高中化学 盐类的水解及应用
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课时39 盐类的水解及应用
知识点一 盐类的水解及影响因素
【考必备·清单】
1．盐类的水解
2．水解离子方程式的书写
(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主。
如Na2CO3水解的离子方程式：
CO2－3＋H2O⇌HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2O⇌H2CO3＋OH－。
(2)多元弱碱盐水解：方程式一步完成。
如FeCl3水解的离子方程式：
Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋。
(3)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
如NaHCO3与AlCl3溶液混合反应的离子方程式：
Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
[名师点拨] ①盐类发生水解后，其水溶液往往显酸性或碱性，但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液显中性。
②NH＋4与CH3COO－、HCO－3、CO2－3等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但仍然水解程度比较弱，不能进行完全，在书写水解方程式时用“”。
2
3．水解的规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 － 中性
强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH＋4、Cu2＋ 酸性
弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO2－3 碱性
4．影响盐类水解平衡的因素
(1)内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。
(2)外因溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大温度：温度越高，水解程度越大外加酸碱酸：弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大
(3)以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。
条件 移动方向 H＋数 pH 现象
升温 向右 增多 减小 颜色变深
通入HCl(g) 向左 增多 减小 颜色变浅
加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅
加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体
[名师点拨] (1)相同条件下的水解程度：
①正盐＞相应的酸式盐，如CO2－3＞HCO－3。
②水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。 3
如NH＋4的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
(2)稀释溶液时，盐溶液被稀释后浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。
(3)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，原因是：体系中c(CH3COOH)增大是主要因素，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。
5．水解常数及应用
(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。
(2)表达式：
①对于A－＋H2O⇌HA＋OH－，
Kh＝c（HA）·c（OH－）c（A－）；
②对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝c（BOH）·c（H＋）c（B＋）。
(3)意义和影响因素
①Kh越大，表示相应盐的水解程度越大；
②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh值增大。
(4)与电离常数的关系
①强碱弱酸盐：Kh＝KWKa；
②强酸弱碱盐：Kh＝KWKb。
(5)水解常数的应用
①计算盐溶液中c(H＋)或c(OH－)
a．对于A－＋H2O⇌BOH＋OH－
起始 c 0 0
平衡c－c(HA) c(HA) c(OH－)
Kh＝c（HA）·c（OH－）c－c（HA）≈c2（OH－）c，
c(OH－)＝Kh·c。
b．同理对于B＋＋H2OHA＋H＋， 4
c(H＋)＝Kh·c。
②判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小。
a．单一溶液
ⅰ.如一定浓度的NaHCO3溶液，Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh＝KWKa1＝10－144.4×10－7≈2.27×10－8＞Ka2，HCO－3的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，c(H2CO3)＞c(CO2－3)。
ⅰ.又如一定浓度的NaHSO3溶液，Ka1＝1.54×10－2，
