化学选修4第四章第三节盐类的水解知识总结
盐类的水解知识点总结
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）盐的水解实质当盐AB能电离岀弱酸阴离子（B「・）或弱緘阳离子即可与水电离出的H•或OH 结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.与中和反响的关系：水解、盐+水丁二——酸+碱（两者至少有一为弱）中和由此可知，盐的水解为中和反响的逆反响，但一般认为中和反响程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反响，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弱酸碱盐不一泄如NH t CN CH^COcNH, NH>F碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱①假设只有电离而无水解，那么呈酸性（如NaHSOj②假设既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度〉水解程度，呈酸性电离程度V水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H,PO：及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大------------------------------- >嗚0, HfOi HPOf POfpH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCOx NaHS、NaGPO,、立HS・酸性（很特姝，电离大于水解）：NaHSO3. NaHzPO：. NaHSO；〔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）比拟外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H+A —Q 宁令 +比0 —Q温度（T） Tt -*a t Tt -*h t加水平衡正移，« t 促进水解，ht增大［Hj抑制电离，a f 促进水解，hf增大［OH ］促进电离，a t 抑制水解，hf增大［A ］抑制电离，（】f 水解程度，ht注：a—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CHcCOOH和CH^COONO：的溶液中分别参加少呈:冰醋酸，对CHjCOOH电离程度和CHeCOO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一样，其pH值分别为7、8、9,那么HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②一样条件下，测得®NaHC03②C&COOW③NaAlO：三种溶液的pH值一样。
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。
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结1. 盐类的定义和性质盐是由阳离子和阴离子组成的化合物，它们通过电离形成了带电的离子。
盐类通常是固体晶体，在常温下呈现结晶的形态，可以溶解在水或其他溶剂中。
盐类在水中有着独特的性质。
首先，它们可以发生水解反应，即与水分子发生反应，并产生酸或碱溶液。
其次，盐类在溶液中会完全离解，形成带电的阳离子和阴离子。
最后，盐类溶液可以导电，因为溶液中的离子能够导电。
2. 盐类的酸碱性质2.1 酸性盐酸性盐是指具有酸性的盐类物质，它们在水中溶解时会释放出氢离子（H+）。
酸性盐的产生通常是由于阳离子是一种较弱酸的离子，或阴离子是一种强酸的离子。
例如，NaHSO4（硫酸氢钠）是一种酸性盐。
在水中溶解时，它会释放出氢离子，使溶液呈酸性。
2.2 碱性盐碱性盐是指具有碱性的盐类物质，它们在水中溶解时会释放出氢氧根离子（OH-）。
碱性盐的产生通常是由于阴离子是一种较弱酸的离子，或阳离子是一种强碱的离子。
例如，Na2CO3（碳酸钠）是一种碱性盐。
在水中溶解时，它会释放出氢氧根离子，使溶液呈碱性。
2.3 中性盐中性盐既不呈酸性也不呈碱性，它们在水中的水解程度很小。
中性盐的产生通常是由于阳离子和阴离子都是酸或碱的弱离子。
例如，KCl（氯化钾）是一种中性盐。
它在水中溶解时不会产生酸或碱，溶液呈中性。
3. 盐类的水解反应在水中，盐类可以发生水解反应，即与水分子发生反应并产生酸或碱。
盐类的水解反应可以分为两种类型：3.1 阳离子水解当阳离子是一种较弱酸的离子时，它会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
例如，NH4Cl（氯化铵）是一种阳离子水解的盐。
在水中溶解时，NH4+离子与水分子反应，产生H3O+离子（酸性物质），使溶液呈酸性。
3.2 阴离子水解当阴离子是一种较弱酸的离子时，它会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
例如，Na2CO3（碳酸钠）是一种阴离子水解的盐。
在水中溶解时，CO32-离子与水分子反应，产生OH-离子（碱性物质），使溶液呈碱性。
