盐类的水解
一、盐类水解的应用
（1）判断盐溶液的酸碱性或PH的相对大小，如相同浓度的○1Na2CO3、、○2NaHCO3、○3NaCl、○4 Na2SiO3、○5NH4Cl溶液的PH大小顺序为。
（2）比较盐溶液中离子浓度的大小，如NH4Cl溶液中离子浓度大小顺序为。
（3）判断溶液中离子能否大量共存，如Al3+和CO32-、HCO3-、AlO2-因发生双水解反应不能大量共存。
(4)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解，如配制FeCl3、FeSO4、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的稀酸或稀碱溶液中或在配好的溶液中加入少量相应的酸或碱溶液。
(5)制备某些盐时要考虑水解，如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。
(6)制备氢氧化铁胶体：在沸水中滴加饱和FeCl3溶液，利用加热促进水解来制得胶体。
FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl或Fe3++3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3H+
(7)某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
(8)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之；证明CH3COOH为弱酸时，可测其溶液的PH值，PH＜7则证之。
(9)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
(10)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3；用NH4Cl溶液浸泡除去铁锈。
(11)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应产生H2,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↑
(12)判断中和滴定终点时溶液的酸碱性,指示剂的选择以及当pH=7时酸或碱用量时,应考虑盐的水解。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。
(13)测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，
(14)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。
加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质；加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质；加热浓缩FeCl3 型的盐溶液，最后得到Fe(OH)3,灼烧得Fe2O3；加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,盐发生分解则得不到固体；加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐；加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体；加热Na2SO3型盐溶液，盐被氧化最后被空气氧化为Na2SO4。
(15)净水剂的选择:明矾、铝盐、铁盐如AlCl3 ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。
(16)小苏打片可治疗胃酸（HCl）过多。
(17) 泡沫灭火器的工作原理：Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合发生双水解反应产生大量气体泡沫，隔离与空气的接触而使火熄灭，离子方程式为：Al3＋+ 3HCO3-= A l(O H)3↓+ 3CO2↑
(18)某些化肥是否能混施，如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用。
(19)解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊药；热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强；FeCl3溶液的止血作用。
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33CH COOH CH COO H Na OH c c c c c -++-＞＞＞＞二、离子浓度大小比较
判断盐溶液中各种离子浓度的大小关系，要从盐的组成、水的电离、盐是否水解等方面综合考虑，并注意守恒法的应用(电荷守恒和元素守恒)。对于弱酸(碱)及其强碱(酸)盐的混合物，一般说来优先考虑盐对弱酸(碱)电离平衡的影响，忽略盐的水解。如NH 4Cl 与NH 3·H 2O 的混合物，一般只考虑氨水的电离而忽略铵离子的水解。在解答溶液中微粒浓度的大小比较类的题目时，核心是抓住三大守恒，即电荷守恒、物料（原子）守恒和质子（氢离子）守恒。
（一）、三大守恒规律及其关系式：
（1）、电荷守恒：是指在电解质溶液中，无论有多少种离子，溶液总是呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。如Na 2CO 3、NaHCO 3溶液中的电荷守恒式均为：C(Na ＋)+C(H ＋)= 2C(CO 32-)+C(HCO 3-)+C(OH -
)
（2）、物料守恒（原子守恒）：指电解质溶液中某些特征性的原子是守恒的。如Na 2CO 3溶液中无论碳原子以什么形式存在，都有n(Na)=2n( C)，故：c(Na ＋)=2c(CO 32-)+2c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3)
（3）、质子守恒：指电解质（强碱弱酸盐或强酸弱碱盐）溶液中水所电离出的H ＋与OH -的物质的量相等（根据电荷守恒和原子守恒推导）。
如Na 2CO 3溶液中的质子守恒式为：c(OH -)=c(H ＋)+c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3)；
NaHCO 3溶液中的质子守恒式为：c(OH -)=c(H ＋)+ c(H 2CO 3) - C(CO 32-)
（二）、溶液中离子浓度大小比较
1、弱酸、弱碱溶液中微粒浓度大小比较
H 2S ：C(H 2S)＞C(H ＋)＞C(HS -)＞C(S 2-)＞C(OH -)
NH 3·H 2O ：C(NH 3·H 2O)＞C(OH -)＞C(NH 4＋)＞C(H ＋)
H 3PO 4：C(H 3PO 4)＞C(H ＋)＞C(H 2PO 4-)＞C(HPO 42-)＞C(PO 43-)＞C(OH -)
2、 盐溶液中离子浓度大小比较
Na 2CO 3：C(Na ＋)＞C(CO 32-)＞C(OH －)＞C(HCO 3-)＞C(H ＋)
