盐溶液的酸碱性,盐类水解,离子水解,水解平衡常数
各类盐溶于水后的酸碱性
强酸弱碱盐溶于水显酸性如Al2(SO4)3溶于水后，Al3+会发生如下水解反应Al3+ +3H2O = Al(OH)3 + 3H+你可以发现水解后得到了H+，说明溶液是酸性的强碱弱酸盐溶于水一般显碱性如Na2S溶于水发生如下水解反应S2- + H2O = HS - + OH-HS- + H2O = H2S + OH-强酸强碱盐一般是中性的，如氯化钠弱酸弱碱盐一般发生双水解Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S1.强碱弱酸盐溶于水呈碱性，例如：碳酸钠，磷酸钠，氟化钠，硫化钠，次氯酸钠，醋酸钠等等弱酸的钾盐，钠盐，钙盐，钡盐等（如果能溶的话）。
2.强酸弱碱盐溶于水呈酸性，例如，硫酸铵，硫酸铁，硫酸铜，硫酸铝等等弱碱的硫酸盐，硝酸盐，氯化物，溴化物，碘化物等（如果能溶的话）3.部分酸式盐溶于水呈碱性，例如，碳酸氢钠，磷酸一氢钠，硫氢化钠。
部分酸式盐溶于水呈酸性，例如，硫酸氢钠，亚硫酸氢钠，磷酸二氢钠。
有些弱酸弱碱盐呈酸性，例如，草酸铵，氟化铵，亚硫酸铵有些弱酸弱碱盐呈碱性，例如，次氯酸铵，碳酸铵，硫化铵。
记住，比醋酸酸性弱的弱酸的铵盐呈碱性，比醋酸酸性强的弱酸的铵盐呈酸性。
常见强酸：硫酸，硝酸，盐酸，氢溴酸，氢碘酸，高氯酸。
常见强碱：氢氧化钠，氢氧化钾，氢氧化钙，氢氧化钡。
常见弱酸：亚硫酸，氢氟酸，磷酸，草酸，醋酸，碳酸，次氯酸，硅酸，氢硫酸。
常见弱碱：氨水，氢氧化铝，氢氧化铁，氢氧化铜，氢氧化亚铁，氢氧化镁。
【知识讲解】一、盐类水解的实质盐类在水溶液中电离出的离子跟水电离出的H+或OH－生成难电离的分子或离子，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离度增大。
判断盐类水解能否水解的条件：一看能否溶，不溶不水解；二看有无弱，无弱不水解。
二、盐类水解的类型和规律判断盐类能否发生水解及水解后溶液显酸碱性要看盐电离的离子对应的酸或碱的相对强弱。
1、盐类水解的类型2、水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解；三价阳离子都水解，多元弱酸根离子分步水解。
盐类的水解知识点
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。
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c (H ＋)＝c (OH －)―→溶液呈中性 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，是吸热过程 |微弱→水解反应程度很微弱4.盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
越稀越水解，越热月水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)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。
a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。
如NaHCO 3溶液中：HCO －3H ＋＋CO 2－3(次要)，HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －(主要)。
b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
（目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解）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NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
盐溶液的酸碱性
C、CO32-+H2O
H2CO3+2OH-
D、NH4++ H2O
NH3.H2O +H+
杨浦高级中学高一化学
课堂巩固练习：
NH4Cl溶液中，离子浓度由大到小的是
（ B）
A.C(NH4+)＞ C(Cl-) ＞ C(H+) ＞ C(OH-) B. C(Cl-) ＞ C(NH4+) ＞ C(H+) ＞ C(OH-) C.C(H+) ＞ C(OH-) ＞ C(NH4+) ＞ C(Cl-) D. C(Cl-) ＞ C(NH4+) ＞ C(OH-) ＞ C(H+)
