2019届高考化学第二轮复习 专题十一 水溶液中的离子平衡（盐类水解溶解平衡）教学案
盐类水解溶解平衡
[考纲要求]
1、了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
2、了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。
3、了解难溶电解质的溶解平衡。
【知识梳理】
一、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，溶液碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF
H3PO4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HCN、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热）
②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+ 促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH－促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4－
②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3－ 、H2PO4－）
③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3－ 、HS－ 、HPO42－）。
5、双水解反应：
6
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有些甚至水解完全。其促进过程以CH3COONH4为例解释如下：
CH3COONH4 == NH4＋ + CH3COO－
NH4＋ + H2ONH3·H2O + H＋ CH3COO－+ H2OCH3COOH + OH－
两个水解反应生成的H+和OH－反应生成水而使水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
(2)常见的双水解反应完全的有：Fe3＋与AlO2－、ClO－、CO32－(HCO3－)；Al3＋与AlO2－、CO32－(HCO3－)、S2－(HS－)、；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写 “==”并标“↑ ↓”，其离子方程式配平依据是电荷守衡，如：2Al3＋ + 3S2－ + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
6、盐类水解的应用：
①某些化肥（如草木灰和铵态氮肥）不能混合施用
②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）
③明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体，吸附水中悬浮物而聚沉）
④NH4Cl用于金属焊接（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）
⑤判断溶液酸碱性（强者显性）
⑥比较盐溶液离子浓度的大小
⑦判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）
⑧配制盐溶液（加对应的酸防止水解）
二、沉淀溶解平衡与溶度积
1、沉淀溶解平衡：一定温度下，固体进入溶液的速率与溶液中离子沉积的速率相等的状态。
2、溶度积：是一个常数，只与温度有关，通常用符号__________表示。对沉淀溶解平衡：MmAn(s) mMn+(aq)+nAm－ (aq)，Ksp= .
3、溶解平衡的应用：
（1）沉淀的溶解和生成
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积即离子积Qc的相对大小关系，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解：
Qc>Ksp, ;Qc=Ksp, ;Qcc(SO42－)
C、c(NH4＋)
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