3.3 盐类的水解（知识清单）化学人教版选择性必修1

该高中化学知识清单系统梳理了盐类水解的完整知识体系。从盐溶液酸碱性探究入手，分析水解原理（概念、实质、规律），进而学习水解方程式书写及守恒关系，再探讨影响水解的内因（盐的性质）与外因（浓度、温度等），最终延伸到化学实验、生产生活中的应用。 知识链路按“原理-影响因素-应用”逻辑递进，通过实验数据对比（如不同盐溶液pH测定）、理论推导（水解常数与电离常数关系）培养科学思维，结合净水、去油污等实例体现科学探究与实践，帮助学生建立“物质结构决定性质”的化学观念，每个知识点配有规律总结和易错提醒。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节　盐类的水解 一、盐类水解原理 1.盐溶液的酸碱性及原因 (1)探究盐溶液的酸碱性 ①实验室测定溶液pH方法有①pH计测定；②pH试纸测定。 ②选用合适的方法测定下列溶液的pH，并按形成盐的酸碱性强弱分类，完成下表。 盐溶液 pH 盐的类型 酸碱性 NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性 KNO3 pH＝7 Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性 CH3COONa pH＞7 NH4Cl pH＜7 强酸弱碱盐 酸性 (NH4)2SO4 pH＜7 (2)理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 ①分析强酸强碱盐溶液呈中性的原因(以NaCl为例) 溶液中的变化 H2OH＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 呈中性的原因 溶液中的微粒有：Na＋、Cl－、H＋、OH－、H2O，微粒之间均不能结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) ②分析强酸弱碱盐溶液呈酸性的原因(以NH4Cl为例) 溶液中的变化 简述变化过程 NH与水电离出来的OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动，当达到新的平衡时，溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 总反应离子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ ③分析强碱弱酸盐溶液呈碱性的原因(以CH3COONa为例) 溶液中的变化 简述变化过程 CH3COO－与水电离出来的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性 总反应离子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ (3)盐类的水解 ①概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 ②实质 ③盐类水解的特点 1)可逆→水解反应是可逆反应。 2)吸热→水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。 3)微弱→水解反应程度很微弱。 (4)盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法 ①“有弱才水解，无弱不水解”—— 盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 ②“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性，当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性。 ③应用举例 盐溶液 水解的离子 酸碱性 Na2SO4 无 中性 Cu(NO3)2 Cu2＋ 酸性 NaClO ClO－ 碱性 NaHSO4 无 酸性 KAl(SO4)2 Al3＋ 酸性 NaHCO3 HCO 碱性 2.水解方程式的书写 (1)水解方程式的一般模式 阴(阳)离子＋H2O ⇌弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 (2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“ ⇌”。 (3)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。 3.电解质溶液中的电荷守恒与元素守恒 (1)电荷守恒 ①含义：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。 ②应用：如Na2CO3溶液中存在Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，其电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)。 注意：阴、阳离子浓度乘自身所带的电荷数建立等式。 (2)元素守恒 ①含义：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒。 ②应用：如Na2CO3溶液中，由于CO水解，含碳微粒有：CO、HCO、H2CO3，则其元素守恒关系有：c(Na＋)＝2[c(H2CO3)＋c(CO)＋c(HCO)]。 二、影响盐类水解的因素 1.盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响 (1)内因对盐类水解平衡的影响规律 盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大，即越弱越水解。 (2)定量描述盐类水解能力大小——水解常数(Kh) ①水解常数表达式(以CH3COONa为例) CH3COO－＋H2O ⇌CH3COOH＋OH－ Kh＝，Kh只与温度有关。 ②水解常数与电离常数的关系 Kh＝ ＝＝。 所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。 2.外因对盐类水解平衡的影响 (1)盐类水解的特征 ①盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是吸热反应。 ②盐类的水解反应是可逆反应。 (2)实验探究反应条件对盐类水解平衡的影响 已知Fe2(SO4)3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 反应物的浓度 加入Fe2(SO4)3晶体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入Fe2(SO4)3晶体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 生成物的浓度 加硫酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向正反应方向移动 3.影响盐类水解因素的综合分析 (1)影响盐类水解因素总结 ①内因 1)弱酸酸根离子、弱碱阳离子对应弱酸、弱碱的电离常数。 2)多元弱酸酸根离子对应酸的电离程度，Ka1、Ka2的大小。 ②外因 1)盐溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大，反之越小。 2)温度：温度越高，水解程度越大。 3)加入酸（碱）与盐水解的性质相同时，酸（碱）会抑制盐类水解，反之促进盐类水解。 4)加入水解性质相同的盐，相互抑制，加入水解性质相反的盐，相互促进。 (2)三步法判断影响盐类水解的因素 ①第一步：明确信息 1)分析题干信息—确定水解物质。 2)分析选项信息—明确可能导致水解平衡移动的因素。 ②第二步：明确信息间关系 1)分析题干物质水解后溶液的酸碱性。 2)将选项中的条件置于物质水解环境中，分析对该物质水解的影响。 3)建立两个信息之间的联系。 ③第三步：确定答案 通过以上两步分析确定题目答案。 三、盐类水解的应用 1.化学实验中与盐类水解有关的问题 (1)判断盐溶液的酸碱性 ①FeCl3溶液显酸性，用离子方程式表示其原因：Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋。 ②已知三种弱酸的酸性：HX>HY>HZ，相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH大小关系为pH(NaZ)>pH(NaY)>pH(NaX)。 ③解释碳酸氢钠溶液显碱性的原因：NaHCO3溶液中存在HCO的水解平衡：HCO＋H2O ⇌H2CO3＋OH－，还存在电离平衡：HCO ⇌H＋＋CO，HCO的水解程度大于其电离程度，溶液中c(OH－)>c(H＋)，故溶液显碱性。 (2)分析盐溶液中各粒子浓度的大小关系 以强碱弱酸盐NaA溶液为例，分析其溶液中各粒子浓度的大小。 ①第一步 析变化 分析盐溶于水时的变化： 电离：（主要） 水解：（次要） ②第二步 找离子 找出溶液中存在的离子：、、、 ③第三步 比大小 分清主次，一般离子水解微弱，水电离极微弱： (3)配制或贮存易水解的盐溶液 ①实验室配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需的浓度，目的是通过增大溶液中的H＋浓度来抑制Fe3＋的水解。 ②贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞，原因是Na2CO3水解使溶液呈碱性，会与玻璃中的SiO2发生反应生成Na2SiO3，使瓶塞与瓶口黏在一起。 (4)制备无机化合物 ①实验室将MgCl2·6H2O加热脱水制无水MgCl2时，需在HCl气氛中进行(如图所示)，请解释原因：MgCl2·6H2O在加热脱水时会发生水解反应：MgCl2＋2H2OMg(OH)2＋2HCl，通入HCl可以抑制MgCl2的水解。 ②用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl， 加入大量水，同时加热的目的是促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。 ③FeCl3饱和溶液，加热蒸干并灼烧，为什么得到的是Fe2O3固体而不是FeCl3固体？ FeCl3水解时发生反应：FeCl3＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3HCl。加热可以促进Fe3＋的水解，同时生成的HCl加热后不断挥发，也可促进Fe3＋的水解。最终反应完全生成Fe(OH)3，Fe(OH)3进一步分解得到Fe2O3。 ④将Fe2(SO4)3溶液加热蒸干，为什么得到的是Fe2(SO4)3固体而不是Fe2O3固体？ Fe2(SO4)3＋6H2O ⇌2Fe(OH)3＋3H2SO4，H2SO4是难挥发性酸，其又与Fe(OH)3反应生成了Fe2(SO4)3，最终得到无水Fe2(SO4)3。 2.分析生产生活中盐类水解的应用 (1)热的纯碱溶液去油污 ①纯碱水解的离子方程式为CO＋H2O ⇌HCO＋OH－、HCO＋H2O ⇌H2CO3＋OH－。 ②热纯碱去污能力强的原因是水解吸热，加热，促进Na2CO3的水解，使溶液中c(OH－)增大，去污能力增强。 (2)解释铝盐(如明矾)、铁盐(如硫酸铁)的净水原理，结合离子方程式说明：Al3＋、Fe3＋易水解生成胶体，胶体具有吸附性，能吸附水中细小的悬浮颗粒聚集成较大的颗粒而沉降：Al3＋＋3H2O ⇌Al(OH)3＋3H＋、Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋。 (3)泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品的主要成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，其反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (4)MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？ 溶液中存在Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋，加入MgO能和H＋反应，使c(H＋)减小，水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。 3.拓展——水解本质的综合应用 (1)水电离程度大小分析 ①简单盐溶液中水电离情况分析 电解质 举例 水电离程度分析 强酸弱碱盐 NH4Cl，pH＝a 水的电离程度：增大 c水(H＋)＝10－a mol·L－1 强碱弱酸盐 CH3COONa，pH＝b 水的电离程度：增大 c水(OH－)＝10b－14 mol·L－1 弱酸弱碱盐 CH3COONH4，pH＝7 水的电离程度：增大 ②酸碱中和反应过程中水电离程度的变化 常温下，向浓度为0.1 mol·L－1、体积为V L的氨水中逐滴加入一定0.1 mol·L－1的盐酸(忽略溶液混合过程中的体积变化)，溶液中由水电离出的c(H＋)、溶液的pH随盐酸的体积而变化如图所示： 1)c水(H＋)出现峰值(图中c点)，该点为恰好完全反应生成NH4Cl的滴定终点，溶液水解显酸性；此时水解程度最大，即水的电离程度最大，溶液中的H＋全部来源于水的电离。 2)加入盐酸的过程中，c溶液(H＋)不断增加，pH不断减小。c水(H＋)＝10－7 mol·L－1时，有a和b两个点，第一个点(a点)NH水解促进水的电离(呈酸性)与NH3·H2O抑制水的电离(呈碱性)效果相互抵消，溶液呈中性；第二个点(b点)NH水解促进水的电离与过量HCl抑制水的电离效果相互抵消，但二者均为酸性，结果溶液呈酸性。 3)a、b、c、d四点水电离程度的大小顺序依次为c>a＝b>d。 (2)广义的水解产物判断 广义的水解观认为，无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果都是参与反应的物质和水分别离解成两部分，再重新组合成新的物质。 ①金属氮化物、磷化物 Li3N ＋3H2O===3LiOH_＋NH3↑ Ca3P2＋6H2O===3Ca(OH)2＋2PH3↑ AlP＋3H2O===Al(OH)3↓＋PH3↑ ②金属碳化物 CaC2＋2H2O===Ca(OH)2＋C2H2↑ Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3↓＋3CH4↑ Mg2C3＋4H2O===2Mg(OH)2↓＋C3H4↑ ③卤素互化物 IBr＋H2O===HIO＋HBr IF5＋3H2O===HIO3＋5HF ④非金属元素的卤化物 BCl3＋3H2O===H3BO3＋3HCl PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl SiCl4＋4H2O===H4SiO4↓＋4HCl ⑤亚硫酰氯(SOCl2)遇到潮湿的空气，立即产生刺激性气味的气体和大量白雾，写出亚硫酰氯与水反应的化学方程式：SOCl2＋H2O===SO2↑＋2HCl。 特别提醒： 1.多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主，例如优先水解生成，第二步水解程度远小于第一步，书写主水解方程式只需写第一步；多元弱碱阳离子水解可一步写完。 2.单一离子水解程度微弱，不写沉淀、气体符号；双水解且水解彻底时，才使用等号、标注沉淀与气体。 特别提醒： 1.