高考专题盐类的水解知识点和经典习题
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
高中化学盐类水解精讲解析及练习
水解 中和高中化学盐类的水解考点精讲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 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 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.a) 以H m A n —表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.H m+1A(n m A n —1 + H 2(n+1)—+ H +抑制水解抑制电离增大[OH—] 促进电离促进水离 [H+]增大仅能存在于一定pH值范围如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：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。
高中盐类水解试题及答案
高中盐类水解试题及答案一、选择题1. 盐类水解是指什么现象？A. 盐溶解在水中的过程B. 盐在水中电离的过程C. 盐在水中部分离子与水分子反应生成酸或碱的过程D. 盐在水中完全离解的过程2. 以下哪种盐是强酸弱碱盐？A. NaClB. KNO3C. NH4ClD. MgSO43. 在盐类水解中，哪种离子会与水分子发生反应？A. 钠离子B. 氯离子C. 铵离子D. 硫酸根离子二、填空题4. 当盐类水解时，如果生成的是酸，那么水解反应的离子方程式可以表示为________。
5. 强酸弱碱盐在水中水解后，溶液将呈现________性。
三、简答题6. 请简述盐类水解的原理，并举例说明。
7. 为什么说盐类水解是一个可逆过程？四、计算题8. 已知某强酸弱碱盐的溶液pH为4.0，求其水解常数Kh。
答案一、选择题1. C2. C3. C二、填空题4. \( \text{A}^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons\text{HA} + \text{OH}^- \)5. 酸性三、简答题6. 盐类水解的原理是盐在水中溶解时，其离子与水分子发生反应，生成弱电解质。
例如，碳酸氢钠(NaHCO3)在水中水解，碳酸氢根离子(HCO3^-)与水分子反应生成碳酸(H2CO3)和氢氧根离子(OH^-)，使溶液呈现碱性。
7. 盐类水解是一个可逆过程，因为水解生成的弱电解质可以继续与水反应生成离子，这个过程与水解反应同时进行，达到动态平衡。
四、计算题8. 已知溶液的pH为4.0，根据pH的定义，\( \text{pH} = -\log[H^+] \)，可以得出\( [H^+] = 10^{-4} \) mol/L。
假设水解常数Kh很小，那么\( [OH^-] \approx [H^+] \)。
根据水解平衡常数的定义，\( Kh = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} \)，由于\( [A^-] \)和\( [HA] \)初始时相等，设其为C，则\( Kh = \frac{[H^+]^2}{C} \)。
高中化学水解知识点总结及习题(有答案)
一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般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，促使水的电离平衡发＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶生移动，结果溶液中c(H液呈一定的酸碱性。
盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“”表示。
因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律1、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，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。
如2－＋H2O HCO3－Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO3－－－＋OH，②HCO3＋H2O H2CO3＋OH－H 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR2－(电离，呈酸性)，HR ＋－－(水解，呈碱性)，＋R＋H2O H2R＋OH这需要具体分析。
很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、H2PO42－等。
－HS、HPO42、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)33、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO34、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。
当遇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，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”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↑。
5、三大水解规律。
三、影响盐类水解的因素1、盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
高中盐类水解试题及答案
高中盐类水解试题及答案1. 盐类水解的实质是什么？答案：盐类水解的实质是弱酸或弱碱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的过程。