Ka2＝1.2×10－7，Kh＝KWKa1＝10－141.54×10－2 ≈6.5×10－13＜Ka2，HSO－3的水解程度小于电离程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(SO2－3)>c(H2SO3)。
ⅰ.再如一定浓度的CH3COONH4溶液，由于Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5≈Kb(NH3·H2O)＝1.71×10－5，则CH3COO－与NH＋4的水解常数近似相等，二者水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(NH＋4)。
b．混合溶液
ⅰ.如物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh＝KWKa（CH3COOH）＝10－141.75×10－5≈5.7×10－10＞Ka(CH3COOH)，CH3COO－水解程度小于CH3COOH电离程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)。
ⅰ.又如物质的量浓度相等的HCN和NaCN混合溶液，Ka(HCN)＝4.9×10－10，Kh＝KWKa（HCN）＝10－144.9×10－10＝2.0×10－5＞Ka(HCN)，CN－水解程度大于HCN电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)。
[名师点拨] 一般认为，NaHSO4在溶液中完全电离，不水解，溶液呈酸性。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)已知酸性：HF>CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa的碱性强于NaF( )
(2)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同( )
(3)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同( ) 5
(4)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强( )
(5)加热0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，CO2－3的水解程度和溶液的pH均增大( )
(6)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液，滴入两滴酚酞，加热，溶液先变红，后红色变浅( )
(7)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7( )
(8)向Na2CO3溶液通入CO2，可使水解平衡：CO2－3＋H2O⇌HCO－3＋OH－向正反应方向移动，则溶液pH增大( )
答案：(1)√ (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)×
(7)× (8)×
2．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO2－3＋H2O⇌HCO－3＋OH－，下列有关该溶液的说法正确的是( )
A．加入BaCl2溶液，平衡向逆反应方向移动
B．加水稀释溶液，水解常数增大
C．升高温度，c（HCO－3）c（CO2－3）的值增大
D．加入NaOH固体，溶液的pH减小
解析：选AC A 项，加入BaCl2溶液，CO2－3＋Ba2＋===BaCO3↓，c(CO2－3)减小，平衡逆向移动，正确；B项，加水稀释溶液，水解常数不变，错误；C项，水解平衡是吸热的，升高温度，水解平衡正向移动，c(HCO－3)浓度增大，c(CO2－3)减小，比值变大，正确；D项，加入NaOH固体，c(OH－)增大，溶液的pH增大，错误。
3．已知25 ⅰ时，草酸的电离常数K1＝5.0×10－2、K2＝5.2×10－5；碳酸的电离常数K1＝4.4×10－7、K2＝4.7×10－11，则NaHC2O4的pH________7，NaHCO3的pH________7。(填“＞”“＜”或“＝”)
解析：HC2O－4的Ka＝K2(H2C2O4)＝5.2×10－5，Kh＝KWK1（H2C2O4）＝1×10－145.0×10－2＝2×10－13，Ka＞Kh溶液显酸性，pH＜7；HCO－3的Ka＝K2(H2CO3)＝4.7×10－11，Kh＝KWK1（H2CO3）＝1×10－144.4×10－7≈2.3×10－8，Ka＜Kh溶液显碱性，pH＞7。 6
答案：＜ ＞
知识点二 盐类水解的应用
【考必备·清单】
1．盐类水解的“十大”应用
盐类水解的应用 实例 原理
判断溶液
FeCl3水溶液显酸性 Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋
的酸碱性
判断离子能否共存 Fe3＋与CO2－3不能大量共存 2Fe3＋＋3CO2－3＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
制备胶体 制备Fe(OH)3胶体 Fe3＋＋3H2O(沸水)=====△Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
净水 明矾净水 Al3＋水解形成胶体
去油污 用热的纯碱溶液清洗油污 加热，CO2－3的水解程度增大，溶液碱性增强
试剂的配制 配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 H＋可抑制Fe3＋的水解
