盐类的水解的含义和实质理论
化学课件——盐类水解
盐类水解[知识要点]一、盐类水解的概念：1、概念:在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH－生成弱电解质的反应。
2、实质：盐电离出的离子（弱碱阳离子、弱酸阴离子）使水的电离平衡正向移动，促进水的电离。
3、特点：可逆、微弱、吸热。
二、各种盐水解的情况：强酸弱碱盐——水解，溶液呈酸性，pH＜7强碱弱酸盐——水解，溶液呈碱性，pH ＞7强酸强碱盐——水解，溶液呈中性，pH=7弱酸弱碱盐——水解程度大，溶液酸碱性不作要求。
熟记口决：谁弱谁水解，谁强呈谁性。
两强不水解，溶液呈中性。
两弱双水解，溶液待分析。
三、盐类水解离子方程式的书写：1、只有弱酸根离子或弱碱根离子才能水解。
2、水解是可逆反应，要用“”，而不用“==”3、一般情况下，水解反应程度较小，不会生成沉淀和气体，不写“↓”和“↑”。
4、多元弱酸根离子，它的水解是分步进行的，第一步水解趋势远大于第二步水解，因此在书写离子方程式时一般只写第一步。
四、影响盐类水解因素：1、内因：盐的本性决定，如：酸性越弱的酸根离子，水解程度越大。
例如在相同条件下，溶液的pH值：Na2SiO3>Na2CO3>Na2SO32、外因：①温度：温度越高，水解程度越大②酸碱性：改变溶液的pH值，可以抑制或促进水解。
例如在FeCl３溶液中加酸会抑制水解。
③浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
五、需要考虑盐类水解的几种情况：1、判断盐溶液的酸碱性和比较溶液pH值大小时要考虑此盐是否水解。
例如相同浓度的①NH4Cl 、②Na2CO3 、③KOH 、④H2SO4 、⑤Na2SO4、⑥CH3COONa六种物质的溶液，它们的pH值大小是③>②>⑥>⑤>①>④。
2、分析盐溶液中的离子种类和比较盐溶液中离子浓度大小时要考虑此盐是否水解。
例如在Na2CO3溶液中由于水解,它所含的离子有:Na+、CO32-、HCO3-、OH-和H+。
溶液中离子浓度由大到小的顺序为:[Na+]>[CO32-]>[OH-]>[HCO3-]>[H+]，而且[Na+]>2[CO32-]。
盐的水解
一、盐类的水解：在溶液中，盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳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。
1、盐类水解的实质：组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R－表示）能水解显碱性。
M++H2O MOH+H+显酸性；R－+H2O HR+OH－显碱性盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。
在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH－生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液显示不同程度酸性、碱性或中性。
2、各类盐水解的比较3、盐类的水解规律：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。
⑴强酸强碱盐：不水解，水溶液呈中性，如：NaCl、KNO3等⑵强碱弱酸盐：能水解，水溶液呈碱性，如：Na2S、Na2CO3等⑶强酸弱碱盐：能水解，水溶液呈酸性，如：NH4NO3等⑷弱酸弱碱盐：能水解，谁强显谁性，如NH4Ac显中性、(NH4)2S显碱性；若水解时可生成沉淀和气体，则可水解完全，如：Al2S3、Mg3N2等⑸酸式盐的水解：溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是强酸根，如NaHSO4不水解：NaHSO4 =Na++H++SO42－本身电离出H+，呈酸性。
②阴离子以电离为主：如H2PO4－、HSO3－如：NaH2PO4=Na++H2PO4－，则有：H2PO4－H++HPO42－（主要，大）呈酸性；H2PO4－+H2O H3PO4+OH－（次要，小）③阴离子以水解为主：HCO3－、HS－、HPO42－HCO3－+H2O H2CO3+OH－(主要，大)呈碱性；HCO3－H++CO32－（次要，小）4、影响水解的因素：（1）内因：盐本身的性质，“越弱越水解”。
（2）外因：①温度：升高温度促进水解②浓度：加水稀释，水解程度增大③溶液的pH改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这种改变的方向移动。
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、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，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。
化学盐类的水解、电离知识点总结.(精选)
一、盐类的水解反应1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ⇌Al+3+ 3Cl-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）三、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+3．盐溶液的配制与贮存配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
【高中化学】盐类水解
【高中化学】盐类水解1．概念：盐类水解（如f-+h2ohf+oh-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（h2oh++oh-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（hff-+h+）。
