盐类的水解
盐类水解：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。
水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合 ,破坏水的电离，是平衡向 右移动 ，促 进水的电离。
盐类水解规律：
①有弱才水解， 无弱 不水解， 越弱 越水解 ；谁强显谁性 ，两弱都水解， 同强显中性 。
②多元弱酸根 ，浓度相同 时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。
如酸性：HCl>HF>HNO3>H3PO4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如 HCOOH>CH 3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：
HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；
醋酸 >碳酸；磷酸和 H2SO3 为中强酸；
HClO4为最强含氧酸等。
盐类水解的特点：
（1）可逆 （与中和反应互逆）
（2）程度小
（3）吸热
影响盐类水解的外界因素：
①温度 ：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）
②浓度 ：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解 ）
③酸、碱 ：促进或抑制盐的水解（ H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解（阳促阴，阴促阳；阳抑阳，阴抑阴。）
酸式盐 溶液的酸碱性：
①只电离不水解 ：如 HSO4- 显酸性
②电离程度＞水解程度，显酸性
（如：HSO3- 、H2PO4- 、HC2O4-）
③水解程度＞电离程度 ，显碱性
（如：HCO3- 、HS - 、HPO42-）
双水解 反应：
（1）构成盐的 阴阳离子 均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得 平衡向右移 。其促进过程以 NH4Ac为例解释如下：NH4Ac ＝ NH4＋ + Ac- NH4＋ + H2O NH3·H2O + H＋ Ac— + H2O HAc + OH 两个水解反应生成的 H+和 OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
（2）常见的 双水解 反应完全的为：Fe3+、Al3+与 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS -)、SO 3 2-(HSO3-)；S2-与 NH4+；SiO32-、 ClO-与 NH4+其特点是相互水解 成沉淀或气体 。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2+ 6H2O ＝ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
盐类水解的应用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓） ②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）
③FeCl3 溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）
④明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉） ⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）
⑥判断溶液酸碱性（强者显性）
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）
⑨配制盐溶液（加对应的酸或碱防止水解）
水解平衡常数（ Kh） 对于 强碱 弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积， Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数 ) 对于 强酸 弱碱盐：Kh =Kw/Kb(Kw 为该温度下水的离子积， Kb 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数 )
02
电离、水解方程式的书写原则
1、多元 弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写，第一步为主 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱 （多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒 ：:任何溶液 均显电中性 ，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷 数的乘积之和。
②物料守恒 : （即 原子个数 守恒或 质量 守恒） 某原子的总量 (或总浓度 )＝其以各种形式存在的所有微粒的量 (或浓度 )之和。
③质子 守恒：溶液中得到的质子数（ H+）与失去的质子数（ H+）相等，即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等 。
同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
(1) 中学化学常见的有三对 等浓度的 HAc 与 NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性 等浓度的 NH3·H2O 与 NH4Cl 的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 等浓度的 HCN与 NaCN 的混合溶液：弱酸的电离 <其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
(2) 掌握其处理方法（即抓主要矛盾）
①多元弱酸分步电离，且第一步电离远大于第二步电离。
②多元弱酸正盐分步水解，且第一步水解远大于第二步水解。
③水的电离比弱酸、弱碱的电离都弱，比盐的水解都弱。
03
难溶电解质的溶解平衡
难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质
（2）反应后离子浓度降至 1*10 -5 以下的反应为完全反应。如 酸碱中和 时[H+]降至 10-7mol/L<10 -5mol/L ，故为 完全反应 ，用＝，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 10-5mol/L ，故均用＝ 。
（3）难溶并非不溶， 任何难溶物 在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO 4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但 Ca(OH)2 为放热 ，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在 沉淀 ，否则不存在平衡。
溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用 (s)标明状态，并用 。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
溶度积（ KSP）
(1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中 各离 子的浓度保持不变 的状态。(2)、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
(3)、影响因素：
① 浓度：加水，平衡向 溶解方向 移动。
②温度：升温， 多数 平衡向 溶解方向 移动。③同离子效应：加入难溶电解质电解质的相应的离子，平衡向生成沉淀 方向 移动。
④化学反应：加入能与难溶电解质电解质的离子发生化学反应的物质，平衡向 溶解方向 移动。(4)、溶度积规则
①QC（离子积）﹥ KSP：有沉淀析出；
②QC＝KSP ：平衡状态；
③QC﹤KSP ：未饱和，继续溶解。
4、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法 ：Ksp 越小（即沉淀越难溶） ，沉淀越完全；沉淀剂 过量 能使沉淀更完全。（2）调 pH 值：除某些易水解的金属阳离子：如加 MgO 除去 MgCl2溶液中 FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
5、沉淀的溶解：沉淀的 溶解 就是使溶解平衡 正向移动。
常采用的方法有：
①加酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。
物质溶解常采用的方法有：
①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。而使沉淀溶解的方法一般为减少生 成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
6、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小 的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀 ) AgBr（淡黄色 ） AgI（黄色） Ag2S（黑色 ）