化学盐类水解.doc

粒子浓度大小的比较 离子浓度大小比较方法：(1)考虑水解因素：如溶液所以(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的三种溶液中，由大到小的顺序是cab。(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的的混合液中，离子浓度顺序为：的电离程度大于的水解程度。盐溶液的“三大守恒”:电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：推出：物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中nc(Na+)：nc(C)1：1，推出：质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：(2)粒子浓度大小比较的方法：单一溶液中离子浓度大小的比较A. 一元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是：c(不水解离子)c(水解离子)c(显性离子)c(水电离出的另一离子)如：在CH3COONa溶液中各离子浓度大小关系：B. 二元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是：c(不水解离子)c(水解离子)c(显性离子) c(二级水解离子)c(水电离出的另一离子)如：Na2CO3溶液中离子浓度的关系：比较不同电解质溶液中同一种粒子浓度的大小。应注意弱酸、弱碱电离程度的大小以及影响电离度的因素，盐类水解及水解程度对该粒子浓度的影响。比较经过反应化学反应后离子浓度的大小：A. 确定电解质溶液的成分B. 确定溶液中含哪些粒子(分子、离子)，此时要考虑物质的电离和水解情况C. 确定各种粒子的浓度或物质的量的大小D. 根据题目要求做出判断注：要抓住“两小”。即弱电解质电离程度小，故未电离的弱电解质分子数远多于已电离出离子数目；盐的水解程度小，故未水解的粒子数目远多于水解生成的粒子数目盐水解的影响因素 影响盐类水解平衡的因素:主要因素是盐本身的性质，组成的盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大，另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大；(2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越大，但溶液的酸碱性一般越弱；(3)外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解，使盐的水解程度降低，但由于酸（或碱）的加入，使溶液的酸（碱性）增强。例如: 外界条件对水解平衡的影响(4)能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解。常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应：阳离子：Fe3+、Al3+；阴离子：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、SO32-、HSO3-等。(5)Fe3+与S2-、HS-、SO32-、HSO3-等还原性离子发生氧化还原反应，而不是发生双水解反应。(6)HCO3-与AlO2-在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于双水解反应，而是： 盐类水解程度大小比较规律：1盐水解生成的弱酸(或弱碱)越弱，水解程度越大。常据此判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：如等浓度的三种盐溶液，pH依次增大，则弱酸根离子的水解程度依次增大，所以酸性HXHYHZ。2相同条件下：正盐相应酸式盐。如水解程度3相互促进水解的盐单水解的盐相互抑制水解的盐。如水解程度盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小 盐类水解原理的应用:(1)盐水解的规律：谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，无弱不水解多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解(2)具体分析一下几种情况：强碱弱酸的正盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性；如：Na2CO3、NaAc等强酸弱碱的正盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性；如：NH4Cl、FeCl3、CuCl2等；强酸强碱的正盐，不发生水解；如：Na2SO4、NaCl、KNO3等；弱酸弱碱的正盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱，谁强显谁性；强酸的酸式盐只电离不水解，溶液显酸性，如：NaHSO4；而弱酸的酸式盐，既电离又水解，此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小：若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4；若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。(3)几种盐溶液pH大小的比较强酸强碱盐pH=7、强碱弱酸盐pH7、强酸弱碱盐pHNa2CO3 酸式盐溶液酸碱性的判断：酸式盐的水溶液显什么性，要看该盐的组成微粒。1强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。如溶液：2弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。(1)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。例如溶液中：溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性(2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。例如溶液中：溶液显酸性溶液亦显酸性。盐溶液蒸干后所得物质的判断：1考虑盐是否分解。如加热蒸干溶液，因分解，所得固体应是2考虑氧化还原反应。如加热蒸干溶液，因易被氧化，所得固体应是3盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱，如蒸干溶液，得盐水解生成不挥发性酸时，蒸干后一般仍为原物质，如蒸干溶液，得4盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质，如蒸干溶液，得到等。5有时要多方面考虑，如加热蒸干溶液时，既要考虑水解，又要考虑的分解，所得固体为沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡:1、定义：在一定条件下，当难容电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。例如:2、沉淀溶解平衡的特征：(1)逆：沉淀溶解平衡是可逆过程。(2)等：(3)动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不为零。(4)定：达到平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变，(5)变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。3、沉淀溶解平衡的影响因素(1)内因：难溶电解质本身的性质。(2)外因a浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但不变。b.温度：多数难溶电解质溶于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时变大。c.同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入含原体系中某离子的物质，平衡向沉淀生成的方向移动，但不变。d其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系巾某些离子反应生成更难溶的物质或气体的物质，平衡向溶解的方向移动，不变。 