NaH2PO4溶液亦显酸性。 二、盐类水解原理的应用 1.判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类水解。 2.比较盐溶液中离子种类及其浓度大小时要考虑盐类水解。 3.判断溶液中离子能否大量共存时,有时要考虑
6、盐类水解,如Al3+、Fe3+ 与HC 、C 、Al 等不能大量共存。 4.物质在参加反应时,有时要考虑盐类水解,如Mg加到NH4Cl溶液中, AlCl3与Na2S溶液混合等。 5.加热浓缩某些盐溶液时,要考虑水解,如浓缩FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得 氢氧化物,灼烧得金属氧化物。,6.保存Na2CO3等碱性盐溶液不能用磨口玻璃瓶,保存NH4F溶液不用玻 璃瓶。 7.保存某些盐溶液时,要考虑盐类水解,如FeCl3溶液中加少量盐酸来抑 制Fe3+水解。 8.解释生活、生产中的一些化学现象,如: a.某些胶体的制备利用水解原理,如实验室制备Fe(OH)3胶体:Fe3+3H2O Fe(OH)3(
7、胶体)+3H+。 b.泡沫灭火器的工作原理:Al3+3HC Al(OH)3+3CO2。 c.纯碱溶液越热,去污能力越强:C +H2O HC +OH-,加热c(OH-)增大。,基础知识 1.难溶电解质的溶解平衡 溶质溶解的过程是一个可逆过程。 固体溶质 溶液中的溶质 沉淀溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。 2.溶度积 (1)溶度积常数:一定温度下难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度 幂的乘积为一常数。对于沉淀溶解平衡:AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) Ksp= c(An+)mc(Bm-)n 。 注:与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。,考点二
8、 难溶电解质的溶解平衡,(2)通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积离子积(Qc)的 相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成或溶解。 当QcKsp时,溶液过饱和, 有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡。,方法 离子浓度大小的比较 1.离子浓度大小比较规律 (1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液 C +H2O HC +OH-(主要) HC +H2O H2CO3+OH-(次要) 所以c(Na+)c(C )c(OH-)c(HC )。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。 如相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液、b.CH3COONH4溶液、c.NH4HSO4
9、 溶液,b中CH3COO-的水解对N 的水解有促进作用,c中H+对N 的水解 有抑制作用,则三种溶液中c(N )由大到小的顺序是cab。,方法技巧,(3)混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如 相同物质的量浓度的NH4Cl和NH3H2O的混合溶液中,因N 的水解程 度小于NH3H2O的电离程度,所以离子浓度顺序为c(N )c(Cl-)c(OH-) c(H+)。 (4)浓度相同时,弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大,平衡浓度越 小。如等浓度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液,由于HC 的水解程度 大于CH3COO-的水解程度,故c(HC )c(CH3COO-)。 2.
10、电解质溶液中的三种定量关系 (1)电荷守恒 溶液中阳离子所带的正电荷总浓度等于阴离子所带的负电荷总浓度。 如小苏打溶液中c(Na+)+c(H+)=c(HC )+2c(C )+c(OH-)。,Na2HPO4溶液中c(Na+)+c(H+)=c(H2P )+2c(HP )+3c(P )+c(OH-)。 注:1 mol C 带有2 mol 负电荷,所以它的电荷浓度应等于2c(C ),同 理P 的电荷浓度等于3c(P )。 (2)物料守恒 在电解质溶液中,粒子的种类可能发生变化,但变化前后元素的原子个 数守恒。 如0.1 molL-1 Na2CO3溶液中c(Na+)=2c未变化(C )=2c(C )+2
11、c(HC )+ 2c(H2CO3)=0.2 molL-1。 (3)质子守恒 在电解质溶液中,由于电离、水解等的发生,往往存在质子(H+)的得失, 但得到的质子数等于失去的质子数。 如NaHCO3溶液中:,c(H2CO3)+c(H+)=c(C )+c(OH-) 质子守恒关系比较抽象,可以由电荷守恒和物料守恒两种关系导出。 例 常温下2 mL 1 molL-1 NaHCO3溶液的pH约为8,向其中滴加几滴饱 和CaCl2溶液,有白色沉淀和无色气体生成。下列说法中,不正确的是 ( ) A.NaHCO3溶液中,HC 水解程度大于其电离程度,B.NaHCO3溶液中,c(Na+)c(HC )c(OH-)c(H+) C.最终所得的混合溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(HC )+2c(C )+c(OH-) D.滴加饱和CaCl2溶液促进了HC 的电离 解析 A项,由NaHCO3溶液呈碱性知,HC 的水解程度大于其电离程 度;B项,NaHCO3溶液中,c(Na+)c(HC )c(OH-)c(H+);C项,漏掉了c(Cl-), 不符合电荷守恒;D项,NaHCO3溶液中存在电离平衡:HC H+C ,加入饱和CaCl2溶液,使得c(C )减小,平衡正向移动,促进了HC 的电离。 答案 C,