有弱才水解，无弱不水解：强酸强碱盐（如）电离的离子均无法结合、，不发生水解，溶液呈中性；只有含弱酸根、弱碱阳离子的盐才会水解。 2.越弱越水解：对应弱酸、弱碱的电离能力越弱，其离子水解程度越大，盐溶液酸碱性越强；例如酸性：，则相同浓度下水解程度大于，溶液碱性更强。 3.越稀越水解：加水稀释盐溶液，水解平衡正向移动，离子水解程度提升，但溶液中水解产生的或浓度降低。 4.加酸加碱抑制或促进水解：水解显酸性的阳离子，加酸抑制水解、加碱促进水解；水解显碱性的弱酸根，加碱抑制水解、加酸促进水解。 归纳总结： 1.盐溶液呈酸碱性，不代表盐自身含有氢离子、氢氧根，是水的电离被促进；能水解的盐溶液中水的电离程度远大于纯水。 2.弱酸的酸式盐要同时考虑电离、水解两种趋势：水解程度大于电离程度，溶液显碱性；电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 3.加热蒸干盐溶液产物不能直接照搬原溶质：例如加热蒸干溶液，水解、挥发，最终得到，继续灼烧得到氧化铝。 特别提醒：盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。 归纳总结：盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解。 原物质 蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO NaHCO3 Na2CO3 KMnO4 K2MnO4和MnO2 NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 1.盐类水解本质是盐电离出的弱离子结合水电离的或，促进水的电离；强酸强碱盐不水解，不影响水的电离平衡。 2.水解反应程度微弱，书写水解方程式必须用可逆号，产物不标沉淀、气体符号，多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主。 3.内因决定水解强弱：弱酸、弱碱电离常数越小，对应弱离子水解程度越大，盐溶液酸碱性越强。 4.外因浓度影响：稀释盐溶液，盐的水解平衡正向移动，水解程度增大，但溶液中水解生成的或浓度减小。 5.外因温度影响：水解吸热，升温水解平衡正向移动，水解程度、溶液酸碱性均增强。 6.外加酸、碱：向弱酸强碱盐溶液加碱、向强酸弱碱盐溶液加酸，会抑制水解；加入相反酸碱性物质，则促进水解。 7.两种盐混合：水解酸碱性相同的盐相互抑制水解；水解酸碱性相反的盐发生双水解，相互促进水解。 8.单一弱酸强碱盐离子浓度排序：阳离子（强碱阳离子）弱酸根离子弱酸分子，水解只会消耗少量弱酸根，弱酸根浓度仍远大于水解产物。 9.溶液酸碱性判断不能只看 pH，需对比、；常温下强酸弱碱盐溶液，弱酸强碱盐溶液。 10.盐溶液蒸干产物易错：溶液蒸干仍得；溶液蒸干、灼烧最终得到，不能直接得到溶质氯化铝。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节　盐类的水解 一、盐类水解原理 1.盐溶液的酸碱性及原因 (1)探究盐溶液的酸碱性 ①实验室测定溶液pH方法有①pH计测定；②pH试纸测定。 ②选用合适的方法测定下列溶液的pH，并按形成盐的酸碱性强弱分类，完成下表。 盐溶液 pH 盐的类型 酸碱性 NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性 KNO3 pH＝7 Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性 CH3COONa pH＞7 NH4Cl pH＜7 强酸弱碱盐 酸性 (NH4)2SO4 pH＜7 (2)理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 ①分析强酸强碱盐溶液呈中性的原因(以NaCl为例) 溶液中的变化 H2OH＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 呈中性的原因 溶液中的微粒有：Na＋、Cl－、H＋、OH－、H2O，微粒之间均不能结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) ②分析强酸弱碱盐溶液呈酸性的原因(以NH4Cl为例) 溶液中的变化 简述变化过程 NH与水电离出来的OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动，当达到新的平衡时，溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 总反应离子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ ③分析强碱弱酸盐溶液呈碱性的原因(以CH3COONa为例) 溶液中的变化 简述变化过程 CH3COO－与水电离出来的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性 总反应离子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ (3)盐类的水解 ①概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 ②实质 ③盐类水解的特点 1)可逆→水解反应是可逆反应。 2)吸热→水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。 3)微弱→水解反应程度很微弱。 (4)盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法 ①“有弱才水解，无弱不水解”—— 盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 ②“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性，当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性。 ③应用举例 盐溶液 水解的离子 酸碱性 Na2SO4 无 中性 Cu(NO3)2 Cu2＋ 酸性 NaClO ClO－ 碱性 NaHSO4 无 酸性 KAl(SO4)2 Al3＋ 酸性 NaHCO3 HCO 碱性 2.水解方程式的书写 (1)水解方程式的一般模式 阴(阳)离子＋H2O ⇌弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。 (2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“ ⇌”。 (3)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。 3.电解质溶液中的电荷守恒与元素守恒 (1)电荷守恒 ①含义：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。 ②应用：如Na2CO3溶液中存在Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，其电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)。 注意：阴、阳离子浓度乘自身所带的电荷数建立等式。 (2)元素守恒 ①含义：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒。 ②应用：如Na2CO3溶液中，由于CO水解，含碳微粒有：CO、HCO、H2CO3，则其元素守恒关系有：c(Na＋)＝2[c(H2CO3)＋c(CO)＋c(HCO)]。 二、影响盐类水解的因素 1.盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响 (1)内因对盐类水解平衡的影响规律 盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大，即越弱越水解。 (2)定量描述盐类水解能力大小——水解常数(Kh) ①水解常数表达式(以CH3COONa为例) CH3COO－＋H2O ⇌CH3COOH＋OH－ Kh＝，Kh只与温度有关。 ②水解常数与电离常数的关系 Kh＝ ＝＝。 所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。 2.外因对盐类水解平衡的影响 (1)盐类水解的特征 ①盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是吸热反应。 ②盐类的水解反应是可逆反应。 (2)实验探究反应条件对盐类水解平衡的影响 已知Fe2(SO4)3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 反应物的浓度 加入Fe2(SO4)3晶体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入Fe2(SO4)3晶体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 生成物的浓度 加硫酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向正反应方向移动 3.影响盐类水解因素的综合分析 (1)影响盐类水解因素总结 ①内因 1)弱酸酸根离子、弱碱阳离子对应弱酸、弱碱的电离常数。 2)多元弱酸酸根离子对应酸的电离程度，Ka1、Ka2的大小。 ②外因 1)盐溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大，反之越小。 2)温度：温度越高，水解程度越大。 3)加入酸（碱）与盐水解的性质相同时，酸（碱）会抑制盐类水解，反之促进盐类水解。 4)加入水解性质相同的盐，相互抑制，加入水解性质相反的盐，相互促进。 (2)三步法判断影响盐类水解的因素 ①第一步：明确信息 1)分析题干信息—确定水解物质。 2)分析选项信息—明确可能导致水解平衡移动的因素。 ②第二步：明确信息间关系 1)分析题干物质水解后溶液的酸碱性。 2)将选项中的条件置于物质水解环境中，分析对该物质水解的影响。 3)建立两个信息之间的联系。 ③第三步：确定答案 通过以上两步分析确定题目答案。 三、盐类水解的应用 1.