沉淀溶解平衡的应用：1沉淀的生成(1)意义：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。(2)方法a调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至78，可使转变为沉淀而除去。b加沉淀剂法：如以等作沉淀剂，使某些金属离子如等生成极难溶的硫化物等沉淀，也是分离、除杂常用的方法。说明：化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时即沉淀完全。2沉淀的溶解(1)意义：在实际工作中，常常会遇到需要使难溶物质溶解的问题、根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去沉淀溶解平衡体系中的相应离子，使平衡就会向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解。(2)方法a生成弱电解质：加入适当的物质，使其与沉淀溶解平衡体系中的某离子反应生成弱电解质。如向沉淀中加入溶液，结合生成使的溶解平衡向右移动。b生成配合物：加入适当的物质，使其与沉淀反应生成配合物。如:c氧化还原法：加入适当的物质，使其与沉淀发生氧化还原反应而使沉淀溶解。d沉淀转化溶解法：本法是将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：如向中加入饱和溶液使转化为再将溶于盐酸。3沉淀的转化(1)实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。例如(2)沉淀转化在工业上的应用在工业废水处理的过程中，用FeS等难溶物作沉淀剂除去废水中的重金属离子水的离子积常数 水的电离：水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离：实验测得：25时，1L纯水中只有的水分子发生电离，故25时纯水中水的离子积：在一定温度下，水电离出的c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用符号表示，即(1)在一定温度下，水的离子积都是一个常数，在25时(2)随温度的变化而变化，温度升高，增大。(3)水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有存在。在酸性或碱性的稀溶液中，当温度为25时，(4)在酸或碱的稀溶液中，由水电离出的c(H+)和c(OH-)总相等即如25时或NaOH溶液中， 溶液中c(H+)或c(OH-)的计算:常温下，稀溶液中的乘积总是知道就可以计算出反之亦然1酸溶液当在水中加入酸后，将使水的电离平衡向左移动 (抑制水的电离)。在酸的水溶液中，H+主要由酸电离产生，即而OH-是由水电离产生的：2碱溶液同理，在碱的水溶液中，OH-主要由碱电离产生，即而H+是由水电离产生的：3盐溶液在盐的水溶液中，H+和OH-全部来自水的电离，且(1)若单一水解的盐的水溶液呈酸性，c(H+) c(OH-)，即弱碱阳离子水解(2)若单一水解的盐的水溶液呈碱性，c(OH一) c(H+)，即弱酸阴离子水解说明:由以上分析可以看出，在常温下(25)：酸(或碱)的溶液中，发生水解的盐溶液中但总成立。水的电离:水是一种极弱的电解质，可以发生微弱电离，电离方程式为：H2OH+OH-。25时，水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L注：水的电离是永恒存在的，不研究水溶液的体系中均存在水的电离平衡，不要忽略H+和OH-共同存在。影响水电离平衡的因素：溶液pH的有关计算 溶液pH的计算方法：总体原则(1)若溶液为酸性，先求C(H+)，再求pH；(2)若溶液为碱性，先求C(OH-)，再由，最后求pH。1单一溶液pH的计算(1)强酸溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为(2)强碱溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为2两强酸混合后pH的计算由先求出混后的再根据公式求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加03。如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后，pH=33。3两强碱混合后pH的计算由先求出混台后的再通过求出混合后的c(H+)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减03。如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后， pH=107。4强酸与强碱混合后pH的计算强酸与强碱混合的实质是中和反应即中和后溶液的pH有以下几种情况：(1)若恰好中和，pH=7。(2)若剩余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH。(3)若剩余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过求出最后求pH.注意:强酸与强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断规律：若二者pH之和为14，则混合后的溶液呈中性， pH=7若二者pH之和大于14，则混合后的溶液呈碱性若二者pH之和小于14，则混合后的溶液呈酸性，5溶液稀释后求pH(1)对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1 个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足一个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。(2)对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1 个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足一个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，溶液pH7 (不能大于7)；pH=8的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH7(不能小于7)：pH=3的HCl溶液稀释100倍，溶液pH=5；pH=10的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH=8。注意：弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范同。例如：pH=3的溶液稀释100倍，稀释后pH=10的溶液稀释100倍，稀释后8Fe2+Br-,所以在FeI2或者FeBr2中通入一定量的Cl2，发生不同的离子反应，依次为：（1）2I-+Cl2=2Cl-+I2（2）2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl-（3）2Br-+Cl2=2Cl-+Br24.目标型向明矾溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至硫酸根离子刚好沉淀完全 Al3+SO42-+Ba2+4OH-=AlO2-+2BaSO4+2H2O向明矾溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至铝离子刚好沉淀完全 Al3+SO42-+Ba2+3OH-=Al(OH)3+2BaSO4 盐类水解:1定义：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，叫做盐类水解。2实质：生成弱电解质，使水的电离平衡被破坏而建立新的平衡。3条件：盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子，盐溶于水。4特点：可逆性，写水解离子方程式时要用“” 水解是吸热过程，是中和反应的逆过程。一般，水解的程度较小，写离子方程式时，不能用“”或“”符号。多元弱酸根分步水解，以第一步为主。多元弱碱阳离子一步水解。5规律：有弱才水解，无弱不水解。谁弱谁水解，谁强显谁性。越弱越水解，都弱都水解。例如：25时