一、盐溶液的酸碱性

1.1 常见的盐

  1. 强酸强碱盐 ：包括硫酸、盐酸、硝酸等强酸的钠盐、钾盐、钡盐等，如 \(\ce{NaCl}\)、\(\ce{K2SO4}\) 、\(\ce{Ba(NO3)2}\)
  2. 强酸弱碱盐 ：包括硫酸、盐酸、硝酸等强酸的可溶性铜盐、铝盐、铁盐以及铵盐等，如\(\ce{Cu(NO3)2}\)、\(\ce{CuSO4}\) 、\(\ce{AlCl3}\) 、\(\ce{Fe2(SO4)3}\) 、\(\ce{NH4Cl}\)
  3. 强碱弱酸盐 ：包括碳酸、亚硫酸、氢硫酸、醋酸等弱酸的钠盐、钾盐等弱酸的钠盐、钾盐等。如\(\ce{K2CO3}\) 、\(\ce{Na2SO3}\) 、\(\ce{Na2S}\) 、\(\ce{CH3COONa}\) 等
  4. 弱酸弱碱盐 ：包括碳酸、亚硫酸、氢硫酸、醋酸等弱酸的可溶性铵盐等，如\(\ce{(NH4)2CO3}\)、\(\ce{CH3COONH4}\)、\(\ce{(NH4)2SO3}\)

1.2 盐的类型与盐溶液的酸碱性的关系（正盐）

盐的类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐弱酸弱碱盐
溶液的酸碱性中性碱性酸性不确定
  1. 注意事项 ：
    1. 正盐的溶液不一定呈中性，酸式盐的类型也不一定呈酸性
    2. 弱酸弱碱盐的酸碱性取决于弱酸于弱碱的相对强弱

二、盐类的水解

1.1 水解的概况

  1. 定义 ：在水溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的\(\ce{H^{+} 或OH^{-}}\) 结合生成弱电解质的过程
  2. 水解反应的过程 ：（易溶于水的盐才考虑水解）
\(\ce{NaCl}\)溶液\(\ce{NH4Cl}\)溶液\(\ce{CH3COONa}\)溶液
溶液中存在的离子\(\ce{Na+、Cl-}\)
\(\ce{H+、OH-}\)		\(\ce{NH^{+}4、Cl-}\)
\(\ce{H+、OH-}\)		\(\ce{Na+、CH3COO-}\)
\(\ce{H+、OH-}\)
溶液间能否相互作用
生成弱电解质		能，能生成\(\ce{H2O}\)能，能生成\(\ce{H2O}\)、\(\ce{NH3·H2O}\)能，能生成\(\ce{H2O}\)、\(\ce{CH3COOH}\)
\(\ce{c(H^{+})}\) 、\(\ce{c(OH^{-})}\) 的相对大小\(\ce{c(H^{+})}\) =\(\ce{c(OH^{-})}\)\(\ce{c(H^{+})}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\)\(\ce{c(H^{+})}\) <\(\ce{c(OH^{-})}\)
  1. 水解反应的本质：
    1. 盐电离出来的弱酸酸根离子与水电离出来的\(\ce{H+}\) 结合，\(\ce{A- + H2O <=> HA + OH-}\)
    2. 盐电离出来的弱碱阳离子与水电离出来的\(\ce{OH-}\) 结合, \(\ce{M+ + H2O \xlongequal[]{} MOH + H+}\)
    3. 破坏了水的电离平衡 \(\ce{->}\) 水的电离程度增大\(\ce{->}\) 溶液呈酸性、碱性或中性
  2. 水解反应示例分析 :
    1. \(\ce{CH3COONa}\) 溶液的水解反应过程分析
      1. 发生的电离反应：\(\ce{H2O <=> H+ + OH-}\) ; \(\ce{CH3COONa \xlongequal[]{} Na+ + CH3COO-}\)
      2. 发生的水解反应：\(\ce{CH3COO- + H+ <=> CH3COOH}\)
      3. 总反应方程式：\(\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}\)
      4. 过程解释：\(\ce{CH3COO-}\) 与水电离出来的\(\ce{H+}\) 结合，生成了弱电解质\(\ce{CH3COOH}\) ,破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，达到新的平衡，即\(\ce{c(H^{+})}\) <\(\ce{c(OH^{-})}\)，使得 \(\ce{CH3COONa}\) 溶液显碱性
    2. \(\ce{NH4Cl}\) 溶液的水解反应过程分析
      1. 发生的电离反应：\(\ce{H2O <=> H+ + OH-}\)；\(\ce{NH4Cl \xlongequal[]{} NH^{+}4 + Cl-}\)
      2. 发生的水解反应：\(\ce{NH^{+}4 + OH- <=> NH3·H2O}\)
      3. 总反应方程式：\(\ce{NH^{+}4 + H2O \xlongequal[]{} NH3·H2O + H+}\)
      4. 过程解释：\(\ce{NH^{+}4}\) 与水电离出来的\(\ce{OH-}\) 结合，生成了弱电解质\(\ce{NH4Cl}\) ,破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，达到新的电离平衡，即\(\ce{c(H^{+})}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\)，使得\(\ce{NH4Cl}\)溶液显酸性
  3. 水解反应的特点 ：
    1. 水解反应是可逆反应
    2. 水解反应可以看作是酸碱中和反应的逆反应，是吸热反应
    3. 大部分水解反应的程度很微弱
  4. 注意事项
    1. 盐易溶于水才考虑水解
    2. 不是所有的盐均能水解，必须是盐在水溶液中能电离出弱酸酸根离子或者弱碱阳离子
    3. 不要看到有\(\ce{H2O}\) 参与就是水解
    4. 水解反应的口诀：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性，同弱具体定