也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
2.水解规律：水解只发生在弱时，水解发生在不弱时，水解发生在弱时。
水解作用越弱，性格越强。
（1）多元弱酸盐分步水解，如co32-+h2ohco3-+oh-，hco3-+h2oh2co3+oh-。
（2）通常，弱酸根或弱碱阳离子的水解度很小。
例如，AC离子在0.1mol/lnaac溶液中的水解百分比小于1%。
（3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/lna2co3和0.1mol/lnaac混合溶液中co32-、ac-的水解程度都要比0.1mol/lna2co3溶液，0.1mol/lnaac溶液中co32-、ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/lnh4cl和0.1mol/lnaac混合溶液中nh4+、ac-的水解程度都要比0.1mol/lnh4cl溶液，0.1mol/lnaac溶液中nh4+、ac-的水解程度大。
水解和电离平衡（1）弱酸的酸式盐溶液，如：nahso3、nah2po4、nahs、nahco3、na2hpo4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。
（2）弱酸（碱）和弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如：；对于HAc和NaAc的混合溶液，以及nh3h2o和NH4Cl的混合溶液，弱酸（碱）的电离比相同浓度下相应盐的电离强。
4．电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子携带的正电荷数等于所有阴离子携带的负电荷数。
例如，在NaHCO3溶液中：n（Na+）+n（H+）=n（HCO3-）+2n（CO32-）+n（OH-）（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
高中化学知识点详解盐类的水解
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 02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般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解,则水解程度一般较大;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cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;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cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;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例1 25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的是①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、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;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-3.不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：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量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;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等;如NaHCO3溶液中：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋OH-物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的;如NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的物质的量应相等;例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
《盐类的水解》 讲义
《盐类的水解》讲义一、盐类水解的概念在溶液中，盐电离产生的离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
我们先来了解一下水的电离。
水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离出氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻），在一定温度下，水的离子积常数 Kw 是一个定值。
当盐溶解在水中时，盐中的阳离子或阴离子可能会与水电离出的氢氧根离子或氢离子结合，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液呈现出酸性或碱性。
二、盐类水解的实质盐类水解的实质就是盐电离出的离子与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质，促进了水的电离平衡向正方向移动。
