盐类的水解平衡分解.doc

盐类的水解平衡 一、盐水解的实质 盐电离出弱酸阴离子弱碱阳离子，即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离 与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全反应，但盐类的水解程度小得多，故为可逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解 谁强显谁性，等强显中性，具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性 ④弱酸碱盐不一定 取决于弱酸弱碱 相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度， 呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解：如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化： pH值增大 H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— pH减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 例1浓度为0.1mol/L的8种溶液：①HNO3 ②H2SO4③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl溶液pH值由小到大的顺序是（填写编号）____________. 二、影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度 越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 即向使条件改变影响减弱的方向移动。 三、分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 比较盐溶液中离子浓度间的大小关系. （1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时 [不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+] 实例：aCH3COONa. bNH4Cl a.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+] b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[H+]＞[OH—] ②当盐中阴、阳离子不等价时。 要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步 S2—+H2O HS—+OH— （主要） HS—+H2O H2S+OH— （次要） 各种离子浓度大小顺序为： [Na+]＞[S2—] ＞[OH—] ＞[HS—] ＞[H+] （2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小. ①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液. ②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度. 四、溶液中各种微粒浓度之间的关系 以Na2S水溶液为例来研究 （1）写出溶液中的各种微粒 阳离子：Na+、H+ 阴离子：S2—、HS—、OH— （2）利用守恒原理列出相关方程. 1.电荷守恒： [Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—] 2.物料守恒： Na2S=2Na++S2— 若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。[S2—]、[HS—]，根据S原子守恒及Na+的关系可得. [Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S] 3.质子守恒 H2OH++OH— 由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，根据H+（质子）守恒，可得方程： [OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S] 想一想：若将Na2S改为NaHS溶液，三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同？为什么？ 提示：由于两种溶液中微粒种类相同，所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，这与其盐的组成有关，若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS—]，但不考虑是不合理的。正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S] 五、双水解 普通泡沫灭火器的换铜里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，铁铜里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。 （1）产生此现象的离子方程式是_______