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化学盐类的水解电离知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。
水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。
1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。
示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。
示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。
溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。
二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。
这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。
1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。
在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。
它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。
示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。
它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。
示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。
同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。
三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。
2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。
3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。
《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，盐电离出来的离子与水电离出来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。
要理解盐类水解，首先得清楚水的电离。
水是一种极弱的电解质，存在着微弱的电离平衡：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
当盐溶解在水中时，盐电离出的离子可能会与水电离出的 H⁺或 OH⁻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破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
以醋酸钠（CH₃COONa）为例，醋酸钠在水中完全电离：CH₃COONa ＝ CH₃COO⁻＋ Na⁺。
而水电离出的 H⁺和 OH⁻浓度原本是相等的。
但由于醋酸根离子（CH₃COO⁻）会与水电离出的 H⁺结合生成弱电解质醋酸（CH₃COOH），使得溶液中的 c(H⁺）减小，c(OH⁻）相对增大，溶液就呈现出碱性。
三、盐类水解的规律一般来说，盐类水解有以下规律：1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才会发生水解。
例如，碳酸钠（Na₂CO₃）中碳酸根离子（CO₃²⁻）是弱酸根离子，氯化铵（NH₄Cl）中铵根离子（NH₄⁺）是弱碱阳离子，它们都会发生水解。
2、无弱不水解强酸强碱盐（如氯化钠 NaCl、硫酸钾 K₂SO₄等）在水溶液中不发生水解，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、越弱越水解酸或碱越弱，对应的离子水解程度越大。
例如，醋酸的酸性比碳酸弱，所以相同浓度的醋酸钠溶液的水解程度比碳酸钠溶液的水解程度大。
5、谁强显谁性当盐中的阳离子水解程度大于阴离子时，溶液显酸性；当阴离子水解程度大于阳离子时，溶液显碱性；当阳离子和阴离子水解程度相当时，溶液显中性。
四、盐类水解的影响因素盐类水解的程度受到多种因素的影响，主要包括以下几个方面：1、温度升高温度能促进盐类的水解。
因为水解反应是吸热反应，温度升高，平衡向吸热方向移动，即向水解方向移动，水解程度增大。
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＋。
化学水解电离总结
电离水解平衡一、电离水解平衡的特点①弱电解质溶于水,在水分子的作用下,弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过程的速率相同建立了该化学平衡,电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律。
②影响电离平衡的主要因素有:温度的升降;溶质浓度的降低(稀释)；通过离子消耗降低生成离子的浓度;同离子效应――增大生成离子的浓度。
③遵循勒夏特列原理,平衡的移动是减弱外界条件的改变而不是逆转外界条件的改变.例如:加水稀释醋酸,平衡正向移动，但是溶液中的C（Ｈ＋）依然是减小的,增加的只是ｎ（Ｈ+)。
例１.已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的,且第一步的电离程度大于第二步的电离程度,第二步的电离程度远大于第三步的电离程度.今有ＨＡ、Ｈ2B、Ｈ3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐=较强酸盐+较弱酸”的反应规律,它们之间能发生下列反应:①ＨA＋ＨＣ２－(少量)=Ａ—+Ｈ2C—②H2B（少量）+2Ａ—=Ｂ２—+2HA③Ｈ２B(少量）+H２C—＝HB—+Ｈ３C回答下列问题:（1)相同条件下，ＨA、Ｈ2B、H3C三种酸中酸性最强的是。
