盐类的水解-高考专题研究
高考化学试题含解析——盐类的水解
畅享淘宝天猫京东拼多多百万张大额内部优惠券，先领券后购物！手机应用市场/应用宝下载花生日记APP邀请码NJBHKZO，高佣联盟官方正版APP邀请码2548643跟踪检测（二十七）盐类的水解1．在0.1 mol·L－1K2CO3溶液中，由于CO2－3的水解，使得c(CO2－3)<0.1 mol·L－1。
如果要使c(CO2－3)更接近0.1 mol·L－1，可以采取的措施是()A．加入适量水B．加入少量盐酸C．加入适量KOH固体D．加热解析：选C K2CO3溶液中存在CO2－3的水解平衡：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
加入适量水，平衡正向移动，且溶液的体积增大，则c(CO2－3)减小，A错误；加入少量盐酸，CO2－3与H＋结合生成HCO－3，则c(CO2－3)减小，B错误；加入适量KOH固体，溶液中c(OH－)增大，水解平衡逆向移动，溶液中c(CO2－3)增大，更接近0.1 mol·L－1，C正确；加热，促使CO2－3的水解平衡正向移动，c(CO2－3)减小，D错误。
2．(2018·长沙一模)在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。
下列说法正确的是()A．稀释溶液，水解平衡常数增大B．加入CuSO4固体，HS－浓度减小C．升高温度，c(HS－)/c(S2－)减小D．加入NaOH固体，溶液pH减小解析：选B稀释溶液，水解平衡向正反应方向移动，但水解平衡常数只与温度有关，温度不变，水解平衡常数保持不变，A项错误；加入CuSO4固体，发生沉淀反应：Cu2＋＋S2－===CuS↓，c(S2－)减小，S2－的水解平衡向逆反应方向移动，HS－浓度减小，B项正确；水解过程吸热，升高温度，水解平衡向正反应方向移动，c(HS－)增大，c(S2－)减小，c(HS－)/ c(S2－)增大，C项错误；加入NaOH固体，c(OH－)增大，pH增大，D项错误。
盐类的水解 高考热点――离子浓度大小的比较
在比较溶液中离子的浓度时，一般情况下为什么氢离子和氢氧根离子都排在最后？请具体说明。
答：不一定，看过下面离子浓度比较的专题，你就明白了。
高考热点——离子浓度大小的比较离子浓度大小的比较，是历年高考命题的热点。
它涉及的知识点多，综合性强，能力要求高，需要认真复习和强化训练。
现总结如下。
一、相关知识点1、电解质的电离（1）电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
（2）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
（3）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离，绝大部分以分子形式存在。
如２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和-CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO和极少量的OH-离子。
（4）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离，以第一步电离为主：+--+2-H2CO3=H＋HCO3；HCO3=H＋CO3。
（5）多元弱碱如Al(OH)3看着一步电离：3+-Al(OH)3=Al＋3OH２、水的电离+-+-（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O和OH，H2O=H＋OH。
在+-２５℃℃（常温）时，纯水中[H]＝[OH]＝1×10-7mol/L。
+-+-（2）在一定温度下，[H]与[OH]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H]•[OH]，适用于各种水溶液。
在２５℃时，Kw＝1×10-14。
Kw随温度的升高而增大。
+（3）在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离程度变小，水电离出的[H]-水和[OH]水均小于10-7mol/L。
在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，+-使水的电离程度变大，水电离出的[H]水或[OH]水均大于10-7mol/L。
３、盐类水解+-（1）在溶液中盐的离子跟水所电离出的H或OH生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
高三一轮复习-盐类的水解
3,盐类水解的应用
2,影响盐类水解平衡的因素
高三一轮复习：盐类的水解
1,盐类水解概述
:
一．盐类水解的本质
盐电离出的离子 + 水电离出的H＋或OH－ 生成弱电解质 →打破水的电离平衡→水的电离程度增大→C(H+) ≠ C(OH-) →因而盐溶液呈酸性或碱性。
H2O H+ + OH_
Fe(OH)3
Mg(OH)2
Na2CO3
CaCO3
Na2SO4
(NH4)2SO4
完全分解
判断加热蒸干盐溶液所得固体的成分
在蒸发溶液过程中不断通入HCl气体。在干燥的HCl气流中加热。
如何通过FeCl3 溶液制得FeCl3 固体？
加热AlCl3·6H2O 得AlCl3 ？
01
02
练习
C