例如，氯化铵（NH₄Cl）溶液中，氯化铵电离出的铵根离子（NH₄⁺）会与水电离出的氢氧根离子（OH⁻）结合，生成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），从而使溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，溶液呈酸性。
再比如，碳酸钠（Na₂CO₃）溶液中，碳酸根离子（CO₃²⁻）会分步水解。
第一步水解，碳酸根离子与水电离出的氢离子结合生成碳酸氢根离子（HCO₃⁻）和氢氧根离子；第二步水解，碳酸氢根离子继续与水电离出的氢离子结合生成碳酸（H₂CO₃）和氢氧根离子。
由于碳酸根离子的水解，导致溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性。
三、盐类水解的规律一般来说，盐类水解具有以下规律：1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才能发生水解。
例如，氯化钠（NaCl）这种由强酸强碱组成的盐，其溶液呈中性，不发生水解。
2、谁强显谁性强酸弱碱盐的溶液显酸性，强碱弱酸盐的溶液显碱性。
例如，硫酸铵（（NH₄)₂SO₄）是强酸弱碱盐，溶液显酸性；醋酸钠（CH₃COONa）是强碱弱酸盐，溶液显碱性。
3、越弱越水解酸或碱越弱，对应的离子水解程度越大。
例如，相同浓度的醋酸钠和碳酸钠溶液，由于碳酸的酸性比醋酸弱，所以碳酸钠溶液的碱性更强，碳酸根离子的水解程度更大。
4、都弱双水解当盐中的阳离子和阴离子都能水解时，相互促进，水解程度较大。
盐类水解精品课件
配制Fe2(SO4)3溶液，要先加少量的稀H2SO4。
二、水解规律：
(1)强弱规律： 有弱才水解，无弱不水解； 谁弱谁水解，越弱越水解． 谁强显谁性，同强显中性。
(2)酸式盐规律:
① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4 ②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。 电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3 电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS
C、[CH3COO-]＞[H+]＞[Na+]＞[OH-]
D、[CH3COO-]＞[Na+]＞ [OH-] ＞[H+]
将PH=2的盐酸与PH=12的氨水等体积混 合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确 B 的是（ ） A、[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H+] B、[NH4+]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H+] C、[Cl-]＝[NH4+]＞[H+]＝[OH-] +]＞[Cl-]＞[H+]＞[OH-] D、[NH4
草木灰不宜与铵态氮肥混合施用：
草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性 CO32-＋H2O HCO3- +OH-， HCO3-＋H2O NH4+＋H2O H2CO3 +OH-， NH3· 2O+ H+， H
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性。
盐类水解
盐类水解一．盐类水解的原理（1）定义：在溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱的反应。
（2）实质：弱酸酸根离子跟水电离出来的H+或弱碱阳离子跟水电离出来的OH-结合生成弱电解质，破坏水的电离平衡，水的电离程度增大，使溶液中[H+]与[OH-]不再相等，溶液呈现一定的酸碱性。
（3）常见的弱酸酸根：CH3COO-, CO32-, HCO3-， S2-， HS-， SO32-， ClO-， AlO2-， C2O42-, PO32-常见的弱碱阳离子：NH4+， Fe3+， Al3+ ，Cu2+二．盐类水解的特点（1）盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，等强显中性a.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性b.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性c.强酸强碱盐不水解，溶液呈中性d.弱酸酸式盐水解，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若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4②若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4※特别提醒：a. 盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应，但只能是这么理解，其实不然b. 弱酸的酸性或弱碱的碱性越弱，则其对应的酸根离子水解能力越强，其溶液的碱性或酸性越强例如：比较酸性HF CH3COOH HCN则其对应盐溶液的碱性：NaF CH3COONa NaCNc. 多元弱酸的酸根离子分步水解，一般第二步水解程度小，可以忽略；多元弱碱阳离子水解一步水解完成d. 水解反应的平衡常数叫做水解平衡常数，用Kh 表示。
已知水的离子积常数为Kw，醋酸的电离常数为Ka，则推导Kh、Kw、Ka三者之间的关系为：（2）盐类平衡的移动a.水解过程是吸热过程b.盐溶液浓度越小，水解程度越大c.加酸可抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸酸根离子水解D.弱碱阳离子与弱酸酸根离子在同一溶液中水解相互促进，水解程度增大，甚至水解完全。
