高三化学盐类的水解
盐的水解
一、盐类的水解：在溶液中，盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
1、盐类水解的实质：组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R－表示）能水解显碱性。
M++H2O MOH+H+显酸性；R－+H2O HR+OH－显碱性盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。
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，从而破坏了水的电离平衡，使溶液显示不同程度酸性、碱性或中性。
2、各类盐水解的比较3、盐类的水解规律：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。
⑴强酸强碱盐：不水解，水溶液呈中性，如：NaCl、KNO3等⑵强碱弱酸盐：能水解，水溶液呈碱性，如：Na2S、Na2CO3等⑶强酸弱碱盐：能水解，水溶液呈酸性，如：NH4NO3等⑷弱酸弱碱盐：能水解，谁强显谁性，如NH4Ac显中性、(NH4)2S显碱性；若水解时可生成沉淀和气体，则可水解完全，如：Al2S3、Mg3N2等⑸酸式盐的水解：溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是强酸根，如NaHSO4不水解：NaHSO4 =Na++H++SO42－本身电离出H+，呈酸性。
②阴离子以电离为主：如H2PO4－、HSO3－如：NaH2PO4=Na++H2PO4－，则有：H2PO4－H++HPO42－（主要，大）呈酸性；H2PO4－+H2O H3PO4+OH－（次要，小）③阴离子以水解为主：HCO3－、HS－、HPO42－HCO3－+H2O H2CO3+OH－(主要，大)呈碱性；HCO3－H++CO32－（次要，小）4、影响水解的因素：（1）内因：盐本身的性质，“越弱越水解”。
（2）外因：①温度：升高温度促进水解②浓度：加水稀释，水解程度增大③溶液的pH改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这种改变的方向移动。
高中化学 盐类的水解及应用
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“”。
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。
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：Na 2CO 3＞Na 2SO 3，Na 2CO 3＞NaHCO 3。
(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FeCl 3水解为例[Fe 3＋＋3H 2O ⇌Fe(OH)3＋3H ＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。
[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CO 2－3＞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。
如NH＋4的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
高考化学盐类的水解知识点详解
高考化学盐类的水解知识点详解盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。
1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。
如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序排列：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)或：c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解如配制FeCl3，SnCl4，Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
4.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。
5.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↑6.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甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解。
两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑：(1)能否发生氧化还原反应;(2)能否发生双水解互促反应;(3)以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应.9.加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.(3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物，灼烧得Fe2O3。
盐类的水解
AlO2-
Fe3+
SiO32CO32-
HCO3-
AlO2-
NH4+
SiO32-
1、写出下列物质水解的离子方程式：
①FeCl3 ②Na2CO3 ③ NH4Cl ④ Al（HCO3）3
①Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+
②CO32- + H2O HCO3- +H2O
HCO3- + OHH2CO3 + OH-
草木灰不宜与铵态氮肥混合施用
草木灰的主要成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O
HCO3-＋H2O
HCO3- +OH-
H2CO3 +OH-
