4.盐类的水解及其应用

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化学选修4盐类的水解知识总结

化学选修四第四章第3节《盐类的水解》知识总结一、探究盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性；强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性；强酸强碱盐的水溶液，呈中性。

二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因弱酸强碱盐，水解显碱性CH3COONa= CH3COO−+ Na++H2O H++ OH−CH3COOHCH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO− + H2O CH3COOH + OH−强酸弱碱盐水解NH4Cl = NH4++ Cl−+H2O OH−+ H+NH3·H2ONH4Cl + H2O NH3·H2O + HClNH4+ + H2O NH3·H2O + H+强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。

1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。

2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸+ 碱盐+ 水3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-、PO43-、S2-、SO32-、ClO-、F-，弱酸根的盐，常会发生水解。

NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。

类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。

由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。

强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。

对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。

(1)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。

(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA 和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。

盐类水解及其应用

于 HCO3－，故 Na2CO3 溶液中 c(OH－)更大，故 C 错。D 项，NaHCO3
溶液中加入 NaOH 固体：HCO3－＋OH－===H2O＋CO23－，c(CO23－)
增大，Na2CO3 溶液中加入 NaOH，导致 CO23－的水解平衡向左移动，
c(CO23－)增大，故 D 正确。
答案：C
FeCl3+3H2O ⑴加热促进水解
Fe(OH)3+3HCl ⑵HCl挥发
2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O
29
问题5：Al2(SO4)3溶液加热蒸发后得到固
体是什么？
Al2(SO4)3+6H2O
2Al(OH)3+3H2SO4
尽管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于
H2SO4是高沸点酸，不易挥发，加热最终只
在碱性条件下去油污能力强
37
４.工业生产中的盐类水解问题
问题8：金属镁与水反应比较困难，若加一些
NH4Cl很快产生大量气体？为什么？
NH4++H2O
NH3•H2O + H+
Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑ △
NH3•H2O == NH3 ↑ + H2O
总方程式：
Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3 +H2
mo/L）,则下列判断正确的是（）
A.a=b=c
B.c>a>b
C.b>a>c
D.a>c>b
23
高考在线
1.（09年重庆10）物质的量浓度相同的下列
溶液，pH由大到小排列正确的是 B

无机化学——盐类的水解及其应用

盐类的水解及其应用盐类的水解及其应用（一）盐的水解实质当盐AB能电离出弱酸阴离子(Bn－)或弱碱阳离子(An＋)，即可与水电离出的H＋或OH －结合成弱电解质分子，从而促进水进一步电离。

思考：pH＝7的盐溶液中水的电离是否一定相当于该温度下纯水的电离？提示：可有两种情况：①强酸强碱正盐溶液：“无弱不水解”，对水的电离无影响②弱酸弱碱盐溶液：弱碱阳离子和弱酸阴离子的水解程度相当，即结合水电离出的OH－和H＋能力相当，也即相应弱碱和弱酸的电离程度相等。

尽管溶液中[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol/L(室温)，但水电离出的[H＋]水＝[OH－]水>> 1×10－7mol/L。

故水的电离受到的促进程度仍然很大。

（二）影响水解的因素内因：盐的本性有弱才水解，越弱越水解弱弱都水解，无弱不水解外因：浓度、温度、溶液酸碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。

（2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。

（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。

（三）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响。

（四）强碱弱酸酸式盐的电离和水解1. 以HmAn－表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.2. 常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性：NaHSO3、NaH2PO4此类盐溶液的酸碱性可由下列情况而定。

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，取决于两者程度的相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性（五）盐类水解的应用1. 判断盐溶液的酸碱性及其强弱如何比较等物质的量浓度的各种盐溶液的pH大小？例如HCOONa、CH3COONa、Na2CO3∵电离程度：HCOOH＞CH3COOH＞HCO3－∴水解程度：HCOO－＜CH3COO－＜CO32－pH大小顺序:Na2CO3＞CH3COONa＞HCOONa.思考：相同条件下，测得①NaHCO3，②CH3COONa，③NaAlO2三种稀溶液的pH值相同，那么，它们的物质的量浓度由大到小的顺序该怎样？2. 比较盐溶液中离子种类的多少?例：将0.1mol下列物质置于1L水中充分搅拌后,溶液中阴离子数最多的是（）A.KClB.Mg(OH)2C.Na2CO3D.MgSO4解：此题涉及到物质溶解性、盐的水解等知识.往往对盐的水解产生一种错误理解，即CO32－因水解而使CO32－浓度减小，本题已转移到溶液中阴离子总数多少的问题上。

