鹽類水解

基本介紹

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叫做鹽類的水解。

2.條件：鹽必須溶於水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱鹼陽離子。

3.實質：弱電解質的生成，破壞了水的電離，促進水的電離平衡發生移動的過程。

4.規律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性（適用於正鹽），同強顯中性，弱弱具體定；越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。

（即鹽的構成中出現弱鹼陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應的鹼或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解後溶液的酸鹼性由構成該鹽離子對應的酸和鹼相對強弱決定，酸強顯酸性，鹼強顯鹼性。）

5.特點：

(1)水解反應和中和反應處於動態平衡，水解進行程度很小。

(2)水解反應為吸熱反應。

(3)鹽類溶解於水，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。

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）套用可逆符號表示，

（2）由於鹽類的水解程度通常很小，因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”，但是如果存在雙水解的情況，通常需要標註“↓”“↑”，且可逆符號要換成等於號。

（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。

7.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。

①組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度越大，鹼性就越強，PH越大；

②組成鹽的陽離子對應的鹼越弱，水解程度越大，酸性越強，PH越小；

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：

①.溫度：水解反應為吸熱反應，升溫平衡右移，水解程度增大。

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.溶液的酸鹼度：加入酸或鹼能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入鹼，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。

同種水解相互抑制，不同水解相互促進。（酸式水解——水解生成H+；鹼式水解——水解生成OH-）

（一）.以NH4+ + H2O=可逆號=NH3·H2O+ H+ 為例: