高考化学(热点+题型全突破)专题8 模块1 盐类的水解、沉淀溶解平衡命题规律与热点题型(含解析)
高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结知识点一 盐类的水解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．实质盐电离―→弱碱的阳离子―→结合OH －弱酸的阴离子―→结合H ＋―→c (H ＋)≠c (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。
3．特点4．规律 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＋、Cu2＋酸性 pH<7 弱酸CH 3COONa 、是CH 3COO碱性pH>7强碱盐Na 2CO 3－、 CO 32－5.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如：Cu2＋＋2H 2OCu (OH)2＋2H ＋NH 4＋＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如Na 2CO 3水解：CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。
例如：FeCl 3水解：Fe3＋＋3H 2OFe (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↑。
6．影响因素(1)内因形成盐的酸或碱的强弱。
对应的酸或碱越弱就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3决定――→相同浓度的Na 2CO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为pH (Na 2CO 3)>pH (CH 3COONa )。
盐类水解和沉淀溶解平衡
生活中的实例
食品加工
在食品加工中，盐类水解和沉淀 溶解平衡被用于改善食品的口感 和品质。例如，在制作面包时添 加适量的盐可以提高面包的口感 和保鲜期；在制作豆腐时调节pH 值可以控制豆腐的质地和口感。
洗涤剂
洗涤剂中的表面活性剂通过盐类 水解和沉淀溶解平衡发挥作用， 可以降低水的表面张力，提高洗 涤效果。
盐类水解和沉淀溶解平衡
• 盐类水解 •Βιβλιοθήκη 沉淀溶解平衡 • 盐类水解与沉淀溶解平衡的关系 • 实验与观察 • 实际应用与案例分析
01
盐类水解
定义与原理
定义
盐类水解是指盐溶液中的盐离子或阴、阳离子与水电离出的 氢离子或氢氧根离子结合，生成弱酸或弱碱的反应。
原理
盐类水解是酸碱中和反应的逆反应。在盐溶液中，盐电离出 的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离出的氢离子或氢氧根离 子结合，生成弱酸或弱碱，从而打破了水的电离平衡，使得 溶液呈现酸性或碱性。
化学分析
盐类水解和沉淀溶解平衡在化学分析中具有重要应用，如滴定分析、重量分析等。通过控制反应条件，可以提高分析 的准确度和灵敏度。
生物化学研究
在生物化学研究中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于研究生物分子的结构和功能。例如，通过调节溶液的pH值和离 子强度，可以研究蛋白质的稳定性、构象变化等。
材料科学
在材料科学中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于制备和表征各种功能材料，如纳米材料、陶瓷材料等。 通过控制反应条件，可以获得具有特定结构和性能的材料。
同离子效应
加入与沉淀离子相同的离子，可以抑制沉淀 的溶解，降低沉淀溶解度。
络合剂
络合剂可以与沉淀离子形成络合物，从而降 低沉淀溶解度。
沉淀溶解平衡的应用
分离和提纯
化学盐类水解解题技巧
化学盐类水解解题技巧化学盐类水解的解题技巧可以归纳为以下几点：1. 理解水解原理：盐类水解是可逆反应，遵循化学平衡移动原理。
影响水解平衡的因素有温度、浓度等。
一般而言，弱酸根离子或弱碱阳离子水解程度越大，对应的盐溶液碱性或酸性越强。
2. 分析离子性质：根据盐类水解规律，通常弱酸阴离子和弱碱阳离子容易水解。
如碳酸钠水解显碱性，硫酸氢钠水解显酸性。
3. 观察溶液酸碱性：对于确定的盐，其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。
如果强酸弱碱盐，如硫酸铜溶液，由于铜离子水解显酸性;如果是弱酸强碱盐，如醋酸钠溶液，由于醋酸根离子水解显碱性。
4. 注意浓度对水解的影响：对于弱酸弱碱盐，如果浓度越小，水解程度越大，溶液碱性或酸性越强。
5. 运用平衡移动原理：对于多元弱酸盐的水解，通常以分步表示，以第一步水解为主。
多元弱碱的水解则是分步进行的，每一步都有相应的平衡常数。
6. 掌握水解反应离子方程式的书写：水解反应通常用可逆号“⇌”表示，不会产生沉淀和气体，因此不会使用符号“↓”和“↑”。
多元弱酸阴离子分步水解，每一步都要写上“⇌”。
多元弱碱阳离子也是分步水解。
7. 学会判断溶液中的平衡：盐类水解的过程通常很复杂，可能同时存在多种平衡。
