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    常温下,关于下列各溶液的叙述正确的是
    A.pH=7的醋酸钠和醋酸的混合溶液中:c(CH3COO)>c(Na+)
    B.0.1mol/L稀醋酸pH=a,0.01mol/L的稀醋酸pH=b,则a+1=b
    C.0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L的盐酸10mL混合后溶液显酸性:c(CH3COOH)-c(CH3COO)=2[c(OH)-c(H+)]
    D.已知酸性HF>CH3COOH,pH相等的NaF溶液与CH3COOK溶液中:[c(Na+)-c(F)] >[c(K+)-c(CH3COO)]

    本题信息:化学单选题难度极难 来源:未知
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本试题 “常温下,关于下列各溶液的叙述正确的是A.pH=7的醋酸钠和醋酸的混合溶液中:c(CH3COO-)>c(Na+)B.0.1mol/L稀醋酸pH=a,0.01mol/L的稀醋酸pH=b,则a+1=...” 主要考查您对

盐水解的影响因素

水解方程式

盐类水解的定义

盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小

等考点的理解。关于这些考点您可以点击下面的选项卡查看详细档案。
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影响盐类水解平衡的因素:

主要因素是盐本身的性质,组成的盐的酸根对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱),水解程度就越大,另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度:盐的水解是吸热反应,因此升高温度水解程度增大;
(2)浓度:盐的浓度越小,水解程度越大,但溶液的酸碱性一般越弱;
(3)外加酸碱:外加酸碱能促进或抑制盐的水解,使盐的水解程度降低,但由于酸(或碱)的加入,使溶液的酸(碱性)增强。
例如: 外界条件对水解平衡的影响

(4)能水解的阳离子与能水解的阴离子混合,会相互促进水解。常见的含下列离子的两种盐混合时,会发生较彻底的双水解反应:阳离子:Fe3+、Al3+;阴离子:CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、SO32-、HSO3-等。
(5)Fe3+与S2-、HS-、SO32-、HSO3-等还原性离子发生氧化还原反应,而不是发生双水解反应。
(6)HCO3-与AlO2-在溶液中也不能共存,可发生反应产生白色沉淀,但不是由于双水解反应,而是:


盐类水解程度大小比较规律:

1.盐水解生成的弱酸(或弱碱)越弱,水解程度越大。常据此判断弱酸(或弱碱)的相对强弱:如等浓度的三种盐溶液,pH依次增大,则弱酸根离子的水解程度依次增大,所以酸性HX>HY>HZ。
2.相同条件下:正盐>相应酸式盐。如水解程度
3.相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。如水解程度


水解方程式:

1、定义:表示盐水解的式子。
2、书写水解方程式的注意事项:
(1)找出盐类组成中会发生水解的离子(弱酸阴离子或弱碱阳离子),直接写出盐类水解的离子方程式。
(2)盐类的水解反应是中和反应的逆反应,中和反应的程度很大,水解反应的程度很小,故写盐类的水解反应方程式或离子方程式时,一般不写“=”而写“”。
(3)一般盐类水解的程度很小,水解产物也少,通常不生成沉淀或气体,也不发生分解。在书写盐类水解的离子方程式时一般不标“↑”或“↓”,也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
(4)多元弱酸的盐中弱酸根离子分步水解,第一步比较容易发生,第二步比第一步难。水解时以第一步为主。多元弱酸的水解反应式应分步书写,而多元弱碱的水解反应不分步书写。
(5)某些盐溶液在混合时,由于一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都能发生水解,水解后溶液的性质相反,它们在一起时就能相互促进对方的水解,使两种离子的水解趋于完全。称为双水解。如:铝盐和碳酸盐混合:
,双水解反应中如果有复分解反应的条件(沉淀、气体、水等生成),则反应比较完全。书写时一般用“=”,标“↑”或“↓”。

盐类水解方程式的书写:

一般来说,盐类水解的程度不大,应该用可逆号“”表示,盐类水解一般不会产生沉淀和气体,所以不用“↑”“↓”符号表示。
1.一元弱酸的强碱盐和一元弱碱的强酸盐的水解。

2.多元弱酸的强碱盐的水解是分步进行的,不能合并,以第一步为主。

3.多元弱碱的强酸盐的水解。

4.弱酸的铵盐的水解。

5.完全双水解的离子间的反应用“==”表示,标明“↑”“↓”符号。如



盐类水解:

1.定义:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类水解。
2.实质:生成弱电解质,使水的电离平衡被破坏而建立新的平衡。
3.条件:盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子,盐溶于水。
4.特点:可逆性,写水解离子方程式时要用“” 水解是吸热过程,是中和反应的逆过程。一般,水解的程度较小,写离子方程式时,不能用“↑”或“↓”符号。多元弱酸根分步水解,以第一步为主。多元弱碱阳离子一步水解。
5.规律:有弱才水解,无弱不水解。谁弱谁水解,谁强显谁性。越弱越水解,都弱都水解。例如:25℃时


四种重要的动态平衡的比较:


盐类水解原理的应用:

(1)盐水解的规律:
①谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,无弱不水解
②多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,故可只考虑第一步水解
(2)具体分析一下几种情况:
①强碱弱酸的正盐:弱酸的阴离子发生水解,水解显碱性;如:Na2CO3、NaAc等
②强酸弱碱的正盐:弱碱的阳离子发生水解,水解显酸性;如:NH4Cl、FeCl3、CuCl2等;
③强酸强碱的正盐,不发生水解;如:Na2SO4、NaCl、KNO3等;
④弱酸弱碱的正盐:弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解,溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱,谁强显谁性;
⑤强酸的酸式盐只电离不水解,溶液显酸性,如:NaHSO4;而弱酸的酸式盐,既电离又水解,此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小:若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性,如:NaHSO3、NaH2PO4;若水解程度大于电离程度,则溶液显碱性,如:NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
(3)几种盐溶液pH大小的比较强酸强碱盐pH=7、强碱弱酸盐pH>7、强酸弱碱盐pH<7
根据其相应的酸的酸性大小来比较,盐溶液对应的酸的酸性越强,其盐溶液的pH越小如:HClO酸性小于H2CO3,溶液pH NaClO>Na2CO3

酸式盐溶液酸碱性的判断:

酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒。
1.强酸的酸式盐只电离,不水解,溶液一定显酸性。如溶液:
2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
(1)若电离程度小于水解程度,溶液显碱性。例如溶液中:溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性
(2)若电离程度大于水解程度,溶液显酸性。例如溶液中:溶液显酸性溶液亦显酸性。

盐溶液蒸干后所得物质的判断:
 
1.考虑盐是否分解。如加热蒸干溶液,因分解,所得固体应是
2.考虑氧化还原反应。如加热蒸干溶液,因易被氧化,所得固体应是
3.盐水解生成挥发性酸时,蒸干后一般得到弱碱,如蒸干溶液,得盐水解生成不挥发性酸时,蒸干后一般仍为原物质,如蒸干溶液,得
4.盐水解生成强碱时,蒸干后一般得到原物质,如蒸干溶液,得到等。
5.有时要多方面考虑,如加热蒸干溶液时,既要考虑水解,又要考虑的分解,所得固体为


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