柴勇

考點一、鹽類水解的原理

1.實質(zhì)

鹽電離→弱酸的陰離子→結(jié)合H+

弱堿的陽離子→結(jié)合OH-→生成弱電解質(zhì)→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→c（H+）≠c（OH-）→溶液呈堿性或酸性。

2.特點

3.水解的規(guī)律

有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。

鹽的類型實例是否

水解水解的離子溶液的

酸堿性溶液的

pH強酸

強堿鹽NaCl、

KNO3 否中性pH=7強酸弱

堿鹽NH4Cl、Cu（NO3）2是NH+4、Cu2+酸性pH<7弱酸強

堿鹽CH3COONa、

Na2CO3是CH3COO-、CO2-3堿性pH>74.水解方程式的書寫

（1）一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，在書寫鹽類水解方程式時要用“≒”號連接，產(chǎn)物不標“↑”或“↓”，不把產(chǎn)物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成其分解產(chǎn)物的形式。

（2）多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式。例如Na2CO3水解：CO2-3+H2O≒HCO-3+OH-。

（3）多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完。例如：FeCl3水解：Fe3++3H2O≒Fe（OH）3+3H+。

（4）能徹底水解的離子組，由于水解趨于完全，書寫時要用“=”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合：Al3++3HCO-3Al（OH）3↓+3CO2↑。

5.重點提醒

（1）離子能夠發(fā)生水解的鹽溶液并不一定顯酸性或堿性，也可能顯中性，如CH3COONH4溶液。

（2）相同條件下水解程度越大的離子生成的電解質(zhì)越弱，這種離子結(jié)合H+或OH-能力越強。

（3）書寫離子方程式時“”和“≒”的應(yīng)用要慎重。NH+4水解：NH+4+H2O≒NH3·H2O+H+，而鹽酸與氨水混和反應(yīng)則為：NH3·H2O+H+NH+4+H2O。

例125℃時，濃度均為0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判斷不正確的是（ ）。

A.均存在電離平衡和水解平衡

B.存在的粒子種類相同

C.c（OH-）前者大于后者

D.分別加入NaOH固體，恢復到原溫度，c（CO2-3）均增大

解析 A項，兩種溶液中均存在著水的電離平衡，NaHCO3溶液中還存在：HCO-3≒H++CO2-3及HCO-3+H2O≒H2CO3+OH-，Na2CO3溶液中還存在CO2-3+H2OHCO-3+OH-，故A正確。B項，兩種溶液中均存在Na+、CO2-3、HCO-3、H2CO3、OH-、H+、H2O，B正確。C項，濃度相同時，CO2-3水解程度大于HCO-3，故Na2CO3溶液中c（OH-）更大，故C錯。D項，NaHCO3溶液中加入NaOH固體：HCO-3+OH-H2O+CO2-3，c（CO2-3）增大，Na2CO3溶液中加入NaOH，導致CO2-3的水解平衡向左移動，c（CO2-3）增大，故D正確。答案：C

考點二、鹽類水解的影響因素

1.內(nèi)因

弱酸根離子、弱堿陽離子對應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。如：酸性：CH3COOH>H2CO3決定相同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系為NaHCO3>CH3COONa。

2.外因

3.重要提醒

①水解生成的弱酸（堿）的K越小，鹽的水解程度越大，其溶液的堿（酸）性就越強。②水解平衡右移，鹽的離子的水解程度不一定增大，如增大水解離子的濃度；溶液的酸、堿性也不一定增強，如加水稀釋。③強堿弱酸鹽的水溶液不一定顯堿性，如NaHSO3溶液顯酸性，因HSO-3的水解小于HSO-3的電離。

例2漂白粉在溶液中存在下列平衡：ClO-+H2O≒HClO+OH-，下列措施能提高其漂白效率的是（ ）。

A.加H2O B.通入CO2 C.通入SO2 D.加少量NaOH

解析加H2O雖然使平衡向右移動，但HClO的濃度減??；SO2與HClO反應(yīng)；NaOH使平衡向左移動，所以A、C、D均使HClO的濃度減小，降低其漂白效率。通入CO2與OH-反應(yīng)，使平衡向右移動，HClO的濃度增大，提高其漂白效率。答案：B

考點三、鹽類水解的應(yīng)用

1.判斷溶液的酸堿性：Na2CO3溶液呈堿性的原因是：CO2-3+H2O≒HCO-3+OH-。

2.配制或貯存易水解的鹽溶液：配制FeCl3溶液時，先將它溶解在較濃的鹽酸中，再加水至指定濃度；配制CuSO4溶液時，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2+水解。

3.判斷鹽溶液蒸干灼燒時所得的產(chǎn)物：AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al（OH）3、Fe（OH）3，灼燒得到Al2O3、Fe2O3，CuSO4溶液蒸干后得CuSO4固體，NaHCO3溶液低溫蒸干后可得NaHCO3固體。

