盐类的水解（一）

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盐类水解离子反应化学平衡

盐类的水解（一）

搞懂盐溶液显酸碱的原因，能判断水解方向与类型，熟练书写水解方程式

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盐类水解离子反应化学平衡

盐类的水解（一）

搞懂盐溶液显酸碱的原因，能判断水解方向与类型，熟练书写水解方程式

1第 1 页 · 盐类的水解（一）

根据酸碱强弱判断盐溶液酸

上页说到盐是酸碱中和的产物。那盐溶在水里，溶液一定中性吗？NaCl 是中性，但 NaHCO₃ 显碱性，NH₄Cl 却显酸性——差别就藏在那对酸碱的强弱里。

强酸强碱盐
阴阳离子都不水解，溶液显中性，如 NaCl、KNO₃
强酸弱碱盐
弱碱的阳离子水解，溶液显酸性，如 NH₄Cl、FeCl₃
弱酸强碱盐
弱酸的阴离子水解，溶液显碱性，如 Na₂CO₃、CH₃COONa
弱酸弱碱盐
双方离子都水解，酸碱性由 Ka 与 Kb 谁更大决定
拔河对应 →酸碱强弱对决

酸碱双方各派一名抢水分子，谁力气大，溶液就显谁那边的性质

Kh(酸根)=KwKaKh(碱阳离子)=KwKbK_h(\text{酸根}) = \frac{K_w}{K_a} \quad K_h(\text{碱阳离子}) = \frac{K_w}{K_b}
2第 2 页 · 根据酸碱强弱判断盐溶液酸

运用电荷守恒和元素质量守

前面我们能判断盐溶液酸碱性了，但要精确比较离子浓度大小——比如 Na₂CO₃ 里 c(OH⁻) 和 c(CO₃²⁻) 到底谁更大？光靠定性判断不够，我们需要两个精密工具：电荷守恒和物料守恒。

电荷守恒
溶液电中性：所有阳离子带的正电荷总数 = 所有阴离子带的负电荷总数
物料守恒
元素原子个数不变：非反应性元素与反应性元素保持原始原子比
系数细节
电荷守恒中浓度要乘电荷数；物料守恒中按原始化学式原子比定系数
联立应用
两式联立可解未知浓度，也能定量比较离子浓度顺序
会计账本的收支平衡对应 →电荷守恒与物料守恒

正负电荷对账对应电中性；各账户初始本金比例对应元素原子比

Na2CO3:  c(Na+)+c(H+)=c(OH−)+c(HCO3−)+2c(CO32−)c(Na+)=2[c(H2CO3)+c(HCO3−)+c(CO32−)]\text{Na}_2\text{CO}_3:\;c(\text{Na}^+)+c(\text{H}^+)=c(\text{OH}^-)+c(\text{HCO}_3^-)+2c(\text{CO}_3^{2-})\\c(\text{Na}^+)=2[c(\text{H}_2\text{CO}_3)+c(\text{HCO}_3^-)+c(\text{CO}_3^{2-})]
3第 3 页 · 运用电荷守恒和元素质量守

应用平衡移动原理分析盐类

前面我们用守恒法数清了盐溶液中各离子的浓度。这一页换个视角：去'晃一晃'水解平衡，看升温、稀释、加酸加碱这些扰动会把平衡推到哪儿去。

把水解当平衡看待
水解反应可逆，建立平衡后具备一切平衡通性，平衡移动原理是分析扰动的核心工具
升温促水解
中和反应放热，所以水解吸热；升温使 K_h 增大，水解度 α 上升，对所有水解盐都成立
稀释多数促水解
稀释使 c 减小；多数弱酸强碱盐等水解生成更多离子，Q<K，平衡正向移动；少数例外需单独判
加酸碱有同离子效应
加与水解产物相同的离子→平衡逆移→抑制水解；加消耗产物的物质→促进水解
跷跷板一侧加砝码对应 →水解平衡被扰动后的移动

平衡会朝能'削弱'砝码变化的方向移动——能反抗，但不能完全抵消扰动

α≈Khc(弱酸强碱盐近似)\alpha \approx \sqrt{\dfrac{K_h}{c}} \quad (\text{弱酸强碱盐近似})
4第 4 页 · 应用平衡移动原理分析盐类

利用水解常数和电离常数建

前几页定性判断了酸碱方向、写过守恒方程——但都停留在'强弱感觉'。要做定量计算（如 0.1 mol/L NaAc 的精确 pH），需要给水解一个量化标尺：水解常数 Kh。

