高中化学盐类水和电离知识点总结.pdf

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高中化学盐类水和电离知识点总结
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高中化学盐类水和电离知识点总结

一、盐类的水解反应
：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根
离子结合成弱电解质的反应。
：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中 c(H  )和 c(OH) -
不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。

(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程： ，中和反应是放热
的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。

(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌ 酸＋碱
如 AlCl3 的水解： AlCl3 +3H20 ⇌ Al 3 + 3Cl -
(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌ 酸(或碱)＋OH－(或 H＋)
如 AlCl3 的水解：Al3 + 3H2O ⇌ Al(OH)3 + 3H 

二、影响盐类水解的因素
——盐的本性
(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。 : .
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，
水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；
增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H  可抑制弱碱阳离子水解，OH - 能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；
碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）

三、盐类水解的应用

(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；
如 mol·L－1 的 Na2CO3 和 NaHCO3 溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如 mol·L－1 的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3 溶液的 pH 大小：③
＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂
如：Fe3 +3H2O Fe(OH)3＋3H 
3．盐溶液的配制与贮存
配制 FeCl3 溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；
配制 CuSO4 溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。

如：向沸水中滴加 FeCl3 饱和溶液，产生红褐色胶体。F e3+3H2O
Fe(OH)3（胶体）＋3H  : .

升温促进碳酸钠水解：CO3 + H2O ⇌ HCO3 - + OH - ，溶液碱性增强
2 

(1)成分：NaHCO3、 Al2(SO4)3
(2)原理：NaHCO3 水解：HCO3 - + H2O ⇌ H2CO3 + OH -
Al2(SO4)3 水解：Al3 + 3H2O ⇌ Al(OH)3↓+3H 
当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进
水解：
Al3 + 3HCO3 - == Al(OH)3↓+3CO2↑

(1)普钙[主要成分 Ca(H2PO4)2]、铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混
用。
(2)原因：Ca(H2PO4)2 电离强于水解、铵态氮肥水解显酸性，K2CO3 水
解显碱性，若混用，相互促进，易造成肥效降低。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物
沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例 如，不纯的 KNO3 溶液中常含
有杂质 Fe3＋，可用加热的方法来除去 KNO3 溶液中所含的 Fe3＋。
(2)向 MgCl2、FeCl3 的混合溶液中加入 MgO 以除去 FeCl3。

在水溶液中水解相互促进的离子：(1)若相互促进程度较小，则可以
大量共存，如 NH4  和 CH3COO - 、C03 等。
2 
(2)若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存, 如 Al3 与 HCO3
- 在溶渡中不能共存,因发生反应 Al3 + 3HCO3 - == Al(OH)3↓+3CO2
↑，这类离子组合常見的有： : .




Fe 与 S 、 HS - 因发生氧化还原反应也不能大量共存。
3 2 
10．加热蒸发盐溶液时所得固体
(1)不水解、不分解的盐溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl 溶
液；
(2)能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如 Al2(SO4)3
溶液；
(3)能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若
蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如 AlCl3、FeCl3；
(4)若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，
如 Ca(HCO3)2。

四、离子浓度大小的比较
1．“一个比较”
比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。
(1)分子的电离大于相应离子的水解能力，如 CH3COOH 的电离程度大
于 CH3COO - 水解的程度，所以等浓度的 CH3COOH 与 CH3COONa 溶液等
体积混合后溶液显酸性。
则有：c(CH3COO - )＞c(Na  )＞c(H  )＞c(OH - )。
(2)分子的电离小于相应离子的水解能力，如 HClO 的电离程度小于
ClO - 水解的程度，则等浓度的 HClO 与 NaClO 溶液等体积混合后溶液
显碱性。 : .
则有：c(Na)  ＞c(ClO - ）＞c(OH - )＞c(H  )。
(3)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的
相对强弱。
如①NaHCO3 溶液, HCO3 - 的水解能力大于电离能力,故溶液显碱性。
则有:c(Na  )>c(HCO3 - )>c(OH - )>c(H2CO3)>c(H  )>c(C03 )
2 
②NaHSO3 溶液,HSO3 - 的电离能力大于 HSO3 - 的水解能力,故溶液显酸
性。
则有:c(Na  )>c(HSO3 - ) >c(H  )>c(SO3 ) >c(OH - )>c(H2SO3)
2 

2．“两个微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱
的电离能力。
如在稀醋酸中：CH3COOH ⇌ H2O + H  ；H2O ⇌ OH - + H  ；
则有：c(CH3COOH)＞c(H  )＞c(CH3COO - )＞c(OH - )。
(2)弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远小于
盐的水解程度。
-
如在稀 NH4Cl 中：NH4Cl ==NH4  + Cl ；NH4 + H2O ⇌ NH3 H2O +
•
H  ；H2O ⇌ OH - + H  ；
则有：c(Cl - )＞c(NH4 )＞c(H  )＞c(NH3 H2O )＞c(OH - )
•

3.“三个守恒”
(1)电荷守恒
溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴
离子的电荷总浓度。
如：在 NaHCO3 溶液中 c(Na  ) + c(H ) = c(HCO3- ) + 2c(CO3 )
2  : .
+ c(OH - )。
(2)物料守恒（原子守恒）
变化前后某个元素的原子个数守恒（元素守恒）。
①单一元素守恒，如 1moLNH3 通入水中形成氨水，就有 n(NH3)+N(NH3
H2O )+n(NH4 )=1moL,
•
即 N 元素守恒。
②两元素守恒，如 NaHCO3 溶液中 c(Na  ) = c(HCO3 - ) + c(CO3 )
2 
+ c(H2CO3) ，即 Na 元素
和 C 元素的守恒
(3)质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子 (H＋)
的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如在 NaHS
溶液中，存在 NaHS的电离和水解，H2O 的电离， 其质子转移情况可作
得到质子(H ) 失去质子(H )
如下分析：
H2S HS - S2 
 
得到质子(H ) 失去质子(H )
H3O H2O OH-
则在 NaHS 溶液中有如下守恒：
c(H2S) + c(H3O  ) = c(S 2  ) + c(OH - ) 即 c(H2S) + c(H
 ) = c(S 2  ) + c(OH - )