盐类的水解和沉淀溶解平衡

盐类的水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解原理及其应用（一）、盐类水解的定义和实质1、定义：盐电离产生的某一种或多种离子与水电离出来的H + 或OH - 生成弱电解质的反应。

2、盐类水解的实质：盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解（反应）的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。

3、盐类水解的条件：（1）、盐必须溶于水中；（2）、盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。

4、盐类水解反应离子方程式的书写（1）、一般盐类水解程度很小，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“↑”，盐类水解是可逆反应，写可逆号。

（2）、多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写。

（3）、双水解反应：弱酸根和弱碱阳离子相互促进水解，直至完全的反应。

如：Al3+ + 3 HCO3- = Al(OH)3↓+ 3 CO2↑注意：常见的能发生双水解反应的离子，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-；NH4+与SiO32-等。

（二）、盐类水解平衡的影响因素1、因：盐本身的性质（1）、弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。

（2）、弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。

即：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。

2、外因（1）、温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。

（2）、浓度：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；②、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。

③、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。

（三）、盐类水解原理的应用1、判断盐溶液的酸碱性。

2、判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系。

3、判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑水解，如Al3+、Fe3+ 与HCO3-、CO32-、AlO2- 等不能大量共存。

盐类的水解及其应用学案教案.doc

盐类的水解及其应用学案班级：姓名：学习目标：1.初步掌握盐类水解的概念，理解盐类水解的实质，并能够运用盐类水解知识判断盐溶液的酸碱性。

2.学会正确书写盐类水解的离子方程式。

3.了解影响盐类水解的因素。

学习重点盐类水解的本质,理解强酸弱碱盐与强碱弱酸盐水解规律学习难点判断盐溶液的酸碱性【导学过程】：一、盐的组成与盐溶液的酸碱性的关系【实验引导】【自主探知】COONa水溶液呈碱性的原因。

（1）分析CH3（2）分析一下NHCl为什么显酸性?4（3）为什么NaCl溶液是中性的?二、盐类水解规律有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性,无弱呈中性。

注意：这只一般规律，也有例外的，如：。

【小结】：填写酸性、碱性、或中性：强酸强碱形成的盐溶液显性；强酸弱碱形成的盐溶液显性；弱酸强碱形成的盐溶液显性。

三、建立盐类水解的概念：(1).定义：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).水解的特点：①.可逆：②.吸热：△H＞0③.一般很微弱,水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↓”、“↑”符号，生成物（如H2CO3、NH3•H2O等）也不写分解产物；④.水解平衡（动态）(3).水解的条件：(4).水解的实质：四、影响盐类水解的主要因素(1).内部因素(主要因素):盐的本性，，盐的水解程度越大。

(2).外因因素(次要因素) :①.温度：因水解是_____热过程，所以温度越，水解程度越大。

②.浓度：盐的浓度越，水解程度越大，但是。

五、水解离子方程式的书写①盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”②一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↓”、“↑”符号，生成物（如H2CO3、NH3•H2O等）也不写分解产物；③多元弱酸盐分步水解，第一步为主，水解方程式一般只写第一步。

