盐类的水解知识点总结

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(三)盐类的水解

(三)盐类的水解

知识点一盐类的水解1、实质:盐电离出的弱酸阴离子与水电离的氢离子结合,形成难电离的弱酸;电离出的弱碱阳离子与水电离的氢氧根离子结合,形成难电离的弱碱。

破坏了水的电离平衡,使水的电离程度增大,氢离子浓度不再等于氢氧根离子浓度,从而溶液呈碱性或酸性。

2、特点:水解过程是酸碱中和的逆反应,所以水解过程吸热。

一般水解程度很小。

3、条件:难溶不水解:发生水解的盐必须易溶于水。

有弱才水解:发生水解的盐必须含有弱酸或弱碱离子。

4、结果:谁强显谁性,同强显中性。

强酸强碱盐:NaCl:溶液显中性强酸弱碱盐:NH4Cl:溶液显酸性强碱弱酸盐:CH3COONa:溶液显碱性弱酸弱碱盐:CH3COONH4:溶液显中性,(NH4)2CO3:溶液显碱性。

酸式盐:NaHSO3,NaH2PO4:溶液显酸性;NaHCO3,Na2HPO4:溶液显碱性5、影响因素:越弱越水解,越热越水解,越稀越水解本质:盐对应的酸或碱越弱,水解程度越大。

酸性强弱顺序:H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>苯酚>HCO3->Al(OH)3>H2SiO3温度:温度越高,水解程度越大浓度:盐溶液越稀,水解程度越大外加物质:符合平衡移动原理。

知识点二盐类水解方程式的书写1、水解的分类:单水解:只有一种离子发生水解,水解程度较小。

双水解:阴阳离子都发生水解,相互促进水解,水解程度增大。

一般的双水解虽然相互促进,但仍进行不彻底,故认为在溶液中主要以离子形式存在,判断共存时可以认为共存,如CH3COONH4,(NH4)2CO3等。

若水解离子程度很大,甚至生成沉淀或生成气体时,产物浓度不断减小,水解平衡不断右移,几乎进行彻底,这些离子在溶液中不能大量共存。

常见的因双水解而不能共存的离子组有:三价铁离子和:碳酸氢根,碳酸根铝离子和:碳酸氢根,碳酸根,亚硫酸氢根,亚硫酸根,硫氢根离子,硫离子铵根离子和:硅酸根离子2、书写形式:但水解和弱双水解用不等号连接,产物不标沉淀和气体符号。

盐类的水解知识点

盐类的水解知识点

• 2.影响盐类水解的因素•(1)内因•盐本身的性质是决定盐水解程度大小的主要因素,组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱),水解程度就越大。

•(2)外因•①温度•盐的水解是吸热反应,因此升高温度,水解程度增大。

•②浓度•盐的浓度越小,电解质离子相互碰撞结合成电解质“分子”的几率越小,水解程度越大。

•③外加酸碱:促进或抑制盐的水解,例如:•CH3COONa溶液中加强酸,盐的水解程度增大,加强碱,盐的水解程度减小。

•④外加盐•a.加入水解后酸碱性相反的盐,盐的水解互相促进;加入水解后酸碱性相同的盐、盐的水解互相抑制。

•b.加入不参加水解的固态盐,对水解平衡无影响;加入不参加水解的盐溶液,相当于对原盐溶液稀释,盐的水解程度增大。

• 1.盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固体;盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干后一般得对应的弱碱,如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得Al(OH)3、Fe(OH)3。

•2.考虑盐受热时是否分解•因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得到CaCO3固体;蒸干NaHCO3溶液得到Na2CO3固体;蒸干KMnO4溶液得到K2MnO4和MnO2的混合物;蒸干NH4Cl溶液不能得到固体。

3.还原性盐在蒸干时会被O2氧化•例如,Na2SO3溶液蒸干会得到Na2SO4;FeSO4溶液蒸干会得到Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合物。

•4.有时要从多方面考虑。

例如,蒸干NaClO溶液时,既要考虑ClO-水解,又要考虑HClO分解,所以蒸干NaClO溶液所得到的固体为NaCl。

化学选修4盐类的水解知识总结

化学选修4盐类的水解知识总结

化学选修四第四章第3节《盐类的水解》知识总结一、探究盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液,呈碱性;强酸弱碱盐的水溶液,呈酸性;强酸强碱盐的水溶液,呈中性。

二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因弱酸强碱盐,水解显碱性CH3COONa= CH3COO−+ Na++H2O H++ OH−CH3COOHCH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO− + H2O CH3COOH + OH−强酸弱碱盐水解NH4Cl = NH4++ Cl−+H2O OH−+ H+NH3·H2ONH4Cl + H2O NH3·H2O + HClNH4+ + H2O NH3·H2O + H+强酸强碱盐:不水解弱酸弱碱盐:双水解,水解程度增大。

1、盐类水解(hydrolysis of salts):在溶液中,由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。

2、盐类水解的实质:是酸碱中和反应的逆反应酸+ 碱盐+ 水3、盐类水解破坏了水的电离平衡,促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律由强碱和弱酸反应生成的盐,称为强碱弱酸盐,含有以下(CH3COONa)CO32-、PO43-、S2-、SO32-、ClO-、F-,弱酸根的盐,常会发生水解。

NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐,我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。

类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。

由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质,所以强碱强酸盐不能水解,不会破坏水的电离平衡,因此其溶液显中性。

强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。

对于弱酸弱碱盐(NH4Ac),由于一水合氨和醋酸的电离度相近,因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近,从二溶液显中性。

(1)有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱都水解;谁强显谁性,同强显中性。

(2) 组成盐的酸越弱,水解程度越大例如,已知物质的量浓度相同的两种盐溶液,NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者,则酸HA 和HB的相对强弱为HB>HA,这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。

