1

6-1-3 盐溶液中的溶液中的解离平衡

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、水解反应实质一、水解反应实质 .. 类型与溶液酸碱类型与溶液酸碱 11 、实质：、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。 22 、类型、类型• ⑴⑴ 、强酸弱碱盐、强酸弱碱盐 NHNH44ClCl

• 实质实质 : : NH4+ + H2 O NH3•H2O + H+

• 溶液 pH <7

• ⑵⑵ 、强碱弱酸盐、强碱弱酸盐 NaAcNaAc• 实质 : Ac － + H2O HAc + OH －

• 溶液 pH ＞ 7

3

⑶⑶ 、弱酸弱碱盐、弱酸弱碱盐 NHNH44AcAc 实质实质 :: NH4

++ Ac － + H2O NH3。 H2O + HA

c

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 ⑷⑷ 、强酸强碱盐在水中不水解、强酸强碱盐在水中不水解 ⑸⑸ 、其它一些盐类的水解、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

② 、多元弱酸强碱盐水解

③ 、完全水解

CO32- +H2O HCO3

- + OH-

HCO3- +H2O H2CO3 + OH-

Al 3+ + 3HCO3- Al(OH)3 + CO2

5

二、水解平衡常数及其应用二、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 －

a

w

K

K

Ac

OH

HAcKh

100%cKK100%

c][OH

ha

w

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

ba

W

h KKKK

b

W

K

K

NH

HOH

4

23h

NHK

sb

W CK

KH

b

aw

K

KKH

7

• 22 、应用、应用 ⑴⑴ 、推理给定盐水解程度大小：、推理给定盐水解程度大小： KKhh 大，水解程大，水解程

度↑；同时 度↑；同时 KKaa 或或 KKbb↓ ↓ ，， KKhh↑↑ ，程度↑，程度↑ , , 仅比较仅比较KKaa 、、 KKbb 即可即可

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

程度大小程度大小 : : NH4CN > NaCN > NaAc = NH4Cl

8

(2) 求盐溶液求盐溶液 pHpH 值值 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

cKK

cKx][OHa

w

sh

16

5

14

lmol107.50.1101.8

101][OH

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+ 10

5

14

3b

w

h105.6

101.76101.0

)(NHKK

K

由于 cs/Kh(a)=0.10/(5.6×10 － 10)500 ，则

(mol/L)107.48

105.60.10cK][H6

10

h

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

)L(mol10101.76

101.76101.017

5

514

b

aw

KKK

][H

21 aaKK][H

11

三、影响水解的因素三、影响水解的因素 AA 、浓度、浓度

cKK

cK

h：a

Wh

水解度

C↘，则 h↗，所以水解程度越大。BB 、温度、温度 规律：升温可促进水解而降温可抑制水解CC 、酸度、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.

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。

HAc H + Ac -解

14

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

② 同理，氨水中存在如下电离平衡： NH3+H2O NH4

++OH －

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。

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

解： HAc 溶液中存在如下电离平衡： HAc H++Ac －

16

例 4 ： Fe(OH)3 溶胶的制备。

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

解：一般用铁盐水解制备，制备反应为：

Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

17

例 5 ： NaCN 和 SbCl2 溶液的配制。

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

解：① NaCN 在水中有明显的水解： CN － +H2O HCN+OH －

18

例 6-4 ： 在 0.10mol/LHAc 溶液中加入少量 NaA

c 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

则： [H+]=C=0.10×1.3%=1.3×10 － 3(mol/L)

或由 c/Ka>500, 则

1.3%0.0130.10

101.76cK

α5

a

解：①加入 NaAc 晶体前，由

(mol/L)101.3

101.760.10cK][H3

5

a

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

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

x0.1x)x(0.1

[HAc]]][Ac[H

Ka

则由

21

5

a101.76x

0.10.1x

x0.1x)x(0.1

K则

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

0.018%0.10

101.76C

][Hα

5

HAc

而

返回1。