五、盐的水解
1、盐类水解
（ 1）定义：水溶液中盐的离子与水电离出的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应。
（ 2）实质：
。
盐的水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使得 c（ H+）≠ c( OH-）,从而使溶液显示不同程度的酸、碱性。
（ 3）条件：盐必须溶于水中；盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子（有弱才水解）。
（ 4）特征：水解属可逆反应，其逆反应是中和反应，所以水解是吸热反应，因此水解方程式要用可逆号。
通常水解很微弱，存在水解平衡。
（ 5）水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解；谁强显谁性。
小结：
（ 6）水解方程式的书写:
①一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 NH 3· H 2 O、 H 2 CO 3）写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
③多元弱碱阳离子的水解一步写完。
④能完全水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用“=”、“↑”、“↓”等。
2、盐类水解的影响因素
（ 1）内因：盐本身的性质，组成盐的弱酸根对应的酸越弱（或组成盐的阳离子对应的碱越弱），水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
（ 2）外因：受温度、浓度及外加酸碱的影响。
3、溶液中微粒浓度的大小比较
（ 1）理论依据：
电离理论：发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如， H 2 CO 3溶液中：
c( H 2 CO 3)＞ c (HCO)> c (CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。
水解理论：发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如， Na 2 CO 3溶液中：
c (CO)＞ c (HCO)> c( H 2 CO 3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
（ 2）电解质溶液中的守恒关系
电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子带有的正电荷数与所有的阴离子带有的负电荷数相等。
例如： NaHCO 3溶液中： n( Na+)＋ n( H+)＝ n( HCO 3-)＋ 2 n( CO 3 2 -)＋ n( OH-)
推出：[ Na+]＋[ H+]＝[ HCO 3-]＋ 2[ CO 3 2 -]＋[ OH-]
物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
例如： NaHCO 3溶液中 n( Na+)： n (c)＝ 1： 1，推出： c( Na+)＝ c( HCO 3-)＋ c( CO 3 2 -)＋ c( H 2 CO 3)
质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（ H+）的物质的量应相等。
例如：在 NH 4 HCO 3溶液中 H 3 O+、 H 2 CO 3为得到质子后的产物； NH 3、 OH-、 CO 3 2 -为失去质子后的产物，故有以下关系： c( H 3 O+)+ c( H 2 CO 3)= c( NH 3)+ c( OH-)+ c( CO 3 2 -)。
（ 3）溶液中离子浓度大小关系
①多元弱酸溶液，根据多步电离分析
如：在 H 3 PO 3溶液中， c( H＋)＞ c( H 2 PO)＞ c (HPO)＞ c (PO)。
②多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析。
如： Na 2 CO 3溶液中： c( Na＋)＞ c (CO)＞ c( OH－)＞ c (HCO)。
③不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其产生的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：① NH 4 NO 3溶液，② CH 3 COONH 4溶液，③ NH 4 HSO 4溶液， c (NH)由大到小的顺序是③＞①＞②。
④混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