盐类水解规律解析
强酸弱碱盐的水解
定义：盐类水解是指盐在水溶液中发生电离，产 生相应的酸或碱，并进一步与水发生反应，生成 新的酸或碱的过程。
类型：强酸弱碱盐的水解，如硫酸铜、氯化铁等。
原理：由于弱碱离子在水溶液中不稳定， 容易与水电离出的氢离子结合形成弱电解 质，从而破坏了水的电离平衡，使得溶液 呈现酸性或碱性。
实例：以硫酸铜为例，其水解反应为Cu2+ + 2H2O → Cu(OH)2 + 2H+，使得溶液呈酸性。
浓度对盐类水解反应速率的影 响：浓度越高，反应速率越快
浓度对盐类水解平衡常数的影 响：浓度越高，平衡常数越大
04 盐类水解的应用
在化学实验中的应用
盐类水解在化学实验中可以用来制备气体，如制备氢气和氯气等。
通过盐类水解可以分离和提纯某些金属离子，如铜离子和铁离子等。
盐类水解可以用于某些化学反应的催化剂，如水解反应中加入酸或碱可以 促进反应的进行。 盐类水解还可以用于某些化学反应的指示剂，如酸碱滴定实验中加入酚酞 等指示剂可以指示反应的终点。
在日常生活中的应用
洗涤剂：盐类水解可以增强 洗涤剂的清洁效果，使衣物 更加干净。
食品加工：盐类水解可以改 善食品口感和稳定性，例如 面包和蛋糕等。
农业：盐类水解可以促进植 物对营养的吸收，提高农作
物的产量和品质。
环保：盐类水解可以用于处 理废水，降低废水中的有害
物质含量。
05 盐类水解的规律总结
盐类水解的原理
添加 标题
盐类水解的定义：盐类物质在水中发生电离，产生酸 根离子和金属离子，从而与水电离产生的氢离子或氢 氧根离子结合，形成弱酸或弱碱，导致溶液酸碱性发 生变化的过程。
添加 标题
盐类水解的原理：盐类水解反应是一种中和反应的逆 向反应，由于盐类物质在水中电离出的弱酸根离子或 弱碱阳离子能够与水电离出的氢离子或氢氧根离子结 合，形成弱酸或弱碱，打破了水的电离平衡，导致溶 液呈现酸性或碱性。
盐类的水解
盐类的水解（1）定义：在溶液中强碱弱酸盐和强酸弱碱盐，电离产生的弱酸阴离子、弱碱阳离子可分别与水电离产生的H+ 或OH-结合生成弱电解质——弱酸或弱碱，使得溶液中CH+ ≠COH- ，因而使溶液呈碱性或酸性。
①水解的条件：含有弱碱阳离子或弱酸阴离子②水解的实质：破坏了水的电离平衡（促进水的电离）③水解的特点：是酸碱中和反应的逆反应，水解的程度一般非常微弱（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，都弱都水解）谁强显谁性都强显中性（6）盐类的双水解定义：当弱酸的酸根离子与弱碱的阳离子同时存在于水溶液中时，弱酸的酸根离子水解生成的OH-与弱碱的阳离子水解生成的H+反应生成水而使两种离子的水解平衡向水解方向移动而互相促进的水解。
①普通双水解：NH4+与CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、CH3COO-的水解虽然相互促进，但仍然是部分水解，离子之间能在溶液中大量共存，用可逆符号连接。
NH4+ + CH3COO - + H2O CH3COOH + NH3 ·H2O②完全双水解Al3+与CO32-、HCO3-、SiO32- 、SO32-、HSO3- 、S2-、HS-、AlO2-Fe3+ (Fe2+ )与CO32- 、HCO3-、SiO32- 、AlO2- 、ClO-NH4+与SiO32-、AlO2-因发生“完全”双水解，水解彻底，离子之间不能在溶液中大量共存，水解方程式用“===”，标示“↑”和“↓”。
如：Al3+ + 3HCO3- + H2O === Al(OH)3 ↓+ 3CO2↑(1) Fe3+与CO32-先写单个离子的水解：Fe3+ + 3H2O ⇌Fe(OH)3+ 3H+ ①CO32- + H2O ⇌HCO3- + OH- ②主要HCO3- + H2O ⇌H2CO3 + OH- ③次要把②和③合并得：CO32- + 2H2O ⇌H2CO3 + 2OH-把①×2 + ④×3 得：2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Fe(OH)3↓+3CO2↑(2) Al3+与AlO2-先写单个离子的水解：Al3+ + 3H2O ⇌Al(OH)3+ 3H+ ①AlO2- + 2H2O ⇌Al(OH)3 + OH- ②把①+ ②×3 得：Al3+ + 3AlO2- + 6H2O = 4Al(OH)3 ↓(3) Fe3+ 与HCO3-先写单个离子的水解：Fe3+ + 3H2O ⇌Fe(OH)3+ 3H+ ①HCO3- + H2O ⇌H2CO3 + OH- ②把①+ ②×3 得：Fe3+ + 3HCO3- = Fe(OH)3↓+3CO2↑(4) NH4+与AlO2-先写单个离子的水解：NH4+ + H2O ⇌NH3·H2O + H+ ①AlO2- + 2H2O ⇌Al(OH)3 + OH- ②把①+ ②得：NH4+ + AlO2- + H2O = Al(OH)3↓+ NH35) Fe3+与AlO2-先写单个离子的水解：Fe3+ + 3H2O ⇌Fe(OH)3+ 3H+ ①AlO2- + 2H2O ⇌Al(OH)3 + OH- ②把①+ ②×3得：Fe3+ + 3AlO2- + 6H2O = Fe (OH)3↓+3Al(OH)3↓(6) Al3+与S2-先写单个离子的水解：Al3+ + 3H2O ⇌Al(OH)3+ 3H+ ①S2- + H2O ⇌HS- + OH- ②主要HS- + H2O ⇌H2S + OH- ③次要把②和③合并得：S2- + 2H2O ⇌H2S + 2OH- ④把①×2 + ④×3 得：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑(7) Al3+与SO32-先写单个离子的水解：Al3+ + 3H2O ⇌Al(OH)3+ 3H+ ①SO32- + H2O ⇌HSO3- + OH- ②主要HSO3- + H2O ⇌H2SO3 + OH- ③次要把②和③合并得：SO32- + 2H2O ⇌H2SO3 + 2OH- ④把①×2 + ④×3 得：2Al3+ + 3SO32- + 3H2O = 2Al(OH)3↓+ 3SO2↑(8) NH4+与SiO32-先写单个离子的水解：NH4+ + H2O ⇌NH3·H2O + H+ ①SiO32- + 2H2O ⇌H2SiO3 + 2OH- ②注：严格意义上SiO32-水解产物存在硅酸H2SiO3和原硅酸H4SiO4 ，比较复杂，所以直接书写上式作为“代表”。
