相信目前很多小伙伴對于鹽類的水解都比較感興趣，那么小洋洋今天在網(wǎng)上也是收集了一些與鹽類的水解相關的信息來分享給大家，希望能夠幫助到大家哦。

1、【鹽類的水解】
　　一.定義：在溶液中,鹽電離出的離子跟水所電離出來的氫離子或氫氧離子根結合生成弱電解質的反應叫做鹽類的水解
　　二.鹽類的水
　?。ㄒ唬}類的水解的分類： 鹽類 實例 能否水解 引起水解的離子對水的電離平衡的影響 促進與否溶液的酸堿性強堿弱酸鹽CH3COONa能水解弱酸陰離子引起水解對水的電離平衡有影響促進水的電離溶液呈堿性強酸弱堿鹽NH4Cl能水解弱堿陽離子引起水解對水的電離平衡有影響促進水的電離溶液呈酸性強酸強堿鹽NaCl 不能水解無引起水解的離子對水的電離平衡無影響——溶液呈中性（二）鹽類水解的類型 類型酸堿性PH舉例強酸弱堿鹽水解溶液顯酸性pH＜7NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等強堿弱酸鹽水解溶液顯堿性pH＞7CH3COONa、Na2CO3、Na2S等強酸強堿鹽不水解溶液顯中性pH＝7KCl、NaCl、Na2SO4等弱酸弱堿鹽水解水解后溶液的酸堿性由對應的弱酸弱堿的相對強弱決定——CH3COONH4等（三）相關內容
　　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.實質：弱電解質的生成,破壞了水的電離,促進水的電離平衡的過程.
　　3.規(guī)律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強顯誰性.
　?。贷}的構成中出現(xiàn)弱堿陽離子或弱酸根陰離子,該鹽就會水解；這些離子對應的堿或酸越弱,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成該鹽離子對應的酸和堿相對強弱決定,酸強顯酸性,堿強顯堿性.）
　　4.特點：
　　(1)水解反應和中和反應處于動態(tài)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：
　?。?）應用“ ”號表示,
　?。?）一般生成物中不出現(xiàn)沉淀和氣體,因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”
　?。?）多元弱酸根的水解分步進行且步步難,以第一步水解為主.
　　6.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.外界條件對平衡移動也有影響,移動方向應符合勒夏特列原理,下面以NH4+水解為例：
　?、?溫度：水解反應為吸熱反應,升溫平衡右移.
　?、?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.
　?、?溶液的酸堿度：加入酸或堿能促進或抑制鹽類的水解.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.
　　三.鹽類的水解實例
　?。ㄒ唬?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NH4Cl固體增大 增大 增大 減少 減少 減少 正向通入氯化氫 增大 減少 增大 減少 減少減少 逆向加入少量NaOH固體減少 增大 減少 增大 增大增大 正向
　?。ǘ┮訡H3COO- + H2O、CH3COOH + OH- 為例：
　　 條件c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-)c(H+)pH 水解程度 平衡移動方向
　　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 逆向加入少量醋酸鈉固體 增大 增大 增大減少增大減少正向通入氯化氫 減少增大 減少 增大 減少 增大 正向加入少量NaOH固體 增大 減少 增大減少 增大 減少逆向【鹽類的水解的例題】
　　例1.下列離子反應方程式中,不屬于水解反應的是
　　A.NH4++H2ONH3·H2O+H+　
　　B.NH3·H2O NH4++OH-
　　C.HCO3-+H2OH3O++CO32-
　　D.AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-
　　分析與
　　B、C選項是電離方程式,水解反應后一定有弱酸或弱堿.
　　答案：B、C
　　例2.若室溫時,0.1mol/L的鹽NaX溶液的pH=9.則該溶液中起水解的X—占全部的X—的
　　A.0.01%　B.0.09%　C.1.0%　D.無法確定
　　分析與
　　NaX的水解反應為：X- + H2OHX+OH-,起水解反應c(X-)=c(OH—)=1×10-5mol/L,水解率為=0.01%
　　答案：A