盐的水解知识点总结
盐的水解知识点总结1. 盐的水解概念盐是由阳离子和阴离子组成的化合物，当盐溶解于水中时，会发生水解反应。
水解反应是指盐溶解后，其阳离子和阴离子会与水分子发生化学反应，形成新的物质。
水解反应可以分为强水解和弱水解两种情况。
强水解是指盐溶解后，其离子会与水分子完全发生化学反应，产生大量的氢氧根离子（OH^-）或氢离子（H^+）。
强水解的盐包括氯化钠、硝酸铵、硫酸钠等。
弱水解是指盐溶解后，其离子只与水分子部分发生化学反应，产生少量的氢氧根离子（OH^-）或氢离子（H^+）。
弱水解的盐包括碳酸钙、氢氧化铝等。
2. 盐的水解平衡盐的水解过程是一个动态的过程，其达到平衡状态时，水中同时存在盐的离子和水分子之间的反应和生成。
水解平衡是指盐溶解后，其离子和水分子之间的反应和生成达到动态平衡状态。
在水解平衡时，盐的溶解度和水解程度是一个动态平衡的过程。
具体来说，当盐溶解于水中时，其离子和水分子之间的反应和生成达到平衡状态，此时其溶解度几乎不再改变。
3. 盐的水解产物盐的水解反应会产生离子和水分子之间的化学反应，从而形成新的物质。
具体来说，强水解盐溶解后会产生大量的氢氧根离子（OH^-）或氢离子（H^+）；而弱水解盐溶解后会产生少量的氢氧根离子（OH^-）或氢离子（H^+）。
这些产物在水溶液中会影响其PH值，从而影响水的化学性质和溶解度。
4. 盐的水解影响因素盐的水解反应会受到多种因素的影响，包括温度、溶液浓度、压力、PH值等。
具体来说，温度对盐的水解速率具有显著影响，通常情况下，温度越高，盐的水解速率越快。
溶液浓度对盐的水解程度也有影响，通常情况下，浓度越高，水解程度越低。
压力对盐的水解影响较小，而PH值对盐的水解程度影响较大，一般来说，PH值越高，水解程度越高。
5. 盐的水解应用盐的水解过程在化学和生活中具有广泛的应用。
在化学工业中，盐的水解反应可以制取氢氧根离子（OH^-）或氢离子（H^+），用于制备酸、碱、盐等化学品。
盐类水解规律知识点总结
盐类水解规律知识点总结
以下是盐类水解规律的知识点总结：
1. 盐的定义：盐是由金属离子和非金属离子（或羧基）通过化学键结合而成的化合物，通常在水中溶解后会分解成阳离子和阴离子。
2. 阳离子和阴离子的水解：在盐类水解中，阳离子和阴离子的水解是分别进行的。
阳离子水解会产生酸性物质，而阴离子水解会产生碱性物质。
例如，氯化铵（NH4Cl）在水中会发生水解反应，产生NH4+和Cl-离子。
NH4+离子会与水分子发生反应，生成NH4OH和H+离子，从而产生酸性溶液；而Cl-离子会与水分子发生反应，生成OH-离子，从而产生碱性溶液。
3. 盐类水解的影响因素：盐类水解的速度和程度受到多种因素的影响，主要包括盐类的离子性和极性、水的性质、温度和压力等。
离子性和极性较强的盐类更容易发生水解反应，而水的性质、温度和压力则会影响水解反应的速率和平衡位置。
4. 盐类的水解平衡：盐类的水解反应会达到一个动态平衡状态，即反应速率的正向和反向反应同时发生，并达到一定的平衡位置。
平衡位置受到水解反应速率的影响，取决于反应物的浓度、温度和压力等因素。
当平衡位置发生偏移时，会影响溶液的酸碱性质。
5. 盐类水解的应用：盐类水解在化学工业和生活中有着广泛的应用。
例如，盐类水解反应可以用来制备酸碱溶液、调节土壤酸碱性、净化废水等。
此外，盐类水解规律的研究也为化学反应动力学和平衡化学等领域提供了重要的理论基础。
总之，盐类水解是化学领域中重要的概念之一，它在酸碱中和反应、化学平衡、工业生产和环境保护中都有着重要的应用价值。
对盐类水解规律的深入理解可以为相关领域的研究和应用提供重要的理论支持。
盐类水解 知识点总结高中
盐类水解知识点总结高中一、盐的定义盐是由一个金属离子和一个非金属离子结合而成的化合物，通常是由金属和非金属之间的离子键形成的。
盐类化合物通常呈结晶状，具有一定的溶解性。
常见的盐包括氯化钠、碳酸钙、硫酸铁等。
二、水解反应的基本原理在水溶液中，盐类化合物可以发生水解反应，即分解成原来的离子组分。
水解反应的基本原理是盐溶解后，其离子与水分子发生相互作用，产生氢氧根离子和对应的酸根离子。
例如，氯化钠在水中可以溶解成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻），水解反应如下：NaCl(s) + H₂O(l) →Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)其中，Na⁺和Cl⁻都是盐类的离子组分，而被水分子溶解并与之发生相互作用，形成水合离子。
三、影响水解的因素1. 盐的性质：不同种类的盐在水中的水解程度可能不同，与其阳离子和阴离子的稳定性、电荷大小和水合能力等有关。
2. 溶解度：盐类的水解还受到其在水中的溶解度的影响，溶解度越大，水解的速度和程度可能越高。
3. 离解度：盐在水中的离解度也会影响其水解的程度，离解度越大，水解的程度可能越高。
四、水解产物盐类水解产物包括氢氧根离子（OH⁻）和对应的酸根离子。
具体产物取决于盐中阳离子和阴离子的性质以及水的性质。
例如，氯化钠的水解产物包括氢氧根离子和氯化氢：NaCl + H₂O → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O → NaOH + HCl五、实际应用1. 化学实验：盐类水解是化学实验中常见的一种反应，用于教学和实验室研究中。