水解常数 Kh
水解反应的平衡常数，Kh 越大水解程度越大
强碱弱酸盐
如 NaAc，Kh=Kw/Ka；对应弱酸 Ka 越小 Kh 越大
强酸弱碱盐
如 NH4Cl，Kh=Kw/Kb；对应弱碱 Kb 越小 Kh 越大
弱酸弱碱盐
如 NH4Ac，Kh=Kw/(Ka·Kb)；受双方电离常数共同制约
定量比较水解度
h≈√(Kh/c)，Kh 越大、c 越小，水解度越大
温度计量冷热对应 →Kh 量水解程度

温度计把'感觉冷热'变成数字，Kh 把'水解强弱'变成可计算的常数

Kh=KwKa, Kh=KwKb, Kh=KwKa⋅Kb;h≈Khc0K_h=\frac{K_w}{K_a},\ K_h=\frac{K_w}{K_b},\ K_h=\frac{K_w}{K_a\cdot K_b};\quad h\approx\sqrt{\frac{K_h}{c_0}}
5第 5 页 · 利用水解常数和电离常数建

盐类的水解

NaCl 溶于水显中性，但 Na₂CO₃ 溶于水发涩（碱性），NH₄Cl 溶于水发酸。同是盐溶于水，酸碱性为何不同？这一页我们拆开「水解」这两个字。

水解的本质
盐的离子与水电离出的 H⁺ 或 OH⁻ 结合，生成弱酸或弱碱
水解的程度
用「⇌」表示，是中和反应的逆过程，程度通常很小
水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；都弱双水解，越弱越水解
水解的影响
促进水的电离，使溶液显酸性或碱性
抢椅子对应 →盐的水解

水电离的 H⁺ 和 OH⁻ 像两把椅子，弱酸根或弱碱阳离子抢走一把，剩下的那把就让溶液显酸碱性

弱酸根+H2O⇌弱酸+OH−\text{弱酸根} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{弱酸} + \text{OH}^-
6第 6 页 · 盐类的水解

盐溶液的酸碱性

上节课我们用'谁强显谁性'判断盐溶液的酸碱性——强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。但盐本身既不含H⁺也不含OH⁻，那酸碱性到底从哪儿来？

谁强显谁性
强酸弱碱盐(如NH₄Cl)显酸性;强碱弱酸盐(如NaAc)显碱性;强酸强碱盐(如NaCl)显中性
酸碱性的来源
水电离出H⁺和OH⁻;盐的弱碱阳离子或弱酸根阴离子'抢走'其中一种,另一种就过剩
水解的本质
盐的离子与水反应,破坏水的电离平衡,使c(H⁺)≠c(OH⁻),呈现酸碱性
影响因素
温度升高促进水解(水解吸热);浓度越稀水解程度越大;外加酸碱可抑制水解
典型应用
泡沫灭火器(Al³⁺与HCO₃⁻互促水解);配制FeCl₃溶液加盐酸抑制水解;化肥选择
拔河比赛对应 →水解过程

阳离子抢OH⁻是一队,阴离子抢H⁺是一队;哪边拉力大,溶液就显对方'颜色'

$Ac^- + H_2O \rightleftharpoons HAc + OH^-$ $NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 \cdot H_2O + H^+$
7第 7 页 · 盐溶液的酸碱性

盐的类型

上页我们用「爹妈谁更强」判断了盐溶液酸碱性。现在按爹妈的强弱搭配，把盐正式分成四大家族——每个家族的水解表现各不相同。

强酸强碱盐
强酸与强碱中和产物，阴阳离子都不水解，溶液中性
强酸弱碱盐
阳离子水解，溶液显酸性，如 NH₄Cl、CuSO₄
弱酸强碱盐
阴离子水解，溶液显碱性，如 Na₂CO₃、CH₃COONa
弱酸弱碱盐
阴阳离子都水解，酸碱性由 Ka 与 Kb 相对大小决定，如 CH₃COONH₄
拔河比赛对应 →盐溶液酸碱性

酸碱两边各站一人，绳子偏向力气大的一边——溶液就偏那边

8第 8 页 · 盐的类型

强酸强碱盐

强酸强碱盐：定义、要点与典型应用

强酸强碱盐
强酸强碱盐：定义、要点与典型应用
9第 9 页 · 强酸强碱盐

强酸弱碱盐

强酸弱碱盐：定义、要点与典型应用

强酸弱碱盐
强酸弱碱盐：定义、要点与典型应用
10第 10 页 · 强酸弱碱盐

强碱弱酸盐

上节课我们学会了'谁弱谁水解,谁强显谁性'。今天聚焦一类:强碱弱酸盐——为什么纯碱 Na₂CO₃ 的水溶液摸起来滑滑的、显碱性?