盐类的水解知识点

盐类的水解知识点

(1)盐类水解的定义盐电离出来的阳离子(或阴离子)与水电离出来的OH-(或H+)结合生成弱电解质的反应.(2)盐类水解的条件盐能电离出弱酸根阴离子或弱碱阳离子.(3)盐类水解的实质纯水中存在电离平衡:H2O H++OH-,此时c(H+)=c(OH-),溶液显中性.加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐时,弱离子结合H+或OH-,使水的电离平衡向移动,使得c(H+)≠c(OH-),故溶液显酸性或碱性.(4)盐类水解的特点盐+H2O 酸+碱①盐类水解是中和反应的逆反应,一般程度较小.②盐类水解是吸热反应.(5)盐类水解的规律有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性,两弱具体定.(6)盐类水解方程式的书写①盐类水解一般是可逆的,书写时一般不写“=== ”,而用“”;水解程度一般较小,因此所得产物的浓度很小,一般不用“↑”或“↓”.可简记为“水写分子式,中间用可逆,后无沉气出”.②多元弱酸盐的水解分步进行,以第一步为主,一般只写第一步即可.例如:Na2CO3水解:③多元弱碱盐的水解分步进行,一般一步写出.例如:AlCl3水解:Al3++3H2O Al(OH)3+3H+例如:Al2(SO4)3与NaAlO2相混合:Al3++3AlO+6H2O===4Al(OH)3↓2.影响盐类水解的因素(1)内因——盐本身的性质组成盐的离子所对应的酸或碱越弱,则越易水解,其溶液的酸性或碱性就越强.(2)外因①温度:因为盐类水解是吸热反应,所以升高温度,水解平衡向右移动,水解程度增大.②浓度:盐溶液加水稀释,则水解平衡向右移动,水解程度增大.③化学反应:A.强碱弱酸盐水解,如Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH,加酸促进其水解,加碱抑制其水解.B.强酸弱碱盐水解,如FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl,加碱促进其水解,加酸抑制其水解.1.向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化),则CH3COO-浓度的变化依次为()A.减小、增大、减小B.增大、减小、减小C.减小、增大、增大D.增大、减小、增大解析:0.1 mol/L CH3COONa中存在平衡CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,加入NH4NO3、FeCl3两种水解显酸性的盐会使平衡正向移动,c(CH3COO-)减小;加入Na2SO3这种水解显碱性的盐会使平衡逆向移动,c(CH3COO-)增大.答案:A2.有①Na2CO3溶液②CH3COONa溶液③NaOH溶液各25 mL,物质的量浓度均为0.1 mol·L-1,下列说法正确的是()A.3种溶液pH的大小顺序是③>②>①B.若将3种溶液稀释相同倍数,pH变化最大的是②C.若分别加入25 mL 0.1 mol·L-1盐酸后,pH最大的是①D.若3种溶液的pH均为9,则物质的量浓度的大小顺序是③>①>②解析:相同物质的量浓度的①、②、③溶液:pH的大小顺序应为③>①>②,故A项错误;稀释相同倍数时,①、②存在水解平衡,③中pH变化最大,故B项错误;若pH相同的三种溶液,物质的量浓度大小顺序为:②>①>③,故D项错误;与25 mL 0.1 mol/L盐酸反应后①中为NaHCO3和NaCl溶液,②中为CH3COOH和NaCl溶液,③中为NaCl溶液,pH最大的是①,故C项正确.答案:C1.三个守恒(1)电荷守恒电荷守恒是指溶液呈电中性,即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度.如Na2CO3溶液中:(2)物料守恒物料守恒即原子守恒,指变化前后元素原子个数守恒.如:0.1 mol/L的Na2CO3溶液中:(3)质子守恒质子守恒指溶液中质子发生转移时,质子数不发生变化.2.具体情况因为电离和水解一般都是较弱的,所以产物粒子的浓度要小于原粒子的浓度.(1)多元弱酸溶液,依据弱酸的分步电离分析.(2)多元弱酸的正盐溶液中,依据弱酸根离子分步水解分析.(3)一元弱酸强碱盐溶液中,c(阳离子)>c(酸根离子)>c(OH-)>c(H+).如CH3COONa溶液中:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+).(4)相同浓度不同的溶液中,比较同一种离子浓度的大小时,要考虑溶液中其他离子的影响.如相同物质的量浓度的三种溶液:①NH4Cl, ②NH4HSO4, ③NH4HCO3, c(NH )由大到小的顺序为②>①>③.(5)溶液混合后离子浓度的大小判断,要综合分析,主要考虑电离因素、水解因素及是否反应等对离子的影响.如0.1 mol/L的CH3COONa和0.1 mol/L的CH3COOH混合后,溶液中各离子浓度大小顺序为c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-).一般地,若混合时发生化学反应,要根据反应物的量及化学反应原理确定反应后溶液中的成分及各成分的浓度,再考虑电离和水解,从而作出判断.下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是() A.pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合:c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-)B.pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液:c(NaOH)<c(CH3COONa)<c(Na2CO3)C.物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合:c(CH3COO-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(CH3COOH)D.0.1 mol/L的NaHA溶液,其pH=4, c(HA-)>c(H+)>c(H2A)>c(A2-)点拨:解答该题时先搞清每个选项属于哪种情况,然后再具体分析.其中关于等式的情况,无外乎电荷守恒,物料守恒,质子守恒或三种守恒的加减.解析:A项可根据溶液呈电中性确定;B项根据越弱越水解,因pH相同,则物质的量浓度关系为c(NaOH)<c(Na2CO3)<c(CH3COONa);C项中由电荷守恒得出:①c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-),据物料守恒得出:②2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),将①×2-②即得出c(CH3COO-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(CH3COOH),故C正确;D项中因为溶液显酸性,故应以电离为主,所以c(A2-)>c(H2A).答案:AC 将10 mL 0.1 mol/L氨水与6 mL 0.2 mol/L盐酸混合反应后,溶液中离子浓度关系正确的是()答案:C1.溶液的配制或贮存(1)强酸弱碱盐在配制时,为抑制其水解,通常加入相应的强酸.如配制FeCl3溶液时,通常先将FeCl3固体溶解在相应的浓盐酸中,然后加水稀释至所需浓度.(2)强碱弱酸盐在配制时,为抑制其水解,通常加入相应的强碱.如配制Na2CO3溶液时,通常加少量NaOH.(3)保存强碱弱酸盐溶液时,通常用带有橡胶塞的试剂瓶,而不用玻璃塞,如Na2CO3溶液.2.判断盐溶液的酸碱性一般地,强碱弱酸盐溶液,显碱性;强酸弱碱盐溶液显酸性;强酸强碱盐溶液,显中性;弱酸的酸式盐溶液,要视弱酸根离子的水解与电离程度的相对大小,如NaHCO3溶液显碱性而NaHSO3溶液显酸性.3.判断盐溶液蒸干时所得产物(1)水解生成挥发性酸的盐溶液,蒸干时得不到原溶质,;若水解生成难挥发性酸的盐溶液,蒸干后仍得原溶质,如Al2(SO4)3.(2)水解生成强碱的盐溶液,蒸干后一般能得到原溶质,如Na2CO3.(3)受热易分解的盐溶液,因其分解而得不到原溶质,如Ca(HCO3)2、KMnO4等.