鹽類水解的規律及拓展應用探析

白菊萍

摘要：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，就是鹽類的水解反應.本文就鹽類的水解反應問題的原理、過程、一般規律進行梳理，通過例題詳解探討，以期找到解決這類問題的一般思路與方法.

關鍵詞：鹽類水解；規律；應用探析

一、鹽類水解的實質與特點

1.實質：

鹽電離→弱酸的陰離子→結合H+弱堿的陽離子→結合OH-→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→c（H+）≠

c（OH-）→溶液呈堿性、酸性或中性.

2.特點

可逆→水解反應是可逆反應

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吸熱→水解反應是酸堿中和反應的逆反應

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微弱→水解反應程度很微弱

二、鹽類水解的規律

有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性.

鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH

強酸強堿鹽NaCl、KNO3否中性pH=7

強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu（NO3）2是NH+4、Cu2+酸性pH<7

弱酸強堿鹽CH3COONa、Na2CO3是CH3COO-、CO2-3堿性pH>7

1.“誰弱誰水解，越弱越水解”.如酸性：HCNCH3COONa.

2.強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性.如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na++H++SO2-4.

3.弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小.

（1）若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性.如NaHCO3溶液中：

HCO-3H++CO2-3（次要）

HCO-3+H2OH2CO3+OH-（主要）

（2）若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性.如NaHSO3溶液中：HSO-3H++SO2-3（主要）

HSO-3+H2OH2SO3+OH-（次要）

4.相同條件下的水解程度：正鹽>相應酸式鹽，如CO2-3>HCO-3.

5.相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽.如NH+4的水解：（NH4）2CO3>（NH4）2SO4>（NH4）2Fe（SO4）2.

三、示例應用

例1有①Na2CO3、②CH3COONa、③NaOH三種溶液各25 mL，物質的量濃度均為0.1 mol·L-1，下列說法正確的是（）

A.三種溶液pH的大小順序是③>②>①

B.若將三種溶液稀釋相同倍數，pH變化最大的是②

C.若分別加入25 mL 0.1 mol·L-1鹽酸后，pH最大的是①

D.若三種溶液的pH均為9，則物質的量濃度的大小順序是③>①>②

解析酸根離子越弱越易水解，因此三種溶液pH的大小順序應是③>①>②；若將三種溶液稀釋相同倍數，由于Na2CO3溶液和CH3COONa溶液中存在水解平衡，隨著水的加入弱酸根離子會水解產生少量的OH-，因此pH變化最大的應是③；選項D正確的順序應為②>①>③.答案C

例2根據下列化合物：①NaCl、②NaOH、③HCl、④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑥CH3COOH、⑦NH3·H2O、⑧H2O，回答下列問題.

（1）NH4Cl溶液顯性，用離子方程式表示原因，其溶液中離子濃度大小順序為.

（2）常溫下，pH=11的CH3COONa溶液中，水電離出來的c（OH-）=，在pH=3的CH3COOH溶液中，水電離出來的c（H+）=.

（3）已知純水中存在如下平衡：H2O+H2OH3O++OH-ΔH>0，現欲使平衡向右移動，且所得溶液顯酸性，可選擇的方法是（填字母序號）.

A.向水中加入NaHSO4固體

B.向水中加Na2CO3固體

C.加熱至100 ℃（此時pH=6）

D.向水中加入（NH4）2SO4固體

（4）若將等pH、等體積的②NaOH溶液和⑦NH3·H2O溶液分別加水稀釋m倍、n倍，稀釋后兩種溶液的pH仍相等，則mn（填“<”、“>”或“=”）.