1,下列阴离子，其中最易结合H+的是（ ） A.C6H5O－ B.CH3COO－ C.OH－ D.CO32－ E.Cl － F.HCO3 －
越难电离出H+， 对应的阴离子就越容易结合H+
练习
2.物质的量浓度相同的三种盐：NaX、NaY、NaZ、的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是（ ） A. HX＞HZ＞HY B. HX＞HY＞HZ C. HZ＞HY＞HX D. HY＞HZ＞HX
(1)强酸的酸式盐，酸根离子只电离不水解，溶液呈酸性
五.酸式盐的水解
2,影响盐类水解平衡的因素
（1）浓度 盐浓度越小，水解程度越大 盐浓度越大，水解程度越小 （相比之下，还是浓溶液中微粒个数多。稀释促进水解）
（3）外加酸或碱 对强碱弱酸盐，加酸促进水解，加碱抑制水解。 对强酸弱碱盐，加酸抑制水解，加碱促进水解。
盐类的水解高考知识点
盐类的水解高考知识点盐类的水解是高考化学考试中的一个重要知识点，也是化学反应中常见的一种反应类型。
在盐类溶液中水解产生的氢离子或氢氧根离子，会影响溶液的酸碱性质。
下面将介绍盐类的水解及其相关的知识点。
一、酸性盐的水解酸性盐是指含有酸性阳离子的盐，如NH4Cl。
当酸性盐溶解在水中时，酸性阳离子会与水发生水解反应生成较强的酸性物质。
以NH4Cl为例，NH4+离子与水分子发生反应生成NH4OH和HCl。
NH4OH是一种弱碱，而HCl是一种强酸。
因此，NH4Cl溶液呈酸性。
二、碱性盐的水解碱性盐是指含有碱性阳离子的盐，如Na2CO3。
碱性阳离子在水中与水分子发生水解反应生成碱性物质。
以Na2CO3为例，CO32-离子与水分子反应生成OH-离子和碳酸根离子（HCO3-）。
OH-离子是一种强碱，而HCO3-是一种弱碱。
因此，Na2CO3溶液呈碱性。
三、中性盐的水解中性盐是指既不含有酸性阳离子也不含有碱性阳离子的盐，如NaCl。
这类盐溶解在水中，不会引起酸碱性质的变化，所以NaCl 溶液是中性的。
然而，需要注意的是，某些中性盐在特定条件下也会发生水解反应。
例如，AlCl3是一种中性盐，但在水中会发生水解反应生成Al(OH)3和HCl。
水解反应的产物和离子浓度决定了溶液的酸碱性质。
四、盐类的水解常数盐类的水解反应可以用水解常数（Kw）来定量描述。
水解常数是水解反应的平衡常数，它表示水解反应的强弱程度。
对于一般的盐类水解反应，水解常数表达式可以写为：Kw = [H+][OH-]其中[H+]是氢离子的浓度，[OH-]是氢氧根离子的浓度。
当水解常数大于1时，水解反应偏向生成[H+]，溶液呈酸性；当水解常数小于1时，水解反应偏向生成[OH-]，溶液呈碱性；当水解常数等于1时，溶液呈中性。
实际上，由于酸性盐和碱性盐的水解反应会相互影响，导致水解常数不仅与盐的性质有关，还与溶液中其他物质的浓度有关。
因此，水解常数的计算需要考虑到多种因素。
盐类的水解---2023年高考化学一轮复习(新高考)
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盐类水解的影响因素及应用
夯实必备知识
1.探究影响盐类水解平衡的因素 (1)哪些外界条件的改变影响Na2CO3的水解平衡？如何影响？ 提示 温度，升高温度，碳酸根离子的水解平衡正向移动。 加水稀释，水解平衡正向移动。 增加碳酸钠浓度，水解平衡正向移动。 加入其他离子如钙离子，结合碳酸根离子，水解平衡逆向移动。
4.等浓度弱酸(或弱碱)及其盐混合溶液酸碱性的判断 (1)已知25 ℃时，CH3COOH的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5，等浓度的CH3COOH与 CH3COONa混合溶液中，Kh_＜__Ka(填“＞”“＜”或“＝”)，可见以C__H_3_C_O__O_H_电__离_ 为主，溶液pH_＜__7。 (2)已知25 ℃时，HCN的电离平衡常数Ka＝4.9×10－10，等浓度的HCN与NaCN混合 溶液Kh__＞___Ka(填“＞”“＜”或“＝”)，可见以_N_a_C_N__水__解__为主，溶液pH__＞__7。 (3)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，等浓度的NH3·H2O与 NH4Cl混合溶液Kh__＜___Kb(填“＞”“＜”或“＝”)，可见以_N__H_3_·_H_2_O_电__离__为主， 溶液pH_＞__7。
2.水解原理的应用 下列有关问题与盐的水解有关的是 ①②③④⑤⑥ 。 ①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂 ②NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 ③草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ④实验室中盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 ⑤加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体 ⑥要除去CuCl2溶液中混有的Fe2＋，可先通入氧化剂Cl2，再调节溶液的pH
√ (4)将
盐类水解高考知识点
盐类水解高考知识点盐类水解是高考化学中的一个重要知识点，涉及到盐类在水中的溶解和水解反应。
下面将详细介绍盐类水解的相关知识。
一、盐类的溶解盐类是由正离子和负离子组成的化合物，可以在水中溶解。