例如，多元弱酸阴离子在水溶液中通常会分步水解，每一步都有相应的平衡常数。
多元弱碱阳离子也是类似的情况。
8. 正确书写离子方程式：在书写离子方程式时，需要注意哪些离子可以水解，哪些离子不能水解。
只有能水解的离子才需要写出水解反应的方程式。
9. 注意电荷守恒：在书写离子方程式时，需要注意电荷守恒。
即阴离子所带的负电荷总数应该等于阳离子所带的正电荷总数。
10. 总结规律：通过学习和实践，可以逐渐总结出化学盐类水解的规律和特点。
这些规律和特点可以帮助我们更好地理解和解决相关问题。
希望这些技巧可以帮助你更好地理解和解决化学盐类水解的相关问题。
盐类水解高考重要知识点
盐类水解高考重要知识点盐类水解是化学中一个非常重要的知识点，也是高考化学考试中的热门话题之一。
盐类水解指的是盐在水中溶解时，其离子会与溶剂水发生反应，形成酸性、碱性或中性的溶液。
了解盐类水解的原理和影响因素，对于理解溶液的性质和化学反应具有重要意义。
首先，我们来了解一下什么是盐。
盐是由阳离子和阴离子组成的化合物，它们通过电荷的相互吸引力结合在一起。
常见的盐包括氯化物、硝酸盐、碳酸盐等。
当这些盐溶解在水中时，它们的离子会与水分子发生相互作用，形成水合离子。
这个过程被称为水合。
盐的水解可分为酸性水解、碱性水解和中性水解三种类型。
酸性水解是指盐水解时产生的溶液呈酸性反应。
例如，氯化铵溶于水中，产生氯离子和铵离子。
铵离子能与水发生反应，产生氨气和水合铵离子：NH4+ + H2O -> NH3 + H3O+其中，氨气是碱性物质，使溶液呈酸性反应。
碱性水解则相反，溶液呈碱性反应。
碳酸盐和氢氧化铵是常见的碱性水解盐。
中性水解是指盐水解时产生的溶液呈中性反应。
例如，氯化钠溶于水中，产生钠离子和氯离子。
这两种离子都不会与水发生反应，因此溶液的酸碱性度为中性。
盐类水解的酸碱性取决于离子的酸碱性质。
对于阳离子来说，具有强酸性的阳离子会使溶液呈酸性反应，具有弱酸性的阳离子会使溶液呈弱酸性反应。
对于阴离子来说，具有强碱性的阴离子会使溶液呈碱性反应，具有弱碱性的阴离子会使溶液呈弱碱性反应。
因此，盐的水解性质可以通过离子的酸碱性质来判断。
除了离子的酸碱性质，溶液温度也是影响盐类水解的重要因素之一。
在一定温度下，盐的水解程度与水解反应的平衡常数有关。
平衡常数越大，盐的水解程度越大，反之亦然。
例如，硫酸盐的水解程度随着温度的升高而增加，因为硫酸的水解反应是放热反应。
而碳酸盐的水解程度则随温度的升高而减小，因为碳酸的水解反应是吸热反应。
了解盐类水解的原理和影响因素，对于理解溶液的酸碱性质以及相关的化学反应机理非常重要。
在高考化学考试中，常常会涉及到酸碱性质及其应用、盐类的制备和性质等问题。
高三化学一轮复习盐类的水解、沉淀溶解平衡学案
第三单元 盐类的水解学案【复习目标】 1.认识盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素 3.认识盐类水解在生产、生活中的应用。
一、盐类水解的原理 1.盐类的水解2.盐类的水解规律3.盐类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，一般只写第一步水解方程式。
如Na 2CO 3水解的离子方程式为CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －。
用“”连接(2)多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。
如FeCl 3水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。
不能划“↓”符号(3)阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
如Na 2S 溶液与AlCl 3溶液混合水解的离子方程式为2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O===2Al(OH)3↓＋3H 2S↑。
❶Al 3＋与CO 2－3、HCO －3、S 2－、HSO －3、AlO －2或Fe 3＋与CO 2－3、HCO －3、AlO －2发生相互促进的水解反应，水解程度较大，进行完全，书写时要用“===”“↑”“↓”。
❷NH ＋4与CH 3COO －、HCO －3、CO 2－3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，但水解程度仍然较弱，不能反应完全，在书写水解方程式时用“”。
【诊断1】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)盐类水解的过程就是盐和水发生反应的过程( ) (2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( )(3)常温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液与pH ＝4的NH 4Cl 溶液，水的电离程度相同( ) (4)Na 2S 水解的离子方程式为S 2－＋2H 2O H 2S ＋2OH －( )二、影响盐类水解的主要因素和应用 1.影响盐类水解的主要因素(1)内因：形成盐的酸或碱越 ，其盐就越 水解。
