6.电离平衡和水解平衡的比较

电  离  平  衡 水  解  平  衡

实    例 H2S水溶液(0.1mol/L) Na2S水溶液(0.1mol/L)

研究对象 弱电解质(弱酸、弱碱、水) 强电解质(弱酸盐、弱碱盐)

实    质

弱酸      H+ + 弱酸根离子

弱碱      OH— + 弱碱阳子

H2O + H2O     H3O+ + OH—

离子化速率 = 分子化速率 弱酸根阴离子+H2O     弱酸 + OH—

弱碱阳离子+H2O     弱碱 + H+

水解速率 = 中和速率

程    度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离…… “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……

一般中和程度远远大于水解程度

双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化 吸热(极少数例外) 吸热

表达式 电离方程式：①用“      ”

②多元弱酸分步电离

H2S     H+ + HS—

HS—     H+ + S2— 水解反应离子方程式①用“     ”

②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓

S2—+H2O     HS—+OH—(主要)

HS—+H2O     H2S+OH—(次要)

微 粒 浓 度 大小比较 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)

电荷守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)

物料守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2

影 响 因 素 温  度 升温促进电离(极少数例外) 升温促进水解

浓    度 稀  释 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱

通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但

电离程度减小，电离常数不变。 S2—+H2O     HS—+ OH—

H2S + OH—    HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2—    2HS—

加Na2S H2S     H+ + HS—

S2—+ H+    HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2—    2HS— 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

☆结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在中间，异强混合看过量。

(3)如两强酸或两强碱pH值相差两个单位以上[c(H+)、c(OH-)相差100倍以上]，等体积混合后，相当于pH值小的强酸或pH大的强碱加水稀释一倍[忽略稀溶液中的c(H+)或c(OH-)]，pH值变化0.3个单位(1g2=0.3)。即：

强酸混合时，pH混= pH小 + 0.3 强碱混合时，pH混= pH大—0.3

十九、何时考虑盐的水解

1.判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2.配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊(水解)，需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43— )。

说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：

(1)电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。

表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )

(2)物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) == 2 : 1

表达形式：c(Na+) = 2  c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)

(3)水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—) == 溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和

表达形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)

★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

二十、水解反应面面观

所谓水解反应，即物质跟水发生的相互交换成分的反应，用通式可表示为：

反应的机理可简单地认为是：共价键(X—Y键，H—O键)断裂(一般情况下，每个水分子中只有一个H—O键断裂)，再按异电相吸原则，重新形成新键即得产物，至于离子键则视为共价键的极限情形(一极为非极性键，另一极为离子键)。各类水解反应及其应用列举如下：

(一)无机物的水解

1.单质的水解 Cl—Cl + H—OH    HCl + HClO

2.非金属卤化物的水解

(1)卤素互化物(XX‘n)的水解。如：

☆规律：一般是分子中核电荷数较大的卤原子(非金属性较弱的)生成含氧酸根离子，而核电荷数较小的卤原子(非金属性较强的)则形成简单卤离子或HF。

(2)氮族元素卤化物水解。如：

该反应机理较复杂，简单地说，由于NCl3中N的非金属较强，故先水解生成NH3和HClO，而HClO具有强氧化性，再将NH3氧化成N2，而自身部分被还原成Cl—。

PCl3 + 3H—OH == H3PO3 + 3HCl       PCl5 + 4H—OH == H3PO4 + 5HCl

[直接生成的P(OH)5再失去一个H2O分子的组成即得H3PO4]

此外，还有 BCl3 + 3H2O == 3HCl + H3BO3[也可以写成B(OH)3]等等。

3.盐类的水解。 机理：盐中的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出来的H+或OH—结合生成弱酸或弱碱，从而促进水的电离的过程。水解反应与中和反应是互为可逆反应，如：

盐  +  水 酸 酸 +  碱;△H > 0

弱碱阳离子 + H2O    弱碱 + H+ 溶液呈酸性

弱酸阴离子 + H2O   弱酸或酸式弱酸根阴离子 + OH— 溶液呈碱性

基本规律：

(1)“无弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，酸弱呈碱性，碱弱呈酸性[谁强显谁性]。”

(2)一般情况下(除加热和双水解的情况)，中和反应的程度远远大于水解反应的程度，所以，水解是比较微弱的，生成物不写分解产物(如写成NH3·H2O、H2CO3等，而不写成NH3、CO2等);不标“↓”或“↑”。但如果是双水解，且生成物能从反应的体系中脱离出来，则水解很彻底，应该用“==”、“↓”或“↑”。如：Al2S3 + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑;有的双水解的产物均易溶于水，不能从反应的体系中脱离出来，则水解不是很彻底，仍用“   ”表示，如常见化肥碳铵的水解：

这就是为什么干燥的碳铵闻不到气味，而潮湿碳铵的气味刺鼻刺眼的原因。

(3)多元弱酸的酸根离子是分步水解的，且一级水解程度远远大于二级水解，二级水解程度又远远大于三级水解，故多步水解的离子方程式不能相加，一般只要写出一级水解的离子方程式即可。多元弱碱的阳离子的水解也应该是分步水解的，但在中学阶段，为了简单起见，只要求写出阳离了水解的总的离子方程式。

(4)水解反应是吸热反应，升高温度促进水解，使盐溶液的酸性或碱性增强;稀释盐溶液也促进水解[盐的浓度和水解产物的浓度都同等程度的减小(溶剂水的浓度基本不变)，相当于减压，平衡向微粒数增多方向移动]，但盐溶液的酸性或碱性减弱(符合平衡移动原理)。

4.非盐型离子化合物的水解

这类水解主要是指活泼金属的氢化物、氮化物、磷化物、碳化物等的水解。如：

Mg3N2 + 6H2O == 3Mg(OH)2↓+ 2NH3↑

Ca3P2 + 6H2O == 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

类似地不难写出Al4C3、Mg4C3等的水解。如

此类反应的机理是：化合物中离子键断裂，水电离成H+和OH—，产物是金属的氢氧化物和二元非金属氢化物(或H2)。

(二)有机物的水解

1.卤代烃的水解

2.醇钠、酚钠的水解

C2H5ONa + H—OH → NaOH + C2H5OH

由于C2H5OH比水更加难电离，故C2H5ONa的碱性比NaOH更强。

(相当于盐的水解)

3.羧酸衍生物的水解

(1)乙酰氯的水解

(2)乙酸酐的水解

(3)酯的水解

(4)酰胺的水解

☆规律：此类水解分别是酰卤键、酰氧键、酰胺键断裂，与水中的氢原子和羟基进行交换成分，并都得到了羧酸。

4.腈(RCN)的水解 如：

5.糖类水解

C12H22O11(麦芽糖)+ H2O  2CH2OH(CHOH)4CHO

葡萄糖

C12H22O11(蔗糖)+ H2O      CH2OH(CHOH)4CHO + CH2OH(CHOH)3COCH2OH

葡萄糖 果糖

(C6H10O5) n (淀粉)+ nH2O      nC6H12O6(葡萄糖)

6.多肽、蛋白质的水解

天然蛋白质水解时通常是肽键断裂，水解的最终产物是α﹣氨基酸。

高考化学第一轮复习知识点：元素周期表大家都复习好了吗，想要了解更多高考化学知识点的考生请点击高考化学知识点查看！

相关推荐：

2017高考化学第一轮复习必背知识点总结

高考化学一轮复习重要知识点：化学实验基本操作