(完整版)盐类的水解知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。
水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。
1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。
示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。
示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。
溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。
二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。
这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。
1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。
在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。
它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。
示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。
它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。
示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。
同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。
三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。
2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。
3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。
高二年级化学盐类的水解知识点
学年高二年级化学盐类的水解知识点化学是一门历史悠久而又富有活力的学科，以下是为大家整理的高二年级化学盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。
(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 =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*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最大,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.】【第二种情况】：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 H3PO4HCOOHC6H5-COOHCH3COOHH2CO3H2S亚硫酸磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氢硫酸HClOC6H5-OHHAlO2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 最后，希望小编整理的高二年级化学盐类的水解知识点对您有所帮助，祝同学们学习进步。
化学高二盐类的水解知识点
化学高二盐类的水解知识点化学高二——盐类的水解知识点盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中，它们会发生水解反应，产生有机物或无机物，从而影响水溶液的酸碱性质和离子浓度。
本文将介绍高二化学中盐类的水解知识点。
一、盐类的水解原理盐类的水解是指盐在水溶液中分解成酸和碱或酸碱盐的反应过程。
这一过程是由于盐中的阳离子或阴离子与水分子发生化学反应，生成酸或碱。
二、盐类水解的类型根据水解反应的性质，盐类水解可以分为以下几种类型:1. 酸性盐的水解当盐中的阳离子是一价强酸的酸根离子时，它会与水发生反应生成强酸。
例如，氯化氢(HCl)与氢氧化钠(NaOH)反应生成氯化钠(NaCl)和水(H2O)。
2. 碱性盐的水解当盐中的阴离子是一价强碱的碱根离子时，它会与水发生反应生成强碱。
例如，氢氯酸(HCl)与氢氧化铝(Al(OH)3)反应生成氯化铝(AlCl3)和水(H2O)。
3. 盐的中性水解当盐中的阳离子和阴离子都是弱酸或弱碱的盐根离子时，它们会相互水解，生成酸和碱。
例如，硫酸铵(NH4HSO4)会水解成氨(NH3)和硫酸(H2SO4)。
4. 盐的酸碱中性水解当盐中的阳离子是一价强酸的酸根离子，阴离子是一价强碱的碱根离子时，它们会相互水解，生成强酸和强碱。
例如，氯化铵(NH4Cl)会水解成氢氯酸(HCl)和氨(NH3)。
三、盐类水解的影响因素盐类的水解受以下因素的影响:1. 温度温度的升高或降低可以改变水解反应的速率和平衡位置。
通常情况下，水解反应在较高温度下进行得更完全。
2. 盐的浓度盐的浓度越高，水解反应进行得越完全。
3. 盐类的性质不同的盐类具有不同的水解特性，某些盐类更容易发生水解反应。
四、盐类水解的应用盐类的水解过程在生活和工业中有重要的应用。
以下是一些例子:1. 食盐的水解在烹饪食物时，加入食盐(NaCl)可以调味。
当食盐溶解在水中时，它会部分水解成氯化钠和氢氧化钠，起到增加食物的咸味和改善口感的作用。
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。
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。
盐类的水解知识点总结
水解中和盐类的水解1．复习重点1．盐类的水解原理及其应用2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦（一）盐的水解实质H2O H+—当盐AB A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43—pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（三）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移，α↑促进水解，h↑增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑注：α—电离程度 h—水解程度思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？（五）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。
化学盐类水解、电离知识点总结(可编辑修改word版)
： 一、盐类的水解反应1. 定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2. 实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中 c(H + )和 c(OH) -不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3. 特征(1) 一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2) 盐类水解是中和反应的逆过程，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3) 大多数水解反应进行的程度都很小。
