第三节 盐类的水解

该体系为: 等n的 CH3COOH --- CH3COONa的混合体系
该溶液中存在的平衡：
CCHH33CCOOOO-H+ H2O
CH3COO- + H CH3COOH
+
+OH
-
电离 >水解 抓主要方面
以上二平衡间有何影响？ 相互抑制
四、盐类水解的利用
1、某些盐溶液的配制
如：配制一定浓度的FeCl3、Al2(SO4) 3溶液
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（一）强碱弱酸所生成盐的水解
思考： CH3COONa溶液中， ① 溶液中有几种电离？
② 有哪些离子、分子？
③ CH3COONa对水的电离有何影响？
CH3COONa == CH3COO- + Na+
H2O
+ H+
+ OH -
由于CH3COO结合了H+，溶 液中的
c(OH-) > c(H+)
思考3：等浓度混合的CH3COOH 与 CH3COONa溶液的酸碱性。
CH3COOH
CH3COO- + H +
主要
CH3COO- + H2O
CH3COOH +OH-
因电离 >水解，故混合溶液呈酸性
结论3：存在多种平衡的混合溶液，抓主要方面，溶液的酸碱性 也由主要方面决定。
练习：将40mL1mol／L CH3COOH溶液跟40mL 0.5mol／LNaOH 溶液相混合，所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是( C )。
H2O
O+H- + H+
NH3·H2O
NH4Cl + H2O

甲试管中加入少量浓盐酸，向 溶液颜色 乙试管中加入等体积的蒸馏水， 变浅。 振荡、静置，对比观察溶液颜
色的变化。
增大氯化氢的浓度， 水解平衡向逆反应 方向移动，
溶液的颜色变浅。
答：在其他条件相同时，升高温度或增大反应物的 浓度，FeCl3的水解平衡向正反应方向移动；在其他 条件相同时，增大生成物的浓度， FeCl3的水解平衡 向逆反应方向移动
MgCO3 2H Mg 2 CO2 H2O
促进Fe3+水解→Fe(OH)3→除杂 9、酸碱中和时指示剂的选择
强碱滴定弱酸时（生成的盐溶液水解呈碱性）常用酚酞做指示剂 强酸滴定弱碱时（生成的盐溶液水解呈酸性）常用甲基橙做指示剂
（二）在日常生活中的应用
1、去污：热的纯碱去污能力强。
CO32-+H2O HCO3-+OH- 温度升高→促进水解→c(OH-)升高
表示为：盐+H2O 酸+碱
3、特点：
（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡
（2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应
4、规律：
有弱就水解，无弱不水解；例：CH3COONa、NaCl
越弱越水解，都弱都水解； Na2CO3、CH3COONH4
谁强显谁性，同强显中性
NH4Cl、Na2S、K2SO4
注：（1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。 例如：水解程度：Na2CO3 >CH3COONa， 因为酸性：H2CO3 <CH3COOH （2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大 例如：0.1mol/L的Na2CO3 >0.1mol/L的NaHCO3
pH减小。
反应物 向甲、乙两支试管中分别加 的浓度 入10mL 0.01mol/ FeCl3溶液，

正确的说法是 （ B ）
A.盐的电离平衡被破坏 B.水的电离程度逐渐增大 C.溶液的PH发生了较大改变 D.Kw将变小
巩固练习
2.下列物质在常温下发生水解时，
对应的离子方程式不正确的是（ A ）
A．（NH4）2SO4：NH4+＋H2O = NH3·H2O + H+
B．NH4Cl：NH4+ + H2O
（酸性F）e(NO3)2
(中性) (中性) (酸性) (酸性)
哪种离子水解? 写出它们的水解方程式和离子方程式
微观模拟 CH3COONa+H2O反应的微观模拟
盐类的水解
？ 强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐 ——有弱才水解
❖不同类型的盐水解后的酸碱性分别是什么？ 强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐
NH3·H2O + H+
C．CuSO4：Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+
D．NaF：F- + H2O
HF + OH-
巩固练习
3.判断下列盐溶液呈什么性?
CuSO4 （酸性） K2SO4
(NH4)2SO4 （酸性） NaNO3
(CH3COO)2C(a碱性) Mg(NO3)2
AlCl3
CH3溶CO液ONa
CH3COOH
碱性 ：C(H+) < C(OH-)
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
类比分析（以NH4Cl溶液为例）：
H2O
OH- + H+
+
NH4Cl = NH4+ + Cl-

第三节 盐类的水解强酸强碱盐；如：KNO 3、NaCl 盐强酸弱碱盐；如：NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3强碱弱酸盐；如：CH 3COONa 、Na 2CO 3 弱酸弱碱盐；如：CH 3COONH 4、NH 4ClO我们用pH 试纸检验CH 3COONa 、Na 2CO 3、NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3、NaCl 、KNO 3溶液的酸碱性。

可以发现如下结论：强碱弱酸所生成盐的水溶液呈碱性；强酸弱碱所生成盐的水溶液呈酸性；强酸强碱所生成盐的水溶液呈中性。

观念变更：并不是所有的正盐溶液都是呈中性的。

二、盐类水解的概念和实质：⑴盐类水解的定义：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，叫做盐类的水解。

⑵盐类水解的本质：盐中的弱离子和水所电离出的H ＋或OH －结合生成弱电解质，打破了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。

盐类水解后生成酸和碱，所以盐类水解反应可看成是酸碱中和反应的逆反应。

注意：只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H +或OH -结合生成弱电解质。

三、盐类的水解平衡⑴水解反应和中和反应互为逆反应，当水解反应的速率与中和反应的速率相等时，反应处于平衡状态，这就是盐类的水解平衡。

大多数水解反应相对于中和反应而言程度很小。

如CH 3COONa 溶于水，只有很少一部分CH 3COO —水解。

但也有少部分盐完全水解。

如Al 2S 3溶于水完全水解生成Al(OH)3和H 2S 。

⑵影响盐类水解的条件①温度：因盐的水解是吸热反应，升温可以促进水解，使水解平衡向右移动，水解程度增大。

②盐本身的浓度：稀释盐溶液可以促进水解，平衡向右移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然向右移动，但水解程度减小。

③酸碱溶液的影响：酸和碱能促进或抑制盐类的水解。

例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+；△H＜0（黄褐色）（红褐色）条件移动方向n H+C H+Fe3+水解率现象升温右移增大增大增大颜色变深通HCl 左移增大增大减小颜色变浅加H2O 右移增大减小增大颜色变浅浓缩左移减少增大减小颜色变深FeCl3右移增大增大减小颜色变深加NaOH 右移减少减小增大红褐色沉淀四、盐类水解的反应规律⑴组成盐的弱碱阳离子(M+)能水解显酸性：M+ + H2O MOH + H+组成盐的弱酸阴离子(R—)能水解显碱性：R—+ H2O HR + OH—⑵水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。