鹽類的水解知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、1水解中和鹽類的水解鹽類的水解1復(fù)習(xí)重點(diǎn)復(fù)習(xí)重點(diǎn)1鹽類的水解原理及其應(yīng)用2溶液中微粒間的相互關(guān)系及守恒原理2難點(diǎn)聚焦難點(diǎn)聚焦（一）（一）鹽的水解實(shí)質(zhì)鹽的水解實(shí)質(zhì)H2OHOH—AB==Bn—AnHB（n—1）—A(OH)n當(dāng)鹽AB能電離出弱酸陰離子（Bn—）或弱堿陽(yáng)離子（An），即可與水電離出的H或OH—結(jié)合成電解質(zhì)分子，從而促進(jìn)水進(jìn)一步電離.與中和反應(yīng)的關(guān)系：鹽水酸堿（兩者至少有一為弱）由此可知，鹽的水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但一般認(rèn)為中

2、和反應(yīng)程度大，大多認(rèn)為是完全以應(yīng)，但鹽類的水解程度小得多，故為萬(wàn)逆反應(yīng)，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。（二）水解規(guī)律（二）水解規(guī)律簡(jiǎn)述為：有弱才水解，無(wú)弱不水解越弱越水解，弱弱都水解誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，等強(qiáng)顯中性具體為：1正鹽溶液①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽呈酸性②強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性④弱酸堿鹽不一定如NH4CNCH3CO2NH4NH4F堿性中性酸性取決于弱酸弱堿相對(duì)強(qiáng)弱2酸式鹽①若只有電離而無(wú)水解，則呈酸性（如NaHSO4）②若既有電離又有水

3、解，取決于兩者相對(duì)大小電離程度＞水解程度，呈酸性電離程度＜水解程度，呈堿性強(qiáng)堿弱酸式鹽的電離和水解：如H3PO4及其三種陰離子隨溶液pH變化可相互轉(zhuǎn)化：pH值增大H3PO4H2PO4—HPO42—PO43—pH減小3（1）一種鹽溶液中各種離子濃度相對(duì)大?、佼?dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子等價(jià)時(shí)[不水解離子]＞[水解的離子]＞[水解后呈某性的離子（如H或OH—）]＞[顯性對(duì)應(yīng)離子如OH—或H]實(shí)例：aCH3COONa.bNH4Cla.[Na]＞[CH3C

4、OO—]＞[OH—]＞[H]b.[Cl—]＞[NH4]＞[OH—]②當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子不等價(jià)時(shí)。要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步”，實(shí)例Na2S水解分二步S2—H2OHS—OH—（主要）HS—H2OH2SOH—（次要）各種離子濃度大小順序?yàn)椋篬Na]＞[S2—]＞[OH—]＞[HS—]＞[H]（2）兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對(duì)大小.①若酸與堿恰好完全以應(yīng)，則相當(dāng)于一種鹽溶液.②若酸與堿

5、反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度.考點(diǎn)考點(diǎn)3溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系以Na2S水溶液為例來研究（1）寫出溶液中的各種微粒陽(yáng)離子：Na、H陰離子：S2—、HS—、OH—（2）利用守恒原理列出相關(guān)方程.10電荷守恒：[Na][H]=2[S2—][HS—][OH—]20物料守恒：Na2S=2NaS2—若S2—已發(fā)生部分水解，S原子以三種微粒存在于溶液中。[S2—]、[HS—]，根