c(Na+ ) + c(H+) =
+ c(CH3COO - )
c(OH-) 电荷守恒式
= + c(OH-) c(H+) c(CH3COOH)
质子或氢氧根守恒式
杨浦高级中学高一化学
Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒关系
Na2CO3→2Na++CO32-
CO32- + H2O
HCO3- +OH- (主)
水解程度大于电离程度， NaHCO3溶液显碱性
电离：HSO3-
H++SO32-
水解：HSO3-+H2O H2SO3+OH-
电离程度大于水解程度， NaHSO3溶液显酸性
杨浦高级中学高一化学Fra bibliotekCH3COO-＋H2O
NH4+ +H2O 通式：An-+H2O
Bm++mH2O
CH3COOH + OH- 显碱性 NH3·H2O + H+ 显酸性
盐类的水解 (水解常数)
盐的水解 常数
2
HA表示酸，MOH表示碱，MA表示由它们生成 的盐，则MA的水解方程式为：
MA +H2O HA+ MOH
该水解反应的平衡常数为
K
=
c ( HA )·c (MOH )
c(H2O) c(MA)
K ·c(H2O)
= c ( HA ) ·c (MOH )
c(MA)
盐的水解常数 Kh = c ( HA ) ·c (MOH )
c (OH- )
= c ( MOH )与电离常数Kb的关系式 Kb
c(MOH)
Kh
=
c ( H+ ) ·c (OH－ )
Kb
=
Kw Kb
水解常数Kh与对应弱酸的电离常数Kb的关系
6
MA +H2O
若MA为强碱弱酸盐(CH3COONa)
Kh =
Kw Ka
பைடு நூலகம்HA+ MOH
若MA为强酸弱碱盐(NH4Cl)
Kh =
Kw Kb
结论：弱酸或弱碱电离常数越小，其所生
成的盐水解常数就越大，水解程度就越大。 越弱越水解
已知浓度相同的碳酸钠溶液和碳酸氢钠溶液相
比，碳酸钠溶液碱性强。试分析原因。
7
依据上图数据，通过计算分析碳酸氢钠溶液呈碱 性的原因。
8
判断弱酸的酸式盐溶液酸碱性的方法 比较其电离和水解程度的相对大小 比较电离常数和水解常数的相对大小
先计算铵根离子的水解常数。 因为醋酸的电离常数大于铵根离子的水解常数，所 以浓度相等时醋酸溶液的酸性强于氯化铵溶液。
11
已知常温下磷酸的电离常数为：
试通过计算判断: NaH2PO4溶液和Na2HPO4溶液的酸碱性。
高中化学盐溶液的酸碱性归纳与分析
盐溶液的酸碱性归纳与分析要点一、盐类水解的实质1．定义⑴以CH3COONa为例探究盐类的水解CH3COONa溶于水之后，完全电离————强电解质CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………① ————(电离出的离子既没有+，也没有OH-)H把CH3COONa溶于水之后，溶液中还存在的电离平衡： H2O H+ + OH-………②————(纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，显中性)CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
CH3COO- + H+CH3COOH………③(CH3COONa电离产生的CH3COO-与水电离产生的H+)随着CH3COONa的加入，CH3COO-结合水电离出的H+，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
溶液中c(OH-)＞1.0×10-7mol/L＞c(H+)，CH3COONa水溶液显碱性。
⑵盐类水解的定义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应，叫做盐类的水解。
(在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
酸 + 碱盐 + 水2．实质在溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
注意：①只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。
②盐类水解使水的电离平衡发生移动，促进水的电离，使水电离出的c(OH-)≠c(H+)并使溶液呈酸性或碱性。
③盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性极弱。
3．水解特征可逆：盐类水解和酸碱中和反应互为可逆反应。