(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2.盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性 FeCl 3溶液显酸性，原因是 判断酸性强弱等物质的量浓度的NaX 、NaY 、NaZ 三种盐溶液的pH 分别为8、9、10，则酸性： 配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO 4溶液时，加入少量 ，防止Cu 2＋水解；配制FeCl 3溶液，加入少量 ；贮存Na 2CO 3溶液、Na 2SiO 3溶液不能用 胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：泡沫灭火器原理成分为NaHCO 3与Al 2(SO 4)3，发生反应为净水原理明矾可作净水剂，原理为化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用主要成分是K2CO3除锈原理NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂制备无机物TiO2制备：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·x H2O↓＋4HCl【诊断2】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
最新化学复习知识点深度剖析 专题八 第三节 盐类的水解
第三节盐类的水解考纲解读考纲内容要求名师解读盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素Ⅱ盐类水解知识在高考中的重现率是１00%，高考试题对本节的考查以接受、吸收、整合化学信息的能力主，试题难度中等偏上。
热点观测：溶液中离子浓度大小比较既与盐类的水解有关，又与弱电解的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒，是高考的必考点。
盐类水解的应用Ⅱ基础巩固一、盐类水解的原理１．定义在溶液中盐电离出来的离子跟____________________结合生成_________的反应。
２．实质盐电离→→破坏了_________→水的电离程度______→c（H＋）≠c（OH—）→溶液呈碱性或酸性。
３．特点（１）可逆：水解反应绝大多数是反应。
（２）吸热：水解反应是反应的逆反应。
（３）微弱：水解反应程度一般很微弱。
４．盐类水解离子方程式的书写一般情况下盐类水解程度较小，应用表示，水解反应生成的难溶物或挥发性物质。
例如，Al３++３H２O 、HCO３—+H２O多元弱酸根离子分步水解，要分步书写，以第一步为主：如，S２—+H２O ，。
多元弱碱的阳离子水解，习惯一步书写：如Mg２++２H２O ，Fe３++３H２O二、影响盐类水解的因素１．内因：盐本身性质，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。
如，同浓度的CO３２—水解能力SO３２—。
２．外因：受的影响。
（１）温度：盐类水解是吸热反应，因此，升温促进水解；（２）浓度：盐的溶液浓度越小，水解程度越大，这里盐的浓度指水解离子，而不含不水解的离子。
如，氯化铁溶液，Cl—并不影响水解平衡。
（３）外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
下面分析不同条件对氯化铁水解平衡的影响情况如表Fe３++３H２O Fe（OH）３+３H+（正反应为吸热反应）条件移动方向H+数pH Fe３+水解程度现象升温_____________________通氯化氢_____________________加水_____________________加镁粉________________________________________________________________________加NaHCO３（３）条件移动方向H+数pH Fe３+水解程度现象升温向右增降增大变深通氯化氢向左增降减小变浅加水向右增升增大变浅加镁粉向右减升增大红褐色沉淀，无色气体向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加NaHCO３实验探究拓展实验：茶水——墨水——茶【原理】因为茶水里含有大量的单宁酸，当单宁酸遇到绿矾里的亚铁离子会立刻生成单宁酸亚铁，它的性质不稳定，很快被氧化生成单宁酸铁的络合物而呈蓝黑色，从而使茶水变成了“墨水”。
高考化学考点必练考点盐的水解难溶电解质的溶解平衡
考点12 盐的水解、难溶电解质的溶解平衡【知识讲解】一．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．酸 + 碱－热量盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐 + 水水解中和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．⑴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．⑵判断盐溶液酸碱性的简易口诀：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小)。
