高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳
高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结知识点一 盐类的水解1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
2．实质盐电离―→弱碱的阳离子―→结合OH －弱酸的阴离子―→结合H ＋―→c (H ＋)≠c (OH－)―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。
3．特点4．规律 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 、KNO 3 否中性pH ＝7强酸 弱碱盐 NH 4Cl 、 Cu (NO 3)2 是 NH 4＋、Cu2＋酸性 pH<7 弱酸CH 3COONa 、是CH 3COO碱性pH>7强碱盐Na 2CO 3－、 CO 32－5.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如：Cu2＋＋2H 2OCu (OH)2＋2H ＋NH 4＋＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋(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。
例如Na 2CO 3水解：CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。
例如：FeCl 3水解：Fe3＋＋3H 2OFe (OH)3＋3H ＋。
(4)水解显酸性和碱性的离子存在于同一溶液中，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液的反应离子方程式：Al 3＋＋3HCO 3－===Al (OH)3↓＋3CO 2↑。
6．影响因素(1)内因形成盐的酸或碱的强弱。
对应的酸或碱越弱就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3决定――→相同浓度的Na 2CO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为pH (Na 2CO 3)>pH (CH 3COONa )。
高二化学下册盐类的水解知识点总结
（⼀）盐类⽔解⼝诀：有弱才⽔解,越弱越⽔解,双弱双⽔解,谁强显谁性.（1）有弱才⽔解要求盐要有弱酸根离⼦或者弱碱⾦属离⼦(包括铵离⼦).如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱⾦属离⼦,不会⽔解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离⼦,也不会⽔解.所以,NaCl在⽔溶液中不会发⽣⽔解.⼜如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则CH3COO-是弱酸根离⼦,会⽔解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分⼦.使得⽔中OH-多出.所以,CH3COONa的⽔溶液显碱性.（2）越弱越⽔解盐中的离⼦对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,⽔解的程度越⼤.如：Na2CO3和Na2SO3CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则,CO3^2-的⽔解程度⽐SO3^2-的⽔解程度更⼤,结合的H+更多.所以,Na2CO3的碱性⽐NaSO3的碱性强.（3）双弱双⽔解当盐中的阳离⼦对应的碱是弱碱并且盐中的阴离⼦对应的是弱酸时,则盐的这两种离⼦都会发⽣⽔解.阳离⼦⽔解结合⽔电离出的OH-;阴离⼦⽔解结合⽔电离出的H+,所以双⽔解发⽣的程度往往较⼤.如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH则NH4+和CH3COO-都会发⽣⽔解,NH4+结合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,⽔解程度较⼤.（4）谁强显谁性主要是针对双⽔解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离⼦⽔解结合H+,阳离⼦⽔解结合OH-要判断盐溶液的酸碱性,则要⽐较阴离⼦的⽔解成度和阳离⼦的⽔解程度的⼤⼩.如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性⽐H2CO3的酸性强(实际上⽐较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的⽔解程度⽐CO3^2-的⽔解程度弱,使得⽔溶液中消耗的H+更多,有OH-多出.所以,(NH4)2CO3 溶液显碱性.⼜如：CH3COONH4,由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当,则NH4+的⽔解度和CH3COO-的程度差不多,使得⽔溶液中的H+和OH-也差不多.所以CH3COONH4溶液显中性.再如：(NH4)2SO3,由于NH3的碱性⽐H2SO3的酸性弱,则NH4+的⽔解度⽐SO3^2-的⽔解度⼤,使得⽔溶液中消耗的OH-更多,有H+多出.所以,(NH4)2SO3溶液显酸性.