化学实验中与盐类水解有关的问题 (1)判断盐溶液的酸碱性 ①FeCl3溶液显酸性，用离子方程式表示其原因：Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋。 ②已知三种弱酸的酸性：HX>HY>HZ，相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH大小关系为pH(NaZ)>pH(NaY)>pH(NaX)。 ③解释碳酸氢钠溶液显碱性的原因：NaHCO3溶液中存在HCO的水解平衡：HCO＋H2O ⇌H2CO3＋OH－，还存在电离平衡：HCO ⇌H＋＋CO，HCO的水解程度大于其电离程度，溶液中c(OH－)>c(H＋)，故溶液显碱性。 (2)分析盐溶液中各粒子浓度的大小关系 以强碱弱酸盐NaA溶液为例，分析其溶液中各粒子浓度的大小。 ①第一步 析变化 分析盐溶于水时的变化： 电离：（主要） 水解：（次要） ②第二步 找离子 找出溶液中存在的离子：、、、 ③第三步 比大小 分清主次，一般离子水解微弱，水电离极微弱： (3)配制或贮存易水解的盐溶液 ①实验室配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需的浓度，目的是通过增大溶液中的H＋浓度来抑制Fe3＋的水解。 ②贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞，原因是Na2CO3水解使溶液呈碱性，会与玻璃中的SiO2发生反应生成Na2SiO3，使瓶塞与瓶口黏在一起。 (4)制备无机化合物 ①实验室将MgCl2·6H2O加热脱水制无水MgCl2时，需在HCl气氛中进行(如图所示)，请解释原因：MgCl2·6H2O在加热脱水时会发生水解反应：MgCl2＋2H2OMg(OH)2＋2HCl，通入HCl可以抑制MgCl2的水解。 ②用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl， 加入大量水，同时加热的目的是促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。 ③FeCl3饱和溶液，加热蒸干并灼烧，为什么得到的是Fe2O3固体而不是FeCl3固体？ FeCl3水解时发生反应：FeCl3＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3HCl。加热可以促进Fe3＋的水解，同时生成的HCl加热后不断挥发，也可促进Fe3＋的水解。最终反应完全生成Fe(OH)3，Fe(OH)3进一步分解得到Fe2O3。 ④将Fe2(SO4)3溶液加热蒸干，为什么得到的是Fe2(SO4)3固体而不是Fe2O3固体？ Fe2(SO4)3＋6H2O ⇌2Fe(OH)3＋3H2SO4，H2SO4是难挥发性酸，其又与Fe(OH)3反应生成了Fe2(SO4)3，最终得到无水Fe2(SO4)3。 2.分析生产生活中盐类水解的应用 (1)热的纯碱溶液去油污 ①纯碱水解的离子方程式为CO＋H2O ⇌HCO＋OH－、HCO＋H2O ⇌H2CO3＋OH－。 ②热纯碱去污能力强的原因是水解吸热，加热，促进Na2CO3的水解，使溶液中c(OH－)增大，去污能力增强。 (2)解释铝盐(如明矾)、铁盐(如硫酸铁)的净水原理，结合离子方程式说明：Al3＋、Fe3＋易水解生成胶体，胶体具有吸附性，能吸附水中细小的悬浮颗粒聚集成较大的颗粒而沉降：Al3＋＋3H2O ⇌Al(OH)3＋3H＋、Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋。 (3)泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品的主要成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，其反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (4)MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？ 溶液中存在Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋，加入MgO能和H＋反应，使c(H＋)减小，水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。 3.拓展——水解本质的综合应用 (1)水电离程度大小分析 ①简单盐溶液中水电离情况分析 电解质 举例 水电离程度分析 强酸弱碱盐 NH4Cl，pH＝a 水的电离程度：增大 c水(H＋)＝10－a mol·L－1 强碱弱酸盐 CH3COONa，pH＝b 水的电离程度：增大 c水(OH－)＝10b－14 mol·L－1 弱酸弱碱盐 CH3COONH4，pH＝7 水的电离程度：增大 ②酸碱中和反应过程中水电离程度的变化 常温下，向浓度为0.1 mol·L－1、体积为V L的氨水中逐滴加入一定0.1 mol·L－1的盐酸(忽略溶液混合过程中的体积变化)，溶液中由水电离出的c(H＋)、溶液的pH随盐酸的体积而变化如图所示： 1)c水(H＋)出现峰值(图中c点)，该点为恰好完全反应生成NH4Cl的滴定终点，溶液水解显酸性；此时水解程度最大，即水的电离程度最大，溶液中的H＋全部来源于水的电离。 