鹽類水解

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；水解后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）應用可逆符號表示，

（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，移動方嚮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製鹽類的水解。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。

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-）

（一）.以NH4+ + H2O=可逆號=NH3·H2O+ H+ 為例:

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

（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——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

鹽溶液蒸干后得到的物質

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

水解生成難揮發性酸或強鹼的鹽溶液，蒸干后得到原溶質，如Na2SO4溶液。

②.陰陽離子均易水解的鹽，蒸干后得不到任何物質，如（NH4）2S溶液。

③.易被氧化的物質，蒸干后得到其氧化產物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固體。

④.受熱易分解的物質，蒸干后得到其分解產物，如NaHCO3溶液蒸干后得到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。

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

⑤.解釋生活和生產中的一些化學現象，如明礬凈水[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

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-；