盐类水解高考考点总结(学案版)
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。
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＋+OH—A(OH)n当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（Aｎ+）,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 CH３CO2NH4ＮH4Ｆ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H３PO4Ｈ２ＰO4—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.HＡH++A——ＱA—+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。
盐类的水解知识点总结整理后
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。
无师自通四十大考点高考化学学案：盐类的水解
无师自通四十大考点高考化学学案：盐类的水解【考纲要求】1.理解盐类水解的概念和导致盐类水解反应的本质原因，能熟练地写出盐类水解反应的化学方程式和离子方程式。
2.掌握电解质溶液中离子浓度大小的比较方法和微粒浓度之间存在的几种等量关系的应用。
3.掌握对离子共存问题的分析与判断。
4.了解其它水解反应类型。
理解水解反应能否进行到底的条件。
教与学方案【自学反馈】一、概念辨析1.盐类的水解：⑴概念：。
(2)实质：。
⑶条件：。
⑷规律：①、②、③、④。
⑸特征：。
⑹水解反应方程式（离子方程式）的书写：2.水解类型：⑴强酸弱碱盐：。
⑵强碱弱酸盐：。
⑶弱酸弱碱盐：。
⑷能进行到底的水解反应条件：。
举例：。
3.影响盐类水解的因素：⑴主要因素：。
⑵温度：。
⑶浓度：。
⑷外加酸碱：。
⑸其它因素：。
4.离子浓度的比较：(分别以H2S、NaHS、Na2S为例)⑴离子浓度的大小比较：H2S 、NaHS 、Na2S 。
⑵离子浓度的守恒关系：物料守恒、、；电荷守恒：、、；质子守恒：、、5.离子共存问题的分析：⑴不能与H+共存的离子有、⑵不能与OH－共存的离子有、⑶不能与HCO3－共存的离子有、⑷不能与Al3+共存的离子有、⑸不能与AlO2－共存的离子有、⑹不能与Fe3+共存的离子有、⑺不能与Fe2+共存的离子有、⑻不能与ClO－共存的离子有、二、盐类水解的应用：⑴判断溶液的酸碱性：；⑵判断不同弱电解质的相对强弱：；⑶比较溶液中离子浓度：①同一溶液中不同离子浓度：、②不同溶液中相同离子浓度：。
⑷解释某些化学现象及在生产生活中的应用：。
【例题解析】[例1]把0.02mol／LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是Ａ．c(Ac－)＞c(Na+) Ｂ．c(HAc)＞c(Ac－)Ｃ．2c(H+)＝c(Ac－)－c(HAc) Ｄ．c(HAc)+ c(Ac－)=0.01mol/L解题思路: 。
易错点: 。
(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。
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结
定义：盐类的水解是指在溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合，生成弱电解质的反应。
这个过程破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
条件：盐必须溶于水，且能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性（适用于正盐），同强显中性，弱弱具体定。
即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。
特点：水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小；水解反应为吸热反应；盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅；多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
表示方法：盐类的水解用水解方程式表示。
由于盐类的水解程度通常很小，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”，但是如果存在双水解的情况，通常需要标注“↓”“↑”，且可逆符号要换成等于号。
应用：盐类水解在生活和工业中有广泛的应用，如制造燃料、净水、制造清洁剂、制造精细化工产品、制造环保产品、制造化妆品、制造润滑剂和制造纸张等。
以上是盐类水解的基本知识点，理解并掌握这些内容，可以更好地理解和应用盐类水解的相关知识。
盐类的水解高三化学知识点
盐类的水解高三化学知识点盐类的水解高三化学知识点盐类水解的规律1.有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
2.无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
3.谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
4.谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
