专题08 盐类水解【基础必牢】化学人教版选择性必修1

专题08 盐类水解 一、盐溶液的酸碱性 1．【实验探究】盐溶液的酸碱性 用pH试纸分别测定下列6种盐溶液的pH，记录测定结果： 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的酸碱性 pH=7 pH>7 pH<7 pH=7 pH>7 pH<7 盐的类型 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 【结果与讨论】 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 1．酸的溶液一定显酸性，但显酸性的不一定是酸的溶液；同理，碱的溶液一定显碱性，但显碱性的不一定是碱的溶液。 2．盐溶液不一定呈中性，可能呈酸性或碱性，这是由形成盐的阳离子和阴离子的性质决定的。 易错提醒 2．盐的概念 由金属阳离子或NH4+和酸根阴离子构成的化合物。 3．盐的分类 （1）按组成分：正盐（如NaCl、KNO3）、酸式盐（如KHSO4）、碱式盐（如Mg(OH)Cl）。 （2）按溶解性分：易溶性盐（如KNO3）、微溶性盐（如CaSO4）、难溶性盐（如BaSO4）。 （3）按形成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐（如KNO3）、强碱弱酸盐（如Na2CO3）、强酸弱碱盐（如NH4Cl）、弱酸弱碱盐（如CH3COONH4）。 4．盐溶液的酸碱性： 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 5．盐溶液的酸碱性的解释 （1）强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) （2）强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) （3）强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 二、盐类的水解 1．定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH—结合生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。 2．条件 盐必须溶于水；必须含有弱酸根离子或弱碱阳离子。 3．实质 在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的H+或OH—结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。 盐类水解可促进水的电离。 4．特点 ① 盐类水解吸热。该反应可以看做是酸碱中和反应的逆反应； ② 通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，故属于可逆反应。 弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 1水解程度大于电离程度：如呈碱性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 2电离程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。 易错提醒 三、盐类水解方程式的书写 1．水解离子方程式的一般模式 阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 2．盐类水解离子方程式的书写规律 ①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 3．书写要求 （1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 （2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。 （3）多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。 （4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。 4．不同类型盐水解的离子方程式 （1）一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 （2）一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋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，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋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，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 （5）多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 （6）弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 ①NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。 1．盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进水的电离。 2．盐类的水解反应是中和反应的逆反应，水解过程吸热。 3．发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 4．(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。 易错提醒 四、盐类水解的规律 1．盐类水解规律 判断盐类是否能够发生水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子对应的酸或碱的相对强弱，即： 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。具体分析为： 盐的类型 实例 是否 水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONA．Na2CO3 是 CH3COO－、CO 碱性 pH>7 2．盐类水解规律运用 （1）判断酸的强弱。 例如：已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱HB ＞ HA。 （2）同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度与酸式盐的水解程度大。 例如：Na2CO3 ＞ NaHCO3 ；Na3PO4 ＞ Na2HPO4 ＞ NaH2PO4 （3）弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。 例如： HCO3- 、 HS- 、 HPO42- 在溶液中以水解为主，其水溶液显 碱 性； HSO4- 、 HC2O4- 、 H2PO4- 在溶液中以电离为主，其水溶液显 酸 性。 （4）相同条件下同一离子浓度的比较。 如相同条件下NH4+浓度比较：(NH4)2CO3 ＜ (NH4)2SO4 ＜ (NH4)2Fe(SO4)2 五、盐类水解的影响因素 1．【实验探究】反应条件对FeCl3水解平衡的影响 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 温度 把0．01mol/L的FeCl3溶液用水浴加热 红褐色变深 升高温度，Fe3+水解平衡向右移动 把0．01mol/L的FeCl3溶液用冰水冷却 红褐色变浅 降低温度，Fe3+水解平衡向左移动 反应物的浓度 向0．01mol/L的FeCl3溶液中加入少量FeCl3晶体 红褐色变深 增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡右移动 生成物的浓度 向0．01mol/L的 FeCl3溶液中加入少量盐酸 红褐色变浅 增大c（H+），Fe3+水解平衡左移动 2．影响盐类水解的因素 （1）内因—反应物本身性质： 盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度越大。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越小)，水解程度越大。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次增大，其溶液的pH依次增大。 （2） 外因 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 六、盐类的水解常数 1． 