盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结

盐类的水解知识点总结

1.复习重点 1 ?盐类的水解原理及其应用 2 ?溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2?难点聚焦盐的水解实质 H 2O H ++OH AB== B n — ” n+ 进水进一步电离. 类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。（二）水解规律如HPQ 及其三种阴离子随溶液 pH 变化可相互转化： pH 值增大 --------------------------------------- > — 2— 3 — H 『3PQ H 2PQ HPO 4 PQ 4 pH 减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO NaHS NmHPG 、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）： NaHSO NaHPQ 、NaHSO 盐类的水解简述为：有弱才水解，无弱不水解具体为：1 ?正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ③强酸强碱盐呈中性女口 NH 4CN CH 3CONH 碱性中性取决于弱酸弱碱相对强弱 2 .酸式盐 ①若只有电离而无水解, ②若既有电离又有水解, 电离程度〉水解程度，呈酸性呈碱性越弱越水解，弱弱都水解 ②强碱弱酸盐呈碱性 ④弱酸碱盐不一定 NH 4F 酸性则呈酸性（如 NaHSC ）取决于两者相对大小电离程度v 水解程度，强碱弱酸式盐的电离和水解：谁强显谁性，等强显中性 HB (n -1)— 当盐AB 能电离出弱酸阴离 ) A(OH Hr 或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离岀的川或0H 结合成电解质分子，从而促与中和反应的关系: 盐+水由此可知, 水解 . 酸+碱（两者至少有一为弱）中和盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐

沉淀溶解平衡知识点

一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.绝大多数固体物质的溶解度随温度的升高而增大，少数物质的溶解度随温度变化不明显，个别物质的溶解度随温度的升高而减小。二?沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 2.沉淀溶解平衡绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s) Ag ＋(aq)＋Cl － (aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：以MmAn(s) mMn +(aq)+nAm -(aq)为例： Ksp=[c(Mn+)]m ·[c(Am-)]n 3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。 4）影响因素：与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。四．影响沉淀溶解平衡的因素 1）内因：难溶电解质本身的性质 2）外因：①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动 ②温度：多数难溶性电解质溶解于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动。 ④其他：向体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解方向移动。五．溶度积规则通过比较溶度积Ksp 与溶液中有关离子的离子积Qc 的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解?对AgCl 而言,其Qc=c(Ag +)·c(Cl -),该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度,而 Ksp 计算式中的离子浓度一定是平衡浓度? 1)若Qc>Ksp,则溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡? 2)若Qc=Ksp,则溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态? 溶解沉淀

盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦（一）盐的水解实质 H2O H+— 当盐AB A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱 2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化： pH值增大 H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— pH减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 （三）影响水解的因素

内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？（五）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系. （1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时 [不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+] 实例：aCH3COONa. bNH4Cl a.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+] b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[OH—]

化学盐类水解、电离知识点总结

1、盐类的水解反应 1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。 2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H )和c(OH)不再相等，使溶液呈现 +-酸性或碱性。3.特征 (1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。 (3)大多数水解反应进行的程度都很小。(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。4.表示方法 (1)用化学方程式表示：盐＋水?酸＋碱如AlCl3的水解：AlCl 3 +3H 20 ?Al + 3Cl + 3- (2)用离子方程式表示：盐的离子＋水?酸(或碱)＋OH －(或H ＋) 如AlCl3的水解：Al + 3H 2O ?Al(OH)3 + 3H +3+ 2、影响盐类水解的因素 1.内因——盐的本性 (1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。 (2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。2．外因 (1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。

(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。 (3)外加酸碱：H 可抑制弱碱阳离子水解，OH 能抑制弱酸阳离子水解。 +-（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解） 3、盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性 (1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol ·L －1的Na 2CO 3和NaHCO 3溶液的碱性：Na 2CO 3＞NaHCO 3。 (2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。如0.1 mol ·L －1的①NaCl ，②Na 2CO 3，③AlCl 3溶液的pH 大小：③＜①＜②。 2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe +3H 2O ?Fe(OH)3＋3H +3+ 3．盐溶液的配制与贮存配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。4.制备胶体如：向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液，产生红褐色胶体。F e +3H 2 O Fe(OH)3（胶体）＋3H + 3+ 5.热碱去油污升温促进碳酸钠水解：CO 3+ H 2O ?HCO 3+ OH ，溶液碱性增强 -2--