3. 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“H2符号．整个方程式中电荷、质量要守恒．⑴ 强酸弱碱盐弱碱阳离子：M n＋ + nH2n + nH＋如CuSO4水解的离子方程式为： Cu2＋ + 2H22 + 2H＋，溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。
⑵弱酸强碱盐a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解离子方程式为： CH3COO－ + H23COOH + OH－，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。
专题八盐类的水解和沉淀溶解平衡解读
专题八盐类的水解和沉淀溶解平衡解读1、了解盐类水解的原理；2、能说明影响盐类水解程度的主要因素；3、盐类水解在生产、生活中的应用；4、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
二、重点（高考要求）难点：1、盐类水解的原理;2、盐类水解的影响因素；3、沉淀平衡图像分析三、基础知识复习提纲：思考：上述建议中提到的物质明矾是我们常见的一种物质，你认为要紧急调运明矾的作用是什么？考点一：盐类水解1.实质：在溶液中电离出来的离子跟所电离出来的H+或OH-结合生成的反应，叫做盐类的水解。
2.特征：盐类的水解反应是反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。
水解程度一般较小，不易产生气体或沉淀，但若水解相互促进，则水解程度一般较大。
3.结果：盐的水解水的电离。
4.规律：可概括为：有才水解，无不水解；越越水解，谁显谁性。
弱酸强碱盐，离子水解，其溶液显性。
如：Na2CO3溶液强酸弱碱盐，离子水解，其溶液显性。
如：（NH4）2SO4溶液概念辨析：下列说法是否正确，并解释原因：①盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡②同浓度的NH4Cl和NaClpH之和大于14③Na2CO3溶液中c(Na+)是c(CO32-)的2倍。
④盐类的水解可视为酸碱中和反应的逆反应⑤HCO3-在水溶液中发生水解而不电离⑥某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解考点二、水解方程式问题解决：下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（）A、S2-+2H2OC、CH3COOH+H2OH2S+2OH-B、CH3COO-+H2OCH3COO+H3OD、CH3COOH+OH-+-CH3COOH+OH-CH3COO+H2O-写出下列物质在水溶液中水解的离子方程式:Na2CO3、NH4Cl、NaClO、CH3COONH4、Al2S3、CuSO4-1-变式1、常温下，0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH大于8，则溶液中c(H2CO3(CO32－)（填“＞”、“=”或“＜”），原因是（用离子方程式和必要的文字说明）变式2、酸HnA与碱B(OH)m完全反应生成正盐的化学式为，若该盐溶液使PH试纸显红色，用离子方程式说明原因显紫色时呢？考点三：影响盐类水解因素：主要（内部）因素是，组成盐的酸根对应的酸越，水解程度越另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
【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。
年高考化学热点题型和提分秘籍专题8.4难溶电解质的溶解平衡
专题8.4 难溶电解质溶解平衡1．了解难溶电解质沉淀溶解平衡。
2．了解溶度积含义及其表达式，能进展相关计算。
热点题型一沉淀生成、溶解与转化例1、难溶性物质K2SO4·MgSO4·2CaSO4在水中存在如下平衡：K2SO4·MgSO4·2CaSO4(s)===2Ca2＋＋2K＋＋Mg2＋＋4SO2－4，不同温度下，K＋浸出浓度与溶浸时间关系如下图，那么以下说法错误是( )A．向该体系中参加饱与NaOH 溶液，溶解平衡向右移动B．向该体系中参加饱与碳酸钠溶液，溶解平衡向右移动C．该平衡K sp＝c(Ca2＋)·c(K＋)·c(Mg2＋)·c(SO2－4)D．升高温度，反响速率增大，平衡正向移动【答案】C【提分秘籍】1．沉淀生成(1)条件：离子浓度积(Q c)大于溶度积(K sp)。
(2)应用：①别离离子：同一类型难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小物质先析出，溶度积大物质后析出。
②控制溶液pH来别离物质，如除去CuCl2中FeCl3就可向溶液中参加CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。