5.越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。
CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
1：盐类水解的实质是：在溶液中盐电离出的离子跟水电离出的H 或OH 生成弱电解质(弱酸或弱碱)，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸碱性。
2：盐类水解的规律为“遇弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性”. 如强酸强碱盐不水解;弱碱强酸盐水解显酸性;强碱弱酸盐水解显碱性。
3：盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应，一般水解进行到一定程度达到平衡状态，影响水解平衡的因素有浓度、温度等.浓度越小，则水解程度越大;升高温度，水解程度增大。
4：盐类水解离子方程式的书写方法，除了遵循离子方程式的书写原则外，还应注意：①反应物中写出参加水解的离子和水。
②单水解用“ ”号，完全双水解才用“=” 。
③多元弱酸根离子的水解应分步写。
④单水解产物不应打“”或“” 要点盐类水解的定义和实质1.定义盐电离出的.一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2.实质盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。
3.盐类水解的特点①可逆的，其逆反应是中和反应;②微弱的;③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0;④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。
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水解中和 【最新整理，下载后即可编辑】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H 2O +—A n+HB （n —1）— A(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 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F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NaHSO 4）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H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化：pH 值增大H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43—pH 减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS.酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4（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 —+H 2O 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CH 3COOH 和CH 3COONO 2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH 3COOH 电离程度 和CH 3COO —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①NaHCO 3 ②CH 3COONa ③NaAlO 2三种溶液的pH 值相同。
高考高中化学重点总结盐类的水解
高考高中化学重点总结盐类的水解(1)盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：(2)盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H＋)与c(OH－)的大小发生变化．(3)各种类型的盐的水解情况比较：①判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解．②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小)．(4)盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H2O”，整个方程式中电荷、质量要守恒．①强酸弱碱盐：弱碱阳离子：说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－)b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．例如K2CO3的水解是分两步进行的：水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：。
化学盐类水解考点全归纳
盐类水解[考纲要求] 1.理解盐类水解的实质、过程、一般规律。
2.了解影响盐类水解平衡的条件。
3.了解盐类水解对水电离的影响。
4.学会盐类水解离子方程式的书写。
5.了解盐类水解的应用。