例如，在 0.1 mol/ L的 NH 4 Cl和 0.1 mol/ L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为 c (NH)＞ c( Cl－)＞ c( OH－)＞ c( H＋)。在该溶液中， NH 3· H 2 O的电离与 NH的水解互相抑制，但 NH 3· H 2 O的电离程度大于 NH的水解程度，溶液呈碱性， c( OH－)＞ c( H＋)，同时 c (NH)＞ c( Cl－)。
4、盐类水解反应的利用
（ 1）利用水解：饱和 FeCl 3溶液制 Fe (OH) 3胶体；明矾净水；泡沫灭火器原理；纯碱溶液能去污； NH 4 Cl溶液能除锈；用 CuO出去 CuCl 2中的杂质 FeCl 3等。
（ 2）抑制水解： FeCl 3、 SnCl 2、 FeSO 4等配制时加酸或在酸中溶解;在 HCl气流中使 MgCl 2· 6 H 2 O脱水制无水 MgCl 2等。
（ 3）考虑水解：分析盐溶液离子浓度、酸碱性；化肥混施(如铵态氮肥不宜与草木灰混合施用)；盐溶液浓缩蒸干等。
六、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡
概念：在一定温度下，当难溶电解质的饱和溶液中，沉淀的溶解速率等于沉淀形成速率时，即达到沉淀的溶解平衡状态。
2、沉淀溶解平衡的影响因素
⑴内因：难溶电解质本身的性质。
⑵外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。但 Ksp不变。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动，多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，升高温度，平衡向溶解方向移动 Ksp增大。
③其他：向平衡体系中加入可与体系中的某些离子反应的更难溶解或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但 Ksp不变。
3、溶度积常数及其应用
( 1)定义：难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。各离子浓度幂的乘积是一个常数,这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用符号 Ksp表示。
( 2)表达式：： M m A n (s)
mM n+ (aq)+ nA m+ (aq) Ksp＝
Ksp仅受温度影响。
( 3)溶度积规则
：某难溶电解质的溶液中任一情况下离子积 Qc和溶度积 Ksp的关系：
① Qc> Ksp时,溶液过于饱和，析出沉淀。② Qc= Ksp时,饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。③ Qc< Ksp时,溶液未饱和，无沉淀析出。
4、沉淀反应的应用及沉淀的转化
( 1)沉淀的生成：欲使某物质析出沉淀，必须使其离子积大于溶度积，即增大离子浓度可反应向着生成沉淀的方向转化。
应用：可利用生产沉淀来达到分离或者除去某些离子的目的。
条件：①生成沉淀的反应能够发生②生成沉淀的反应进行的越完全越好。
方法：调节 PH法，加沉淀剂法。如： Cu 2+（ Fe 3+、 Fe 2+）离子和除去方法。
（ 2）沉淀的溶解：当 Qc< Ksp时，就会试沉淀溶解，加入酸、碱或氧化剂、还原剂或者是适当的配合剂与溶解平衡体系中的离子进行反应，降
低离子浓度，使平衡向溶解方向移动。
化学方法溶解沉淀的原则是：使沉淀溶解平衡向着溶解的方向移动。
常用的方法有：①酸碱溶解法：借助某些可溶性弱电解质(水、弱酸或弱碱)，使难溶物的离子浓度降低而溶解。本法适用于溶解氢氧化物、弱酸或弱碱盐等难溶物质。具体办法是：难溶酸用强碱溶；难溶碱用强酸或较强酸溶；难溶弱酸盐用强酸或较强酸溶解。
②配位溶解法：在难溶物中加入配位剂，因形成配合物而降低难溶物的某种离子浓度，使平衡向右移动而溶解，配位剂的浓度越大，或生成配合物稳定性越大，则难溶物的溶解度也越大。例如，含 AgCl (s)的溶液中加入氨水，而使 AgCl溶解度增加或完全溶解。
AgCl (s)＋ 2 NH 3 (aq)
[ Ag( NH 3) 2]+ (aq)＋ Cl-
③氧化还原溶解法:通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低，使平衡向右移动而溶解。此法适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物。
④沉淀转化溶解法：将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解。例如， BaSO 4中加入饱和 Na 2 CO 3溶液使 BaSO 4转化为 BaCO 3，再将 BaCO 3溶于盐酸。
（ 3）沉淀的转化：
概念：由一种难溶物质转化另一种难溶物质的过程。一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。根据难溶物质溶解度的大小，难溶物质间可以进行转化。
实质：难溶电解质溶解平衡的移动。
应用：水垢中 CaSO 4的除去，氟化物防治龋齿的化学原理，在工业废水处理过程中，用 FeS等难溶物作沉淀剂除去废水中的重金属离子等。
5、沉淀溶解平衡的影响因素及四大平衡的比较
