鹽類的水解

鹽類的水解
一、 鹽類的水解：
鹽類 實(shí)例 能否水解 引起水解的離子 對(duì)水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性
強(qiáng)堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進(jìn)水的電離 堿性
強(qiáng)酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽(yáng)離子 促進(jìn)水的電離 酸性
強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 NaCl 不能 無(wú) 無(wú) 中性
1、定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來(lái)的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過(guò)程。
2、實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成，破壞了水的電離，促進(jìn)水的電離平衡的過(guò)程。
3、規(guī)律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。
即鹽的構(gòu)成中出現(xiàn)弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子，該鹽就會(huì)水解；這些離子對(duì)應(yīng)的堿或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解后溶液的酸堿性由構(gòu)成該鹽離子對(duì)應(yīng)的酸和堿相對(duì)強(qiáng)弱決定，酸強(qiáng)顯酸性，堿強(qiáng)顯堿性。
4、特點(diǎn)：
①水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動(dòng)態(tài)平衡，水解進(jìn)行程度很小。
②水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。
③鹽類溶解于水，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。
5、鹽類水解的離子反應(yīng)方程式
因?yàn)辂}類的水解是微弱且可逆的，在書(shū)寫(xiě)其水解離子反應(yīng)方程式時(shí)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：
（1）應(yīng)用“ ”號(hào)表示，
（2）一般生成物中不出現(xiàn)沉淀和氣體，因此在書(shū)寫(xiě)水解離子方程式時(shí)不標(biāo)“↓”“↑”
（3）多元弱酸根的水解分步進(jìn)行且步步難，以第一步水解為主。
二、影響水解平衡的因素
影響水解平衡進(jìn)行程度最主要因素是鹽本身的性質(zhì)。外界條件對(duì)平衡移動(dòng)也有影響，移動(dòng)方向應(yīng)符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例：
NH4++H2ONH3?H2O+H+進(jìn)行說(shuō)明
1、溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升溫平衡右移。
2、濃度：改變平衡體系中每一種物質(zhì)的濃度，都可使平衡移動(dòng)。鹽的濃度越小，水解程度越大。
3、溶液的酸堿度：加入酸或堿能促進(jìn)或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移動(dòng)而促進(jìn)水解；若加入酸，則抑制水解。
以NH4+ + H2O=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(dòng)方向
加熱 減少 增大 增大 減少 減少 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 增大 增大 增大 減少 減少 減少 正向 NH4Cl（S）
通入HCI 增大 減少 增大 減少 減少 減少 逆向
加入少量 減少 增大 減少 增大 增大 增大 正向 NaOH（S）
以CH3COO- + H2O=CH3COOH + OH- 為例：
條件 c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH水解程度 平衡移動(dòng)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 減少 增大 正向
加入冰醋酸 增大 增大 減少 增大 減少 減少 逆向
加入少量 增大 增大 增大 減少 增大 減少 正向
醋酸鈉(s)
通入HCI 減少 增大 減少 增大 減少 增大 正向
加入少量
NaOH(S) 增大 減少 增大 減少 增大 減少 逆向