考点一 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4．规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
5(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Cu2＋＋＋2H ＋； NH ＋4＋＋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Na2CO3水解反应的离子方程式为CO2－3＋OH－、HCO－3＋＋OH－。
3＋－(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋＋3H＋。
(4)水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
Al3＋＋3HCO－深度思考1．酸式盐溶液一定呈酸性吗？答案不一定，酸式盐溶液可以显酸性，如NaHSO4溶液，也可以显碱性，如NaHCO3溶液等。
2．物质的量浓度相同的下列溶液中，含离子和分子种类最多的是( ) A．CaCl2 B．CH3COONaC．氨水D．K2S答案 D解析A项中有Ca2＋、Cl－、H2O、H＋、OH－；B项中有CH3COO－、Na＋、H2O、CH3COOH、H＋、OH－；C项中有NH3、NH3·H2O、H2O、H＋、OH－、NH＋4；D项中有K＋、S2－、HS－、H2O、H2S、H＋、OH－。
高三盐类的水解知识点总结
高三盐类的水解知识点总结高三化学学科的重要内容之一是盐类的水解反应。
在这篇文章中，我将对高三盐类的水解知识点进行总结，帮助同学们更好地理解和记忆这一部分的知识。
下面是对盐类水解的各种情况和反应进行详细说明：1. 强酸与强碱盐的水解当强酸与强碱盐溶解在水中时，会发生完全水解。
这种水解反应会产生酸性和碱性的离子。
其中，酸性离子来自于酸性盐，碱性离子来自于碱性盐。
例如，硝酸铜（Cu(NO3)2）溶于水后，会完全水解为铜离子（Cu2+）和硝酸根离子（NO3-）。
其中，硝酸根离子使溶液呈酸性。
2. 弱酸与强碱盐的水解当弱酸与强碱盐溶解于水中时，会发生部分水解。
这种水解反应会产生酸性离子和碱性离子。
例如，醋酸铵（CH3COONH4）溶于水后，会部分水解为醋酸根离子（CH3COO-）和铵离子（NH4+）。
其中，醋酸根离子使溶液呈酸性。
3. 强酸与弱碱盐的水解当强酸与弱碱盐溶解于水中时，会发生部分水解。
这种水解反应会产生酸性离子和碱性离子。
例如，硫酸铵（NH4HSO4）溶于水后，会部分水解为硫酸根离子（HSO4-）和铵离子（NH4+）。
其中，硫酸根离子使溶液呈酸性。
4. 弱酸与弱碱盐的水解当弱酸与弱碱盐溶解于水中时，会发生部分水解。
这种水解反应会产生酸性离子和碱性离子。
例如，硫酸铜（CuSO4）溶于水后，会部分水解为硫酸根离子（SO4^2-）和铜离子（Cu2+）。
其中，硫酸根离子使溶液呈酸性。
5. 重金属盐的水解重金属盐的水解会引起溶液的酸性或碱性。
例如，氯化铝（AlCl3）溶于水后，会发生水解反应生成氯化铝酸（HAlCl4）和氢氧根离子（OH-），使溶液呈酸性。
6. 碳酸盐的水解碳酸盐在水中的水解反应是一个重要的知识点。
当碳酸盐溶于水中时，会分解为碳酸根离子（CO3^2-）和氢离子（H+）。
具体的水解反应会根据金属离子的性质和稳定性而有所不同。
例如，氢氧化钙（Ca(OH)2）溶于水后，会发生水解反应生成碳酸钙（CaCO3）和水（H2O）。
高考教学专题盐类水解知识点总结及经典试题
螄第25讲盐类的水解羂根底考点梳理蒀最新考纲莈1.理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。
蒆2．了解盐溶液的酸碱性，会比较盐溶液中离子浓度的大小。
肄自主复习蒀一、盐类水解的定义和实质螈1．盐类水解的定义袄在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反响，叫做盐类的水解。
螃2．盐类水解的实质薀盐类的水解是盐跟水之间的化学反响，水解(反响)的实质是生成难电离的物质，使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。
腿3．盐类水解反响离子方程式的书写蚆盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑〞或“↓〞。
盐类水解是可逆反响，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。
薂4．盐类的水解与溶液的酸碱性蚀①NaCl②NH4Cl ③Na2CO3 ④CH3COONa ⑤AlCl3薀五种溶液中呈酸性的有：②⑤。
肄呈碱性的有：③④。
薅呈中性的有：①。
蝿二、盐类水解的影响因素及应用蚇1．内因：盐本身的性质螆(1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
莄(2)弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
衿2．外因肈(1)温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
蒈(2)浓度膃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。
罿②增大c(H ＋)，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大 c(OH)，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