(4)易被空气氧化的盐溶液,一般因氧化而得不到原溶质,如Na2SO3.(5)浓缩时易结合结晶水的盐溶液,浓缩时也得不到原溶质,如CaSO4.4.利用盐溶液来制取H2某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液反应而产生气体.如:少量Zn片投入到浓的NH4Cl溶液中,而有H2、NH3产生.5.在生产、生活中的应用(1)泡沫灭火器原理:用Al2(SO4)2与NaHCO3作用,离子方程式为:Al3++3HCO===Al(OH)3↓+3CO2↑.(2)制取净水剂:通常用铁盐、铝盐来制取净水剂,如用明矾净水的离子方程式:Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+.(3)制取胶体:用饱和盐溶液水解来制取胶体,如用FeCl3饱和溶液制取Fe(OH)3胶体:(4)化肥合理使用:铵态氮肥不能与草木灰混用,因(5)加强洗涤效果:热的纯碱溶液去污效果更好,因为升温,促进了的水解.(2009·江苏单科高考)下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是() A.室温下,向0.01 mol·L-1 NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性:B.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液:c(Na+)>c(OH-)>cC.Na2CO3溶液:c(OH-)-c(H+)=c(HCO )+2c(H2CO3)D.25℃时,pH=4.75、浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液:c(CH3COO-)+c(OH-)<c(CH3COOH)+c(H+)答案:CA1.下列过程或现象与盐类水解无关的是()A.纯碱溶液去油污B.铁在潮湿的环境下生锈C.加热氯化铁溶液颜色变深D.浓硫化钠溶液有臭味解析:A项,碳酸钠水解显碱性,利用油污在碱性条件下水解生成可溶于水的物质而达到去污目的;C项,氯化铁溶液中发生Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,在加热条件下水解平衡正向移动造成体系颜色加深;D项,硫化钠溶液中存在S2-+H2O HS-+OH-,HS-+H2O H2S+OH-,水解产物H2S是产生臭味的原因;B项,是铁发生电化学腐蚀的结果,不涉及盐类的水解.答案:B2.在常温下,纯水中存在电离平衡H2O H++OH-,如果使水的电离程度增大,并使c(H+)增大,应加入的物质是()A.NaHSO4 B.KAl(SO4)2C.NaHCO3 D.CH3COONa解析:若使水的电离程度增大,而又要使酸性增强,故应考虑盐类的水解.A中加入NaHSO4电离出的H+能抑制水的电离,使水的电离程度减小;B中的KAl(SO4)2电离出的Al3+能发生水解,使水的电离程度增大,Al3++3H2O 3H++Al(oH)3,水解后,溶液中的c(H+)增大,符合题意;C中的也能水解,但水解后溶液呈碱性,溶液中的c(H+)降低,不合题意;同理,CH3COO-水解后,也使溶液呈碱性.答案:B方法归纳:1.关于盐类水解的影响因素使盐类水解平衡发生移动的盐的类型有:(1)同离子型,即向水解的盐溶液中加了含有相同离子的盐,使水解的离子浓度发生了改变,如向CH 3COONa溶液中加入CH3COOK固体,使CH3COO-浓度变大,CH33COO-的水解程度变小;(2)异离子型:①相互影响型:指加入的离子也水解,与原溶液中离子的水解相互抑制或促进,带同种电荷相互抑制,带异种电荷则相互促进;②相互反应型,指加入的盐与溶液中水解的离子相互反应,使原水解平衡发生移动.2.关于溶液的蒸干问题盐溶液蒸干、灼烧时所得产物的判断(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干、灼烧后一般得对应的氧化物,如(2)酸根阴离子易水解的强碱盐,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质.(3)考虑盐受热时是否分解.Ca(HCO3) 2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干、灼烧后分别为:(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化.例如,(5)有时要从多方面考虑.例如:蒸干NaClO溶液时,既要考虑ClO-水解,又要考虑HClO 分解,所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl.1.下列变化不属于水解反应的是()A.①③⑤B.②③⑤C.①④⑤D.①③答案:A3.0.1 mol/L NaHCO3溶液的pH最接近于()A.5.6 B.7.0C.8.4 D.13.0解析:NaHCO3溶于水后,既能电离,又有水解,但水解作用大于电离作用,其水溶液呈弱碱性,故C项正确.答案:C4.已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,在物质的量浓度均为0.1 mol/L的NaA和NaB混合溶液中,下列排序正确的是()A.c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)B.c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)C.c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)D.c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)解析:HA、HB都是弱酸,且酸性HA<HB.物质的量浓度相同的NaA和NaB混合溶液中,A-、B-发生水解,且A-的水解能力大于B-,A-、B-的水解均是微弱的,故溶液中有:c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+), c(B-)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),只有选项A正确.答案:A。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解1.复习重点1.盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2.难点聚焦(一)盐的水解实质H2O H++OH—n当盐AB能电离出弱酸阴离子(B n—)或弱碱阳离子(A n+),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,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律简述为: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弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性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(三)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。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度(T)T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移,α↑促进水解,h↑增大[H+] 抑制电离,α↑促进水解,h↑增大[OH—]促进电离,α↑抑制水解,h↑增大[A—] 抑制电离,α↑水解程度,h↑注:α—电离程度 h—水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用考点 1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下,测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结一、盐类的定义盐类是由正离子和负离子组成的化合物,它们在水溶液中可以进行水解反应。

