七、鹽類的水解（隻有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H 或OH-結合生成弱電解質的反應。

2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H 或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規律：

①有弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：

（1）可逆（與中和反應互逆）

（2）程度小

（3）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

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：促進或抑制鹽的水解（H 促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①隻電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性

②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3 、Al3 與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4 ；CO32-(HCO3-)與NH4 其特點是相互水解成沉澱或氣體。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↑

9、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）

電離、水解方程式的書寫原則

1）多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

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）書寫原則：一步書寫

八、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足的三種守恒關系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽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:（即原子個數守恒或質量守恒）

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質子守恒：即水電離出的H 濃度與OH-濃度相等

九、難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

（1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。

（2）反應後離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H ]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見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：CaSO4、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：必須存在沉澱，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

意在沉澱後用(s)标明狀态，并用“⇌”。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag (aq） S2-(aq)

3、沉澱生成的三種主要方式

（1）加沉澱劑法：Ksp越小（即沉澱越難溶），沉澱越完全；沉澱劑過量能使沉澱更完全。

（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化還原沉澱法

（4）同離子效應法

4、沉澱的溶解：

沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉澱轉化。

5、沉澱的轉化：

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(白色沉澱)→ AgBr（淡黃色）→AgI （黃色）→ Ag2S（黑色）

6、溶度積（Ksp）

1）定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉澱的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀态。

2）表達式：AmBn(s)

Ksp= [c(An )]m •[c(Bm-)]n

3）影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。

4）溶度積規則

QC（離子積）>KSP 有沉澱析出

QC=KSP 平衡狀态

QC<KSP 飽和，繼續溶解