化学选修四《盐类的水解知识点和经典习题》原创
盐类水解知识点与练习资料.
练习3、 Na2HPO4溶液中存在下列平衡，
HPO42-+H2O H2PO4-+OH-
HPO42- H++PO43-为使溶液中HPO42-、 H+、PO43-三种离子浓度都减小，可采用的
C、若混合液呈酸性，则c(X-) ＞c(Na+)＞ c(HX)＞ c(H+)＞ c(OH-)
D、若混合液呈碱性，则c(Na+)＞ c(HX)＞ c(X-) ＞ c(OH-) ＞c(H+)
考点3、盐类水解的应用
1.明矾的净水原理
Al3++3H2O
Al(OH)3(胶体)+3H+
2.泡沫灭火器的化学原理
C(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH- )＞c(H+)
练习7：下列说法不正确的是( D)
A、NaHCO3溶液中: c(CO32-)+c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3) B、NaHSO4溶液中: c(H+)=c(SO42-)+c(OH-) C、等物质的量HCN、KCN混合后，pH=10，则 c(HCN)+c(H+)=c(K+)+c(OH-) D、等物质的量HF、KF混合后，若C(K+)<c(F-),则溶 液的pH>7
何时考虑这些等式 1、当等号两边分别列出所有阴阳离子时，一般考虑电荷守衡 2、当等号一边列出了某种物料的所有存在形式时，一般考虑 物料守衡 3、某个等式不太熟悉，一般考虑质子守衡或直接将电荷守衡 和物料守衡联立推导
化学选修4第四章第三节《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。
高中化学选修四第三章盐类的水解知识点
第三节盐类的水解李度一中陈海思一、盐类水解1、定义：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：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离3、盐类水解的规律：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。
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:Na2CO3 ＞NaHCO3)3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解促进阳离子水解而抑制阴离子水解）4、水解平衡常数○1对于强碱弱酸盐： =/ (为该温度下水的离子积，为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)○2对于强酸弱碱盐： =/（为该温度下水的离子积，为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）5、双水解反应（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）双水解反应特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡。
【习题一】（2018春•宾阳县校级月考）下列水解方程式正确的是（）A．B．C．D．【考点】盐类水解的原理．【专题】盐类的水解专题．【分析】水解反应的实质是：弱酸或弱碱离子结合水电离出的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的过程，水解反应方程式用可逆符号表示，以此分析得出正确结论．【解答】解：A、水解是非常微弱的，水解方程式应该用“⇌”，且不能使用沉淀符号，故A错误；B、溴离子是强酸酸根离子不发生水解，故B错误；C、CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+，是醋酸的电离方程式，不是水解离子方程式，故C错误；D、水解是非常微弱的，水解方程式应该用“⇌”，铵根离子水解生成一水合氨和氢离子，书写氢离子为水和氢离子得到离子方程式为NH4++2H2O⇌NH3•H2O+H3O+，故D正确。
化学选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结
化学选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结化学选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结化学选修十第四章第3节《盐类的水解》知识总结一、探究盐溶液的温度梯度强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性；强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性；强酸强碱盐的混合物，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+H2OH++OHCH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO+H2OCH3COOH+OH强酸弱碱盐水解NH4Cl=NH4++Cl+H2OOH+H+NH3H2ONH4Cl+H2ONH3H2O+HClNH4++H2ONH3H2O+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(hydrolysisofsalts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解液的过程中。
2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸+碱盐+水3、盐类水解扰乱了水水溶性的电离平衡，促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律的电离平衡，因此其溶液显中性。
强酸强碱盐、难溶于水的盐不氢化。
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用量的两种盐溶液，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，这条规律可用于描述利用盐的pH值判断酸性的强弱。
酸的强弱顺序：H3PO4;H2SO3;HF;CH3COOH;H2CO3;H2S;HClO;Al(OH)3(3)同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度正盐大。
(4)弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。
HCO3-、HS-、HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-、H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性5、盐类水解离子方程式的书写(1)写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋，阴离子水解生成OH—；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。
高中化学知识点详解盐类的水解