【高中化学】影响盐类水解的主要因素及盐类水解常数的应用 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
特别提醒 盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
一、影响盐类水解的主要因素
2. 影响盐类水解平衡的因素
(1)内因
①主要因素——盐本身的性质，“越弱越水解”
例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，且第一步
只与温度有关
二、盐类水解常数及应用
1. 盐的水解常数
(1)概念：盐的水解反应的平衡常数，用Kh 表示
(2)表达式：
−
−
−
若MA为强碱弱酸盐，A 水解：A +H2O ⇌ HA+OH
−
Kh =
(HA)·(OH )
−
(A )
Kh =
(MOH)·(H )
+
(M )
+
+
+
+
若MA为强酸弱碱盐，M 水解：M +H2O ⇌ MOH+H
二、盐类水解常数及应用
2. 盐类水解常数(Kh)的应用
(2)判断酸式盐的酸碱性
已知常温下H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，
H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8
试分析NaHCO3溶液呈 碱 性，NaHSO3溶液呈 酸 性，分析原因。
同浓度Na2CO3溶液和NaHCO3溶液，滴入酚酞后变红的程度
为何不同？
+
Na2CO3溶液水解程度大，CO2−
3 更易与水电离的H 结合；
Na2CO3水解出HCO−
3
NaHCO3 水解出H2CO3
影响盐类水解的因素和水解常数
酸碱平衡-盐类水解
Kw ∴弱酸强碱盐的水解常数： Kh Ka
(2)多元弱酸强碱盐
Ka越小， Kh 越大。
多元弱酸强碱盐水解也呈碱性，它们在 水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它 们的水解都是分步进行的。 如：Na3PO4的水解（分三步水解）
①
PO H 2O
3 4
HPO OH
2 4
K w 1.0 10 14 2 K h,1 2 . 2 10 13 Ka 3 4.5 10
当 Ka2C盐 > Ka2[HCO3-] >> Kw时
[H ] K a1 K a2
上式表明，酸式盐的pH值与盐的浓度无关。
三 、弱酸弱碱盐 此类盐水解，溶液既可呈碱性，也可以呈酸 性或中性。溶液的性质由Ka与Kb的相对大小决定 的。 Kw 水解常数： K h
Ka Kb
Ka = K b
[H2CO3]是水解产 生的[OH－]浓度， [CO32-]是电离产生 的H＋浓度，它与 OH－中和
K w [H ][ HCO 3 ] K a2 [HCO 3 ] [H ] K a1 [H ]
整理得：
K ( K K [ HCO a1 W a2 3 ]) [H ] [HCO 3 ]
把淡黄色的FeCl3溶液加入到沸 水中，可观察到溶液变成了红色，这 是因水解生成了Fe(OH)3溶胶。
四、水解的应用 铝盐由于强烈水解，利用其水解产生胶体的 吸附作用，广泛用于作净水剂(明矾作净水剂)。
碳酸钠的水解使溶液呈强碱性，用于代替烧 碱使用。 硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合后因强烈水 解产生大量气体和沉淀形成泡沫用于制作灭火剂。
9.6.4 影响水解平衡移动的因素
盐的水解常数
第三部分 盐的水解常数
（二）盐的水解常数与电离常数的关系的应用
应用2、定量判断弱酸酸式盐溶液的酸碱性(方法：比较 盐的水解常数与酸式酸式离子的电离常数大小)
例3、已知H2SO3 K1=1.54 ×10-2 K2=6.6 ×10-8试计 算：（1） NaHSO3溶液中HSO3-的水解常数
（2） 判断NaHSO3溶液的酸碱性
关系式1 关系式2
Kw Kh= KHA
Kw Kh= KMOH
例1、已知H2CO3 K1=4.4 ×10-7 K2=4.7 ×10-11试计 算：（1） Na 2CO3溶液中CO32-的水解常数
（2） NaHCO3溶液中HCO3-的水解常数 （3） NaHCO3溶液中HCO3-既能发生水解又能发 生电离，试通过比较HCO3-的水解常数和电离常数判 断NaHCO3溶液的酸碱性 （4）比较等浓度的Na 2CO3溶液和NaHCO3溶液， 碱性较强的是 Na 2CO3溶液
（二）盐的水解常数与电离常数的关系的应用
应用3、判断等浓度CH3COONa和CH3COOH混合液的酸 碱性，NH4CI和NH3 ·H2O混合液的酸碱性