2.2 盐类水解方程式的书写

  1. 常见类型：\(\ce{盐的离子 + H2O <=> 弱酸(弱碱) + OH^{-}(H+)}\) ,方程式中用可逆符号，不用等号，并且不用标注\(\ce{^ 、 v}\)
  2. 一元强酸弱碱盐 ：\(\ce{NH4Cl}\) 溶液：\(\ce{NH^{+}4 + H2O \xlongequal[]{} NH3·H2O + H+}\)
  3. 一元强碱弱酸盐 ：\(\ce{CH3COONa}\)溶液：\(\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}\)
  4. 多元弱酸强碱盐 ：多元弱酸酸根离子的水解是分布进行，分布书写，但以第一步为主

\(\ce{Na2CO3}\)溶液：\(\ce{CO^{2-}3 + H2O <=> HCO^{-}3 + OH-}\) (主) ; \(\ce{HCO^{-}3 + H2O <=> H2CO3 + OH-}\) (次)。第二步水解的程度很小，平衡时\(\ce{H2CO3}\) 的浓度很小，不会有\(\ce{CO2}\) 放出

  1. 多元弱碱强酸盐 ：水解方程式简化成一步完成。

\(\ce{Fe(OH)3}\)溶液： \(\ce{Fe^{3+} + 3H2O <=> Fe(OH)3 + 3H+ }\)