【探究练习】：（1）强碱弱酸盐：发生水解的离子为，溶液显性。

如CH3COONa水解离子方程式为：；Na2CO3水解离子方程式：。

盐类的水解及其应用

判断盐溶液蒸干时所得的产
物
二盐氧类化水硫解漂的白原应理用的探究
2.盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断
(1)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如,Na2SO3(aq)
Na2SO4(s)。
(2)易分解的盐受热会分解。例如Ca(HCO3)2、NaHCO3、K
MnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(H
(4)外界条件对盐水解程度的大小起决定作用。( ) (5)降低温度和加水稀释,都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动。( ) (6)通入适量的HCl气体使FeCl3溶液中增大。( ) (7)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液,滴入两滴酚酞,加热,溶液先变红,后红色变浅。( ) (8)能水解的盐的浓度越低,水解程度越大,溶液的酸碱性越强。( )
A.b、c两点溶液的导电能力相同 B.a、b、c三点溶液中水的电离程度a>c>b
C.c点溶液中c(H+)=c(OH-)+c(CH3COOH)
D.用等浓度的盐酸分别与等体积的b、c处溶液恰好完全反应，消耗
盐酸体积Vb=Vc
二盐氧类化的硫水漂解白原及理规的律探究
4. (1)①现有0.1 mol·L-1的纯碱溶液,用pH试纸测定溶液的pH,其正确的操作是 __把___一__小__块__p__H_试___纸__放__在__洁___净__的__表__面__皿___(或___玻__璃__片__)_上__,_将__蘸__有__待___测__溶__液__的___玻__璃__棒___ __点__在___试__纸__的__中___部__,试___纸__变__色__后__,_与__标__准___比_。色卡对照来确定溶液的pH 你认为该溶液pH的范围一定介于 7~13 之间。 ②为探究纯碱溶液呈碱性是由CO32-引起的,请你设计一个简单的实验方案:____ 向___纯__碱__溶__液___中__滴__入__酚__酞___溶__液__,_溶__液__显__红___色__,再___向__该__溶__液__中___滴__入__过__量___氯__化__钙__溶__液___,若__产_ _生__白___色__沉__淀__且___溶__液__的__红___色__褪__去__,_则__可__说__明___纯__碱__溶__液___呈__碱__性__是__由___C_O__3_2_-引__起___的___。 ③为探究盐类水解是一个吸热过程,请用Na2CO3溶液和其他必要试剂,设计一个简单的实验方案: 取Na2CO3溶液,滴加酚酞溶液,溶液呈红色,然后分成两份_,_加__热 __其__中___一__份__,_若__红__色__变__深___,则__说___明__盐__类__水___解__吸__热___。

盐类的水解及其应用

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3、配制某些易水解盐溶液
例：配制FeCl3溶液，由于： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 +3H+ 因生成难溶的Fe(OH)3而得不到澄清溶液，可加入少量盐酸以防止浑浊。
配制FeCl3、SnCl2等溶液时，先用少量浓盐酸溶解，再加水稀释到所需的浓度。
4、热的碳酸钠溶液去油污
CO32- + H2O HCO3- + OH升温可使水解平衡向正反应方向移动，提高了c(OH-)，增强了去污力。
5、铁盐、铝盐作净水剂
许多盐在水解时，可生成难溶于水的氢氧化物，当生成的氢氧化物呈胶状且无毒时，可用作净水剂。如明矾，硫酸铁等。
6、制取某些无机化合物
当水解程度很大时，可用来制取某些物质： TiCl4 +(x+2)H2O (过量） TiO2· xH2O↓ + 4HCl
7、化肥施用
由于弱酸强碱盐与弱碱强酸盐溶液混合后相互促进水解，所以铵态肥料与碱性肥料不能混合施用。如碳铵、硫铵、硝铵不宜与草木灰(主要成分是K2CO3)混合施用。
①盐类水解程度大小和物质的本性有关
②盐类水解程度比较小，单水解率不大于10% ③盐类水解是可逆反应 ④盐类水解可看成酸碱中和反应的逆反应 ⑤盐类水解是吸热反应
⑥盐类水解也属于离子反应
（6）盐类水解方程式的书写
（1）盐类水解一般为可逆反应，用“ ” （2）盐类水解程度小，通常不放出气体，不生成沉淀。不标“↑”“↓” （3）多元弱酸盐水解分步写，以第一步为主。
C(OH-) 增大减小增大减小增大减小
通入HCl 升温加水加NaOH
加HAc 加NH4Cl
减小
三、双水解反应

第4讲盐类的水解

第4讲盐类的水解1．盐类的水解原理：(1)定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。

(2)实质：(3)规律：(4)特点：2．水解平衡移动(1)温度、浓度0.1mol/L CH3COONa溶液中CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH如何提高c(CH3COO—)c(Na+)？具体的方法？(2)完全互促水解(3)互促水解平衡3、水解的应用(1)判断盐溶液的酸碱性及判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)强弱。

(2) 比较溶液中离子浓度的大小(一看反应、二分主次、三抓守恒)。

①1molCO2和2molNaOH恰好完全反应的溶液②1molCO 2和1molNaOH 恰好完全反应的溶液③2molCO 2和3molNaOH 恰好完全反应的溶液④1molCO 2和3molNaOH 恰好完全反应的溶液例 1 ．常温下，用 0.1000 mol·L 1-NaOH 溶液滴定 20.00mL0.1000mol·L 1-3CH COOH 溶液所得滴定曲线如右图。