当盐溶解时，离子会与水分子发生作用，形成水合离子。
这种过程被称为盐的溶解，也可以看作是盐的离解。
二、盐类的水解1. 盐的水解当某些盐溶解在水中时，水分子会与盐中的离子发生反应，形成新的物质。
这种反应被称为盐的水解。
2. 强酸盐的水解强酸盐是指酸性离子与金属离子组成的盐，如硫酸铵（NH4HSO4）。
当强酸盐溶解在水中时，酸性离子会与水分子反应，生成酸性溶液中的H+离子。
3. 强碱盐的水解强碱盐是指碱性离子与金属离子组成的盐，如氢氧化钠（NaOH）。
当强碱盐溶解在水中时，碱性离子会与水分子反应，生成碱性溶液中的OH-离子。
4. 中性盐的水解中性盐是指酸性离子与碱性离子组成的盐，如氯化钾（KCl）。
当中性盐溶解在水中时，其离子不与水分子反应。
三、盐类水解的影响因素1. 键能力离子的键能力越强，盐的水解程度越小。
如果某个离子的键能力很强，离子在溶液中很难与水分子反应，导致水解程度较低。
2. 离子电荷离子电荷的绝对值越大，盐的水解程度越大。
电荷绝对值大的离子会与水分子形成更强的电荷作用力，使得水解反应更容易发生。
3. 溶液浓度溶液浓度越高，盐的水解程度越大。
在浓溶液中，离子相互之间的碰撞频率增大，从而加快了水解反应的进行。
四、盐类水解的应用盐类水解在生活和工业中有着广泛的应用。
例如，氢氧化钠的水解反应可以用于制取氢氧化铝；氯化铵的水解反应可用于制取氨气等。
总结：盐类水解是化学中的一个重要知识点，涉及到盐的溶解和水解反应。
不同类型的盐在水中的水解程度会受到离子键能力、离子电荷和溶液浓度等因素的影响。
盐类水解的应用也广泛存在于我们的生活和工业中。
注意事项：以上内容为一篇关于盐类水解的1000字文章，介绍了盐类溶解和水解的相关知识，以及影响因素和应用。
高考化学第二轮 盐类的水解专题
.盐类的水解【知识要点】1．盐类水解的有关概念：（1）定义：溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的OH－或H＋结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）实质：盐电离出来的弱碱根阳离子或弱酸根阴离子，跟水电离出来的OH－或H＋结合生成弱电解质（分子或离子），破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显酸性或碱性。
（3）条件：①盐类必须溶于水。
②盐的组成中必须含有弱酸根或弱碱根。
（4）特征：①属可逆反应，其逆反应为中和反应：盐+水酸+ 碱②水解程度一般较弱。
③具有平衡的特征：逆、动、等、定、变。
（5）规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱双水解，越稀越水解，越热越水解，谁强显谁性，同强显中性。
2．盐类水解方程式书写：（1）一般水解是微弱的、可逆的。
用“”，一般无沉淀和气体，所以不写“↓”或“↑”。
如：ClO- +H2O HClO+OH－，NH4+ +H2O NH3·H2O +H＋（2）多元弱酸根水解反应分步写，不能合并。
如：CO32－+H2O HCO3－+OH－（一级水解），HCO3－+H2O H2CO3+OH－（二级水解），一级水解程度>>二级水解程度。
（3）多元弱碱根均简化为一步水解，例如：FeCl3 +3H2O Fe(OH)3 +3H＋（4）若水解程度很大，生成物中出现不溶于水的沉淀或气体，则要打“↓”或“↑”符号，且用“=”而不用“”相连，如强烈双水解的情况：2Al3＋+3CO32—+3H2O =2Al(OH)3↓+3CO2↑。
3．.影响盐类水解的因素：内因：盐类本身的性质，是主要因素。
一般组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解的程度就越大。
例如：相同浓度时，HF、CH3COOH、H2CO3的酸性依次降低，则它们的盐溶液NaF、CH3COONa、NaHCO3在相同浓度时的水解程度依次增大。
外因：受温度、浓度及外加酸碱等因系的影响。
（1）升高温度，促进水解。
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)。
人教版高考化学复习 专题8 第3讲 盐类的水解80
第3讲盐类的水解[考纲要求]1．了解盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解程度的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
考点一盐类的水解知识梳理1.概念：在溶液中盐电离出来的离子跟______产生的H＋或OH－结合生成________的反应。
2．盐类水解的实质3．盐类水解的特点(1)水解反应是________反应(2)水解反应是________反应的逆反应,是____反应(3)水解反应程度很微弱4．盐类水解的类型盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3__ ____ ______强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2__ ________ ____ ______弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3______________________ ______(1)多元弱酸盐水解：分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解方程式。
