化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)大全-閱讀頁
2025-02-25 07:12本頁面
【正文】 0～ 14 四．鹽類水解 1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離 出來的 H+或 OH–結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫作鹽類的水解。 （ 2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。 （ 4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用 ― ‖，不能用 ―↑ ”或 ―↓ ”符號。如 NH4Cl溶于水： NH4+ + H2O NH3溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質(zhì)的相對強弱。H 2O （ 3） 互相抑制水解：能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。H 2O + H+ Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+ NH4+水解產(chǎn)生的 H+對 Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。 能量變化 吸熱（極少數(shù)例外） 吸熱 表達式 電離方程式：①用“ ” ②多元弱酸分步電離 H2S H+ + HS— HS— H+ + S2— 水解反應(yīng)離子方程式①用“ ” ②多元弱酸根分步水解 ③除了雙水解反應(yīng)，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標(biāo)↑或↓ S2— +H2O HS— +OH— （ 主要 ） HS— +H2O H2S+OH— （ 次要 ） 微 粒 濃 度 大小比較 c(H2S)c(H+)c(HS — )c(S2— ) c(OH) c(Na+)c(S2)c(OH)c(HS)c(H2S) c(H+) 電荷守恒式 c(H+)= c(HS)+2c(S2)+ c(OH) c(Na+)+ c(H+)= c(HS)+2c(S2)+ c(OH) 物料守恒式 c(H2S)+c(HS— )+c(S2— )=c(H2S)+c(HS— )+c(S2— )=c(Na+)/2 影 響 因 素 溫 度 升溫促進 電離（極少數(shù)例外） 升溫促進水解 濃 度 稀 釋 促進電離，但濃度減小，酸性減弱 促進水解，但濃度減小，堿性減弱 通 H2S 電離平衡向右移動，酸性增強，但 電離程度減小，電離常數(shù)不變。 七．何時考慮鹽的水解 1．判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。如配制 FeCl3溶液時，一般先將 FeCl3溶解在鹽酸中，然后再加水稀釋。如 Na3PO4溶液中 ， c(Na+) 3 c(PO43 ，要考慮到鹽的水解。 如在 Na2S 溶液中： 實質(zhì) ：所有 Na+、 H+帶的正電荷總物質(zhì)的量 ==所有 S2— 、 HS— 、 OH— 帶的負(fù)電荷總物質(zhì)的量。 如在 Na2S 溶液中： 實質(zhì)： n(Na) : n (S 的各種存在形式總和 ) == 2 : 1 表達形式： c(Na+) = 2 c(S2— ) + c(HS— ) + c(H2S) （ 3）水電離的離子數(shù)守恒關(guān)系 —— 指在任何電解質(zhì)溶液中，由水電離產(chǎn)生的 H+和 OH—的數(shù)目一定相等的關(guān)系。如將上述電荷守恒式與物料守恒式相減并移項即可得到
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