(２)A—、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC２－６种离子中,最易结合质子的是最难结合质子的是(3)判断下列反应的离子方程式中正确的是(填写标号）A.H3C+3Ａ-＝３ＨＡ＋C3-B。
ＨB-＋A-=ＨA＋B２－ C．H3Ｃ＋B2－=ＨB—＋H２C—(4)完成下列反应的离子方程式A. Ｈ3Ｃ+ＯH-（过量)B。
HＡ(过量)+C３-某些盐溶液的配制、保存在配制ＦeCｌ3、 FeＣl２、ＡlCl３、CuSO4等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸Ｎa２SiＯ3、Na2CO３、NＨ４F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因Ｎa2SiO３、Nａ2CO3水解呈碱性,产生较多OH-,NH４Ｆ水解产生ＨＦ，OH-、ＨF均能腐蚀玻璃。
某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如①Aｌ３+与Ｓ2-、ＨS—、ＣＯ32－、HＣO3-、AlO2—、SｉＯ32—、ＣlO-、Ｃ６Ｈ５O—等不共存②Fe3+与ＣO３2—、ＨＣO3-、ＡｌＯ2-、ClＯ—等不共存③ＮH4＋与ＣlO－、ＳｉO３２－、AlO2－等不共存想一想：Al２Ｓ3为何只能用干法制取？小结：能发生双水解反应,首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大,其次水解一方产生较多Ｈ+，另一方产生较多OH—,两者相互促进,使水解进行到底。
高二化学下册《盐类的水解》知识点整理
高二化学下册《盐类的水解》知识点整理高二化学下册《盐类的水解》知识点整理(一)盐类水解口诀：有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性(1)有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子)如：Nal中的Na+对应的碱是强碱NaH,则Na+是强碱金属离子,不会水解Nal中的l-对应的酸是强酸Hl ,则l-是强酸根离子,也不会水解所以,Nal在水溶液中不会发生水解又如：H3Na中的H3-对应的是弱酸H3H,则H3-是弱酸根离子,会水解消耗H2电离出的H+,结合成H3H分子使得水中H-多出所以,H3Na的水溶液显碱性(2)越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大如：Na23和Na2S33 -对应的酸是H23;S3 -对应的酸是H2S3由于H23的酸性弱于H2S3则,3 -的水解程度比S3 -的水解程度更大,结合的H+更多所以,Na23的碱性比NaS3的碱性强(3)双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解阳离子水解结合水电离出的H-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大如：H3NH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2 ;H3-对应的酸是弱酸H3H则NH4+和H3-都会发生水解,NH4+结合H-形成NH3*H2;H3-结合H+形成H3H,相互促进,水解程度较大(4)谁强显谁性主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合H-要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小如：(NH4)3 ,由于NH3的碱性比H23的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比3 -的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+更多,有H-多出所以,(NH4)23 溶液显碱性又如：H3NH4,由于NH3的碱性和H3H的酸性相当,则NH4+的水解度和H3-的程度差不多,使得水溶液中的H+和H-也差不多所以H3NH4溶液显中性再如：(NH4)2S3,由于NH3的碱性比H2S3的酸性弱,则NH4+的水解度比S3 -的水解度大,使得水溶液中消耗的H-更多,有H+多出所以,(NH4)2S3溶液显酸性(二)根据盐类的不同,可分为：强酸强碱盐(不水解);强酸弱碱盐;Q###弱酸盐;弱酸弱碱盐(1)强酸弱碱盐如：NH4l的水解离子方程式：NH4+ + H2 =可逆= NH3*H2 + H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性(2)强碱弱酸盐如：H3Na的水解离子方程式：H3- + H2 =可逆= H3H + H-Q###弱酸盐的水溶液一定显碱性(3)弱酸弱碱盐如：H3NH4的水H3- + NH4+ + H2 =可逆= H3H + NH3*H2H3NH4水溶液显中性如：NH4F的水NH4+ + F- + H2 =可逆= NH3*H2 + HFNH4F的水溶液显酸性如：NH4l的水解离子方程式;NH4+ l- + H2 =可逆= NH3*H2 + HlNH4l的水溶液显碱性弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离子与阳离子有关(三)多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解是分步进行的,一般第一步进行的程度最大,第二步甚至更多步的水解程度就很弱了如：Na23的水第一步程度很大：3 - + H2 =可逆= H3- + H-第二步程度很小：H3- + H2 =可逆= H23 + H-【注意】：大部分的盐的水解都不能进行彻底,所以一般盐的水解都要是可逆符号水解度较大的盐有Al2S3可认为几乎双水解彻底【以上都是一种盐中的离子水解】【第二种情况】：另外,还有2种盐中,分别有弱酸根离子和弱碱根离子,也会互相促进,发生双水解如：NaH3和AlI3两种盐,如果把它们的溶液相混合,则会发生双水解,水解离子方程式如下：3H3- + Al + == Al(H)3↓ + 32↑注意：Al +和H3-双水解较彻底,可以用“==”而不用“可逆符号”另外,所有的水解过程中一定有水参加,但是由于该水解反应,生成物中有水,可以和反应物中的水刚好相互抵消,但方程式中没有水出现并不表明没有水参加(1)常见的弱酸根离子：S3 - ;HS3-;3 -;H3-;P4 -;HP4 -;l-;S -;HS-;H3-;SN-;F-;Al2-;6H(苯酚根);N2-(亚硝酸根)常见弱酸的酸性排序：H2S3 > H3P4> HF >HH>6H-H>H3H>H23>H2S 亚硫酸磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氢硫酸> Hl>6H-H>HAl2次氯酸苯酚偏铝酸(2)常见的弱碱离子：NH4+;u +;Fe +;Fe +;Al +其中碱性排序：Fe(H)2 > Fe(H)3 > u(H)2 > NH3*H2 > Al(H)3。
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。
盐类的水解知识归纳
盐类的水解知识归纳1、只有与H＋或OH－结合生成弱电解质的离子，如弱酸阴离子和弱碱阳离子，才能使水的电离平衡发生移动。
2、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。
具体分以下几种情况：①强碱弱酸的正盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性；如：Na2CO3、NaAc等②强酸弱碱的正盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性；如：NH4Cl、FeCl3、CuCl2等；③强酸强碱的正盐，不发生水解；如：Na2SO4、NaCl、KNO3等；④弱酸弱碱的正盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱，谁强显谁性；⑤强酸的酸式盐只电离不水解，溶液显酸性，如：NaHSO4；而弱酸的酸式盐，既电离又水解，此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小：若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4；若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
3、影响水解程度的因素：主要因素是盐本身的性质，组成的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。
①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大；②浓度：盐的浓度越小，水解程度越大，但溶液的酸碱性一般越弱；③外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解，使盐的水解程度降低，但由于酸（或碱）的加入，使溶液的酸（碱性）增强。
④能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解。
常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应：阳离子：Fe3＋、Al3＋；阴离子：CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SO32－、HSO3－等。
⑤Fe3＋与S2－、HS－、SO32－、HSO3－等还原性离子发生氧化还原反应，而不是发生双水解反应。
⑥HCO3－与AlO2－在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于双水解反应，而是：HCO3－＋H2O＋AlO2－＝Al（OH）3↓＋CO32－。
水解和电离知识点总结
水解和电离知识点总结一、水解的概念和原理水解是指将某一物质（通常是化合物）与水分解为两种或两种以上物质的化学变化过程。
水解反应是一种重要的溶液中的化学反应过程，常见于盐类、酯等化合物。
水解反应的原理是溶质与溶剂（水）之间发生化学反应，生成新的物质。
在水解反应中，通常涉及到酸碱中和和水解的两种类型。
水解是溶质在水中被水分子进攻，生成离子或者分子的过程。
水分子可以进攻锯环之中的原子以解锯环，则产生两个分子或离子。
二、水解的类型1. 酸碱中和水解酸碱中和水解是指在水中将酸、碱或盐的分子或离子与水分子发生反应，形成相应的酸性或碱性的物质。
酸碱中和水解反应通常可以表示为：H+ + OH- -> H2O。
例如：NaCl + H2O -> Na+ + Cl- + H2O在这个反应中，NaCl溶解在水中，产生Na+和Cl-离子，同时还有Na+和OH-和Cl-和H+ 进行酸碱中和反应，生成水分子。
2. 酯水解酯水解是指酯类化合物在水中分解为醇和酸的化学反应。
酯水解的一般化学方程式为：RCOOR’ + H2O -> RCOOH + R’OH。
例如：CH3COOC2H5 + H2O -> CH3COOH + C2H5OH在这个反应中，乙酸乙酯在水中分解为乙酸和乙醇。
3. 蛋白质水解蛋白质是生物体内重要的大分子，它们在生物体内发挥着重要的功能。
蛋白质水解是指蛋白质在酸、碱、酶的作用下，被水分解为氨基酸或肽链。
三、电离的概念和原理电离是指溶质在溶剂中失去或增加电荷的过程。
溶质中的分子或离子在水中溶解后，它们与水分子发生相互作用，导致分子中的原子或基团失去或增加电子，形成离子。
电离通常伴随着物质的溶解过程，是溶液中溶质与溶剂之间发生化学变化的重要现象。
电离的原理是溶质与溶剂中的水分子之间发生相互作用，导致溶质分子或离子中原子或基团失去或增加电子，形成离子。
四、电离的类型1. 强电解质和弱电解质根据电离度的不同，溶质可以分为强电解质和弱电解质。
化学盐类水解、电离知识点总结(可编辑修改word版)