在水溶液中,盐类会分解成正离子和负离子,这个过程被称为水解。

二、盐类的水解类型 1. 酸性盐水解:当盐类水解产生的阳离子是弱酸的共轭碱时,溶液呈酸性。

例如,氯化铵(NH4Cl)溶解在水中时,产生氨(NH3)和盐酸(HCl),溶液呈酸性。

NH4Cl + H2O → NH3 + HCl2.碱性盐水解:当盐类水解产生的阴离子是弱碱的共轭酸时,溶液呈碱性。

例如,氯化铝(AlCl3)溶解在水中时,产生氢氧化铝(Al(OH)3)和盐酸(HCl),溶液呈碱性。

AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl3.中性盐水解:当盐类水解产生的阳离子和阴离子都是中性物质时,溶液呈中性。

例如,硫酸钠(Na2SO4)溶解在水中时,产生钠离子(Na+)和硫酸根离子(SO4^2-),溶液呈中性。

Na2SO4 + 2H2O → 2Na+ + SO4^2-三、盐类水解的影响因素 1. 盐类的离解度:离解度越大,水解反应越明显。

离解度受盐的溶解度和电离度的影响。

2.水解常数:水解常数表示水解反应的进行程度,水解常数越大,水解反应越明显。

3.pH值:溶液的pH值越高,水解反应越容易发生。

四、盐类水解的应用 1. 确定酸碱性:通过观察盐类水解产生的溶液的酸碱性,可以判断盐类的性质。

2.制备酸碱盐:通过适当的反应条件,可以制备出具有特定酸碱性的盐类。

3.工业应用:盐类水解在工业上有广泛的应用,例如制备氢氧化钠、氢氧化铝等化学品。

总结:盐类的水解是指盐类在水溶液中分解成正离子和负离子的过程。

根据盐类水解产生的阳离子和阴离子的性质,溶液可以呈酸性、碱性或中性。

盐类水解受离解度、水解常数和pH值等因素的影响。

盐类水解在酸碱性的判定、酸碱盐的制备以及工业应用方面具有重要作用。

注意:以上内容不涉及人工智能(Ai)等字样,以便符合题目要求。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解1.复习重点1.盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2.难点聚焦(一)盐的水解实质H2O H+—当盐AB A n+),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,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律简述为: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弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性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(三)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。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度(T)T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移,α↑促进水解,h↑增大[H+] 抑制电离,α↑促进水解,h↑增大[OH—]促进电离,α↑抑制水解,h↑增大[A—] 抑制电离,α↑水解程度,h↑注:α—电离程度 h—水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用考点 1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下,测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解1.复习重点1.盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2.难点聚焦(一)盐的水解实质H2O H++OH—A(OH)n当盐AB能电离出弱酸阴离子(B n—)或弱碱阳离子(An+),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,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律简述为: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弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4NH4F碱性中性酸性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H3PO4H2PO4—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(三)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。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HAH++A——QA—+H2O HA+OH——Q温度(T)T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移,α↑促进水解,h↑增大[H+] 抑制电离,α↑促进水解,h↑增大[OH—]促进电离,α↑抑制水解,h↑增大[A—] 抑制电离,α↑水解程度,h↑注:α—电离程度h—水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用考点1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下,测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结一、盐的定义及分类盐是由金属离子和非金属离子组成的化合物,通常来说,金属离子的化合价大于一的金属离子结合非金属离子形成的化合物就是盐。

盐的分类可以分为两大类:酸性盐和碱性盐。

酸性盐是指盐中含有含氧酸根,并且盐中金属离子的化合价小于等于三。

碱性盐则是指盐中金属离子的化合价大于等于四,通常它们会具有碱性。

盐类包括氯化物、硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐等。

二、盐的水解过程盐的水解过程是指盐溶解于水中时,产生的化学反应。

水解过程可以分为两种方式:一种是由于盐的阳离子或阴离子的水解而产生的,另一种则是由于盐分解后产生的酸碱中和反应。

具体来说,当盐溶解于水中时,如果阳离子或阴离子具有水解作用,就会发生水解反应,例如NaCl(氯化钠)溶解在水中会产生Na+和Cl-离子,其中Cl-离子会与水分子反应生成HCl氢氧化钠和NaOH氢氧化钠。