2)加入盐酸的过程中，c溶液(H＋)不断增加，pH不断减小。c水(H＋)＝10－7 mol·L－1时，有a和b两个点，第一个点(a点)NH水解促进水的电离(呈酸性)与NH3·H2O抑制水的电离(呈碱性)效果相互抵消，溶液呈中性；第二个点(b点)NH水解促进水的电离与过量HCl抑制水的电离效果相互抵消，但二者均为酸性，结果溶液呈酸性。 3)a、b、c、d四点水电离程度的大小顺序依次为c>a＝b>d。 (2)广义的水解产物判断 广义的水解观认为，无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果都是参与反应的物质和水分别离解成两部分，再重新组合成新的物质。 ①金属氮化物、磷化物 Li3N ＋3H2O===3LiOH_＋NH3↑ Ca3P2＋6H2O===3Ca(OH)2＋2PH3↑ AlP＋3H2O===Al(OH)3↓＋PH3↑ ②金属碳化物 CaC2＋2H2O===Ca(OH)2＋C2H2↑ Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3↓＋3CH4↑ Mg2C3＋4H2O===2Mg(OH)2↓＋C3H4↑ ③卤素互化物 IBr＋H2O===HIO＋HBr IF5＋3H2O===HIO3＋5HF ④非金属元素的卤化物 BCl3＋3H2O===H3BO3＋3HCl PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl SiCl4＋4H2O===H4SiO4↓＋4HCl ⑤亚硫酰氯(SOCl2)遇到潮湿的空气，立即产生刺激性气味的气体和大量白雾，写出亚硫酰氯与水反应的化学方程式：SOCl2＋H2O===SO2↑＋2HCl。 特别提醒： 1.多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主，例如优先水解生成，第二步水解程度远小于第一步，书写主水解方程式只需写第一步；多元弱碱阳离子水解可一步写完。 2.单一离子水解程度微弱，不写沉淀、气体符号；双水解且水解彻底时，才使用等号、标注沉淀与气体。 特别提醒： 1.有弱才水解，无弱不水解：强酸强碱盐（如）电离的离子均无法结合、，不发生水解，溶液呈中性；只有含弱酸根、弱碱阳离子的盐才会水解。 2.越弱越水解：对应弱酸、弱碱的电离能力越弱，其离子水解程度越大，盐溶液酸碱性越强；例如酸性：，则相同浓度下水解程度大于，溶液碱性更强。 3.越稀越水解：加水稀释盐溶液，水解平衡正向移动，离子水解程度提升，但溶液中水解产生的或浓度降低。 4.加酸加碱抑制或促进水解：水解显酸性的阳离子，加酸抑制水解、加碱促进水解；水解显碱性的弱酸根，加碱抑制水解、加酸促进水解。 归纳总结： 1.盐溶液呈酸碱性，不代表盐自身含有氢离子、氢氧根，是水的电离被促进；能水解的盐溶液中水的电离程度远大于纯水。 2.弱酸的酸式盐要同时考虑电离、水解两种趋势：水解程度大于电离程度，溶液显碱性；电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 3.加热蒸干盐溶液产物不能直接照搬原溶质：例如加热蒸干溶液，水解、挥发，最终得到，继续灼烧得到氧化铝。 特别提醒：盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。 归纳总结：盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解。 原物质 蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO NaHCO3 Na2CO3 KMnO4 K2MnO4和MnO2 NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 1.盐类水解本质是盐电离出的弱离子结合水电离的或，促进水的电离；强酸强碱盐不水解，不影响水的电离平衡。 2.水解反应程度微弱，书写水解方程式必须用可逆号，产物不标沉淀、气体符号，多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主。 3.内因决定水解强弱：弱酸、弱碱电离常数越小，对应弱离子水解程度越大，盐溶液酸碱性越强。 4.外因浓度影响：稀释盐溶液，盐的水解平衡正向移动，水解程度增大，但溶液中水解生成的或浓度减小。 5.外因温度影响：水解吸热，升温水解平衡正向移动，水解程度、溶液酸碱性均增强。 6.外加酸、碱：向弱酸强碱盐溶液加碱、向强酸弱碱盐溶液加酸，会抑制水解；加入相反酸碱性物质，则促进水解。 7.两种盐混合：水解酸碱性相同的盐相互抑制水解；水解酸碱性相反的盐发生双水解，相互促进水解。 8.单一弱酸强碱盐离子浓度排序：阳离子（强碱阳离子）弱酸根离子弱酸分子，水解只会消耗少量弱酸根，弱酸根浓度仍远大于水解产物。 9.溶液酸碱性判断不能只看 pH，需对比、；常温下强酸弱碱盐溶液，弱酸强碱盐溶液。 10.盐溶液蒸干产物易错：溶液蒸干仍得；溶液蒸干、灼烧最终得到，不能直接得到溶质氯化铝。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $