盐类水解详细知识点
【２0１5高考预测】
１.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。
2．溶液ｐH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具（图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。
3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。
【难点突破】
难点一、强、弱电解质的判断方法
1.电离方面:不能全部电离，存在电离平衡,如
(1)0.1mol·L－１CH3ＣOOH溶液ｐH约为3;
(2）0.1mol CH3CＯOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；
(3)相同条件下,把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中,前者反应速率比后者快;
(4）醋酸溶液中滴入石蕊试液变红,再加CH３COONＨ4,颜色变浅；
(５)ｐH=1的CH3COOH与ｐH＝13的NａOＨ等体积混合溶液呈酸性等。
2.水解方面
根据电解质越弱,对应离子水解能力越强
(1)CH3COONa水溶液的pＨ>7;
(２)0．1 moｌ·L－1ＣＨ3ＣＯONa溶液pＨ比0．1mol·L－1 NaＣl溶液大。
3.稀释方面
如图:a、ｂ分别为pＨ相等的NａOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别为pＨ相等的盐酸和醋酸稀释曲线。
请体会图中的两层含义:
(1)加水稀释相同倍数后的pＨ大小：氨水>NaOＨ溶液，盐酸>醋酸。若稀释１0ｎ倍,
盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位,而氨水与醋酸溶液pH变化不到,n个单位。
(2)稀释后的ｐH仍然相等，则加水量的大小:氨水NaOH溶液,醋酸>盐酸。
4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将醋酸加入碳酸钠溶液中,有气泡产生。说明酸性：CH3COOH＞Ｈ2CO3。
5.利用元素周期律进行判断,如非金属性Cｌ＞Ｓ>Ｐ>Si，则酸性HClＯ4>H2SO4>Ｈ3ＰO4＞H２SiO3（最高价氧化物对应水化物)；金属性：Nａ＞Mg>Ａl，则碱性：NａＯH>Ｍg(OH)2>Al(OH)3。
【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时,只要说明该物质是不完全电离的,即存在电离平衡，既有离子,又有分子，就可说明为弱电解质。
难点二、水的电离
１.水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡:水是极弱的电解质,能发生自电离：
H2O2+H２O2H3O+＋HO2-简写为H2ＯＨ＋+ＯH-（正反应为吸热反应)
其电离平衡常数：Kａ＝
O] [H
]
][OH [H
2
-
⑵水的离子积常数：Kw=[Ｈ+][ＯＨ-]
２50C 时Kｗ=１.０×10-１４mol２·L-２，水的离子积与温度有关，温度升高Ｋw增大。如１000C时Kｗ=1.０×10-12 mｏl２·L-2．
⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kｗ。
2. 影响水的电离平衡的因素
⑴酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或ＯH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OＨ-]同时同等程度的增加,pH变小,但［H+]与[OH-]始终相等,故仍呈中性。
⑶能水解的盐:不管水解后溶液呈什么性,均促进水的电离,使水的电离程度增大。
⑷其它因素：如向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用，使[ H+]减少,因而促进了水的电离平衡正向移动。
3.溶液的酸碱性和pH的关系
⑴ pH的计算:pH=－ｌg[Ｈ＋]
⑵酸碱性和pH的关系:
在室温下,中性溶液：[H +］=［O Ｈ-]＝１.0×１0-7 ｍol· L -1, pH =７ 酸性溶液: ［H ＋
］＞［OH －
] , [H +］>1.0×10－
7 mol·L -1, p Ｈ <７ 碱性溶液： ［H ＋
]＜［ＯH －
] , [Ｈ+]＜１.0×10-7 mo ｌ·L -1, ｐH >7 ⑶pH 的测定方法:
①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH 范围 ②pH 试纸：精略地测定溶液酸碱性强弱 ③pH 计： 精确地测定溶液酸碱性强弱 4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液ｐH 计算: ①酸混合：直接算 ［ H ＋
],再求pH 。
②碱混合：先算[ ＯH -]后转化为[ H ＋