2. 为什么强酸强碱盐不发生水解？答案：强酸强碱盐中的阳离子和阴离子都是强电解质，它们不会与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合，因此不发生水解。
3. 写出下列盐类水解的离子方程式：(1) Na2CO3(2) NH4Cl答案：(1) CO3^2- + H2O ⇌ HCO3^- + OH^-(2) NH4^+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H^+4. 盐类水解对溶液酸碱性的影响是什么？答案：盐类水解会使溶液的酸碱性发生变化。
阳离子水解使溶液呈酸性，阴离子水解使溶液呈碱性。
5. 影响盐类水解程度的因素有哪些？答案：影响盐类水解程度的因素包括盐的浓度、温度、水解离子的强弱等。
6. 为什么在配制pH为10的Na2CO3溶液时，需要加入少量的NaOH？答案：在配制pH为10的Na2CO3溶液时，需要加入少量的NaOH来抑制CO3^2-的水解，从而保持溶液的碱性。
7. 写出下列盐类水解的化学方程式：(1) Na2SO3(2) NaClO答案：(1) 2Na2SO3 + H2O ⇌ NaHSO3 + NaOH(2) NaClO + H2O ⇌ NaOH + HClO8. 盐类水解在实际应用中有哪些？答案：盐类水解在实际应用中包括调节溶液的酸碱性、制备缓冲溶液、水处理中的软化水等。
9. 为什么在制备Fe(OH)3胶体时，需要加入少量的FeCl3？答案：在制备Fe(OH)3胶体时，需要加入少量的FeCl3来提供Fe^3+离子，这些离子与水反应生成Fe(OH)3胶体。
10. 写出下列盐类水解的离子方程式：(1) Na2S(2) NaCN答案：(1) S^2- + H2O ⇌ HS^- + OH^-(2) CN^- + H2O ⇌ HCN + OH^-。
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-;。
(完整word版)盐类的水解经典习题含解析
第三节盐类的水解一、单项选择题1. 水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是()A . NaHS04溶液B. KF溶液C. KAl(SO 4)2 溶液 D . NaI 溶液解析：厂、Al3+的水解能促进水的电离；NaHS04电离出的H*能抑制水的电离，厂对应的酸(HI)为强酸，故Nal溶液对水的电离平衡无影响。
答案：D1 —1.(双选)25 C时，某浓度的氯化铵溶液的pH = 4，下列叙述中正确的是()A .溶液中的c(OH —)= 1 X 10—10 mol L—1B. 溶液中的c(NH 才)>c(CI—)>c(H +) >c(OH —)C. 溶液中的c(H +)+ c(NH才)=c(Cl—) + c(OH —)D•溶液中的c(NH3 H2O) = c(NH才)解析：A项中由K w可计算出c(OH —)= 1 X 10—10 mol L —1，所以A项正确，B项中因为NH才水解，故c(CI—)>c(NH才)，所以B项错误；C项中符合电荷守恒，所以C项正确；D 项中NHf的水解程度较小，故c(NH3 H2O)小于c(NH才)，所以D项错误。
答案：AC2. 已知某溶液中只存在OH、Cl、NH 4、H四种离子，下列说法不正确的是()A •若溶液中c(NH4) = c(Cl—)，则该溶液一定显中性B•若溶液中c(NH4 )>c(Cl—)>c(OH —)>c(H +)，则溶液中一定含有NH4CI 和NH3 H2OC.若溶液中c(Cl—)>c(NH；)>c(H +)>c(OH —)，则溶液中可能含有NH4CI或可能含有NH4CI 和HClD •若溶液中c(CI—)> c(H +)> c(NH；)>c(OH —)，则溶液中含有大量的NH4CI和少量的HCI解析：A项，若溶液中c(NH才)=c(CI —)，由电荷守恒知c(OH —) = c(H +)，则该溶液一定显中性；B项，溶液呈碱性，溶质只能是NH4CI和NH3H2O; C项，溶液呈酸性，溶质可能含有NH4CI或可能含有NH4CI和HCI，但若溶质是大量的NH4CI和少量的HCI，则c(CI —)>c(NH才)>c(H + )>c(OH —), D 项错误。
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。
2025届高考化学复习第51讲盐类的水解
第51讲盐类的水解1.了解盐类水解的原理及一般规律。
2.掌握盐类水解离子方程式的书写。
3．了解影响盐类水解程度的主要因素。
4.了解盐类水解的应用。
5．能利用水解常数(K h)进行相关计算。
考点一盐类的水解原理1.盐类水解的实质盐电离→{弱酸的阴离子→结合H+弱碱的阳离子→结合OH−}→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。
2．盐类水解的条件在组成上必须具有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
3．水解反应离子方程式的书写(1)盐类水解的离子方程式一般用“⇌”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。
(2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。
(3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。
(4)阴、阳离子相互促进的水解①若水解程度不大，用“⇌”表示。
②相互促进且进行彻底的水解反应，书写时用“===”“↑”“↓”。
试写出下列盐溶液中水解的离子方程式。
①NH4Cl：_。
②Na2CO3：_、_。
③FeCl3：_。
④CH3COONH4：_。
⑤AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合：_。
【师说·助学】盐类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。
【易错诊断】判断正误，错误的说明理由。
1．同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比，前者pH大；同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比，后者pH小：_。