三、酸碱中和反应盐的水解过程会引起酸碱中和反应,产生酸性或碱性溶液。

当盐中含有酸性或碱性离子时,溶解后会与水反应,产生酸碱中和反应。

比如Na2CO3(碳酸钠)溶解在水中会产生碱性溶液,而NH4Cl(氯化铵)溶解在水中则会产生酸性溶液。

四、盐的氧化还原反应盐也可以在水解过程中产生氧化还原反应。

当盐溶解在水中时,一些金属离子会被氧化或还原,从而产生氧化还原反应。

比如CuSO4(硫酸铜)溶解在水中,其中的Cu2+离子会与水中的氢氧化钠发生氧化还原反应,产生Cu2O(氧化铜)和Na2SO4(硫酸钠)。

五、盐的应用盐类的水解过程在生产和生活中有广泛的应用。

在化工生产中,盐的水解可以帮助提取金属,制备无机酸和碱性物质等。

在食品加工中,盐也常常用于腌制和调味。

在日常生活中,我们使用的食盐就是氯化钠溶解后的产物。

在农业生产中,盐的水解过程也可以帮助植物吸收营养。

综上所述,盐的水解过程在化学中具有重要意义,它不仅帮助我们理解盐的性质,还可以在实际生产和生活中得到应用。

通过研究盐的水解过程,我们可以更好地理解盐的应用和化学性质,为实际生产和生活提供更多的帮助。

(完整版)盐类的水解知识点总结

(完整版)盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解1.复习重点1.盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2.难点聚焦(一)盐的水解实质H2O H+—n当盐AB能电离出弱酸阴离子(B n—)或弱碱阳离子(A n+),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,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律简述为: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弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性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(三)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。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度(T)T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移,α↑促进水解,h↑增大[H+] 抑制电离,α↑促进水解,h↑增大[OH—]促进电离,α↑抑制水解,h↑增大[A—] 抑制电离,α↑水解程度,h↑注:α—电离程度 h—水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用考点 1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下,测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结
定义:盐类的水解是指在溶液中,盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合,生成弱电解质的反应。

这个过程破坏了水的电离平衡,促进了水的电离。

条件:盐必须溶于水,且能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

规律:难溶不水解,有弱才水解,无弱不水解;谁弱谁水解,越弱越水解,都弱都水解;谁强显谁性(适用于正盐),同强显中性,弱弱具体定。

即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子,该盐就会水解;这些离子对应的碱或酸越弱,水解程度越大,溶液的pH变化越大;水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定,酸强显酸性,碱强显碱性。

特点:水解反应和中和反应处于动态平衡,水解进行程度很小;水解反应为吸热反应;盐类溶解于水,以电离为主,水解为辅;多元弱酸根离子分步水解,以第一步为主。

表示方法:盐类的水解用水解方程式表示。

由于盐类的水解程度通常很小,因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”,但是如果存在双水解的情况,通常需要标注“↓”“↑”,且可逆符号要换成等于号。

应用:盐类水解在生活和工业中有广泛的应用,如制造燃料、净水、制造清洁剂、制造精细化工产品、制造环保产品、制造化妆品、制造润滑剂和制造纸张等。

以上是盐类水解的基本知识点,理解并掌握这些内容,可以更好地理解和应用盐类水解的相关知识。

盐类的水解高三化学知识点

盐类的水解高三化学知识点

盐类的水解高三化学知识点盐类的水解高三化学知识点盐类水解的规律1.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。

2.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。

3.谁弱谁水解:发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。

4.谁强显谁性:弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。

5.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。

1:盐类水解的实质是:在溶液中盐电离出的离子跟水电离出的H 或OH 生成弱电解质(弱酸或弱碱),从而破坏水的电离平衡,使溶液显示出不同程度的酸碱性。

2:盐类水解的规律为“遇弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性”. 如强酸强碱盐不水解;弱碱强酸盐水解显酸性;强碱弱酸盐水解显碱性。

3:盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应,一般水解进行到一定程度达到平衡状态,影响水解平衡的因素有浓度、温度等.浓度越小,则水解程度越大;升高温度,水解程度增大。

4:盐类水解离子方程式的书写方法,除了遵循离子方程式的书写原则外,还应注意:①反应物中写出参加水解的离子和水。

②单水解用“ ”号,完全双水解才用“=” 。

③多元弱酸根离子的水解应分步写。

④单水解产物不应打“”或“” 要点盐类水解的定义和实质1.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。

2.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。

3.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。

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水解中和 【最新整理,下载后即可编辑】盐类的水解1.复习重点1.盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2.难点聚焦(一) 盐的水解实质H 2O +—A n+HB (n —1)— A(OH)n当盐AB 能电离出弱酸阴离子(B n —)或弱碱阳离子(A n+),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,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律简述为: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弱酸碱盐不一定如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F碱性 中性 酸性取决于弱酸弱碱 相对强弱2.酸式盐 ①若只有电离而无水解,则呈酸性(如NaHSO 4)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H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化:pH 值增大H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43—pH 减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性:NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS.酸性(很特殊,电离大于水解):NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4(三)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。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H ++A ——Q A —+H 2O HA+OH ——Q温度(T )T ↑→α↑ T ↑→h ↑加水 平衡正移,α↑ 促进水解,h ↑增大[H +] 抑制电离,α↑ 促进水解,h ↑增大[OH —]促进电离,α↑ 抑制水解,h ↑增大[A —] 抑制电离,α↑ 水解程度,h ↑注:α—电离程度 h —水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CH 3COOH 和CH 3COONO 2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH 3COOH 电离程度 和CH 3COO —水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用考点 1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX 、KY 、KZ 的溶液物质的量浓度相同,其pH 值分别为7、8、9,则HX 、HY 、HZ 的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下,测得①NaHCO 3 ②CH 3COONa ③NaAlO 2三种溶液的pH 值相同。

高中化学:《盐类的水解》知识点详解

高中化学:《盐类的水解》知识点详解

高中化学频道:《盐类的水解》知识点详解(一)盐类水解实质(从水的电离平衡下手)盐溶于水电离出的某种离子,与水电离的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质,使水的电离平衡发生移动。

(二)盐类水解规律口诀:无弱不水解,有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性.解释:(1)弱碱强酸盐的水解在溶液中,存在的电离和水的电离电离出来的可以跟水电离出来的结合成弱电解质,使下降,水的电离平衡向正向移动,从而造成溶液中的溶液呈现酸性。

(2)弱酸强碱盐的水解在溶液中的弱酸根阴离子,与电离出来的结合成弱电解质分子,使的电离平衡向正向移动,不断增大,直至建立起新的平衡,溶液呈现碱性。

规律:(1)弱碱强酸盐可溶性的弱碱强酸盐,如、、等能发生水解反应,水解后溶液呈现酸性。

(2)弱酸强碱盐可溶性的弱酸强碱盐,如、、、等能发生水解反应,水解后溶液呈现碱性。

(3)弱酸弱碱盐可溶性的弱酸弱碱盐,如、、等很容易发生水解反应,水解后溶液的酸碱性取决于该盐水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱。

