盐类的水解重要考查方式解析
盐类水解知识在高考中的考查方式
盐类水解知识在高考中的考查方式盐类水解的知识不多，但却是中学化学的重点内容，也是一个难点，更是每年高考的必考知识。
主要题型为选择题，也可综合在元素及元素化合物推断题中考查，以考查综合分析能力为主。
通过分析近几年的高考试题发现，主要有以下几种考查方式。
1.判断溶液的酸碱性或pH。
例1.（09年全国理综Ⅱ·10）现有等浓度的下列溶液：①醋酸，②苯酚，③苯酚钠，④碳酸，⑤碳酸钠，⑥碳酸氢钠。
按溶液pH由小到大排列正确的是A．④①②⑤⑥③B．④①②⑥⑤③C．①④②⑥③⑤D．①④②③⑥⑤【解析】①②④均属于酸，其中醋酸最强，碳酸次之，苯酚最弱。
③⑤⑥均属于强碱弱酸盐，根据越弱越水解的原理知，因酸性H2CO3>苯酚>HCO3－，所以对应的盐，其碱性为：碳酸钠>苯酚钠>碳酸氢钠，pH顺序相反，故C项正确。
解答此类题目的思路是：先将各种物质按酸性、中性和碱性分成三类，然后根据盐类水解的几点规律将溶液按酸碱性强弱排序。
规律共四点：a.水解造成的酸性没有弱酸的酸性强；b.水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；c.盐所对应的酸越弱，水解造成的碱性越强；d.盐所对应的碱越弱，水解造成的酸性越强。
2. 判断溶液中离子浓度的关系。
例2. （09年江苏化学·13）下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是A．室温下，向0.01mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(SO42－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＝c(H＋)B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(H2CO3)D．25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋)【解析】B 项，NaHCO3溶液中，OH－是由HCO3－水解和水的电离所提供的，但是这些都是微弱的。
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。
关于盐类水解问题的分析与解题策略
关于盐类水解问题的分析与解题策略通过近几年高考题和模拟题分析可知，对盐类水解的考查主要是在应用方面，从2007年至2014年高考命题中一直考查盐类水解相关应用，现就关于盐类水解的命题来分析其题型特点以及变化趋势，笔者通过研究近几年来高考题目发现：水的电离、溶液的酸碱性和盐类水解这部分知识，以及对这部分知识的综合运用，是学生学习的重点，当然也是难点，同时也是每年高考的热点，从近几年广东高考题中分析，不难发现盐类水解相关应用一定是每年高考必考的内容，并且在高考中的题型都是选择题形式考查，盐类水解的题目考查的重点一般情况下都是通过使用物料守恒关系、电荷守恒关系、质子守恒关系来对离子浓度的大小进行比较，当然同时也会考查弱电解质的电离和溶液酸碱性等。
一、电荷守恒关系因为电解质溶液在整体上显电中性，所以电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，也就是说溶液中正电荷的物质的量浓度之和等于负电荷的物质的量浓度之和，但一定要注意电荷守恒不一定是阴阳离子数守恒。
在应用电荷守恒写等式时，一定要弄清电解质溶液中所存在的所有离子的种类，不能忽视水的电离。
例如在Na2CO3溶液中阳离子有Na+、H+，阴离子有HCO3-、CO32-、OH-。
根据电荷守恒可推出：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH-）如在H2S 溶液中c（H+）=c（HS-）+c（OH-）+2c（S2-）在Na2S 溶液中c（H+）+c（Na+）=2c（S2-）+c（HS-）+c（OH-）在NaHS 溶液中c（H+）+c（Na+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）列此类等式时要注意：（1）必须准确判断溶液中有哪些阴阳离子；（2）必须弄清楚电荷浓度和离子浓度的关系。
