7.3 盐溶液的酸碱性

§7.3 盐溶液的酸碱性一、盐类水解的定义：盐类的水解——这种在溶液中盐的离子跟水电离出的H+ or 0H- 结合生成弱电解质的反应。

盐类水解必须注意：1、此盐一定为可溶性盐。

2、能跟水反应。

3、水解产物中必有至少一种是弱电解质。

规律：①盐类水解的过程是由于在水中引入了弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子，它们会跟水中存在的H+ or 0H- 离子结合，生成弱酸或弱碱，从而破坏了原来水的电离平衡，使水向电离方向移动，直到达成新的平衡。

②由强酸和弱碱生成的盐的水溶液都呈酸性。

③由弱酸和强碱生成的盐的水溶液都呈碱性。

二、盐类水解的规律及其水解方程式和离子方程式规律：①无弱不水解，溶液呈中性。

②有弱就水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。

（越易水解的离子，它对方的性越强）③越弱越水解（水解程度：越弱越大），都弱都水解。

④越稀越水解（盐溶液浓度越小，水解程度越大。

稀释有利于水解）⑤温度越高越水解，（升高温度，水解程度增大，因为水解是吸热反应）1、强碱与弱酸所生成盐的水解——呈碱性。

如：CH3COONa、Na2CO3、Na2S、KHCO3等。

例：CH3COONa的水解，很显然是CH3COO-为弱酸根离子。

∴是CH3COO-水解。

其离子方程式为：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-化学方程式为：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 说明：①水解过程是由水的电离和组成盐的离子跟H+ or 0H- 结合成弱电解质的两个过程所组成，这两个过程都是可逆过程，所以水解过程也是一种可逆过程。

在方程式中必须用“”表示。

②此水解时，消耗的是H+、∴强碱弱酸盐的水溶液呈碱性。

（谁强显谁性）③多元弱酸与强碱组成的盐的水解，必须分步进行。

如：K2CO3（草木灰、灰碱）——二步水解CO32- + H2O HCO3-+ OH-一级水解K2CO3+H2O KHCO3+KOHHCO3-+ H2O H2CO3-+ OH-二级水解KHCO3+H2O H2CO3+KOH注意：①水解本身程度就很小，大部分离子留下来了，只有很少一部分离子发生了水解。

∴H2CO3生成量相当小，H2CO3不能分开写成H2O、CO2、更不能写↑。

②由于水解程度很小，即其一级水解程度也很小。

因此二级水解程度就更小了。

∴多元弱酸强碱盐的水解，以第一级水解为主。

2、强酸与弱碱所形成盐的水解——呈酸性。

如：NH4Cl、Al2(SO4)3、Cu(NO3)2等,其水解时,均消耗了OH-,∴它们的水溶液呈碱性。

NH4Cl: NH4+ + H2O NH3·H2O + H+说明：①由于NH4+水解程度小，所以NH3·H2O生成的浓度相当小。

∴不能将拆开写，更不能放出NH3↑了。

Al2(SO4)3：Al3++3H2O A l(OH)3+3H+Al2(SO4)3 + 6H2O2A l(O H)3 + 3H2SO4②由于Al3+水解程度小，因而生成的A l(OH)3量相当小.∴不能用“↓”符号。

