化学反应原理：电离和水解!

第三节 盐类的水解
一、探究盐溶液的酸碱性
强碱弱酸盐的水溶液,呈碱性
强酸弱碱盐的水溶液,呈酸性
强酸强碱盐的水溶液,呈中性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中,由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。
2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应
酸 + 碱 盐 + 水
3、盐类水解破坏了水的电离平衡,促进了水的电离
4、盐类水解的类型及规律：
(1)有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱都水解；谁强显谁性,同强显中性。
(2) 组成盐的酸越弱,水解程度越大
(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比,正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。
(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主,其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主,其溶液显酸性
5、盐类水解离子方程式的书写
(1) 写法：谁弱写谁,都弱都写；阳离子水解生成H+,阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解,生成弱酸和弱碱。
(2) 注意的问题：
水和弱电解质应写成分子式,不能写成相应的离子。
○2水解反应是可逆过程,因此要用可逆符号,并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）
○3多元酸盐的水解是分步进行的。 多元碱的盐也是分步水解的,由于中间过程复杂,可写成一步,
(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解,我们称之为双水解。
三、盐类水解的影响因素
1、内因：盐本身的性质
2、外因：
(1) 温度：升温促进水解 (2) 浓度：稀释促进水解 (3) 外加酸碱
3、不考虑水解的情况
四、盐类水解的应用
1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解
2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。
3、配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解
4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解
5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。
6、化肥的合理施用,有时也要考虑盐类的水解
7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解
8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解
9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2
10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解
11、工农业生产、日常生活中,常利用盐的水解知识
12、加热蒸干盐溶液析出固体
13、判断盐对应酸的相对强弱
14、制备纳米材料
一、电离平衡理论和水解平衡理论
1。电离理论：
2。水解理论：
二、电解质溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数,
2、物料守恒：就电解质溶液而言,物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子,但氢原子总数始终为定值,也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
二、典型题――溶质单一型
1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断
弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)
2、弱碱溶液
3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型
(1) 一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)
(2) 二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：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)
(3) 二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：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)>C(电离得到的酸根离子)
三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断
1、强酸与弱碱混合
2、强碱与弱酸混合：C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子)
3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合
4、酸碱中和型 
(1) 恰好中和型 (2) pH等于7型 (3) 反应过量型
四、守恒问题在电解质溶液中的应用
1、两种物质混合不反应：
2、两种物质恰好完全反应
3、两种物质反应,其中一种有剩余：
（1）酸与碱反应型 （2）盐与碱(酸)反应型
4、不同物质同种离子浓度比较型