配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－，加入OH－可抑制CO2－3的水解
制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2时，在HCl气流中加热 MgCl2·6H2O⇌Mg(OH)2＋2HCl＋4H2O，加入HCl可抑制Mg2＋的水解
泡沫灭火器 用Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合 Al3＋＋3HCO－3=== Al(OH)3↓＋3CO2↑，发生相互促进的水解反应
制备无机物 TiO2的制备 TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)⇌TiO2·xH2O↓＋4HCl
TiO2·xH2O△TiO2＋xH2O
混合盐溶液的除杂与提纯 用MgO[或Mg(OH)2或MgCO3]调节溶液的pH，除去MgCl2中的FeCl3杂质 Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋
MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
[名师点拨] ①配制FeSO4溶液时，加入稀H2SO4的目的是为了防止Fe2＋的水解，加
探讨高中化学盐类水解的教学方法
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探讨高中化学盐类水解的教学方法
作者：黄金玲
来源：《读天下》2017年第22期
摘 要：“盐类的水解”这个名词较抽象化，却与我们的生活息息相关，如家里的食用盐、碱面等生活用品都会涉及与其相关的知识内容。那么，教师应该如何发挥自己的有效价值帮助学生学好这章节的知识内容呢？今天，将做一个初步的探讨。
关键词：盐类的水解；引导思考；实验操作；实时互动
“盐类的水解”不仅要求学生理解强碱弱酸盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐的水解，还要培养学生观察问题、分析问题、解决问题的能力；同时还要培养学生以严谨的科学态度和认真钻研的学习精神。“盐类的水解”涉及的知识点较复杂，这就要求教师秉持严谨的教学态度、科学的教学方法来完善自己的教学任务，从而对学生的学习起到积极帮助的作用。下面，就高中化学“盐类的水解”的教学方法做浅显的分析。
一、 引导学生主动思考，提高他们学习的积极性
强碱弱酸盐和弱酸强碱盐在我们的生活中较为常见。首先，教师在课前就可以先让学生观察家中发酵粉、食用碱的特点、颜色、状态、气味有哪些特点，对他们进行启发式地提问。比如：发酵粉、食用碱在生活中有什么作用，让学生带着问题去思考、探究，这不仅引起了他们的好奇心，还会培养其科学探究精神。
其次，教师再围绕着这节课的知识重点，提出其他较难的问题。比如：发酵粉、食用碱这两种物质中有哪些化学成分？随着互联网的大力普及，学生可以轻松找到学习资料，所以在解决发酵粉、食用碱这两种物质中的化学成分问题时，教师可以采取翻转课堂的形式让学生自行解决问题，这样既提高了他们自主解决问题的能力，同时又激发了他们的学习的兴趣。
最后，教师通过进一步的提问来达到最终的教学目的。比如：发酵粉、食用碱这两种物质加入水后会发生什么样的变化？溶于水之后溶液呈什么性？学生通过亲自实验，仔细观察了加水后的变化，用pH试纸初步得出溶液的酸碱性，从实验中就会深刻理解它们的特性。这样的提问方式既加强了学生自主学习的积极性，又培养了其创新精神，而不是再被动地学习。再根据实验得出的现象，探究其中的原因。在初中阶段，学生就认为盐就是呈中性的，现在通过实验得到的事实与他们之前的认知相违背，这样更能激发他们的求知欲。接下来就进行疑难问题的解决，分析其中的原因，然后让他们解释生活中这两种物质简单用途的原理就水到渠成了。如：为什么可以用食用碱洗去残留在瓜果蔬菜的农药。
高中化学第三章盐类的水解第2课时盐类水解的影响因素及应用学案新人教版
第2课时 盐类水解的影响因素及应用
[目标导航] 1.掌握影响盐类水解平衡移动的外界因素以及水解程度的变化。2.了解盐类水解在生产生活中的应用，了解盐类水解在化学实验和科学研究中的应用。
一、影响盐类水解平衡的因素
1．内因
酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
2．外因
因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度
温度 升高 右移 增大 增大
浓度 增大 右移 减小 增大
减小(即稀释) 右移 增大 减小
外加酸碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小
碱 弱酸根离子的水解程度减小
3.以CH3COONa的水解为例(CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－)填写下表
条件 c(CH3COO－) c(CH3COOH) c(OH－) c(H＋) pH 水解程度
升温 减小 增大 增大 减小 增大 增大
加H2O 减小 减小 减小 增大 减小 增大
加CH3COOH 增大 增大 减小 增大 减小 减小
加CH3COONa(s) 增大 增大 增大 减小 增大 减小
加HCl 减小 增大 减小 增大 减小 增大
加NaOH(s) 增大 减小 增大 减小 增大 减小
【合作探究】
1．水解平衡右移，盐的离子的水解程度是否一定增大？
答案 不一定。加水稀释时，水解平衡右移，水解程度一定增大，但增大水解离子的浓度，平衡也右移，但水解程度减小。
2．稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强吗？