： 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： AlCl 3 +3H 20 ⇌Al 3+ + 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 3+ + 3H 2O ⇌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。
+可抑制弱碱阳离子水解，OH - 能抑制弱酸阳离子水解。
(3)外加酸碱：H（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。
化学水解电离总结
电离水解平衡一、电离水解平衡的特点①弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过程的速率相同建立了该化学平衡，电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律.②影响电离平衡的主要因素有:温度的升降；溶质浓度的降低（稀释);通过离子消耗降低生成离子的浓度；同离子效应――增大生成离子的浓度.③遵循勒夏特列原理，平衡的移动是减弱外界条件的改变而不是逆转外界条件的改变。
例如：加水稀释醋酸，平衡正向移动，但是溶液中的C（H＋）依然是减小的，增加的只是n(H＋).例1。
已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步的电离程度大于第二步的电离程度，第二步的电离程度远大于第三步的电离程度。
今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐＝较强酸盐+较弱酸"的反应规律，它们之间能发生下列反应：①HA＋HC2－（少量）＝A- +H2C—②H2B（少量）＋2A—＝B2- +2HA③H2B(少量）+H2C-＝HB-＋H3C回答下列问题：(1）相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是。
（2)A-、B2—、C3—、HB-、H2C-、HC2－ 6种离子中，最易结合质子的是最难结合质子的是（3)判断下列反应的离子方程式中正确的是(填写标号）A.H3C+3A—＝3HA+C3-B。
HB－+A-＝HA＋B2- C。
H3C+B2－＝HB—+H2C—(4）完成下列反应的离子方程式A。
H3C+OH－（过量)B. HA（过量）+C3－某些盐溶液的配制、保存在配制FeCl3、 FeCl2、AlCl3、CuSO4等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH-,NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃。
某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如①Al3+与S2-、HS—、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO—、C6H5O—等不共存②Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO—等不共存③NH4+与ClO—、SiO32—、AlO2—等不共存想一想：Al2S3为何只能用干法制取？小结:能发生双水解反应，首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多H+，另一方产生较多OH—，两者相互促进，使水解进行到底。
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。
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结
定义：盐类的水解是指在溶液中，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。
这个过程破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
条件：盐必须溶于水，且能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
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（适用于正盐），同强显中性，弱弱具体定。
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。
特点：水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小；水解反应为吸热反应；盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅；多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
表示方法：盐类的水解用水解方程式表示。
由于盐类的水解程度通常很小，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”，但是如果存在双水解的情况，通常需要标注“↓”“↑”，且可逆符号要换成等于号。
应用：盐类水解在生活和工业中有广泛的应用，如制造燃料、净水、制造清洁剂、制造精细化工产品、制造环保产品、制造化妆品、制造润滑剂和制造纸张等。
以上是盐类水解的基本知识点，理解并掌握这些内容，可以更好地理解和应用盐类水解的相关知识。
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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。
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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。
高二化学下册盐类的水解知识点总结