2．常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液中水的电离程度相同：_。
3．酸式盐溶液一定呈酸性：_。
4．某盐溶液呈中性，则该盐一定是强酸、强碱盐：_。
【教考衔接】典例1[2022·浙江1月，1]水溶液呈酸性的盐是()A．NH4ClB．BaCl2C．H2SO4D．Ca(OH)2听课笔记【师说·延伸】导致水溶液呈酸性的溶质．．有：酸、水解显酸性的正盐、酸式盐。
典例2[2021·广东卷，8]鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl 表示)。
专题06盐类的水解(考点清单)(讲练)
专题06 盐类的水解考点01 盐类的水解及其规律 考点02 盐类水解方程式的书写 考点03 盐类水解的影响因素 考点04 水解常数考点05 盐类水解的应用考点06 溶液中粒子浓度的变化分析▉考点01 盐类的水解及其规律1．盐类水解的概念在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2．盐类水解的实质盐电离→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫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→溶液呈碱性、酸性或中性。
3．盐类水解的规律：（1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
（2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。
如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO 3溶液的水解程度小于NaClO 溶液。
（3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。
（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容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。
如：碳酸的电离常数K a1小于NH 3·H 2O 的电离常数K b ，故NH 4HCO 3溶液显碱性。
（5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数K b与盐中的阴离子对应的酸的电离常数K a相等时，盐溶液显中性。
如K b(NH3·H2O)＝K a(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。
4．盐类水解程度大小比较规律（1）组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。
（2）盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
（3）多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。
高中化学水解知识点总结及习题(有答案)
一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般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，促使水的电离平衡发＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶生移动，结果溶液中c(H液呈一定的酸碱性。
盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“”表示。
因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律1、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，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。
如2－＋H2O HCO3－Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO3－－－＋OH，②HCO3＋H2O H2CO3＋OH－H 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR2－(电离，呈酸性)，HR ＋－－(水解，呈碱性)，＋R＋H2O H2R＋OH这需要具体分析。
很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、H2PO42－等。
－HS、HPO42、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)33、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO34、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。
当遇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，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”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↑。
5、三大水解规律。
三、影响盐类水解的因素1、盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
3、盐类水解 知识点讲解及练习(学生版)
（一）概念及规律：1、实质：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，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。
2、条件：盐溶于水and盐中有“弱”3、规律：（二）影响盐类水解的因素：1、影响因素：温度；同离子效应；加水；加酸或碱；活泼金属单质。