沉淀溶解平衡知识点

难溶电解质的溶解平衡一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.绝大多数固体物质的溶解度随温度的升高而增大，少数物质的溶解度随温度变化不明显，个别物质的溶解度随温度的升高而减小。二?沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。溶质溶解的过程是一个可逆过程： ? ?? ??→<→=→>????→→晶体析出溶解平衡固体溶解结晶溶液中的溶质溶解固体溶质结晶溶解结晶溶解结晶溶解v v v v v v 2.沉淀溶解平衡绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s) Ag ＋(aq)＋Cl － (aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：即：AmBn(s) mA n+(aq)＋nB m － (aq) Ksp =[A n+]m ·[B m － ]n 例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag +(aq)＋Cl －(aq)， Ksp(AgCl)=[Ag +][Cl － ] ＝1.8×10 －10 常温下沉淀溶解平衡：Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq)＋CrO 42-(aq)， Ksp(Ag 2CrO 4)=[Ag +]2 [CrO 2- 4] ＝1.1×10 －12 溶解沉淀

盐类水解与沉淀溶解平衡专题复习

专题十盐类水解与沉淀溶解平衡平衡问题是近几年高考题中的新宠,是包括化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的一个大的平衡体系,分析突破点都是动态平衡,条件改变时,平衡可能会改变,但各平衡常数只与温度有关。该题一改以往简单设问方式,考查了学生分析图象、整合信息的能力,可以预见该考点仍是以后高考的热点问题。曾经风行一时的无机框图题，由于虚拟的情景，受到质疑和抨击，同时已不符合新课程强调“有将化学知识应用于生产、生活实践的意识，能够对与化学有关的社会问题做出合理的判断”等要求，所以，当前各省化学高考中已逐步摒弃虚拟的、不真实的框图提问，在二卷中的实验题、无机题等都代之以“工艺流程”、“操作流程”等工业流程题。盐类水解原理及其应用 1.(2011年理综)对滴有酚酞试液的下列溶液,操作后颜色变深的是( ) A.明矾溶液加热 B.CH3COONa溶液加热 C.氨水中加入少量NH4Cl固体 D.小苏打溶液中加入少量NaCl固体答案:B。 2.(2011年理综)对于0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液,正确的是( ) A.升高温度,溶液pH降低 B.c(Na+)=2c(S)+c(HS)+c(H2SO3) C.c(Na+)+c(H+)=2c(S)+2c(HS)+c(OH-) D.加入少量NaOH固体,c(S)与c(Na+)均增大

答案:D。 3.(2010年理综)下列关于电解质溶液的正确判断是( ) A.在pH=12的溶液中,K+、Cl-、HC、Na+可以大量共存 B.在pH=0的溶液中,Na+、N、S、K+可以大量共存 C.由0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10,可推知BOH溶液存在BOHB++OH- D.由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3,可推知NaA溶液存在A-+H2OHA+OH- 答案:D。 4.(2009年理综)在一定条件下,Na2CO3溶液存在水解平衡:C+H2OHC+OH-。下列说确的是( ) A.稀释溶液,水解平衡常数增大 B.通入CO2,平衡朝正反应方向移动 C.升高温度,减小 D.加入NaOH固体,溶液pH减小答案:B。 5.(2009年天津理综)25 ℃时,浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是( ) A.均存在电离平衡和水解平衡 B.存在的粒子种类相同 C.c(OH-)前者大于后者 D.分别加入NaOH固体,恢复到原温度,c(C)均增大答案:C。 ①盐类水解是高考知识点,在每年的高考题中都会出题,题型以选择题为主,也会以填空、简

高三化学盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦（一）盐的水解实质 H 2O H +— n 当盐AB 能电离出弱酸阴离子（B n —）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H +或OH —结合成电解质分子，从而促进水进一步电离. 与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性 ④弱酸碱盐不一定如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化： pH 值增大 H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43— pH 减小

③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 （三）影响水解的因素内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗 ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响（五）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.