（⼀）盐类⽔解⼝诀：有弱才⽔解,越弱越⽔解,双弱双⽔解,谁强显谁性.（1）有弱才⽔解要求盐要有弱酸根离⼦或者弱碱⾦属离⼦(包括铵离⼦).如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱⾦属离⼦,不会⽔解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离⼦,也不会⽔解.所以,NaCl在⽔溶液中不会发⽣⽔解.⼜如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则CH3COO-是弱酸根离⼦,会⽔解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分⼦.使得⽔中OH-多出.所以,CH3COONa的⽔溶液显碱性.（2）越弱越⽔解盐中的离⼦对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,⽔解的程度越⼤.如：Na2CO3和Na2SO3CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则,CO3^2-的⽔解程度⽐SO3^2-的⽔解程度更⼤,结合的H+更多.所以,Na2CO3的碱性⽐NaSO3的碱性强.（3）双弱双⽔解当盐中的阳离⼦对应的碱是弱碱并且盐中的阴离⼦对应的是弱酸时,则盐的这两种离⼦都会发⽣⽔解.阳离⼦⽔解结合⽔电离出的OH-;阴离⼦⽔解结合⽔电离出的H+,所以双⽔解发⽣的程度往往较⼤.如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH则NH4+和CH3COO-都会发⽣⽔解,NH4+结合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,⽔解程度较⼤.（4）谁强显谁性主要是针对双⽔解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离⼦⽔解结合H+,阳离⼦⽔解结合OH-要判断盐溶液的酸碱性,则要⽐较阴离⼦的⽔解成度和阳离⼦的⽔解程度的⼤⼩.如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性⽐H2CO3的酸性强(实际上⽐较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的⽔解程度⽐CO3^2-的⽔解程度弱,使得⽔溶液中消耗的H+更多,有OH-多出.所以,(NH4)2CO3 溶液显碱性.⼜如：CH3COONH4,由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当,则NH4+的⽔解度和CH3COO-的程度差不多,使得⽔溶液中的H+和OH-也差不多.所以CH3COONH4溶液显中性.再如：(NH4)2SO3,由于NH3的碱性⽐H2SO3的酸性弱,则NH4+的⽔解度⽐SO3^2-的⽔解度⼤,使得⽔溶液中消耗的OH-更多,有H+多出.所以,(NH4)2SO3溶液显酸性.（⼆）根据盐类的不同,可分为：强酸强碱盐(不⽔解);强酸弱碱盐;强*弱酸盐;弱酸弱碱盐（1）强酸弱碱盐如：NH4Cl的⽔解离⼦⽅程式：NH4+ + H2O =可逆= NH3*H2O + H+强酸弱碱盐的⽔溶液⼀定显酸性.（2）强碱弱酸盐如：CH3COONa的⽔解离⼦⽅程式：CH3COO- + H2O =可逆= CH3COOH + OH-强*弱酸盐的⽔溶液⼀定显碱性.（3）弱酸弱碱盐如：CH3COONH4的⽔CH3COO- + NH4+ + H2O =可逆= CH3COOH + NH3*H2OCH3COONH4⽔溶液显中性如：NH4F的⽔NH4+ + F- + H2O =可逆= NH3*H2O + HFNH4F的⽔溶液显酸性.如：NH4ClO的⽔解离⼦⽅程式;NH4+ ClO- + H2O =可逆= NH3*H2O + HClONH4ClO的⽔溶液显碱性.弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离⼦与阳离⼦有关.（三）多元弱酸或多元弱碱形成的盐的⽔解多元弱酸或多元弱碱形成的盐的⽔解是分步进⾏的,⼀般第⼀步进⾏的程度,第⼆步甚⾄更多步的⽔解程度就很弱了.如：Na2CO3的⽔第⼀步程度很⼤： CO3^2- + H2O =可逆= HCO3- + OH-第⼆步程度很⼩： HCO3- + H2O =可逆= H2CO3 + OH-【注意】：⼤部分的盐的⽔解都不能进⾏彻底,所以⼀般盐的⽔解都要是可逆符号.⽔解度较⼤的盐有Al2S3可认为⼏乎双⽔解彻底.【以上都是⼀种盐中的离⼦⽔解.】另外,还有2种盐中,分别有弱酸根离⼦和弱碱根离⼦,也会互相促进,发⽣双⽔解.如：NaHCO3和AlCI3两种盐,如果把它们的溶液相混合,则会发⽣双⽔解,⽔解离⼦⽅程式如下：3HCO3- + Al^3+ == Al(OH)3↓ + 3CO2↑注意：Al^3+和HCO3-双⽔解较彻底,可以⽤“==”⽽不⽤“可逆符号”另外,所有的⽔解过程中⼀定有⽔参加,但是由于该⽔解反应,⽣成物中有⽔,可以和反应物中的⽔刚好相互抵消,但⽅程式中没有⽔出现并不表明没有⽔参加.【附】(1)常见的弱酸根离⼦：SO3^2- ;HSO3-;CO3^2-;HCO3-;PO4^3-;HPO4^2-;ClO-;S^2-;HS-;CH3COO-;SCN-;F-;AlO2-;C6H5O(苯酚根);NO2-(亚硝酸根)常见弱酸的酸性排序：H2SO3 > H3PO4> HF >HCOOH>C6H5-COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S 亚硫酸磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氢硫酸> HClO>C6H5-OH>HAlO2次氯酸苯酚偏铝酸(2)常见的弱碱离⼦：NH4+;Cu^2+;Fe^2+;Fe^3+;Al^3+其中碱性排序：Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Cu(OH)2 > NH3*H2O > Al(OH)3。
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。
《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。