　　例3.25℃時,相同物質的量濃度下列溶液中,水的電離程度由大到小排列順序正確的是（?。?br/>　?、貹NO3?、贜aOH?、跜H3COO NH4?、躈H4Cl
　　A.①>②>③>④　B.④>③>①>②
　　C.③>④>②>①　D.③>④>①>②
　　分析與
　?、貹NO3為強酸強堿鹽,在水溶液中電離出的K和NO對水的電離平衡無影響②NaOH為強堿在水溶液中電離出的OH對水的電離起抑制作用,使水的電離程度減?、跜H3COONH4為弱酸弱堿鹽,在水溶液中電離出的NH和CH3COO均可以發(fā)生水解生成弱電解質NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促進,使水解程度加大從而使水的電離程度加大.④NH4Cl為強酸弱堿鹽,在水溶液中電離出的NH可以發(fā)生水解生成弱電解質NH3·H2O,促進水的電離,但在相同濃度下其水解程度要小于CH3COONH4,該溶液中水的電離程度小于CH3COONH4中的水的電離程度.
　　答案D
　　小結：酸、堿對水的電離起抑制作用,鹽類的水解對水的電離起促進作用.
　　例4.SOCl2為一種易揮發(fā)的液體,當其與水相遇時劇烈反應,生成一種能使品紅褪色的氣體寫出該反應的化學反應方程式.
　　分析與
　　SOCl2中S為+4價,O為-2價,Cl為-1價,當其與水相遇時所生成的使品紅褪色的氣體應是SO2,本反應不是氧化——還原反應.故其反應方程式為SOCl2+H2O=SO2­+2HCl,本題雖屬于水解反應,但有別于鹽類的水解,而且根據(jù)題目所述劇烈反應,可以判斷該反應進行的徹底故用“=”表示之.
　　【參考練習】
　　1.常溫下,0.1mol/L的下列溶液中,水的電離程度大小排列順序正確的是
　?、貯lCl3?、贙NO3?、跱aOH?、躈H3·H2O
　　A.①>②>③>④　B.①>②>④>③
　　C.③>④>②>①　D.①=②=③=④
　　2.已知0.1mol/LNaHCO3溶液的pH為8.4,0.1mol/LNa2CO3溶液的pH為11.4,則NaHCO3溶液中由H2O電離出c(OH-)是Na2CO3溶液中由H2O電離出的c(OH-)的
　　A.3倍　B.1/3倍
　　C.103倍　D.10-3倍
　　3.物質的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3?、贜aHCO3?、跦2CO3?、?NH4)2CO3?、軳H4HCO3中c(CO32-)由小到大的排列順序為
　　A.⑤④③②①　B.③⑤②④①
　　C.③②⑤④①　D.③⑤④②①
　　4.相同物質的量濃度的下列銨鹽中c(NH4+)最大的是
　　A.NH4HCO3　B.NH4HSO4　
　　C.NH4NO3　D.CH3COONH4
　　5.pH=3的二元弱酸H2R溶液與VL　pH=11的NaOH溶液混合后,混合液的pH=7.下列判斷正確的是
　　A.溶液的總體積為2VL
　　B.溶液中c(R2-)>c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
　　C.溶液中c(R2-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
　　D.溶液中2c(R2-)+c(HR-)=c(Na+)
　　6.下列各組數(shù)據(jù)中,其比值為2：1的是（?。?br/>　　A.常溫下PH=7的氨水與硫酸銨的混合液中c(NH)與c(SO)之比
　　B.同溫下0.2mol/L HCOOH溶液與0.1mol/L HCOOH溶液中c(H+)之比
　　C.Na2S溶液中,c(Na+)與c(S2-)之比
　　D.PH=12的KOH溶液與PH=12的Ba(OH) 2溶液中溶質的物質的量濃度之比
　　7.下列微粒中,不能促進水電離的是（?。?br/>　　A.所有離子中半徑最小的離子
　　B.含有的電子數(shù)和質子數(shù)均與Na+相同,共含有5個原子核的微粒
　　C.還原性最弱的非金屬陰離子
　　D.含有2個原子核,10個電子的陰離子
　　8.下列溶液加入金屬鎂可以產(chǎn)生H2的是(　)　
　　A.CH3COOH　B. NaHCO3
　　C.NH4Cl　D. NaClO
　　9.能證明醋酸是一種弱電解質的實驗是（?。?br/>　　A.醋和水以任意比例溶解
　　B.中和10ml 0.1mol/L的CH3COOH須用0.1mol/L 10mlNaOH溶液
　　C.1mol/L CH3COONa溶液的pH大約是9
　　D.1mol/L CH3COOH溶液能使石蕊試液變紅
　　參考答案：
　　1B
　　2D
　　3B
　　4B
　　5D
　　6AD
　　7AD
　　8AC
　　9 C。

本文到此結束，希望對大家有所幫助。

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