高二化學上冊復習知識：鹽類的水解

高二化學上冊復習知識：鹽類的水解

　　鹽在生活中有著很多重要的作用。下面是學習啦小編收集整理的高二化學《鹽類的水解》復習知識點以供大家學習。

　　一、 鹽類的水解：

　　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 溶液的酸堿性

　　強堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進水的電離 堿性

　　強酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽離子 促進水的電離 酸性

　　強酸強堿鹽 NaCl 不能 無 無 中性

　　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。

　　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、規律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強顯誰性。

　　即鹽的構成中出現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：

　　(1)應用“ ”號表示，

　　(2)一般生成物中不出現沉淀和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”

　　(3)多元弱酸根的水解分步進行且步步難，以第一步水解為主。

　　二、影響水解平衡的因素

　　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：

　　NH4++H2ONH3?H2O+H+進行說明

　　1、溫度：水解反應為吸熱反應，升溫平衡右移。

　　2、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。

　　3、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。

　　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 增大 增大 增大 減少 減少 減少 正向 NH4Cl(S)

　　通入HCI 增大 減少 增大 減少 減少 減少 逆向

　　加入少量 減少 增大 減少 增大 增大 增大 正向 NaOH(S)

　　化學復習知識推薦：

　　氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水(且快)1：700體積比。溶于水發生以下反應使水溶液呈堿性：NH3+H2O NH3?H2O NH4++OH- 可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩定，會分解，受熱更不穩定：NH3?H2O ===(△) NH3 ↑+H2O

　　濃氨水易揮發除氨氣，有刺激難聞的氣味。

　　氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3+HCl == NH4Cl (晶體)

　　氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。

　　銨鹽的性質：易溶于水(很多化肥都是銨鹽)，受熱易分解，放出氨氣：

　　NH4Cl NH3 ↑+HCl ↑

　　NH4HCO3 NH3 ↑+H2O ↑+CO2 ↑

　　可以用于實驗室制取氨氣：(干燥銨鹽與和堿固體混合加熱)

　　NH4NO3+NaOH Na NO3+H2O+NH3 ↑

　　2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2H2O+2NH3 ↑

　　用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。