定义
强碱完全电离、弱酸部分电离,生成的盐溶于水后阳离子不水解、阴离子水解
水解本质
弱酸根与水反应,结合 H+ 生成弱酸分子,同时把 OH- 留在溶液中
水解方程
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻,用 ⇌ 不用 =,产物不标↓↑
显碱性
c(OH⁻) > c(H⁺),pH > 7,是这类盐溶液的共同特征
越弱越水解
对应弱酸 Ka 越小,水解程度越大,溶液碱性越强
饿汉抢肉对应 →弱酸根夺 H+

弱酸根越'饿'(对应酸越弱),抢 H+ 越凶,水解越彻底,溶液碱性越强

Kh=KwKaK_h = \dfrac{K_w}{K_a}
11第 11 页 · 强碱弱酸盐

溶液酸碱性的判定原理

为什么 NaCl 溶液显中性，NH₄Cl 却显酸性？根本原因藏在水的电离平衡里——盐的离子悄悄打破了它。

水的电离平衡
纯水中 H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻，c(H⁺) 与 c(OH⁻) 相等且都极小
离子结合H⁺或OH⁻
弱酸根抓走 H⁺，弱碱阳离子抓走 OH⁻
平衡正向移动
结合消耗后水继续电离补足，c(H⁺) 与 c(OH⁻) 不再相等
酸碱性判据
c(H⁺)>c(OH⁻) 显酸性；c(H⁺)<c(OH⁻) 显碱性
跷跷板两端等重保持水平对应 →水的电离平衡

盐离子结合 H⁺ 或 OH⁻ 像在跷跷板一边加重，平衡被打破，两端不再等高

H2O⇌H++OH−,Kw=c(H+)⋅c(OH−)=10−14H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-,\quad K_w = c(H^+)\cdot c(OH^-) = 10^{-14}
12第 12 页 · 溶液酸碱性的判定原理

电解质溶液的电荷守恒

判断盐溶液酸碱性时，常常要列出离子浓度的关系式。怎么快速判断式子是否写对？这就要靠电荷守恒这把尺子。

电中性原则
电解质溶液整体不带电，正电荷总量恒等于负电荷总量
守恒式写法
离子浓度乘其所带电荷数，正负两侧分别求和令其相等
三项注意
①单位统一；②只计自由离子；③多元离子电荷数务必乘准
会计恒等式「资产 = 负债」对应 →电荷守恒

正电荷是「资产」，负电荷是「负债」，溶液这盘账必须做平

c(Na+)+c(H+)=c(OH−)+c(Cl−)c(\text{Na}^+) + c(\text{H}^+) = c(\text{OH}^-) + c(\text{Cl}^-)
13第 13 页 · 电解质溶液的电荷守恒

电解质溶液中的元素质量守

电荷守恒管的是「正负账本」是否对等，但溶液里一种元素可能藏在多种形态里——氮既在 NH₄⁺ 里，又以 NH₃·H₂O 形式漂着。想追踪「某个元素总共多少」，要用元素质量守恒这把尺子。

核心定义
某元素在溶液中所有存在形态的浓度（按化学计量数）之和恒定，等于其初始浓度
常见示例
Na₂CO₃ 溶液：c(Na⁺)=2([CO₃²⁻]+[HCO₃⁻]+[H₂CO₃])
易错边界
勿遗漏弱酸/弱碱的水合分子形态（如 H₂CO₃、NH₃·H₂O）；与电荷守恒独立，可联立使用
银行账户余额追踪对应 →元素质量守恒

钱换成活期、定期、理财——形态再多，总金额不变；元素也一样，所有分子形态加起来就是初始量

c(Na+)=2([CO32−]+[HCO3−]+[H2CO3])c(\mathrm{Na}^+) = 2\bigl([\mathrm{CO}_3^{2-}] + [\mathrm{HCO}_3^-] + [\mathrm{H}_2\mathrm{CO}_3]\bigr)
14第 14 页 · 电解质溶液中的元素质量守

盐类水解程度

盐类水解程度：定义、要点与典型应用

盐类水解程度
盐类水解程度：定义、要点与典型应用
15第 15 页 · 盐类水解程度

本节要点

  • ✓谁弱谁水解，越弱越水解，都弱双水解更彻底
  • ✓水解程度微弱，绝大多数水解率不到1%
  • ✓三把刀：电荷守恒、物料守恒、质子守恒
  • ✓升温、稀释均促进水解（水解吸热）
  • ✓Kh = Kw/Ka 或 Kw/Kb，可定量比较水解程度
延伸主题：多元弱酸盐的分步水解双水解特例与彻底双水解水解平衡的图像与定量计算
16第 16 页 · 本节要点

课后思考

三个开放性问题检验理解程度

课后思考
三个开放性问题检验理解程度
17第 17 页 · 课后思考