鹽類(lèi)的水解
鹽類(lèi)水解：在水溶液中 鹽電離 出來(lái)的離子跟 水電離 出來(lái)的 H+或 OH-結合生成 弱電解質(zhì) 的反應。
水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的 H+或 OH-結合 ,破壞水的電離，是平衡向 右移動(dòng) ，促 進(jìn)水的電離。
鹽類(lèi)水解規律：
①有弱才水解， 無(wú)弱 不水解， 越弱 越水解 ；誰(shuí)強顯誰(shuí)性 ，兩弱都水解， 同強顯中性 。
②多元弱酸根 ，濃度相同 時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。
(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③弱酸酸性強弱比較：
A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無(wú)氧酸的酸性遞增（利用特殊值進(jìn)行記憶。
如酸性：HCl>HF>HNO3>H3PO4）
B、飽和一元脂肪酸的碳原子數越小，酸性越強（如 HCOOH>CH 3COOH）
C、一些常見(jiàn)的酸的酸性：
HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；
醋酸 >碳酸；磷酸和 H2SO3 為中強酸；
HClO4為最強含氧酸等。
鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)：
（1）可逆 （與中和反應互逆）
（2）程度小
（3）吸熱
影響鹽類(lèi)水解的外界因素：
①溫度 ：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）
②濃度 ：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解 ）
③酸、堿 ：促進(jìn)或抑制鹽的水解（ H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解；OH -促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解（陽(yáng)促陰，陰促陽(yáng)；陽(yáng)抑陽(yáng)，陰抑陰。）
酸式鹽 溶液的酸堿性：
①只電離不水解 ：如 HSO4- 顯酸性
②電離程度＞水解程度，顯酸性
（如：HSO3- 、H2PO4- 、HC2O4-）
③水解程度＞電離程度 ，顯堿性
（如：HCO3- 、HS - 、HPO42-）
雙水解 反應：
（1）構成鹽的 陰陽(yáng)離子 均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得 平衡向右移 。其促進(jìn)過(guò)程以 NH4Ac為例解釋如下：NH4Ac ＝ NH4＋ + Ac- NH4＋ + H2O NH3·H2O + H＋ Ac— + H2O HAc + OH 兩個(gè)水解反應生成的 H+和 OH—反應生成水而使兩個(gè)水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移。
（2）常見(jiàn)的 雙水解 反應完全的為：Fe3+、Al3+與 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS -)、SO 3 2-(HSO3-)；S2-與 NH4+；SiO32-、 ClO-與 NH4+其特點(diǎn)是相互水解 成沉淀或氣體 。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2+ 6H2O ＝ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
鹽類(lèi)水解的應用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能變成↑和↓） ②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）
③FeCl3 溶液止血劑（血漿為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）
④明礬凈水（Al3＋水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉） ⑤NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）
⑥判斷溶液酸堿性（強者顯性）
⑦比較鹽溶液離子濃度的大小
⑧判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）
⑨配制鹽溶液（加對應的酸或堿防止水解）
水解平衡常數（ Kh） 對于 強堿 弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積， Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數 ) 對于 強酸 弱堿鹽：Kh =Kw/Kb(Kw 為該溫度下水的離子積， Kb 為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數 )
02
電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原則
1、多元 弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)，第一步為主 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱堿 （多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)
溶液中微粒濃度的大小比較
基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿(mǎn)足的三種守恒關(guān)系：
①電荷守恒 ：:任何溶液 均顯電中性 ，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷 數的乘積之和。
②物料守恒 : （即 原子個(gè)數 守恒或 質(zhì)量 守恒） 某原子的總量 (或總濃度 )＝其以各種形式存在的所有微粒的量 (或濃度 )之和。
③質(zhì)子 守恒：溶液中得到的質(zhì)子數（ H+）與失去的質(zhì)子數（ H+）相等，即水電離出的 H+濃度與 OH-濃度相等 。
同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規律：
(1) 中學(xué)化學(xué)常見(jiàn)的有三對 等濃度的 HAc 與 NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性 等濃度的 NH3·H2O 與 NH4Cl 的混合液：弱堿的電離＞其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性 等濃度的 HCN與 NaCN 的混合溶液：弱酸的電離 <其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性
(2) 掌握其處理方法（即抓主要矛盾）
①多元弱酸分步電離，且第一步電離遠大于第二步電離。
②多元弱酸正鹽分步水解，且第一步水解遠大于第二步水解。
③水的電離比弱酸、弱堿的電離都弱，比鹽的水解都弱。
03
難溶電解質(zhì)的溶解平衡
難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識
（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì)
（2）反應后離子濃度降至 1*10 -5 以下的反應為完全反應。如 酸堿中和 時(shí)[H+]降至 10-7mol/L<10 -5mol/L ，故為 完全反應 ，用＝，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠低于 10-5mol/L ，故均用＝ 。
（3）難溶并非不溶， 任何難溶物 在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO 4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常為吸熱，但 Ca(OH)2 為放熱 ，升溫其溶解度減少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在 沉淀 ，否則不存在平衡。
溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě) 注意在沉淀后用 (s)標明狀態(tài)，并用 。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
溶度積（ KSP）
(1)、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中 各離 子的濃度保持不變 的狀態(tài)。(2)、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
(3)、影響因素：
① 濃度：加水，平衡向 溶解方向 移動(dòng)。
②溫度：升溫， 多數 平衡向 溶解方向 移動(dòng)。③同離子效應：加入難溶電解質(zhì)電解質(zhì)的相應的離子，平衡向生成沉淀 方向 移動(dòng)。
④化學(xué)反應：加入能與難溶電解質(zhì)電解質(zhì)的離子發(fā)生化學(xué)反應的物質(zhì)，平衡向 溶解方向 移動(dòng)。(4)、溶度積規則
①QC（離子積）﹥ KSP：有沉淀析出；
②QC＝KSP ：平衡狀態(tài)；
③QC﹤KSP ：未飽和，繼續溶解。
4、沉淀生成的三種主要方式
（1）加沉淀劑法 ：Ksp 越?。闯恋碓诫y溶） ，沉淀越完全；沉淀劑 過(guò)量 能使沉淀更完全。（2）調 pH 值：除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加 MgO 除去 MgCl2溶液中 FeCl3。
（3）氧化還原沉淀法：
（4）同離子效應法
5、沉淀的溶解：沉淀的 溶解 就是使溶解平衡 正向移動(dòng)。
常采用的方法有：
①加酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉化 。
物質(zhì)溶解常采用的方法有：
①加水；②加熱；③減少生成物（離子）的濃度。而使沉淀溶解的方法一般為減少生 成物的濃度，因為對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。
6、沉淀的轉化：溶液中的沉淀反應總是向著(zhù)離子濃度減少的方向進(jìn)行，簡(jiǎn)而言之，即溶解度大的生成溶解度小 的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀 ) AgBr（淡黃色 ） AgI（黃色） Ag2S（黑色 ）