  1. 相互促进的水解 ： 阴阳离子均能水解，二者相互促进，水解程度很大，水解反应一般能进行到底，书写水解离子方程式要按照普通的离子方程式一样，要写“=”，且要标注\(\ce{^ 、 v}\)
    1. \(\ce{Na2S}\) 溶液与\(\ce{AlCl3}\) 溶液混合后：\(\ce{3S^{2-} + 2Al^{3+} + 6H2O \xlongequal[]{} 3H2S ^ + 2Al(OH)3 v}\)
    2. \(\ce{NaHCO3}\) 溶液与\(\ce{AlCl3}\) 溶液混合后：\(\ce{3HCO- + Al^{3+} \xlongequal[]{} 3CO2 ^ + Al(OH) v}\)
    3. 因为能发生相互促进的水解反应，而不能大量共存的离子
      1. \(\ce{Al^{3+}}\) 与弱酸跟离子如：\(\ce{HCO^{-}3 、CO^{2-}3 、[Al(OH)4]^{-}、ClO^{-}}\) 、\(\ce{HS- 、S^{2-}}\)
      2. \(\ce{Fe^{3+}}\) 与弱酸跟离子如：\(\ce{HCO^{-}3 、CO^{2-}3 、[Al(OH)4]^{-}}\)
    4. 虽能发生相互促进的水解反应，却能大量共存的离子
      1. \(\ce{NH^{+}4}\) 与 \(\ce{CH3COO- 、HCO^{-}3 、 CO^{2-}3 、S^{2-}}\) （上边不能共存是因为生成的是沉淀，立马先沉了；而下边能共存是因为生成的是\(\ce{NH3·H2O}\) 与弱酸，两者都是可溶性酸/碱，酸碱的中和反应占主要地位）

三、影响盐类水解的主要因素

3.1 内因

主要因素是盐本身的性质。酸（或碱）越弱，其对应的弱酸酸根离子（或弱碱阳离子）的水解程度越大，溶液的碱性（或酸性）越强，即“越弱越水解”。

3.2 外因

  1. 温度：盐类的水解是吸热过程，过升高温度，水解程度增大；反之，则减小
  2. 浓度：增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小；加水稀释可以促进水解，使水解平衡右移，水解程度增大
  3. 外加酸、碱：向盐溶液中加入 \(\ce{H+}\) ，可以促进阴离子的水解，抑制阳离子的水解；向盐溶液中加入\(\ce{OH-}\) ,可以促进阳离子的水解，抑制阴离子的水解
  4. 外加盐：加入与盐水解性质相反的盐会促进盐的水解
  5. 以\(\ce{FeCl3}\) 在溶液中水解 \(\ce{Fe^{3+} + 3H2O <=> Fe(OH)3 + 3H+}\) 为例，分析外界条件对水解平衡影响
条件移动方向\(\ce{n(H^{+})}\)pH现象
升温向右增大减小溶液颜色变浅
通\(\ce{HCl}\)向左增大减小溶液颜色变浅
加\(\ce{H2O}\)向右增大增大溶液颜色变浅
加\(\ce{NaHCO3}\)向右减小增大生成红褐色沉淀、放出气体

加入\(\ce{NaHCO3}\) 溶液的原理：\(\ce{NaHCO3}\) 中的酸式酸根\(\ce{HCO^{-}3}\) 既可以电离又能水解 水解(主)：\(\ce{HCO^{-}3 + H2O <=> H2CO3 + OH-}\) ; 电离：\(\ce{HCO^{-}3 <=> H+ + CO^{2-}3}\) ，因为我们知道\(\ce{NaHCO3}\) 溶液呈微碱性，所以可以知道\(\ce{HCO^{-}3}\) 是以水解反应为主。那么\(\ce{HCO^{-}3}\) 和 \(\ce{Fe^{3+}}\) 是相互促进的水解，导致水解可以反应完全。\(\ce{Fe^{3+} + 3HCO^{-}3 <=> Fe(OH)3 v + 3CO2 ^}\)

