標籤:水解鹽類的水解

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。鹽類的水解所條件:鹽必須溶於水,鹽必須能電離出弱酸根離子或弱鹼陽離子。

1鹽類的水解

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
通入氯化氫
減少
增大
減少
增大
減小
增大
正向
加入少量NaOH固體
增大
減少
增大
減少
增大
減少
逆向
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-,HSO3-,ALO2-
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)
水解的應用
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
水解的規律
有弱才水解,無弱不水解,越弱越水解,都弱都水解,誰強顯誰性。
⒈強酸和弱鹼生成的鹽水解,溶液呈酸性。
⒉強鹼和弱酸生成的鹽水解,溶液呈鹼性。
⒊強酸強鹼不水解,溶液呈中性(不一定,如NaHSO4)
⒋弱酸弱鹼鹽強烈水解。
⒌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
水解方程式的書寫
⑴鹽類水解的程度一般遠小於其逆過程——中和反應,所以水解反應用可逆符號表示,生成的產物少,生成物一般不標「↓」或「↑」,也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫成其分解產物的形式。
⑵鹽類水解的離子反應遵循電荷原則,所以陽離子水解,H+多餘,溶液呈酸性,陰離子水解,OH-多餘,溶液呈鹼性。
如NH4Cl溶液中:c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
如Na2CO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
⑶多元弱酸相應的鹽水解與多元弱酸的電離一樣是分步進行的,每一步水解分別用一個水解離子方程式表示,不能連等,不能合併,每一步的水解程度也與分步電離一樣,呈現大幅下降的趨勢,如Na3PO4的水解依次為:
PO43-+ H2O= HPO42-+ OH-
HPO42-+ H2O= H2PO4-+ OH-
H2PO4-+ H2O= H3PO4+ OH-
⑷多元鹼的鹽也是分步水解的,由於中間過程複雜,可寫成一步,如:
Al3++3H2O= Al(OH)3 + 3H+
⑸多元弱酸的酸式鹽,其酸式根離子在水溶液中既有電離產生H+的可能,又有水解產生OH-的可能,溶液的酸鹼性由電離和水解的相對強弱來決定,即當電離趨勢大於水解趨勢時,溶液呈酸性,應該用電離方程式來表示酸性的產生(如NaH2PO4、NaHSO3等),當電離趨勢小於水解趨勢時,溶液呈鹼性,應該用相應的水解方程式來表示鹼性的產生(如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等)。
水解實質的理解
1.鹽類水解實質是鹽中的弱離子(弱酸的陰離子或弱鹼的陽離子)與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(即弱酸或弱鹼)從而促進了水的電離。
2.鹽溶液水解顯酸性或鹼性,也正是由於鹽中的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質,從而使得溶液中獨立存在的C(H+)不等於C(OH-)。
3.若鹽水解顯酸性,則溶液中的C(H+)全都來自於水的電離;
若鹽水解顯鹼性,則溶液中的C(OH-)全都來自於水的電離。
例1:室溫下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中,由水電離產生的C(OH-)分別為amol/L和bmol/L;則a/b=
解析pH=9的NaOH溶液,水的電離平衡受到抑制,溶液中的OH-主要來自NaOH,H+來自於水的電離,所以C(OH-)水=10-9mol/L;
pH=9的CH3COONa溶液,OH-完全來自於水的電離,即C(OH-)水=10-5mol/L。
答案:1:10000

影響水解程度的因素

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:
⑴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。
⑵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。
⑶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;
⑷鹽
水解顯酸性的鹽溶液與對於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「>;」、「<;」、「=」)
⑴0.1mol/LNH4Cl溶液—— 0.01mo1/LNH4Cl溶液;
⑵0.1mol/LNa2CO3溶液—— 0.1mol/LNaHCO3溶液;
⑶25℃、1mol/LFeCl3溶液——80℃、1mol/LFeCl3溶液。
解析⑴NH4Cl溶液越稀,水解程度越大,但酸性減弱;
⑵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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