（⼆）根据盐类的不同,可分为：强酸强碱盐(不⽔解);强酸弱碱盐;强*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 =可逆= 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*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*H2OCH3COONH4⽔溶液显中性如：NH4F的⽔NH4+ + F- + H2O =可逆= NH3*H2O + HFNH4F的⽔溶液显酸性.如：NH4ClO的⽔解离⼦⽅程式;NH4+ ClO- + H2O =可逆= NH3*H2O + HClONH4ClO的⽔溶液显碱性.弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离⼦与阳离⼦有关.（三）多元弱酸或多元弱碱形成的盐的⽔解多元弱酸或多元弱碱形成的盐的⽔解是分步进⾏的,⼀般第⼀步进⾏的程度,第⼆步甚⾄更多步的⽔解程度就很弱了.如：Na2CO3的⽔第⼀步程度很⼤： CO3^2- + H2O =可逆= HCO3- + OH-第⼆步程度很⼩： HCO3- + H2O =可逆= H2CO3 + OH-【注意】：⼤部分的盐的⽔解都不能进⾏彻底,所以⼀般盐的⽔解都要是可逆符号.⽔解度较⼤的盐有Al2S3可认为⼏乎双⽔解彻底.【以上都是⼀种盐中的离⼦⽔解.】另外,还有2种盐中,分别有弱酸根离⼦和弱碱根离⼦,也会互相促进,发⽣双⽔解.如：NaHCO3和AlCI3两种盐,如果把它们的溶液相混合,则会发⽣双⽔解,⽔解离⼦⽅程式如下：3HCO3- + Al^3+ == Al(OH)3↓ + 3CO2↑注意：Al^3+和HCO3-双⽔解较彻底,可以⽤“==”⽽不⽤“可逆符号”另外,所有的⽔解过程中⼀定有⽔参加,但是由于该⽔解反应,⽣成物中有⽔,可以和反应物中的⽔刚好相互抵消,但⽅程式中没有⽔出现并不表明没有⽔参加.【附】(1)常见的弱酸根离⼦：SO3^2- ;HSO3-;CO3^2-;HCO3-;PO4^3-;HPO4^2-;ClO-;S^2-;HS-;CH3COO-;SCN-;F-;AlO2-;C6H5O(苯酚根);NO2-(亚硝酸根)常见弱酸的酸性排序：H2SO3 > H3PO4> HF >HCOOH>C6H5-COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S 亚硫酸磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氢硫酸> HClO>C6H5-OH>HAlO2次氯酸苯酚偏铝酸(2)常见的弱碱离⼦：NH4+;Cu^2+;Fe^2+;Fe^3+;Al^3+其中碱性排序：Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Cu(OH)2 > NH3*H2O > Al(OH)3。
沉淀溶解平衡知识点总结
沉淀溶解平衡知识点总结沉淀溶解平衡是指在一定温度和压力下，溶液中的某种物质能够同时存在溶解态和沉淀态之间的平衡状态。
以下是沉淀溶解平衡的一些重要知识点总结：1. 沉淀反应：当溶液中的两种离子相互反应生成一种难溶的化合物时，称为沉淀反应。
例如，银离子和氯离子反应生成难溶的氯化银。
2. 溶解反应：当沉淀物中的离子溶解在溶液中时，称为溶解反应。
例如，氯化银溶解为银离子和氯离子。
3. 溶解度积：对于一个难溶的化合物，其溶解度可以用溶解度积（Ksp）来表示。
溶解度积是指在饱和溶液中，溶质的离子浓度的乘积。
例如，对于氯化银，其溶解度积可以表示为Ksp = [Ag+][Cl-]，其中[Ag+]和[Cl-]分别表示银离子和氯离子的浓度。
4. 影响溶解度的因素：溶解度受到温度、压力和溶液中其他离子的影响。
通常情况下，随着温度的升高，大部分溶质的溶解度会增加；而对于气体溶解度来说，随着温度的升高，溶解度会减小。
压力对溶解度的影响主要存在于气体溶解中，根据亨利定律，溶解度随着压力的增加而增加。
溶液中其他离子的存在也会影响溶解度，有时可以通过共沉淀反应来降低某种物质的溶解度。
5. 平衡常数：对于沉淀溶解平衡反应，可以用平衡常数（Keq）来表示。
平衡常数是指在平衡状态下，反应物和生成物浓度的比值。
对于沉淀溶解平衡反应，平衡常数可以表示为Keq = [生成物浓度]/[反应物浓度]。
根据平衡常数的大小，可以判断反应的方向和反应的进行程度。
6. 判断沉淀的存在：根据溶解度积和平衡常数的大小关系，可以判断溶液中是否会生成沉淀。
如果溶液中的离子浓度的乘积大于溶解度积，说明溶液中会生成沉淀。
如果溶液中的离子浓度的乘积小于溶解度积，说明溶质会继续溶解。
7. 沉淀溶解平衡的应用：沉淀溶解平衡在化学分析、环境科学等领域有着广泛的应用。
通过控制溶解度和沉淀反应条件，可以实现分离、富集、分析和净化等目的。
同时，沉淀溶解平衡也在药物合成、材料科学等领域中起到重要作用。
盐类水解和沉淀溶解平衡
