高三-盐类水解及离子浓度比较

化学学科教师辅导讲义课 题盐类水解与离子浓度大小比较教学内容知识梳理（一）盐的水解相关概念与规律：1、概念理解：定义：在溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

本质：盐电离⇒⎧⇒⎨⇒⎩+-弱酸的阴离子结合H 弱碱的阳离子结合OH⇒破坏了_水的电离平衡_⇒水的电离程度__增大__ ⇒ c (H ＋)≠c (OH －) ⇒ 溶液呈碱性、酸性或中性。

水解与中和反应的关系：++水解中和盐水酸碱2、盐类水解方程式的书写：书写盐类水解方程式时要注意：（1）一般盐类水解的程度很小，用可逆号“”表示。

（2）盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。

（3）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。

写出下列物质水溶液的水解方程式：Na 2CO 3：CO 32- + H 2O −−→ HCO 3- + OH - ； HCO 3- + H 2O −−→ H 2CO 3 + OH - Fe 2(SO 4)3：Fe 3+ +3 H 2O −−→ Fe(OH)3 + 3H + Mg 2F ：Mg 2+ + 2H 2O −−→ Mg(OH)2 + 2H + ；F - +H 2O −−→HF + OH - Cu(NO 3)2：Cu 2+ +2H 2O −−→ Cu(OH)2 + 3H + BaBr 2：不水解。

3、水解规律：难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解） 水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度） 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。

（溶液的酸碱性）【几点解释】（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。

如NaHSO 4在水溶液中：NaHSO 4→Na ＋＋H ＋＋SO 2－4。

（2）“谁弱谁水解，越弱越水解”如酸性：HCN<CH3COOH，则相同浓度和温度下二者的碱性：NaCN>CH3COONa。

（3）谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定如：NH4CN CH3CO2NH4NH4F碱性中性酸性取决于弱酸弱碱的相对强弱（4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

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。

如NaHCO 3溶液中：HCO－3H＋＋CO2－3(次要)，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(主要)。

如NaHSO 3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。

③常见酸式盐溶液的酸碱性：碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4（5）双水解：定义：弱酸弱碱盐电离的两种离子都能发生水解反应，二者水解生成的H+和OH-相互反应，互相促进直至完全的水解反应。

例如：FeCl3与Na2CO3发生双水解生成Fe(OH)3与CO2气体；Al2S3发生双水解生成Al(OH)3与H2S气体。

注意：CO32-与NH4+可以相互促进水解，但二者的水解的程度不够大（尤其是铵根，水解程度较小），不会彻底水解。

常见的能发生双水解的离子有：Al3+与S2−、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等，NH4+与SiO32-、AlO2-、ClO-等。

规律：SiO32-、AlO2-与所有能水解的阳离子都双水解因形成难溶物而不考虑双水解，如：Ag+与S2-；Cu2+与S2-因发生氧化还原反应而不考虑，如：Fe3+与S2-/HS-双水解的离子方程式书写：双水解由于相互促进水解程度较大，双水解方程式书写时要用“→”、“↑”、“↓”等。

Fe3+与CO32-：2Fe3+ +3 CO32- +3H2O −−→2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑Fe3+与AlO2-：Fe3+ + 3AlO2- +H2O −−→Fe(OH)3↓+ 3Al(OH)3↓NH4+与AlO2-：NH4++ AlO2- +H2O −−→NH3↑ + Al(OH)3↓（二）影响水解平衡的因素：1、影响水解平衡的因素：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。

2、比较外因对盐水解的影响：以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH4++ H2O NH3·H2O + H+）条件平衡移动方向c(NH4+) n(NH4+) c(NH3·H2O) n(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度加热向右减小减小增大增大增大增大增大加水向右减小减小减小增大减小增大增大通入氨气向左增大增大增大增大减小减小减小加少量NH4Cl 向右增大增大增大增大增大增大减小通入HCl 向左增大增大减小减小增大增大减小加少量NaOH 向右减小减小增大增大减小减小增大加少量Na2CO3向右减小减小增大增大减小减小增大加少量FeCl3向左增大增大减小减小增大增大减小（三）水解的应用：水解的应用实例原理1、净水FeCl3、KAl2(SO4)2·12H2O等可作净水剂Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(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。