2、以氯化铁溶液为例：3、以CH3COONa为例：（三）水解方程式：1、区别电离和水解：选出下列式子中属于电离的方程式，属于水解的方程式A ． HCO 3-+H 2O ⇌H 3O ++CO 32-B ． HCO 3-+OH -=H 2O+CO 32-C. HCO 3-⇌H ++CO 32-D. HCO 3-+H 2O ⇌H 2CO 3+OH -E. HCO 3-+H +=H 2O+CO 2 2、写出下列水解的离子方程式：NH 4Cl CH 3COONa Na 2S NaHCO 3 NaAlO 2 AlCl 3 Na 2HPO 43、写出下列水解的化学方程式：Na 2S NaAlO 2 Na 2HPO 4 NaH 2PO 4 (NH 4)2SO 44、双水解——单一二元化合物的水解：CaC 2 Mg 2C 3 PCl 3 Al 4C 3 Mg 3N 2 Al 2S 3 ICl SOCl 2SiHCl 3 NH 2Cl(已知产物具有漂白性) 5、双水解——两物质混合： 泡沫灭火器原理 FeCl 3+Na 2CO 3NaAlO 2+AlCl 3制备Al 2S 3不用AlCl 3和Na 2S 水溶液 CH 3COONa+NH 4Cl6、特殊情况——看似像双水解但实质是强酸制弱酸： NaHCO 3+NaAlO 2 NaHCO 3+Na 2SiO 37、特殊情况——双水解和氧化还原同时进行FeCl 3+Na 2SO 3： 氧化还原： 双水解：（四）三个守恒：1、书写下列溶液的三个守恒：电荷守恒&物料守恒&质子守恒 1. Na 2HPO 4弱碱阳离子水解一步到位，弱酸根水解分步进行1）先标化合价，带+电的与OH -结合，带—电的与H +结合。
盐类的水解专题讲解与训练
盐类的水解知识梳理一、盐类水解的类型1、强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解2、强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解3、弱酸弱碱盐的水解程度很大，溶液的酸碱性决定与酸碱性的相对强弱4、强酸强碱盐，不水解，呈中性5、弱酸的酸式盐水解，酸取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小如电离程度大于水解程度，以电离为主，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4如水解程度大于电离程度，以水解为主，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS6、完全双水解的盐，发生双水解进行到底。
如常见的双水解反应完全的有：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；二、盐类水解的表示1、多元弱酸根离子水解分步写，以第一步为主；2、多元弱碱阳离子可书写一步总反应方程式；3、水解程度一般很小，方程式用“”符号，且产生的物质的浓度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；3、双水解比单水解程度大，有些可以进行到底。
三、盐类水解溶液中离子浓度大小的比较一般规律：[不水解的离子]>[水解的离子]>[显性的离子] >[水电离出的另外的离子]1、多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。
如Na2CO3的溶液中，c (Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)2、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。
如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a、NH4Cl b、CH3COONH4c、NH4HSO4。
c(NH4+)由大到小的顺序是c>a>b。
3、混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。
四、盐类水解的应用1、混施化肥（N、P、K三元素不能变成气体或沉淀，否则降低肥效，如NH4Cl和氨水）2、泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，通过双水解生成CO2和Al(OH)3沉淀）3、明矾净水（水解成氢氧化铝胶体具有很大表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）4、NH4Cl在焊接金属前的处理（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）5、判断溶液酸碱性6、比较盐溶液离子浓度的大小（根据水解程度的大小对溶液酸碱性的影响）7、判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体，这一类情形下离子不能大量共存）8、配制盐溶液或加热蒸发得晶体（加对应的酸防止水解）；某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。
2024年新高考版化学专题十三盐类的水解和沉淀溶解平衡讲解部分
弱酸阴离子和弱碱阳离子会相互促进水解,若水解产物均为容易脱离反
应体系的溶解度较小的物质(如溶解度不大的气体或沉淀),则其相互促进
水解的程度非常大,水解反应认为完全进行,应用“ ”“↑”“↓”
表示,如Al3++3HCO3
Al(OH)3↓+3CO2↑;若水解产物中有溶解度较大
的物质(无法脱离反应体系),虽水解反应能相互促进,但水解程度还是较
2)不同盐溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对它的影
响。如相同浓度的NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4(c)三种溶液中
c(N
H
4
)由大到小的顺序是c>a>b。
3)混合液中各离子浓度的比较,要综合分析水解因素和电离因素。如相
同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3·H2O的电离程度>NH