水解常数的概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的关系 （1）水解常数(Kh)表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝ （2）水解常数(Kh)与电离常数的关系 ①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝＝＝＝ ②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ Kh＝＝＝＝ 因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为： A．Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw B．Na2CO3的水解常数Kh1＝ C．NaHCO3的水解常数Kh2＝ 3．水解常数的意义及影响因素 ①Kh越大，表示盐的水解程度越大。 ②水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。 4．盐类水解常数的应用 ①‌计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 ②‌判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 ③‌预测水解平衡的移动方向‌：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 七、盐类水解的应用 1．在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干 判断离子是否共存 Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强烈而不能大量共存 判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量 制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为 TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全 2．在生产生活中的应用 泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用 除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋ 热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题08 盐类水解 一、盐溶液的酸碱性 1．【实验探究】盐溶液的酸碱性 用pH试纸分别测定下列6种盐溶液的pH，记录测定结果： 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的酸碱性 pH=7 pH>7 pH<7 pH=7 pH>7 pH<7 盐的类型 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 【结果与讨论】 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液的酸碱性 1．酸的溶液一定显酸性，但显酸性的不一定是酸的溶液；同理，碱的溶液一定显碱性，但显碱性的不一定是碱的溶液。 2．盐溶液不一定呈中性，可能呈酸性或碱性，这是由形成盐的阳离子和阴离子的性质决定的。 易错提醒 2．盐的概念 由 或 和 构成的化合物。 3．盐的分类 （1）按组成分： 盐（如NaCl、KNO3）、 盐（如KHSO4）、 盐（如Mg(OH)Cl）。 （2）按溶解性分： 盐（如KNO3）、 盐（如CaSO4）、 盐（如BaSO4）。 （3）按形成盐的酸和碱的强弱分： 盐（如KNO3）、 盐（如Na2CO3）、 盐（如NH4Cl）、 盐（如CH3COONH4）。 4．盐溶液的酸碱性： 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液的酸碱性 性 性 性 5．盐溶液的酸碱性的解释 （1）强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋) c(OH－)，呈 性， 弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋) c(OH－) （2）强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) （3）强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) (1)盐类的水解过程促进了水的电离(　　) (2)酸式盐溶液一定显酸性(　　) (3)酸碱恰好中和生成的盐溶液一定显中性(　　) (4)盐溶液显酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小(　　) (5)盐水解后，溶液不是呈酸性就是呈碱性(　　) 【答案】　(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)× 易错辨析 学科网（北京）股份有限公司 二、盐类的水解 1．定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH—结合生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。 2．条件 盐必须溶于水；必须含有 离子或 离子。 3．实质 在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的H+或OH—结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起 或 浓度的变化。 盐类水解可 水的电离。 4．特点 ① 盐类水解吸热。该反应可以看做是酸碱中和反应的逆反应； ② 通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，故属于 反应。 弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 1水解程度大于电离程度：如呈碱性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 2电离程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。 易错提醒 三、盐类水解方程式的书写 1．水解离子方程式的一般模式 阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 2．盐类水解离子方程式的书写规律 ①一般盐类水解程度很 ，水解产物很 ，如果产物 (如NH3·H2O、H2CO3)也 写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以 为主，一般只写 水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式 ，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 3．书写要求 （1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号 表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号 和 表示水解产物。 （2）多元弱酸盐的水解是 进行的，水解离子方程式要 表示。 （3）多元弱碱阳离子的水解是 进行的，但简化成 写完。 （4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用 等。 4．不同类型盐水解的离子方程式 （1）一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例： 。 （2）一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： 。 （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，以Na2CO3为例： ， 。 （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，中学阶段写成一步，以CuCl2为例： 。 （5）多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： 。 （6）弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 ①NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较 ，仍是 。如 。 ②Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如 。 (1)FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋(　　) (2)NaHS溶液：HS－＋H2OH2S＋OH－(　　) (3)K2CO3溶液：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－(　　) (4)NH4NO3溶液：NH＋H2O===NH3·H2O＋H＋(　　) (5)NaHCO3溶液：HCO＋H2OCO2↑＋H2O(　　) (6)NaHSO3溶液：HSO＋H2OH3O＋＋SO(　　) 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)× 易错辨析 1．盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进水的电离。 2．盐类的水解反应是中和反应的逆反应，水解过程吸热。 3．发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 4．(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。 易错提醒 四、盐类水解的规律 1．盐类水解规律 判断盐类是否能够发生水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子对应的酸或碱的相对强弱，即： 有 才水解，越 越水解；谁 显谁性，同强显 性。具体分析为： 盐的类型 实例 是否 水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 弱酸强碱盐 CH3COONA．Na2CO3 2．盐类水解规律运用 （1）判断酸的强弱。 例如：已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱HB HA。 （2）同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度与酸式盐的水解程度大。 例如：Na2CO3 NaHCO3 ；Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 （3）弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。 例如： 在溶液中以水解为主，其水溶液显 性； 在溶液中以电离为主，其水溶液显 性。 （4）相同条件下同一离子浓度的比较。 如相同条件下NH4+浓度比较：(NH4)2CO3 (NH4)2SO4 (NH4)2Fe(SO4)2 五、盐类水解的影响因素 1．【实验探究】反应条件对FeCl3水解平衡的影响 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 温度 把0．01mol/L的FeCl3溶液用水浴加热 红褐色变 升高温度，Fe3+水解平衡向 移动 把0．01mol/L的FeCl3溶液用冰水冷却 红褐色变 降低温度，Fe3+水解平衡向 移动 反应物的浓度 向0．01mol/L的FeCl3溶液中加入少量FeCl3晶体 红褐色变 增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡 移动 生成物的浓度 向0．01mol/L的 FeCl3溶液中加入少量盐酸 红褐色变 增大c（H+），Fe3+水解平衡 移动 2．影响盐类水解的因素 （1）内因—反应物本身性质： 盐类水解程度的大小主要由 所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越 ，对水电离平衡的影响越 ，水解程度越 。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越 )，水解程度越 。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次 ，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次 ，其溶液的pH依次 。 （2）外因 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度 。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越 。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可 阳离子水解， 阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能 阴离子水解， 阳离子水解。 (1)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强(　　) (2)向FeCl3溶液中通入HCl气体，将抑制其水解，但c(H＋)增大(　　) (3)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大(　　) (4)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样(　　) 【答案】　(1)√　(2)√　(3)×　(4)× 易错辨析 六、盐类的水解常数 1． 水解常数的概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是 ，该常数就叫水解平衡常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的关系 （1）水解常数(Kh)表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝ （2）水解常数(Kh)与电离常数的关系 ①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝＝＝＝ ②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ Kh＝＝＝＝ 因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为： A．Ka·Kh＝ 或Kb·Kh＝ B．Na2CO3的水解常数Kh1＝ C．NaHCO3的水解常数Kh2＝ 3．水解常数的意义及影响因素 ①Kh越大，表示盐的水解程度 。 ②水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受 的影响，因水解过程是 过程，故它随温度的升高而 。 4．盐类水解常数的应用 ①‌计算盐溶液中 的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 ②‌判断盐溶液的 和微粒浓度的 ‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 ③‌预测水解平衡的 ‌：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 七、盐类水解的应用 1．在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性： 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量 ，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用 玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： 制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通 的气流中加热蒸干 判断离子是否共存 Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强烈而不能大量共存 判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性， 过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时 过量 制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为 TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全 2．在生产生活中的应用 泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用 除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋ 热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－) ，去污能力增强 (1)盐溶液都可用磨口玻璃塞的试剂瓶(　　) (2)由于CH3COO－和NH相互促进水解，所以没有CH3COONH4溶液(　　) (3)等浓度等体积的CH3COOH与NaOH溶液混合，恰好呈中性(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)× 易错辨析 $