3.3 盐类的水解（图文版知识清单，不可编辑）化学苏教版选择性必修1

第三单元盐类的水解 考点1盐类水解的原理-知识清单 1. 盐类水解的概念 在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的O州或H结合生成 弱电解质的反应。 OH→MOH M'A 弱碱 H20 盐水晶 H+ HA 弱酸 2.盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH 或+生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的 酸性、碱性或中性。 H20≥Ht+OH→ 弱酸阴离子 碱性 破坏平衡，促进电离 H20≥Ht+OH→ 弱碱阳离子 酸性 3。盐类水解的特点 水解（吸热） (1)与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 中和（放热） (2) 一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 M°A M'M AM -0.16 M A (3)符合化学平衡移动的原理。 高中化学知识卡片：盐类水解的规律 4.盐类水解的规律 ●(1)有弱才水解 必须含有弱酸根或弱碱的离子才能发生水解。 CH3COO 【特别提醒】水解是微弱的、可逆的过程。 NH NH (2)无弱不水解 强酸强碱盐不发生水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Ct、SO、NO、Br、卜、CIO; ②强碱阳离子：K+、Na*、Ca2+、Ba2+。 (3)谁弱谁水解—发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 NH4*+H2O≥NH3H20+H CH COO+H,OCHCOOH +OH- (4)谁强显谁性一组成盐的酸根离子 NH CI CH2COONa (碱的阳离子)是强酸根离子（强碱的 (强酿弱城盐) (强诚弱酸盐) 阳离子)，则显酸（碱）性。 pH<7 ●（⑤）都弱都水解一弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程 可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 CH COONH+H2O CH3COOH NH3 H2O ●(6)同强显中性一①强酸强碱盐溶液显中 性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数K,与 盐中的阴离子对应的酸的电离常数K相等时， 盐溶液呈中性，如CH COONH,溶液呈中性。 ●(7)越弱越水解一组成盐的酸根离子对应的酸（即水解生成的酸）酸性越 弱或阳离子对应的碱的碱性越)，水解程度就越大，此即“越弱越水解” 规律。 ● 高中化学知识卡片：盐类水解反应离子方程式的书写 5.盐类水解反应离子方程式的书写 (1) 盐类水解程度一般很小 水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解 H,9 反应的离子方程式时，一般用可逆号连接， 产物不标“个”或“↓”。 【特别提醒】 NaClo: Cl0+H20≥HCl0+OH 大多数盐类水 解程度很小，用 (NH4)2S04: A NH4+H20≥NH3H20+H 可逆符号，且 不标沉淀气体 符号。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行 以第一步为主。 C032-+H20≥HC03+0H (第一步) Na-CO3HCO+H2o HCO,+OH (第二步) (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂 要求一步写到底。 AICl: A3++3H20≥AI(OH)3+3H (4)弱酸弱碱盐中阴、 阳离子水解相互促进 ①水解程度较小，仍用 ≥表示 NH4与S2-、HC03、C032、CH3C00等组成的盐 如NH4+CH3C00+H20≥CH3CO0H+NH3H2O ②水解相互促进非常彻底，用“==”表示，生成气体和沉淀 [特别提醒] AI3+与C032、HC03、S2、HS、 Fe3+与C032-、 双水解反应彻 底进行时，才 HCO3等组成的盐 用等号，并标 如泡沫灭火器原理： 明沉淀和气体 符号。 Al3+3HCO===Al(OH)3+3C02 考点2盐的性质与盐的水解平衡常数 公。1.盐的性质 主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱 越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。 常见盐溶液的水解比较 序号 0.1molL1盐溶液 水解的离子方程式 对应的弱酸 K ① NaClo CI0+H20≥HCl0+OH HCIO 3.0×10-8 ② CH2COONa CH2COO+H,OCH2COOH+OH CH3COOH 1.8×10-5 ③ NaNO2 NO2tH20≥HNO2+OH HNO2 4.6×104 以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③， 溶液的pH大小顺序是①>②>③。 