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性。
NH4+＋H2O
NH3·H2O+ H+
有Na2CO3、Na2SO4、Na2S、NaOH四 种无色溶液，只用一种试剂就能把 四种无色溶液区别开，这种试剂可 能是（ C） A．HCl B．BaCl2 C．AlCl3 D．酚酞
双水解：
两种水解情况相反的盐溶液混合时会互相
促进，使双方水解程度都增大
NH4++HCO3-+H2O NH3·H2O +H2CO3
2Al3++3S2-+6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
AlO2SiO32-
CO32-
Al3+ SO32-
S2HSHCO3HSO3-
常见的、典型的双水解反应：
盐类的水解
一、盐类的水解：
1．盐类水解的本质
盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－生成
【高中化学】盐类水解
【高中化学】盐类水解1．概念：盐类水解（如f-+h2ohf+oh-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（h2oh++oh-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（hff-+h+）。
也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
2.水解规律：水解只发生在弱时，水解发生在不弱时，水解发生在弱时。
水解作用越弱，性格越强。
（1）多元弱酸盐分步水解，如co32-+h2ohco3-+oh-，hco3-+h2oh2co3+oh-。
（2）通常，弱酸根或弱碱阳离子的水解度很小。
例如，AC离子在0.1mol/lnaac溶液中的水解百分比小于1%。
（3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/lna2co3和0.1mol/lnaac混合溶液中co32-、ac-的水解程度都要比0.1mol/lna2co3溶液，0.1mol/lnaac溶液中co32-、ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/lnh4cl和0.1mol/lnaac混合溶液中nh4+、ac-的水解程度都要比0.1mol/lnh4cl溶液，0.1mol/lnaac溶液中nh4+、ac-的水解程度大。
水解和电离平衡（1）弱酸的酸式盐溶液，如：nahso3、nah2po4、nahs、nahco3、na2hpo4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。
（2）弱酸（碱）和弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如：；对于HAc和NaAc的混合溶液，以及nh3h2o和NH4Cl的混合溶液，弱酸（碱）的电离比相同浓度下相应盐的电离强。
4．电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子携带的正电荷数等于所有阴离子携带的负电荷数。
例如，在NaHCO3溶液中：n（Na+）+n（H+）=n（HCO3-）+2n（CO32-）+n（OH-）（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
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 02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cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;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cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;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①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、③>④>①>②解析①KNO3为强酸强碱盐,在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用,使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促进,使水解程度加大从而使水的电离程度加大;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-3.不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等;如NaHCO3溶液中：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋OH-物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的;如NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的物质的量应相等;例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
盐类的水解高考知识点
盐类的水解高考知识点盐类的水解是高考化学考试中的一个重要知识点，也是化学反应中常见的一种反应类型。
在盐类溶液中水解产生的氢离子或氢氧根离子，会影响溶液的酸碱性质。
下面将介绍盐类的水解及其相关的知识点。
一、酸性盐的水解酸性盐是指含有酸性阳离子的盐，如NH4Cl。
当酸性盐溶解在水中时，酸性阳离子会与水发生水解反应生成较强的酸性物质。
以NH4Cl为例，NH4+离子与水分子发生反应生成NH4OH和HCl。
NH4OH是一种弱碱，而HCl是一种强酸。
因此，NH4Cl溶液呈酸性。
二、碱性盐的水解碱性盐是指含有碱性阳离子的盐，如Na2CO3。
碱性阳离子在水中与水分子发生水解反应生成碱性物质。