答案 盐溶液的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液中离子浓度小是主要因素，故溶液酸性(或碱性)越弱。
3．有人认为，向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的
OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？
答案 不对，原因是：体系中c(CH3COOH)增大，抑制了水解，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。
论化学高考热点——盐类水解
论化学高考热点——盐类水解
摘要：盐类的水解是高中化学中的重要知识点，同时也是高考中经常要考查的知识点。为此，本文就有关盐类水解的定义、实质、规律、影响因素、应用等有关知识加以阐述，以期和广大的教师与同学们交流，增加我们对盐类水解知识的理解与掌握。
关键词：盐类水解；高中化学；高考热点
《盐类的水解》位于选修四第三章第三节。高考考试大纲和考试说明中必考内容都有明确要求：了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。这一节既是高中化学的重点，又是高中化学的难点，同时也是高考的热点。笔者现对盐类的水解一节进行详细分析，以期和广大教师和同学们交流。
一、盐类水解的定义
在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。认真理解、体会定义，可以进一步知道盐类水解的实质。
二、盐类水解的实质
盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。注意：发生水解的盐溶液里同时存在两个平衡：水的电离平衡和盐的水解平衡。
三、盐类水解的类型
根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐(不水解)；强酸弱碱盐；强奸弱酸盐；弱酸弱碱盐。
1.强酸弱碱盐。如：NH4Cl的水解离子方程式： NH4+ + H2O = = NH3。H2O +
H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性。2.强碱弱酸盐。如：CH3COONa的水解离子方程式：CH3COO- + H2O =可逆= CH3COOH + OH-强奸弱酸盐的水溶液一定显碱性。3.弱酸弱碱盐。如：CH3COONH4的水CH3COO- + NH4+ + H2O =可逆= CH3COOH +
NH3*H2O CH3COONH4水溶液显中性。如：NH4F的水NH4+ + F- + H2O =可逆=
高中化学知识点详解《盐类的水解》
盐类水解知识点及习题
考点1 盐类水解反应的本质
（一） 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟
结合生成
，从而了水的电离。
（二）盐类水解的条件：盐必须能 ；构成盐的离子中必须有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。
（三）盐类水解的结果
（1） 了水的电离。
（2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ，强碱弱酸盐的水溶液显 ，强酸强碱盐的水溶液显 ，弱酸弱碱盐的水溶液是 。（3）生成了弱电解质。
(四)特征
（1）水解 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH 0
（2）盐类水解的程度一般比较 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。
[特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3
强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，从而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3
弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。CH3COONH4
[例1] 25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是（ ）
①KNO3 ②NaOH ③CH3COO NH4 ④NH4Cl
A、①>②>③>④ B、④>③>①>②
C、③>④>②>① D、③>④>①>②
高中化学盐类水解及应用专题练习试题
盐类水解及应用
( )1．下列物质的水溶液因水解而呈碱性的是
A．NaOH B．(NH4)2SO4 C．HCl D．CH3COONa E．FeCl3 F．NaCl G．Na2CO3
( )2．下列物质的水溶液因水解而呈酸性的是
A．NaOH B．(NH4)2SO4 C．HCl D．CH3COONa E．FeCl3 F．NaCl G．Na2CO3
( )3．对水的电离平衡不产生影响的粒子是
A．12X2＋ B．NaHSO4 C．Cl－ D．CH3COO－
( )4．25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是
A．c(NH＋4)＜c(SO2－4) B．2c(NH＋4)＝c(SO2－4) C．c(NH＋4)＞c(SO2－4) D．c(OH－)+c(SO2－4)＝c(NH＋4)+c(H＋)
( )5．下列物质的性质或用途中，与盐类的水解无关的是