盐类水解
1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成+弱电解质的过程叫做盐类的水解。
2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
3.实质：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的过程。
4.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，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（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。
）5.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。
(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。
6.盐类水解的离子反应方程式：因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：（1）应用可逆符号表示（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑” （3）多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。
7.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。
①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；②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；外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。
②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。
盐的浓度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。
例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。
同种水解相互抑制，不同水解相互促进。
盐类的水解知识点
【盐类的水解知识大温习】一、探讨盐溶液的酸碱性结论：强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性，强酸强碱盐显中性。
二、盐溶液呈现不同酸碱性的缘故三、盐的水解原理1.概念：在溶液中，盐电离出来的阴离子或阳离子与水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质，这种作用叫做盐类的水解。
2.实质及结果实质：增进水的电离平稳。
结果：盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。
3.水解条件a.盐必需溶于水中b.生成盐的酸或碱是弱酸或弱碱（有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解）4.水解特点水解是微弱、可逆的，用可逆符号“”【小结】水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性5 盐溶液中水的电离规律【例题】一、pH=3的HCl和pH=11的NaOH溶液中由水电离出来的c(H+)水二、pH=3的NH4Cl和pH=11的CH3COONa溶液中由水电离出来的c(H+)水【小结】盐溶液中水的电离有如下规律：a.在强酸弱碱盐溶液中，盐的水解增进了水的电离，水的电离程度比纯水、酸或碱溶液（抑制水的电离）中水的电离程度大。
b.在酸或碱溶液中，c(H+)、c(OH-)中小的那一个表示水的电离；在盐溶液中，c(H+)、c(OH-)中大的那一个反映了水的电离程度。
四、水解方程式的书写（1）判定可否水解；（2）水解是微弱的，用可逆符号表示。
通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。
在书写离子方程式时一样不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式；（3）多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。
（4）多元弱碱盐的水解视为一步完成。
（5）双水解——不完全双水解与完全双水解不完全水解用可逆符号，完全水解用等号表示。
五、盐类水解的阻碍因素1.内因——越弱越水解（越热越水解，越稀越水解）以醋酸钠为例：CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH - K h弱酸或弱碱的电离常数越（越弱），其所生成的盐水解的程度就越大。
盐类的水解的含义和实质理论
盐类的水解的含义和实质1．水解条件可溶性盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。
2．水解实质弱酸酸根离子结合水电离出的H＋或弱碱阳离子结合水电离出的OH－，形成弱电解质。