3)酸式盐溶液酸碱性的判断 ①强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性,如NaHSO4。 ②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.若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。 b.若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS、Na2 HPO4。
难溶物,如用硝酸溶解金属硫化物(CuS、HgS等);③生成配合物法,如要溶 解AgCl可加入氨水生成[Ag(NH3)2]+;④盐溶解法,如用NH4Cl溶液溶解Mg (OH)2。 3)沉淀的转化:一般来说,若难溶电解质类型相同,则Ksp较大的沉淀易转化 为Ksp较小的沉淀;若类型不同,沉淀的溶解度差别越大,越容易转化。 注意:一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀,这是一般规律,并不意味着溶解 度小的沉淀不能转化为溶解度大的沉淀,沉淀转化的实质是沉淀溶解平 衡的移动。如BaSO4比BaCO3更难溶解,但将BaSO4沉淀加入饱和的Na2
高考专题盐类的水解知识点和经典习题
第25讲盐类的水解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H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
4、弱电解质：是指在水中不完全电离，部分电离的化合物。
弱酸弱碱(HF、CH3COOH 、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)个别盐类(HgCl2、HgBr2 、Hg(CN)2 、Pt(NH3)2Cl2等) 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“↑”或“↓”。
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⑤写可逆符号。
4．盐类的水解与溶液的酸碱性①NaCl②NH4Cl③Na2CO3④CH3COONa⑤AlCl3五种溶液中呈酸性的有：②⑤。
呈碱性的有：③④。
呈中性的有：①。
相关：盐本身无酸碱性，是因为溶于水后发生了水解反应，造成了酸碱性一般来说强酸弱碱盐（如MgCl2），水溶液呈酸性强碱弱酸盐（如Na2SO3），水溶液呈碱性。
强酸强碱盐（如NaCl），水溶液呈中性。
弱酸弱碱盐（如NH4Ac），看哪个更弱，如醋酸铵显中性。
总之，越弱越水解，谁强显谁性二、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，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。
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，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。
高三化学 盐类的水解专题讲解与训练全国通用
盐类的水解知识梳理一、盐类水解的类型1、强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解2、强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解3、弱酸弱碱盐的水解程度很大，溶液的酸碱性决定与酸碱性的相对强弱4、强酸强碱盐，不水解，呈中性5、弱酸的酸式盐水解，酸取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小如电离程度大于水解程度，以电离为主，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4如水解程度大于电离程度，以水解为主，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS6、完全双水解的盐，发生双水解进行到底。
如常见的双水解反应完全的有：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；二、盐类水解的表示1、多元弱酸根离子水解分步写，以第一步为主；2、多元弱碱阳离子可书写一步总反应方程式；3、水解程度一般很小，方程式用“”符号，且产生的物质的浓度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；3、双水解比单水解程度大，有些可以进行到底。
三、盐类水解溶液中离子浓度大小的比较一般规律：[不水解的离子]>[水解的离子]>[显性的离子] >[水电离出的另外的离子]1、多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。
如Na2CO3的溶液中，c (Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)2、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。
如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a、NH4Clb、CH3COONH4c、NH4HSO4。
c(NH4+)由大到小的顺序是c>a>b。
3、混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。
四、盐类水解的应用1、混施化肥（N、P、K三元素不能变成气体或沉淀，否则降低肥效，如NH4Cl和氨水）2、泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，通过双水解生成CO2和Al(OH)3沉淀）3、明矾净水（水解成氢氧化铝胶体具有很大表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）4、NH4Cl在焊接金属前的处理（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）5、判断溶液酸碱性6、比较盐溶液离子浓度的大小（根据水解程度的大小对溶液酸碱性的影响）7、判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体，这一类情形下离子不能大量共存）8、配制盐溶液或加热蒸发得晶体（加对应的酸防止水解）；某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。