2. 工业应用：盐类水解也在一些工业生产中有重要应用，如金属冶炼、有机合成等。
六、总结盐类水解是化学课程中的重要内容，了解盐类水解的知识有助于理解化学反应的原理和应用。
本文对盐的定义、水解反应的基本原理、影响水解的因素、水解产物及实际应用进行了总结，希望对读者有所帮助。
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结一、盐类的定义盐类是由正离子和负离子组成的化合物，它们在水溶液中可以进行水解反应。
在水溶液中，盐类会分解成正离子和负离子，这个过程被称为水解。
二、盐类的水解类型 1. 酸性盐水解：当盐类水解产生的阳离子是弱酸的共轭碱时，溶液呈酸性。
例如，氯化铵（NH4Cl）溶解在水中时，产生氨（NH3）和盐酸（HCl），溶液呈酸性。
NH4Cl + H2O → NH3 + HCl2.碱性盐水解：当盐类水解产生的阴离子是弱碱的共轭酸时，溶液呈碱性。
例如，氯化铝（AlCl3）溶解在水中时，产生氢氧化铝（Al(OH)3）和盐酸（HCl），溶液呈碱性。
AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl3.中性盐水解：当盐类水解产生的阳离子和阴离子都是中性物质时，溶液呈中性。
例如，硫酸钠（Na2SO4）溶解在水中时，产生钠离子（Na+）和硫酸根离子（SO4^2-），溶液呈中性。
Na2SO4 + 2H2O → 2Na+ + SO4^2-三、盐类水解的影响因素 1. 盐类的离解度：离解度越大，水解反应越明显。
离解度受盐的溶解度和电离度的影响。
2.水解常数：水解常数表示水解反应的进行程度，水解常数越大，水解反应越明显。
3.pH值：溶液的pH值越高，水解反应越容易发生。
四、盐类水解的应用 1. 确定酸碱性：通过观察盐类水解产生的溶液的酸碱性，可以判断盐类的性质。
2.制备酸碱盐：通过适当的反应条件，可以制备出具有特定酸碱性的盐类。
3.工业应用：盐类水解在工业上有广泛的应用，例如制备氢氧化钠、氢氧化铝等化学品。
总结：盐类的水解是指盐类在水溶液中分解成正离子和负离子的过程。
根据盐类水解产生的阳离子和阴离子的性质，溶液可以呈酸性、碱性或中性。
盐类水解受离解度、水解常数和pH值等因素的影响。
盐类水解在酸碱性的判定、酸碱盐的制备以及工业应用方面具有重要作用。
注意：以上内容不涉及人工智能（Ai）等字样，以便符合题目要求。
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结一、盐的定义及分类盐是由金属离子和非金属离子组成的化合物，通常来说，金属离子的化合价大于一的金属离子结合非金属离子形成的化合物就是盐。
盐的分类可以分为两大类：酸性盐和碱性盐。
酸性盐是指盐中含有含氧酸根，并且盐中金属离子的化合价小于等于三。
碱性盐则是指盐中金属离子的化合价大于等于四，通常它们会具有碱性。
盐类包括氯化物、硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐等。
二、盐的水解过程盐的水解过程是指盐溶解于水中时，产生的化学反应。
水解过程可以分为两种方式：一种是由于盐的阳离子或阴离子的水解而产生的，另一种则是由于盐分解后产生的酸碱中和反应。
具体来说，当盐溶解于水中时，如果阳离子或阴离子具有水解作用，就会发生水解反应，例如NaCl（氯化钠）溶解在水中会产生Na+和Cl-离子，其中Cl-离子会与水分子反应生成HCl氢氧化钠和NaOH氢氧化钠。
三、酸碱中和反应盐的水解过程会引起酸碱中和反应，产生酸性或碱性溶液。
当盐中含有酸性或碱性离子时，溶解后会与水反应，产生酸碱中和反应。
比如Na2CO3（碳酸钠）溶解在水中会产生碱性溶液，而NH4Cl（氯化铵）溶解在水中则会产生酸性溶液。
四、盐的氧化还原反应盐也可以在水解过程中产生氧化还原反应。
当盐溶解在水中时，一些金属离子会被氧化或还原，从而产生氧化还原反应。
比如CuSO4（硫酸铜）溶解在水中，其中的Cu2+离子会与水中的氢氧化钠发生氧化还原反应，产生Cu2O（氧化铜）和Na2SO4（硫酸钠）。
五、盐的应用盐类的水解过程在生产和生活中有广泛的应用。
在化工生产中，盐的水解可以帮助提取金属，制备无机酸和碱性物质等。
在食品加工中，盐也常常用于腌制和调味。
在日常生活中，我们使用的食盐就是氯化钠溶解后的产物。
在农业生产中，盐的水解过程也可以帮助植物吸收营养。
综上所述，盐的水解过程在化学中具有重要意义，它不仅帮助我们理解盐的性质，还可以在实际生产和生活中得到应用。
通过研究盐的水解过程，我们可以更好地理解盐的应用和化学性质，为实际生产和生活提供更多的帮助。
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=CH3COONaH2OHOHCH3COOHCH3COONaH2OCH3COOHNaOHCH3COOH2OCH3COOHOH强酸弱碱盐水解NH4C=NH4CH2OOHHNH3H2ONH4CH2ONH3H2OHCNH4H2ONH3H2OH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hdroiofat：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-、o/L，o/L，因为XY=14，NaOH溶液中cOH-等于CH3COOH溶液中cH。