二、盐类水解的实质盐类水解的实质是盐电离出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，从而导致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较小，通常水解产物的浓度较小。
3、吸热性盐类水解是吸热反应，升高温度会促进水解。
四、盐类水解的规律有弱才水解，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。
1、强酸强碱盐（如 NaCl、KNO₃等）不水解，溶液呈中性。
2、强酸弱碱盐（如 NH₄Cl、FeCl₃等），弱碱阳离子水解，溶液呈酸性。
3、强碱弱酸盐（如 CH₃COONa、Na₂CO₃等），弱酸根离子水解，溶液呈碱性。
4、弱酸弱碱盐（如 CH₃COONH₄等），阴阳离子都水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
五、影响盐类水解的因素1、内因盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大。
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，但水解程度减小。
②稀释盐溶液，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（3）外加酸碱外加酸或碱会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 CH₃COO⁻的水解。
六、盐类水解的应用1、配制溶液某些易水解的盐溶液的配制需要考虑抑制水解。
例如，配制 FeCl₃溶液时，通常将 FeCl₃固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释到所需浓度，以抑制 Fe³⁺的水解。
2、制备物质利用盐类的水解可以制备某些物质。
例如，用 TiCl₄制备 TiO₂时，通过加热促进 TiCl₄的水解得到 TiO₂·xH₂O，再经过灼烧得到 TiO₂。
《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出来的 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的水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
三、盐类水解的条件1、盐必须溶于水。
2、盐中必须有“弱离子”，即弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
四、盐类水解的规律有弱才水解，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。
1、强酸强碱盐不水解，溶液显中性，例如 NaCl、KNO₃等。
2、强酸弱碱盐，弱碱阳离子水解，溶液显酸性，例如 NH₄Cl、CuSO₄等。
3、强碱弱酸盐，弱酸根阴离子水解，溶液显碱性，例如CH₃COONa、Na₂CO₃等。
五、盐类水解方程式的书写1、一般形式（1）弱酸根阴离子水解：An⁻＋ H₂O ⇌ HA(n-1)⁻＋ OH⁻（n 表示弱酸根离子所带的负电荷数）（2）弱碱阳离子水解：Bⁿ⁺＋ nH₂O ⇌ B(OH)ₙ ＋ nH⁺（n 表示弱碱阳离子所带的正电荷数）2、书写注意事项（1）要用“⇌”，不能用“＝”。
（2）水解程度一般很小，产物浓度很小，气体、沉淀不标“↑”“↓”。
（3）多元弱酸根分步水解，以第一步为主；多元弱碱阳离子一步水解。
例如：碳酸钠水解第一步：CO₃²⁻＋ H₂O ⇌ HCO₃⁻＋ OH⁻第二步：HCO₃⁻＋ H₂O ⇌ H₂CO₃＋ OH⁻（第二步水解程度远小于第一步）氯化铵水解：NH₄⁺＋ H₂O ⇌ NH₃·H₂O ＋ H⁺六、影响盐类水解的因素1、内因盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大。
例如，相同条件下，醋酸钠（CH₃COONa）的水解程度大于碳酸钠（Na₂CO₃），因为醋酸（CH₃COOH）的酸性强于碳酸氢根（HCO₃⁻）。
2、外因（1）温度：升高温度，水解程度增大。
因为水解反应是吸热反应，升高温度，平衡向吸热方向移动。
（2）浓度：增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。
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1、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：AlCl 3 +3H 20 ⇌Al
+ 3Cl
+
3-
(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 + 3H 2O ⇌Al(OH)3 + 3H
+3+
2、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）
3、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Na 2CO 3和NaHCO 3溶液的碱性：Na 2CO 3＞NaHCO 3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol ·L －1的①NaCl ，②Na 2CO 3，③AlCl 3溶液的pH 大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂 如：Fe +3H 2O ⇌Fe(OH)3＋3H +3+
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。
4.制备胶体
如：向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液，产生红褐色胶体。
F e
+3H 2O Fe(OH)3（胶体）＋3H
+
3+
5.热碱去油污