以Na2CO3为例，CO32-离子与水分子反应生成OH-离子和碳酸根离子（HCO3-）。
OH-离子是一种强碱，而HCO3-是一种弱碱。
因此，Na2CO3溶液呈碱性。
三、中性盐的水解中性盐是指既不含有酸性阳离子也不含有碱性阳离子的盐，如NaCl。
这类盐溶解在水中，不会引起酸碱性质的变化，所以NaCl 溶液是中性的。
然而，需要注意的是，某些中性盐在特定条件下也会发生水解反应。
例如，AlCl3是一种中性盐，但在水中会发生水解反应生成Al(OH)3和HCl。
水解反应的产物和离子浓度决定了溶液的酸碱性质。
四、盐类的水解常数盐类的水解反应可以用水解常数（Kw）来定量描述。
水解常数是水解反应的平衡常数，它表示水解反应的强弱程度。
对于一般的盐类水解反应，水解常数表达式可以写为：Kw = [H+][OH-]其中[H+]是氢离子的浓度，[OH-]是氢氧根离子的浓度。
当水解常数大于1时，水解反应偏向生成[H+]，溶液呈酸性；当水解常数小于1时，水解反应偏向生成[OH-]，溶液呈碱性；当水解常数等于1时，溶液呈中性。
实际上，由于酸性盐和碱性盐的水解反应会相互影响，导致水解常数不仅与盐的性质有关，还与溶液中其他物质的浓度有关。
因此，水解常数的计算需要考虑到多种因素。
盐类水解高考知识点
盐类水解高考知识点盐类水解是高考化学中的一个重要知识点，涉及到盐类在水中的溶解和水解反应。
下面将详细介绍盐类水解的相关知识。
一、盐类的溶解盐类是由正离子和负离子组成的化合物，可以在水中溶解。
当盐溶解时，离子会与水分子发生作用，形成水合离子。
这种过程被称为盐的溶解，也可以看作是盐的离解。
二、盐类的水解1. 盐的水解当某些盐溶解在水中时，水分子会与盐中的离子发生反应，形成新的物质。
这种反应被称为盐的水解。
2. 强酸盐的水解强酸盐是指酸性离子与金属离子组成的盐，如硫酸铵（NH4HSO4）。
当强酸盐溶解在水中时，酸性离子会与水分子反应，生成酸性溶液中的H+离子。
3. 强碱盐的水解强碱盐是指碱性离子与金属离子组成的盐，如氢氧化钠（NaOH）。
当强碱盐溶解在水中时，碱性离子会与水分子反应，生成碱性溶液中的OH-离子。
4. 中性盐的水解中性盐是指酸性离子与碱性离子组成的盐，如氯化钾（KCl）。
当中性盐溶解在水中时，其离子不与水分子反应。
三、盐类水解的影响因素1. 键能力离子的键能力越强，盐的水解程度越小。
如果某个离子的键能力很强，离子在溶液中很难与水分子反应，导致水解程度较低。
2. 离子电荷离子电荷的绝对值越大，盐的水解程度越大。
电荷绝对值大的离子会与水分子形成更强的电荷作用力，使得水解反应更容易发生。
3. 溶液浓度溶液浓度越高，盐的水解程度越大。
在浓溶液中，离子相互之间的碰撞频率增大，从而加快了水解反应的进行。
四、盐类水解的应用盐类水解在生活和工业中有着广泛的应用。
例如，氢氧化钠的水解反应可以用于制取氢氧化铝；氯化铵的水解反应可用于制取氨气等。
总结：盐类水解是化学中的一个重要知识点，涉及到盐的溶解和水解反应。
不同类型的盐在水中的水解程度会受到离子键能力、离子电荷和溶液浓度等因素的影响。
盐类水解的应用也广泛存在于我们的生活和工业中。
注意事项：以上内容为一篇关于盐类水解的1000字文章，介绍了盐类溶解和水解的相关知识，以及影响因素和应用。
2025届高考化学复习第51讲盐类的水解
第51讲盐类的水解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(K h)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。
【易错诊断】判断正误，错误的说明理由。
1．同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比，前者pH大；同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比，后者pH小：_。
2．常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液中水的电离程度相同：_。
3．酸式盐溶液一定呈酸性：_。
4．某盐溶液呈中性，则该盐一定是强酸、强碱盐：_。
【教考衔接】典例1[2022·浙江1月，1]水溶液呈酸性的盐是()A．NH4ClB．BaCl2C．H2SO4D．Ca(OH)2听课笔记【师说·延伸】导致水溶液呈酸性的溶质．．有：酸、水解显酸性的正盐、酸式盐。
典例2[2021·广东卷，8]鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl 表示)。
高三化学总复习课时3 盐类的水解
课时3 盐类的水解考点一 盐类的水解及其规律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―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子―→结合H ＋弱碱的阳离子―→结合OH －―→ 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、酸性或中性。
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，是吸热过程| 微弱→水解反应程度很微弱4．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＋、Cu 2＋ 酸性 pH<7弱酸强碱盐 CH 3COONa 、Na 2CO 3 是 CH 3COO －、CO 32－ 碱性 pH>75.表示方法——水解的离子方程式(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
如Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋；NH 4＋＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
如Na 2CO 3水解反应的离子方程式为CO 32－＋H 2O HCO 3－＋OH －、HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl 3溶液中：Fe 3＋＋3H 2O Fe(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↑。