例5、已知 NH3 ·H2O K=1.75 ×10-5 试通过计算判断等浓度NH4CI和NH3 ·H2O混合
液的酸碱性 碱性
第三部分 盐的水解常数
（二）盐的水解常数与电离常数的关系的应用
规定水解常数Kh=K ·c(H2O)
c(MOH) ·c(H+) Kh=
c(M+)
c(MOH) ·c(OH—) ·c(H+)
= c(M+) ·c(OH—)
关系式2
Kw Kh= KMOH
第三部分 盐的水解常数
（二）盐的水解常数的计算及应用
《盐类的水解 第1课时》示范课教学设计【化学人教版高中选择性必修第一册(新课标)】
盐类的水解（第1课时）高中化学选择性必修1第三章第三单元1.通过测定一组盐溶液的pH，发现盐溶液的酸碱性不同，认识盐的类型与溶液酸碱性之间的规律性联系；2.通过水的电离平衡及弱电解质电离平衡规律的综合应用，认识盐类水解的微观原理；3.能够用化学用语正确表示盐类的水解反应，理解盐类水解反应的特点。
我们知道，Na2CO3是日常生活中常用的盐，俗称纯碱，常在面点加工时用于中和酸，也常用于油污的清洗等。
为什么Na2CO3可被当作“碱”使用呢？复习必修阶段一个实验，向Na2CO3溶液中滴加酚酞溶液，可观察到什么现象？滴加酚酞溶液后，碳酸钠溶液变红了。
通过实验说明，Na2CO3溶液是呈碱性的，这就是为什么Na2CO3可以当作“碱”使用的原因。
【任务一】探究盐类组成与其溶液酸碱性的关系【任务二】探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因【任务三】正确书写盐类水解的离子方程式【任务一】探究盐类组成与其溶液酸碱性的关系1.盐溶液的酸碱性学习目标情境导入学习任务学习活动【活动设计】【提出问题】酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性。
那么，盐溶液的酸碱性如何呢？与盐的类型之间有什么关系？【实验探究】选择合适的方法测试下表所列盐溶液的酸碱性。
盐溶液NaCl Na2CO3NH4Cl KNO3CH3COONa(NH4)2SO4酸碱性1.测试溶液酸碱性的方法酸碱指示剂法pH试纸法pH计法2.通过pH计测得不同盐溶液的pH3.测试结果盐溶液NaCl Na2CO3NH4Cl KNO3CH3COONa(NH4)2SO4酸碱性中性碱性酸性中性碱性酸性【结果分析】分析上述实验结果，同学们能归纳出盐溶液的酸碱性有什么规律吗?强酸弱碱盐溶液呈酸性，强碱弱酸盐溶液呈碱性，强酸强碱盐呈中性。
盐溶液的酸碱性是与生成盐的酸和碱的强弱有关。
【设计意图】实验设计是探究活动非常重要的一个环节，让学生主动参与实验的设计并给出实验方案，有利于发展学生的实验观。
通过pH计测定并记录不同盐溶液的pH，结合对盐的类型进行分析，引导学生归纳出盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。
【思考】根据形成盐的酸、碱的酸碱性强弱来分,盐可以分成哪几类讲解
（3）强酸强碱盐（Na2SO4、KCl、NaNO3等) 因不能与水所电离出来的H+ 或OH- 结合生成弱电解质,所 以强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。 （4）弱酸弱碱盐（（NH4)2CO3、Mg(HCO3)2等） 阴阳离子均发生水解（双水解），复杂，不作讨论。
◎盐类水解的规律： 有弱就水解， 谁强显谁性， 都强不水解。
问题：配制FeCl3溶液需要注意什么问题？ Fe3+ + 3H2O Fe（OH）3 + 3H+
加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解。
例：不同条件对FeCl3水解平衡的影响(可用箭头表示) Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ △H＞0
条件 升温 加HCl 加水 加铁屑 NaHCO3
移动
c(H+)
2. 下列溶液PH小于7的是
A、 氯化钾 B、 硫酸铜 C、 硫化钠 D、 硝酸钡
3. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A 、碳酸钾 B、 硫酸氢钠
_
C、 碳酸氢钠
_
D、 氯化铁
4.下列离子在水溶液中不会发生水解的是 A 、 NH4+ B、 SO42 C 、 Al3+ D 、 F 5. 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是：
