高二化学盐类的水解知识精讲.doc

高二化学盐类的水解【本讲主要内容】盐类的水解1.盐类对水的电离平衡的影响；2.盐类水解的概念、规律及水解方程式；3.盐类水解的影响因素；4.盐类水解的应用；5.盐溶液中微粒浓度的比较。【知识掌握】【知识点精析】一.盐溶液酸碱性的理论分析：用pH试纸分别测定同浓度的CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、NaCl四种盐溶液的pH。分别为：pH>7、pH>7、pH<7、pH＝7。1.CH3COONa溶液CH3COONa溶于水时，电离出的CH3COO－和水电离出的H+结合生成难电离的H3COOH，消耗了溶液中的H+，促进水的电离，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH－，建立新平衡时，c（OH－）＞c（H+），从而使溶液显碱性。CH3COONa=Na++CH3COO－H2OOH－+H+CH3COO－+H+CH3COOH水解方程式：CH3COO－＋H2OCH3COOH+OH－2.NH4Cl溶液NH4Cl溶于水时，电离出的NH4＋和水电离出的OH－结合生成难电离的NH3•H2O，消耗了溶液中的OH－，促进水的电离，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c(OH－)，从而使溶液显酸性。NH4Cl＝NH4＋＋Cl－；H2OOH－+H+NH4＋＋OH－NH3•H2O水解方程式：NH4＋+H2ONH3•H2O+H+3.NaCl溶液NaCl溶于水时，存在下列电离：NaCl=Na++Cl－,H2OOH－+H+由于HCl和NaOH都是易溶的、易电离的强电解质，在水溶液里H+和Cl－、OH－和Na+都不能结合，H2O的电离平衡未受影响，c（H+）=c(OH－)的关系仍然存在，故溶液呈中性。小结：二.盐类水解1.定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。2.实质：在溶液中，盐电离出的弱酸根阴离子或弱碱的阳离子与水电离出的H+或OH－结合生成弱电解质。从而破坏了水的电离平衡，增大了水的电离程度，大多数盐的水解使得溶液中的C(H+)和C(OH－)不相等，从而使溶液显示出不同程度酸碱性。盐类的水解反应可看作是中和反应的逆反应。（酸碱中和反应不一定是可逆的，NaOH+CH3COOH=CH3COONa+H2O——可逆的；NaOH+HCl=NaCl+H2O——不可逆的）3条件（1）必须有“弱根”离子（弱酸根阴离子或弱碱的阳离子）（2）必须溶于水4.特点（1）可逆的。其逆反应是中和反应。（2）吸热的。因中和反应是放热的，故其逆反应是吸热的。（3）微弱的。（4）动态的。水解达到平衡时，v(水解)＝v（中和）≠05.水解规律有弱才水解；谁弱谁水解；都弱都水解；谁强显谁性；同强显中性；弱弱具体定。说明：（1）强碱弱酸盐的水溶液，显碱性，pH>7。是弱酸根发生水解，生成对应弱酸，使溶液显碱性，如CH3COONa、Na2CO3、Na2S等。（2）强酸弱碱盐的水溶液显酸性，pH<7。是弱碱的阳离子水解生成对应的弱碱，使溶液显酸性。如NH4Cl、Al2(SO4)3、CuSO4等。（3）强酸强碱盐的水溶液，显中性，pH＝7。如NaCl、KNO3等。（4）弱酸弱碱盐强烈的水解。（此内容大纲不作要求），弱弱具体定。（5）酸式盐溶液酸碱性的判断=1\*GB3①强酸的酸式盐不水解，溶液一定呈酸性。如NaHSO4=Na++H++SO42－=2\*GB3②弱酸酸式盐水解：取决于酸式酸根的电离程度和水解程度相对大小。若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；如NaHSO3、NaHS、NaH2PO4溶液等。若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。6.水解的表示方法：（1）用化学方程式表示：盐+水酸+碱（2）用离子方程式表示：盐的离子+水酸（或碱）+OH－(或H+)如：CH3COONa溶液CH3COONa＋H2OCH3COOH+NaOHCH3COO－＋H2OCH3COOH+OH－NH4Cl溶液NH4Cl+H2ONH3•H2O+HClNH4＋+H2ONH3•H2O+H+分析Na2CO3的水解过程，写出有关反应的离子方程式。第一步：Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOHCO32－+H2OHCO3－+OH－（主要）第二步NaHCO3+H2OH2CO3+NaOHHCO3－+H2OH2CO3+OH－（次要）（3）书写水解反应的离子方程式的注意事项：=1\*GB3①盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。=2\*GB3②一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。=3\*GB3③剧烈的、相互促进的水解用“＝”，标“↓”或“↑”