2.水解平衡常数K (1)水解平衡常数(K)表达式 水解反应A+H,O=HA+OH的平衡常数表达式为：K,=c(HA)-c(OH) c(A) HA的电离平衡常数表达式为：K=cH)cA c(HA) K与K和K的关系：K,= Kw (2)盐的水解程度与对应弱酸弱碱强弱的关系： 一定温度下，K与K呈反比，即：盐对应的弱酸或弱碱越弱，水解程度 越大；反之，水解程度越小。 (3)意义： 【特别提醒】K只受温度影响， K数值越大，水解程度越大。 不受浓度影响。温度升高，水 (4)影响因素： 解是吸热过程，平衡正 K只受温度影响。温度升高，K增大。 向移动，K增大。 高中化学知识卡片：盐的水解常数(K)的应用与深化 核心提示(Teacher's Note) 1.盐的水解常数(K)的应用 (大，水盼) (1)判断盐溶液酸碱性强弱（水解程度大小） 由于K=老（成K,=,K或K,超外，K,超大， 对应盐溶液离子水解程度越大，盐溶液碱性或酸性越强， 即“越弱越水解”。 (2)判断酸式盐的酸碱性 强酸酸式盐 弱酸酸式盐(NaHA) ①如NaHS04,只电离，不水解， ②存在HA~电离和水解两个平衡，溶液的酸 呈酸性。 碱性取决于HA的电离程度和水解程度的 NaHSO===Na++H++SO 2- 相对大小。 a.常温下，HC0的电离常数 K=4.3×107,K=5.6×1011 则HCC的电离程度小于水解程度，即 H”HS 《<所以NaHCO3溶液呈碱性。 H'HH b.常温下，bSO的电离常数 K1=1.54×102,K=1.02×10-7 则HSO的电离程度大于水解程度，即 Ka>K 所以NaHSO溶液呈酸性。 K (3)判断等浓度HX和NaX混合液酸碱性 ①K(HX)>K(X) ②K(X->K(HX) →HX电离更大 →X水解更大 →呈酸性 →呈碱性 2.二元弱酸对应盐的水解常数 HCO3的电离常数分别为a Ka2,则 第一步水解 第二步水解 (+H2O) (+H20) C032 HCO3 H2C03 C032-+H20=HC03+0H HC03+H20=H2C03+0H Kw Kh1-Ka2 外界因素对盐类水解的影响-知识清单 考点3外界因素对盐类水解的影响 1.影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 个加热→水解↑ (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成弱电解质分 子的几率越小，水解程度越大（越稀越水解）。 【特别提醒】越稀越水解：加水稀释时，水解平衡正向移动，水解百分率 增大，但溶液中相关离子浓度可能减小。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H+,可抑制弱碱阳离子水解；向盐溶液中 H+OH- 加入OH,能抑制弱酸根离子水解。 【特别提醒】同离子效应：加入与水解平衡中相同的离子，平衡向减小该 离子浓度的方向移动。 2.实例分析 以0.1molL-1FeCl3溶液为例，水解的离子方程式为： Fe3++3H,O Fe(OH)3+3H+ FeCl3 不同条件下变化如下： 影响因素 溶液颜色 平衡移动方向 c(H*) n(H+) 水解程度 加热 变深 (↑红褐色) 正向（→) 增大 增大 增大 加入盐酸 变浅（↓) 逆向 (←) 增大 增大 减小 加入NaOH 变深（个） 正向（→) 减小 减小 增大 加水稀释 变浅（↓) 正向（→) 减小 增大 增大 加入FeCl3 变深 (个) 正向（→) 增大 增大 减小 加入NH4CI 变浅 (↓) 逆向（←) 增大 增大 减小 加入NaHCO3 变深（↑） 正向（→） 减小 减小 增大 高中化学知识卡片：考点4盐类水解的应用-知识清单 1.【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(S0,)3饱和溶液与NaHC0,饱和溶液混合 特别提醒 现象：剧烈反应，生成白色沉淀，产生大量气泡 HCO AI3+与HC03、C032、 原理：A3和HCO分别与水电离出的OH HS、S2、 等弱 酸根阴离子在水溶液 和反应，两者相互促进使水解反应正向 中不能大量共存，相 进行，使A和HCO最终水解完全。 互进水解，反应进行 离子方程式：AI3++3HC03=AI(OH)3↓+3C021 Al(OH)2 完全。 【实验2】明矾净水原理 现象：浑浊的水变澄清 原理： A水解生成AI(OH)3胶体 AI3++3H,0≥AI(OH)3(胶体)+3H AI(OH),胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒， Al(OH) 使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO,可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的 特别提醒 明矾净水只能除去水中 净水能力。 悬浮颗粒，不能杀面消 毒，不能沉降水中的可 溶性杂质离子。 2.