Na2CO3俗称什么？分别往Na2CO3和NaHCO3的溶液 中滴加酚酞，可观察到什么现象？
探究盐溶液的酸碱性 实验：用pH试纸检验下列溶液的酸碱性（P53 科学探究）
要求：用药匙尾部各取一药匙药品，按编号放于点滴板中， 1 4 2 5 3 6
各滴加少量水溶解，再用镊子夹取PH试纸点取各溶 液，分别检验其PH值，并对照比色卡确定其酸碱性。 注意每取一次药品后，用水洗净，并用纸抹干。
盐类溶液的化学性质讲解
盐类溶液的化学性质讲解盐类溶液是指含有离子化合物溶解于水中形成的溶液。
在化学中，盐是一种由阳离子和阴离子组成的化合物，当这些化合物溶解在水中时，它们的离子会分散在溶液中形成溶解物质。
本文将讲解盐类溶液的化学性质。
1. 酸碱性质：盐类溶液的酸碱性质主要由其离子的性质决定。
一些盐可在水中产生酸性或碱性溶液。
例如，氯化氢盐(HCl)在水中溶解时，会生成酸性溶液，而氢氧化钠(NaOH)在水中溶解时则会生成碱性溶液。
这是因为氯离子和氢离子会结合形成酸性物质，而氢氧根离子和钠离子会结合形成碱性物质。
2. 氧化还原性质：一些盐类溶液在适当的条件下可发生氧化还原反应。
比如，硫酸铁(II)溶液(FeSO4)可与氢氧化钠溶液反应生成氢氧化铁(III)沉淀。
这是一种氧化还原反应，其中铁离子的氧化态发生变化。
3. 沉淀反应：在某些情况下，盐类溶液中的离子会发生沉淀反应。
当两种盐类溶液混合时，其中的离子可以结合形成不溶于水的固体沉淀。
例如，当铵离子和溴离子在溴化银(AgBr)溶液中相遇时，会生成白色的溴化铵沉淀。
4. 水解反应：一些盐类在水中溶解时会发生水解反应。
这是指溶解物质中的离子与溶剂中的水分子发生化学反应。
例如，氯化铵(NH4Cl)溶解在水中时，会发生水解反应生成氢氧化铵(NH4OH)和盐酸(HCl)。
水解反应可能会导致溶液的酸碱性发生改变。
5. 离子迁移：在电解质溶液中，盐的离子可以在电场的作用下迁移。
这种现象被称为离子迁移。
离子迁移是电解质溶液与电解质电导性相关的重要性质。
根据离子迁移的性质，科学家们可以通过测量电解质溶液的电导率来确定其离子浓度。
综上所述，盐类溶液的化学性质主要包括酸碱性质、氧化还原性质、沉淀反应、水解反应和离子迁移等。
通过理解和研究这些性质，我们可以更好地理解盐类溶液在化学反应和其他实验中的作用和性质。
对于化学研究和实验室工作来说，了解盐类溶液的化学性质是至关重要的。
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。
水解平衡常数范围
水解平衡常数范围
水解平衡常数（Hydrolysis equilibrium constant）是用于描述水解反应平衡状态的化学常数，表示溶液中某种物质与水反应生成酸或碱的平衡程度。
其大小取决于盐中弱酸或弱碱的解离常数的大小，也与组成该盐的碱或酸的强度有关。
对于一元弱酸强碱盐的水解反应，其水解平衡常数为Kh=Kw/Ka，其中Kw是水的离子积常数，Ka是弱酸的解离常数。
对于强酸弱碱盐，其水解平衡常数为Kh=Kw/Kb，其中Kb是弱碱的解离常数。
在这些情况下，如果盐中的酸或碱越弱，即Ka或Kb越小，那么Kh就越大，表示水解的程度也就越大。
然而，关于水解平衡常数的具体范围，这并没有一个固定的答案，因为它取决于具体的反应条件和盐的种类。
一般来说，如果水解平衡常数的值大于1，说明水解反应在平衡时生成的酸或碱的浓度较高，水解反应倾向向右进行；如果水解平衡常数的值小于1，说明水解反应在平衡时生成的酸或碱的浓度较低，水解反应倾向向左进行。
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盐溶液的酸碱性——盐类的水解（一）1.实验表明：NaCl溶液显中性，CH3COONa溶液显碱性，说明CH3COONa溶液显碱性是由于____________造成的（填离子），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和H2O的反应的离子方程式：__________________________________。
2.盐类的水解反应：在溶液中，盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
盐类的水解过程如下：（1）常见的弱碱阳离子：除K＋、Ca2＋、Na＋、Ba2＋以外的绝大多数阳离子；（2）常见的弱酸阴离子：HCO3－、CO32－、CH3COO－、HS－、S2－、HSO3－、SO32－、F－、ClO－、CN－、SCN－、SiO32－、PO43－、H2PO4－、HPO42－等。
