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盐类的水解复习.
盐类的水解
了解盐类水解的原理,能结合实例分析温度、浓度、外加酸或碱对水解平衡的影响。能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
第1课时 盐类水解
1.盐类水解的实质:在溶液中,由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质,从而破坏水的电离平衡,使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程,为吸热反应。
2、盐类水解规律
(1)强弱规律:“有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁性。”
(2)大小规律:①“水解程度小,式中可逆号,水解产物少,状态不标号。”CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
(3)酸式盐规律:
① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4
②强碱弱酸酸式盐溶液显何性,必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
????电离程度>水解程度,则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3
????电离程度<水解程度,则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS
3.大多数盐类水解程度较低,但其过程促进了水的电离。 盐类水解的程度主要决定于盐的本性,组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱,水解程度就越大,其盐溶液的碱性(或酸性)越强。 升高温度、水解程度增大;在温度不变的条件下,稀释溶液,水解程度增大,另外,加酸或加碱抑制水解。 4.水解反应可用化学方程式或离子方程式表示,书写时应注意。 (1)一般用可逆号“”,只有互相促进的完全水解(即有沉淀或气体产生的互促水解)才用“=”。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的,可用多步水解方程式表示。 (3)一般不写“↓”和“↑”,水解程度大的例外。 5.判断盐溶液中各种离子浓度的大小关系,要从盐的组成、水的电离、盐是否水解等方面综合考虑,并注意守恒法的应用(电荷守恒和元素守恒),对于弱酸(碱)及其强碱(酸)盐的混合物,一般说来优先考虑盐对弱酸(碱)电离平衡的影响,忽略盐的水解。如NH4Cl与NH3水的混合物,一般只考虑氨水的电离而忽略铵离子的水解。
第2课时探究盐类水解的应用
(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl
(4)某些试剂的实验室贮存,如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
(5)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解,如证明Cu(OH)2为弱碱时,可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红(显酸性)证之。
(6)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解,使生成氢氧化物沉淀,以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3+KNO3溶液中所含的Fe3+
??? (7)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。
(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反应。3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
(9)判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
(10)判断酸碱中和至pH=7时,酸碱的用量(如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量)。
(11)测定盐溶液pH时,试纸不能湿润,若中性溶液,测得pH不变仍为7,若强酸弱碱盐溶液,测得pH比实际偏大,若强碱弱酸盐溶液,测得pH比实际偏小,
(12)加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。
加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质;加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质;加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3,灼烧得Fe2O3 ;加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体;加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐;加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固
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