下列说法正确的是A ．点①所示溶液中：()()()()33CH COO OH CH COOH H c c c c --++=+B ．点②所示溶液中：()()()33Na CH COOH CH COO c c c +-=+C ．点③所示溶液中：()()()()3Na OH CH COO H c c c c +--+＞＞＞D ．滴定过程中可能出现：()()()()()33CH COOH CH COO H Na OH c c c c c -++-＞＞＞＞例2 ．25℃，有c(CH 3COOH)＋c(CH 3COO －)=0.1mol·L －1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液，溶液中c(CH 3COOH)、c(CH 3COO －)与pH 值的关系如图所示。

下列有关离子浓度关系叙述正确的是A ．pH =5.5溶液中：c(CH 3COOH)＞c(CH 3COO －)＞c(H ＋)＞c(OH －)B ．W 点表示溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)=c(CH 3COO －)＋c(OH －)C ．pH =3.5溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)－c(OH －)＋c(CH 3COOH)=0.1 mol·L －1D ．向W 点所表示1L 溶液中通入0.05molHCl 气体(溶液体积变化可忽略)： c(H ＋)=c(CH 3COOH)＋c(OH －)(3)判断溶液中离子能否大量共存。

第4课时盐类水解的应用

D.NH4HSO4 E.(NH4)2SO4
F.NH3.H2O
总结:离子共存问题
(离子不能大量共存的规律总结)
(1)生成沉淀 (2)生成气体
发生复分解反应
(3)生成难电离物 (4)发生氧化还原
发生氧化还原反应
(5)发生互促水解
发生双水解反应
(6)弱酸酸式根与H+ 、OH-不能共存
(7)题干中无色,排除有色离子
化学《选修4》
第三章水溶液中的离子平衡
第三节盐类的水解
第4课时盐类水解的应用溶液的配制与保存: (不引入杂质离子)
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
配制 FeCl3溶液:加少量稀盐酸 ; 配制 FeCl2溶液:加少量稀盐酸和Fe粉; 配制 FeSO4溶液:加少量稀硫酸和Fe粉; 保存NH4F溶液 : 铅容器或塑料瓶, 不能存放在玻璃瓶中！
NH4+与CH3COO-、HCO3-、CO32- 可以大量共存
注意:
发生微弱双水解的离子能在水溶液大量共存。
(四)盐作净水剂的原理:明矾、绿矾、FeCl3 等 Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 (胶体) + 3H +
Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 (胶体) + 3H + 本身无毒,胶体可吸附不溶性杂质,起到净水作用
(HCl、 HNO3 易挥发,而H2SO4 难挥发)
下列盐溶液加热蒸干并灼烧后,得到什么固体物质？
FeCl3 溶液 Fe2O3 Fe(NO3)3 溶液 Fe2O3 Fe2(SO4)3 溶液 Fe2(SO4)3 Na2CO3 溶液 Na2CO3

(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。

盐类的水解及应用

Fe3+ + 3H2O HCO3- + H2O PO43- + H2O S2- + H2O NH4+ + H2O
Fe(OH)3 + 3H+ H2CO3 + OHHPO42- + OHHS- + OHNH3· 2O + H2O H
注：离子方程式应遵循电荷守恒
练2 下列水解离子方程式书写正确的是（ AD ） A Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ B Br - + H2O HBr + OHC CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OHD NH4+ + 2H2O NH3· 2O + H+ H
“＞”、“＜”或“＝”)；若要使该比值变小，可加入的物质是 ( ) CD A.适量NaOH B.适量盐酸 C.适量KOH D.适量KHS溶液
溶液中离子浓度大小的比较
单一溶液在NH4Cl溶液中，离子浓度排列正确的是（ C ） A、[NH4+]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H+] B、[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H+] C、[Cl-]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH-] D、[NH4+]＞[Cl-]＞[H+]＞[OH-]
3、外加酸、碱：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。（酸抑制强酸弱碱盐的水解、促进强碱弱酸盐的水解；碱抑制强碱弱酸盐的水解、促进强酸弱碱盐的水解。）
练1 判断FeCl3、NaHCO3、Na3PO4、K2S、(NH4)2SO4、BaCl2 的水溶液能否水解。写出水解的离子方程式。