利用盐类水解原理解释常见问题 (1)同浓度Na,CO,碱性比NaHC0,强 (2）配制Na,S溶液抑制S2-水解 所用盐水解方式： 方法：将Na,S固体溶解在浓NaOH溶液中， C032-+H20≥HC03+0H 再加水稀释到所需浓度 HC03+H20≥H2C03+OH 其比：K1(H2C03)>K2(H2C03 特别提醒 越弱越水解 (3)泡沫灭火器药品放置 泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），A2(SO,)3溶 液应放在内筒，NaHCO3溶液应放在外筒，因为A“水解呈酸 特别提醒 性，会腐蚀铁。 泡沫灭火器不 适用于电器着 火。 盐类水解的应用一知识清单 【归纳小结】 1. 盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体， 有较强的吸附性，常用作净水剂。 Al(OH) 2.某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 H2 Mg加入NH,CI、CuCl2、FeCl,等溶液中产生氢气。 【特别提醒】： NH,CI与Mg反 原理：以NH,CI为例，NH水解产生H+,NH4+H,O 应产生H,的过程 三NH3H2O+H+,加入金属Mg,Mg+2H+=Mg2+ 是一个复杂的过 Mg2+ +H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反 程，包含水解平 应式为：2NH,CI+Mg=2NH3↑+MgCl2+H2↑。 M9 衡的移动。 3.热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：C0,2+H20三HC03 +OH。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去 去污的作用，加热能促进C0,2的水解，溶液碱 性增强，去污能力增强。 Cold Na:CO3 Hot Na,CO3 4.盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl,或FeCl,等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2+ 或Fe的水解。 加入HCI抑制水解 【特别提醒】：抑制 水解是配制此类盐溶 Solutior 液的关键，防止沉淀 Fe3++3H,OFe(OH)+3H+ 生成。 5.制备Fe(OH,胶体 向沸水中滴加FeCl,饱和溶液，并加热至沸 腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为 Fe3t+3H20△Fe(OH)3(胶体)+3H+。 中学化学知识卡片：盐类水解的应用与溶液操作 6.加热蒸发盐溶液所得固体 7.碱性溶液的贮存 (1)热稳定性好的盐的溶液，加 热蒸干时，析出盐的晶体，如 √橡皮塞 X玻璃塞 Nadl溶液、Na2CO溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸 Si02+20H 不挥发，加热蒸干，析出该盐的 Si0,2+H20 晶体，如AlSO,3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸 有挥发性，加热时，水解程度增大，酸 挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继 Na,C0,溶液Na,Si03溶液 续加热，则可分解为金属氧化物。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加 减性溶液(Na,C03、Na2SiO3、KF 热蒸干其溶液时，盐会分解。 等)水解呈碱性，腐蚀磨口玻璃塞， (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧 需用橡皮塞。 气氧化，生成气体物质。 (1)采用加热的方法来促进 8除杂（利用水解原理） 溶液中某些盐 Mgo (2) 的水解，使之 生成氢氧化物 KNO3(含Fe3+) MgCl2、FeCl3 沉淀。 加热促进Fe3水解生成 加入Mg0消耗H+,促进Fe3水解： Fe(OH3沉淀除去。 Fe3++3H,0≥ Fe(OH)3+3Ht,生成Fe(OH)3沉淀。 9.判断离子共存 (双水解) 两种不同性质的离子在水溶液虫，会发生双水解，使水解程度增大 酸性 酸性(AI3+,Fe3)之 碱性 碱性(C032,HC03,S2-) 相互促进水解，生成弱酸和弱碱，不能大量共存。 应用：泡沫灭火剂(Al(S04)3与NaHC03反应)。 考点5溶液中的粒子浓度关系 相同物质的量浓度的 1.溶液中粒子浓度大小比较 a.NH,CI溶液，b.CH COONH4溶液， (1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较c.NH.HSO4溶液， CH3COO H抑制水解 NH4 NH4* 促进水解 NH4* a.NHCl b.CH3COONH C.NHHSO 三种溶液中c(NH4)由大到小的顺序是c>a>b (2)弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 [特别提醒】弱 ①一元弱酸溶液（醋酸） 电解质的电高是 微弱微弱的，同 时还要考虑水的 醋酸溶液中微粒有 电离。 H2O、CH3COOH、Ht、OH、CH3CO0 c(CH3C0OH)>c(Ht)>c(CHC00)>c(OH)(H2O除外) ②多元弱酸溶液（碳酸） 【特别提醒】多 H2C03=H++HC03(主) 元弱酸电离分步 进行，主要是第 HC03≥H++C032(次) 一步电离。 