高中化学知识点详解盐类的水解The latest revision on November 22, 2020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 0（2）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[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c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。
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c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH-)>c(H+)。
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（）①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、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。
盐类的水解知识点总结
本题考查同学们思维的敏捷性与严密性。若酸、碱均是强酸、强 碱，则由pH知酸溶液的c(H+)=碱溶液的c(OH-)，故等体积混合 时恰好中和生成强酸强碱盐，该盐不水解，溶液呈中性，与题 意不符，故D选项错误；若酸是弱酸，碱是强碱，则等体积混合 后，酸明显剩余，其物质的量远大于所生成的弱酸强碱盐，因 此，盐水解导致的碱性远小于酸电离产生的酸性，所以B项正确 。A项具有极强的干扰性，很多同学错选了A，原因是只注意到 了A项中明显的“强酸弱碱盐”水解产生的酸性，而忽视了该条 件时弱碱大过量对溶液性质的决定性影响。 答案：B
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 温度（T）T↑→α↑
A—+H2O T↑→h↑
HA+OH——Q
①升温，平衡右移
②升温，促成HCl挥发，使水解完全
加热至干
AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3HCl↑
↓灼烧
Al2O3
例2．Al2(SO4)3+6H2O
2Al(OH)3+3H2SO4 △H＞0（吸热）
①升温，平衡右移
②H2SO4难挥发，随C(H2SO4)增大，将抑制水解
综合①②结果，最后得到Al2SO4
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↑
人教高中化学 选修四 3.3.1 盐类的水解知识点总结(含答案)
盐类的水解（一）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（二）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、温度、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。
（三）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。
那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：a:CH3COONa. B:NH4Cl②当盐中阴、阳离子不等价时。
要考虑是否水解，水解分几步，实例Na2CO3:考点3．溶液中各种微粒浓度之间的关系（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。
（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。
（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）练一练！ 写出0.1mol/L Na 2CO 3溶液中微粒三大守恒关系式。
高中化学盐的水解知识结构及相关习题详细分析选修四
盐的水解编稿：柳世明审稿：贺新责编：宋杰一、盐类的水解：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：促进水的电离平衡的过程。
3、规律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。
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值变化越大；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。
4、特点：①水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
②水解反应为吸热反应。
基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“↓”“↑”，用可逆号“”连接，多元弱酸根分步水解以第一步水解为主。
③盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
④多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
例1、下列离子反应方程式中，不属于水解反应的是A、NH4+ + H2O NH3·H2O + H+B、NH3·H2O NH4+ + OH-C、HCO3-+H2O H3O+ CO32-D、AlO2-+2H2O Al(OH)3+ OH-分析与解答：B 、C 选项是电离方程式，水解反应后一定有弱酸或弱碱。
答案：B 、C例2、若室温时，0.1mol/L 的盐NaX 溶液的pH=9。
则该溶液中起水解的X -占全部的X -的 A 、0.01% B 、0.09% C 、1.0% D 、无法确定分析与解答：NaX 的水解反应为：X - + H 2OHX+OH -，起水解反应c(X -)=c(OH -)=1×10-5mol/L ，水解率为=0.01%答案：A二、影响水解平衡的因素影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒沙特列原理，下面以NH 4+水解为例： NH 4++H 2O NH 3·H 2O+H +进行说明1、温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移。
化学选修盐类水解知识点及习题
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。
其一般规律是: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。
哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢?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.(4)加热蒸干(NH4)2CO3型的盐溶液时,得不到固体.(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐.(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO2溶液最后得到Mg(OH)2固体.10.其它方面(1)净水剂的选择:如Al 3+ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。