高中化学盐类水解讲解及习题
盐类水解专题一、水解的实质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+-联合生成弱电解质的反响，叫做盐类的水解。
（在溶H或 OH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联合生成弱电解质弱酸或弱碱，损坏了水的电离均衡，使其均衡向右挪动，惹起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
）中和盐 + 水酸 + 碱水解2、盐类水解的实质弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的+-H 或 OH离子联合生成弱电解质，促使了水的电离。
（ 1）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或 OH-联合生成弱电解质。
（2）盐类水解使水的电离均衡发生了挪动，并使溶液呈酸性或碱性。
（3）盐类水解反响是酸碱中和反响的逆反响。
3、影响水解的要素内因：盐类自己的性质这是影响盐类水解的内在要素。
构成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”注：酸式盐的水解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，取决于二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常有酸式盐溶液的酸碱性碱性： NaHCO3、 NaHS、 Na2HPO4、 NaHS.酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4外因：(1)温度因为盐的水解作用是中和反响的逆反响，所以盐的水解是吸热反响，温度高升，水解程度增大。
(2) 浓度溶液浓度越小，其实是增添了水的量，可使均衡相正反响方向挪动，使盐的水解程度增大。
（最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解说）(3) 溶液的酸碱性盐类水解后，溶液会体现不一样的酸碱性。
所以，控制溶液的酸碱性能够促使或克制盐的水解。
如在配制FeCl3溶液经常加入少量盐酸来克制FeCl3水解。
盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子联合的能力的大小，构成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。
1.以下对于盐的水解的表达中，正确的选项是（）A.盐类的水解过程是中和反响的逆过程，是吸热过程B.易水解的盐溶于水后，都克制了水的电离C.易水解的盐溶液中，水电离出的以游离态存在的+-H和 OH的浓度永久相等D.易水解的盐溶液必定不是中性的2．（海南卷）以下离子方程式中，属于水解反响的是（）A ． HCOOH+H 2O－+ HCOO+ H3OB ．CO2+H 2O－+ HCO 3+ H2－－－C．CO3 + H 2O HCO 3+ OH ;..－2－ +D ．HS + H 2OS + H 3O3．以下物质加入金属镁能够产生氢气的是A ．HNO 3B ． NaHCO 3C ．NH 4ClD ． CH 3COONa 4． 25℃时，同样物质的量浓度以下溶液中，水的电离程度由大到小摆列次序正确的选项是（）①KNO 3②NaOH③ CH 3COO NH 4④ NH 4ClA 、① >②>③ >④B 、④ >③>①>②C 、③ >④ >②>①D 、③ >④>①>②5．（重庆卷）向三份 0.1mol/L CH 3COONa 溶液中分别加入少量NH 4NO 3、Na 2SO 3、 FeCl 2 因体（忽视溶液体积变化），则 CH 3COO - 浓度的变化挨次为（ ）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CO 2- + H 2 O--6．（福建卷） 在必定条件下， Na 2CO 3 溶液存在水解均衡：HCO + OH以下说法正确的选项是3A. 稀释溶液，水解均衡常数增大B. 通入 CO 2，均衡朝正反响方向挪动C.高升温度，c( HCO3) 减小c(CO 32 )D. 加入 NaOH 固体，溶液 PH 减小7. （ 1）25℃时， 向 0.1mol/L 的氨水中加入少量氯化铵固体，当固体溶解后， 测得溶液 pH 减小，主要原由是 （填序号）__ _ 。
盐类的水解详解配典型题
探究盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2C O3 溶液 pH 酸碱性 中 碱 盐类型 强酸强 强碱弱
碱盐 酸盐
NaH CO3
NH4Cl Na2SO CH3CO (NH4)2S 4 ONa O4
碱
酸
中
强酸强 碱盐
碱
强碱弱 酸盐
酸
强酸弱 碱盐
强碱弱 强酸弱 碱盐 酸盐
思考： 思考：盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强 弱有什么关系？ 弱有什么关系？ 强碱弱酸所生成的盐的水溶液呈 强碱弱酸所生成的盐的水溶液呈 强碱弱酸 碱性 。
一、盐类的水解 1、概念 在溶液中盐电离出来的离子跟水 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来 结合生成弱电解质 导致水的电离平 弱电解质,导致 的H+ 或OH- 结合生成弱电解质 导致水的电离平 衡发生了移动, 使得c(H+)≠c(OH-),从而使这类盐 衡发生了移动 使得 从而使这类盐 溶液呈现酸性或碱性.盐和水的这种作用称之为 溶液呈现酸性或碱性 盐和水的这种作用称之为 盐类的水解” “盐类的水解”.