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C
(2007年理综北京卷)
• 有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、 • ③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol/L，下列说法正确的是( ) • (A)三种溶液pH的大小顺序是③＞②＞① • (B)若将三种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的 是② • (C)若分别加入25 mL 0.1mol/L盐酸后，pH最大 的是① • (D)若三种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的 大小顺序是③＞①＞②
• （08年高考上海卷）某酸性溶液中只有Na＋、 CH3COO－、H＋、OH－四种离子。则下列描述 正确的是( ) A
A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶 液等体积混合而成
B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和 CH3COOH溶液混合而成 C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为c(CH3COO－) ＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
pH等于7 即 C(H+)＝(OH－) • （全国理综)常温下，将甲酸和氢氧化 钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶 液中( C )。 • A．c(HCOO-)＞c(Na+) • B．c(HCOO-)＜c(Na+) • C．c(HCOO-)＝c(Na+) • D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系
电解质溶 电 解 质 溶 液 液中粒子 中 某 一 组 分 电离出的 的 原 始 浓 度 氢离子总 (起始浓度)应 数等于粒 等 于 该 组 分 子接受的 在 溶 液 中 各 氢离子总 种 存 在 形 式 数加游离 的 浓 度 之 和 。 的氢离子 数。
“离子浓度大小比较”试题归类解析：
1、溶质单一型
反应过量
• 例题（全国）将 pH=3 的盐酸溶液和 pH=11 的氨水等体积混合后，溶液中 离子浓度关系正确的是： B A.c( NH 4 c(Cl ) c( H ) c(OH )
B.c( NH 4 ) c(Cl ) c(OH ) c( H ) C .c(Cl ) c( NH 4 ) c( H ) c(OH ) D.c(Cl ) c( NH 4 ) c(OH ) c( H )
• 例题1. (全国高考题)在0.1mol· L-1 Na2CO3 溶液中，下列关系正确的是( C ) A．c(Na+)＝2c(CO32-) B．c(OH-)＝2c(H+) C．c(HCO3-)＞c(H2CO3) D．c(Na+)＜c(CO32-)+c(HCO3-)
三种守恒关系
①电荷守恒 c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2 c(CO32-)＋c(OH-)。
（2007天津 ）草酸是二元中强酸，草酸氢钠 溶液显酸性。常温下，向10 mL 0.01 mol／L NaHC2O4溶液中滴加0.01 mol／L NaOH溶液， 随着NaOH溶液体积的增加，溶液中离子浓度关 系正确的是( D ) A．V(NaOH)= 0时，c（W）= 1 × 10-2 mol／L B．V(NaOH)<10 mL时，不可能存在 c(Na＋)= 2 c(C2O42-)+ c( HC2O4-) C． V(NaOH)=10 mL时，c(W)=1×10-7mol／L D． V(NaOH)>10 mL时，c(Na＋)> c(C2O42-)>c( HC2O4-)
• 解析：
• A中，生成Na2CO3溶液，CO32-会发生水解，生成 HCO3-，所以A错； • 电荷守恒 ：C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32)+C(OH-) • 物料守恒：C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) • 两式相减得 ：C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-） +C(OH-) 所以B错误。 • C中，生成NaAc，Ac-水解呈碱性，故C正确；相同 PH，相同体积的HCl和HAc，因为HAc为弱酸，所以 HAc的物质的量浓度大，HAc所消耗的NaOH的物质 的量多，D错。
• A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的 NaOH，溶液中的阴离子只有CO和OH• B．NaHCO3溶液中：e(H+)+e(H2CO3)=c(OH-) • C．10 mL0.10 mol· L-1CH3COOH溶液加入等 物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大 到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c （OH-）＞c(H+) • D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和 CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同