如Na2CO3的水解离子方程式为__________________________。
(2)多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。
如FeCl3的水解离子方程式为__________________________。
(3)阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大,书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
如Na2S溶液与AlCl3溶液混合反应的水解离子方程式为________________________。
[回扣判断](正确的打“√”,错误的打“×”)(1)酸式盐溶液一定呈酸性( )(2)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性,不可能呈中性( )(3)Na2CO3溶液显碱性的原因：CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－( )(4)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和气体生成( )(5)Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,CO2－3水解程度减小,pH减小( )(6)常温下,pH＝11的CH3COONa溶液和pH＝3的CH3COOH溶液,水的电离程度相同( )[重点提醒](1)盐类水解的规律可以简记为：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。
高考试题汇编盐类的水解(含答案)
高考试题汇编盐类的水解(有答案)1000字一、选择题1. 下列酸、碱和盐中，能发生水解反应的是（C）A. NO3-B. NaOHC. CaCl2D. H2SO42. 下列离子中能与水发生共轭酸碱反应的有（B）A. Cl-B. NH3C. K+D. SO42-3. 下列离子，其水解能改变溶液的酸碱性的是（B）A. Na+B. NH4+C. Cl-D. SO42-4. 已知反应1：Ca(OH)2+H2SO4→CaSO4+2H2O；反应2：Na2SO4+CaCl2→CaSO4↓+2NaCl。
则产品 CaSO4 （）反应类型是（）。
A. 反应1、化学生成物B. 反应1、反应物C. 反应2、化学生成物D. 反应2、反应物5. 对于下列的离子，水解等定常化学变形式中，不正确的是（D）A. Ag+ + H2O ↔ AgOH + H+B. Zn2+ + H2O ↔ ZnOH+ + H+C. Al3+ + 3H2O ↔ Al(OH)3+3H+D. Na+ + 2H2O ↔ NaOH + 2H26. 二水铁(III)离子和六水合铜(II)离子混合，用NaOH缓慢加至產生氢氧化物沉淀刚好溶解时，溶液中司最先沉淀的物质是（C）A. NaClB. Fe(OH)3C. Cu(OH)2D. Na2SO47. 下列物质中，其水溶液均为酸性的是（D）A. NaClB. Na2CO3C. Na2SO4D. NaHSO4二、判断题1. 盐的水解是指盐在水溶液中分解为酸和碱的反应。
（×）2. 水解是化学反应的别称，它与一些离子在水中的化学反应有关。
（√）3. 第二类金属盐在水中容易水解生成酸或碱性氢氧化物。
（√）4. 水分子对离子的水合作用是水解反应的先决条件。
（√）5. 完全水解的钙盐在水溶液中只含有碳酸根离子。
（×）6. 过量酸性氢氧根离子与过量氢氧根离子可形成相对稳定的中性氫氧化物沉淀。
（√）7. 用 NaCl 与 NaNO3 溶解于水中得到的溶液相当于已经调和了一定量的酸性和碱性溶液。
盐类的水解(高考题)
精心整理盐类的水解盐类的水解综合1、以下相关电解质溶液的说法正确的选项是()－1A．向 0.1mol ·L CH3COOH 溶液中加入少许水，溶液中减小B．将 CH3COONa 溶液从 20℃升温至 30℃，溶液中增大C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中）,c（Cl－）)>1D．向 AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少许AgNO 3，溶液中不变2、向 1L 含 0.01molNaAlO 2和 0.02molNaOH 的溶液中迟缓通入CO2，随 n(CO2)增大，先后发生三个不一样的反响，当0.01mol<n(CO2) ≤ 0.015mol时发生的反响是：2NaAlO 2＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋ 2 3。
以下对应关系正确的选项是 ()Na CO选项n(CO2)/molA0B0.01C0.015溶液中离子的物质的量浓度＋－c(Na )>c(AlO) ＋ c(OH )＋－c(Na )>c(AlO)> c(OH )> c(CO)＋－c(Na )>c(HCO)> c(CO)> c(OH )D0.03＋－＋c(Na )>c(HCO)> c(OH)>c(H)3、依据以下实验操作和现象所获得的结论正确的选项是()选实验操作和现象结论项A 室温下，向苯酚钠溶液中通入足量CO 2，溶液变污浊。