]，再求p Ｈ 。
③酸碱混合:要先看谁过量，若酸过量，求 ［H ＋
]，再求pH ；若碱过量，先求[ OH -]，再转化为[ H +],最后求pH 。
[H ＋
]混 =
碱
酸碱
碱酸酸－V V ++V ][OH V ][H -
[ＯＨ－
]混 = 碱
酸酸
酸碱碱V V +-+V ][H V ][OH -
难点三、盐类水解 盐类水解的规律
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。 由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。
（1)
盐的类型 是否水解
溶液的p Ｈ
强酸弱碱盐 水解 p Ｈ<7 强碱弱酸盐 水解 pH>7 强酸强碱盐
不水解
ｐH=7
（２)组成盐的弱碱阳离子(M ＋
)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（A -)能水解显碱性。 Ｍ＋
＋H 2O
MOH+H ＋
显酸性
A-+H2ＯHA＋OH-显碱性
(3）盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,溶液碱性(或酸性）越强。
盐类水解离子方程式的书写
1.注意事项
（１）一般要写可逆“”,只有彻底水解才用“===”。
(２)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。
(3)气体物质不写气体符号“↑”。
2.书写方法
(1)弱酸强碱盐
①一元弱酸强碱盐水解
弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。
例如：ＣＨ3CＯONa＋H2O CH３ＣＯOH+NaOＨ
离子方程式:
CH3CＯO-＋H２O CH3COOＨ+OH-
②多元弱酸根阴离子分步水解
由于多元弱酸的电离是分多步进行的,所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的,阴离子带几个电荷就要水解几步。第一步水解最易,第二步较难,第三步水解更难。
例如:Ｎａ2ＣO３＋Ｈ２O NaHCＯ３＋NaOＨ
NaHＣＯ3+H２ＯＨ2ＣO3+NａOH
离子方程式:
ＣO错误!＋H2O HCO错误!＋OH－
ＨCO错误!+Ｈ２O H２CO３+OＨ－
③多元弱酸的酸式强碱盐水解
例如：NaHCO3+Ｈ２ＯH２CO3＋ＮａOH
离子方程式：
HＣO错误!+Ｈ２OＨ２CO3＋OＨ－
(2)强酸弱碱盐
①一元弱碱
弱碱阳离子参与水解,生成弱碱。
②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。
例如：ＡlCl３+3H2OＡｌ（OH)3+３HCｌ
离子方程式：
Ａl3＋+3H2O Aｌ(OH)3＋3H+
(3)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。可用“=＝=”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。
例如：将Al2(SＯ4)3溶液和NaHCＯ3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体,离子方程式为:
Al3＋＋3HＣO错误!＝=＝Al(OＨ)３↓+3CO2↑
能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。常见的离子间发生双水解的有：Fe3+与ＣO错误!、HＣＯ错误!等,Al3＋与AlO错误!、CO错误!、HCO错误!、Ｓ2－、HS-等。
影响盐类水解的因素
1.内因：盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱),水解程度就越大。
2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
（1)温度：盐的水解是吸热反应,因此升高温度水解程度增大。
(2）浓度：盐的浓度越小,水解程度越大。
(3)外加酸、碱或盐:外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。
归纳总结:上述有关因素对水解平衡的影响结果，可以具体总结成下表(以CH3ＣOO－+H ２O CH3COOH+ＯＨ
－为例):
改变条件c(ＣH３ＣＯ
O-）
c(CH3ＣOOH) c(OH-) c(H＋）pＨ
水解
程度
加水减小减小减小增大减小增大加热减小增大增大减小增大增大加NaOＨ
（s）
增大减小增大减小增大减小加ＨＣｌ
(g)
减小增大减小增大减小增大
加CＨ3CO
增大增大增大减小增大减小
ＯNa (s)
加NＨ４Cｌ
减小增大减小增大减小增大（s)
盐类水解的应用
1．化肥的合理使用，有时要考虑盐类的水解
例如,铵态氮肥与草木灰不能混合使用，因草木灰的主要成分Ｋ2CO３水解呈碱性:ＣO 错误!+Ｈ2O HＣO错误!+OH-,铵态氮肥中ＮH错误!遇ＯH-逸出NＨ3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低。