化学选修四第三章 盐类的水解知识点
第三节 盐类的水解青海一中 李清 一、盐溶液的酸碱性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―→⎩⎨⎧cH ＋≠c OH －―→溶液呈碱性、酸性c H ＋＝cOH －―→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:Na2CO3 ＞NaHCO3)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NaHCO3溶液中：HCO －3H ＋＋CO2－3(次要)，HCO －3＋H2OH2CO3＋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＋H2OH2SO3＋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 水解离子方程式为NH ＋4＋H2ONH3·H2O ＋H ＋。
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。
(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。
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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。
化学选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结
化学选修(xuǎnxiū)4第四章第三节《盐类的水解》知识总结化学(huàxué)选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结化学选修(xuǎnxiū)四第四章第3节《盐类的水解》知识总结一、探究(tànjiū)盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性(jiǎn xìnɡ)；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a=CH3COO+Na++H2OH++OHa+H2H+NaO+H2H+OH强酸弱碱盐水解NH4Cl=NH4++Cl+H2OOH+H+NH3H2ONH4Cl+H2+HClNH4++H2+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(hydrolysisofsalts)：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：是酸碱中和反响的逆反响酸+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响生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下〔a〕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NH3H2O反响生成的盐，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，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，那么酸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。
高中化学：《盐类的水解》知识点详解
高中化学频道：《盐类的水解》知识点详解（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。
盐类水解知识点总结附带例题
盐类水解知识点总结(附带例题)答：同窗，你好！为你归纳重点内容供参考：盐类的水解【知识点精讲】一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一样是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平稳发生移动，结果溶液中c(H＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶液呈必然的酸碱性。
盐类的水解程度一样都很小，且是可逆反映，书写水解方程式时要用“”表示。
因水解是微弱的，平稳时生成的弱电解很少，因此一样可不能产生沉淀和气体，生成物不该加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律一、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH＞7，如CH3COONa、NaCO3等。
多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性要紧决定于第一步水解程度。
如Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2HCO3－＋OH－，②HCO3－＋H2H2CO3＋OH－多元弱酸的酸式根离子同时具有电离和水解两种趋势：HR－H＋＋R2－(电离，呈酸性)，HR－＋H2H2R＋OH－(水解，呈碱性)，这需要具体分析。
很显然若是电离趋势占优势，那么显酸性，如：H2PO4－、HSO3－，若是水解趋势占优势，那么显碱性，如：HCO3－、HS－、HPO42－等。
二、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)3等。
3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO3等。
4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。
当碰到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，假设是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这种水解往往能进行到底，如此水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。
如2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
人教版高中化学选修4《盐类的水解》讲义(含答案)
盐类的水解【知识一览】一、盐类的水解：1、水解过程：醋酸钠水解的实质是：氯化铵与水解的实质是：水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
酸＋碱盐＋水2、水解离子方程式的书写：①盐类水解是可逆反应，要写“”符号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，以第一步为主。
3、规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。
4、影响水解的因素：内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。