葿3．盐类水解的应用(写离子方程式)(1)明矾净水：Al＋＋3H2OAl(OH)3＋3H。
＋＋3H△3 胶体＋。
(2)制备Fe(OH)3胶体：Fe2 3HO=====Fe(OH)()聿(3)制泡沫灭火剂：Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
袀(4)草木灰与铵态氮肥混施： NH ＋4＋CO 23－＋H 2O NH 3·H 2O ＋HCO －3。
《盐类的水解》知识总结-学案
《盐类的水解》知识总结1.实验表明：CH3COONa溶液显碱性。
为什么CH3COONa溶液显碱性？（1）写出CH3COONa的电离方程式：______________________________。
（2）写出H2O的电离方程式：______________________________。
（3）CH3COONa的电离出的离子对H2O的电离平衡是否有影响？_______________________。
（4）CH3COONa与H2O反应的离子方程式：__________________________________。
2.盐类的水解反应：在溶液中，盐电离出来的_____________跟水电离出来的__________结合生成__________的反应。
（1）常见的弱碱阳离子：____________________________________________________________。
（2）常见的弱酸阴离子：____________________________________________________________。
3.盐类水解的实质：（1）盐类的水解_____________了水的电离（填“促进”或“抑制”），致使c(H＋) _______c(OH－)，溶液呈酸碱性；（2）盐类的水解反应是可逆反应，是_____________的逆反应；（3）盐类的水解反应是_____________过程（填“吸热”或“放热”）；（4）盐类的水解一般很微弱，水解程度一般不到_____________；4.水解平衡常数K h与K a（或K b）、K w的关系：（1）水解平衡常数(K h)只受温度的影响，温度越高，K h_________（填“增大”或“减小”）。
（2）K h与K a、K w的定量关系，以CH3COONa为例：K h(CH3COO—)=_______________________。
盐类水解基础总结学案
盐类水解基础总结学案一、盐类水解的概念1．定义：盐在溶液中电离产生的阳离子、阴离子可分别与水电离产生的OH―或H＋生成弱电解质（弱碱或弱酸）的反应。
2．结果：使溶液中的C(H+)与C(OH-)相对大小可能发生改变，体现酸碱性。
二．影响盐类水解的因素内因：由反应物本身的性质决定，即越弱越水解。
外因：①温度②浓度③溶液的酸碱性加H＋能抑制离子水解，促进离子水解。
加OH―则相反。
三．水解离子方程式的书写1．谁弱书写谁2．单个离子水解与不完全双水解，因程度较小，应该“”，且不打“↓↑”如: NH4Cl CH3COONa CH3COONH4NH4HCO3(N H4)2C O3等的水解。
3．完全双水解：能进行到底，应该“===↓↑”如：Al3＋与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―、ClO―Fe3＋与上述离子( 除S2―、HS―) ，NH4＋与AlO2―、SiO32―等例1．书写下列物质水解的离子方程式AgNO3CuCl2Al2 (SO4)3NH4 NO3CH3COONaNaHCO3Na2SCH3COONH4NH4HCO3Al 3＋与CO32―Fe3＋与HCO3―Al 3＋与AlO2―Fe3＋与ClO―四．题型应用1．填表看表，比较C(H+)水的大小：2．比较同温同浓度条件下，下列几组物质溶液的碱性强弱①CH3COONa HCOONa ( 酸性：CH3COOH ＜HCOOH ）②NaH2PO4Na2HPO4Na3PO4③Na2CO3NaHCO3C6H5ONa ( 酸性：H2CO3＞C6H5OH ＞HCO3―）3．溶液中的几个守恒例2.0. 1 mol /L 的CH3COONa 溶液中电荷守恒C(H+) ＋C(Na+) ＝C(OH-) ＋C(CH3COO-)物料守恒C(Na+) ＝C( CH3COOH) ＋C(CH3COO-) ＝0. 1 mol /L水电离的n (H+) ＝n (OH-) 即C(OH-) ＝C(H+) ＋C( CH3COOH) 例3.0. 1 mol /L 的Na2CO3溶液中，下列式子成立的是（）A．C(H+) ＋C(Na+) ＝C(OH-) ＋C(HCO3―)＋ 2 C(CO32―)B．C(Na+) ＝ 2[C(H2CO3) ＋C(HCO3―)＋C(CO32―) ]＝0.2 mol /LC. C(OH-) ＝C(H+)＋2 C(H2CO3) ＋C(HCO3―)D. C(Na+) ＞C(CO32―)＞C(OH-)＞C(HCO3―)＞C(H+)4．CH3COOH CH3COONa (1:1) 混和溶液呈酸性电离大于水解NH3·H2O NH4Cl (1:1) 混和溶液呈碱性电离大于水解HCN NaCN (1:1) 混和溶液呈碱性水解大于电离5．NaHSO4只电离不水解呈酸性NaHSO3NaH2PO4电离大于水解，溶液呈酸性NaHCO3NaHS Na2HPO4 水解大于电离，溶液呈碱性6．Al3＋Fe3＋Cu2+Zn2+和NO3―Cl―等离子形成的盐溶液蒸干得对应的碱，灼烧得对应的氧化物。
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盐类水解考点总结（一）盐类水解的实质及特点
