第三单元 盐类的水解
一、盐类的水解反应：
1、定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 特点：可逆（与中和反应互逆）； 程度小； 吸热
2、实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移
动，促进水的电离。水解的结果是破坏了水中H+或OH-浓度的等量关系，使溶液呈酸性或碱性。
盐类水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
以CH3COONa为例：
CH3COONa ═ CH3COO + Na???⑴ H2OCH3COO + H
-+
-+
H + OH???⑵
+-
CH3COOH??⑶
把⑴⑵⑶式联立，可得到水解方程式：
CH3COONa + H2O
３、盐类水解的两个基本条件：
（１）必须溶于水； （２）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子。 ４、盐类水解反应离子方程式的书写： （１）盐类水解是可逆反应，写方程式要用“
”
CH3COOH + NaOH
（２）一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常生成气体或沉淀也不发生水解，书写时产物不用“↑”和“↓”。
（３）由强酸弱碱组成的盐：阳离子水解，一般发生一步水解。
如氯化铝水解：Al+3H2O
3+
Al(OH)3+3H
+
由强碱弱酸组成的盐：弱酸根离子水解，多元弱酸根分步水解，生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。
如碳酸钠水解：第一步： CO3+H2O
第二步： HCO3- +H2O
（4）双水解反应：
① 构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
② 常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
41
2-
HCO3-+OH- （主要）
H2CO3 +OH- （次要）
如Al2(SO 4)3溶液与NaHCO3溶液混合时： 3HCO3- +3H2O Al3+ + 3H2O
3CO2↑+3H2O+3OH- (1.1) Al(OH)3↓+3H+ (1.2)
两个水解反应生成的OH-和H+结合生成H2O，相互促进，不断向右进行，直至完全水解生成Al(OH)3
沉淀和CO2气体，总反应可写为：
3HCO3- + Al3+=== Al(OH)3↓+ 3CO2↑
5、盐类水解的规律：
盐类 实例 能否水解 水解的离子 生成的弱电解质 强碱弱酸盐 CH3COONa， CO3,PO4,S,SO3,ClO,F 强酸弱碱盐 NH4Cl，Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4，Fe(NO3)3,MgCl2 强酸强碱盐 NaCl，KNO3,Na2SO4, NH4F，弱酸电离程度＞弱碱 NH4CN，弱酸＜弱碱 弱酸弱碱盐 CH3COONH4，弱酸=弱碱 能 弱碱阳离子 盐的水解规律可概括为：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解；
谁强谁显性，同强显中性，同弱具体定。
6、影响盐类水解的因素： （1）内因：盐类本身的性质：
① 组成盐的酸越弱，水解程度越大，盐溶液的碱性就越强。 ② 组成盐的碱越弱，水解程度越大，盐溶液的酸性就越强。 （2）外因：温度、浓度、外加试剂，移动规律符合勒夏特烈原理。 ①温度：温度越高，水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解）
③外加酸或碱：促进或抑制盐的水解：H+促进阴离子水解，而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子
水解而抑制阴离子水解）
二、盐类水解的应用：
42
2-3-2-2---对水的电离平衡的影响 促进水电离 溶液的酸碱性 碱性 能 弱酸阴离子 弱酸 能 弱碱阳离子 弱碱 促进水电离 酸性 不能 无 弱酸阴离子，无 无 中性 酸性 弱酸 弱碱 促进水电离 碱性 中性 水解的应用 1、净水 2、去油污 明矾净水 实例 3+原理 Al+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H △ CO3+H2O HCO3+OH 2---+用热碱水冼油污物品 ①配制FeCl3溶液时常加入Fe+3H2O Fe(OH)3+3H 少量盐酸 3、药品的保存 ②配制Na2CO3溶液时常加CO3+H2O HCO3+OH 入少量NaOH 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 若不然，则： 4、制备无水盐 在HCl气流中加热；制取FeCl3一样 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液5、泡沫灭火器 混合 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 7、化肥的施用 与铵态氮肥不能混合施用 加热、浓缩、蒸干盐溶液时，要考虑盐的水解 酸式碳酸盐溶液蒸干后得到正盐 弱酸铵盐蒸干后无固体 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4+H2O NH3·H2O+H c(Cl)>c(NH4)>c(H)>c(OH) 2----++-++2---3++ △ △ MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O Al+3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑ 3+-草木灰（主要成分是K2CO3）(CO3)+H2O=(HCO3)+OH溶液呈碱性， NH4+OH=H2O+NH3↑ NaHCO3→Na2CO3， Ca(CO3)2→Ca2CO3 NH4HCO3，(NH4)2CO3 +-三、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
