盐类水解1答题.ppt

第三章水溶液中的电离平衡 第三节 盐类的水解 一、盐类水解 谁弱谁水解，谁强谁显性； 越弱越水解，都弱都水解。 ★基本规律： 1.盐类水解：指盐中弱电解质离子(弱酸阴离子或弱碱阳 离子)与水电离出的H+或OH–结合成弱电解质分子或离子 的过程。 2.水解的实质：破坏水的电离平衡，促进水的电离。 3.水解的条件： ⑴盐需溶于水中； ⑵盐中必须有弱酸阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解)。 4.盐类水解离子方程式的书写 ⑴.一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，不稳定物质也不发生分解； （不标“↓”或“↑”，也不拆NH3·H2O、H2CO3等） ⑶.双水解反应趋于完全，方程应用“＝”号表示，且标 “↑” 或“↓”。如：Al3+ +3AlO2–+6H2O = 4Al(OH)3↓； A13++3HCO3- = Al(OH)3↓+ 3CO2↑。 ⑵.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成的反应，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“ ”） ⑷.多元弱酸分步水解；多元弱碱，复杂，作一步水解处理。 CO32– +H2O HCO3–+ OH– HCO3? +H2O H2CO3+OH? P64 谁弱谁水解，谁强谁显性； 越弱越水解，都弱都水解。 ★5.盐类的基本类型 ⑴.强酸强碱盐不水解；(无弱不水解，显中性)。 ⑵.强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性； 强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性。(谁强显谁性) 注意： 多元弱酸的酸式酸根离子，同时具备电离和水解两种倾向。 H2PO4?和HSO3?以电离为主，溶液显酸性；其它以水解为 主，溶液呈碱性。 ⑶.弱酸弱碱盐水解；(都弱双水解)。 ①弱酸弱碱盐溶液中，盐的弱酸阴离子结合水产生H+，阳 离子结合水产生OH–，相互促进水解，水解程度较大。 ②若弱碱较强则溶液显碱性；若弱酸较强则溶液显酸性； 若弱酸弱碱强弱相当，则溶液近中性(同强显中性) 。 ③特殊情况发生“完全的双水解”； 1)完全双水解：指某些盐溶液混合时，一种盐的阳离子和 另一种盐的阴离子(如Al3+、 S2-等)在一起都发生了水解，使 两种离子的水解都趋向完全。如： 2A3++3S2-+6H2O＝2Al(OH)3↓+3H2S↑。 2)常见对象：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-; Fe3+与HCO3-、CO32-;NH4+与SiO32-等。 ⑶.溶液的酸碱性： ①加酸可抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸阴离子水解； ②加碱可抑制弱酸阴离子水解，促进弱碱阳离子水解。 2.外因： ⑴.温度：升高温度，水解程度增大;(一般水解过程吸热) ⑵.浓度：盐溶液越稀、水解程度越大; 盐浓度越大，水解程度越小； 但后者溶液的酸性(或碱性)要比稀溶液的强。 1.促进水解：饱和FeCl3制胶体、明矾净水、纯碱溶液能去污、NH4Cl溶液能除锈等。 2.抑制水解：⑴FeCl3、SnCl2、FeSO4等配制时加酸或 在酸中溶解；⑵在HCl气流中使MgCl2·6H2O脱水制无 水 MgCl2等。 3.考虑水解：分析盐溶液离子浓度、酸碱性；化肥混施；盐溶液浓缩蒸干等。（加热，除去硝酸钾中的铁离子） ㈡.盐类水解的利用 P68 三、盐溶液中的守恒问题 1.电荷守恒：任何溶液均呈电中性，溶液中阳离子所带的 正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。 如 Na2CO3溶液中的电荷守恒关系式，可表示为： c(Na+) + c(H+) = c(HCO3–) + c(OH–) + 2c(CO32–) 2.原子守恒：化合物中某一种原子守恒或某两种原子始终等比。如Na2CO3溶液，无论C以何种形式存在，必有n(Na) = 2n(C)，则 c(Na+) = 2c(HCO3 ?) + 2c(CO32?) + 2c(H2CO3) 由于电离、离子水解，导致溶液中粒子的种类增多，分析溶液 中粒子浓度大小及等量关系，可利用存在的守恒关系。 P66 3.质子守恒：依据H2O H+ + OH?， 在Na2CO3溶液中有: c(OH ?) = c(H+) + c(HCO3?) + 2c(H2CO3) 四、溶液中离子浓度大小的比较规律 1.多元弱酸溶液，根据多步电离分析。如在 H3PO4溶液中， c(H+) c(H2PO4－) c(HPO42－) c(PO43－)。 2.多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析。如 在Na2CO3溶液中， c(Na+)c(CO32?