(4) 多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1) 用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱如 AlCl3 的水解： AlCl 3 +3H 20 ⇌Al 3+ + 3Cl -(2) 用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH －(或 H ＋)如 AlCl3 的水解：Al 3+ + 3H 2O ⇌Al(OH)3 + 3H +二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因(1) 温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
+可抑制弱碱阳离子水解，OH - 能抑制弱酸阳离子水解。
(3)外加酸碱：H（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）三、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol·L－1 的Na2CO3 和NaHCO3 溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol·L－1 的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3 溶液的pH 大小：③＜①＜②。
盐类的水解知识点总结
水解中和鹽類の水解1．複習重點1．鹽類の水解原理及其應用2．溶液中微粒間の相互關系及守恒原理2．難點聚焦（一）鹽の水解實質H2O H+—n當鹽AB能電離出弱酸陰離子（B n—）或弱堿陽離子（A n+），即可與水電離出のH+或OH—結合成電解質分子，從而促進水進一步電離.與中和反應の關系：鹽+水酸+堿（兩者至少有一為弱）由此可知，鹽の水解為中和反應の逆反應，但一般認為中和反應程度大，大多認為是完全以應，但鹽類の水解程度小得多，故為萬逆反應，真正發生水解の離子僅占極小比例。
（二）水解規律簡述為：有弱才水解，無弱不水解越弱越水解，弱弱都水解誰強顯誰性，等強顯中性具體為： 1．正鹽溶液①強酸弱堿鹽呈酸性②強堿弱酸鹽呈堿性③強酸強堿鹽呈中性④弱酸堿鹽不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F堿性中性酸性取決於弱酸弱堿相對強弱2．酸式鹽①若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）②若既有電離又有水解，取決於兩者相對大小電離程度＞水解程度，呈酸性電離程度＜水解程度，呈堿性強堿弱酸式鹽の電離和水解：如H3PO4及其三種陰離子隨溶液pH變化可相互轉化：pH值增大H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43—pH減小③常見酸式鹽溶液の酸堿性堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（很特殊，電離大於水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（三）影響水解の因素內因：鹽の本性.外因：濃度、濕度、溶液堿性の變化（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.（2）濃度不變，濕度越高，水解程度越大.（3）改變溶液のpH值，可抑制或促進水解。
（四）比較外因對弱電解質電離和鹽水解の影響.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q溫度（T）T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移，α↑促進水解，h↑增大[H+] 抑制電離，α↑促進水解，h↑增大[OH—]促進電離，α↑抑制水解，h↑增大[A—] 抑制電離，α↑水解程度，h↑注：α—電離程度 h—水解程度思考：①弱酸の電離和弱酸根離子の水解互為可逆嗎？②在CH3COOH和CH3COONO2の溶液中分別加入少量冰醋酸，對CH3COOH電離程度和CH3COO—水解程度各有何影響？（五）鹽類水解原理の應用考點 1．判斷或解釋鹽溶液の酸堿性例如：①正鹽KX、KY、KZの溶液物質の量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZの酸性強弱の順序是________________②相同條件下，測得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三種溶液のpH值相同。
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(完整版)盐类的水解知识点总结水解中和盐类的水解1．复习重点1．盐类的水解原理及其应用2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦（一）盐的水解实质H2O H+—n当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但普通以为中和反应程度大，大多以为是彻底以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱别水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐别一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱2．酸式盐①若惟独电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43—pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（非常特别，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（三）妨碍水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度别变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度别变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的妨碍.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移，α↑促进水解，h↑增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑注：α—电离程度 h—水解程度考虑：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分不加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何妨碍？（五）盐类水解原理的应用考点 1．推断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分不为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。
那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.因为电离程度CH3COOH＞HAlO2因此水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，惟独浓度②＞①＞③2．分析盐溶液中微粒种类.例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系别同.考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[别水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：aCH3COONa. bNH4Cla.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+]b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[OH—]②当盐中阴、阳离子别等价时。