3.盐类水解的实质：（1）盐类的水解促进了水的电离（填“促进”或“抑制”），致使c(H＋)≠c(OH－)，溶液呈碱性或酸性；（2）盐类的水解反应是可逆反应，是酸碱中和反应的逆反应；（3）盐类的水解反应是吸热过程（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1%；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 =_______________________。
同理，A—+H2O HA+OH—，A—的水解常数K h =_______________________，B n++nH2O B(OH)n+nH+，B n+的水解常数K h =_______________________。
5.影响盐类水解平衡的因素：（1）内因：有弱才水解，越弱越水解。
（1）内因：有弱才水解。
（2）外因：a.加水稀释，盐类的水解程度_______________（填“增大”或“减小”）；b.升高温度，盐类的水解程度_______________（填“增大”或“减小”）；c.外加酸或碱，盐类的水解程度_______________（填“增大”或“减小”）；6.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，如FeCl3的水解的离子方程式为：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
（2）书写规律：①由于盐类水解程度一般很小（不到1%），水解产物很少，因此产物不标“↑”或“↓”，如NH4Cl 的水解的离子方程式为：_______________________________。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，如Na2CO3水解的离子方程式为：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
7.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，溶液呈碱性：如NaHCO3溶液中：HCO－3H＋＋CO2－3(次要)，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(主要)）（2）若电离程度大于水解程度，溶液显酸性：如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)例1.下列离子方程式属于盐类的水解，且书写正确的是（B ）A.NaHSO 3溶液：HSO －3＋H 2O SO 2－3＋H 3O ＋B.AlCl 3溶液：Al 3+＋3H 2O Al(OH)3＋3H +C.Na 2S 溶液：S 2－＋2H 2O H 2S ＋2OH －D.NH 4Cl 溶于D 2O 中：NH ＋4＋D 2O NH 3·D 2O ＋H ＋ 例2.以NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋为例，完成下表。
平衡移动的方向 c (H ＋) c (NH ＋4) c (OH －) ①升高温度②加水稀释③通入少量HCl④加入少量NaOH 固体⑤加入固体NH 4Cl⑥加入镁粉[提示] ①右移 增大 减小 减小②右移 减小 减小 增大③左移 增大 增大 减小④右移 减小 减小 增大⑤右移 增大 增大 减小⑥右移 减小 减小 增大例3.常温下，0.1 mol·L －1的三种盐溶液NaX 、NaY 、NaZ 的pH 分别为7、8、9，则下列判断中正确的是（ D ）A.HX 、HY 、HZ 的酸性依次增强B.离子浓度：c (Z －)>c (Y －)>c (X －)C.电离常数：K (HZ)>K (HY)D.c (X －)＝c (Y －)＋c (HY)＝c (Z －)＋c (HZ)例4.常温下，物质的量浓度相同的下列溶液中，按溶液pH 值由大到小排序。