碳酸的酸性比苯酚的强室温下，向浓度均为 0.1mol ·L －1 的 BaCl2 和 CaCl 2 混BK sp (BaSO 4)<K sp (CaSO 4)合溶液中滴加 Na 2SO 4 溶液，出现白色积淀。
室温下， 向 FeCl 3 溶液中滴加少许KI 溶液， 再滴加几3＋CFe 的氧化性比 I 2 的强 滴淀粉溶液，溶液变蓝色。
室温下，用 pH 试纸测得： 0.1mol ·L －1 Na 2SO 3 溶液的HSO 联合 H ＋的能力比 SO 的D－NaHSO 3 溶液的 pH 约为 5。
高考化学专题复习-专题十三盐类的水解和沉淀溶解平衡-综合篇-模拟练习题(附答案)
专题十三盐类的水解和沉淀溶解平衡综合篇综合溶液中微粒浓度大小比较1.(2022海南,13,4分)(双选)NaClO溶液具有漂白能力。
已知25℃时,K a(HClO)=4.0×10-8。
下列关于NaClO溶液说法正确的是()A.0.01mol·L-1溶液中,c(ClO-)<0.01mol·L-1B.长期露置在空气中,释放Cl2,漂白能力减弱C.通入过量SO2,反应的离子方程式为SO2+ClO-+H2O HS O3−+HClOD.25℃,pH=7.0的NaClO和HClO的混合溶液中,c(HClO)>c(ClO-)=c(Na+)答案AD2.(2021天津,10,3分)常温下,下列有关电解质溶液的叙述正确的是()A.在0.1mol·L-1H3PO4溶液中,c(H3PO4)>c(H2P O4−)>c(HP O42−)>c(P O43−)B.在0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2O4−)+c(C2O42−)C.在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中,c(H2CO3)+c(HC O3−)=0.1mol·L-1D.氨水和NH4Cl溶液混合,形成pH=9的溶液中,c(Cl-)>c(N H4+)>c(OH-)>c(H+)答案A3.(2022江苏,12,3分)一种捕集烟气中CO2的过程如图所示。
室温下以0.1mol·L-1KOH溶液吸收CO2,若通入CO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发可忽略,溶液中含碳物种的浓c(H2CO3)+c(HC O3−)+c(C O32−)。
H2CO3电离常数分别为度c总=a1=4.4×10−7、a2=4.4×10-11。
下列说法正确的是() A.KOH吸收CO2所得到的溶液中:c(H2CO3)>c(HC O3−)B.KOH完全转化为K2CO3时,溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC O3−)+c(H2CO3)C.KOH溶液吸收CO2,c总=0.1mol·L-1溶液中:c(H2CO3)>c(C O32−)D.题图所示的“吸收”“转化”过程中,溶液的温度下降答案C4.(2021湖南,9,3分)常温下,用0.1000mol·L-1的盐酸分别滴定20.00mL浓度均为0.1000 mol·L-1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液,滴定曲线如图所示。
例谈盐类的水解在高考中的考查方式
例谈盐类的水解在高考中的考查方式一、盐类水解及其规律1.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。
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、酸性或中性。
3.特点（1）可逆，水解反应是可逆反应；（2）吸热，水解反应是酸碱中和反应的逆反应；（3）微弱，水解反应程度很微弱。
4.规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
5.盐类水解的规律拓展应用（1）“谁弱谁水解，越弱越水解”。
如酸性：HCN<ch3cooh，则相同条件下碱性：nacn> *****a。
</ch3cooh，则相同条件下碱性：nacn>（2）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na++H++SO2-4（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。
例1NH4Cl溶液呈，用离子方程式表示原因。
常温下，pH=11的*****a溶液中，水电离出来的c（OH-）=，在pH=3的*****溶液中，水电离出来的c（H+）=。
解析NH4Cl为强酸弱碱盐，NH+4水解呈酸性；*****a溶液中由于CH3COO-水解促进水的电离，故pH=11的*****a溶液中，c（OH-）水=1×10-3 mol·L-1 ，在pH=3的*****溶液中水的电离受到抑制，故c（H+）水=1×10-11 mol·L-1 。
答案：酸性NH+4+H2ONH3·H2O+H+ 1×10-3 mol·L-1 1×10-11 mol·L-1例2有①Na2CO3溶液、②*****a溶液、③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·L-1，下列说法正确的是（）。
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
盐类的水解--2024年高考化学(解析版)