解析（1）NH4Cl為強酸弱堿鹽，由于NH+4水解，其溶液呈酸性，故其溶液中離子濃度的大小關系為c（Cl-）>c（NH+4）>c（H+）>c（OH-）.（2）CH3COONa溶液中由于醋酸根離子的水解促進水的電離，故pH=11的CH3COONa溶液中，水電離出來的c（OH-）=10-3 mol·L-1；在pH=3的CH3COOH溶液中水的電離受到抑制，故水電離出來的c（H+）=10-11 mol·L-1.（3）A項使溶液呈酸性但水的電離平衡向左移動；B項雖使平衡向右移動但溶液呈堿性；C項操作雖使平衡右移但水仍然呈中性；D項中由于NH+4的水解，促進水的電離而使溶液呈酸性.（4）由于NH3·H2O是弱電解質，存在電離平衡，故mc（NH+4）>c（H+）>c（OH-）（2）10-3 mol·L-110-11 mol·L-1（3）D（4）<

例3NH4Al（SO4）2是食品加工中最為快捷的食品添加劑，用于焙烤食品中；NH4HSO4在分析試劑、醫藥、電子工業中用途廣泛.請回答下列問題：

（1）NH4Al（SO4）2可作凈水劑，其理由（用必要的化學用語和相關文字說明）.

（2）相同條件下，濃度為01 mol·L-1

NH4Al（SO4）2中c（NH+4）（填“等于”、“大于”或“小于”）0.1 mol·L-1

NH4HSO4中c（NH+4）.

（3）圖1是01 mol·L-1

電解質溶液的pH隨溫度變化的圖像.

①其中符合01 mol·L-1NH4Al（SO4）2的pH隨溫度變化的曲線是（填寫序號），導致pH隨溫度變化的原因是；

②20 ℃時，01 mol·L-1NH4Al（SO4）2中

2c（SO2-4）-c（NH+4）-3c（Al3+）=.

（4）室溫時，向100 mL 0.1 mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加01mol·L-1NaOH溶液，得到溶液pH與NaOH溶液體積的關系曲線如圖2所示，試分析圖中a、b、c、d四個點，水的電離程度最大的是；在b點，溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是.

解析（1）Al3+水解生成的Al（OH）3膠體具有吸附性，即：Al3++3H2OAl（OH）3（膠體）+3H+，Al（OH）3膠體吸附懸浮顆粒使其沉降.

（2）NH4Al（SO4）2與NH4HSO4中的NH+4均發生水解，但NH4Al（SO4）2中Al3+水解呈酸性抑制NH+4水解，HSO-4電離出H+同樣抑制NH+4水解，因為HSO-4電離生成的H+濃度比Al3+水解生成的H+濃度大，所以NH4HSO4溶液中NH+4水解程度比NH4Al（SO4）2溶液中的小.

（3）①NH4Al（SO4）2水解，溶液呈酸性，升高溫度其水解程度增大，pH減小，符合的曲線為Ⅰ.

②根據電荷守恒，可以求出2c（SO2-4）-c（NH+4）-3c（Al3+）=c（H+）-c（OH-）=10-3mol·L-1（c（OH-）太小，可忽略）.

（4）a、b、c、d四個點，根據反應量的關系，a點恰好消耗完H+，溶液中只有（NH4）2SO4與Na2SO4；b、c、d三點溶液均含有NH3·H2O，（NH4）2SO4可以促進水的電離，而NH3·H2O抑制水的電離，a點水的電離程度最大.b點溶液呈中性，即溶液含有（NH4）2SO4、Na2SO4、NH3·H2O三種成分，a點時c（Na+）=c（SO2-4），b點時c（Na+）>c（SO2-4），根據N元素與S元素的關系，可以得出c（SO2-4）>c（NH+4），故c（Na+）>c（SO2-4）>c（NH+4）>c（OH-）=c（H+）.答案（1）Al3+水解生成的Al（OH）3膠體具有吸附性，即Al3++3H2OAl（OH）3（膠體）+3H+，Al（OH）3膠體吸附懸浮顆粒使其沉降從而凈化水.（2）小于；（3）①ⅠNH4Al（SO4）2水解，溶液呈酸性，升高溫度其水解程度增大，pH減?、?0-3mol·L-1（4）ac（Na+）>c（SO2-4）>c（NH+4）>c（OH-）=c（H+）

參考文獻：

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[2]高淑平.推斷元素位置和名稱的技巧和方法[J].高中數理化，2009，（04）：44-45.