例如：等体积等浓度的MOH 强碱溶液和HA 弱酸溶液混合后，混合液中有关离子的浓度应该满足的关系是（）A．c（M+）＜c（A-）＜c（H+）＜c（OH-）B．c（M+）＞c（A-）＞c（H+）＞c（OH-）C．c（M+）＞c（A-）＞c（OH-）＞c（H+）D．c（M+）+c（H+）=c（OH-）+c（A-）解析：因体积和浓度均相同，所以恰好生成强碱弱酸盐（MA），弱酸根离子（A-）水解后显碱性，故 C 正确，又由于溶液不显电性，故根据电荷守恒得出 D 也正确。
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-;。
高考化学一轮复习 主题22 盐类的水解(3)(含解析)
主题22:盐类的水解李仕才考点二盐类水解的影响因素1.影响盐类水解的关键因素——内因弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱①,就越易发生水解,溶液的碱性或酸性②。
如酸性:CH3COOH>H2CO3相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3③CH3COONa。
2.外界因素对盐类水解的影响3.盐的水解常数(K h)MA表示强碱弱酸盐,则A-水解的离子方程式为A-+H2O HA+OH-。
K h=错误！未指定书签。
=④=⑤(K a表示HA的电离常数)。
同理:强酸弱碱盐(如NH4Cl)的水解常数(K h)与弱碱电离常数(K b)之间的关系:K h=⑥。
【答案】①越弱②越强③>④错误！未指定书签。
⑤错误！未指定书签。
⑥错误！未指定书签。
1.下列关于盐类水解的说法错误．．的是()。
A.pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小:①>②>③B.浓度均为0.1 mol·L-1的①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中,c(N错误！未指定书签。
)的大小顺序为①>②>③C.在NH4Cl溶液中加入稀HNO3,能抑制N错误！未指定书签。
水解D.在CH3COONa溶液中加入冰醋酸,能抑制CH3COO-水解【解析】A项,等浓度时,盐溶液的碱性弱于碱溶液,多元弱酸盐的水解程度为正盐>酸式盐,故pH相等时,物质的量浓度大小为①>②>③,正确;B项,①溶液中C水解促进N错误！未指定书签。
水解,使c(N错误！未指定书签。
)减小,②中只有N错误！未指定书签。
水解,③溶液中Fe2+水解抑制N错误！未指定书签。
水解,使c(N错误！未指定书签。
)增大,c(N错误！未指定书签。
)的大小顺序为③>②>①,错误;C项,NH4Cl溶液中存在N错误！未指定书签。
+H2ONH3·H2O+H+,加入稀HNO3,c(H+)增大,平衡左移,抑制N错误！未指定书签。
第30讲 盐类水解(讲义)(原卷版)_1
第30讲盐类水解目录考情分析网络构建考点一盐类水解原理【夯基·必备基础知识梳理】知识点1 盐类水解知识点2 盐类水解规律知识点3 盐类水解方程式的书写【提升·必考题型归纳】考向1 考查盐类的水解及溶液的酸碱性考向2 考查盐类水解规律及应用考点二盐类水解的影响因素及应用【夯基·必备基础知识梳理】知识点1 影响盐类水解的因素知识点2 盐类水解的应用知识点3 水解常数及应用【提升·必考题型归纳】考向1 考查盐类水解的影响因素考向2 考查盐类水解的应用考向3 考查水解常数的应用与计算考点三水溶液中粒子的数量关系【夯基·必备基础知识梳理】知识点1 电解质溶液中的三大守恒知识点2 电解质溶液中粒子浓度大小比较知识点3 水溶液中函数图像分析【提升·必考题型归纳】考向1 考查单一溶液中粒子浓度大小比较考向2 考查混合溶液中粒子浓度大小比较真题感悟考点一 盐类水解原理知识点1 盐类水解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.条件：可溶性盐必须有弱酸根离子或弱碱阳离子 3.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→溶液呈碱性、酸性或中性。
4.特点（1）可逆：水解反应是可逆反应；（2）吸热：水解反应是酸碱中和反应的逆反应； （3）微弱：水解反应程度很微弱。
知识点2 盐类水解规律1. 盐的分类与盐溶液的酸碱性“有弱才水解、无弱不水解、越弱越水解、都弱都水解、越热越水解、越稀越水解、谁强显谁性、同强是中性”。
知识点3 盐类水解方程式的书写1.一般要求水解记三点：①水写分子式，②中间用可逆()，③后无沉气出。