“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”外因：①温度：②浓度：二、盐类水解的应用1. 比较盐溶液的pH大小2. 酸式盐溶液酸碱性的判断3. 判断溶液中离子种类、浓度大小4. 判断离子是否共存5. 配制易水解的盐的溶液6. 金属与盐溶液反应7. 加热盐溶液8. 在生产、生活中的应用：如泡沐灭火器的反应原理、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈、某些肥料不宜混合使用（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）、明矾的净水作用。
【知识与基础】1．在盐类发生水解的过程中正确的说法是（）A．盐的电离平衡被破坏B．水的电离程度逐渐增大C．溶液的pH发生改变D．没有中和反应发生2．下列说法中正确的是…………………………………………………………………………………（）(A) HCO-在水溶液中只有电离，不水解(B) 硝酸钠溶液水解之后呈中性3(C) 可溶性的铝盐都能发生水解反应(D) 可溶性的钾盐都不发生水解反应3．在水中加入下列物质，可使水的电离平衡向右移动的是……………………………………………（）(A) H2SO4(B) KOH(C) NaF(D) Ba(NO3)24．下列离子方程式中，属于水解反应的是…………………………………………………………………（）(A) H2O＋H2O H3O＋＋OH－(B) HCO-＋H2O H2CO3＋OH－3(C) NH+＋H2O NH3·H2O＋H＋(D) HS－＋H2O S2－＋H3O＋45．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ 的酸性由强到弱的顺序是………………………………………………………………………………（）(A) HX、HZ、HY(B) HZ、HY、HX(C) HX、HY、HZ(D) HY、HZ、HX6．指出下列溶液的酸碱性，并用离子方程式表示其显酸性或碱性的原因。
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盐类的水解知识点和经典习题基础考点梳理最新考纲1. 理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。
2. 了解盐溶液的酸碱性，会比较盐溶液中离子浓度的大小。
自主复习一、盐类水解的定义和实质1. 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H1或0H「结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
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。
3. 盐类水解反应离子方程式的书写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“T”或“ J”。
盐类水解是可逆反应,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。
4. 盐类的水解与溶液的酸碱性① NaCI ② NH4CI ③Na2CO3 ④CH s COONa ⑤AICI 3五种溶液中呈酸性的有：②⑤。
呈碱性的有：③④。
呈中性的有：①。
二、盐类水解的影响因素及应用1. 内因：盐本身的性质(1) 弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，容液酸性越强。
—(2) 弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，容液碱性越强。
_2. 外因(1) 温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
⑵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，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。
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。
3. 盐类水解的应用(写离子方程式)(1) 明矶净水：Al3 + + 3H2O AI(OH) 3 + 3H +0(2) 制备Fe(OH)3 胶体：Fe3* + 3H2O=====Fe(OH)3(胶体)+ 3H 十。
(3) 制泡沫灭火剂：AI3+ + 3HCO3===AI(OH)3 J + 3CO2 T。
⑷草木灰与铵态氮肥混施：NH；+ CO i「+ H2O NH3 H2O+ HCO3网络构建热点典例突破热点考向1•盐类水解方程式的书写与判断。
2 •水解平衡的影响因素以及盐溶液酸碱性的判断和比较。
3 •溶液中微粒浓度的大小比较。
4. 盐类水解在化工生产、日常生活中的应用。
热点探究热点1盐类的水解的概念及实质1. 定义在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H +或0H「结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
2. 实质盐电离出来的离子（弱碱阳离子或弱酸阴离子）跟水电离产生的H +或0H_结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）并建立平衡，使水的电离平衡向右移动，使溶液中的c （H十）和c（OH「）不再相等，所以，溶液显示出一定的酸性或碱性。
3. 规律：概括为“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”。
说明：①“越弱越水解”指的是盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
如CH3COOH的酸性比HCN强，则相同浓度的CH s COONa 和NaCN溶液中，CH3COO「的水解程度比CN「小，后者的碱性强。
②“都弱双水解”指的是两种离子分别结合水电离的H +和OH_而水解，其水解必然相互促进。
双水解分两种情况，一种是虽然两种离子的水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，如NH4与CO3「、HCO3、S2「等；另一种是水解进行完全，离子间不能大量共存，往往生成沉淀或气体，如Al3+与S2「、HCO3、co3_、AIO2, Fe3+与C03「、HCO3、AIO2等［如Al3++ 3HCO3===AI(0H)3 J + 3CO2T ］。
4. 影响盐类水解的因素(1) 内因盐类水解程度的大小，主要由盐的本性所决定，所谓“越弱越水解”。
(2) 外因①温度：盐的水解反应是吸热反应，因此，温度升高水解程度增大。
②浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
③外加酸碱：能促进或抑制盐的水解。
5. 水解方程式的书写(1) 一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，在书写盐类水解方程式时要写“ ”，产物不标“T”或“J”，不把生成物(如NH3H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