盐类水解知识点总结手写

盐类水解知识点总结手写首先，盐类的水解是指盐类溶于水后，发生离子交换和水的分解反应。

在这一过程中，盐类会分解成相应的正离子和负离子，同时，水也会产生氢离子和氢氧根离子。

这种离子交换和水的分解使得溶液中出现了酸碱性物质，从而导致了水的pH值的变化。

其次，盐类的水解反应几乎涉及到了所有的盐类。

一般来说，盐类可以分为两种，一种是酸盐，另一种是碱金属盐。

对于酸盐来说，它们的水解反应会导致溶液中出现酸性物质，而碱金属盐的水解反应则会导致溶液中出现碱性物质。

因此，我们可以根据盐的种类来预测其水解后溶液的酸碱性质。

另外，盐类的水解反应会受到一些因素的影响。

首先，溶液中的盐类的浓度是一个重要因素。

一般来说，如果盐类的浓度足够大，那么它们会抑制水的离子化，从而减缓水解反应的速率。

另外，溶液的温度也会影响盐类的水解反应。

一般来说，温度越高，水解反应的速率越快。

此外，溶液中还可能存在其他化合物，它们也可能对盐类水解反应产生影响。

在实际应用中，盐类的水解反应有着广泛的应用。

例如，在化工生产中，盐类的水解反应可以用来生产酸碱性物质，进一步用于中和和沉淀反应。

在环境保护中，盐类的水解反应也可以用来处理酸雨和酸化水体。

因此，对盐类的水解反应有着深入的理解和研究，对我们的生产和生活都有着重要的意义。

总之，盐类的水解反应是化学中一个非常重要的知识点。

通过对这一知识点的研究和了解，我们可以更好地理解盐类的化学性质和应用，并且有效地利用盐类和水的反应来生产和生活中。

希望上述内容对你有所帮助，谢谢阅读。

高中化学选修四盐类水解反应的应用专题练习解析

盐类水解的应用【学习目标】1、了解盐类水解在生产、生活中的应用，利用盐类水解的原理解释盐类水解在生产、生活中的应用；2、初步掌握比较溶液中离子浓度大小的关系，了解溶液中存在的几个守恒关系。

【要点梳理】要点一、盐类水解的应用有关盐类水解的反应，大致有以下几个方面：1．某些物质水溶液的配制配制能水解的强酸弱碱盐，通常先将盐溶于相对应的酸中，然后加水稀释至刻度，得到要配制的浓度。

如配制FeCl3溶液：先将FeCl3溶于稀盐酸，再加水冲稀至所需浓度。

配制强碱弱酸盐的水溶液，应加入少量相对应的强碱，抑制弱酸酸根的水解。

如配制硫化钠的水溶液时，应先滴入几滴氢氧化钠，再加水冲稀至所需浓度。

2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。

如：Mg+2NH4+＝Mg2++2NH3↑+H2↑3．明矾、三氯化铁等净水Al3++3H2O Al(OH)3（胶体）+3H+Fe3++3H2O Fe(OH)3（胶体）+3H+原因：胶体吸附性强，可起净水作用。

4．苏打洗涤去油污CO32―+H2O HCO3―+OH―，加热，去油污能力增强。

原因：加热，促进CO32―的水解，碱性增强，去油污能力增强。

5．泡沫灭火器原理成分：NaHCO3、Al2(SO4)3NaHCO3水解：HCO3―+H2O H2CO3+OH―碱性Al2(SO4)3水解：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+酸性原理：当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：Al3++3HCO3―＝Al(OH)3↓+3CO2↑6．施用化肥普钙[Ca(H2PO4)2]、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用原因：K2CO3水解显碱性：CO32―+H2O HCO3―+OH―3Ca(H2PO4)2+12OH―＝Ca3(PO4)2↓+12H2O+4PO43―NH4++OH－＝NH3↑+H2O 降低肥效7．判断物质水溶液的酸碱性的大小。

高中化学——盐类的水解

盐类的水解课标解读要点网络1.了解盐类水解的原理。

2.了解影响盐类水解的主要因素。

3.了解盐类水解的应用。

4.能正确书写盐类水解的化学或离子方程式。

盐类的水解原理及规律1．盐类的水解原理 (1)定义在溶液中由盐电离产生的离子与水电离产生的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。

(2)实质―→[H ＋]≠[OH －]―→溶液不再呈中性。

(3)特点可逆→水解反应是可逆反应吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，ΔH >0 微弱→水解反应程度很微弱 (4)水解常数(K h ) A －＋H 2OHA ＋OH －的水解常数表达式K h ＝[HA][OH －][A －]＝[HA][OH －][H ＋][A －][H ＋]＝K WK a，若25 ℃，HA 的K a 为1×10－6 mol·L －1则A －的水解常数K h 为1×10－8mol·L －1。