沉淀溶解平衡(知识点)

第3节沉淀溶解平衡知识点核心知识点及知识点解读一、沉淀溶解平衡和溶度积 1、沉淀溶解平衡的建立：一定条件下，强电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 2、沉淀溶解平衡常数－－溶度积（1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。（2）表达式：以PbI2(s)溶解平衡为例： PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)K sp＝[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3L-3 （3）意义溶度积反映了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，K sp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。（4）影响K sp的因素 K sp与其他化学平衡常数一样，只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 3、沉淀溶解的特征：等、动、定、变。等——v溶解 = v沉淀（结晶）动——动态平衡， v溶解 = v沉淀≠0 定——达到平衡时，溶液中离子浓度不再改变。变——当外界条件改变，溶解平衡将发生移动。 4、影响溶解平衡的因素（1）内因：电解质本身的性质 ①绝对不溶的电解质是没有的。 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。（2）外因：遵循平衡移动原理 ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 ③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。 ④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。二、沉淀溶解平衡的应用 1、溶度积规则通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积－－浓度商Q C的现对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： Q C>K sp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 Q C=K sp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 Q C

高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳

考点1：盐类水解平衡及其应用一、盐类水解的定义和实质 1. 盐类水解的定义强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的或生成弱电解质—

弱酸或弱碱。盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。 2. 盐类水解的实质盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解反应的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。 3. 盐类水解反应离子方程式的书写一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀和气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”、“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般盐类水解的离子方程式中不写“=”而写“”。二、盐类水解的影响因素及其应用 1. 内因：盐本身的性质（1）弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。

（2）弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。 2. 外因（1）温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。（2）浓度： ① 增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。 ② 增大，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。三、盐类水解的规律有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。

1. 组成盐的弱碱阳离子能水解，相应盐溶液显酸性；组成盐的弱酸阴离子能水解，相应盐溶液显碱性。 2. 盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（或酸）性越强。 3. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如同浓度的比的水解程度大得多。四、溶液中的几个守恒关系 1. 电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。 2. 物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。

盐类的水解知识点

盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。 2．实质盐电离→??????????弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→????? c (H ＋ )≠c (OH － )―→溶液呈碱性、酸性c (H ＋)＝c (OH －)― →溶液呈中性 3．特点可逆→水解反应是可逆反应 | 吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热过程 | 微弱→水解反应程度很微弱 4.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，两弱都水解，同强显中性。越稀越水解，越热月水解。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3) ③弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO 3溶液中：HCO － 3 H ＋＋CO 2－ 3(次要)， HCO － 3＋H 2O H 2CO 3＋OH － (主要)。

b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。（目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解） 5.表示方法——水解的离子方程式 (1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。 NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸盐的水解分步进行，逐级减弱，离子方程式分步书写，如Na2CO3的水解离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。一般以第一步水解为主，下一级水解课忽略，原因是上一级水解出的OH－是下一级水解的产物，对下级水解有抑制作用。 (3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如：明矾水解的离子方程式：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。 (4)若阴、阳离子水解相互促进，由于水解完成，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如：常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。易错警示(1)判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。 (2)盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如：NaCl溶液呈中性，是因为NaCl是强酸强碱盐，不水解。又如CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH＋4的水解程度相当，即水解过程中H＋和OH－消耗量相等，所以CH3COONH4水解仍呈中性。 6.水解平衡常数（K h）对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b（Kw为该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）影响盐类水解的因素 1．内因弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。

第四节难溶电解质的溶解平衡知识点

第四节难溶电解质的溶解平衡一、溶解平衡 1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？在20℃时电解质的溶解性 2、当 3 AgCl的饱和溶液？ 3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。 4、特征：动、等、定、变 5、影响溶解平衡的因素：（1）内因：电解质本身的性质 ①、绝对不溶的电解质是没有的。 ②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。（2）外因： ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。二、沉淀反应的应用（1）沉淀的生成 ①沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。 ②废水处理化学沉淀法工艺流程示意图 ③沉淀的方法 a调节PH法： b加沉淀剂法：写出使用Na 2S、H 2 S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式. （2）沉淀的溶解 ①沉淀溶解的原理：例如CaCO 3 的溶解 ②沉淀溶解的实验探究（实验3-3）[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。 b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。（3）沉淀的转化 ①沉淀转化的实验探究（实验3-4） ③沉淀转化的应用三、溶度积（K sp ）（1）概念：（2）表达式：对于沉淀溶解平衡M m A n Mm n+(aq)+Na m-(aq)，K sp = (3) 溶度积常数的意义： ○1对于相同类型的电解质，K sp越大，其在水中的溶解能力越大。 ○2K sp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有K sp 越大S 越大的结论。 ○3同一物质的K sp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。（4）溶度积规则：比较K sp 与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c ）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 Q c ＞K sp 时 Q c ＝K sp 时 Q c ＜K sp 时