(4)强酸强碱盐各种强酸强碱盐均不能发生水解反应,溶液仍为中性。

(三)正确书写盐类水解的例子方程式盐类水解属于离子反应,可以按照离子方程式的书写规范,写出正确的离子方程式。

例如,硫酸铜水解的离子方程式可按以下三个步骤写出:第一步写出水解的化学方程式第二步把易溶于水的强电解质改写为离子形式第三步消去反应式两边相同的离子()上述这个盐类水解的离子方程式揭示了水解的实质,是使水的电离平衡破坏,生成弱碱分子和,使溶液呈现酸性,比盐类水解的化学方程式有更大的优越性。

书写盐类水解的离子方程式时,要注意以下三点:(1)要写可逆号“”,不能写等号。

(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。

(3)气体物质不写气体符号“↑”。

怎样才能又迅速、又准确地书写盐类水解的离子方程式呢?(1)弱碱强酸盐水解的离子方程式是弱碱阳离子的水解,弱碱阳离子所带电荷数,就是水分子的系数,也是氢离子的系数。

高考高中化学重点总结盐类的水解

高考高中化学重点总结盐类的水解

高考高中化学重点总结盐类的水解(1)盐类水解的概念:在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解.说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程:(2)盐类水解的实质:盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH4+、A13+、Fe3+等)或者弱酸阴离子(如CH3COO-、CO32-、S2-等)与水电离产生的OH-或H+结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质),使水的电离平衡发生移动,从而引起水电离产生的c(H+)与c(OH-)的大小发生变化.(3)各种类型的盐的水解情况比较:①判断某盐是否水解的简易口诀:不溶不水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱都水解.②判断盐溶液酸碱性的简易口诀:谁强显谁性,都强显中性,都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小).(4)盐类水解离子方程式的书写方法书写原则:方程式左边的水写化学式“H2O”,整个方程式中电荷、质量要守恒.①强酸弱碱盐:弱碱阳离子:说明溶液中离子浓度大小的顺序为:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知:c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-)b.多元弱酸对应的盐.多元弱酸对应的盐发生水解时,是几元酸就分几步水解,且每步水解只与1个H2O分子结合,生成1个OH-离子.多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的,因此,多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定.例如K2CO3的水解是分两步进行的:水解程度:第一步>第二步.所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为:c(K+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(H+)根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知:。

盐类水解的知识点总结

盐类水解的知识点总结

盐类水解的知识点总结一、盐类水解的定义盐类水解是指盐类在水中发生化学反应,分解成相应的酸和碱的过程。

在盐类水解中,盐类会与水发生酸碱中和反应,生成酸和碱两种物质。

盐类水解是酸碱中和反应的一种特殊形式,通常发生在弱酸性或弱碱性条件下。

盐类水解的反应方程式一般可表示为:MaXb + H2O → MaOH + HX其中Ma表示金属离子,X表示酸根离子,a和b分别表示金属离子和酸根离子的化学计量数。

在水解反应中,金属离子和酸根离子与水发生化学反应,生成相应的酸和碱。

二、盐类水解的原理盐类水解的原理主要是基于酸碱中和反应的化学原理。

在水中,盐类会与水发生化学反应,生成酸和碱。

这是因为盐类是由金属离子和酸根离子组成的化合物,在水中金属离子会与水分子发生反应,生成氢氧化物,而酸根离子会与水分子发生反应,生成相应的酸。

例如,对于氯化钠的水解,反应方程式可表示为:NaCl + H2O → NaOH + HCl氯化钠在水中发生水解反应后生成氢氧化钠和盐酸。

这说明了盐类水解是酸碱中和反应的一种特殊形式。

三、盐类水解的影响因素盐类水解的速率和程度受到多种因素的影响。

其中主要影响盐类水解的因素包括盐类的性质、水的性质和温度等。

1. 盐类的性质:盐类的水解程度主要取决于盐类的酸碱性质。

对于中性盐,其水解程度较小;而对于弱酸性或弱碱性盐,其水解程度较大。

2. 水的性质:水的性质对盐类水解也有较大影响。

水的酸碱性、温度和离子强度等因素都会影响盐类水解的速率和程度。

3. 温度:温度对盐类水解的速率有显著影响。

通常情况下,温度越高,盐类水解的速率越快。

四、盐类水解的实验方法盐类水解的实验方法通常是通过实验室化学实验来进行观察和研究。

以下是一种常见的盐类水解实验方法:1. 实验材料:实验所需的材料包括盐类、蒸馏水、试剂瓶、酚酞溶液等。

2. 实验步骤:- 取一定量的盐类溶解于蒸馏水中,溶液混合均匀。

- 用pH试纸或PH计测试盐类水解溶液的酸碱性。

盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

一、盐类的水解1.定义:盐电离出来的阴离子或阳离子与水所电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的过程。

2.结果:促进水的电离平衡,盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。

3.盐类水解平衡的影响因素(1)※内因:酸越弱,弱酸根阴离子的水解能力越强,对应盐的碱性越强。

例如:已知K(HNO 2) > K(CH 3COOH) > K(HClO),等浓度的NaClO 、CH 3COONa 、NaNO 2溶液pH 由大到小的顺序是:NaClO > CH 3COONa > NaNO 2 。

若三种盐溶液等pH ,则三种盐浓度大小的顺序 NaNO 2>CH 3COONa>K(NaClO)(2)外因:温度、浓度、酸碱、盐(1)温度不变,浓度越小,水解程度越大(越稀越水解).(2)浓度不变,温度越高,水解程度越大.(3)加酸或加碱,可抑制或促进水解(4)加盐:可抑制或促进水解 例如:向NH 4Cl 溶液中加入CH 3COONa,促进NH 4+的水解(一阴一阳,互促水解);向NH 4Cl 中加入FeCl 3,抑制NH 4+的水解(弱碱阳离子之间互相抑制)4.水解平衡常数 K h 以醋酸钠为例:CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH -水解是微弱的,用可逆符号,在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”,也不把生成物(如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等)写成其分解产物的形式;多元弱酸的盐分步水解,以第一步为主。