四、盐类水解的应用

4.1 在科学研究中的应用

  1. 判断溶液的酸碱性：如\(\ce{FeCl3}\) 溶液的显酸性，\(\ce{Fe^{3+} + 3H2O <=> Fe(OH)3 + 3H+ }\)
  2. 配置或贮存易水解的盐溶液：
    1. 配制 \(\ce{CuSO4}\) 溶液时，加入少量 \(\ce{H2SO4}\) ,防止 \(\ce{Cu^{2+}}\) 水解；
    2. 贮存\(\ce{Na2CO3}\) 溶液和\(\ce{Na2SO3}\) 溶液，不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶，应用带有橡胶塞的试剂瓶
  3. 胶体的制取：\(\ce{Fe^{3+} + 3H2O \xlongequal[]{\Delta} Fe(OH)3(胶体) + 3H+}\)
  4. 制备某些盐：想要得到\(\ce{AlCl3}\) 固体、\(\ce{FeCl3}\) 固体，只有在\(\ce{HCl}\)气流中加热对应的溶液才能实现
  5. 判断离子是否大量共存：
  6. 证明某物质属于弱电解质（弱酸或弱碱）：某盐溶液pH>7，说明对应的酸是弱酸
  7. 某些活泼金属与强酸弱碱盐的反应：镁条放入 \(\ce{NH4Cl}\)、\(\ce{FeCl3}\) 溶液均可以产生氢气

4.2 在工农生产和生活中的应用

  1. 泡沫灭火器原理：硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合后发生相互促进的水解反应，\(\ce{Al^{3+} + 3HCO^{-}3 \xlongequal[]{} Al(OH)3 v + 3CO2 ^}\)
  2. 化肥的使用：铵态氮肥（溶液显酸性）与草木灰（溶液显碱性）不得混合施用
  3. 热的纯碱溶液清洗油污：\(\ce{CO^{2-}3 + H2O <=> HCO^{-}3 + OH^{-}}\) ,加热，水解平衡右移，溶液碱性增强，去污能力增强（水解是吸热反应，升温促进水解）
  4. 明矾净水：\(\ce{Al^{3+} + 3H2O <=> Al(OH)3(胶体) + 3H+}\) ,\(\ce{Al(OH)3}\) 胶体具有吸附性，可以净水
  5. 作除锈剂：\(\ce{NH4Cl}\) 、\(\ce{ZnCl2}\) 溶液水解后显酸性，金属表面的氧化膜可以与 \(\ce{H+}\) 反应，因此\(\ce{NH4Cl}\) 、\(\ce{ZnCl2}\) 可作焊接时的除锈剂

五、水解平衡常数

  1. 定义：水解反应的平衡常数叫做水解平衡常数或水解常数，用 \(\ce{K_h}\) 表示
  2. 计算方法 ：水解常数与电离常数，水的离子积之间的关系
    1. 强碱弱酸盐的水解常数：\(\ce{K_h=\dfrac{K_w}{K_a}}\)
    2. 强酸弱碱盐的水解常数：\(\ce{K_h=\dfrac{K_w}{K_b}}\)
  3. 结论 ：温度一定时，弱酸或弱碱的电离常数越小（酸性或碱性越弱），其所生成的盐的水解程度越大

六、不同类型盐溶液蒸干产物的判断

常见类型盐溶液蒸干所得产物
金属阳离子易水解的易挥发性强酸盐蒸干时得到氢氧化物，灼烧后得到氧化物，如\(\ce{AlCl3}\)溶液蒸干时得到\(\ce{Al(OH)3}\)(生成的\(\ce{HCl}\)不断挥发)，灼烧后得到 \(\ce{Al2O3}\)
金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐蒸干得原溶质、如 \(\ce{Al2(SO4)2}\)溶液蒸干得到\(\ce{Al2(SO4)2}\)固体
酸根离子易水解的
强碱弱酸盐		蒸干得原溶质、如 \(\ce{Na2CO3}\)溶液蒸干得到\(\ce{Na2CO3}\)固体
阴、阳离子均易水解，且水解产物均易挥发的盐蒸干后得不到固体物质，如 \(\ce{(NH4)2S}\) 、\(\ce{(NH4)2CO3}\) 等溶质蒸干后得不到固体物质
不稳定的化合物的水溶液加热时在溶液中就能分解，得不到原物质，如\(\ce{Ca(HCO3)2}\)溶液蒸干后得到\(\ce{CaCO3}\)
易被氧化的盐蒸干后得不到原物质，如\(\ce{Na2SO3}\) 溶液蒸干后得到\(\ce{Na2SO4}\)