即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NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
【重难点】《盐类的水解》知识点详解
盐类水解是高考的重难点内容之一，每年分值都不同，今天给大家分享这部分知识，需要的收藏哦！（一）盐类水解实质（从水的电离平衡下手）盐溶于水电离出的某种离子，与水电离的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质，使水的电离平衡发生移动。
（二）盐类水解规律口诀：无弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性.解释：（1）弱碱强酸盐的水解在溶液中，存在的电离和水的电离电离出来的可以跟水电离出来的结合成弱电解质，使下降，水的电离平衡向正向移动，从而造成溶液中的溶液呈现酸性。
（2）弱酸强碱盐的水解在溶液中的弱酸根阴离子，与电离出来的结合成弱电解质分子，使的电离平衡向正向移动，不断增大，直至建立起新的平衡，溶液呈现碱性。
规律：（1）弱碱强酸盐可溶性的弱碱强酸盐，如、、等能发生水解反应，水解后溶液呈现酸性。
（2）弱酸强碱盐可溶性的弱酸强碱盐，如、、、等能发生水解反应，水解后溶液呈现碱性。
（3）弱酸弱碱盐可溶性的弱酸弱碱盐，如、、等很容易发生水解反应，水解后溶液的酸碱性取决于该盐水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱。
（4）强酸强碱盐各种强酸强碱盐均不能发生水解反应，溶液仍为中性。
（三）正确书写盐类水解的例子方程式盐类水解属于离子反应，可以按照离子方程式的书写规范，写出正确的离子方程式。
例如，硫酸铜水解的离子方程式可按以下三个步骤写出：第一步写出水解的化学方程式第二步把易溶于水的强电解质改写为离子形式第三步消去反应式两边相同的离子（）上述这个盐类水解的离子方程式揭示了水解的实质，是使水的电离平衡破坏，生成弱碱分子和，使溶液呈现酸性，比盐类水解的化学方程式有更大的优越性。
书写盐类水解的离子方程式时，要注意以下三点：（1）要写可逆号“”，不能写等号。
（2）难溶化合物不写沉淀符号“↓”。
（3）气体物质不写气体符号“↑”。
怎样才能又迅速、又准确地书写盐类水解的离子方程式呢？（1）弱碱强酸盐水解的离子方程式是弱碱阳离子的水解，弱碱阳离子所带电荷数，就是水分子的系数，也是氢离子的系数。
高中化学总复习之知识讲解—《盐类的水解》的解题指导(基础)-
高考总复习《盐类的水解》的解题指导(基础)【考纲要求】1．巩固理解盐类水解的主干知识。
2．认识盐类水解在生产、生活中的应用，理解盐溶液蒸干后所得产物的判断。
3．根据平衡理论知识处理盐类水解的相关问题。
【要点梳理】盐类水解的应用1．根据水解规律判断溶液的酸碱性如NH4Cl溶液显酸性，CH3COONa溶液显碱性等。
2．判断盐溶液中离子的种类及浓度的大小如Na2CO3溶液中存在的微粒有：Na+、CO32―、HCO3―、H2CO3、OH―、H+、H2O，且c (Na+)＞2c (CO32―)，c (OH―)＞c (H+)。
3．配制易水解盐溶液时，要注意抑制水解如配制FeCl3、AlCl3溶液时滴加几滴稀盐酸，配制Na2CO3溶液时滴加几滴NaOH溶液。
配制FeCl2溶液时除滴加几滴稀盐酸抑制Fe2+水解外，还需加铁屑防止Fe2+被氧化。
4．实验室贮存试剂时，要考虑盐的水解如Na2CO3、NaHCO3溶液显碱性，而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存。
（1）盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得对应的弱碱，如AlCl3溶液蒸干后得Al(OH)3。
因为AlCl3溶液中Al3+水解吸热：AlCl3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3HCl，加热蒸干HCl挥发，水解平衡右移，得到固体Al(OH)3，再灼烧后Al(OH)3受热分解变成Al2O3。
NaHCO3溶液低温蒸干后可得NaHCO3固体，再灼烧NaHCO3固体后分解变成Na2CO3。
注意：“蒸干”与“蒸干灼烧”的区别，如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3，若为“蒸干灼烧”得Al2O3。
（2）盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固体。