因此CCH3COOH远大于10-Ymo/L，CH3COOH 过量，因此选项B正确。
上述两题的特点是o，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质，故与题型①方法相同。
由于少量Ac-发生水解：Ac-H2OHAcOH-。
故有cNa＞cAc-＞cOH-＞cH，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误。
故该题选项为A。
2H等于7型常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液H＝7，则此溶液中。
A．cHCOO-＞cNaB．cHCOO-＜cNaC．cHCOO-＝cNaD．无法确定cHCOO-与cNa的关系解析：本题绝不能理解为恰好反应，因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而现在Ph=7，故酸略为过量。
根据溶液中电荷守恒：cNacH=cHCOO-＋cOH-因H=7，故cH=cOH-，所以有cNa=cHCOO-，答案为C。
《盐类的水解》 知识清单
《盐类的水解》知识清单一、盐类水解的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，叫做盐类的水解。
二、盐类水解的实质盐类水解的实质是盐电离出来的离子破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使得溶液中的 c(H⁺）和 c(OH⁻）不再相等，从而使溶液呈现出酸性或碱性。
三、盐类水解的特点1、可逆性盐类水解是可逆反应，存在水解平衡。
2、微弱性盐类水解的程度一般都很小，水解产物的浓度通常较小。
3、吸热性盐类水解是吸热过程，升高温度会促进水解。
四、盐类水解的规律1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才会发生水解。
2、无弱不水解强酸强碱盐（如 NaCl、KNO₃等）不发生水解，溶液呈中性。
3、谁弱谁水解盐中的阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；阳离子对应的碱越弱，水解程度越大。
4、谁强显谁性当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更弱时，溶液显碱性；反之，溶液显酸性。
5、越弱越水解弱酸或弱碱的酸性或碱性越弱，其对应的离子水解程度越大。
五、盐类水解的影响因素1、内因盐本身的性质，即组成盐的酸或碱的强弱。
酸或碱越弱，其对应的离子水解程度越大。
2、外因（1）温度升高温度能促进盐类的水解，因为水解是吸热反应。
（2）浓度①增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小；②减小盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，水解程度增大。
（3）外加酸碱①外加酸或碱可以抑制或促进盐类的水解。
例如，对于CH₃COONa 溶液，加酸会抑制 CH₃COO⁻的水解，加碱会促进其水解。
②对于同一种盐，酸或碱的酸性或碱性越强，抑制或促进水解的效果越明显。
（4）外加盐①加入与盐的水解性质相同的盐，会促进水解；②加入与盐的水解性质相反的盐，会抑制水解。
六、盐类水解的离子方程式书写1、书写原则（1）一般用可逆符号“⇌”，不用“＝”。
（2）多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。
（3）多元弱碱阳离子的水解一步写完。
化学盐类水解知识点总结
化学盐类水解知识点总结一、盐类的定义和分类盐类是由金属离子和非金属离子或其他离子组成的化合物。
盐类通常是由酸和碱性氧化物或氢氧化物反应生成的，所以它们通常是酸性或碱性的。
根据离子组成的不同，盐类可以分为酸性盐、碱性盐和中性盐。
酸性盐是由金属离子和酸根离子组成的盐类化合物，它具有一定的酸性。
例如，硫酸盐、亚硫酸盐等都是酸性盐。
碱性盐是由金属离子和氢氧根离子组成的盐类化合物，它具有一定的碱性。
例如，氢氧化钠、氢氧化钙等都是碱性盐。
中性盐是由金属离子和非金属离子组成的盐类化合物，它既不具有酸性也不具有碱性。
例如，氯化钠、硫酸钙等都是中性盐。
二、水解反应的机理盐类水解是指盐类在水中分解为酸和碱性氧化物或氢氧化物的反应。
根据盐类的种类，水解反应可以分为酸性盐水解、碱性盐水解和中性盐水解。
1. 酸性盐水解酸性盐在水中溶解后，会水解成产生酸和碱性氧化物或氢氧化物。
例如，硫酸铵在水中水解的反应方程式为：(NH4)2SO4 + 2H2O → 2NH4OH + H2SO4硫酸铵水解生成氨和硫酸。
2. 碱性盐水解碱性盐在水中溶解后，会水解成产生碱和酸性氧化物或氢氧化物。
例如，氢氧化钠在水中水解的反应方程式为：NaOH + H2O → Na+ + OH- + H2O → NaOH + H2O氢氧化钠水解生成氢氧化钠和氢氧化钠。
3. 中性盐水解中性盐在水中溶解后，不产生酸和碱性氧化物或氢氧化物。
例如，氯化钠在水中水解的反应方程式为：NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O氯化钠在水中溶解后，不产生酸和碱性氧化物或氢氧化物。
