高二化學鹽類水解(存儲版)
【正文】 鹽類水解 ： 概念： 水解的條件： 水解的實質(zhì)： 水解的特點： 水解的規(guī)律： 溶液中 鹽 電離出來的 弱離子 跟 水 所電離出來的 H+ 或 OH –結(jié)合生成 弱電解質(zhì) 的反應(yīng)。H 2O、 H2CO3）寫成 分解產(chǎn)物的形式。 （越弱越水解） ③ 同一弱酸對應(yīng)的鹽 Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq) 對應(yīng)的酸 HCO3– H2CO3 堿 性 ∴ 正鹽的水解程度 酸式鹽的水解程度 11 外因： ① 溫度： 升溫，促進水解。 熱的純堿去污能力更強，為什么？ 升溫，促進 CO32–水解。H 2O) c (OH–) 如： Na2CO3 溶液中： c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3) 單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。 （ 元素 or原子守恒 ） ∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1 因此 c (Na+)＝ c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3) 七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 （考點） 質(zhì)子 （ H+） 守恒 電解質(zhì)溶液中分子或離子 得到或失去質(zhì)子（ H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等 。H 2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–) 解析： NH3已知 [CH3COO]＞[Na+]，根據(jù) 電荷守恒 [CH3COO]＋ [OH]＝ [Na+]＋ [H+]，可得出[OH]＜ [H+]。H 2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。H 2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+) C． c (NH3 如： a mol / L 的 Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH– CO32– + H2O HCO3– + OH– HCO3– + H2O H2CO3 + OH– ∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ] c (Na+ ) = 2 a mol / L c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L （ 元素 或 原子守恒 ） 即 c (Na+) : c (C) ＝ 2 : 1 七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 （考點） 如： Na2S 溶液 Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH– 因此： c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ] 物料守恒 是指某一元素的 原始濃度 應(yīng)該等于該元素在溶液中 各種存在形式的濃度之和 。 水解理論： ① 弱離子由于水解而損耗。 促進 抑制 配制 FeCl3溶液需要注意什么問題？ 加入一定量的 ，抑制 FeCl3的水解。 （動態(tài)平衡） 內(nèi)因： 鹽本身的性質(zhì)。 ，水解產(chǎn)物少。 NH4+ + H2O NH3 H2O H+ + OH– NH4Cl Cl– + NH4+ + 有 （ 促進 水的電離） NH3 H2O + HCl NH4+ + H2O NH3 鹽易溶，有弱離子。 ，但以第一步水解為主。 ② 濃度： 加水稀釋，促進水解。 六、鹽類水解的應(yīng)用： (二 ) 易水解鹽溶液的 配制 與保存： 配制 FeCl3溶液 ：加少量 ； 配制 FeCl2溶液 ：加少量 ； 保存 NH4F溶液 ： 加相應(yīng)的酸或堿 稀鹽酸 稀鹽酸和 Fe粉 不能存放在玻璃瓶中！ 鉛容器或塑料瓶 Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 配制 FeSO4溶液 ：加少量 ； 稀硫酸和 Fe粉 （考點） (三 ) 判斷鹽溶液的酸堿性： NaCl溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 中性 堿性 酸性 CH3COONH4溶液 中性 NaHCO3溶液 堿性 （相同溫度和濃度） (四 ) 判定離子能否大量共存： Al3+ 與 AlO2– Al3+ 與 HCO3
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