（3）考虑盐受热时是否分解。
因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得CaCO3固体；蒸干NaHCO3溶液得Na2CO3固体；蒸干KMnO4溶液得K2MnO4和MnO2的混合物；蒸干NH4Cl溶液不能得到固体。
盐类的水解知识点总结解析
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++OH—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。
例谈盐类的水解在高考中的考查方式
例谈盐类的水解在高考中的考查方式一、盐类水解及其规律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（1）可逆，水解反应是可逆反应；（2）吸热，水解反应是酸碱中和反应的逆反应；（3）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。
5.盐类水解的规律拓展应用（1）“谁弱谁水解，越弱越水解”。
如酸性：HCN<ch3cooh，则相同条件下碱性：nacn> *****a。
</ch3cooh，则相同条件下碱性：nacn>（2）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na++H++SO2-4（3）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
例1NH4Cl溶液呈，用离子方程式表示原因。
常温下，pH=11的*****a溶液中，水电离出来的c（OH-）=，在pH=3的*****溶液中，水电离出来的c（H+）=。
解析NH4Cl为强酸弱碱盐，NH+4水解呈酸性；*****a溶液中由于CH3COO-水解促进水的电离，故pH=11的*****a溶液中，c（OH-）水=1×10-3 mol·L-1 ，在pH=3的*****溶液中水的电离受到抑制，故c（H+）水=1×10-11 mol·L-1 。
答案：酸性NH+4+H2ONH3·H2O+H+ 1×10-3 mol·L-1 1×10-11 mol·L-1例2有①Na2CO3溶液、②*****a溶液、③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·L-1，下列说法正确的是（）。
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盐类的水解重要考查方式解析盐类水解是高中化学重要的基本理论之一，也是每年高考的必考点之一，下面分类分析解答盐类水解试题时出现的常见错误或认识误区，以帮助同学们突破盐类水解有关试题的分析和解答。
一、不能准确辨认盐溶液中哪种离子被消耗或生成哪种离子常温下，可溶性的强碱弱酸盐（或强酸弱碱盐）的稀溶液中，电离程度：盐水；弱酸根离子（或弱碱阳离子）部分水解而被消耗，而强碱阳离子（或强酸阴离子）不水解，未消耗；水电离出的氢离子（或氢氧根离子）被消耗，与弱酸根离子（或弱碱阳离子）结合成弱电解质，但生成了氢氧根离子（或氢离子）。
例1. HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸，在0.1 mol·L—1 NaA溶液中，离子浓度关系正确的是（）A. c（Na+）c（A-）c（H+）c（OH-）B. c（Na+）c（OH-）c（A-）c（H+）C. c（Na+）+ c（OH-）= c（A-）+ c（H+）D. c（Na+）+ c（H+）= c（A-）+ c（OH-）错解：选B。
因为HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸，所以NaA 的水解程度很大，消耗的A-多于未水解的A-，则c（Na+）c（OH-）c（A-）c（H+）。
解析：若c（Na+）c（A-）c（H+）c（OH-），则c（Na+）+c （H+）c（OH-）+c（A-），违反电荷守恒原理，溶液不呈电中性，故A错；由题意可知NaA是强碱弱酸盐，虽然A-+H2O？葑HA+OH-，但A-的水解程度弱，则c（Na+）c（A-）c（OH-）c（H+），故B错；NaA稀溶液中一定有c （Na+）c（A-）c（OH-）c（H+），则c（Na+）+c（OH-）c（H+）+c（A-），故C错；由电荷守恒原理可知，呈电中性的NaA稀溶液中一定有c（Na+）+ c（H+）= c（A-）+ c（OH-），故D正确。