存在的微粒有：H20、C02、H2C03、H+、HC03、C032、OH c(H2C03)>c(Ht)>c(HC03)>c(C032)>c(OH)(H20,C02除外) (3)盐溶液中离子浓度大小的比较 ①NaCl溶液（中性） ②NH,Cl溶液（酸性） ③Na,C0,溶液（碱性） 电离过程 NaCl ==Na*+Cl; NHCl===NH4*+Cl; Na2C03==2Na*+C032; H20≥Ht+OH H20≥Ht+OH H20≥H++OH 水解过程 无 NH4*+H20≥ C032+H20≥HC03+OH; NH3.H2O+H+ HCO3+H20≥H2C03+OH 浓度关系 c(Na*)=c(Cl)> c(CI)>c(NH)> c(Na*)>c(CO2)>c(OH) c(H*)=c(OH) c(H*)>c(OH) >c(HCO3)>c(H*) (4)混合溶液中离子浓度大小的比较 ①物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH,COOH溶液等体积混合 NaOH+CH2COOH===CH2COONa+H2O NaOH CHCOOH 溶液中存在的离子有Na、CH,COO、Ht、OH c(Na)>c(CH3Co0）>c(oH）>c(Ht) 【特别提醒】此时溶质为CH,COONa,因CH3C00水解显碱性， 故c(OH)>c(Ht);根据电荷守恒，c(Na)>c(CH,CO0)。 ②物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH,Cl溶液等体积混合 NH Cl+NaOH===NH3H2O+NaCl 溶液中存在的离子有Nat、C、NH,+、OH、H+ NaOH NH4Cl c(Na*)=c(Cl)>c(OH )>c(NH)>c(H+) 【特别提醒】此时溶质为NaC和NH3H2O,因NH3H2O电离显 碱性，故c(OH)>c(H);Na和C不水解，c(Na)=c(C)。 ③物质的量浓度相同的NH,C溶液、氨水等体积混合 溶液中的溶质为NH,Cl、NH3H2O 溶液中存在的离子有NH4+、C、OH、H+ NHCl 氨水 c(NH)>c(C)>C(OH)>C(H*) 混合后不 pH识虢度 发生反应 【特别提醒】此时为NH,Cl和NH3·H,O的缓冲体系， NH3·H,O的电离程度大于NH,的水獬程度，溶液显 溶液呈碱性 碱性，c(OHr）>c(H),且c(NH,)>c(Cl) 2.溶液中微粒浓度的守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种高子，涪液总是 呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于 阳离子所带正电荷总数。 如Na,C0,溶液中存在着Na*、C0,2、H+、 OH、HC03,它们存在如下关系： c(Na*)+c(H*)=2c(CO2)+c(HCO)+c(OH) 阳离子 阴离子 (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离， Na2CO3 离子种类增多，但原子总数是守恒的。 如NazC03溶液中C0g2能水解，故碳元素以 碳元秦守恒 C032、HC03、H,C03三种形式存在，它们 之间的守恒关系式为： 钠元素守恒 c(Na)=2[c(C0,2）+c(Hco3)+c(H2C0] H2C03 (3)质子守恒规律 【特别提醒】 一般质子守恒由电荷守恒、 质子守恒是依据水的电离平衡：H,0三H +OH得到的，水电离产生的H和OH的物质 物料守恒整合得来。 的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的 H*和OH以什么形式存在。 如在Na,C0,溶液中，质子守恒关系式为： H20 HCO, H2C03 c(OH)=2c(H,CO)+c(HCO)+c(Ho) 或c(OH)=2c(H2C03)+c(HC03）+c(H30) 常见溶液的守恒关系式-知识清单 3.常见溶液的守恒关系式 (1)CH,C0ONa溶液 OH TIP CH,COONa 【特别提醒】 质子守恒关系的导 物料守恒：c(Na)=c(CH,C00）+c(CH,C0OH) 出： 电荷守恒：c(Na)+c(Ht)=c(CHC00）+c(OH) (1)可由电荷守恒与 物料守恒关系式联 质子守恒：c(OH）=c(Ht)+c(CH,COOH) 立推导。 (2）NH,CI溶液 TIP (特别提醒】 NH>H2O (2)找出参考粒子 (如H,O、CHC0OH 物料守恒：c(C)=c(NH,)+c(NH3H,O) 等)，分析得失质子 电荷守恒：c(C)+c(OH)=c(NH)+c(Ht) (H)情况，得失质 子数目相等，从而 质子守恒：c(H)=cNH3H,O)+c(OH） 建立等式。 (3)Na2C03溶液 Na*-C0,2 *0H C032+H,0≥HC03+OH H2CO3 Na,CO HCO3+H20≥H,C03+OH 物料守恒：c(Na)=2[c(CO)+c(HC03）+c(H2C0] 电荷守恒：c(Na)+c(Ht)=2c(C0)+c(OH)+c(HCO3) 质子守恒：c(OH)=c(Ht)+c(HCO3)+2c(H,C03)