4.判斷離子共存：Al3+、Fe3+與HCO-3、CO2-3，Al3+與AlO-2，Al3+與S2-因相互促進水解而不共存。

5.解釋生活中的現(xiàn)象或事實：明礬凈水、熱純堿液除油污，草木灰不能與銨鹽混用、泡沫滅火器原理。

6.離子濃度大小的比較：碳酸氫鈉溶液中離子濃度大小順序為：c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+）。

7.物質(zhì)的提純（水解除雜）：MgCl2溶液中混有少量Fe3+雜質(zhì)時，因Fe3+水解的程度比Mg2+的水解程度大，可加入MgO或Mg（OH）2等，導致水解平衡右移，生成Fe（OH）3沉淀而除去。

例3下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無關(guān)的是（ ）。

A.純堿溶液去油污

B.鐵在潮濕的環(huán)境下生銹

C.加熱氯化鐵溶液顏色變深

D.濃硫化鈉溶液有臭味

解析A項，碳酸鈉水解顯堿性，利用油污在堿性條件下水解生成可溶于水的物質(zhì)而達到去污目的；C項，氯化鐵溶液中發(fā)生Fe3++3H2O≒Fe（OH）3+3H+，在加熱條件下水解平衡正向移動造成體系顏色加深；D項，硫化鈉溶液中存在S2-+H2O≒HS-+OH-，HS-+H2O≒H2S+OH-，水解產(chǎn)物H2S是產(chǎn)生臭味的原因；B項，生銹是鐵發(fā)生電化學腐蝕的結(jié)果，不涉及鹽類的水解。答案：B

考點四、溶液中粒子濃度大小的比較

1.分析依據(jù)

（1）電離平衡：電離過程是微弱的，如H2CO3溶液中：c（H2CO3）>c（HCO-3）>c（CO2-3）（多元弱酸分步電離逐級減弱）

（2）水解平衡：水解過程是微弱的。如Na2CO3溶液中：c（CO2-3）>c（HCO-3）>c（H2CO3）（多元弱酸根離子分步水解逐級減弱）

2.離子濃度的定量關(guān)系

（1）電荷守恒：溶液中所有陽離子所帶的正電荷總濃度等于所有陰離子所帶的負電荷總濃度。如NaHCO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（HCO-3）+2c（CO2-3）+c（OH-）。

（2）物料守恒：在電解質(zhì)溶液中，粒子可能發(fā)生變化，但變化前后其中某種元素的原子個數(shù)守恒。如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中：c（Na+）=c（HCO-3）+c（CO2-3）+c（H2CO3）=0.1 mol·L-1。

（3）質(zhì)子守恒：在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子（H+）的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)。如NaHCO3溶液中：

c（H2CO3）+c（H+）=c（CO2-3）+c（OH-）。

3.主要類型

（1）多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，逐級減弱，如H3PO4溶液中：c（H+）>c（H2PO-4）>c（HPO2-4）>c（PO3-4）。

（2）多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸的弱酸根離子的分步水解，水解程度逐級減弱，如在Na2CO3溶液中：c（Na+）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（HCO-3）。

（3）不同溶液中同一離子濃度大小的比較：要看溶液中其他離子對該離子的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c（NH+4）由大到小的順序為：③>①>②。

（4）混合溶液中各離子濃度的比較：要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。如在0.1 mol·L-1NH4Cl溶液和0.1 mol·L-1的氨水混合溶液中，各離子濃度大小的順序為：c（NH+4）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H+）。

例4常溫下，下列溶液中的微粒濃度關(guān)系正確的是（ ）。

A.新制氯水中加入固體NaOH：c（Na+）=c（Cl-）+c（ClO-）+c（OH-）

B.pH=8.3的NaHCO3溶液：c（Na+）>c（HCO-3）>c（CO2-3）>c（H2CO3）

C.pH=11的氨水與pH=3的鹽酸等體積混合：c（Cl-）=c（NH+4）>c（OH-）=c（H+）

D.0.2 mol/L CH3COOH溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合：2c（H+）-2c（OH-）=c（CH3COO-）-c（CH3COOH）

解析選項A，新制氯水中加入固體NaOH，結(jié)合電荷守恒有c（H+）+c（Na+）=c（Cl-）+c（ClO-）+c（OH-），A項錯誤；選項B，NaHCO3Na++HCO-3，HCO-3H++CO2-3，HCO-3+H2OH2CO3+OH-，溶液pH=8.3，說明HCO-3的水解程度大于電離程度，水解產(chǎn)生的H2CO3濃度大于電離產(chǎn)生的CO2-3濃度，錯誤；選項C，常溫下，pH之和等于14的兩溶液，酸溶液中的c（H+）與堿溶液中的c（OH-）相等，等體積混合時，弱堿在反應(yīng)過程中能繼續(xù)電離，即堿過量，最終溶液顯堿性，錯誤；選項D，兩者混合后發(fā)生反應(yīng)，得到物質(zhì)的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，物料守恒式為c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=2c（Na+），電荷守恒式為c（H+）+c（Na+）=c（CH3COO-）+c（OH-），根據(jù)以上兩式可知，D項正確。答案：D