3．水解结果水的电离平衡向电离方向移动，通常使溶液中[H＋]≠[OH－]，溶液呈现出一定的酸碱性。
4．水解的特点(1)盐类的水解是中和反应的逆反应，属于吸热反应，存在水解平衡，即：盐＋水水解中和酸＋碱。
(2)水解程度一般较小，盐溶液的酸碱性通常很弱。
5．水解的规律：CH3COO＋H23COOH＋OH 弱酸弱碱盐(1)多元弱酸酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如0.1 mol/L的Na2CO3溶液pH约为11，而0.1 mol/L NaHCO3溶液pH约为8。
即CO2－3比HCO－3水解能力大103～104倍。
Na2CO3溶液的碱性更强。
(2)同浓度时酸溶液pH值大者，对应盐溶液的pH值亦大。
如0.1 mol·L－1的HCl、CH3COOH、H2CO3、HCO－3溶液的pH值：HCl<CH3COOH<H2CO3<HCO－3，对应盐溶液pH 值NaCl<CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3。
二、影响盐类水解的因素1．内因：盐本身的性质(1)弱酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越大，溶液的碱性越强。
(2)弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液的酸性越强。
2．外因(1)温度：因为盐类水解是吸热反应，所以升高温度，水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：盐溶液加水稀释，则水解平衡向右移动，水解程度增大。
(3)化学反应：①强碱弱酸盐水解，如Na 2CO3＋H2O3＋NaOH，加酸促进其水解，加碱抑制其水解。
＋3H2(OH)3＋3HCl，加碱促进其水解，加②强酸弱碱盐水解，如FeCl酸抑制其水解。
考点一盐类水解离子方程式的书写1．一般地说，盐类水解是可逆的，应该用可逆号“”表示。
高中化学选修四第三章盐类的水解知识点
第三节盐类的水解上大附中何小龙一、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。
盐类水解知识点
盐类水解知识点一、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________所电离出来的________或________结合生成________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________，使________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________“↑”或“↓”。
盐类水解是________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①NaCl②NH4Cl③Na2CO3④CH3COONa⑤AlCl3五种溶液中呈酸性的有：________。
呈碱性的有：________。
呈中性的有：________。
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________，溶液酸性越________。
(2)弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越________，溶液碱性越________。
2．外因(1)温度：升高温度，水解平衡________，水解程度________。
(2)浓度①增大盐溶液的浓度，水解平衡________，水解程度________，但水解产生的离子浓度________，加水稀释，水解平衡________，水解程度________，但水解产生的离子浓度________。
②增大c(H＋)，促进________的水解，抑制________的水解；增大c(OH－)，促进________的水解，抑制________的水解。
3．盐类水解的应用(1)明矾净水：_______________________________。
(2)制备Fe(OH)3胶体：_______________________。
盐类水解
(1)硝酸铵水解显酸性,加入少量硝酸铵使水 解右移,醋酸根离子浓度减小. (2)亚硫酸钠水解显碱性,加入亚硫酸钠使水 解平衡左移,醋酸根离子浓度增大. (3)氯化铁水解显酸性,加入氯化铁使水解平 衡右移,醋酸根离子浓度减小. 则醋酸根离子浓度变化依次为:减小,增大, 减小. 答案:( :(A 答案:(A)
注意事项:
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了移动,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.
问题1:正盐可以分为几类?各自的酸碱
性是什么?为什么呢?
3,正盐可分成四类:
一,强酸强碱盐:不发生水解,因为
它们电离出来的阴,阳离子不能破坏水的 电离平衡,所以呈中性. 二,强酸弱碱盐:我们把弱碱部分叫弱 阳离子,弱阳离子能把持着从水中电离出 来的氢氧根离子,破坏了水的电离平衡, 使得水的电离正向移动,结果溶液中的氢 离子浓度大于氢氧根离子浓度,使水溶液 呈酸性.
三,强碱弱酸盐:我们把弱酸部分叫弱阴,
同理弱阴把持着从水中电离出来的氢离子,使 得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度,使 溶液呈碱性. 四,弱酸弱碱盐:弱酸部分把持氢,弱阳 部分把持氢氧根,生成两种弱电解质,再比较 它们的电离常数Ka,Kb值的大小
盐类水解
1,盐类水解的定义及本质: 2,正盐的分类及其酸,碱性: 3, 盐类水解的应用 :
1,盐类水解定义:
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.)