要思考是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步S2—+H2O HS—+OH—（要紧）HS—+H2O H2S+OH—（次要）各种离子浓度大小顺序为：[Na+]＞[S2—] ＞[OH—] ＞[HS—] ＞[H+]（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.①若酸与碱恰好彻底以应，则相当于一种盐溶液.②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则普通弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.考点3．溶液中各种微粒浓度之间的关系以Na2S水溶液为例来研究（1）写出溶液中的各种微粒阳离子：Na+、H+阴离子：S2—、HS—、OH—（2）利用守恒原理列出相关方程.10电荷守恒：[Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]20物料守恒：Na2S=2Na++S2—若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。
[S2—]、[HS—]，依照S原子守恒及Na+的关系可得. [Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]30质子守恒H2O H++OH—由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，依照H+（质子）守恒，可得方程：[OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S] 想一想：若将Na2S改为NaHS溶液，三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同？为啥？提示：由于两种溶液中微粒种类相同，因此阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。
但物料守恒方程别同，这与其盐的组成有关，若NaHS只思考盐本身的电离而别思考HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS 加热至干—]，但别思考是别合理的。
正确的关系为[Na +]=[HS —]+[S 2—]+[H 2S]小结：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）中数目别变。
（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最终溶液中[H +]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）练一练！写出0.1mol/L Na 2CO 3溶液中微粒向后三天守恒关系式。
参考答案：①[Na +]+[H +]=[OH —]+[HCO 3—]+2[CO 32—] ②[HCO 3—]+[CO 32—]+[H 2CO 3]=0.1 ③[OH —]=[H +]+[HCO 3—]+2[H 2CO 3]考点4．推断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。
例1．AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+HCl △H ＞0（吸热）①升温，平衡右移②升温，促成HCl 挥发，使水解彻底AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+3HCl ↑↓灼烧 Al 2O 3例2．Al 2(SO 4)3+6H 2O 2Al(OH)3+3H 2SO 4 △H ＞0（吸热）①升温，平衡右移②H 2SO 4难挥发，随C(H 2SO 4)增大，将抑制水解综合①②结果，最终得到Al 2SO 4从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定. 结论：①弱碱易挥发性酸盐 ??→?蒸干氢氧化物固体（除铵盐）② 弱碱难挥发性酸盐??→?蒸干同溶质固体考点5．某些盐溶液的配制、保存在配制FeCl 3、AlCl 3、CuCl 2、SnCl 2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.Na 2SiO 3、Na 2CO 3、NH 4F 等别能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na 2SiO 3、Na 2CO 3水解呈碱性，产生较多OH —，NH 4F 水解产生HF ，OH —、HF 均能腐蚀玻璃.△考点6．某些离子间因发生又水解而在溶液中别大量共存，如①Al 3+与S 2—、HS —、CO 32—、HCO 3—、AlO 2，SiO 32—、ClO —、C 6H 5O —等别共存②Fe 3与CO 32—、HCO 3—、AlO 2—、ClO —等别共存③NH 4+与ClO —、SiO 32—、AlO 2—等别共存想一想：Al 2S 3为何只能用干法制取？（2Al+2S Al 2S 3）小结：能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多，H +，另一方产生较多OH —，两者相互促进，使水解举行到底。
例如：—+ 3H +促进水解举行到底总方程式： 3H 2O 3HCO 3—+Al 3+===Al(OH)3↓+3CO 2↑考点7．泡沫灭火器内反应原理.NaHCO 3和Al 2(SO 4)3混合可发生双水解反应： 2HCO 3—+Al 3+==Al(OH 3)↓+3CO 2↑生成的CO 2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫考点8．制备胶体或解释某些盐有净水作用FeCl 3、Kal 2(SO 4)2·12H 2O 等可作净水剂.缘故：Fe 3+、Al 3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉落，从而起到净水的作用. 3．例题精说例1浓度为0.1mol/L 的8种溶液：①HNO 3 ②H 2SO 4③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH 3COONa ⑦KCl ⑧NH 4Cl 溶液pH 值由小到大的顺序是（填写编号）____________.例2 (2001广东)若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其缘故也许 A ．生成一种强酸弱碱盐 B ．弱酸溶液和强碱溶液 C ．弱酸与弱碱溶液反应 D ．一元强酸溶液与一元强碱溶液反应例3 (2001广东)下列反应的离子方程式正确的是A ．硫酸铝溶液和小苏打溶液反应 Al 3++3HCO 3－==3CO 2↑+Al(OH)3↓B ．向Ca(ClO)2溶液中通入二氧化硫 Ca 2++2ClO －+ SO 2+ H 2O == CaSO 3 +2HClOC ．硫化亚铁中加入盐酸 S 2－+2H +==H 2S↑D ．钠和冷水反应Na+2H 2O==Na ++H 2↑+2OH－例4．明矾溶于水所得溶液中离子浓度关系正确的是（）A．[SO42—]=[K+]=[Al3+]＞[H+]＞[OH—]B．[SO42—]＞2[K+]＞[Al3+]＞[OH—] ＞[H+]C． [SO42—]＞2[K+]＞[Al3+]＞[H+]＞ [OH—]D．[SO42—]+[OH—]=[K+]+[Al3+]+[H+]例5．一般泡沫灭火器的换铜里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，铁铜里盛装碳酸氢钠饱和溶液。
使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白群泡沫。
（1）产生此现象的离子方程式是________.（2）别能把硫酸铝溶液装在铁铜里的要紧缘故是_________________（3）普通别用碳酸钠代替碳酸氢钠，是因为__________________。
例6．①碳酸钾与水溶液蒸干得到固体物质是__________缘故是________________。