鹽類水解原理的理解與應用

■北京市十一學校 王篤年

鹽類水解原理的理解與應用

■北京市十一學校 王篤年

水解,顧名思義,有物質“被水分解”之意。基本過程示意如下：

式中⊕、?等,表示物質中基團的電性或極性,水解物AB中正電性的A部分跟水電離出的負電性的OH-結合,而負

電性的B部分則跟水電離出的正電性的H+結合。碳酸鈉(Na2CO3)又名純堿,其水溶液具有很強的堿性(經實驗測定,常溫下0.1mol·L-1的Na2CO3溶液pH=11.6)。依據我們之前所學酸、堿的概念可知,水溶液中的堿性是OH-表現出來的,可是從元素組成來看,Na2CO3根本就不含有H元素,它是如何在水溶液中顯示堿性的呢?

由于H2O是最弱的電解質,其電離極其微弱,所以鹽類離子的水解反應一般是微弱(可逆)的,根據離子方程式書寫規則,水解過程只能用下式表示(極弱電解質H2O要保留分子式),而不是

根據以上分析,可以理解“誰弱誰水解、誰強顯誰性”的水解規律。

不同的弱酸根離子水解的程度顯然與其結構有關,很難直觀判斷,但可依據相應弱酸的電離常數進行推導。在此我們以HCO-3為例說明(Kh表示水解常數)。

(說明,水解常數跟電離常數一樣,表達式里并不寫入溶劑H2O的濃度項,因為在稀溶液里H2O的濃度幾乎都是55.6mol·L-1,是個常數,可并入K內)

通過以上推導可知,酸越弱,則陰離子的水解常數越大,對應鹽水解的程度越大,在濃度一定的條件下該鹽溶液顯示的酸性或堿性就越強。所以有“越弱越水解”的規律。

由于常見鹽類水解都是吸熱的,所以,加熱可以促進水解反應。

中學化學里,跟鹽類水解密切相關的知識有：

1.解釋正鹽溶液的酸堿性及判斷同濃度下鹽溶液的酸堿度。比如,同濃度的NaCl O、CH3COONa、NaCl溶液的pH依次減小(越弱越水解)。注意,NaHCO3因既電離又水解,不可只單一考慮水解納入上述序列。

2.解釋某些鹽之間的反應現象。如,泡沫滅火器內Al2(SO4)3溶液跟NaHCO3溶液之間的反應。

3.配制某些鹽溶液時要加酸或堿抑制其水解。如配制FeCl3溶液要加鹽酸,配制Na2S溶液要加燒堿。

4.比較鹽溶液中離子濃度的大小。如NH4Cl溶液里,由于微量水解,導致

5.判斷一組離子是否可以大量共存于同一水溶液。如,Al3+由于水解呈酸性,跟水解呈堿性的離子等)會互促水解,不能大量共存。

6.通過計算,判斷弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性。比如NaHSO3溶液,大家可網上查閱H2SO3的Ka1、Ka2值,通過計算判斷出它是弱酸性的。

(責任編輯 謝啟剛)

王篤年,特級教師,北京市骨干教師,海淀區兼職教研員,北師大《高中數理化》“篤年老師問與答”專欄主持人。