知识框图一、水解规律1）判断盐类是否能够发生水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子对应的酸或碱的相对强弱，具体为：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性； 具体分析为：盐类 实例 能否水解引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性强碱弱酸盐 CH 3COONa 能 弱酸阴离子 促进水电离 碱性强酸弱碱盐 NH 4Cl 能 弱碱阳离子 促进水电离 酸性强碱强酸盐NaCl不能 无无中性2）对于盐类水解规律的理解及推广：①强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性；盐类水解及影响因素盐类水解和沉淀溶解平衡盐类水解的应用沉淀溶解平衡及应用弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定；②组成盐的酸或碱越强，水解程度越大③同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大；④弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱⑤相同条件下，相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐（3）影响水解平衡的因素1）内因：盐本身的性质，主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大；2）外因：盐类水解平衡就是反应平衡，当外界条件改变时，水解平衡就会发生移动，并且移动规律遵循勒夏特列原理：a. 温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，促进水解，水解程度增大；b. 浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大（相当于增加反应物使反应平衡向正反应方向即水解方向移动），而增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度（可与转化率对照比较）减小；c. 外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如水解呈酸性的盐溶液，若加入减，则会中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解，可以考虑生成物的浓度改变而与反应平衡进行对照记忆；溶液中的三大守恒①电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，阴离子所带的负电荷总一定等于阳离子所带的正电荷②物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子或原子团总是守恒的，即某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和③质子守恒规律水电离的特征是c(H+)=c(OH−)盐类水解的应用1）明矾净水Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+2）纯碱除油污CO32−+H2O⇌HCO3−+OH−3）泡沫灭火器Al3++3HCO3−=Al(OH)3↓+3CO2↑4）配制易水解物质的溶液配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。
高考化学电离平衡九大知识点
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
盐类水解 知识点总结高中
盐类水解知识点总结高中一、盐的定义盐是由一个金属离子和一个非金属离子结合而成的化合物，通常是由金属和非金属之间的离子键形成的。
盐类化合物通常呈结晶状，具有一定的溶解性。
常见的盐包括氯化钠、碳酸钙、硫酸铁等。
二、水解反应的基本原理在水溶液中，盐类化合物可以发生水解反应，即分解成原来的离子组分。
水解反应的基本原理是盐溶解后，其离子与水分子发生相互作用，产生氢氧根离子和对应的酸根离子。
例如，氯化钠在水中可以溶解成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻），水解反应如下：NaCl(s) + H₂O(l) →Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)其中，Na⁺和Cl⁻都是盐类的离子组分，而被水分子溶解并与之发生相互作用，形成水合离子。
三、影响水解的因素1. 盐的性质：不同种类的盐在水中的水解程度可能不同，与其阳离子和阴离子的稳定性、电荷大小和水合能力等有关。
2. 溶解度：盐类的水解还受到其在水中的溶解度的影响，溶解度越大，水解的速度和程度可能越高。
3. 离解度：盐在水中的离解度也会影响其水解的程度，离解度越大，水解的程度可能越高。
四、水解产物盐类水解产物包括氢氧根离子（OH⁻）和对应的酸根离子。
具体产物取决于盐中阳离子和阴离子的性质以及水的性质。
例如，氯化钠的水解产物包括氢氧根离子和氯化氢：NaCl + H₂O → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O → NaOH + HCl五、实际应用1. 化学实验：盐类水解是化学实验中常见的一种反应，用于教学和实验室研究中。
2. 工业应用：盐类水解也在一些工业生产中有重要应用，如金属冶炼、有机合成等。
六、总结盐类水解是化学课程中的重要内容，了解盐类水解的知识有助于理解化学反应的原理和应用。
本文对盐的定义、水解反应的基本原理、影响水解的因素、水解产物及实际应用进行了总结，希望对读者有所帮助。
高二化学知识点总结归纳最新(精选18篇)
高二化学知识点总结归纳最新（精选18篇）高二化学知识点总结归纳最新（精选18篇）高二化学知识点总结归纳最新篇1盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3>NaHCO3)4、盐类水解的特点：(1)可逆(与中和反应互逆)(2)程度小(3)吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解)②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度>水解程度，显酸性(如:HSO3-、H2PO4-)③水解程度>电离程度，显碱性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)7、双水解反应：(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