• （08年高考江苏卷）下列溶液中有关物质的量浓度关系 正确的是（ AC ） • • A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合： • c(H+) + c(M+) == c(OH-) + c(A-) • B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液： • c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3) • C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等 体积混合： • c(CH3COO-) +2c(OH-) == 2c(H+) + c(CH3COOH) • D．0.1mol· L-1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)＞c(H+) ＞c(H2A)＞c(A2-)
混合型溶液
恰好中和
• 例题（上海）在10ml 0.1mol· L-1NaOH溶 液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应 后溶液中各微粒的浓度关系错误的是 ( A )。 A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+) C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)
• 2 、在氯化铵溶液中，下列关系式正确 的是 A A ． C(Cl-) ＞ C(NH4+) ＞ C(H+) ＞ C(OH-) B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) C ． C(Cl-) ＝ C(NH4+) ＞ C(H+) ＝ C(OH-) D．C(NH4+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)
②物料守恒：
①
c(Na+) =2n(C) ＝ 0.2mol/L 2[c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)]= c(Na+) ② ③质子守恒 ①-②得 质子守恒也可由电荷守恒与物料守恒处理而得。
c(OH-)＝ c(H+) ＋ c(HCO3-)＋2 c(H2CO3)
练
习
• 1 、在 0.1 mol/l 的 NH3· H2O 溶液中，下列 关系正确的是 A A ． C(NH3· H2O) ＞ C(OH-) ＞ C(NH4+) ＞ C(H+) B．C(NH4+)＞C(NH3· H2O)＞C(OH-)＞C(H+) C ． C(NH3· H2O) ＞ C(NH4+) ＝ C(OH-) ＞ C(H+) D．C(NH3· H2O)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)
｛｛混 合 溶源自液｛过量 根据过量程度考虑电离或水解
不 过 量
｛
生成酸或碱------考虑电离 生成盐------考虑水解
、 灵 活 运 用 三 种 守 恒
电荷守恒
粒子浓度的 守恒关系
物料守恒
2
质子守恒
电解质溶液中， 不论存在多少 种离子，溶液 总是呈电中性， 即阳离子所带 正电荷总数一 定等于阴离子 所带负电荷总 数。
(D) 向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的 pH ＝ 5 的混合溶液：c(Na＋)＝c(NO3－)
(07 年 四 川 卷 ) 在 25 ℃ 时 ， 将 pH = 11 的 NaOH溶液与pH = 3的CH3COOH溶液等体 积混合后，下列关系式中正确的是( D ) (A) c(Na＋) = c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) (B) c(H＋) = c(CH3COO－)＋c(OH－) (C) c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) (D) c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D．加入适量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、 c(NH4＋)之和
• 解析：
• 此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与 CH3COOH恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C中当加入 NaOH后溶液仍然呈酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，不成立，当恰好 完全反应，溶液呈碱性，则c(Na＋)＞C(CH3COO－)，当碱过量时， 必定c(Na＋)＞C(CH3COO－)，所以在任何情况下溶液的离子关系 都不能成立；选项D中加入氨水，由电荷守恒得：c(CH3COO－) ＋c(OH－)=c(Na＋)＋c(NH4＋)＋c(H＋)，当溶液仍呈酸性即c(OH－) ＜c(H＋)，则c(CH3COO－)＞c(NH4＋)＋c(Na＋)；当溶液呈中性时， c(H＋)＝c(OH－)，则c(CH3COO－)＝c(NH4＋)＋c(Na＋)；当溶液 呈碱性时，c(H＋)＜c(OH－)，则c(CH3COO－)＜c(NH4＋)＋c(Na ＋)，所以c(CH COO－)一不定大于c(Na＋)、c(NH ＋)之和。 3 4
解题小结 理清电离与水解， 分清主次很关键； 遇到等式想守恒， 活用守恒更简便。
pH 室温下,向25ml0.1mol/L NaOH溶液中逐滴加0.2mol/L A 13· CH3COOH溶液,混合 溶液的pH随着加入醋酸体积 B 的变化曲线如右图所示,若忽 7 · C D · 略两溶液混合时的体积变化, · 下列有关粒子浓度关系比较错误的 a 0 25 V(醋酸)/ml 是( ) A.在AB间任一点，溶液中一定都有 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) B.在B点:a>12.5,且有c(Na＋) ＝ c(CH3COO－) >c(H＋) ＝c(OH－) C.在C点c(Na＋)>c(CH3COO－) >c(H＋) >c(OH－) D.在D点c(CH3COO－) +c(CH3COOH) ＝0.1mol/L