2．沉淀溶解当溶液中溶度积Q c小于K sp时，沉淀可以溶解，其常用方法有：(1)酸碱溶解法：参加酸或碱与溶解平衡体系中相应离子反响，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移动，如CaCO3可溶于盐酸。
(2)盐溶解法：参加盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子反响生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。
(3)配位溶解法：参加适当配合剂，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水。
(4)氧化复原性：通过发生氧化复原反响使平衡体系中离子浓度降低，从而使沉淀溶解，如Ag2S溶于硝酸。
3．沉淀转化(1)含义：在难溶物质饱与溶液中，溶解度小沉淀会转化生成溶解度更小沉淀。
高考第一轮复习 - 盐类水解和沉淀溶解平衡
高考第一轮复习 - 盐类水解和沉淀溶解平衡年级课程标题编稿老师一校高三刘学超林卉学科化学版本人教新课标版高考第一轮复习――盐类水解和沉淀溶解平衡二校黄楠审核张美玲一、考纲要求1. 了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
2. 了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
二、考题规律对盐的水解考查的形式主要有：酸与碱混合形成的盐溶液的酸碱性的判断，内容既有盐的水解，又有弱电解质的电离，不仅考查离子浓度大小比较，还有溶液中各种守恒（电荷守恒、物料守恒）的考查，题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
难溶电解质的溶解平衡主要考查对沉淀溶解平衡的理解及有关溶度积的计算、沉淀溶解平衡的应用。
三、考向预测离子浓度大小比较、溶液的酸碱性将是今后高考命题的热点，综合性问题将有可能出现在Ⅱ卷中。
水解的知识与其他知识有机地结合在一起以考查酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。
盐类水解的应用比较广泛。
沉淀溶解平衡这部分内容与化学平衡理论、溶液浓度、溶解度联系密切，是高考命题综合考查的结合点，仍然是高考的热点。
一、盐类水解和沉淀溶解平衡第1页版权所有不得复制二、水解离子方程式的书写（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。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，用分步水解离子方程式表示。
（3）多元弱碱阳离子的水解简化为一步完成。
（4）双水解：当阴阳离子都很容易水解时，它们的水解相互促进而反应彻底，故生成物中出现的沉淀或气体物质，均要用符号“↓”“↑”注明状态，中间用“”连接。
三、盐类水解的应用1. 盐溶液蒸干时产物的判断（1）盐水解生成易挥发性酸，蒸干后得对应的弱碱，经灼烧得固体氧化物。
（2）盐水解生成难挥发性酸或强碱弱酸盐，蒸干后一般得原物质。
2. 化肥的合理使用铵态氮肥与草木灰不能混合使用。
3. 溶液的配制（1）配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸溶液，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。
高中化学高考总复习专项突破《盐类水解和沉淀溶解平衡》重点考点名师归纳汇编含解析
专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡考纲展示 命题探究考点一 盐类水解1 概念在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的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 －―→溶液呈碱性或酸性c H ＋ ＝c OH － ―→溶液呈中性3 特点4 表示方法(水解的离子方程式)(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“ ”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如Cu(NO 3)水解的离子方程式为Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋。
NH 4Cl 水解的离子方程式为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 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl 3溶液中，Fe 3＋水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋。
(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