2、去油污用热碱水冼油污物品加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好.3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为抑制水解，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②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—；NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃加热至干4、制备无水盐由MgCl 2·6H 2O 制无水MgCl 2 在HCl 气流中加热 MgCl 2·6H 2O 受热水解生成碱式氯化镁或者氢氧化镁而不是生成氯化镁5、泡沫灭火器用Al 2(SO 4)3与NaHCO 3溶液混合NaHCO 3和Al 2(SO 4)3混合可发生双水解反应：2HCO 3—+Al 3+−−→Al(OH 3)↓+3CO 2↑ 6.化肥的使用铵态氮肥 草木灰2NH 4++CO 32—−−→2NH 3↑+CO 2↑+H 2O 损失氮的肥效 Ca 2++2H 2PO 4—+2CO 32—−−→ CaHPO 4↓+2HCO 3—+HPO 42— 难溶物，不能被值物吸收7.判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体例1．AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+HCl -Q ①升温，平衡右移②升温，促成HCl 挥发，使水解完全AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+3HCl↑ ↓灼烧 Al 2O 3例2．Al 2(SO 4)3+6H 2O 2Al(OH)3+3H 2SO 4 -Q①升温，平衡右移②H 2SO 4难挥发，随c(H 2SO 4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al 2SO 4 从例1例2可小结出，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：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 【教学建议】与后面的例10结合起来讲解。

（四）溶液中的三种守恒：以Na 2S 和NaHS 溶液为例： 1、电荷守恒：Na 2S 水溶液：[Na +]+[H +]=2[S 2-]+[HS -]+[OH -] NaHS 水溶液：[Na +]+[H +]=2[S 2-]+[HS -]+[OH -]意义：溶液呈电中性，因此阴阳离子所带正负电荷总数相等。

写法：将溶液中所有阳离子浓度相加，等于 溶液中所有阴离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。

特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。

2、物料守恒：Na 2S 水溶液：[Na +]=2([S 2-]+[HS -]+[H 2S]) NaHS 水溶液：[Na +]=[S 2-]+[HS -]+[H 2S]意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。

写法：观察加入的物质中非H 、O 元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。

特点：不能以H 、O 原子书写物料守恒，因为水中有大量的H 、O 原子。

3、质子守恒：Na 2S 水溶液：[OH -]=[HS -]+2[H 2S]+[H +] NaHS 水溶液：[OH -]+[S 2-]=[H 2S]+[H +]意义：溶液中各微粒得质子（即H +）总数等于失去的质子总数。

写法：① 将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na +]即可得到质子守恒式。

② 将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。

物理意义写法：(Na 2S 为例)得到的质子总数=n(HS -)+2n(H 2S)+n(H +)，失去的质子数=n(OH -)，二者相等。

再除以溶液体积即可得到质子守恒式（五）溶液中离子的浓度大小比较：1、弱酸溶液：0.1mol/L 的HAc 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H +] >[Ac -] >[OH -] 0.1mol/L 的H 2S 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H 2S] >）[H +] >[HS -] >[OH -]>[S 2-] （说明：H 2S 的二级电离常数太小，导致[OH -]>[S 2-]，如果是碳酸，则是[CO 32-]>[OH -]） 2、一元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +] >[Ac -] >[OH -]>[H +] 3、二元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的Na 2CO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[CO 32－]>[OH －]>[HCO 3－]（>[H 2CO 3]）>[H +] （一步水解后产生等量OH -和HCO 3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH －]>[HCO 3－]，溶液碱性，[H +]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由1323[][][]k H HCO H CO +-=进行讨论，常温下k 1数量级是10-7，而[HCO 3-]接近[OH -]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H 2CO 3]）>[H +]） 4、二元弱酸的酸式盐溶液：0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HCO 3－]>[OH －]（>[H 2CO 3]）>[H +]>[CO 32－] （水解大于电离，故水解产物（H 2CO 3、OH -）浓度大于电离产物（CO 32－、H +）浓度，水也电离，故[H +]>[CO 32－]） 0.1mol/L 的NaHSO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HSO 3－]>[H +]>[SO 32－] >[OH －]（>[H 2SO 3]） （电离大于水解，因此电离产物（SO 32－与H +）浓度大于水解产物（OH -）浓度，水电离导致，[H 2SO 3]最小）5、常见的混合溶液情况分析：（1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液：溶质：不反应，溶质是NH4Cl与NH3·H2O（都是0.05mol/L）电荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-]物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-] （或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L）质子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-]离子浓度比较：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+]（若不考虑水解和弱电离，则[NH4+]=[NH3·H2O]=[Cl-]，实际上电离大于水解，因此[NH4+]>[NH3·H2O]，而[Cl-] 不变，故介于二者之间；以下两种类似）（2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液：溶质：不反应，溶质是HAc与NaAc（都是0.05mol/L）电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-]物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L）质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-]离子浓度比较：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-]（3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液：溶质：反应，最终溶质是HAc、NaAc与NaCl（都是0.05mol/L）电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-]物料守恒式：[Ac-]+[HAc]= [Na+]=2[Cl-] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L）质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-]离子浓度比较：[Na+]>[Ac-]>[Cl-]（>[HAc]）>[H+]>[OH-]三、专题突破（专题突破中习题的设计顺序，要按照“二、知识梳理”中知识点的安排顺序进行。