(2) 多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如：Na2CO3水解的离子方程式写作：CO 「+ H2O HCO3 + OH_。
(3) 多元弱碱阳离子的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步，例如：FeCb水解可写为Fe3+ + 3出0 Fe(OH)3+ 3H +。
⑷能彻底水解的离子组，由于不形成水解平衡，书写时要用“ ===”“f”“J ”等，女口NaHCO3 溶液与AICI3 溶液混合：Al3++ 3HCO3 ===AI(OH)3 J + 3CO2 to 【例1】在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：co i_ + H20 HC03+ 0H「。
下列说法正确的是()A .稀释溶液，水解平衡常数增大B. 通入C02，平衡朝正反应方向移动C. 升高温度，芸署减小D. 加入NaOH固体，溶液pH减小［解析］水解平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A不正确通入C02,发生反应CO2+ 20H- ===C&-+ H2O，OH-的浓度降低，平衡向正CHC03-) 反应方向移动，B正确。
水解反应吸热，升高温度，平衡向右移动，厂增大，C不正确。
加入NaOH固体，0H-浓度增大，溶液pH增大，D不正确。
［答案］B变式1 向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、N82SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO-浓度的变化依次为()A .减小、增大、减小B.增大、减小、减小C.减小、增大、增大D .增大、减小、增大解析：因发生水解，NH4NO3、Na2SO3、FeCb分别显酸性、碱性、酸性，而酸性会促进CH3CO0-的水解，使c(CH3COO-)减小，碱性则会抑制CH3COO —的水解，使c(CH3COO-)增大。
答案：A热点2盐类水解的应用1•判断盐溶液的酸碱性°如Na?C03溶液因CO2-的水解而显碱性，NH4CI溶液因NH；的水解而显酸性。
2 •配制盐溶液如在配制FeCb溶液时，由于Fe3+的水解使溶液浑浊而得不到澄清溶液，故在配制时，要加入一定量的HCI来抑制Fe3*的水解。
同样在配制FeSO4、SnCb 等溶液时也需要加入相应的酸来抑制水解。
3. 比较盐溶液中的离子浓度大小女口NH4CI溶液中各离子浓度的大小顺序判断：NH；+ H2O NH3 H2O+ H *，如果不水解，溶液中c(NH；) = c(C「)，但由于水解的存在，c(NH+)降低，而同时生成了一定量的H +，c(H +)>c(OH一)，所以c(C「)>c(NH+)>c(H+)>c(OH一)。
4. 分析某些盐的制备方法如AICI3的制备，不能通过加热溶液、浓缩结晶的方法，因为温度升高，水解程度增大，生成AI(OH) 3，若继续加热灼烧，AI(OH) 3将分解生成AI2O3。
5. 化学肥料的施用酸性的化学肥料不能和碱性肥料混用，如硝酸铵和草木灰(主要有效成分为K2CO3)不能混合施用，因NH4NO3水解显酸性，K2CO3水解显碱性，混合将促进水解，降低肥效。
6. 盐的净水作用用明矶净水的原理是人产发生水解反应：AI3++ 3H2O AI(OH)3+ 3H +，生成絮状的氢氧化铝，能吸附水中的悬浮物，从而使水澄清。
7. 生活中的应用如用纯碱溶液洗涤油污。
因为油污主要是酯类物质，Na2CO3水解使溶液显碱性，碱性条件下酯类易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热使N&CO3水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱溶液洗涤效果比冷的好。
【例2】在氯化铁溶液中存在下列平衡：FeC3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCI; A H>0(1)将饱和FeCb溶液，滴入沸腾的蒸馏水中可得到一种红褐色透明液体。
向这种液体中加入稀H2SO4 产生的现象为⑵不断加热FeCb溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是⑶在配制FeCb溶液时，为防止产生浑浊，应⑷向FeCb溶液中加入少量浓苯酚钠溶液，预计可能看到的现象是［解析］将FeCI3溶液滴入沸腾的蒸馏水中，得到Fe(OH)3胶体，加入稀H2SO4则胶体聚沉而得到红褐色沉淀，当H2SO4过量时沉淀又溶解生成黄色溶液(2) 加热可促进盐类水解，由于HCI 挥发，可使水解进行彻底，得到Fe(0H )3沉淀，Fe(0H )3受热分解，最终产物为Fe 2O 3(3) 为防止FeCl 3水解，应加入浓盐酸抑制 FeCl 3水解与发生显色反应，溶液变为紫色［答案］(1)先生成红褐色沉淀，又逐渐溶解生成黄色溶液(2)Fe 2O 3 (3)加入少许浓盐酸 (4)产生红褐色沉淀，且溶液变为紫色变式2 (1)Na 2CO 3溶液中滴入酚酞呈红色，原因是 (用离子方程式表示) _________________________ 。
加热后颜色变 _________ (深或浅)，原因是(2)若在该溶液中再滴入过量的氯化钡溶液，所观察到的现象是 ___________ 。
其原因是(以离子方程式和简要文字说明) __________________________________例如：NaHC03 溶液：c(H +) + c(NaJ = c(HC03)+ 2c(CO 2_)+ c(OH 一)。
(2)物料守恒电解质溶液中，同种元素的原子总是守恒的。
例如：0.1 mol L 厂1的NaHC03溶液中：c(Na ) = c(HC03)+ c( CO 3 ) + c(H 2CO 3)= 0.1mol L 10注意：有些特殊的离子浓度关系可由电荷守恒关系式和物料守恒关系式变化 得出。
例如NaHC03溶液中c(H +)= c(C03—) + c(OH —) — c(H 2CO 3)关系式可由上述 3(1)、(2)中的两个关系式相减得出。
【例3】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0.01 mol L ?1 NH 4HSO 4溶液中滴加NaOH 溶液至中性：c(Na + 2— +— + )>c(S04 )>c(NH 4)>c(OH ) = c(H )B. 0.1 mol L ：1 NaHC03溶液：c(Na +)>c(OH —)>c(HC03)>c(H +)C. Na 2CO 3溶液：c(OH —) — c(H +) = c(HC03)+ 2c(H 2CO 3)D. 25°C 时，pH = 4.75、浓度均为 0.1 mol L 的 CH 3COOH 、CH s COONa 混合溶液：c(CH 3COO —)+ c(OH — )<c(CH 3COOH) + c(H +) ［解析］A 选项中溶液呈中性，则c(H + ) = c(OH —),据电荷守恒原理有：c(Na +) + c(H +)+ c(NH 才)=c(OH —)+ 2c(SO 2—)所以 c(Na +) + c(NH + )= 2c(SO 2—)由于NH 才水解使c(NH 才)<c(SO 2—)，从而有c(Na +)>c(S04—)，A 正确。