(2)常见的'双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑高二化学知识点总结归纳最新篇21、状态：固态：饱和高级脂肪酸、脂肪、葡萄糖、果糖、蔗糖、麦芽糖、淀粉、维生素、醋酸(16.6℃以下);气态：C4以下的烷、烯、炔烃、甲醛、一氯甲烷、新戊烷;液态：油状：乙酸乙酯、油酸;粘稠状：石油、乙二醇、丙三醇.2、气味：无味：甲烷、乙炔(常因混有PH3、H2S和AsH3而带有臭味);稍有气味：乙烯;特殊气味：甲醛、乙醛、甲酸和乙酸;香味：乙醇、低级酯;3、颜色：白色：葡萄糖、多糖黑色或深棕色：石油4、密度：比水轻：苯、液态烃、一氯代烃、乙醇、乙醛、低级酯、汽油;比水重：溴苯、CCl4,氯仿(CHCl3).5、挥发性：乙醇、乙醛、乙酸.6、水溶性：不溶：高级脂肪酸、酯、溴苯、甲烷、乙烯、苯及同系物、石油、CCl4;易溶：甲醛、乙酸、乙二醇;与水混溶：乙醇、乙醛、甲酸、丙三醇(甘油).最简式相同的有机物1、CH：C2H2、C6H6(苯、棱晶烷、盆烯)、C8H8(立方烷、苯乙烯);2、CH2：烯烃和环烷烃;3、CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖;4、CnH2nO：饱和一元醛(或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数的饱和一元羧酸或酯;如乙醛(C2H4O)与丁酸及异构体(C4H8O2)5、炔烃(或二烯烃)与三倍于其碳原子数的苯及苯的同系物.如：丙炔(C3H4)与丙苯(C9H12)能与溴水发生化学反应而使溴水褪色或变色的物质有机物：⑴不饱和烃(烯烃、炔烃、二烯烃等)⑵不饱和烃的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等)⑶石油产品(裂化气、裂解气、裂化汽油等)⑷含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖等)、酚类.⑸天然橡胶(聚异戊二烯)能萃取溴而使溴水褪色的物质上层变无色的(ρ>1)：卤代烃(CCl4、氯仿、溴苯等);下层变无色的(ρ0,m/4>1,m>4.分子式中H原子数大于4的气态烃都符合.②△V=0,m/4=1,m=4.、CH4,C2H4,C3H4,C4H4.③△V0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。
盐类的水解、沉淀溶解平衡
盐类的水解【2010年山东卷考试说明】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。
【教学重点及难点】（1）盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量的判断。
（2）水解平衡移动用于某些溶液加热后产物的判断。
（3）离子浓度大小比较（4）盐类水解应用【课前预习区】一、盐类水解概念及实质1．概念：在溶液中电离出来的离子跟所电离出来的H+或OH－结合生成的反应，叫做盐类的水解。
2．盐类水解的实质：常见弱离子有3．盐类水解的特征：（1）水解的程度（2）是酸碱中和的逆反应：盐＋水酸＋碱ΔH 0二、盐类水解的规律水解规律：有才水解，无不水解；越越水解，谁显谁性。
[自主小结]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，（3）生成了电解质。
三、影响盐类水解因素内因：是主要因素外因：1．温度：盐的水解是反应，因此升高温度水解程度。
2．浓度：盐的浓度越小，水解程度越。
3．外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
四、盐类水解的应用——用离子方程式和必要的文字解释下列现象或原理1、明矾净水原理2、配制FeCl3溶液加几滴盐酸溶液3、判断AlCl3溶液加热蒸干灼烧得到产物4、氢氧化钠溶液滴定醋酸溶液最好选用酚酞为指示剂5、泡沫灭火器的工作原理6、镁粉放入到氯化铵溶液中有无色气泡产生7、铵态氮肥不能与草木灰混合使用[自主练习] 1、有下列六种物质：①氨水 ②硝酸铵 ③氯化钠 ④硫酸氢钾 ⑤次氯酸钠 ⑥碳酸氢钾（1）溶液呈酸性的是②④；溶液呈碱性的是①⑤⑥。
（2）能促进水电离的是②⑤⑥;能抑制水电离的是①④。
(3)能水解的是②⑤⑥;水解的离子方程式是+4NH +H 2ONH 3·H 2O+H +、ClO -+H 2OHClO+OH -、-3HCO +H 2OH 2CO 3+OH -。
（4）常温下，0.1 mol ·L -1上述物质溶液pH 由小到大的排列顺序是④②③⑥⑤①。
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考点1：盐类水解平衡及其应用
一、盐类水解的定义和实质
1. 盐类水解的定义
强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的或生成弱电解质—
弱酸或弱碱。
盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。
2. 盐类水解的实质
盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解反应的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。
3. 盐类水解反应离子方程式的书写
一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀和气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”、“↓”。
盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般盐类水解的离子方程式中不写“=”而写“”。
二、盐类水解的影响因素及其应用
1. 内因：盐本身的性质
（1）弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
（2）弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
2. 外因
（1）温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（2）浓度：
① 增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
② 增大，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
三、盐类水解的规律
有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
1. 组成盐的弱碱阳离子能水解，相应盐溶液显酸性；组成盐的弱酸阴离子能水解，相应盐溶液显碱性。
2. 盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（或酸）性越强。
3. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如同浓度的
比的水解程度大得多。
四、溶液中的几个守恒关系
1. 电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。
2. 物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。
3. 质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）
考点2：沉淀溶解平衡
一、溶解平衡
溶质溶解的过程是一个可逆过程：
二、溶度积
1. 溶度积常数：一定温度下难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
与其他平衡常数一样，的大小只与温度有关。
2. 某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度幂的乘积。
3. 溶度积规则
考点3：沉淀溶解平衡的应用
一、沉淀的溶解与生成
1. 在难容电解质的溶液中，当时，就会生成沉淀。
据此，加入沉淀剂析出沉淀，是分离、除杂常用的方法。
注意：
①利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生：其次，沉淀生成的反应进行的越完全越好。
② 不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。
一般认为，残留在溶液中的离子浓度小于时，沉淀就达完全。
由的表达式可知，使除去的离子在溶液中残留的浓度尽可能小，需要加入过量的沉淀剂。
（2）当时，沉淀会溶解。
常用的方法有：
① 酸碱溶解法。
加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应，境地相应离子的浓度，是平衡向沉淀溶解的方向进行。
② 发生氧化还原反应使沉淀溶解。
某些金属硫化物，其溶度积特别小，故可用氧化性酸使之还原为可溶性物质。
二、沉淀的转化
1. 沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。
通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，两种难容物的溶解能力差别越大，这种转化的趋势就越明显。
2. 实例探究
往ZnS的沉淀溶解平衡体系中加入溶液可将其转化为更难溶的CuS。
考点4：酸碱中和滴定及误差分析
1. 了解酸式滴定管和碱式滴定管的构造和使用方法，使用滴定管前先检查滴定管是否漏水，在确保不漏水后方可使用，然后将滴定管洗净。
滴定管装液之前要用标准液或待测液润洗2~3次，然后装入标准液或待测液并调节活塞或胶管使滴定管尖嘴部分充满液体，最后调整液面并读数。
另外滴定过程中还用到锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。
2. 中和滴定实验的关键
① 准备测定参加反应的两种溶液的体积，准确判断中和反应是否恰好反应完全。
② 可通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。
强酸和强碱的滴定，一般常用酚酞和甲基橙做指示剂。
3. 重要操作
a. 准备查漏、洗涤、润洗、注液、调液面、读数。
5. 欲减小实验误差的三种做法
（1）半分钟：振荡，半分钟内颜色不褪去，即为滴定终点。
（2）1~2 min：滴定停止后，必须等待1~2 min，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。
（3）取平均值，同一实验，要多做几次，将滴定所用标准溶液的体积相加，取平均值。