鹽類水解

鹽類水解

在溶液中,強鹼弱酸鹽,強酸弱鹼鹽或弱酸弱鹼鹽電離出來的離子與水電離出來的H+與OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類水解。1.內因:即鹽中弱離子與水電離出的H+或OH-結合生成的弱電解質越難電離(電離常數越小),對水的電離平衡的促進作用就越大,鹽的水解程度就越大。加鹽,水解平衡向正向移動,但鹽的水解程度下降,對於水解顯酸性的鹽,溶液的酸性增強,對於水解顯鹼性的鹽,溶液的鹼性增強。均顯酸(鹼)性的鹽溶液混合,兩種鹽水解一般互相抑制。

簡介

1.定義:在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類的水解。

2.條件:鹽必須溶於水,鹽必須能電離出弱酸根離子或弱鹼陽離子。

3.實質:弱電解質的生成,破壞了水的電離,促進水的電離平衡發生移動的過程。

4.規律:難溶不水解,有弱才水解,無弱不水解;誰弱誰水解,越弱越水解,都弱都水解;誰強顯誰性(適用於正鹽),同強顯中性,弱弱具體定;越弱越水解,越熱越水解,越稀越水解。

(即鹽的構成中出現弱鹼陽離子或弱酸根陰離子,該鹽就會水解;這些離子對應的鹼或酸越弱,水解程度越大,溶液的pH變化越大;水解後溶液的酸鹼性由構成該鹽離子對應的酸和鹼相對強弱決定,酸強顯酸性,鹼強顯鹼性。)

5.特點:

(1)水解反應和中和反應處於動態平衡,水解進行程度很小。

(2)水解反應為吸熱反應。

(3)鹽類溶解於水,以電離為主,水解為輔。

(4)多元弱酸根離子分步水解,以第一步為主。

6.鹽類水解的離子反應方程式

因為鹽類的水解是微弱且可逆的,在書寫其水解離子反應方程式時應注意以下幾點:

(1)套用可逆符號表示,

(2)由於鹽類的水解程度通常很小,因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”,但是如果存在雙水解的情況,通常需要標註“↓”“↑”,且可逆符號要換成等於號。

(3)多元弱酸根的水解分步進行且步步難,以第一步水解為主。

7.水解平衡的因素

影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質。

①組成鹽的酸根對應的酸越弱,水解程度越大,鹼性就越強,PH越大;

②組成鹽的陽離子對應的鹼越弱,水解程度越大,酸性越強,PH越小;

外界條件對平衡移動也有影響,移動方向應符合勒夏特列原理,下面以NH4+水解為例:

①.溫度:水解反應為吸熱反應,升溫平衡右移,水解程度增大。

②.濃度:改變平衡體系中每一種物質的濃度,都可使平衡移動。鹽的濃度越小,水解程度越大。

③.溶液的酸鹼度:加入酸或鹼能促進或抑制鹽類的水解。例如:水解呈酸性的鹽溶液,若加入鹼,就會中和溶液中的H+,使平衡向水解的方向移動而促進水解;若加入酸,則抑制水解。

醋酸鈉水解醋酸鈉水解

同種水解相互抑制,不同水解相互促進。(酸式水解——水解生成H+;鹼式水解——水解生成OH-)

水解實例

(一).以NH4+ + H2O=可逆號=NH3·H2O+ H+ 為例:

條件 c(NH4+) c(NH3·H2O) c(H+) c(OH-) pH 水解程度 平衡移動方向
加熱 減少 增大 增大 減少 減小 增大 正向
加水 減少 減少 減少 增大 增大 增大 正向
通入 氨氣 增大 增大 減少 增大 增大 減少 逆向
加入少量NH4Cl固體 增大 增大 增大 減少 減小 減少 正向
通入 氯化氫 增大 減少 增大 減少 減小 減少 逆向
加入少量 NaOH 固體 減少 增大 減少 增大 增大 增大 正向