升温促进碳酸钠水解：CO 3+ H 2O ⇌HCO 3+ OH ，溶液碱性增强
-2--6.泡沫灭火器原理
(1)成分：NaHCO 3、 Al 2(SO 4)3
(2)原理：NaHCO 3水解：HCO 3+ H 2O ⇌H 2CO 3 + OH -
-
Al 2(SO 4)3水解：Al + 3H 2O ⇌Al(OH)3↓+3H
+3+
当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：
Al + 3HCO 3 == Al(OH)3↓+3CO 2↑
+3-7.合理施用化肥
(1)普钙[主要成分Ca(H 2PO 4)2]、铵态氮肥不能与草木灰(K 2CO 3)混用。
(2)原因：Ca(H 2PO 4)2电离强于水解、铵态氮肥水解显酸性，K 2CO 3水解显碱性，若混用，相互促进，易造成肥效降低。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
例
如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去
KNO 3溶液中所含的Fe3＋。
(2)向MgCl 2、FeCl 3的混合溶液中加入MgO 以除去FeCl 3。
9.判断溶液中离子能否共存
在水溶液中水解相互促进的离子：(1)若相互促进程度较小，则可以大量共存，如NH 4和+
CH 3COO 、C03等。
--2(2)若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存,
如Al 与HCO 3在溶渡中不能共存,
+3-因发生反应Al + 3HCO 3 == Al(OH)3↓+3CO 2↑，这类离子组合常見的有：
+3-
Fe 与S 、 HS 因发生氧化还原反应也不能大量共存。
+3-2-10．加热蒸发盐溶液时所得固体
(1)不水解、不分解的盐溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl 溶液；(2)能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al 2(SO 4)3溶液；
(3)能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl 3、FeCl 3；
(4)若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO 3)2。
四、离子浓度大小的比较1．“一个比较”
比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。
(1)分子的电离大于相应离子的水解能力，如CH 3COOH 的电离程度大于CH 3COO 水解的程
-度，所以等浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 溶液等体积混合后溶液显酸性。
则有：c(CH 3COO )＞c(Na )＞c(H )＞c(OH )。
-++-(2)分子的电离小于相应离子的水解能力，如HClO 的电离程度小于ClO 水解的程度，则等
-浓度的HClO 与NaClO 溶液等体积混合后溶液显碱性。
则有：c(Na)＞c(ClO ）＞c(OH )＞c(H )。
+--+(3)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。
如①NaHCO 3溶液, HCO 3的水解能力大于电离能力,故溶液显碱性。
-
则有:c(Na )>c(HCO 3)>c(OH )>c(H 2CO 3)>c(H )>c(C03)
+--+-2②N aHSO 3溶液,HSO 3的电离能力大于HSO 3的水解能力,故溶液显酸性。
--
则有:c(Na )>c(HSO 3) >c(H )>c(SO 3) >c(OH )>c(H 2SO 3)
+-+-2-
2．“两个微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸中：CH 3COOH ⇌H 2O + H ；H 2O ⇌OH + H ；+-+ 则有：c(CH 3COOH)＞c(H )＞c(CH 3COO )＞c(OH )。
+--(2)弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远小于盐的水解程度。
如在稀NH 4Cl 中：NH 4Cl ==NH 4+ Cl ；NH 4+ H 2O ⇌NH 3H 2O + H ；H 2O ⇌OH +
+-
+∙+-
H ；
+ 则有：c(Cl )＞c(NH 4)＞c(H )＞c(NH 3H 2O )＞c(OH )
-++∙-3.“三个守恒”(1)电荷守恒
溶液必须保持电中性，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：在NaHCO 3溶液中 c(Na )+ c(H ) = c(HCO 3) + 2c(CO 3) + c(OH )。
++--2-(2)物料守恒（原子守恒）
变化前后某个元素的原子个数守恒（元素守恒）。
①单一元素守恒，如1moL NH 3通入水中形成氨水，就有n(NH 3)+N(NH 3H 2O )+n(NH 4)
∙+=1moL,
即N 元素守恒。
②两元素守恒，如NaHCO 3溶液中 c(Na ) = c(HCO 3) + c(CO 3) + c(H 2CO 3) ，即Na 元素
+--2 和C 元素的守恒(3)质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H ＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。
如在NaHS 溶液中，存在NaHS 的电离和水解，H2O 的
得到质子(H +
)
失去质子(H +
)
电离，其质子转移情况可作如下分析：
H 2
HS S -
-2H 3O H 2OH
-
则在NaHS 溶液中有如下守恒：
c(H 2S) + c(H 3O ) = c(S ) + c(OH ) 即 c(H 2S) + c(H ) = c(S ) + c(OH )
+-2-+-2-
得到质子(H +
)
失去质子(H +
)。