多元弱碱盐的水解视为一步完成。

二、盐类水解原理的应用1.判断或解释盐类酸碱性的原因:如FeCl 3溶液呈酸性、CH 3COONa 呈碱性,Na 2CO 3呈碱性的原因。

找出能水解的弱酸根阴离子或弱碱阳离子,写出离子方程式即可2.离子浓度大小比较NH 4Cl 溶液C(Cl -)>C(NH 4+)>C(H +)>C(OH -)CH 3COONa 溶液C(Na +)>C(CH 3COO -)>C(OH -)>C(H +)Na 2CO 3溶液 C (Na +)>C (CO 32-)>C (OH -)>C (HCO 3-)>C (H +)只有弱酸的酸式盐既能电离也能水解:NaHCO 3(pH >7水解>电离)NaHSO 3(pH <7电离>水解) NaHCO 3溶液 C (Na +)>C (HCO 3-)>C (OH -)>C (H +)>C (CO 32-)NaHSO 3溶液 C (Na +)>C (HSO 3-)>C (H +)>C (SO 32-)>C (OH -)等浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 混合液(pH <7)C (CH 3COO -)>C (Na+)>C (H+)>C (OH -) 等浓度的NH 3.H 2O 与NH 4Cl 混合液(pH >7)C (NH 4+)>C (Cl -)>C (OH -)>C (H +) 总结:水解大于电离:NaHCO 3 电离大于水解:NaHSO 3、等浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 混合液 等浓度的NH 3.H 2O 与NH 4Cl 混合液3.配置或储存易水解的盐溶液在配制FeCl 3、AlCl 3等溶液时,为抑制Fe 3+、Al 3+的水解,常先将盐溶于少量相应的酸中,再加蒸馏水稀释到所需浓度。

盐类水解知识点

盐类水解知识点

盐类水解一、定义:在溶液中盐的 跟水所电离出来的 或 生成 的过程。

二、条件:盐必须溶于 ,必须能电离出 离子或 离子。

三、实质: 的生成,破坏了水的电离, 水的电离平衡发生移动。

四、规律:盐的构成中出现 离子或 离子,该盐就会水解;这些离子对应的碱或酸越 ,水解程度越大,溶液的pH 变化越大;水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的 和 相对强弱决定,酸强显 性,碱强显 性。

五、特点1.水解反应和 反应处于动态平衡,水解进行程度很小。

2.水解反应为 反应。

3.盐类溶解于水,以电离为主, 为辅。

4.多元弱酸根 水解且步步难,以 为主。

六、离子反应方程式: 1.应用 表示,2.在书写水解离子方程式时不标" "" ",但是如果存在双水解的情况,通常需要标注"↓""↑",且可逆符号要换成 号。

七、水解平衡的因素1.影响水解平衡进行程度最主要因素是 的性质。

(1)组成盐的酸根对应的酸越 ,水解程度越大,碱性就越 ,PH 越 ; (2)组成盐的阳离子对应的碱越 ,水解程度越大,酸性越 ,PH 越 。

例:已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,在物质的量浓度均为0.1mol/L 的NaA 和NaB 混合溶液中,下列排序正确的是()A.c(OH -)>c(HA)>c(HB)>c(H +) B.c(OH -)>c(A -)>c(B -)>c(H +)C.c(OH -)>c(B -)>c(A -)>c(H +) D.c(OH -)>c(HB)>c(HA)>c(H +) 2.外界条件对平衡移动也有影响,移动方向应符合勒夏特列原理。

(1)温度:升温平衡 ,水解程度 。

(2)浓度:改变平衡体系中每一种物质的 ,都可使平衡移动。

盐的浓度越 ,水解程度越大。

(3)溶液的酸碱度:加入酸或碱能 或 盐类的水解。

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1.复习重点1 •盐类的水解原理及其应用2 •溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2•难点聚焦盐的水解实质H 2O H ++OHAB== B n —” n+进水进一步电离.类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律如HPQ 及其三种阴离子随溶液 pH 变化可相互转化:pH值增大--------------------------------------- >—2—3 —H『3PQ H 2PQ HPO 4 PQ 4pH 减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性:NaHCO NaHS NmHPG 、NaHS. 酸性(很特殊,电离大于水解):NaHSO NaHPQ 、NaHSO盐类的水解简述为:有弱才水解,无弱不水解 具体为:1 •正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性③强酸强碱盐呈中性 女口 NH 4CN CH 3CONH 碱性中性 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, ②若既有电离又有水解,电离程度〉水解程度, 呈酸性 呈碱性越弱越水解,弱弱都水解 ②强碱弱酸盐呈碱性④弱酸碱盐不一定 NH 4F 酸性 则呈酸性(如 NaHSC ) 取决于两者相对大小电离程度v 水解程度,强碱弱酸式盐的电离和水解:谁强显谁性,等强显中性HB(n -1)—当盐AB 能电离出弱酸阴离)A(OHHr或弱碱阳离子(A n+),即可与水电离岀的川或0H 结合成电解质分子,从而促与中和反应的关系:盐+水 由此可知,水解. 酸+碱(两者至少有一为弱)中和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,大多认为是完全以应,但盐(三)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。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响HA H ++A——Q A —+H2O ― OH ——Q温度(T)T f^af T h f加水平衡正移,af促进水解,h f增大[H +]抑制电离,af促进水解,h f增大[OH—]促进电离,af抑制水解,h f增大[A —]抑制电离,af水解程度,h f注:a—电离程度h —水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CHCOOH和CHCOONO的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CHCOOK离程度和CH I COO水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用考点1 .判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,贝U HX HY HZ的酸性强弱的顺序是___________________②相同条件下,测得① NaHCO②CHCOONa③NaAIQ三种溶液的pH值相同。