(二)以CH3COO- + H2O=可逆號=CH3COOH + OH- 為例:

條件 c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 平衡移動方向
加熱 減少 增大 增大 減少 增大 增大 正向
加水 減少 減少 減少 增大 減小 增大 正向
加入冰醋酸 增大 增大 減少 增大 減小 減少 逆向
加入少量醋酸鈉固體 增大 增大 增大 減少 增大 減少 正向
通入少量 氯化氫 減少 增大 減少 增大 減小 增大 正向
加入 NaOH 固體 增大 減少 增大 減少 增大 減少 逆向

(以NaHCO3水解為例,HCO3-既水解又電離)

NaHCO3溶液中存在Na+,H+,OH-,HCO3-,CO32-,H2CO3

①.電荷守恆——溶液中所有陽離子帶的正電荷等於所有陰離子帶的負電荷(即溶液呈電中性)

c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)

②.物料守恆(原子守恆)——溶液中某些離子能水解或電離,這些粒子中某些原子總數不變,某些原子數目之比不變

n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)

③.水的電離守恆(質子守恆)(也可以由上述兩式相減得到,最好由上述兩式相減得到)

c(H+)+c(H2CO3)===c(OH-)+c(CO32-)

如純鹼溶液中c(H+)水=c(OH-)水

c(H+)水=c(HCO3-)+2c(H2co3)+c(H+)

所以c(OH-)水=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)

雙水解反應

雙水解反應——一種鹽的陽離子水解顯酸性,一種鹽的陰離子水解顯鹼性,當兩種鹽溶液混合時,由於H+和OH-結合生成水而相互促進水解,使水解程度變大甚至完全進行的反應。

①.完全雙水解反應

離子方程式用==表示,標明↑↓,離子間不能大量共存

種類:Al3+與CO32- HCO3- S2-,HS-,亞硫酸氫根,偏鋁酸根

Fe3+與CO32- HCO3-

2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑

②.不完全雙水解反應

離子方程式用可逆符號,不標明↑↓,離子間可以大量共存

種類:NH4+與CO32- HCO3- S2-,HS-,CH3COO-等弱酸根陰離子

③.並非水解能夠相互促進的鹽都能發生雙水解反應

有的是發生複分解反應——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓

有的是發生氧化還原反應——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl

PS:離子間不能大量共存的條件——生成沉澱、氣體、水、微溶物、弱電解質;發生氧化還原、完全雙水解反應

(多元弱酸的酸式酸根離子不能與H+或OH-離子共存;在酸性條件下,NO3-和MnO4-具有強氧化性)

蒸乾產物

鹽溶液蒸乾後得到的物質

①.水解生成揮發性酸的鹽溶液,蒸乾後得到鹽相應的氫氧化物,如FeCl3溶液蒸乾後得到Fe(OH)3,故蒸乾時應通入HCl。(只有HCl會揮發)

水解生成難揮發性酸或強鹼的鹽溶液,蒸乾後得到原溶質,如Na2SO4溶液。

②.陰陽離子均易水解的鹽,蒸乾後得不到任何物質,如(NH4)2S溶液。

③.易被氧化的物質,蒸乾後得到其氧化產物,如Na2SO3溶液蒸乾後得到Na2SO4固體。

④.受熱易分解的物質,蒸乾後得到其分解產物,如NaHCO3溶液蒸乾後得到Na2CO3固體。( Mg(HCO3)2先變成MgCO3再變成了Mg(OH)2是後者溶解度更小的緣由。

水解原理的套用

判斷鹽溶液酸鹼性

如醋酸鈉溶液中,因醋酸根水解,所以溶液顯鹼性。

判斷溶液中離子濃度大小

以醋酸鈉溶液為例,鈉離子不水解,濃度最高,醋酸根微弱水解,濃度第二,水電離出的氫離子氫氧根一樣多,但由於醋酸根與氫離子結合,導致氫離子濃度最低。C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H+)