七、溶液中的三个守恒关系

7.1电荷守恒

  1. 内容 ：阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数(溶液显中性)
  2. 示例 ：\(\ce{Na2CO3}\)溶液中存在\(\ce{Na+、CO^{2-}3、H+、OH^{-}、HCO^{-}3}\) ,他们存在关系

\(\ce{c(Na+) + C(H+) = 2c(CO^{2-}3) + c(HCO^{-}3) + c(OH^{-})}\)

7.2 元素守恒

  1. 内容 ：某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，在变化前后是守恒，即元素守恒。
  2. 示例 ：如 \(\ce{0.1 mol \cdot L^{-1}}\) \(\ce{Na2CO3}\) 溶液中，\(\ce{CO^{2-}3}\) 能水解，溶液中碳元素以\(\ce{CO^{2-}3}\) 、\(\ce{HCO^{-}3}\) 、\(\ce{H2CO3}\) 三种形式存在。则存在的守恒关系：

\(\ce{\dfrac{1}{2}c(Na+)}\) =\(\ce{c_原(CO^{2-}3)}\) =\(\ce{(CO^{2-}3) + c(HCO^{-}3) + c(H2CO3)}\) =\(\ce{0.1 mol \cdot L^{-1}}\)

7.3 质子守恒

  1. 内容：电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在电子的转移，在转移时，失去\(\ce{H+}\) 的物质的量与得到\(\ce{H+}\)的物质的量相等
  2. 示例 ：\(\ce{Na2S}\) 溶液中，\(\ce{S^{2-}}\) 、\(\ce{H2O}\) 得电子(水解)，\(\ce{H2O}\) 失电子（电离）

\(\ce{S^{2-} + H2O <=> HS^{-} + OH^{-}}\) ; \(\ce{S^{2-} + 2H2O <=> H2S + 2OH-}\) ; \(\ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}\) 根据质子守恒得：\(\ce{c(OH-)=c(H+) + 2c(H2S) + c(HS^-)}\)

  1. 注意事项 ：
    1. 弱酸酸根离子一般都为得\(\ce{H+}\) 的物质；弱碱阳离子一般都为失\(\ce{H+}\)的物质
    2. 对于弱碱阳离子不好分析质子守恒，可以利用电荷守恒、元素守恒联立得出（把不参加反应的物质代换掉即可，即把强碱阳离子及强酸阴离子代换掉即可）
    3. 对于电荷守恒、元素守恒、质子守恒，三者的关系都是知二得一

八、粒子浓度大小的比较

8.1 熟悉电离、水解理论中粒子浓度大小

1. 电离理论

  1. 一步电解质：弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少。同时还要考虑水的电离

示例：氨水中：\(\ce{c(NH3·H2O)}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\) >\(\ce{c(NH^{+}4)}\) >\(\ce{c(H+)}\)

  1. 多元弱酸 ：多元弱酸的电离是分布进行的，其主要是第一步电离

示例：在\(\ce{H2S}\)溶液中：\(\ce{c(H2S)}\) >\(\ce{c(H+)}\)>\(\ce{c(HS^-)}\) > \(\ce{c(OH^-)}>\) \(\ce{c(S^{2-})}\)

2. 水解理论

  1. 一步水解 ：离子的水解是微弱的（相互促进的水解反应除外），但由于水的电离，水解后酸性溶液中\(\ce{c(H+)}\) 或碱性溶液中\(\ce{c(OH^-)}\) 的浓度总是大于水解产生的弱电解质的浓度：

示例：\(\ce{NH4Cl}\) 溶液中：\(\ce{c(Cl^-)}\) >\(\ce{c(NH^{+}4)}\) >\(\ce{c(H+)}\) >\(\ce{c(NH3·H2O)}\) >\(\ce{c(OH^-)}\)