2．盐类的水解规律(1)类型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、KNO3否—中性＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH＋4、Cu2＋酸性<7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO2－3碱性>7(2)一般规律有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，谁强显谁性；同强显中性，同弱不确定。

注意：这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。

3．水解离子方程式的书写(1)书写形式在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。

(2)书写规律①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。

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，如Na2CO3的水解离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。

高中学生研究性学习：盐类水解的原理及应用

盐类水解的应用(一)盐类水解1.盐类水解发生条件以及其原理水有微弱地导电性，表明水是极弱的电解质，可以发生极其微弱的电离，能电离出极少量的H3O+( H+)和OH-，是一个吸热过程。

在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

首先，盐必须溶于水，其次，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动。

2.影响盐类水解的因素a.组成盐的酸根及阳离子组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，pH越大。

组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，pH越小。

对于弱酸强碱盐和强酸弱碱盐，溶液越稀，其水解程度越大。

对弱酸弱碱盐，其水解度与盐的浓度无关。

盐BA呈水后能否发生水解，主要决定于其电离出的B+或A-对配位水分子影响(极化作用)的大小。

离子极化理论指出：离子极化作用的大小决定于离子的极化力和变形性。

离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”；被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。

虽然异号离子之间都可以使对方极化，但因阳离子具有多余的正电荷，半径较小，在外壳上缺少电子，它对相邻的阴离子起诱导作用显著；而阴离子则因半径较大，在外壳上有较多的电子容易变形，容易被诱导产生诱导偶极。

所以，对阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。

显然，离子具有高电荷和较小半径时，易水解；反之低电荷和较大半径时则不易发生水解。

如：Al2S3、SiCl4遇水都极易水解：Al2S3+6H2O⇌2Al(OH)3+3H2SSiCl4+4H2O⇌H4SiO4+4HCl相反，NaCl、KCl则不发生水解。

说明离子极化力越强，该离子的水解趋势就越大。

对于电荷相同的离子水解程度的大小主要由电子层结构决定。

如Ca2+、Ba2+、Sr2+等离子不易水解；而Zn2+、Cd2+、Hg2+等离子却能水解，这是它们间电子层结构不同。

盐类的水解原理的应用

盐类的水解原理的应用1. 盐类的水解原理概述盐类水解是指盐溶液中的阳离子和阴离子与水分子反应生成酸和碱的过程。

具体来说，当溶液中的盐中的离子能够与水反应生成酸和碱时，盐就会发生水解。

盐类的水解行为与溶液中离子的酸碱性质相关。

例如，如果溶液中的盐中的阳离子具有强酸性质，而阴离子具有强碱性质，那么盐的水解程度将很高。

2. 盐类的水解原理实例以下是几种常见盐类的水解原理及其应用的实例：2.1 氯化铵（NH4Cl）•氯化铵分解为NH4+和Cl-两个离子；•NH4+离子水解生成NH3和H3O+；•Cl-离子不水解。

盐类水解原理的应用: 1. 氯化铵的水解产生的NH3可以用于氨水的制备，氨水在实验室中常用于调节溶液的酸碱度； 2. 氯化铵的水解所产生的酸性物质H3O+也可以用于实验室中的酸碱中和反应。

2.2 碳酸氢钠（NaHCO3）•碳酸氢钠分解为Na+和HCO3-两个离子；•HCO3-离子水解生成H2CO3和OH-；•Na+离子不水解。

盐类水解原理的应用: 1. 碳酸氢钠的水解产生的H2CO3可以用于气泡饮料中的二氧化碳的释放； 2. 碳酸氢钠的碱性物质OH-也可以用于调节溶液的酸碱度。

2.3 硫酸铜（CuSO4）•硫酸铜分解为Cu2+和SO4-两个离子；•Cu2+离子水解生成Cu(OH)2和H3O+；•SO4-离子不水解。

盐类水解原理的应用: 1. 硫酸铜的水解产生的Cu(OH)2可以用于制备蓝色矾石颜料； 2. 硫酸铜的水解所产生的酸性物质H3O+也可以用于实验室中的酸碱中和反应。

