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1、知識點一鹽類的水解1定義在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H或OH結合生成弱電解質的反應。2實質鹽電離弱堿的陽離子結合OH(弱酸的陰離子結合H)c(H)c(OH)破壞了水的電離平衡水的電離程度增大溶液呈堿性、酸性或中性。3特點4規律鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH強酸強堿鹽NaCl、KNO3否中性pH7強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2是NH4()、Cu2酸性pH75.表示方法水解的離子方程式(1)一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，在書寫鹽類水解方程式時用“”號連接，產物不標“”或“”，不把產物(如NH3H2O、H2CO3)寫成其分解產物的形式。如：Cu22H2O
2、Cu(OH)22HNH4()H2ONH3H2OH(2)多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式。例如Na2CO3水解：CO3(2)H2OHCO3()OH。(3)多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完。例如：FeCl3水解：Fe33H2OFe(OH)33H。(4)水解顯酸性和堿性的離子存在于同一溶液中，由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“=”、“”、“”等，如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應離子方程式：Al33HCO3()=Al(OH)33CO2。6影響因素(1)內因形成鹽的酸或堿的強弱。對應的酸或堿越弱就越易發生水解。如酸性：CH3COOHH2CO3決定()相
3、同濃度的Na2CO3、CH3COONa溶液的pH大小關系為pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)。(2)外因溫度、濃度條件移動方向水解程度水解產生的離子濃度升高溫度右移增大增大反應物濃度增大右移減小增大減小左移增大減小外加物質：外加物質對水解反應的影響取決于該物質的性質。a外加酸堿外加物質水解程度的影響弱酸陰離子弱堿陽離子酸增大減小堿減小增大b.加能水解的鹽水解規律口訣兩強不水解，有弱才水解；誰強顯誰性，同強顯中性；越弱越水解，越熱越水解；越稀越水解，越濃越難解；加酸抑制陽，加堿抑制陰；同性相抑制，異性相促進。7鹽類水解的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是：Fe33
4、H2OFe(OH)33H配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2水解判斷鹽溶液干產物AlCl3溶液蒸干灼燒時的產物為Al2O3膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應：Fe33H2O(=)Fe(OH)3(膠體)3H物質的提純除去MgCl2溶液中的Fe3，可加入MgO、鎂粉、Mg(OH)2或MgCO3離子共存的判斷Al3與AlO2()、CO3(2)、HCO3()、S2、HS等因相互促進水解而不共存泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發生反應為Al33HCO3()=Al(OH)33CO2作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al33H2OAl(OH)
5、3(膠體)3H化肥的使用銨態氮肥與草木灰不得混用知識點二沉淀溶解平衡1含義在一定溫度下的水溶液中，當沉淀溶解和生成的速率相等時，即建立了溶解平衡狀態。2建立過程固體溶質溶液中的溶質3特征4沉淀溶解平衡常數溶度積(1)表達式對于溶解平衡MmAn(s)mMn(aq)nAm(aq)Kspcm(Mn)cn(Am)(2)影響因素：只受溫度影響。(3)溶度積規則某難溶電解質的溶液中任一情況下有關離子濃度的乘積Qc(離子積)與Ksp的關系：5影響沉淀溶解平衡的因素(1)內因難溶電解質本身的性質，這是決定因素。(2)外因以AgCl(s)Ag(aq)Cl(aq)H0為例外界條件移動方向平衡后c(Ag)平衡后c(Cl)Ksp升高溫度正向增大增大增大加水稀釋正向減小減小不變加入少量AgNO3逆向增大減小不變通入HCl逆向減小增大不變通入H2S正向減小增大不變沉淀溶解平衡的四個注意要點1沉淀溶解平衡是化學平衡的一種，沉淀溶解平衡的移動也同樣遵循勒夏特列原理。2溶度積大的難溶電解質的溶解度不一定大，只有組成相似的難溶電解質才有可比性。3復分解反應總是向著某些離子濃度減小的方向進行，若生成難溶電解質，則向著生成溶度積較小的難溶電解質的方向進行。4一定溫度下沉淀溶解平衡，曲線上的任意一點，都代表指定溫度下的飽和溶液，由對應的離子濃度可求Ksp。
高中化學鹽類水解和沉淀溶解平衡知識點歸納總結