三、水解反应的影响因素盐类水解反应受到多种因素的影响，主要包括以下几点。
1. 盐类的种类不同的盐类水解反应的产物和速率都会有所不同，这主要取决于盐类的种类和离子的性质。
2. 溶液的温度溶液的温度对盐类水解反应的速率有很大影响。
一般来说，温度越高，反应速率越快。
3. 溶液的浓度溶液的浓度也对盐类水解反应的速率有影响。
选修4(3)3。4盐类的水解应用(离子浓度大小的比较)
• 4、（2006江苏）1、下列叙述正确的是（ ） B C L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+) • A．0.1mol· • B．10 mL 0.02mol· L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol· L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶 液的体积为20 mL，则溶液的pH=12 • C．在0.1mol· L－1CH3COONa溶液中，c(OH)=c(CH3COOH)＋c(H+) • D．0.1mol· L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中， c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)
• 3、 已知某温度下0.1mol· L－1的NaHB(强 电解质)溶液中c(H＋)＞c(OH－)，则下列 有关说法或关系式一定正确的是（ C) • ①HB－的水解程度小于HB－的电离程度； ②c(Na+)=0.1mol· L－1 ≥c(B2－)；③溶液 的pH=1；④c(Na+)=c(HB－)+2c(B2 －)+c(OH－)。 • A．①② B．②③ C．②④ D．①②③
二、两种电解质溶液混合后离子浓 度大小的比较
• 1、两种物质混合不反应： • 【例】：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和 CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判 断正确的是( B ) A.C(H+)＞C(OH-) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L • C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L
练习：
• 1、(2001年全国春招题)在0.1mol· L-1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( C • A．c(Na+)＝2c(CO32• B．c(OH-)＝2c(H+) • C．c(HCO3-)＞c(H2CO3) • D．c(Na+)＜c(CO32-)＋c(HCO3-)
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。
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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 碱性
CH3CO2NH4 中性
NH4F 酸性
谁强显谁性，等强显中性
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— pH 减小
PO43—
2
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
HA+OH——Q
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？
从而促进水进一步电离.
与中和反应的关系： 水解
盐+水
中和
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。
盐类水解的知识点总结
盐类水解的知识点总结一、盐类水解的定义盐类水解是指盐类在水中发生化学反应，分解成相应的酸和碱的过程。
在盐类水解中，盐类会与水发生酸碱中和反应，生成酸和碱两种物质。
盐类水解是酸碱中和反应的一种特殊形式，通常发生在弱酸性或弱碱性条件下。
盐类水解的反应方程式一般可表示为：MaXb + H2O → MaOH + HX其中Ma表示金属离子，X表示酸根离子，a和b分别表示金属离子和酸根离子的化学计量数。
在水解反应中，金属离子和酸根离子与水发生化学反应，生成相应的酸和碱。
二、盐类水解的原理盐类水解的原理主要是基于酸碱中和反应的化学原理。
在水中，盐类会与水发生化学反应，生成酸和碱。
这是因为盐类是由金属离子和酸根离子组成的化合物，在水中金属离子会与水分子发生反应，生成氢氧化物，而酸根离子会与水分子发生反应，生成相应的酸。
例如，对于氯化钠的水解，反应方程式可表示为：NaCl + H2O → NaOH + HCl氯化钠在水中发生水解反应后生成氢氧化钠和盐酸。
这说明了盐类水解是酸碱中和反应的一种特殊形式。
三、盐类水解的影响因素盐类水解的速率和程度受到多种因素的影响。
其中主要影响盐类水解的因素包括盐类的性质、水的性质和温度等。
1. 盐类的性质：盐类的水解程度主要取决于盐类的酸碱性质。
对于中性盐，其水解程度较小；而对于弱酸性或弱碱性盐，其水解程度较大。