5 影响因素 (1)内因(本质)弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCO －3――→决定相同浓度的Na 2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为Na 2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。
高考化学高频考点：盐类的水解 沉淀溶解平衡
答案：A C
【重要考点2】溶液中离子浓度大小比较 【典型例题2】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0.1 mol· L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)＞c(HCO3-)＞ c(CO32-)＞c(H2CO3) B ． 在 0.1 mol· 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0.1 mol· L1NaOH溶液：c(CO 2-)＞c(HCO -)＞c(OH-)＞c(H+) 3 3
【重要考点1】 电离与水解综合应用
1．三大守恒关系： 盐类水解和离子浓度大小的比较是高考的必 考点。解题的关键在于考虑水解、电离以及两者 的相对强弱关系。解题中要抓住一个原理，两类 平衡，三个守恒 ( 即平衡移动原理，电离平衡和水 解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒)。
守恒 关系
定义
实例
电解质溶液呈电中性，即 在NaHCO3溶液中： +)+c(H+) = c(OH-) c (Na 所有阳离子所带的正电荷 电荷 -)+2c(CO 2-) +c(HCO 总数与所有阴离子所带的 守恒 3 3 负电荷总数相等 物料 实质也就是原子守恒，即 在Na2CO3溶液中： c(Na+)=2c(CO)+ 守恒 原子在变化过程(水解、电 2c(HCO3-)+2c(H2CO3) 离)中数目不变 Na2CO3溶液中： 即在纯水中加入电解质， c(OH-)=c(HCO-)+ 质子 最后溶液中由水电离出的 +与OH-相等(可由电荷守恒 H 2c(H2CO3)+c(H+) 守恒 及物料守恒推出)
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。
高考化学基础知识点之盐类水解的应用规律
高考化学基础知识点之盐类水解的应用规律2021年高考如何温习不时都是考生们关注的话题，下面是查字典化学网的编辑为大家预备的2021年高考化学基础知识点之盐类水解的运用规律盐类水解的运用规律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响，称为盐类的水解。
其普通规律是：谁弱谁水解，谁强显谁性;两强不水解，两弱更水解，越弱越水解。
哪么在哪些状况下思索盐的水解呢?1.剖析判别盐溶液酸碱性时要思索水解。
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要思索盐的水解。
如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序陈列：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思索盐的水解如配制FeCl3，SnCl4，Na2SiO3等盐溶液时应区分将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
4.制备某些盐时要思索水解Al2S3，MgS，Mg3N2等物质极易与水作用，它们在溶液中不能动摇存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反响的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。
5.某些生动金属与强酸弱碱溶液反响，要思索水解如Mg，Al，Zn等生动金属与NH4Cl，CuSO4，AlCl3等溶液反响。
3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3+3H26.判别中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判别等效果时，应思索到盐的水解。
如CH3COOH与NaOH刚好反响时pH7，假定二者反响后溶液pH=7，那么CH3COOH过量。
指示剂选择的总原那么是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相分歧。
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思索水解FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl8.剖析盐与盐反响时要思索水解两种盐溶液反响时应分三个步骤剖析思索：(1)能否发作氧化恢复反响;(2)能否发作双水解互促反响;(3)以上两反响均不发作，那么思索能否发作复分解反响.9.加热蒸发和稀释盐溶液时，对最后残留物的判别应思索盐类的水解(1)加热稀释不水解的盐溶液时普通得原物质.(2)加热稀释Na2CO3型的盐溶液普通得原物质.(3)加热稀释FeCl3型的盐溶液.最后失掉FeCl3和Fe(OH)3的混合物，灼烧得Fe2O3。