① 电荷守恒：任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
如Na2CO3溶液中：c(Na+) +c(H+) =c(OH-)+c(HCO3-)+2(CO32-) ② 物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 如Na2CO3溶液中：c(Na+)=2{ c(HCO3-)+ c(CO32-)+c(H2CO3)} ③ 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
得质子?S2- 如NaHS溶液中：H2S ????HS- ???(电离)(水解)失质子 43
得质子? OH- H3O+ ????HS- ???(电离)(水解)失质子根据水电离出的H+浓度与OH-浓度相等，有： c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-)
又如在K2S溶液中：c(OH-) = c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) 2、溶液中离子浓度大小比较的规律：
因为电离和水解一般都较弱，所以产物微粒的浓度要小于原微粒的浓度。 （1）单一溶液中离子浓度的比较：
① 多元弱酸溶液：按照多步电离分析，前一步电离出的离子要比后面电离出的离子浓度大。 如H3PO4溶液：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-) ② 多元弱酸的正盐溶液：按照弱酸根的分步水解分析：
如Na2CO3溶液：Na2CO3完全电离： Na2CO3===2Na++ CO32- （1.1）
--
??? CO32- 分两步水解：CO32- + H2O ?（1.2） ??HCO3+OH
- +2---??? HCO3- + H2O ???H2CO3+OH（1.3）所以：c(Na)＞c(CO3)＞c(OH)＞c(HCO3)
③ 一元弱酸强碱溶液：c(阳离子)＞c(酸根离子)＞c(OH-)＞c(H+) 如CH3COONa溶液中：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) （2）不同溶液中同一离子的浓度比较：要看溶液中其他离子对其影响
如在相同的物质的量浓度的以下五种溶液中：NH4Cl、NH4HSO4、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3: C(NH4+)浓度最大的是(NH4)2SO4，最小的是NH4HSO4
（3）混合溶液中各离子浓度的比较：要综合分析，如电离、水解等
相同温度、浓度条件下：CH3COOH和NH3﹒H2O的电离程度大于CH3COO-和NH4+的水解程度，所以：
0.1 mol﹒L-1的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，溶液呈酸性： c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)
0.1 mol﹒L-1的NH3﹒H2O和NH4Cl混合溶液中，有： c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3﹒H2O)＞c(OH-)＞c(H+) 第四单元 难容电解质的沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解的平衡原理：
1、概念：在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成饱和溶液，就达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。
备注：（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
44
（2）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （3）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（4）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （5）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、沉淀溶解平衡的特征：
（1）动——沉淀溶解平衡是一种动态平衡； （2）等——v(沉淀)=v(溶解)
（3）定——平衡时，溶液中离子的浓度保持不变；
（4）变——当外界条件改变时，平衡将发生移动，达到新的平衡 3、影响沉淀溶解平衡的因素：
（1）内因：难容电解质本身的性质——主要决定因素。 （2）外因：
①浓度：加水，离子浓度减小，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。溶解多数为吸热，升温其溶解度增大；但Ca(OH)2
的溶解为放热，升温其溶解度减小。
③ 同离子效应：在溶液中含有与溶解平衡相同的离子，溶解平衡逆向移动，溶解度减小。如向NaCl溶液中通入HCl气体，则会有NaCl晶体析出。
④ 其他物质：向沉淀溶解平衡体系中加入可与体系中某离子反应的离子，可以生成更难溶的沉淀或更难电离的离子或气体是，平衡向溶解方向移动。 4、溶度积常数：
（1）概念：在一定温度下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。其离子浓度的化学计量数次方的乘积为一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。
（2）表达式：AmBn(s) mA(aq)+nB(aq) KSP= [c(A)] ?[c(B)] （3）溶度积规则：
根据任意状态时的浓度商Qc与溶度积的大小，可以判断沉淀的生成与溶解：
Qc ＞ Ksp 有沉淀析出 Qc = Ksp 平衡状态，饱和溶液 Qc ＜ Ksp 未饱和，沉淀溶解
备注：（1）Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关；
45
n+
m
m-nn+
m-