盐类的水解目录：【内容1盐类水解及其规律】【内容2水解常数及妙用】【内容3水解常数与电离常数的关系】【内容4酸式强碱盐溶液酸碱性的判断】【内容5完全双水解反应各大考点】【内容6盐类水解在高考中19大应用】【内容7盐溶液蒸干时所得产物的判断】知识主线：一、盐类水解及其规律1.盐类的水解(1)定义：在水溶液中，盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳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(2)条件：可溶盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱根阳离子，即有弱才水解，强酸强碱盐不水解(3)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡盐电离→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、酸性或中性(4)盐类水解的特点①可逆：盐类的水解是可逆反应，是酸碱中和反应的逆反应②吸热：中和反应是放热反应，因此盐类的水解是吸热反应③微弱：通常情况下，盐类的水解程度很微弱2.盐类的水解规律有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱双水解；同强显中性盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐实例NaCl、KNO3NH4Cl、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解否是是水解的离子无NH+4、Cu2+CH3COO-、CO2-3溶液的酸碱性中性酸性碱性溶液的pH(25℃)pH=7pH<7pH>7【注意】①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液的碱性(或酸性)越强，若酸性HA>HB，那么相同浓度的NaA和NaB溶液，后者的碱性强如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO-的水解程度比ClO-小，后者的碱性强②盐类发生水解反应后，其水溶液往往呈酸性或碱性，但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液呈中性③能发生相互促进的水解反应的盐溶液的酸碱性，取决于弱酸、弱碱的相对强弱，如NH4F溶液呈酸性，是因为HF的电离常数大于NH3·H2O的电离常数3.水解离子方程式的书写(1)书写形式：盐中的离子+水弱酸+OH-，如：R-+H2O HR+OH-显碱性盐中的离子+水弱碱+H+，如：M++H2O MOH+H+显酸性(2)不同类型盐水解的离子方程式①一元弱酸强碱盐CH3COONa：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-；NaClO：ClO-+H2O HClO+OH-②一元弱碱强酸盐NH4Cl：NH+4+H2O NH3·H2O+H+；(NH4)2SO4：NH+4+H2O NH3·H2O+H+③多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。
高三化学一轮专题复习课件--盐类水解
4、判断加热蒸干盐溶液所得固体的成分
盐溶液
水解方程式
酸挥发性 蒸干所得固体
AlCl3 AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3HCl 易 Al(OH)3
难 Al2(SO4)3 Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4
Al2(SO4)3
规 弱碱易挥发性酸盐 蒸干 氢氧化物固体 律 弱碱难挥发性酸盐 蒸干 同溶质固体
（1）强酸的酸式盐只电离不水解，溶液一定 显酸性，如NaHSO4=Na++H++SO42-。 （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大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如 NaHS、Na2HPO4、NaHCO3等： ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如 NaH2PO4 、NaHSO3等。
净水原理
（1）用盐作净化剂：明矾、FeCl3 等
Al3+ + 3H2O Fe3+ + 3H2O
Al(OH)3 (胶体) + 3H+ Fe(OH)3 (胶体) + 3H+
（2）用盐作杀菌剂：
Na2FeO4： +6的铁具有强氧化性，其还原产物 水解生成Fe(OH)3 胶体具有聚沉作用
氯气和绿矾混合： Cl2 +2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Cl-
练习：下列方程式中正确的盐类水解的离
子方程式的是： B
A、HS-＋H2O
H3O++S2-
B、NH4+＋H2O NH3·H2O+H+
C、CO32-＋H2O H2CO3+2OH-
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盐类的水解 -- 高考专题研究张秀莲（广东第二师范学院，教授）盐类的水解在高中化学教学中占有重要的地位，是高考的热点内容之一。