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
盐类的水解的含义和实质1．水解条件可溶性盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。
2．水解实质＋－弱酸酸根离子结合水电离出的H或弱碱阳离子结合水电离出的OH，形成弱电解质。
3．水解结果＋－水的电离平衡向电离方向移动，通常使溶液中[H]≠[OH]，溶液呈现出一定的酸碱性。
4．水解的特点(1)存在水解平衡，即：盐＋水中和酸＋碱。
(2)5．水解的规律(1)多元弱酸酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如0.1 mol/L的Na2CO3溶液－－34pH约为11，而0.1 mol/L NaHCO3溶液pH约为8。
即CO23比HCO3水解能力大10～10倍。
Na2CO3溶液的碱性更强。
－(2)同浓度时酸溶液pH值大者，对应盐溶液的pH值亦大。
如0.1 mol·L1的HCl、－－CH3COOH、H2CO3、HCO3溶液的pH值：HCl<CH3COOH<H2CO3<HCO3，对应盐溶液pH值NaCl<CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3。
二、影响盐类水解的因素1．内因：盐本身的性质(1)弱酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越大，溶液的碱性越强。
(2)2．外因(1)大。
(2)浓度：盐溶液加水稀释，则水解平衡向右移动，水解程度增大。
(3)化学反应：①强碱弱酸盐水解，如Na2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOH，加酸促进其水解，加碱抑制其水解。
②强酸弱碱盐水解，如FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋3HCl，加碱促进其水解，加酸抑制其水解。
考点一盐类水解离子方程式的书写1．一般地说，盐类水解是可逆的，应该用可逆号“ ”表示。
盐类水解的程度不大，一般不会产生沉淀和气体，所以一般不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
如＋＋Cu2＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋＋NH4＋H2O NHH2O＋H 3·2．多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写水解离子方程式。
如Na2CO3溶液的水解水解反应为：－－－CO2 HCO3＋H2O3＋OH(主要)－－HCO3＋H2O H2CO3＋OH(次要)3．多元弱碱的阳离子水解的过程比较复杂，中学阶段写相应的离子方程式时一步写到＋＋底即可。
如Al2(SO4)3水解的离子方程式为：Al3＋3H2O Al(OH)3＋3H。
4．发生相互促进的水解且有沉淀生成时，由于反应彻底，故生成物中出现的沉淀或气体物质，均要标上“↓”或“↑”符号，中间用“===”连接，如AlCl3溶液与NaHCO3溶＋－液混合：Al3＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑步骤：(1)先写出水解的离子及水解后的最终产物，用“===”连接并注明“↓”或“↑”。
(2)根据电荷守恒将其配平，看反应物中是否加水。
＋－－－2－此类离子组有：Al3与CO23、HCO3、S、HS、－＋－－－[Al(OH)4]，Fe3与CO23、HCO3、[Al(OH)4]等。
＋－－－(1)NH4与CH3COO、CO23、HCO3等组成的盐虽然水解相互促进，但不能彻底水解，所以使用“ ”，不标“↑”、“↓”，如CH3COONH4水解：－＋CH3COO＋NH4＋H2O CHH2O。
3COOH＋NH3·＋－＋3＋2－(2)Fe与S相遇不发生水解反应而是发生氧化还原反应：2Fe3＋S2===2Fe2＋S↓，＋－＋－Cu2和S2相遇不发生水解反应，而是发生沉淀反应：Cu2＋S2===CuS↓。
考点二比较溶液中微粒浓度的大小1．三个守恒(1)电荷守恒电荷守恒是指溶液呈电中性，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。
如Na2CO3溶液中：＋＋－－－[Na]＋[H]＝[HCO3]＋2[CO23]＋[OH](2)物料守恒物料守恒即原子守恒，指变化前后元素原子个数守恒。
如：0.1 mol/L的Na2CO3溶液中：＋－－[Na]＝2{[CO23]＋[HCO3]＋[H2CO3]}＝0.2 mol/L(3)质子守恒质子守恒指溶液中质子发生转移时，质子数不发生变化。
如Na2CO3溶液中，HCO3――→－－得到1个质子＋CO3－得到2个质子－――→H2CO3，H3O――→HO――→OH，＋得到质子失去质子－得失质子数相等，则[OH]＝[H3O]＋[ HCO3]＋2[H2CO3]－＋－即[OH]＝[H]＋[HCO3]＋2[H2CO3]。