①如何用水的电离平衡解释盐类水解反应？
（以PH=10的Na
2CO
3
溶液为例。
其中由水电离产生的c（H+）=？，c（OH-）=？）
②特点：微弱、可逆、吸热。
（二）盐溶液酸碱性的判断
①强酸弱碱盐/强碱弱酸盐：谁强显谁性。
②弱酸弱碱盐：比较对应弱酸/弱碱的电离程度。
③弱酸酸式盐：比较对应弱酸的电离程度和水解程度孰强孰弱，即比较K
a 和k w
k a。
常见的水解＞电离：HCO
3-、HPO
4
2-、HCN、HS-等。
电离＞水解：HSO
3-、H
2
PO
4
-、NH4+、CH
3
COOH、H
2
C
2
O
4
等。
（三）水解方程式的书写
①水解程度微弱，一般用表示；
②水解一般不产生沉淀或气体，不用“↑”、“↓”表示水解产物；
③多元弱酸盐的水解方程式分步书写，多元弱碱盐的水解方程式一步书写；
④双水解反应、胶体制备时按普通方程式书写（=、↑、↓）。
*双水解反应：弱酸阴离子和弱碱阳离子相互促进水解，水解程度较大的反应。
当反应生成的弱电解质为沉淀、气体能够脱离体系时，反应能够进行完全，对应离子不共存。
反之，当生成的弱电解质可溶时，对应离子能共存，相应的双水解反应不考虑。
例1（写出对应的水解方程式）：
（1）Al
2(SO
4
)
3
（2）Na
3
PO
4
（3）NH4+和AlO2- (4)制备Fe(OH)
3
胶体
例2（下列离子能共存吗？若不能，写出相应方程式）：
（1）NH
4+和HCO
3
-（2）Al3+和ClO-（3）Fe3+和SiO
3
2-（4）NH
4
+和S2-
（四）影响盐类水解的因素
①内因：越弱越水解；
②外因：温度（水解吸热）、浓度（越稀越水解、水解微弱）、酸碱性、其他盐。
例3：以Na
2CO
3
溶液为例：
（五）盐类水解的应用
①溶液配制；
（配制FeCl
3溶液时，要将FeCl
3
晶体溶于浓盐酸中，再加水稀释。
用方程式解释。
）
②制备无水盐；
（如何制备AlCl
3、FeCl
3
无水盐？直接加热可以吗？用方程式解释。
）
③溶液贮存；
（不能用磨口玻璃瓶存放Na2CO3、NaSiO3溶液的原因？用方程式解释。
）
④胶体制备：
（如何制备氢氧化铁胶体？操作？用方程式表示原理。
）
⑤农业施肥；
（铵态氮肥不能和草木灰一起施用的原因？用方程式解释。
）
⑥除锈；
（常用NH
4
Cl溶液去除金属表面的氧化膜。
用方程式解释。
用HCl溶液可以吗？）⑦灭火器；
（用方程式解释泡沫灭火器原理，主要成分为Al
2(SO
4
)
3
和NaHCO
3。
）
⑧除油污；
（常用纯碱溶液除油污。
用方程式解释。
）⑨除杂：
（常加入Mg粉、MgO、Mg(OH)
2、MgCO
3
除去MgCl
2
溶液中的FeCl
3
，用方程式解释原因。
为什么不能直接加碱？）
（六）盐溶液中的三个守恒
例4（分别写出下列溶液中存在的三个守恒式）：
（1）Na
2C
2
O
4
溶液（2）等物质的量浓度的CH
3
COOH溶液和CH
3
COONa溶液等体积混合
（七）溶液中离子浓度大小比较
①单一酸/碱溶液：只考虑电离/分步电离。
例5（写出下列溶液中除H
2
O分子外各离子、分子浓度大小顺序）：
（1）0.1mol/L的H
3PO
4
溶液
②单一正盐溶液：只考虑水解。
（2）0.1mol/L的Na
2
S溶液
③单一酸式盐溶液：判断酸根离子的电离程度/水解程度大小。
（3）0.1mol/L的NaHCO
3
溶液
④混合溶液：根据实际情况判断水解或电离。
（4）0.1mol/L的NH
4Cl溶液和0.1mol/L的NH
3
·H
2
O溶液等体积混合
【实战高考】
12．（2017年全国二卷）改变0.11mol L -⋅二元弱酸2H A 溶液的pH ，溶液中的2H A 、HA -、
2A -的物质的量分数(X)δ随pH 的变化如图所示[已知(X)
(X)2(H A)(HA )(A )
2
c c c c δ=
--++]。
下列叙述错误的是
A ．pH=1.2时，2(H A)(HA )c c -=
B ．22lg[(H A)] 4.2K =-
C ．Ph=2.7时，22(HA )(H A)(A )c c c -->=
D ．pH=4.2时，2(HA )(A )(H )c c c --+==
12．（2016年全国一卷）298K 时，在20.0mL 0.10mol 1L -⋅氨水中滴入0.10 mol 1L -⋅的盐酸，溶液的pH 与所加盐酸的体积关系如图所示。
已知0.10 mol 1L -⋅氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（）
A ．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B ．M 点对应的盐酸体积为20.0 mL
C ．M 点处的溶液中c(NH 4＋)＝c(Cl －)＝c(H ＋)＝c(OH －)
D ．N 点处的溶液中pH<12
13.（2016年全国三卷）下列有关电解质溶液的说法正确的是
A.向0.1mol 1
L -⋅CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中3(H )(CH COOH)
c c +减小
B.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中33(CH COO )
(CH COOH)(OH )c c c --
⋅增大 C.向盐酸中加入氨水至中性，溶液中4(NH )1(Cl )
c c +-> D.向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中(Cl )
(Br )
c c --不变。