鹽類的水解原理
①定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程叫做鹽類的水解在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程叫做鹽類的水解．
②實(shí)質(zhì)：在溶液中，由于鹽電離出的離子與水電離出的離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同濃度的酸性、堿性或中性在溶液中，由于鹽電離出的離子與水電離出的離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同濃度的酸性、堿性或中性．
③結(jié)果：破壞了水的電離平衡中氫離子和氫氧根離子濃度水的電離平衡中氫離子和氫氧根離子濃度的等量關(guān)系使溶液呈酸性或堿性．
④水解規(guī)律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定；越熱越水解，越稀越水解難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定；越熱越水解，越稀越水解．
⑤書寫水解離子方程式的注意事項(xiàng)：
練習(xí)1：下列鹽中哪些能夠發(fā)生水解，寫出其水解的離子方程式，并指出溶液的酸堿性．
1CH3 COONa ②Na2CO3 ③NaCl ④NH4Cl ⑤Al2（SO4）3 ⑥NaHCO3．
【考點(diǎn)】鹽類水解的原理．
【答案】在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程叫做鹽類的水解；在溶液中，由于鹽電離出的離子與水電離出的離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同濃度的酸性、堿性或中性；水的電離平衡中氫離子和氫氧根離子濃度；難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定；越熱越水解，越稀越水解
【解答】
【點(diǎn)評】
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發(fā)布：2024/4/20 14:35:0組卷：40引用：1難度：0.9
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1．Fe2（SO4）3溶于一定量水中，溶液呈淺棕黃色（a）。加入少量濃HCl黃色加深（b）。
已知：Fe3++4Cl-?[FeCl4]-（黃色）；濃度較小時[Fe（H2O）6]3+（用Fe3+表示）幾乎無色
取溶液進(jìn)行如下實(shí)驗(yàn)，對現(xiàn)象的分析不正確的是（ ?。?/h2>發(fā)布：2024/12/30 3:30:1組卷：178引用：6難度：0.7 -
2．硫酸是常見三大強(qiáng)酸之一，中學(xué)階段我們將硫酸在水溶液中看作完全電離。但事實(shí)是硫酸在水中的第一步電離是完全的，第二步電離并不完全，其電離方程式為：H2SO4=H++HSO4-，HSO4-?H++SO42-．請依據(jù)以上事實(shí)回答下列有關(guān)問題：
（1）Na2SO4溶液呈（填“弱酸性”、“中性”或“弱堿性”），其理由是（用離子方程式表示）；
（2）常溫下將 NaHSO4溶液進(jìn)行稀釋，下列說法正確的是（填序號）
A．溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少
B．溶液中離子的濃度均減小
C．溶液中不變[OH-]?[HSO-4][SO2-4]
D．溶液中由水電離產(chǎn)生的[H+]增大
（3）H2SO4溶液與Ba（OH）2溶液反應(yīng)的離子方程式為：。
（4）在0.10mol?L-1的Na2SO4溶液中，下列離子濃度關(guān)系正確的是（填寫編號）；
A．[SO42-]+[HSO4-]+[H2SO4]=0.1 mol?L-1
B．[OH-]=[H+]+[HSO4 -]
C．[Na+]+[H+]=[OH-]+[HSO4-]+2[SO42-]
D．[Na+]＞[SO42-]＞[OH-]＞[H2SO4-]＞[H+]
（5）用0.100mol?L-1的氫氧化鈉溶液滴定一定體積未知濃度的稀硫酸，用做指示劑誤差較小，到達(dá)滴定終點(diǎn)的判斷方法是，滴定后發(fā)現(xiàn)堿式滴定管尖嘴部分有氣泡，測定結(jié)果會（填“偏大”“偏小”或“無影響”）。發(fā)布：2024/11/8 8:0:1組卷：92引用：1難度：0.6 -
3．下列物質(zhì)因發(fā)生水解反應(yīng)而使溶液呈酸性的是（ ?。?/h2>
發(fā)布：2024/12/4 22:30:1組卷：131引用：2難度：0.8
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