2. 水的性质：水的性质对盐类水解也有较大影响。
水的酸碱性、温度和离子强度等因素都会影响盐类水解的速率和程度。
3. 温度：温度对盐类水解的速率有显著影响。
通常情况下，温度越高，盐类水解的速率越快。
四、盐类水解的实验方法盐类水解的实验方法通常是通过实验室化学实验来进行观察和研究。
以下是一种常见的盐类水解实验方法：1. 实验材料：实验所需的材料包括盐类、蒸馏水、试剂瓶、酚酞溶液等。
2. 实验步骤：- 取一定量的盐类溶解于蒸馏水中，溶液混合均匀。
- 用pH试纸或PH计测试盐类水解溶液的酸碱性。
高中化学盐类的水解、电离知识点总结
高中化学盐类的水解、电离知识点总结一、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+ 3Cl(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)如AlCl3的水解：Al+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H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+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H3．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。
盐水解知识点总结
盐水解知识点总结一、盐水解的定义盐水解是指将固体盐溶解在水中而形成电解质溶液的过程。
盐水解实质上是离子在水中的扩散和溶解的过程，其过程中伴随着盐分子在溶液中的解离和水分子的溶解作用。
盐水解的公式可以表示为：AB(s) → A+(aq) + B-(aq)其中AB为盐的化学式，A+和B-分别表示盐中所含阳离子和阴离子在水溶液中的形式。
盐水解可以分为阳离子和阴离子两部分，每一部分都可以单独溶解在水中。
二、盐水解的原理盐水解的过程是由溶剂分子（水）和溶质离子（盐）之间的相互作用和碰撞所产生的。
当盐溶解在水中时，由于水分子的极性和离子的电荷作用，盐中的阳离子和阴离子会被水分子包围和分散，形成离子化的溶液。
由于盐水解是一种离子化的过程，离子在水溶液中的运动和扩散导致了电导率的增加和溶液的电解质性质。
盐水解的过程在电解质溶液中尤为显著，因为当盐溶解在水中时，其中的离子会导致水溶液具有良好的导电性。
三、盐水解的影响因素1. 温度：盐水解的速率和程度受温度的影响。
在一定范围内，温度升高会加快盐水解的速率，反之则减慢盐水解的速率。
这是因为温度升高会增加溶质颗粒的运动速度和离子间的相互碰撞频率，从而促进溶质的解离和溶解作用。
2. 浓度：盐水解的速率和程度还取决于盐的浓度。
一般来说，浓度较高的盐溶液会导致盐水解的速率较快，而浓度较低的盐溶液则会导致盐水解的速率较慢。
这是因为盐的浓度影响了溶质颗粒的密度和溶解度，进而影响了溶质的解离和溶解作用。
3. pH值：盐水解的速率和程度还受溶液的酸碱性质（pH值）的影响。
当溶液的 pH 值发生变化时，会影响盐中阳离子和阴离子在溶液中的解离和聚合状态，从而影响盐水解的速率和程度。
一般来说，pH 值偏酸的溶液会促进盐水解的速率，而 pH 值偏碱的溶液则会抑制盐水解的速率。
四、盐水解的应用1. 工业生产：盐水解是工业上产生氯氢酸、氢氧化钠和烧碱等重要化工原料的重要过程。
其中，氯氢酸是制备含氯化物类化合物的重要原料，氢氧化钠和烧碱则是制备碱性物质和清洁剂的关键原料。
盐类的水解知识点总结
一、盐类的水解1.定义：盐电离出来的阴离子或阳离子与水所电离出来的H +或OH －结合生成弱电解质的过程。
2.结果：促进水的电离平衡，盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。
3.盐类水解平衡的影响因素（1）※内因：酸越弱，弱酸根阴离子的水解能力越强，对应盐的碱性越强。
例如：已知K(HNO 2) > K(CH 3COOH) > K(HClO)，等浓度的NaClO 、CH 3COONa 、NaNO 2溶液pH 由大到小的顺序是：NaClO > CH 3COONa > NaNO 2 。
若三种盐溶液等pH ，则三种盐浓度大小的顺序 NaNO 2>CH 3COONa>K(NaClO)（2）外因：温度、浓度、酸碱、盐（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）.（2）浓度不变，温度越高，水解程度越大.（3）加酸或加碱，可抑制或促进水解（4）加盐：可抑制或促进水解 例如：向NH 4Cl 溶液中加入CH 3COONa,促进NH 4+的水解（一阴一阳，互促水解）；向NH 4Cl 中加入FeCl 3，抑制NH 4+的水解（弱碱阳离子之间互相抑制）4.水解平衡常数 K h 以醋酸钠为例：CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH -水解是微弱的，用可逆符号，在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等）写成其分解产物的形式；多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。
多元弱碱盐的水解视为一步完成。