③且弱碱一步电离，因此多元弱碱水解也是一步完成，但要用“”。

3、强酸强碱所形成盐的水解——呈中性。

由于强酸强碱盐的水解后都生成了难电离的电解质，因而H+、OH-均未消耗。

∴强酸强碱盐不发生水解反应，溶液呈中性。

4、弱酸与弱碱所生成盐的水解——强烈水解由于此类盐水解后都生成了难电离的电解质，H+、OH-都被消耗，因而使水解反应强烈进行。

其水溶液的酸、碱性取决于对应酸碱的相对强弱，体现“谁强显谁性”。

但如：CH3COONH4溶液呈中性。

CH3COONH4+ H2O CH3COOH+NH3·H2O∵ CH3COOH和NH3·H2O 的电离相等。

∴此水溶液呈中性。

三、盐溶液酸、碱性强弱比较1、酸式盐的酸碱性问题。

(1) 强酸酸式盐。

强酸酸式根离子只能电离(电离出H+),不能水解。

∴盐溶液显较强的酸性。

如：NaHSO4→ Na+ + H+ + SO42-若NaHSO4与HCl同浓度，则其pH相等。

(2) 弱酸酸式盐弱酸酸式根离子既能电离出H+,又能水解生成OH-,此类盐溶液的酸碱性是由它的电离程度和水解程度的相对强弱来决定的。

A、当电离程度大于水解程度时，溶液就显酸性B、当电离程度小于水解程度时，溶液就显碱性2、盐溶液酸、碱性强弱比较①同种弱酸形成的盐溶液，当浓度，温度相同时，它们的pH影响盐类水解程关系是：正盐＞一氢盐＞二氢盐度的内在因素。

②同温、同浓度的盐溶液，酸越弱形成的盐溶液pH值越大。

（盐的本性）（规律③越弱越水解）如：Na2S碱性＞Na2CO3＞Na2SO3H2S酸性＜H2CO3＜H2SO3（Na2S＞NaHS，Na2CO3＞NaHCO3）3、pH值相同的盐溶液和酸溶液（盐溶液和碱溶液）水的电离程度不同。

如pH=5的盐酸和NH4Cl，盐酸C H+(水)=10-9mol/L , NH4Cl中C H+=10-5mol/L，其比值为(10-9/10-5)=10-4四、影响盐类水解的因素1、内因：由盐的本性决定。

如各种酸、碱本身电离度大小等问题起决定因素。

2、外因（对同一种盐而言）①温度升高温度有利于盐类的水解。

例如：MgCO3长时间煮沸变为M g(O H)2,同时放出CO2气体.MgCO3 +2H2O长时间加热→ M g(OH)2+CO2↑.②浓度稀释有利于水解,浓度越小,水解程度越大。

浓度越大,水解程度就越小，但溶液的碱性或酸性越强。

注意：不一定稀释后盐溶液水解程度增大就等于其水解后溶液的酸性或碱性增强。

相反比稀释前还小。

③溶液的pH值影响升高溶液的pH值，有利于弱碱阳离子的水解；降低溶液的pH 值，则有利于弱酸根阴离子的水解，反之则抑制水解。

∴当盐类水解后，溶液显酸性时，所加物质若能增大CH+，则水解被抑制，反之则促进水解。

④同离子效应。

若加入的物质中与水解产物具有相同的微粒，则可抑制水解，若能消耗水解产物，则促进水解。

五、盐类水解（知识）的应用在日常生活中和工农业生产中，凡遇到有弱酸或弱碱参加反应所生成的盐都要考虑盐的水解。

1、实验室配制和保存某些盐溶液的问题——抑制水解在实验室中要配制一些诸如FeSO4、FeCl3、C u(N O3)2、Na2S等溶液时，要注意到它们的水解问题。

如①FeCl3水解时就会生成F e(O H)3,量累积到一定程度,就会出现浑浊。

FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl 为了不让FeCl3溶液出现浑浊,就要抑制水解,从平衡原理出发,就要加HCl,使平衡向逆反应方向移动。

∴在配制FeCl3溶液时，必须加少量稀盐酸，以抑制水[小结归纳]①加酸(加与盐阴离子相同的酸)可抑制弱碱金属阳离子的水解,使配出来的溶液澄清。

②加碱(加与盐阳离子相同的碱)可抑制弱酸阴离子的水解,使配出来的溶液较少水解。

练习： 1、如何配制澄清的CuSO4(aq)(加稀H2SO4,抑制Cu2+水解)2、如何配制澄清的FeSO4(aq)(①加稀H2SO4,抑制Fe2+水解，②加还原铁粉，防止Fe2+氧化)2、判断溶液的酸碱性①强酸弱碱盐 pH＜7（常温下）[H+]＞[OH-]酸性弱酸强碱盐 pH＞7 [H+]＜[OH-]碱性强酸强碱盐 pH=7 [H+] =[OH-]中性弱酸弱碱盐强烈水解，pH接近于7 ，看谁强。