那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是.因为电离程度CHCOOH> HAIO2所以水解程度NaAIQ> NaHCO CH I COON在相同条件下,要使三种溶液pH值相同,只有浓度②'①〉③2 •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+、S—、HS、H2S、OH—、H+、H2O,但微粒浓度大小关系不同.考点2 •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(如川或OH)] > [显性对应离子如OH T或H+]实例:aCHCOONa. bNHCla. [Na +] > [CH s COO] > [OH—] > [H+]b. [Cl —] > [NH4+] > [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N G S水解分二步S2—+fO HS —+OH (主要)HS+fO H 2S+OH (次要)各种离子浓度大小顺序为:+ 2——— +[Na ] > [S ] > [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.考点3.溶液中各种微粒浓度之间的关系以N&S水溶液为例来研究(1 )写岀溶液中的各种微粒阳离子:Na+、H+阴离子:S2—、HS、OH(2)利用守恒原理列岀相关方程.10电荷守恒:[Na+]+[H +]=2[S 2 —]+[HS —]+[OH —]20物料守恒:N@S=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.+ 2——[Na ]=2[S ]+2[HS ]+2[H 2S]30质子守恒+ —H2O H +OH ■-——-由HO电离岀的[H+]=[OH —],水电离岀的M部分被$—结合成为HS、HS,根据H+(质子)守恒,可得方程:[OH—]=[H +]+[HS —]+2[H 2S]想一想:若将N Q S改为NaHS溶液,三大守恒的关系式与N Q S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 —]+[S 2—]+[H 2S]小结:溶液中的几个守恒关系(1)电荷守恒:电解质溶液呈电中性,即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为■^零O(2 )物料守恒(原子守恒):即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变。

(3)质子守恒:即在纯水中加入电解质,最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)练一练!写岀O.1mol/L Na 2CG 溶液中微粒向后三天守恒关系式。

参考答案:① [Na +]+[H +]=[OH — ]+[HCO a —]+2[CO 32—] ② [HCO 3— ]+[CO 32 —]+[H 2CO]=0.1 ③ [OH —]=[H +]+[HCO 3—]+2[H 2CQ]考点4 .判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。

例 1.AICI3+3H 2Q AI (OH )3+HCl △ H> 0 (吸热)①升温,平衡右移①升温,平衡右移②ESQ 难挥发,随C(H 2SQ)增大,将抑制水解 综合①②结果,最后得到AI 2SQ从例1例2可小结岀,加热浓缩或蒸干盐溶液,是否得到同溶质固体,由对应酸的挥发性而定 结论:5•某些盐溶液的配制、保存在配制FeCd AICI 3、CuCl 2、SnCI 2等溶液时为防止水解,常先将盐溶于少量相应的酸中,再加蒸馏水稀释到所 需浓度.NazSiO s 、NaCO 、NH 4F 等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因NazSiO s 、N Q CO 水解呈碱性,产生较多 0H ,解产生HF , OH 、HF 均能腐蚀玻璃.6•某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如① AI 3+与 S 2—、HS 、CO 2—、HCG —、AIO 2, SiO 32—、CIO —、0"0—等不共存 ② Fe 3与 CO 2—、HCO —、AI02—、CIO —等不共存 ③ NH +与 CIO —、SiO 32—、AIO 2—等不共存 △想一想:AI 2S 3为何只能用干法制取?(2AI+2S AI 2S 3)=小结:能发生双水解反应,首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大,其次水解一方产生较多, 方产生较多OH ,两者相互促进,使水解进行到底。

例如:3HCO3—+ 3H 2。

-3H — 2CQ + 3OH — Al 3+ + 3H 2OAl(OH) 3 + 3H +促进水解进行到底②升温,促成 HCI 挥发,使水解完全AICI3++O 加热至O H ) 3+3HCI fJ 灼烧AI2。

例2. AI2(SO 4)3+6H 2O -2AI (OH )3+3H 2SO△ H > 0 (吸热)①弱碱易挥发性酸盐蒸干氢氧化物固体(除铵盐)②弱碱难挥发性酸盐蒸干同溶质固体NH 4F 水H +,另总方程式:3H 2O3HC0 3—+AI 3+===AI(OH) 3 J +3CO f考点7.泡沫灭火器内反应原理.NaHCO s和Al 2(SO4)3混合可发生双水解反应:2HCO3—+AI3+==AI(OH3) J +3CO2f生成的CQ将胶状AI(OH) 3吹岀可形成泡沫考点8.制备胶体或解释某些盐有净水作用FeCI 3、Kal2(SO4)2 • 12H2O等可作净水剂.原因:Fe3+、AI 3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、AI(OH) 3,结构疏松、表面积大、吸附能力强,故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降,从而起到净水的作用.3.例题精讲例1浓度为O.1mol/L 的8种溶液:① HNO②WSQ③HCOOH④Ba(OH)2 ⑤NaOH⑥CHCOONa⑦KCI⑧NHCI溶液pH 值由小到大的顺序是(填写编号) ________________________________________ .例2 (2001广东)若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性,其原因可能A. 生成一种强酸弱碱盐B. 弱酸溶液和强碱溶液C. 弱酸与弱碱溶液反应D. —元强酸溶液与一元强碱溶液反应例3 (2001 广东) 下列反应的离子方程式正确的是A .硫酸铝溶液和小苏打溶液反应AI 3++3HCO3-==3CO2f+AI(OH)3J2+ -B. 向Ca(CIO) 2 溶液中通入二氧化硫Ca +2CIO + SO2+ H2O == CaSO3+2HCIOC .硫化亚铁中加入盐酸S2-+2H+==H2S fD.钠和冷水反应Na+2HO==Na+H2 f +2OH例4.明矾溶于水所得溶液中离子浓度关系正确的是( )A. [SO42—]=[K +]=[AI 3+] > [H+] > [OH—]B. [SO42—] > 2[K+] > [AI 3+] > [OH—] > [H+]C. [SO 42—] > 2[K +] >[AI 3+] > [H +] > [OH —]D. [SO42—]+[OH—]=[K +]+[AI 3+]+[H +]例5.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。

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