（1）NaOH ，Na 2SO 3，NaHSO 3，NaHSO 4（2）NaCl ，NH 4Cl ，H 2O ，HCl（3）H 2SO 4，NH 4HSO 4，(NH 4)2 SO 4，K 2SO 4（4）H 2S ，NaHS ，Na 2S ，NaOH （讲碳酸钠与碳酸氢钠的比较）变式训练：1.（双选）下列溶液中，呈酸性的是（ AB ）A.硫酸铵溶液B.氯化铁溶液C.硝酸钾溶液D.碳酸钠溶液2.下列溶液中，呈碱性的是（ A ）A.漂粉精溶液B.氯化铵溶液C.明矾溶液D.胆矾溶液3.在氯化铜溶液中，c(Cu 2＋)与c(Cl －)的关系是（ B ）A.c(Cu 2＋)：c(Cl －)=1：2B.c(Cu 2＋)：c(Cl －)<1：2C.c(Cu 2＋)：c(Cl －)>1：2D.c(Cu 2＋)：c(Cl －)=1：14.若25 ℃时，某一元酸HA 的电离平衡常数K a ＝1×10－8，将0.1 mol·L －1的HA 溶液和0.1 mol·L－1的NaA 溶液等体积混合后，则混合溶液（ B ）A.呈中性B.呈碱性C.呈酸性D.不能确定溶液的酸碱性解：溶液中存在：HA H ＋＋A －，K a ＝1×10－8A －＋H 2O OH －＋HAK h ＝c HA ×c OH －c A －＝c HA ×K w c H ＋·c A－＝K w /K a ＝1×10－14/1×10－8＝1×10－6。
因K h >K a ，即水解大于电离，故c (OH －)>c (H ＋)，溶液显碱性。
5.下列说法正确的是（D ）A.常温下，pH ＝5的溶液一定是酸溶液B.常温下，0.1 mol·L －1的NaHSO 3溶液pH ＝4，说明HSO －3在水溶液中只存在电离平衡C.NH 4Cl 、CH 3COONa 、NaHCO 3、NaHSO 4溶于水，对水的电离都有促进作用D.NaHCO 3溶液呈碱性的原因是HCO －3在水中的水解程度大于电离程度6.酸式盐的水溶液是（ D ）A.一定呈酸性B.一定呈碱性C.一定呈中性D.无法确定溶液酸碱性7.常温下，某溶液中由水电离的c(H ＋)=1×10－13 mol/L ，该溶液可能是（A ）①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液A.①④B.①②C.②③D.③④8.在NaCN 溶液中加入下列物质，可使NaCN 水解程度增大的是（ D ）①NaOH ②NaCN ③NH 4Cl ④Na 2CO 3 ⑤H 2O ⑥HCN ⑦HClA.①②③B.①⑤⑥C.①③⑤D.③⑤⑦9．有四种物质的量浓度相等、且都由一价阳离子A ＋和B ＋及一价阴离子X －和Y －组成的盐溶液。
据测定常温下，AX 和BY 溶液的pH ＝7，AY 溶液的pH ＞7，BX 溶液的pH ＜7，由此判断可能不水解的盐是（ B ）A.BXB.AXC.AYD.BYA.等物质的量浓度HCOOH 和HCN 溶液的pH 值前者大于后者B.2HCOOH+CO 32－→2HCOO －+H 2O+CO 2↑C.中和等体积、等pH 的HCOOH 和HCN 消耗NaOH 的量前者小于后者D.等体积、等物质的量浓度HCOONa 和NaCN 溶液中所含离子总数前者小于后者11.Na 2CO 3溶液中存在CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －平衡，下列说法不正确的是（ A ） A.稀释溶液：c(HCO 3−)∙c(OH −)c(CO 32−)增大 B.通入CO 2，溶液pH 减小C.升高温度，平衡常数增大D.加入NaOH 固体：c(HCO 3−)c(CO 32−)减小12.常温下，在pH 值都等于9的NaOH 和CH 3COONa 两种溶液中，设由水电离产生的OH － 离子浓度分别为a mol/L 与b mol/L ，则a 和b 关系为（ B ）A.a>bB.a=10－4 bC.b=10－4 aD.a=b13.等物质的量浓度的下列溶液中，NH 4＋离子的浓度最大的是（ C ）A.NH 4ClB.NH 4HCO 3C.NH 4HSO 4D.NH 4NO 314.将一定体积的某NaOH 溶液分成两等份，一份用pH ＝2的一元酸HA 溶液中和，消耗酸溶液的体积为V 1；另一份用pH ＝2的一元酸HB 溶液中和，消耗酸溶液体积为V 2，则下列叙述正确的是（A ）A.若V 1＞V 2，则说明HA 的酸性比HB 的酸性强B.若V 1＞V 2，则说明HA 的酸性比HB 的酸性弱C.因为两种酸溶液的pH 相等，故V 1一定等于V 2D.若将两种酸溶液等体积混合，混合酸溶液的pH 一定等于215.常温下，pH ＝3的NH 4Cl 溶液与pH ＝11的Na 2CO 3溶液中，由水电离出的c (H ＋)分别为________、________。
[提示] 1×10－3 mol/L 1×10－3 mol/L16.判断下列物质能否发生水解以及溶液的酸碱性（填编号）。
①Na2S ②K2SO3 ③NH4Cl ④CuSO4 ⑤CH3COONa⑥FeCl3⑦CH3COONH4⑧Zn(NO3)2⑨Na2CO3 ⑩Ca(OH)2（1）发生水解的溶液：___________________________。
（2）水解显酸性的溶液：___________________________。