高二年級化學第二冊：第三章水的電離和溶液的pH知識點
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叫做鹽類的水解。以下是育路網整理的第三章鹽類的水解知識點，請大家認真學習。
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)
以CH3COO- + H2O=CH3COOH + OH- 為例：
條件 c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH水解程度 平衡移動方向
加熱 減少 增大 增大 減少 增大 增大 正向
加水 減少 減少 減少 增大 減少 增大 正向
加入冰醋酸 增大 增大 減少 增大 減少 減少 逆向
加入少量 增大 增大 增大 減少 增大 減少 正向
醋酸鈉(s)
通入HCI 減少 增大 減少 增大 減少 增大 正向
加入少量
NaOH(S) 增大 減少 增大 減少 增大 減少 逆向
第三章水的電離和溶液的pH知識點的全部內容就是這些，育路網希望對大家化學學習有幫助。
(責任編輯：陳海巖)
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