强酸强碱酸式盐 不水解，只电离，呈酸性。

pH ＜7 弱酸弱碱酸式盐 水解，电离共存，要看哪个程度大。

如NaHSO 3 电离程度大于水解程度，呈酸性。

如NaHSO 3 电离程度小于水解程度，呈碱性。

②一般来讲，酸或碱越弱，则弱酸根或弱碱阳离子的水解程度越大；反过来，如果某弱酸根或弱碱阳离子的水解程度大，则对应的酸或碱就弱。

如：常温下，0.1mol/L 的NaA 、NaB 、NaC 三种盐溶液的pH 值依次为8、9、10，则HA 、HB 、HC 的酸性依次 减弱练习： 有11种同物质的量浓度的不同溶液：H 2SO 4、B a (O H)2、NH 3·H 2O 、NaOH 、HCl 、NaCl 、NaHCO 3、NaHSO 4、CH 3COOH 、NH 4Cl 、Na 2CO 3按pH 值由大到小的排列顺序为： 。

说明: 由于水解程度小,所以水解引起的酸性不如弱酸的电离强,水解造成的碱性不如弱碱电离的碱性强。

3、 判断溶液中的离子浓度练习： 1、在0.1mol/L 的NH 4Cl 溶液中，离子浓度从大到小排序是： 。

2、灰碱的主要成分是什么？其离子浓度从大到小的顺序是 。

3、在同浓度时NH 4Cl 、NH 4Ac 、(NH 4)2CO 3、(NH 4)2SO 4溶液中,其中NH 4+浓度最大的是 ,NH 4+浓度最小的是 。

4、①NH 3·H 2O 与同浓度同体积的HCl 反应后，溶液呈什么性？其离子浓度的大小顺序是什么？②若要使反应后的溶液呈中性，有什么方法？③已知C H+=C OH-，pH=7，则溶液中C NH4+与C Cl-有什么关系？[补充] 有关溶液中微粒浓度的几种守恒。

1、电荷守恒溶液总是呈电中性的。

如：NaHCO 3溶液 C Na++C H+ = C HCO3-+C CO32-×2+C OH-2、物料守恒抓住某多变元素的原子守恒。

如：Na 2CO 3，余CO 32- 水解得HCO 3-、H 2CO 3三种含C 原子的微粒。

1/2(Na +)=[Na 2CO 3]=[CO 32-]+[HCO 3-]+[H 2CO 3]∴[Na +]=2([CO 32-]+[HCO 3-]+[H 2CO 3]) [练习]写出Na 2HPO4的物料守恒式1/2[Na +]=[Na 2PO 4]=[HPO 42-]+[H 2PO 4-]+[PO 43-]+[H 3PO 4]3、质子守恒得失H+守恒，选择零水准。

如：Na 2HPO 4 零水准HPO 42-、H 2O把H +看成H 3O + 溶液有除HPO 42-外H 2PO 4-、PO 43-、H 3PO 4、H +、OH -。

[H 2PO 4-]+[H 3PO 4]×2+[H +]=[PO 43-]+[OH -] 失H + 得H +[练习] 写出NaHCO 3， C a (H 2P O 4)2的质子守恒式。

4、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒浓度的关系式正确的是。

A，CNa+＞CHCO3-＞CCO32-＞CH+＞COH-B，CNa++CH+= CHCO3-+CCO32-+COH-C，CNa++CH+= CHCO3-+2CCO32-+COH-电荷守恒D，CNa+= CHCO3-+CCO32-+CH2CO3 物料守恒5、100mL0.1mol/L醋酸与50mL0.2mol/LNaOH溶液混合在所得溶液中，各种微粒浓度大小的比较中，正确的是（）A，CNa+＞CAC-＞COH-＞CH+B，CNa+＞CAC-＞CCO32-＞CH+＞COH-C，CNa+＞CAC-=CH+＞COH-D，CNa+=CAC-＞COH-＞CH+4、纯碱溶液的去污原理，NH4Cl可除锈。