答案：D二、扩大单一盐溶液离子浓度判断规律单一盐溶液离子浓度比较重点是考虑水解，而碱和盐（或酸和盐）的混合溶液中则需要同时考虑电离和水解，常常要综合利用溶液中电荷守恒、物料守恒、质子守恒关系式进行判断。
例2. 下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是（）A. 氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中：c（Cl—）c（NH4+）B. pH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合：c（OH—）=c（H+）C. 0.1·mol·L—1的硫酸铵溶液中：c（NH4+）c（SO42—）c（H+）D. 0.1 mol·L—1的硫化钠溶液中：c（OH—）=c（H+）+c（HS—）+c（H2S）错解：选A。
NH4Cl= NH4++ Cl—，Cl—不水解，NH4+能水解，故c（Cl—）c（NH4+）。
解析：此题考查了溶液中的微粒浓度的大小比较。
氨水和氯化铵混合溶液的pH=7时，溶液中c（H+）=c（OH—），则c（Cl—）=c（NH4+），故A错；由于pH=2的酸的强弱未知，当其是强酸正确，当其是弱酸时，酸过量则溶液中c（H+）c（OH—），故B错；1mol.L—1的（NH4）2SO4溶液中，铵根离子是硫酸根的2倍，虽然铵根离子部分水解，但仍比硫酸根多，则c （NH4+）c（SO42—）c（H+），故C正确；1mol·L—1的硫化钠溶液中，根据物料守恒，可知c（OH—）=c（H+）+c（HS—）+2c（H2S），故D错。
答案：C三、错用溶液中三种守恒关系式任何电解质溶液中，阴阳离子所带电荷总数相等；盐（或盐与酸、盐与碱）溶液中，盐电离的阴阳离子总数之比等于电离方程式中的系数之比；单一盐溶液中，水电离出氢离子和氢氧根离子总数相等。
例3. 对于0.1mol·L―1Na2SO3溶液，正确的是（）A. 升高温度，溶液pH降低B. 2c（Na+）= c（SO32―）+ c（HSO3―）+ c（H2SO3）C. c（Na+）+c（H+）=2 c（SO32―）+ 2c（HSO3―）+ c（OH―）D. 加入少量NaOH固体，c（SO32―）与c（Na+）均增大错解：选B。
Na2SO3中钠离子是亚硫酸根离子的2倍，则Na2SO3溶液中钠离子浓度是各种硫元素存在形式微粒浓度的2倍，即2c （Na+）= c（SO32―）+ c（HSO3―）+ c（H2SO3）。
解析：升高温度能促使Na2SO3溶液中SO32―+H2O？葑HSO3―+OH―、HSO3―+H2O？葑H2SO3+OH―的水解平衡向生成OH―的方向移动，则溶液pH升高，故A错；Na2SO3中含有的Na+是SO32―的2倍，则其水溶液中粒子的物料守恒关系式为c（Na+）=2c（SO32―）+2c（HSO3―）+2c（H2SO3），故B错；稀Na2SO3溶液中离子的电荷守恒关系式为c（Na+）+c（H+）=2c（SO32―）+c（HSO3―）+c（OH―），故C错；加入少量NaOH固体，增大了c（Na+）和c（OH―），使SO32―+H2O？葑HSO3―+OH―、HSO3―+H2O？葑H2SO3+OH―的水解平衡向生成SO32―的方向移动，则c（SO32―）也会增大，故D正确。
答案：D四、滥用强碱弱酸或强酸弱碱中和过程微粒浓度变化酸碱中和反应过程中混合溶液的pH与微粒浓度大小的变化关系是近年高考的热点，先由混合溶液的pH推断c（H+）与c（OH—）的大小，再由电荷守恒关系式推断盐溶液离子浓度大小，由酸碱浓度和体积推断酸碱过量与否以及物料守恒关系式的正确等。
例4. 25℃时，向10mL0.01mol/LKOH溶液中滴加0.01mol/*****H 溶液，混合溶液中粒子浓度关系正确的是（）A. pH7时，c（CH3COO—）c（K+）c（H+）c（OH—）B. pH7时，c（K+）c（CH3COO—）c（H+）c（OH—）C. pH=7时，c（K+）=c（CH3COO—）c（OH—）=c（H+），V[*****（aq）]=10mLD. V[*****（aq）]=20mL时，c（CH3COO—）+c（*****）=2 c（K+）错解：选C。
pH=7时，先可推断溶液中c（OH—）=c（H+），再由电荷守恒原理可知c（K+）=c（CH3COO—）。
