盐类的水解

盐类水解基本规律

1．盐溶液的酸碱性规律

盐的类别溶液的酸碱性原因强酸弱碱盐呈酸性，pH<7弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)>c(OH －)水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，p H>7弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－)>c(H＋)强酸强碱盐呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度<水解程度，c(H＋)

2.盐类水解的规律

(1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。

(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。

(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。

(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。

(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。

(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。

3．水解离子方程式的书写方法规律

类型要求实例一价阴、阳离子用“”，不标“↓”、“↑”CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－NH＋H2O NH3·H 2O＋H＋高价阳离子同上，不分步书写Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋高价阴离子分步书写或只写第一步CO ＋H2O HCO＋OH－HCO＋H2O H2CO3＋OH－弱酸的铵盐共同水解，但仍用“”，不标“↓”、“↑”NH＋H CO＋H2O NH3·H2O＋H2CO3完全的双水解反应完全水解，用“===”，标“↓”、“↑”Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al (OH)3↓

溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则

1．明确两个“微弱”

(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H ＋)>c(A－)>c(OH－)。

(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。

[特别提示]多元弱酸要考虑分步电离(Ka1>Ka2>Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2 CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。

2．熟知三个守恒

(1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，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NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H ＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。

(2)物料守恒(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S 溶液中S2－、HS－都能发生水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K ＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。

(3)质子守恒：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，

H2CO3H3O＋得到质子＋H＋失去质子－H＋CO\o\al(2－,3OH－，

所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO)＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。

3．掌握四个步骤

溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：

(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。

(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。

(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。

(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。