盐类水解总结

一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较
1．电解质、非电解质的概念
电 解 质 非 电 解 质
定 义 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物
相同点 都是与溶解性无关的化合物
不同点 在一定条件下能电离 不能电离
在水溶液中或熔化状态下能导电 在水溶液中和熔化状态下都不导电
与常见物质类别的关系 离子化合物和部分共价化合物 全是共价化合物
通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等 通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等
2．强电解质与弱电解质的概念
强 电 解 质 弱 电 解 质
概念 在水溶液中全部电离成离子的电解质 在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质
电离程度 完全 部分
溶液里粒子 水合离子 水合分子、水合离子
物质结构 离子化合物、某些共价化合物 某些共价化合物
与常见物质类别的关系 通常为
强酸：HCl、H2SO4、HNO3等
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等
绝大多数盐：NaCl、CaCO3、CH3COONa等 通常为
弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4等
弱碱：NH3•H2O、Cu(OH)2等
极少数盐、水
3．强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）
（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2
（3）测NaAc溶液的pH值： 常温下，PH>7
（4）测pH＝a的HAc稀释100倍后所得溶液pH（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH＝1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL
（7）将pH=1的HAc溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快。
特别提醒：
1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。如难溶物BaCO3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数
要点一：影响电离平衡的因素：
1．温度：

升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大
2.浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；
4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
要点二:电离平衡常数
1.在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如CH3COOH CH3COO-＋H+，K＝c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH)
2.电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3.对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下一级电离起抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
三、影响水电离平衡的因素和水的离子积常数
要点一:影响水电离平衡的因素
1．温度：升温，促进水电离，c(H＋)、c(OH－)同时增大，但溶液仍呈中性。
2．加入酸碱：向纯水中加入酸或碱溶液，酸电离出H+或碱电离出的OH－均使水的电离平衡受到抑制。
3．加入可水解的离子（弱酸根或弱碱阳离子）：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移，促进了水的电离。
4．其他因素：向水中加入活泼金属、电解时有H+、OH－放电时均可促进水的电离平衡正向移动。
要点二：水的离子积常数
1．水的离子积表示为KW ＝ c(H＋) c(OH－) ，水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在25℃；升高温度，Kw增大，降低温度，Kw减小。
2．不仅适用于纯水，还适用于以水为溶剂的稀酸、稀碱溶液。碱溶液中：Kw ＝c水(H＋)×c碱(OH－)，酸溶液中：Kw ＝c酸(H＋)×c水(OH－)；在不同的溶液中，c(H＋)和c(OH－)虽然不一定相等，但由水电离出的c(H＋)和c(OH－)却总是相等的。
3．当水中加入酸或碱时，水的电离平衡都受到抑制，但Kw不变，改变的只是c(H＋)、c(OH－)相对大小。
4．Kw＝ c(H＋)×c(OH－)式中的c(H＋)和c(OH－)指的是溶液中的H+和OH-的总浓度，一般说来，当溶液中c(H＋)或c(OH－)大于由水电离出的H+和OH-的1000倍时，水的电离可忽略。
四、溶液的酸碱性及PH值的计算
要点一：溶液的酸碱性及PH值
1．溶液酸碱性的判断依据：
c(H＋) ＞c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性。
2．酸碱性与PH值的关系：
用PH值的大小来判断溶液的酸碱性，须注意温度：
常温下，PH＝7的溶液为中性；在100℃时，

PH＝7时，溶液呈碱性。
3．释稀溶液与PH的关系：
①对于强酸溶液，每稀释10倍，PH增大一个单位，无论如何冲稀也不会等于或大于7；对于强碱溶液，每冲稀10倍，PH减小一个单位，无论如何冲稀也不会等于或小于7。
②对于PH相同的强酸和弱酸（强碱或弱碱）溶液冲稀相同的倍数，强酸或强碱溶液的PH变化大，这是因为强酸或强碱已完全电离，而弱酸或弱碱还能继续电离出H＋、OH－。
要点二：PH值的计算
1．单一溶液的pH值计算：pH＝-lgc(H+)
2．溶液的稀释：
规律：酸：pH＝a，加水稀释10n倍，强酸：pH＝a＋n，弱酸：pH 无限稀释，pH接近7，但不会小于7
碱：pH＝b，加水稀释10n倍，强碱：pH＝b－n，弱碱：pH > b－n
无限稀释，pH接近7，但不会小于7。
3．酸酸混合或碱碱混合溶液pH值计算
（1）强酸混合：