工業、農業、生產生活、社會實踐中的套用

①.配製FeCl3溶液——將FeCl3先溶於鹽酸,再加水稀釋

②.製備Fe(OH)3膠體——向沸水中滴加FeCl3溶液,並加熱至沸騰以促進Fe3+水解

Fe3++3H2O=加熱=Fe(OH)3(膠體)+3H+

③.泡沫滅火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑

④.純鹼作洗滌劑——加熱促進其水解,鹼性增加,去污能力增強

⑤.解釋生活和生產中的一些化學現象,如明礬淨水[KAl(SO4)2·12H2O],化肥使用等

⑥加熱某鹽溶液時,要考慮鹽類的水解,如濃縮氯化鐵 氯化鋁溶液得到氫氧化物,灼燒的金屬氧化物

內容補充

①.電離大於水解(溶液呈酸性)的離子——亞硫酸氫根,磷酸二氫根,草酸氫根HC2O4-。

其餘多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大於電離(溶液呈鹼性)

水解大於電離,硫氫根、碳酸氫根;

②.pH 酸<酸式水解的鹽 鹼>鹼式水解的鹽

③.酸根離子相應的酸越弱,其強鹼弱酸鹽的鹼性越強

如酸性 Al(OH)3NaHCO3 (碳酸根對應的酸為HCO3-)

九、鹽類水解的規律

有弱就水解,

無弱不水解。

越弱越水解,

都弱雙水解。

誰強顯誰性,

同強顯中性。

(多元弱酸水解,以第一步電離為主。)

1.強酸和弱鹼生成的鹽水解,溶液呈酸性。

2.強鹼和弱酸生成的鹽水解,溶液呈鹼性。

3.強酸強鹼不水解,溶液通常呈中性(不一定)

4.弱酸弱鹼鹽強烈水解(強烈是相對的)。

5.水解程度與水解生成的弱電解質有關,(產物)越弱越水解。

6.強酸酸式鹽,取決於酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小(與電離以及水解平衡常數有關)

影響因素

影響鹽類水解程度大小的因素

1.內因:即鹽中弱離子與水電離出的H+或OH-結合生成的弱電解質越難電離(電離常數越小),對水的電離平衡的促進作用就越大,鹽的水解程度就越大。

例2:已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,在物質的量濃度均為0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中,下列排序正確的是____

A.c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)

B.c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)

C.c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)

D.c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)

解析根據“越弱越水解”的原則,NaA的水解比NaB水解程度大,所以溶液中的c(HA)>c(HB),c(A-)

答案:A

2.外因:

(1)溫度:升溫,促進水解

水解反應是中和反應的逆反應,所以水解反應為吸熱反應。

(2)濃度:

加水,促進水解;但對於水解顯酸性的鹽,酸性下降;對於水解顯鹼性的鹽,鹼性下降。

加鹽,水解平衡向正向移動,但鹽的水解程度下降,對於水解顯酸性的鹽,溶液的酸性增強,對於水解顯鹼性的鹽,溶液的鹼性增強。

(3)酸、鹼

對於水解顯酸性的鹽,加酸會抑制水解,加鹼會促進水解;

對於水解顯鹼性的鹽,加鹼會抑制水解,加酸會促進水解;

(4)鹽

水解顯酸性的鹽溶液與水解顯鹼性的鹽溶液混合,兩種鹽水解互促水解。

均顯酸(鹼)性的鹽溶液混合,兩種鹽水解一般互相抑制。

例3:比較下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”)

(1)0.1mol/LNH4Cl溶液 0.01mo1/LNH4Cl溶液;

(2)0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液;

(3)25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。

解析(1)NH4Cl溶液越稀,水解程度越大,但酸性減弱;

(2)由於CO32-水解產生HCO3-,HCO3-水解產生H2CO3分子,酸性H2CO3>HCO3-,所以CO32-的水解程度大於HCO3-;

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