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专题8 模块1 盐类的水解、沉淀溶解平衡命题规律与热点题型热点一、盐类的水解规律及影响因素典例一、【考点定位】本题通过分析图像的分析、酸碱中和反应进行的程度，结合弱电解质的电离平衡和盐类的水解规律，考查了离子浓度比较、水的电离程度的比较。
【2015·山东理综】室温下向10 mL 0.1 mol·L －1NaOH 溶液中加入0.1 mol·L －1的一元酸HA ，溶液pH 的变化曲线如图所示。
下列说法正确的是( )A ．a 点所示溶液中c (Na ＋)>c (A －)>c (H ＋)>c (HA)B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)D．b点所示溶液中c(A－)>c(HA)【答案】D热点二、溶液中离子浓度大小比较典例二、【考点定位】本题重点考查溶液中水的电离和离子的水解，比较溶液中离子浓度的大小，物料守恒，电荷守恒和质子守恒原理的应用。
【2015·安徽理综】25 ℃时，在10 mL浓度均为0.1 mol/L NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol/L 的盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是( )A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)＝c(NH3·H2O)B．加入10 mL盐酸时：c(NH＋4) ＋c(H＋)＝c(OH－)C．加入盐酸至溶液pH＝7时：c(Cl－)＝c(Na＋)D．加入20 mL盐酸时：c(Cl－) ＝c(NH＋4) ＋c(Na＋)【答案】B【解析】A、混合溶液中，氢氧化钠和一水合氨的混合比例未知，故无法判断c(Na＋)= c(NH3·H2O)，故A 错误；B、加入10mL盐酸时，c（Cl-）=c(Na+)，又根据电荷守恒得到：c(NH4＋) ＋c(H＋) + c(Na+)＝c(OH－)+c（Cl-），所以c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝c(OH－)，B正确；C、根据电荷守恒得到：c(NH4＋) ＋c(H＋) + c(Na+)＝c(OH－)+c（Cl-），pH=7时，即c(H＋) ＝c(OH－)，所以c(NH4＋) + c(Na+)＝ c（Cl-），c(Cl－) >c(Na＋)，故C错误；D、加入20mL盐酸时， c（Cl-）=2 c(Na＋),由于铵根离子的水解，c(NH＋) ﹤c(Na+)，4所以c(Cl－)>c(NH4＋) ＋c(Na＋)，故D错误，此题选B。
【名师点评】溶液中离子浓度大小比较,是全国高考的热点题型之一,重复率达100%,因为这类题目涉及的知识点多,难度大,区分度高。
解决这类题目必须掌握的知识基础有：掌握强弱电解质判断及其电离,盐类的水解,化学平衡理论(电离平衡、水解平衡),电离与水解的竞争反应,以及化学反应类型,化学计算,甚至还要用到"守恒"来求解。
解题的关键是运用物料守恒、电荷守恒和质子守恒原理计算相关离子浓度大小。
典例三、【考点定位】考查中和滴定图像、弱电解质的电离平衡、离子浓度大小比较【2016·天津理综】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1 mol·L－1的三种酸(HA、HB 和HD)溶液，滴定曲线如图所示，下列判断错误的是( )A．三种酸的电离常数关系：K HA>K HB>K HDB．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)C．pH＝7时，三种溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－)D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)【答案】C溶液的质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)，正确；故选C。
【名师点评】本题考查了酸碱混合时的定性判断、弱电解质的电离平衡、离子浓度大小比较等。
在判断溶液中微粒浓度大小的比较时，要重点从三个守恒关系出发，分析思考。
（1）两个理论依据：①弱电解质电离理论：电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。
例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。
②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。
例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
（2）三个守恒关系：①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。
②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