本专题深入研究 2009-2011 年广东高考理综化学试题中盐类水解的内容，分析其题型特点以及变化趋势，研究近年来高考题目中盐类的水解的核心知识、核心思维能力以及题型分布，难度水平、考查的重难点等。
深入研究了物料守恒、电荷守恒、质子守恒，离子浓度的大小进行比较、溶液 pH 变化。
加酸、碱引起的水解平衡移动以及一些离子浓度的变化等核心知识的内涵、详细阐述了解决高考中盐类的水解的问题，学生应具备的知识背景以及对学生关键的思维能力培养的内涵和其中的科学思想方法等，分析了学生学习盐类的水解的难点，使教师能有针对性地设计教学、有的放矢地复习，不出冤枉力，把主要精力都投入到最主要知识点的强化训练和化学思维的提高上。
通过研究高考中盐类的水解的专题内容，从中得出某些规律性的东西。
使教师掌握能够准确把握关于盐类的水解高考的核心知识、关键的思维能力、科学思想方法和命题方向。
科学的思想方法是一种动态的多因素分析——综合的思想方法。
它必须建立在一个“动态有机总体”的基本概念上。
自然科学的思想方法要求我们懂得各种因素的权重是随情况或条件而变化的，决不能预先制定某一因素为“主要矛盾”。
考点年份分值题型盐类水解2009 4 分一、单项选择题 9 2010 4 分一、单项选择题 12 2011 4 分一、单项选择题 11最新考纲 :1. 了解盐类水解的实质、过程及一般规律2. 了解水解平衡的条件3. 了解水解对水电离的影响4. 了解盐类水解的应用三、命题趋势盐类水解是高考的热点专题之一。
从高考命题的变化趋势看，考查的主要内容为：1. 溶液中离子浓度大小的比较，是主流试题。
2. 溶液中的电荷守恒、物料守恒、质子守恒。
试题的特点：综合性强，盐类水解把溶液的 pH 值、弱电解质的电离和酸碱中和综合在一起。
四、盐类水解的判断规律强电解质在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
弱电解质在水溶液中少部分发生电离。
一般强酸弱碱盐（如 NH 4 Cl ） , 弱酸强碱盐 (Na2 CO3 ) 发生水解。
原因是弱碱或弱酸在溶液中只能部分电离，既有分子存在也有离子存在。
五、影响盐类水解的因素加酸或加碱能抑制或促进水解 , 平衡移动，溶液中相应的粒子（分子或离子）浓度发生变化，H +或 OH -浓度的变化，使得溶液的 pH 值相应发生变化。
比如：在醋酸钠中加入醋酸后对水解产生下列影响：1. 平衡移动加入 CH3 OOH 后，加大生成物浓度，平衡向左移动。
2. 溶液中粒子（分子、离子）浓度发生的变化溶液中 Na +浓度不变， CH3OOH 浓度增大 , H +浓度增大 , OH -浓度减小 , CH3OO -浓度增大 .3. 抑制水解4. 溶液的 pHOH -浓度减小，溶液的 pH 减小。
科学的思想方法：影响盐类水解的因素是多方面的，在强酸弱碱盐或弱酸强碱盐溶液中加酸或加碱后对该盐的水解产生多方面的影响。
包括对平衡移动、溶液中粒子（分子、离子）浓度、溶液的 pH 等多种因素产生的影响，要综合考虑，以动态方式思考问题。
六、蒸干盐溶液所得物质的判断方法蒸发盐溶液时最终能否得到溶质，与溶质的稳定性、水解性、还原性有关。
1. 判断盐的稳定性判断该盐是否稳定。
有些盐不稳定，加热蒸干后会发生分解，检查盐加热后是否会分解如： Ca(HCO3)2由于不稳定加热蒸干后，分解为 CO2和水蒸气（ H2O ）挥发后剩下的物质是 CaCO3：2. 判断盐的还原性判断该盐是否还原性物质，是否发生氧化还原反应。
有些还原性物质加热时在空气中氧气的作用下会被氧化。
如 Na2 SO3加热时被空气中 O2氧化为 Na2 SO4：3. 判断盐水解后是否生成挥发性酸判断该盐水解后是否生成挥发性酸，一般强酸弱碱盐或强碱弱酸盐会发生水解，如AlCl3是强酸弱碱盐 , 水解后生成 Al(OH)3, 和 HCl ，由于 HCl 是挥发性酸， AlCl 3溶液蒸干后余下的物质为 Al(OH)3，如果继续灼烧，则产物为 Al2O3。
可用下图分析微观过程：4. 判断盐是否为多元弱酸强碱盐多元弱酸强碱盐一般有 Na2 PO4、 Na2 CO 3、 Na2 SiO3、 Na2 S 等。
这些盐水解的产物会重新反应生成原物质，最后得到原溶质。
如蒸干 Na 2CO 3盐溶液得到的物质仍然是Na2 CO3，微观过程：5. 综合分析判断同时存在水解性、不稳定性的盐由于 NaClO 是弱酸强碱盐，ClO -发生水解后产生的弱酸 HClO 不稳定会分解成 HCl 和 O2， HCl 与水解产生的 NaOH 发生反应得到 NaCl ，因此加热蒸发 NaClO 溶液最后得到的是 NaCl 固体。
微观过程：6. 综合分析判断同时存在水解性、不稳定性、还原性的盐蒸发时要综合考虑水解性、不稳定性、还原性的盐。
如加热蒸发 FeCl2溶液时， Fe2+ 被空气中的 O2氧化为 Fe 3+， Fe 3+水解成 Fe(OH)3 , 同时产生挥发性酸 HCl, 蒸干FeCl2溶液时剩下的物质是 Fe(OH)3 , 如果再继续灼烧得到的产物为 Fe2 O 3。
7. 是否不水解、稳定的、非还原性的盐蒸发不水解、不分解、不氧化的盐，得到的物质为该盐的晶体。
如 NaCl, Na2SO4科学的思想方法：判断盐溶液蒸干后所得物质，要综合考虑多种因素，比如该盐的稳定性、是否发生水解、还原性等，另外还有考虑在这个体系中盐的稳定性、该盐溶液的酸碱性，即是强酸弱碱盐（酸性）、弱酸强碱盐（碱性）、还是中性（强酸强碱盐）、还原性有一个因素还是同时存在几种因素？要综合考虑、逐步分析，以动态方式（涉及到分解反应、水解反应、氧化还原反应）思考问题。
