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6-1-3 盐 溶液中的 解 离平衡 宏观行为： 盐 + H 2 O = 酸 + 碱

6-1-3 盐 溶液中的 解 离平衡 宏观行为： 盐 + H 2 O = 酸 + 碱 微观行为： AB(s) A + + B － A + + H 2 O AOH + H + 碱 酸 或 B － + H 2 O HB + OH － 酸 碱

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6-1-3 盐 溶液中的 解 离平衡 宏观行为： 盐 + H 2 O = 酸 + 碱

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  1. 6-1-3 盐溶液中的解离平衡 宏观行为： 盐 + H2 O = 酸 + 碱 微观行为： AB(s) A+ + B－ A+ + H2O AOH + H+ 碱 酸 或 B－+ H2O HB + OH－ 酸 碱 或 A+ + B－＋ H2O AOH + BH

  2. 一、水解反应实质.类型与溶液酸碱 1、实质：盐中组份离子与H2O反应，生成弱酸或弱碱使溶液呈一定酸碱性。 2、类型 • ⑴、强酸弱碱盐NH4Cl • 实质: NH4+ + H2 O NH3•H2O + H+ • 溶液pH <7 • ⑵、强碱弱酸盐NaAc • 实质: Ac－+ H2O HAc + OH－ • 溶液pH ＞7

  3. ⑶、弱酸弱碱盐NH4Ac 实质: NH4++ Ac－+ H2O NH3。H2O + HAc 溶液酸碱性取决于Ka、Kb大小 Ka > Kb 酸性 pH<7 Ka = Kb中性 pH=7 Ka < Kb碱性 pH>7 ⑷、强酸强碱盐在水中不水解 ⑸、其它一些盐类的水解 ①、多价金属离子水解： Sn2++H2O+Cl- Sn(OH)Cl +H+ Fe3++H2O Fe(OH)2++H+

  4. CO32- +H2O HCO3- + OH- ②、多元弱酸强碱盐水解 ③、完全水解 HCO3- +H2O H2CO3 + OH- Al 3+ + 3HCO3- Al(OH)3 + CO2

  5. 二、水解平衡常数及其应用 1、常数导出： ①强碱弱酸盐：NaAc Ac－+ H2O HAc + OH－

  6. ②强酸弱碱盐 NH4Cl NH4+ + H2 O NH3•H2O + H+ ③弱酸弱碱盐 NH4Ac NH4++ Ac－+ H2O NH3。H2O + HAc

  7. 2、应用 ⑴、推理给定盐水解程度大小：Kh大，水解程度↑；同时 Ka或Kb↓ ，Kh↑，程度↑, 仅比较Ka、Kb即可 例：比较NH4Cl、NaCN、NaAc、NH4CN水 解程度大小 查 NH4Cl Kb=1.8×10-5； NaCN Ka=4.9×10-10； NaAc Ka= 1.8×10-5； NH4CN Ka×Kb= 4.9×10-10×1.8×10-5 Kh :NH4Cl 10-10； NaCN 10-5 ； NaAc 10-10; NH4CN 1.1 程度大小: NH4CN > NaCN > NaAc = NH4Cl

  8. (2)求盐溶液pH值 例10：求0.1mol•l －1NaAc、NH4Cl、NH4Ac水溶液的 pH值及NaAc水解度。 ① 解： Ac－+ H2O HAc + OH－ 原始 cs 0 0 平衡 cs－X ≈ cs X X 代入数据： pOH=5.13 pH=8.77

  9. 所以 pH=5.13 ②对0.1mol·L－1的NH4Cl ，其水解实质为： NH4++ H2O NH3 .H2O+ H+ 由于cs/Kh(a)=0.10/(5.6×10－10)500，则

  10. ③ 对0.1mol·L－1的NH4Ac ，其水解实质为： Ac－+ NH4++ H2O HAc+ NH3·H2O ∴ pH = 7 • 多元弱酸强碱盐 Na2CO3通常按NaAc类处理 • 酸式盐水解：NaHCO3

  11. 三、影响水解的因素 A、浓度 C↘，则h↗，所以水解程度越大。 B、温度 规律：升温可促进水解而降温可抑制水解 C、酸度 规律：盐类水解可使溶液酸度改变，则加酸 加碱可控制其水解。 Fe3+ +H2 O Fe(OH) 3 + H+ HCl Cl- + H+

  12. 以下内容选用

  13. 例2： 试讨论下列溶液的电离度的变化： ① 往HAc溶液中加入少量的盐酸或NaAc； ② 在氨水中加入少量的NH4Cl或NaOH. 解 HAc H + Ac - 当往HAc溶液中加入少量的盐酸或NaAc时，则溶液中的H+或Ac－浓度增大，使HAc的电离平衡向左移动，结果导致其电离度降低。

  14. ② 同理，氨水中存在如下电离平衡： NH3+H2O NH4++OH－ 当往氨水中加入少量的NH4Cl或NaOH，则溶液中的NH4+或OH－浓度增大，使氨水的电离平衡向左移动，从而导致其电离度降低 。 返回1

  15. 例3： 往1L0.1mol/LHAc溶液中加入固体NaCl，使NaCl的浓度达0.1mol/L时，则HAc的电离度从1.3%增大到1.7%，试说明原因。 解：HAc溶液中存在如下电离平衡： HAc H++Ac－ 当往HAc溶液中加入强电解质NaCl时，由于离子浓度增大，使离子间的相互作用增强，则溶液中的H+与Ac－结合成HAc分子的机会减小，平衡向离解方向（向右）移动，结果导致HAc的电离度增大。 返回2

  16. 例4： Fe(OH)3溶胶的制备。 解：一般用铁盐水解制备，制备反应为： Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ 反应现象为：随加热溶液红棕色逐渐加深，当溶液变深色透明时即得到合格Fe(OH)3溶胶。 （注意：此时要停止加热水解，否则溶液会变浑浊，为什么？）。 返回16

  17. 例5： NaCN和SbCl2溶液的配制。 解：①NaCN在水中有明显的水解： CN－+H2O HCN+OH－ 其中HCN为挥发性剧毒物质，为了阻止其生成，在配制NaCN溶液时，常常先在水溶液中加入适量的碱（NaOH），以抑制水解。 ②SbCl2溶液中存在如下水解: Sb2++Cl－+H2O = SbOCl↓+2H+ （思考：如何配制？）。 返回16

  18. 例6-4： 在0.10mol/LHAc溶液中加入少量NaAc晶体，使NaAc浓度为0.10mol/L（忽略体积变化），试比较加入NaAc晶体前后溶液的H+浓度和HAc的电离度的变化。 已知：HAc的Ka=1.76×10－5。

  19. 解：①加入NaAc晶体前，由 则：[H+]=C=0.10×1.3%=1.3×10－3(mol/L) 或由c/Ka>500,则

  20. ②加入NaAc晶体后，设溶液中H+浓度为x mol/L，则 HAc H+ + Ac－ 平衡浓度 0.1－x x 0.1+x 则由 因HAc为弱电解质，其很小，而加入NaAc后变得更小，所以 0.1－x  0.1 0.1+x  0.1

  21. 即溶液中的[H+]为： [H+]=x=1.76×10－5(mol/L) 。 返回1

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