2．具体情况因为电离和水解一般都是较弱的，所以产物微粒的浓度要小于原微粒的浓度。
(1)多元弱酸溶液，依据弱酸的分步电离分析：－－如H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3)＞c(CO23)(2)多元弱酸的正盐溶液中，依据弱酸根离子分步水解分析。
＋－－－如Na2CO3溶液中：c(Na)＞c(CO23)＞c(OH)＞c(HCO3)－＋(3)一元弱酸强碱盐溶液中，c(阳离子)＞c(酸根离子)＞c(OH)＞c(H)。
＋－－＋如CH3COONa溶液中：c(Na)＞c(CH3COO)＞c(OH)＞c(H)。
(4)相同浓度不同的溶液中，比较同一种离子浓度的大小时，要考虑溶液中其他离子的影响。
＋如相同物质的量浓度的三种溶液：①NH4Cl，②NH4HSO4，③NH4HCO3，c(NH4)由大到小的顺序为②＞①＞③。
(5)溶液混合后离子浓度的大小判断，要综合分析，主要考虑电离因素、水解因素及是否反应等对离子的影响。
相同温度、浓度条件下：－＋CH3COOH和NH3·H2O的电离程度大于CH3COO和NH4的水解程度：如：0.1mol/L CH3COOH和0.1mol/L CH3COONa的混合溶液中，由于CH3COOH的电－－＋＋离能力大于CH3COO的水解能力，所以溶液呈酸性，CH3COOH、CH3COO、Na、H、－OH浓度由大至小的顺序为：－＋＋－c(CH3COO)＞c(Na)＞c(CH3COOH)＞c(H)＞c(OH)。
＋再如0.1mol/L的氨水与0.1mol/L的NH4Cl混合溶液中，NH3·H2O电离能力大于NH4水解能力，故有：＋－－＋c(NH4)＞c(Cl)＞c(NH3·H2O)＞c(OH)＞c(H)。
3．酸式盐溶液的酸碱性(1)强酸的酸式盐酸式酸根只电离不水解，溶液一定显酸性，如NaHSO4。
(2)弱酸的酸式盐酸式酸根既能电离，又能水解，因此溶液的酸碱性取决于酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
特例：NaHCO3与NaAl(OH)4溶液混合－现象：有白色沉淀生成，此时HCO3以电离为主；反应的离子方程式：－－－HCO3＋[Al(OH)4]===Al(OH)3↓＋CO23＋H2O。
(1)该反应是复分解而不是双水解。
＋－(2)该反应说明：电离出H的能力：HCO3＞Al(OH)3。
考点三盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性一般地，强碱弱酸盐溶液，显碱性；强酸弱碱盐溶液显酸性；强酸强碱盐溶液，显中性；弱酸的酸式盐溶液，要视弱酸根离子的水解与电离程度的相对大小，如NaHCO3溶液显碱性而NaHSO3溶液显酸性。
2．判断盐所对应酸的相对强弱例如，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的酸性强弱为HB>HA。
3．利用盐溶液来制取H2某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液反应而产生气体。
如：少量Zn片投入到浓的NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生。
4．解释实验室中的一些问题(1)某些胶体的制备利用水解原理，如实验室制备Fe(OH)3胶体。
(2)无水盐制备。
如制备FeCl3，从溶液中得到晶体后，必须在HCl气氛中失去结晶水，否则会得到Fe(OH)3或Fe2O3。
(3)保存某些盐溶液时，有时要考虑盐是否水解。
例如，保存Na2CO3溶液不能用玻璃塞，保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。
(4)配制易水解的盐溶液①配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。
例如，配制FeCl3、SnCl2溶液时滴几滴稀盐酸。
②配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。
例如，配制Na2CO3、NaHS溶液时滴几滴NaOH溶液。
5．在生产、生活中的应用＋－(1)泡沫灭火器原理：用Al2(SO4)3与NaHCO3作用，离子方程式为：Al3＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(2)制取净水剂：通常用铁盐、铝盐来制取净水剂，如用明矾净水的离子方程式：Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H。
＋－(3)化肥合理使用：铵态氮肥不能与草木灰混用，因为NH4与CO23相互促进水解而造成氮的损失。
－(4)加强洗涤效果：热的纯碱溶液去污效果更好，因为升温促进了CO23的水解。
(5)水解除杂＋＋如MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3的水解程度比Mg2水解程度大，可加入MgO＋或Mg(OH)2或MgCO3等，使Fe3的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
＋。