A．氯化铵溶液可用于除铁锈 B．明矾可用于净水 C．热的纯碱溶液可用于去除油污
D．饱和硫酸钠溶液可使蛋白质盐析 E．配制FeCl3 溶液时加入少量浓盐酸
( )6．下列反应水解方程式正确的是
A．FeCl3+3H2O===Fe(OH)3+3HCl B．Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH
C．碳酸氢钠溶液：HCO－3+H2OH2CO3+OH－ D．NH4Cl溶于D2O中：NH＋4+D2ONH3·D2O+H＋
( )7．下列关于小苏打NaHCO3水溶液的表述，正确的是
A．c(Na＋)＝c(HCO－3)+c(CO2－3)+2c(H2CO3) B．c(Na＋)+c(H＋)＝c(HCO－3)+2c(CO2－3)+c(OH－)
C．HCO－3的电离程度大于HCO－3的水解程度
高中化学知识点详解——《盐类的水解》
- 1 - 盐类水解知识点及习题
考点1
盐类水解反应的本质 （一） 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟
结合生成 ，从而了水的电离。
（二）盐类水解的条件：盐必须能 ；构成盐的离子中必须有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。
（三）盐类水解的结果
（1） 了水的电离。
（2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ，强碱弱酸盐的水溶液显 ，强酸强碱盐的水溶液显 ，弱酸弱碱盐的水溶液是 。（3）生成了弱电解质。
(四)特征
（1）水解 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH 0
（2）盐类水解的程度一般比较 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。
[特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3
强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，从而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3
弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。CH3COONH4
[例1] 25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是（ ）
①KNO3 ②NaOH ③CH3COO NH4 ④NH4Cl
A、①>②>③>④ B、④>③>①>②
C、③>④>②>① D、③>④>①>②
盐类的水解及其应用
盐类的水解及其应用
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盐类水解的有关知识在日常生活、工农业生产、科学研究等方面有着非常广泛的应用，其实质是：盐类的水解平衡及移动。具体的运用主要分三类：（1）判断溶液的酸碱性及离子溶度的大小，并加以应用；（2）对于“有害”的水解，改变条件加以抑制；（3）对于“有利”的水解，改变条件加以促进。
一、溶液的酸碱性及相关
1. 判断盐溶液的酸碱性
强酸弱碱盐水解显酸性；强碱弱酸盐水解显碱性；弱酸弱碱盐溶液的酸碱性决定于两者的水解程度，溶液可能显酸性、碱性或者中性。
2. 根据盐溶液的pH判断相应酸的相对强弱
如物质的量浓度相同的三种钠盐NaX、NaY、NaZ的pH依次为7、8、9，则相应的酸HX、HY、HZ的相对强弱为HXHYHZ。因为酸越弱，其盐就越易水解，故溶液的碱性就越强。
例1 相同条件、相同物质的量浓度的下列十种溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、（NH4）2SO4、NaHSO4、Ba（OH）2、H2SO4，则pH由大到小的顺序？
答案 Ba（OH）2Na2CO3NaClONaHCO3NaAcNa2SO4（NH4）2SO4Na*****O4
3. 离子浓度大小的比较
多元弱酸水解和电离是分步的，主要决定于第一步。比较时，应抓住电荷守恒和物料守恒。
[两种物质混合][单一物质溶液][相互反应][考虑电离][考虑水解][离子浓度大小][综合分析][弱根离子][生成物和
乘余物]
例2 常温下，用0.1000 mol·L-1 的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1的*****溶液所得滴定曲线如下图。下列说法正确的是（ ）
[pH][V（NaOH）/mL][5 10 15 20][12
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2025届高中化学高考复习学案：盐类的水解
盐类的水解（答案在最后）
1. 了解盐类水解的原理及一般规律。 2.掌握盐类水解离子方程式的书写。
3．了解影响盐类水解程度的主要因素。4.了解盐类水解的应用。
5．能利用水解常数(Kh)进行相关计算。
考点一 盐类的水解原理
1.盐类水解的实质
盐电离→{弱酸的阴离子→结合H+弱碱的阳离子→结合OH−}→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。
2．盐类水解的条件
在组成上必须具有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
3．水解反应离子方程式的书写
(1)盐类水解的离子方程式一般用“⇌”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。