２.用热碱去污
如用热的Ｎa2CO3溶液去污能力较强，盐类的水解是吸热反应,升高温度，有利于Na２CO3水解，使其溶液显碱性。
3.配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解。
(1)配制强酸弱碱盐溶液时，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,如配制ＦｅＣl３、SnCl２溶液时常将它们溶于较浓的盐酸中,然后再用水稀释到相应的浓度，以抑制它们的水解，配制Fe2（ＳO4）3溶液时,滴几滴稀硫酸。
(２)配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱,可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、ＮaHS溶液时滴几滴NａOＨ溶液。
4.物质制取如制取Al2Ｓ3，不能用湿法，若用Ｎa２Ｓ溶液和AｌCl3溶液,两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Ａｌ2S3。制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：２A ｌ+3S错误!Al2S3。
５．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解，如Na２ＣO３、NaHCO3溶液因ＣＯ错误!、HＣO错误!水解使溶液呈碱性,OH－与玻璃中的SiＯ２反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结,因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存,必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应,这两种盐相遇时,要考虑它们水解时的相互促进,如泡沫灭火器的原理：将硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2(SO4)3＋６NａHCO3===３Nａ2SO4＋2Ａl(ＯH)3↓+6CO2↑，产生大量CＯ2来灭火。
7．用盐（铁盐、铝盐）作净水剂时需考虑盐类水解。例如，明矾KAl(SO4)2·1２H2O 净水原理:Ａl３＋+3H2O Al(ＯH）3(胶体)＋3H＋,Aｌ(OH)3胶体表面积大，吸附能力强,能
吸附水中悬浮的杂质生成沉淀而起到净水作用。
８．Mg、Zｎ等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cｌ、ＡlCｌ３、FeCl３等)溶液中,产
生Ｈ２。例如:将镁条投入NH4Cl溶液中,有H２、NＨ３产生,有关离子方程式为:NH错误!+Ｈ
O NH3·H２O＋Ｈ＋,Mg+2H+===Ｍｇ2＋＋H２↑。
2
９．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物）。如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备,如制TiＯ2:
TｉCl４＋(ｘ＋2）H2O(过量)ＴiO2·x H2O＋4HCl
TiＯ2·x H2O焙烧,ＴiＯ２+x H2O
【方法技巧】离子浓度大小比较规律
1.大小比较方法
(1)考虑水解因素：如Na2ＣＯ3溶液中
CO错误!＋H2O CＯ错误!＋OH-ＨＣＯ错误!＋H2O H２CO3+OH-,所以c（Na＋)＞c(ＣO错误!)＞c（OH-）>c（HCO错误!)
（２)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的影响程度。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①ＮH4Cl②CH3COONH4③NＨ4HSＯ4溶液中，c（NH+４)由大到小的顺序是③>①>②。
(３)多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如:Ｈ2Ｓ溶液：c(Ｈ+)＞c(HS-)>c(S２－)＞c(OH-)
Na２ＣO3溶液:c(Ｎa+)＞c(ＣO错误!)>ｃ（OH－）>ｃ(HＣO错误!)>ｃ(H＋)。
(４)混合溶液
混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应后再比较,同时要注意混合后溶液体积的变化,一般情况下,混合液的体积等于各溶液体积之和。高考试题中在比较离子浓度的大小时,常常涉及以下两组混合溶液:
①NH4Ｃl～NH3·H2O(1∶1）；②CH3ＣOOH～CH3COONa(1∶1）。一般均按电离程度大于水解程度考虑。
如:NH4Cl和NH3·H2Ｏ(等浓度)的混合溶液中,ｃ(NＨ错误!)＞c（Cl-）>c（ＯH-)>c(Ｈ＋），CH3COＯH和CＨ３CＯONa(等浓度)的混合溶液中,c(ＣH３COO-)>ｃ（Ｎａ＋)>c(Ｈ+）>ｃ(OH-）。
2．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系