  1. 多元弱酸：多元弱酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步的水解

示例：\(\ce{Na2CO3}\) 溶液中：\(\ce{c(CO^{2-}3)}\)>\(\ce{c(HCO^{-}3)}\)>\(\ce{c(H2CO3)}\)

8.2 不同类型溶液的分类分析

1. 单一溶液

  1. 多元弱酸溶液 ：电离是逐步减弱的，可以根据多步电离分析

示例：\(\ce{H3PO4}\) ：\(\ce{c(H+)}\) >\(\ce{c(H2PO^{-}2)}\) >\(\ce{c(HPO^{2-}4)}\) >\(\ce{c(PO^{3-}4)}\)

  1. 多元弱酸的正盐溶液 ：根据弱酸根离子的分布水解分析

示例：\(\ce{Na2CO3}\) 溶液：\(\ce{c(Na+)}\) >\(\ce{c(CO^{2-}3)}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\) >\(\ce{c(HCO^{-}3)}\) >\(\ce{c(H+)}\)

  1. 多元弱酸的酸式盐溶液 ：要考虑酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小

示例：\(\ce{HCO^{-}3}\) 以水解为主；\(\ce{HSO^{-}3}\) 以电离为主 \(\ce{NaHCO3}\) ：\(\ce{c(Na+)}\) >\(\ce{c(HCO^{-}3)}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\) >\(\ce{c(H2CO3)}\) >\(\ce{c(CO^{2-}3)}\) >\(\ce{c(H+)}\) \(\ce{NaHSO3}\) ：\(\ce{c(Na+)}\) >\(\ce{c(HSO^{-}3)}\) >\(\ce{c(H+)}\) >\(\ce{c(SO^{2-}3)}\) >\(\ce{c(H2SO3)}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\)

  1. 不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响

示例：\(\ce{0.1mol \cdot L^{-1}}\) 的a.\(\ce{NH4HSO4}\) 、b.\(\ce{NH4Cl}\) 、c.\(\ce{CH3COONH4}\) 、d.\(\ce{(NH4)2SO4}\) 四种溶液中，\(\ce{c(NH^{+}4)}\) 的大小顺序分别为 d>a>b>c。（d无需多言；a中首先会全部电离，电离出的\(\ce{H+}\)会抑制\(\ce{NH^{+}4}\)的水解；b中\(\ce{NH^{+}4}\)正常水解；c属于相互促进的水解，水解程度会很大）

2.混合溶液

  1. 概况：混合溶液中各离子浓度大小的比较，需要根据电离程度、水解程度的相对大小来分析
  2. 电离程度大于水解程度 ：
    1. 等物质的量浓度的\(\ce{NH4Cl}\) 与\(\ce{NH3·H2O}\) 混合溶液中，\(\ce{NH_3·H_2O}\)的电离程度大于\(\ce{c(NH^{+}4)}\) 的水解程度：\(\ce{c(NH^{+}4)}\) >\(\ce{c(Cl^{-})}\) >\(\ce{NH3·H2O}\)>\(\ce{c(OH^{-})}\) >\(\ce{c(H+)}\)
    2. 等物质的量浓度的\(\ce{CH3COONa}\)与\(\ce{CH3COOH}\) 的混合溶液中，\(\ce{CH3COOH}\) 的电离程度大于\(\ce{CH3COO^{-}}\)的水解程度： \(\ce{c(CH3COO^{-})}\) > \(\ce{c(Na+)}\)>\(\ce{c(CH3COOH)}\) >\(\ce{c(H+)}\)>\(\ce{c(OH^{-})}\)
  3. 水解程度大于电离程度 ：
    1. 等物质的量浓度的\(\ce{NaCN}\)和\(\ce{HCN}\)的混合溶液中，\(\ce{CN^{-}}\) 的水解程度大于\(\ce{HCN}\)的电离程度\(\ce{c(Na+)}\) >\(\ce{c(HCN)}\) >\(\ce{c(CN^{-})}\) >\(\ce{c(OH^{-})}\) >\(\ce{c(H+)}\)