例如，0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)＋－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。
例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO32c(H2CO3)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
解答本题时，能够从图像的起始点得出三种酸的相对强弱是解题的关键。
热点三、盐类水解的应用典例四、【考点定位】考查电解质溶液中离子浓度大小关系，涉及弱电解质的电离、盐类的水解及三个守恒式的应用，考查了学生对电离平衡和盐类水解平衡规律理解及应用能力。
考查学生综合运用所学化学知识解决相关化学问题的能力。
【2014·课标全国卷Ⅱ】一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是( )A．pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10－5mol·L－1B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1C．pH＝2的H2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O－4) D．pH相同的①CH3COONa ②NaHCO3③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①＞②＞③【答案】D热点四、难溶电解质的溶解平衡典例五、【考点定位】考查弱电解质的电离平衡，盐类水解平衡，难溶电解质的溶解平衡 【2016·课标全国Ⅲ】下列有关电解质溶液的说法正确的是( )A ．向0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中c （H ＋）c （CH 3COOH ）减小B ．将CH 3COONa 溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中c （CH 3COO －）c （CH 3COOH ）·c （OH －）增大C ．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c （NH ＋4）c （Cl －）>1D ．向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中c （Cl －）c （Br －）不变【答案】D【解析】A 、3(H )(CH COOH)c c +=3(CH COO )Kc -，因为加水，稀释溶液，醋酸电离程度增大，但醋酸根离子浓度减小，平衡常数不变，故比值变大，故错误；B 、醋酸钠溶液加热，醋酸根离子水解程度增大，其33(CH COO )(CH COOH)(O H )c c c --⋅=1/K ，K 变大，所以比值变小，故错误；C 、盐酸中加入氨水到中性，则有c (H +)=c (OH -)，根据电荷守恒，c (NH 4+)=c (Cl -)，故错误；D 、向氯化银和溴化银的饱和溶液中加入少量硝酸银，沉淀溶解平衡逆向移动，氯离子和溴离子浓度比仍等于其溶度积的比值，故不变，故正确。
【名师点评】本试题考查影响弱电解质电离平衡移动、盐类水解移动、离子浓度大小比较、难溶电解质的 溶解平衡等知识，属于选修4的知识点，这部分题考查学生对上述知识的运用、分析、审题能力，平时训 练中需要强化这部分知识的练习，因为它是高考的重点。
醋酸属于弱电解质，CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋，影响弱电解质的因素：（1）温度：升高温度促进电离；（2）加水稀释，促进电离；（3）同离子效应： 加入相同离子抑制电离；（4）加入反应离子：促进电离；因为是都在同一溶液，溶液体积相同，因此看物 质的量变化，加水稀释促进电离，n (H ＋)增大，n (CH 3COOH)减小，则比值增大。
影响盐类水解的因素：温盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡在课标卷中近三年的高考考点分布如下：【命题规律】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，很少会以专门考题出现,将水解反应原理应用于工业流程实践等,从历年高考试题来看,其考查方式灵活多样,可以独立命题考查,也可以贯穿于填空、实验、计算等各类试题之中。
要掌握盐类水解这部分知识，一般来说要注意以下几个方面：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荷守恒和物料守恒(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)。
难溶电解质沉淀溶解平衡是这几年高考化学中的重点知识，考查方式不只是局限在计算上，还会结合难溶电解质溶解曲线图考察温度对于物质溶解速率的影响以及Ksp、重结晶等知识。
，结合溶解度曲线进行考察，虽然形式变化，但试题难度适中。