盐类水解
一、考点、热点回顾
盐的水解
1、盐的分类
⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。
⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。
2、盐类水解的定义和实质
⑴定义：盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
⑵实质：盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。
⑶盐类水解的特点：①可逆的，其逆反应是中和反应； ②微弱的； ③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。
下列说法错误的是：
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；
B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；
D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离
3、盐类水解的规律
⑴有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。
CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，
相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
⑹都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。
②彻底双水解离子间不能大量共存。
Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—
Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—
NH4+与AlO2—、SiO32—
如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理)
③特殊情况下的反应
FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S)
Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4) 生成更难溶物
FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]
（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是
①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）
①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：NaAc
分析
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不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)
条件
移动方向
H+数
pH
Fe3+水解程度
现象
升高温度
向右
增加
降低
增大
颜色变深(黄→红褐)
加H2O
向右
增加
升高
增大
颜色变浅
通HCl
向左
增加
降低
减小
颜色变浅
加NaOH溶液
向右
减小
升高
增大
产生红褐色沉淀
加CaCO3固体
向右
减少
升高
增大
产生红褐色沉淀、无色气体
加NaHCO3溶液
向右
减少
升高
增大
产生红褐色沉淀、无色气体
Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式
表
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示为 ；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ ）
①加热 ②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl ⑤加水稀释 ⑥加少量NaOH
5、盐类水解离子方程式的书写
⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。
NH4++H2O NH3·H2O+H+
HCO3-+H2O H2CO3+OH-
NH4++CH3COO-+H2O NH3·H2O+CH3COOH
⑵多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。
⑶能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。
2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑
注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解
HS-+H2O H3O++S2-即HS- HS-+H2O H2S+OH-
写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式： ，
；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为 ，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是 ；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是 。
6、离子浓度比较
⑴守恒关系
①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO3溶液中：c (Na+)＋c (H+)＝c (HCO3-)＋2c (CO32-)＋c(OH-)
Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)
②物料守恒：离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/L
Na2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。
③水的电离守恒（也称质子守恒）：是指溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。
如：0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)
例1：(四川高考题)25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（ ）。
A．c(NH4+)=c(SO42-) B．c(NH4+)>c(SO42-) C．c(NH4+) H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH－和H+决定于酸碱性
练：0.1mol/L的Na2CO3中微粒浓度大小关系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒浓度大小关系？
③弱酸酸式盐溶液
［例题］0.1mol/L的NaHSO3微粒中浓度大小关系 电离＞水解，则电离产生离子＞水解产生的离子
［练习］0.1mol/L的NaHCO3中微粒浓度大小关系 电离＜水解，则电离产生离子＜水解产生的离子
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系 。
例2：已知某温度下0.1mol·L－1的NaHB(强电解质)溶液中c(H＋)＞ c(OH－)，则下列有关说法或关系式一定正确的是（ )
①HB－的水解程度小于HB－的电离程度； ②c(Na+)=0.1mol·L－1 ≥ c(B2－)；
③溶液的pH=1； ④ c(Na+)= c(HB－)+2 c(B2－)+ c(OH－)、
A、①② B、②③ C、②④ D、①②③
例3：已知某酸的酸式盐NaHY的水溶液的pH=8，则下列说法中正确的是（ )
A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，阴离子的种类不同
B、NaHY的溶液中，离子浓度大小顺序为：c(Na+)＞ c(Y－)＞ c(HY－)＞ c(OH－)＞ c(H＋)
C、HY－的水解离子方程式为：HY－+H2O
Y－+H3O+
D、相同物质的量浓度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者
⑶两种溶液混合
①分析反应，判断过量，确定溶质。
②“两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。
③主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。
例4：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )
A、c(H+)＞c(OH-) B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1
C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1
例5：CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，pH值为4.7，下列说法错误的( )
A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
C、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
例6：等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是( )
A、c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(Na+)＝c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)
C、c(Na+)＞c(OH-)＞c(Ac-)＞c(H+) D、c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(Ac-)
如果一定量的醋酸和氢氧化钠混合后，溶液的pH=7，则各离子浓度的关系为（ ）
A、c(Na+)＞c(Ac-) B、c(Na+)＝c(Ac-) C、c(Na+)H3PO4>HF>HAc >H2CO3 >H2S >HClO > HCN>HCO3—>HS—
③弱酸酸式盐溶液
当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如HSO3—、、H2PO4—（一般只此两种）
当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如HCO3—、HPO32—、HS—等
④同pH溶液浓度比较：相同条件下，测得：①NaHCO3②CH3COONa③NaClO④Na2CO3四种盐溶液pH相同，那么它们的物质的量浓度由大到小顺序为 。
⑵盐溶液蒸干所得到的固体
①将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。
AlCl3溶液中，AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O
②如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。
③强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如K2CO3、Na2CO3等
④不稳定的盐的溶液：发生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。
⑤具有强还原性盐的溶液：发生氧化反应，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。
⑥由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。
MgCl2·6H2O加热：MgCl2·6H2O Mg(OH)Cl+HCl↑+5H2O
MgCl2·6H2O MgO+2HCl↑+5H2O)
在干燥的HCl气流中加热便能得到无水MgCl2。
⑶配制盐溶液，需考虑抑制盐的水解。
如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需浓度。
⑷试剂的贮存要考虑盐的水解。
如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
⑸化肥的合理使用，有时要考虑盐类水解。
①铵态氮肥与草木灰不能混合使用 ②过磷酸钙不能与草木灰混合使用
⑹Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。
⑺某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。
如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁
⑻判断离子共存时要考虑盐的水解。
Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等。无法在溶液中制取Al2S3，只能由单质直接反应制取。
⑼分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。
⑽工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。
①泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合发生双水解反应：Al3++3HCO
=Al(OH)3↓+3CO2↑。
②日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。
③水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。
④用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解。
8、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。
（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5
mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2-
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化：
溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
（1）对于Ag2S(s) 2Ag+ + S2-，其Ksp的表达式为 。
（2）下列说法中不正确的是
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；
⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2?
。
【例1】铝和镓的性质相似，如M(OH)3都是难溶的两性氢氧化物。在自然界镓常以极少量分散于铝矿，如Al2O3中。用NaOH溶液处理铝矿（Al2O3）时，生成NaAlO2、NaGaO2；而后通入适量CO2，得Al(OH)3沉淀，而NaGaO2留在溶液中（循环多次后成为提取镓的原料）。发生后一步反应是因为
A.镓酸酸性强于铝酸 B.铝酸酸性强于镓酸
C.镓浓度小，所以不沉淀 D.Al(OH)3是难溶物
【例2】以BaS为原料制备Ba(OH)2·8H2O的过程是：BaS与HCl反应，所得溶液在70℃～90C时与过量NaOH溶液作用，除杂，冷却后得到Ba(OH)2·8H2O晶体。据最新报道，生产效率高、成本低的Ba(OH)2·8H2O晶体的新方法是使BaS与CuO反应……
1．新方法的反应方程式为：
2．该反应反应物CuO是不溶物，为什么该反应还能进行：
浙公网安备 33021202002483