2、混合溶液 、 （1）考虑离子间的反应。 ）考虑离子间的反应。 （2）酸碱混合要考虑彼此间的相对量。 ）酸碱混合要考虑彼此间的相对量。 （3）等物质的量混合要考虑电离与水解的相 ） 对大小。 对大小。 大多数盐与对应的弱酸（或弱碱） 大多数盐与对应的弱酸（或弱碱）等摩尔混合 弱电解质的电离为主， 例外。 弱电解质的电离为主，但HCN、HClO例外。 、 例外 （4）不同溶液中同一离子的比较。 ）不同溶液中同一离子的比较。 溶液中c(S2-)的大小 例如 Na2S、H2S溶液中 、 溶液中 的大小
+ + + _ +
_
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第 2 5 讲盐类的水解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H＋或OH－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“↑”或“↓” 。
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①NaCl ②NH4Cl ③Na2CO3 ④CH3COONa ⑤AlCl 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，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。
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，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) 明矾净水：Al 3＋＋3H2O Al(OH) 3＋3H＋。
（2）制备Fe（OH）3胶体：Fe3＋＋3H2O==△===Fe（OH）3（胶体）＋3H ＋。
（3）制泡沫灭火剂：Al3＋＋3HCO3－===Al（OH）3↓＋3CO2↑。
（4）草木灰与铵态氮肥混施：NH4＋＋CO23－＋H2O NH 3·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OH－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OH－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＋）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CH3COONa 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CO23－、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－、CO32－、AlO2－，Fe3＋与CO23－、HCO3－、AlO2－等［如Al3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑］。
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“↑”或“↓” ，不把生成物(如NH3·H2O、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：CO32－＋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：FeCl3水解可写为Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
(4)能彻底水解的离子组，由于不形成水解平衡，书写时要用“===”“↑”“↓” 等，如NaHCO3 溶液与AlCl3 溶液混合：Al 3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
【例1】在一定条件下，Na2CO3 溶液存在水解平衡：CO23－＋H2O HCO3－＋OH－。
下列说法正确的是( )A．稀释溶液，水解平衡常数增大B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动c HCO3－C．升高温度， c CO32－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CO2，发生反应CO2＋2OH－===CO23－＋H2O，OH－的浓度降低，平衡向正 c HCO3－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，2－增c CO23 －大，C不正确。
加入NaOH固体，OH－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、Na2SO3、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、FeCl3 分别显酸性、碱性、酸性，而酸性会促进CH3COO－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Na2CO3 溶液因CO23－的水解而显碱性，NH4Cl 溶液因NH4＋的水解而显酸性。
2．配制盐溶液如在配制FeCl3 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HCl 来抑制Fe3＋的水解。
同样在配制FeSO4、SnCl2 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如NH4Cl 溶液中各离子浓度的大小顺序判断：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H ＋，如果不水解，溶液中c（NH4＋）＝c（Cl －），但由于水解的存在，c（NH4＋）降低，而同时生成了一定量的H＋，c（H＋）＞c（OH－），所以c（Cl －）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）。
4．分析某些盐的制备方法如AlCl 3 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Al（OH）3，若继续加热灼烧，Al（OH）3 将分解生成Al2O3。
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．盐的净水作用用明矾净水的原理是Al 3＋发生水解反应：Al 3＋＋3H2O Al（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Na2CO3 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：FeCl3＋3H2O Fe（OH）3＋3HCl ；ΔH＞0（1）将饱和FeCl3 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(2)不断加热FeCl3 溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是(3) 在配制FeCl3 溶液时，为防止产生浑浊，应(4)向FeCl3 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FeCl3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HCl 挥发，可使水解进行彻底，得到Fe(OH)3 沉淀，Fe(OH)3 受热分解，最终产物为Fe2O3。
FeCl3 水解。
［答案］ (1)先生成红褐色沉淀，又逐渐溶解生成黄色溶液(2)Fe2O3 (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)Na2CO3 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) ________________答案：(1)CO23－＋H2O HCO3－＋OH－深随温度升高，水解平衡右移c(OH－)增大，碱性增强，故溶液的红色加深(2)产生白色沉淀，且红色褪去加入BaCl2 后，Ba2＋＋CO23－===BaCO3↓(白色)，由于c(CO32－)减小，CO32－水解平衡左移，c(OH－)减小，溶液变无色热点 3 溶液中微粒浓度的大小比较1.酸溶液或碱溶液酸溶液中氢离子浓度即c(H ＋)最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。
多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。
例如：H2S中各离子浓度比较为：c（H＋）＞c（HS－）＞c（S2－）＞c（OH －）。
2．盐溶液(3)为防止FeCl3 水解，应加入浓盐酸抑制（1）多元弱酸的酸根离子和多元弱碱的阳离子都是分步水解，但以第一步水解为主。
例如：NH4Cl 溶液中：c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）。
（2）明确酸式酸根离子电离程度、水解程度的相对大小。
常见的酸式盐中，NaHSO3、NaH2PO4以电离为主，而Na2HPO4 及其他酸式盐一般以水解为主。
如：NaHCO3溶液中：c（Na＋）＞c（HCO3－）＞c（OH－）＞c（H＋）＞c（CO23－）。
（3）比较同一离子的浓度时，要注意其他离子对该离子的影响。