高中第三节 盐类的水解达标测试

第三节 盐类的水解

一、盐类的水解

（一）盐的分类

1、按组成分：正盐：电离时生成的阳离子是金属离子（或铵根），阴离子为酸根离子的盐

酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。

碱式盐：电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH4+）的盐。

2、按溶解性：易溶盐（NaCl）；微溶盐（CaSO4）；难溶盐（BaCO3）

3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO3）、强酸弱碱盐（NH4Cl）、

强碱弱酸盐（NaF）、弱酸弱碱盐（CH3COONH4）

（二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解

1、定义：在溶液中，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：

→溶液呈酸性或碱性

表示为：盐+H2O酸+碱

3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡

（2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应

4、规律：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性

注：（1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。例如：水解程度：Na2CO3 >CH3COONa，因为酸性：H2CO3 <CH3COOH

   （2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。例如：0.1mol/L的Na2CO3 >0.1mol/L的NaHCO3

（3）弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。HCO3-、HPO42-、HS- 以水解为主→显碱性

                                                    HSO3-、H2PO4- 以电离为主→显酸性

5、盐类水解方程式的书写

（1）一般原则：①必须写“”

②不写“↑”“↓”

③H2CO3、H2SO3等不拆开

④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完

⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实

（2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）

举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-

                 NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+

Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-+ OH-（第一步水解）     HCO3-+ H2OH2CO3+ OH-（第二步水解）

FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

（3）双水解——阴阳离子都水解

①非彻底型：用“”连接

例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性）

②彻底型：用“=”连接。特点：有“↑”或“↓”生成，能同时离开体系

Al2S3：2Al3++ 3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

Fe2(CO3)3：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑

二、影响盐类水解的主要因素

（一）内因：反应物的性质。越弱越水解，越水解其酸（或碱）性越强

（二）外因：（1）温度：升高温度，促进水解

（2）浓度：加水稀释→向右移动→水解程度大→酸（或碱）性减弱

盐的浓度越高→向右移动→水解程度小→酸（或碱）性增强

（3）同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解

小结：越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，加酸或碱抑制或促进水解

（三）举例：以CH3COONa溶液为例分析外因对盐类水解平衡的影响情况：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-

三、盐类水解的应用

（一）在化学实验中的应用

1、判断溶液的酸碱性确定pH范围

2、盐溶液中微粒种类的判断

3、配制和贮存易水解的盐溶液

（1）配制强酸弱碱盐溶液时，加强酸抑制水解。例如：配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中

（2）配制强碱弱酸盐溶液时，加强碱抑制水解

（3）配制Al2S3只能在干态条件下把铝粉和硫粉的混合物加热，不能在水溶液中得到

（4）试剂的贮存：Na2CO3、Na2SiO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放

4、判断盐溶液蒸干产物

（1）不水解不分解的盐（如NaCl、K2SO4）

水解生成不挥发性酸的盐（如Al2(SO4)3）

（2）水解生成挥发性酸的盐（CuCl2、Fe(NO3)3、MgBr2）

（3）较低温度下受热分解的盐（KMnO4、NaHCO3）

（4）易被氧化的盐（如：FeSO4→Fe2(SO4)3，Na2SO3→Na2SO4）

（5）其他：NaClO溶液

5、活泼金属与强酸弱碱盐反应产生氢气：例：Mg与NH4Cl（或FeCl3、AlCl3、CuCl2）反应，产生H2

6、判断离子共存：Al3+、Fe3+、Cu2+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-生成气体或沉淀的双水解不能共存

7、制备胶体：饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解得到Fe(OH)3胶体。FeCl3+3H2OFe(OH)3（胶体）+3HCl

8、物质的提纯：

（1）KNO3(Fe(NO3)3)促进Fe(NO3)3水解→除去Fe3+

（2）MgCl2(FeCl3)

促进Fe3+水解→Fe(OH)3→除杂

9、酸碱中和时指示剂的选择

强碱滴定弱酸时（生成的盐溶液水解呈碱性）常用酚酞做指示剂

强酸滴定弱碱时（生成的盐溶液水解呈酸性）常用甲基橙做指示剂

（二）在日常生活中的应用

1、去污：热的纯碱去污能力强。CO32-+H2OHCO3-+OH-  温度升高→促进水解→c(OH-)升高

2、灭火：泡沫灭火器

3、食品：炸油条时加入

                       注： CO2使油条变得松脆可口

4、净水：明矾净水：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+   

           铁盐净水：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+   

Al(OH)3和Fe(OH)3都具有吸附性

5、水垢：主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，不会生成MgCO3，因为MgCO3微溶，受热水解生成更难溶的Mg(OH)2

（三）在工农业生产中的应用

1、化肥的合理施用

（1）长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+水解，使土壤酸性增强：NH4++H2ONH3·H2O+H+

（2）铵态氮肥与草木灰（K2CO3）不能混合施用：CO32-+H2OHCO3-+OH-  NH4++OH-=NH3·H2O= NH3↑+H2O

生成NH3降低肥效

（3）普钙（或过磷酸钙）（Ca(H2PO4)2）与草木灰不能混合施用：

2、焊接时用NH4Cl溶液除锈：利用其水解后溶液显酸性，溶解铁锈

3、制备纳米材料：用TiCl4制备TiO2：TiCl4+（x+2）H2O（过量）TiO2·xH2O↓+4HCl

四、盐类水解常数——Kh

（一）表达式：用HA表示酸，MOH表示碱，MA表示由它们生成的盐。若MA为强碱弱酸盐，则其水解的离子方程式为：A-+H2OHA+OH-，该反应的平衡常数可表示为：

（二）水解常数与电离常数、水的离子积的关系

（Ka是酸的电离平衡常数）     （Kb是碱的电离平衡常数）

（三）影响因素：

水解平衡常数只受温度的影响，因水解是吸热反应，故水解平衡常数随温度的升高而增大

五、溶液中粒子浓度大小的比较

（一）溶液中的守恒关系

1、电荷守恒：任何电中性溶液中，阴离子所带负电荷总数恒等于阳离子所带正电荷总数

例：Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)

2、元素质量守恒：即原子个数守恒或质量守恒

例：K2S：c(K+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]

（二）溶液中粒子浓度大小的比较

1、多元弱酸：根据其分步电离来分析，例：H2CO3：c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)

2、多元弱酸的正盐：根据弱酸根的分步水解来分析，例：Na2S：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)

3、多元弱酸的酸式盐：看其弱酸根离子的电离与水解程度的大小

例：水解>电离：NaHCO3：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)

    电离>水解：NaHSO3：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)

4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)

5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响

例：0.1mol/L的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中c(NH4+)的大小顺序：

   (NH4)2SO4> NH4HSO4> NH4Cl > CH3COONH4

6、混合溶液中离子浓度的大小判断

（1）混合前后不反应：

①电离>水解：同浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合：c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+)

             同浓度的CH3COONa与CH3COOH混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)

②水解>电离：同浓度的NaCN与HCN混合：c(Na+)>c(CN-)> c(OH-)> c(H+)

（2）混合前后反应：

①完全反应形成单一溶液：

②不完全反应形成混合液，看电离与水解的程度大小