盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡
要点
一、盐类水解的应用
1．判断盐溶液的酸碱性
(1)强酸弱碱盐水解，pH小于7，如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、Zn(NO3)2等。
(2)强碱弱酸盐水解，pH大于7，如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3、Na2S等。
(3)强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl、K2SO4等。
(4)弱酸酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
2．判断盐溶液中离子种类及其浓度大小顺序
如Na2S溶液中，Na2S===2Na＋+S2－
S2－+H2OHS－+OH－
HS－+H2OH2S+OH－
H2OH＋+OH－
所以溶液中存在的微粒有：Na＋、S2－、HS－、H2S、H＋、OH－、H2O，且c(Na＋)>2c(S2－)，c(OH－)>c(H＋)。
3．无水盐制备
(1)制备挥发性强酸弱碱盐，如FeCl3，从溶液中得晶体时，必须在HCl氛围下失去结晶水，否则易得Fe(OH)3或Fe2O3。
(2)难挥发性强酸弱碱盐可直接加热得无水盐，如Al2(SO4)3。
4．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解
例如：Na2CO3、NaHCO3溶液因CO23、HCO3水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶贮存。
5．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解
(1)配制强酸弱碱盐溶液时，滴加少量相应的强酸，可抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、AlCl3溶液时滴几滴稀盐酸，配制Fe2(SO4)3溶液时，滴几滴稀硫酸。
(2)配制强碱弱酸盐溶液时，滴加少量相应的强碱，可抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、K2S溶液时滴几滴NaOH溶液。 6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解的相互促进，如泡沫灭火器原理：利用硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2(SO4)3+6NaHCO3===3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑，产生大量CO2来灭火。
新教材适用·高考化学
第三节盐类的水解
明考纲要求
理主干脉络
1.了解盐类水解的原理
2．了解影响盐类水解的主要因素
3．了解盐类水解的应用
一、盐类的水解
1．概念
在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质
3．特点
(1)可逆：是中和反应的逆反应。
(2)微弱：通常盐类水解程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。
(3)吸热：中和反应放热，水解反应吸热。
(4)符合化学平衡移动原理。
4．规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。填写下表(常温下)：
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH
强酸强碱盐 NaCl、KNO3 不水解 中性 ＝7
强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 水解 NH＋4、Cu2＋ 酸性 <7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 水解 CH3COO－、CO2－3 碱性 >7
5.水解的离子方程式
(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。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。
如Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；
NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋。
(2)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。如Na2CO3水解反应的离子方程式为CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－、HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。
(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
(4)水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
二、影响盐类水解的主要因素
1．内因
形成盐的酸或碱越弱就越易发生水解。
如酸性：CH3COOH>H2CO3――→决定相同浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)。
1 考点47 沉淀的溶解平衡及其应用
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1．25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度 >10 g 1～10 g 0.01～1 g <0.01 g
2.难溶电解质的沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的建立
(2)沉淀溶解平衡方程式
以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)溶解沉淀Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
特别提醒 沉淀溶解平衡方程式各物质要标明聚集状态。
(3)沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5 mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。
3．难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。
(2)外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。
(3)实例分析
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：
条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－)
加少量水 正向移动 不变 不变
升温 正向移动 增大 增大
加MgCl2(s) 逆向移动 增大 减小
2 加盐酸 正向移动 增大 减小
加NaOH(s) 逆向移动 减小 增大
特别提醒 大多数电解质溶解度随温度的升高而增大，但有许多例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度越小。
二、溶度积常数
1．概念
难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp，Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。
2．表达式
AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
如：Fe(OH)3(s) Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)
Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。
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1 专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡
考纲展示 命题探究
考点一 盐类水解
1 概念
在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2 实质
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―→
cH＋≠cOH－―→溶液呈碱性或酸性cH＋＝cOH－―→溶液呈中性
3 特点
4 表示方法(水解的离子方程式)
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋。
(2)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。如Na2CO3水解反应„„„„„„„„„„„„„„„„„„„„„„„名校名师推荐„„„„„„„„„„„„„„„„„„„
2 的离子方程式为CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－、HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。
(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl3溶液中，Fe3＋水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
5 影响因素
(1)内因(本质)
弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
