2024届高三化学一轮复习 专题八8.4盐类水解 讲义

盐类水解 【考纲要求】 1．掌握盐类水解的原理及其一般规律，学会水解离子方程式的书写 2．掌握影响盐类水解程度的主要因素，了解盐类水解的应用 3．能利用水解常数(Kh)进行相关计算。 考点一 盐类水解及其规律 【核心知识梳理】 1．盐类的水解 (1)定义：在水溶液中，盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解 (2)条件：可溶盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱根阳离子，即有弱才水解，强酸强碱盐不水解 (3)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡 盐电离→eq \b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的阴离子―→结合H＋,弱碱的阳离子―→结合OH－))→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性、酸性或中性 (4)盐类水解的特点 ①可逆：盐类的水解是可逆反应，是酸碱中和反应的逆反应 ②吸热：中和反应是放热反应，因此盐类的水解是吸热反应 ③微弱：通常情况下，盐类的水解程度很微弱 2．盐类的水解规律 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱双水解；同强显中性 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 实例 NaCl、KNO3 NH4Cl、Cu(NO3)2 CH3COONa、Na2CO3 是否水解 否 是 是 水解的离子 无 NHeq \o\al(＋,4)、Cu2＋ CH3COO－、COeq \o\al(2－,3) 溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性 溶液的pH (25 ℃) pH＝7 pH<7 pH>7 【微点拨】 ①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液的碱性(或酸性)越强，若酸性HA>HB，那么相同浓度的NaA和NaB溶液，后者的碱性强 如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强 ②盐类发生水解反应后，其水溶液往往呈酸性或碱性， 但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液呈中性 ③能发生相互促进的水解反应的盐溶液的酸碱性，取决于弱酸、弱碱的相对强弱，如NH4F溶液呈酸性，是因 为HF的电离常数大于NH3·H2O的电离常数 3．水解离子方程式的书写 (1)一元弱酸强碱盐 CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－ (2)一元弱碱强酸盐 NH4Cl：NHeq \o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋；(NH4)2SO4：NHeq \o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋ (3)多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应 Na2CO3：COeq \o\al(2－,3)＋H2OHCOeq \o\al(－,3)＋OH－，HCOeq \o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－ Na2S：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－ (4)多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步 CuCl2：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 【微点拨】 ①盐类水解程度一般很小，水解产物很少，不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式 ②多元弱酸根分步书写，水的化学计量数始终是1，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式 4．水解常数及应用 (1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示 (2)表达式 ①对于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝ eq \f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）) ②对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝ eq \f(c（BOH）·c（H＋）,c（B＋）) (3)意义和影响因素 ①Kh越大，表示相应盐的水解程度越大 ②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh值增大 (4)与电离常数的关系 ①强碱弱酸盐：Kh＝ eq \f(KW,Ka) 如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②强酸弱碱盐：Kh＝ eq \f(KW,Kb) 如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+ ③多元弱酸强碱盐： Na2CO3：COeq \o\al(－,3)＋H2OHCOeq \o\al(－,3)＋OH－ ，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ (5)水解常数的应用 ①计算盐溶液中c(H＋)或c(OH－) a．对于A－＋H2OH