3. 盐类的水解反应与溶液pH值盐类的水解反应与溶液pH值之间存在一定的关系。

如果盐类的水解产物中有酸性物质生成，溶液的pH值将降低，反之，如果有碱性物质生成，溶液的pH值将升高。

这一原理在许多实际应用中都有重要的意义。

4. 提高盐类水解反应效率的方法为了提高盐类水解反应的效率，可以采取以下方法：1.提高反应温度：增加反应温度可以加快盐类的水解速率，提高反应效率；2.使用催化剂：添加适量的催化剂能够提高盐类的水解速率，加快反应进程；3.增加反应时间：延长反应时间有助于反应达到更完全的程度。

盐类的水解及离子浓度大小比较知识点

高考复习盐类的水解及离子浓度大小比较知识点一、盐类的水解1.越弱越水解：如果生成弱电解质的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，则水解程度越大。

如果生成盐的弱酸（或弱碱）越弱，则该盐的水解程度越大，碱性（或酸性）越强，如碳酸钠和醋酸钠。

2.水解反应是吸热反应，越热越水解。

3.越稀越水解。

4.应用：(1)判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类的水解(2)判断溶液中离子种类和浓度大小(3)判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐类的水解，如Al3+、Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、SO32-、S2-、SiO32-不能大量共存，还有NH4+不能和AlO2-、S2-、SiO32-，因为发生双水解。

但是NH4+和CO32-可以大量共存。

(4)加热浓缩某些盐溶液时，要考虑水解：①考虑盐是否分解，如加热蒸干Ca(HCO3)2溶液，因为其受热分解，所得固体应该是CaCO3。

②考虑氧化还原反应，如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体应该是Na2SO4。

③盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱。

如蒸干AlCl3溶液，但是蒸干Al2(SO4)2时，得到原物质。

延伸：如何从AlCl3溶液中得到AlCl3结晶？④盐水解得到强碱时，蒸干后得到原物质，如Na2CO3溶液。

⑤有时要多方面考虑，加热蒸干NaClO溶液时，发生歧化反应，得到NaCl和NaClO3两种固体的混合物。

(5)生活中的应用，如明矾净水，泡沫灭火器原理：Al3++3HCO3-二、酸式盐溶液酸碱性的判断1．强酸的酸式盐只电离不水解。

2．弱酸的酸式盐：（1）电离程度<水解程度，则以水解为主（2）电离程度>水解程度，则以电离为主：NaH2PO4NaHSO3三、离子浓度大小比较方法1．考虑水解因素，如Na2CO32．综合分析：相同浓度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，因为NH3·H2O 的电离>NH4Cl的水解，所以离子浓度NH4+>Cl->OH->H+3．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：（1）物料守恒：以Na2CO3、NaH2PO4为例。

备战2018年高考化学之高频考点解密-解密12 盐类的水解含解析

备战2018年高考化学之高频考点解密解密12 盐类的水解考点1 盐类的水解及其应用 1．盐类水解的规律及类型有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

否中性是4NH +、Cu 2+酸性是 3COO －、23CO -注意：（1）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。

①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。

如NaHCO 3溶液中：3HCO -H ++23CO -(次要)，3HCO -+H 2OH 2CO 3+OH －(主要)。

②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。

如NaHSO 3溶液中：HSO －3H ++SO 2－3(主要)，HSO －3+H 2OH 2SO 3+OH －(次要)。

（3）相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如23CO ->3HCO -。

（4）相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。

如4NH +的水解：(NH 4)2CO 3>(NH 4)2SO 4> (NH 4)2Fe(SO 4)2。

2．盐类水解方程式的书写（1）一般情况下盐类水解的程度较小，应用“”连接反应物和生成物。

水解生成的难溶性或挥发性物质不加“↓”或“↑”符号。

如Cu 2++2H 2OCu(OH)2+2H +，HS −+H 2OH 2S+OH −。

（2）多元弱酸阴离子分步水解，应分步书写水解的离子方程式。

因为第一步水解程度较大，一般只写第一步水解的方程式。

如Na 2CO 3的水解分两步，第一步为23CO -+H 2O3HCO -+OH −，第二步为3HCO -+H 2OH 2CO 3+OH −。

多元弱碱阳离子的水解方程式不要求分步书写。

如AlCl 3的水解方程式为Al 3++3H 2OAl(OH)3+3H +。

（3）发生相互促进的水解反应时，由于能水解彻底，用“”连接反应物和生成物，水解生成的难溶性或挥发性物质要写 “↓”或“↑”符号。

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