第三节盐类的水解[基础知识精析]复习目标：理解盐类水解的实质；能掌握盐类水解的规律，并能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性；理解影响水解平衡的条件；掌握盐类水解知识的应用；掌握水解离子方程式的书写；掌握酸碱中和滴定的概念；学会中和滴定的操作；理解酸碱中和滴定计算原理及误差分析。盐类水解的本质盐类水解的实质是溶液中盐的离子与水电离产生的H+或OH－结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使之发生移动。其特点是水解程度小、吸热、可逆（一般来讲）。盐类水解的规律1．判断盐类水解能否水解的条件：一看能否溶，不溶不水解；二看有无弱，无弱不水解。2．能够与水电离出的H+结合的通常是弱酸根离子；能够与水电离出的OH-结合的通常是弱碱阳离子。为了分析方便，将盐视为“酸碱中和反应的产物”，并从参加反应的酸和碱的角度将盐分为四类，即强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐和强酸强碱盐。强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。进而可以得到盐类水解的如下规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解；多元弱酸根离子分步水解。①强酸弱碱盐水解显酸性，如AlCl3。②弱酸强碱盐水解显碱性，如Na2CO3。③弱酸弱碱盐水解，谁强显谁性，如CH3COONH4。④强酸强碱盐不水解，如NaCl，但NaHSO4显酸性。3．盐的弱酸根离子对应酸越弱，水解程度就越大，溶液的碱性就越强。如相同物质的量浓度的CH3COONa和NaF溶液，因氢氟酸比醋酸强，故CH3COONa溶液PH值大于NaF溶液。以其可判断相同物质的量浓度的强碱弱酸盐溶液的PH值，或据盐溶液的PH值大小，判断其对应酸的相对强弱。4．多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。如CO32-＋H2OHCO3-＋OH-、HCO3-＋H2OH2CO3＋OH-。对多元弱酸酸式盐来说，水解和电离同时存在，分析其溶液的酸碱性要依具体情况而定。例如：NaHCO3溶液中存在着HCO3-的水解和电离：电离：HCO3-H++CO32-水解：HCO3-+H2OH2CO3+OH-对于NaHCO3而言，水解程度大，占主导地位，因此溶液呈碱性。例如NaH2PO4溶液中存在着H2PO4-的水解和电离电离：H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-水解：H2PO4-+H2OH3PO4+OH-对于NaH2PO4而言，电离程度更大，NaH2PO4溶液呈酸性。一般地说，盐类水解程度不大，应该用“”表示，水解平衡时一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示。如：NH4++H2ONH3•H2O+H+如果NH4+的水解程度很大的话，那么氯化铵溶液的pH值会很小，而且会有氨气放出，事实并非如此。三、影响盐类水解的因素内因：盐类本身的性质是影响盐类水解的主要因素。外因：温度水解是吸热反应，升温能促进水解。浓度盐溶液的浓度减小（增大），水解程度增大（减小）。外来酸、碱、盐等改变溶液中某种离子的浓度时，水解平衡就向能减弱这种改变的方向移动。（如某种离子水解显酸性，加酸可抑制其水解。）盐类水解的应用1．盐类水解时酸碱性的应用（可用热的纯碱溶液洗油污）2．泡沫灭火器3．物质的鉴别4．离子物质的量浓度的比较5．解释必要的现象和问题6．物质的制备、配制……五、酸碱中和滴定1．中和滴定的原理以中和反应中反应物之间物质的量的关系为依据。（1）．中和反应酸跟碱作用而生成盐和水的反应，叫做中和反应。酸、碱中和反应的实质是H+＋OH－＝H2O。1摩H+恰好跟1摩OH一中和生成水。（2）．酸碱中和滴定用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。酸碱中和滴定的关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积。②准确判断中和反应是否恰好进行完全。2．中和滴定操作：检查漏水、清洗、装液、赶气泡、滴定、读数等。3．酸碱指示剂的选择。选择原则：变色明显、灵敏，便于观察；pH变色范围接近酸碱完全中和反应时溶液的pH。常用酸碱指示剂有石蕊、酚酞、甲基橙和甲基红，但常用于酸碱中和滴定的指示剂是酚酞和甲基橙。石蕊一般不用作指示剂，因为石蕊的变色范围大（误差大）且颜色变化不明显不易确定滴定终点。强酸或强碱中和滴定时，可选酚酞或甲基橙做指示剂；强酸和弱碱中和滴定时，当酸碱反应达到中和点时，溶液的pH值小于7，一般选用甲基橙做指示剂，而不选用酚酞作指示剂；弱酸和强碱中和滴定时，当酸碱反应达到中和点时，溶液的pH值大于