解析：根据电荷守恒关系式和溶液的酸碱性，pH7时，c（K+）c（CH3COO—）c（OH—）c（H+），故A错；pH7时，c（CH3COO—）c（K+）c（H+）c（OH—），故B错；***** 溶液呈弱碱性，则pH=7的溶液中溶质为***** 和*****，说明反应KOH+*****==*****+H2O中乙酸适当过量，则V[*****（aq）]10mL，故C错；V[CH3COO （aq）]=20mL时，n（*****）=2n（KOH），根据物料守恒关系式，c （CH3COO—）+ c（*****）=2 c（K+），故D正确。
答案：D五、错用规律比较NaHCO3和Na2CO3溶液中微粒浓度大小稀NaHCO3溶液呈弱碱性，则其中HCO3—的水解程度大于电离程度；等浓度的NaHCO3和Na2CO3溶液中，水解程度：HCO3—CO32—；*****a和*****混合溶液呈酸或中性时，*****的电离程度CH3COO—的水解程度。
例5. 下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A. 在0.1mol·L—1NaHCO3溶液中：c（Na+）c（HCO3—）c （CO23—）c（H2CO3）B. 在0.1mol·L—1Na2CO3溶液中：c（OH—）—c（H+）=c（HCO3—）+2c（H2CO3）C. 向0.2 mol·L—1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol·L—1NaOH溶液：c（CO32—）c（HCO3—）c（OH—）c（H+）D. 常温下，*****a和*****混合溶液[pH=7，c（Na+）=0.1mol·L—1]：c（Na+）= c（CH3COO—）c（*****）c（H+）= c（OH—）错解：选AC。
NaHCO3完全电离，HCO3—部分电离，HCO3—还部分水解，且HCO3—的电离程度大于其水解程度，故A正确；NaHCO3的量是NaOH的2倍，则前者过量，混合后得到等浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，前者的水解程度小于后者，故C正确。
解析：由于NaHCO3完全电离生成Na+和HCO3—，只有HCO3—能继续微弱地水解和电离，且HCO3—水解生成H2CO3的程度略大于其电离生成CO32—的程度，则平衡时c（Na+）c（HCO3—）c （H2CO3）c（CO32—），故A错；由质子守恒原理可知，Na2CO3稀溶液中c（OH—）= c（H+）+c（HCO3—）+2c（H2CO3），故B 正确；NaHCO3与NaOH发生中和反应后得到0.05mol·L—1NaHCO3和0.05mol·L—1Na2CO3溶液，两种盐完全电离出等浓度的HCO3—和CO32—，都能微弱地水解生成OH—，且HCO3—的水解程度小于CO32—，则平衡时c（HCO3—）c（CO32—）c（OH—）c（H+），故C错；pH=7，则c（H+）= c（OH—）=10—7 mol·L—1，由电荷守恒原理可知，c（Na+）= c（CH3COO—）=0.1mol·L—1，CH3COO—的水解程度小于*****的电离程度，则0.1mol·L—1c（*****），故D正确。
答案：BD六、错误分析酸碱中和滴定曲线酸碱中和滴定过程中溶液的pH、温度随溶液体积的增大的变化示意图是高考命题的亮点之一，但许多考生辨认图形的能力不足，不适应解答这类能力立意的试题。
例6. 室温下，1.000mol·L—1盐酸滴入20.00mL1.000mol·L—1氨水中，溶液pH 和温度随加入盐酸体积变化曲线如下图所示，下列有关说法正确的是（）A. a点由水电离出的c（H+）=1.0×10—14mol·L—1B. b点：c（NH4+）+c（NH3·H2O）=c（Cl—）C. c点：c（Cl—）=c（NH4+）D. d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热错解：选D。
NH3·H2O的电离是吸热过程，导致溶液温度下降。
解析：a点pH14，说明氨水中c（H+）1.0×10—14mol·L—1，由于一水合氨不能电离出氢离子，只有水能电离出氢离子，故A错；b 点pH7，说明氨水过量，由物料守恒可知c（NH4+）+c（NH3·H2O）c（Cl—），故B错；c点pH=7，则c（H+）= c（OH—），由电荷守恒可知C正确；d点后盐酸过量，中和反应停止，溶液温度略下降的主要原因是是环境吸收了中和反应放出的热量，故D错。