文档介绍：电解质溶液知识点总结(学生版)
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丹秋学苑 ，也可能是碱性
【例2】在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H＋]＝1×10－12 mol•L－1，则该溶液的pH可能是( )
A．12   B．7 C．6    D．2
五．盐类水解
1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2、盐类水解规律(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”
(2)大小规律：①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。 如：CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
(3)酸式盐规律:① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4
②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
    电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3
    电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、
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NaHS
大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。
盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。
升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。
4．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。
(1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。
(3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。
盐类水解的应用
(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O→Fe(OH)3(胶体)+3HCl
(4)某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
(5)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
(6)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
(7)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去
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FeCl3。
(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反应。3Mg+2AlCl3 +6H2O→3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
(9)判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择***橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
(10)判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。
(11)测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小