二、盐类水解原理的应用1.判断或解释盐类酸碱性的原因：如FeCl 3溶液呈酸性、CH 3COONa 呈碱性，Na 2CO 3呈碱性的原因。
找出能水解的弱酸根阴离子或弱碱阳离子，写出离子方程式即可2.离子浓度大小比较NH 4Cl 溶液C(Cl -)＞C(NH 4+)＞C(H +)＞C(OH -)CH 3COONa 溶液C(Na +)＞C(CH 3COO -)＞C(OH -)＞C(H +)Na 2CO 3溶液 C （Na +）＞C （CO 32-）＞C （OH -）＞C （HCO 3-）＞C （H +）只有弱酸的酸式盐既能电离也能水解：NaHCO 3（pH ＞7水解＞电离）NaHSO 3（pH ＜7电离＞水解） NaHCO 3溶液 C （Na +）＞C （HCO 3-）＞C （OH -）＞C （H +）＞C （CO 32-）NaHSO 3溶液 C （Na +）＞C （HSO 3-）＞C （H +）＞C （SO 32-）＞C （OH -）等浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 混合液（pH ＜7）C （CH 3COO -）＞C （Na+）＞C （H+）＞C （OH -） 等浓度的NH 3.H 2O 与NH 4Cl 混合液（pH ＞7）C （NH 4+）＞C （Cl -）＞C （OH -）＞C （H +） 总结：水解大于电离：NaHCO 3 电离大于水解：NaHSO 3、等浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 混合液 等浓度的NH 3.H 2O 与NH 4Cl 混合液3.配置或储存易水解的盐溶液在配制FeCl 3、AlCl 3等溶液时，为抑制Fe 3+、Al 3+的水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。
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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。
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。
以CO32-为例，的水解的离子方程式：CO32- +H2O HCO3- +OH- (主要)HCO3- +H2O H2CO3 +OH- (次要)Al3+水解的离子方程式：Al3++3H2O Al(OH)3 +3H+(2) 注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。
（Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。
如：CO32−+ H2O HCO3− +OH−HCO3− +H2O H2CO3 + OH−多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。
些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。
例如，将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。
这是由于混合前Al2(SO4)3溶液显酸性，Al3++3H2O Al(OH)3 +3H+，NaHCO3溶液显酸性：HCO3-+H2O H2CO3 +OH-，混合后由于H++OH- = H2O，使两个水解反应互相促进，使其水解反应互相促进，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓ +3CO2↑(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。
常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-；Fe3+与AlO2-、CO32-、HCO3-；NH4+与AlO2-、SiO32-等。
三、盐类水解的影响因素当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。
若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。
1、内因：盐本身的性质。
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。
另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响2、外因：(1) 温度：升温促进水解(2) 浓度：稀释促进水解(3) 外加酸碱盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。
外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。
3、不考虑水解的情况不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2+Na2SO4=BaSO4+2NaCl。
水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl。
若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3+Na2S=2FeCl2+2NaCl+S。