高二化学下册盐类的水解知识点总结

高二化学下册盐类的水解知识点总结世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。（一）盐类水解口诀：有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性. （1）有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解. 所以,NaCl在水溶液中不会发生水解. 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则 CH3COO-是弱酸根离子,会水解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分子.使得水中OH-多出. 所以,CH3COONa的水溶液显碱性. （2）越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大. 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3

由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则,CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大,结合的H+更多. 所以,Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强. （3）双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解.阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大. 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解,NH4+结合OH-形成 NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,水解程度较大. （4）谁强显谁性主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小. 如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+

盐类的水解知识点总结

A l l 水解中和盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦（一）盐的水解实质 H 2O H +— n 当盐AB 能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H +或OH —结合成电解质分子，从而促进水进一步电离. 与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性 ④弱酸碱盐不一定如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化： H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43— pH 减小

③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 （三）影响水解的因素内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？（五）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.

2019高考化学考点必练专题18 沉淀溶解平衡曲线知识点讲解

考点十八沉淀溶解平衡曲线知识点讲解溶度积（K sp） 1. 概念：一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。 2. 表达式：对于沉淀溶解平衡：M m A n（s）mM n+(aq)+nA m-(aq)，溶度积常数：K sp = c（M n+）m c（A m-）n 3. 溶度积规则：比较K sp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 Q c＞K sp时，生成沉淀； Q c＝K sp时，达到溶解平衡； Q c＜K sp时，沉淀溶解。 4. 影响溶度积的因素： K sp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变K sp。 5. 溶度积的物理意义： K sp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，K sp数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。 6. 难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较沉淀溶解平衡K sp（18～25℃）溶解能力比较AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq） 1.8×10-10mol2. L-2 AgCl> AgBr > AgI AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq） 5.0×10-13mol2.L-2 AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq）8.3×10-17mol2.L-2 Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）＋2OH-（aq） 1.8×10-11mol3.L-3Mg(OH)2 > Cu(OH)2 Cu(OH)2（s）Cu 2+（aq）＋2OH-（aq） 2.2×10-20mol3.L-3 典例1（2018课标III）用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的

盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结

盐类的水解知识点总结

沉淀溶解平衡知识点

盐类的水解知识点总结

化学盐类水解、电离知识点总结

沉淀溶解平衡知识点

最新盐类的水解知识点

盐类水解与沉淀溶解平衡专题复习

高三化学盐类的水解知识点总结

沉淀溶解平衡(知识点)

高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳

盐类的水解知识点

最新化学复习知识点深度剖析专题八第三节盐类的水解

第四节难溶电解质的溶解平衡知识点

高二化学下册盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

2019高考化学考点必练专题18 沉淀溶解平衡曲线知识点讲解

盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结

盐类的水解知识点总结

沉淀溶解平衡知识点

盐类的水解知识点总结

化学盐类水解、电离知识点总结

沉淀溶解平衡知识点

最新盐类的水解知识点

盐类水解与沉淀溶解平衡 专题复习

高三化学盐类的水解知识点总结

沉淀溶解平衡(知识点)

高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳

盐类的水解知识点

最新化学复习知识点深度剖析 专题八 第三节 盐类的水解

第四节难溶电解质的溶解平衡知识点

高二化学下册盐类的水解知识点总结

盐类的水解知识点总结

2019高考化学 考点必练 专题18 沉淀溶解平衡曲线知识点讲解

盐类水解与沉淀溶解平衡专题复习

最新化学复习知识点深度剖析专题八第三节盐类的水解

2019高考化学考点必练专题18 沉淀溶解平衡曲线知识点讲解