七、溶液中离子浓度大小的比较电解质盐（特别是弱酸强碱盐）溶液中离子浓度大小的比较，是每年高考必考的题目，是主流试题。
要解决盐类水解中离子浓度大小的比较，必须搞清楚以下几个问题：1. 多元弱酸溶液中离子浓度大小的比较规律：多元弱酸是分多步电离的 , 其中第一步电离远大于第二步电离，第二步电离大于第三步电离。
如在磷酸溶液中存在分步电离：由于第一步电离产生的 H 2 PO 4-还要进行第二步、第三步电离，因此 H 2 PO 4-离子浓度逐渐减小，磷酸溶液中离子浓度大小为：c (H + )> c (H 2 PO4- )> c (HPO 42- )> c (PO43- )学生应该具备的知识：会写磷酸分步电离的方程式学生的思维能力培养：逻辑推理能力从第一步电离远大于第二步电离，第二步电离大于第三步电离，使得有些离子浓度逐渐减少，推出磷酸溶液中离子浓度大小的比较。
科学的思想方法：综合考虑多元弱酸的多步电离，各种因素的权重，第一步电离远大于第二步电离，第二步电离大于第三步电离，以此类推。
以动态的方式考虑问题，即由于分步电离，一些离子（如 H2 PO 4-、 HPO 42-）的浓度在依次递减。
2. 多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的比较思路：根据弱酸根的多步水解分析规律：第一步水解大于第二步水解由于 CO 32-和 HCO 3-发生水解浓度逐渐降低， Na +的浓度大于 CO 32-的浓度， OH -的浓度大于 HCO 3-的浓度，碳酸钠溶液中各离子浓度大小顺序为：c (Na +)> c (CO 32-)> c (OH - )> c (HCO 3- ) 。
学生应该具备的知识：知道 Na2 CO3是弱酸强碱盐，能发生水解。
会写 CO32-分步电离的方程式；学生的思维能力培养：逻辑推理能力、微观想象能力。
从第一步水解大于第二步水解，推出碳酸钠溶液中各离子浓度大小顺序。
科学的思想方法：多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的比较，既要综合考虑盐的电离、分步水解，并且第一步水解大于第二步水解等多种因素，又要动态地考虑由于分步水解反应使得一些离子（如 CO 32-、HCO 3-) 的浓度在不断减少。
3. 混合溶液中各离子浓度的大小的比较综合分析电离和水解因素，例如：在 0.1mol • L -1的 NH4 Cl 和 0.1mol • L -1NH3• H2 O 混合溶液中各离子浓度的大小的比较：各离子浓度的大小：c (NH4+ )> c (Cl- )> c (OH - )> c (H + )分析：NH 4+来自NH4 Cl 和 NH3• H2 O 的电离，大于 Cl-，OH-来自于 0.1mol •L -1 NH3• H2 O 的电离和 NH4+水解产生的 NH3• H2 O 的电离，大于 H +。
电离与水解互相抑制。
科学的思想方法：混合溶液中各离子浓度的大小的比较要考虑混合组分的电离、水解以及电离、水解相互的影响等多种因素。
在电离和水解过程中，一些离子的浓度的变化，要动态地考虑问题。
4. 水解与电离关系规律在有些盐溶液中水解与电离共存，相互抑制。
分几种情况：5. 水解大于电离如 NaHCO3溶液中存在：由于水解大于电离所以在 NaHCO3溶液中离子浓度的大小：c ( OH - ) > c (H + )溶液显碱性②水解小于电离 , 显酸性如 NaH2 PO4、NaHSO3在NaHSO3溶液中存在：c (SO 32- ) > c (H2 SO3 ) c (H + ) > c ( OH - )③只电离不水解NaHSO 4 = Na ++ HSO 4-学生应该具备的知识：知道在 NaHSO 3溶液中同时存在电离和水解两种情况，会写分步电离的方程式和水解方程式；学生的思维能力培养：逻辑推理能力。
从水解小于电离推出c (SO 32- ) > c (H 2 SO3 ) c (H + ) > c ( OH- )科学的思想方法：在既存在水解又有电离的盐溶液中各离子浓度的大小的比较要综合考虑溶液中分步电离、水解的因素以及电离、水解的权重，抓住主要矛盾。
动态地考虑电离和水解过程中，一些离子的浓度的变化。
八、电解质溶液中的守恒关系电解质溶液中的守恒关系也是考点之一，一般主要有电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
1. 电荷守恒规律：在电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是电中性的，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数。
例如：在 NaHCO3溶液中存在下列电离和水解：在 NaHCO3溶液中存在的阳离子有 Na +和 H +，阴离子有 HCO 3-、 CO 32-、 OH - , 由于 NaHSO3溶液是电中性的， NaHSO3溶液中阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数，可以得出如下关系式：c (Na + ) + c( H + ) = c (HCO 3-)+ c (OH - )+ 2 c (CO 32- )学生应该具备的知识：知道 NaHSO3是弱酸强碱盐，在 NaHCO 3溶液中同时存在电离和水解两种情况，会写NaHSO3分步电离的方程式和 HCO 3-水解方程式。