四、盐类水解的应用盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。
1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解(1)、等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以pH＜7，溶液显酸性。
(2)、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①CH3COONa，②NaHSO4，③NaCl，④苯酚钠，按pH 由大到小排列正确的是（）。
A．①＞④＞③＞②B ．①＞②＞③＞④C．④＞③＞①＞②D．④＞①＞③＞②解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解，硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。
氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。
另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。
［板书］2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。
(3)、例如在磷酸钠晶体中，n(Na+ )=3n(PO43-)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43-的水解，有c(Na+)>3c(PO43-)，又如，在0.1mol/L Na2CO3 溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解配制强酸弱碱溶液时，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，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3+ +3H2O Fe(OH)3 +3H+的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。
同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。
配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。
如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。
(1)、实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（）A、防止硫酸铁分解B、抑制硫酸铁水解C、促进硫酸铁溶解D、提高溶液的PH4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。
以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3加热分解：2Al(OH)3Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。
又如，有些盐(如Al 2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。
5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等；NH4+与SiO32-、AlO2-等。
这里还需要我们注意的是Fe3+与S2-、HS-也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应。
6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解铵态氮肥与草木灰不能混合施用。
因草木灰的成分是K2CO3水解呈碱性；CO32-+H2OHCO3-+OH-，铵态氮肥中NH4+遇OH-逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2或CaHPO4，不能被作物吸收。
长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+的水解而使土壤的酸性增强：NH4++H2O NH3·H2O+H+。
7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32-、HCO3-水解，使溶液呈碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解例如明矾KAl(SO4)2·12H2O净水原理：Al3++3H2O Al(OH)3 (胶体)+3H+，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。
9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4++H2O NH3·H2O+H+，Mg+2H+=Mg2++H2，Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应。