(2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。
(3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。
(4)阴、阳离子相互促进的水解
①若水解程度不大，用“⇌”表示。
②相互促进且进行彻底的水解反应，书写时用“===”“↑”“↓”。
试写出下列盐溶液中水解的离子方程式。
①NH4Cl：_________________________________________________________。
②Na2CO3：______________________________________________________、
________________________________________________________。
③FeCl3：________________________________________________________。
④CH3COONH4：__________________________________________________。
⑤AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合：_________________________________________。
【师说·助学】 盐类水解规律
高中化学——盐类的水解
1 盐类的水解
课标解读
要点网络
1.了解盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
4.能正确书写盐类水解的化学或离子方程式。
盐类的水解原理及规律
1．盐类的水解原理
(1)定义
在溶液中由盐电离产生的离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质
―→[H＋]≠[OH－]―→溶液不再呈中性。
(3)特点
可逆→水解反应是可逆反应
吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，ΔH>0
微弱→水解反应程度很微弱
(4)水解常数(Kh)
A－＋H2OHA＋OH－的水解常数表达式Kh＝[HA][OH－][A－]＝[HA][OH－][H＋][A－][H＋]＝KWKa，若25 ℃，HA的Ka为1×10－6 mol·L－1则A－的水解常数Kh为1×10－8
mol·L－1。 2 2．盐类的水解规律
(1)类型
盐的
类型
实例
是否 水解 水解的
离子 溶液的
酸碱性 溶液
的pH
强酸
强碱盐 NaCl、
KNO3 否 — 中性 ＝7
强酸
弱碱盐 NH4Cl、
Cu(NO3)2 是 NH＋4、
Cu2＋ 酸性 <7
弱酸
强碱盐 CH3COONa、
Na2CO3 是 CH3COO－、
CO2－3 碱性 >7
(2)一般规律
有弱才水解，无弱不水解；
越弱越水解，谁强显谁性；
同强显中性，同弱不确定。
注意：这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。
3．水解离子方程式的书写
(1)书写形式
在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
(2)书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－。
盐类水解在生活中的应用
盐类水解在生活中的应用
摘要 盐类水解是高中化学学科中的重点内容，与我们日常生活的联系性极强。了解盐类水解在生活中的应用，能够帮助我们更好地学习；了解盐类水解的规律及现象，深入了解盐类水解的应用，也有利于我们了解试题中的题目内涵。故而本文将对盐类水解在生活中的应用及其对应的知识点、规律进行详细介绍，以期望对我们在高中化学盐类水解的学习中产生一定的帮助，使我们能够了解生活现象并提升学习化学的兴趣。
关键词 盐类水解 应用 知识点 规律
引言
目前盐类水解是高考化学中的考察热点，由于其与现实生活中的很多现象有着深层次的联系，故而广泛地应用到生活的各方面，小到食物的制作大到科学前沿领域。盐类水解的应用也是生活与化学的密切相关点。研究盐类水解在生活中的应用对于我们高中生来说，不仅仅是为了了解生活中的化学现象，更是为了明白化学结构、性质与应用这三方面的联系，这是化学学习的基本三要素。本文将根据盐类水解的性质，将其相关生活应用一一对应，从而阐述其结构、性质、应用这三要素中性质与应用的关系，以帮助我们进行高中化学盐类水解的学习。
1盐类水解的原理
在高中阶段，盐类水解问题是我们在学习化学时需要掌握的重要内容。我们在学习盐类水解时会从化学平衡，电离平衡以及化学变化的角度去研究其水解的实质、规律等等。盐类水解时的基本规律可以总结成三句话：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。就盐类水解的实质来说，盐溶于水后，能够显示出一定的酸碱性，比如小苏打，溶于水后呈碱性。不同于酸和碱显示的酸碱性，盐溶于水后显现出的酸碱性称之为盐类的水解反应，因为盐电离出的离子与水电离出的H+
或OH-结合形成弱电解质，而不是强电解质，这是与酸和碱相比盐类显示出酸碱性最大的不同。一般而言，盐类水解主要有以下几个性质：盐类水解平衡遵循勒夏特列原理，酸碱性受温度、浓度、溶液等外界条件的影响，由于平衡常数仅与温度有关，所以在涉及到平衡常数时，往往应该注意的是温度，与其他外界条件无关；要判断盐是否能够发生水解反应，如何进行，一定要从物质的结构入手进行分析，分析盐中的两个根是否是弱根，有弱根就水解，酸根是弱根则溶液呈碱性，碱根是弱根则溶液呈酸性，如果都是弱根这要比较两根水解的程度，谁强就显谁性。所以盐类水解的条件是必须要有弱根，再者就是盐必须溶于水。