（2）强碱混合：
然后，再根据c（H+）＝Kw/c(OH－)，求算c（H+）。
2． 强酸和强碱混合
①恰好完全反应：pH＝7
②酸过量时：

③碱过量时：
根据c（H+）＝Kw/ c(OH－)，求c（H+）
五、电离方程式和水解方程式的书写
要点一：电离方程式的书写
1．由于弱电解质在溶液中部分电离，故写电离方程式时用“ ”符号，
如CH3COOH H＋＋CH3COO－
2．多元弱酸分步电离，以第一步电离为主：
如H2CO3电离： H2CO3 HCO3-＋H+ ，HCO3- CO32-＋H+
3．多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步表示：Fe(OH)3 Fe3++3OH-
要点二：水解方程式的书写
1．因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“ ”，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”。
2．多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。
3．多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+
4．双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“＝”表示，生成物中的沉淀、气体要用“↓”或“↑”标出，如Al3+与AlO2-、HCO3-、HS-、S2-之间均发生双水解反应，如Al3+＋ 3HS-＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H2S↑
六、盐类的水解
要点一：盐类水解规律
1．有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
2．多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强(如Na2CO3 ＞NaHCO3)。
要点二：影响盐类的水解的因素
1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱,盐的水解程度越大.
2.外在因素:
①温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；
②冲稀：用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；
③加入酸或碱：能促进或抑制盐的

水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。
要点三：盐类水解的应用
1．易水解盐溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。
2．物质杂质：加热法可除去KNO3溶液中的Fe3+杂质；加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。
3．溶液的蒸干：有些盐如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。
4.物质的制备：如Al2S3不能用湿法制备。
5.较活泼的金属与盐溶液作用产生氢气：如将Mg放入NH4Cl溶液中,会有氢气产生。
6.化肥的合理使用，如铵态氮肥不能与草木灰（主要成分K2CO3）混用
7．泡沫灭火器中药剂的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO3
8．明矾净水：Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉
注意：NH4HCO3、（NH4）2CO3溶液两种离子均可水解且互相促进，但不能水解进行到底,故它们可以大量共存，配成溶液。
七、溶液中离子浓度大小的比较
1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如H2S溶液： c(H+)>c(HS-)>c(S2一)>c(OH一)。
如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-) >c(HCO3-)>(H+)。
2．混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应再比较，同时要注意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。在此，常用到以下两组混合液：①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)。一般均按电离程度大于水解程度考虑。即①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH一) >c(H+)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一)
3．掌握三个守恒关系:
(1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)。
(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子水解或电离，使离子种类增多，但某些主要原子的总数是守恒的。如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
(3)质子守恒：任何溶液中，最后溶液中仅由水电离出的H+与OH-守恒，即由水电离产生的c(H+)=c(OH-)。在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离的H+或OH-，使溶液中c(H+)≠c(OH-)，但由水电离出的H+与OH-守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)，也可由电荷守恒式和物料守恒式叠加得出。
八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常数
要点一：沉淀溶解平衡：
1．溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
2．反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反

应，故用“＝”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L
3．溶解平衡方程式的书写：
在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”，如：Ag2S(s) 2Ag+ (aq)+ S2-(aq)
4.沉淀溶解平衡是动态平衡，其影响因素主要有：
①温度:一般升温时，沉淀溶解度增大，能促进溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。
②同离子效应：增大体系中沉淀溶解平衡中离子浓度，平衡向生成沉淀的方向移动；反之，则向沉淀溶解的方向移动。
5.沉淀转化的实质：就是沉淀溶解平衡的移动，一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀。
要点二:沉淀溶解平衡常数
1．表达公式：沉淀溶解平衡常数，它的符号为Ksp，对于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mMn+(aq)＋nNm-(aq)。固体纯物质不列入平衡常数中。上述反应的平衡常数为表示为：Ksp＝[c(Mn+)]m•[c(Nm-)]n
2．影响因素：在一定的温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，它只受温度影响，不受溶液中离子浓度的影响。
3．溶度积的应用：
通过比较溶度积和溶液中有关离子浓度幂的乘积—离子积QC的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
QC ＞Ksp 溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡状态
QC＝Ksp 溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
QC ＜Ksp溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。