NaHCO 3：C(Na ＋)＞C(HCO 3-)＞C(OH -)＞C(H ＋)＞C(CO 32-)
3、弱酸或弱碱与其对应盐的混合液（物质的量之比为1∶1）中离子浓度大小比较
①一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度
如：CH 3COOH ～CH 3COONa 混合液呈酸性：C(CH 3COO -)＞C(Na ＋)＞C(H ＋)＞C(OH -)
NH 3·H 2O ～NH 4Cl 混合液呈碱性：C(NH 4＋)＞C(Cl -)＞C(OH -)＞C(H ＋)
②特殊情况：HCN ～NaCN （NaClO ～HClO ）混合液呈碱性：C(Na ＋)＞C(CN -)＞C(OH -)＞C(H ＋)
4、不同溶液中同一离子浓度大小比较
物质的量浓度相同的 ○
1Na 2CO 3、、○2NaHCO 3、○3H 2CO 3、○4（NH 4）2CO 3、○5NH 4HCO 3溶液中C(CO 32-)由小到大的顺序为○3○5○2○4○1 【例1】（2010江苏卷，12）常温下，用 0.1000 mol·L
1-NaOH 溶液滴定 20.00mL0.1000 mol·L -1
CH 3COOH 溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是 A ．点①所示溶液中： B ．点②所示溶液中： C ．点③所示溶液中： D ．滴定过程中可能出现：
【例2】（2010
广东理综卷，
()()()()33CH COO OH CH COOH H c c c c --++=+
12）HA为酸性略强与醋酸的一元弱酸，在0.1 mol·L-1 NaA溶液中，离子浓度关系正确的是
A．c(Na＋)＞c(A－)＞c(H+)＞c(OH－)； B．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H+)
C．c(Na＋)+ c(OH－)= c(A－)+ c(H+)；D．c(Na＋)+ c(H+) = c(A－)+ c(OH－)
【例3】（2010福建卷，10）下列关于电解质溶液的正确判断是
A．在pH = 12的溶液中，K+、Cl-、HCO-3、Na＋可以常量共存
B．在pH＝ 0的溶液中，Na＋、NO3-、SO32-、K+可以常量共存
C．由0．1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH＝10,可推知BOH溶液存在BOH＝B++OH-
D．由0．1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH＝3, 可推知NaA溶液存在A- + H2O HA + OH-
【例4】（2010上海卷，16）下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是
A．氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中：[Cl-]>[NH4+]
B．pH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合： [OH-]= [H+]
C．0.1 mol·L-1的硫酸铵溶液中：[NH4+]>[SO42-]>[H+]
D．0.1 mol·L-1的硫化钠溶液中：[OH-]=[H+]+[HS-]+[H2S]
三、离子共存
离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。今后命题的发展趋势是：
(1)增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等；
(2)定性中有定量，如“由水电离出的c(H+)=1×10-4mol·L-1的溶液中……”。
1.离子不能大量共存的条件：
溶液中离子间若符合下列任意一个条件就会发生离子反应，使离子浓度大量减少而不能大量共存。
⑴生成难溶物或微溶物，如：Ag+、Ca2+、Ba2+与CO32-、SO42-；Ag+与Cl-、Br-、S2-等不能大量共存。
⑵生成气体或挥发性物质，如：NH4+与OH-，H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量
共存。
⑶生成难电离物质，如：H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NH4+
因生成的弱碱不能大量共存；H+与OH-生成水不能大量共存。
⑷发生氧化还原反应：强氧化性离子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)和强还原性离子(如S2-、
I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。
（5）发生双水解反应，如： Al3+和CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、HSO3-、S2-、HS；Fe3+和CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、AlO2-等因发生双水解反应不能大量共存。
（6）发生络合反应，如：Fe3+和SCN-形成络合离子[Fe(SCN)]2+不能大量共存。
2.附加隐含条件的应用规律：
⑴溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等。
⑵强碱性溶液中肯定不存在与OH-反应的离子，如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+
⑶强酸性溶液中肯定不存在与H+反应的离子,如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-
（4）由水电离出的c(H+)=1×10-4mol·L-1的溶液（可能为酸溶液也可能为碱溶液）中，弱酸的
酸式酸根离子如HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-等一定不能大量共存。
（5）与Al反应产生H2的溶液（可能为酸溶液也可能为碱溶液）中，弱酸的酸式酸根离子如HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-等一定不能大量共存。
【例1】（2010安徽卷，9）在pH=1的溶液中能大量共存的一组离子或分子是
A.Na+、Mg2+、ClO—、NO3—
B. Al3+、 NH4+、 Br-、Cl-
C. K+、Cr2O72-、CH3CHO、 SO42-
D. Na+、K+、SiO32-、Cl-
【例2】（2010广东理综卷，7）能在溶液中大量共存的一组离子是
A ．NH 4+ 、Ag +、PO 43-、Cl -
B ．Fe 3+、H +、I -、HCO 3-
C ．K +、Na +、NO 3- 、MnO 4-
D ．Al 3+、Mg 2+ 、SO 42- 、CO 32-
【例3】（2010上海卷，9）下列离子组一定能大量共存的是
A ．甲基橙呈黄色的溶液中：I -、Cl -、NO 3-、Na +；
B ．石蕊呈蓝色的溶液中：Na +、AlO 2-、NO 3-、HCO 3-
C ．含大量Al 3+的溶液中：K +、Na +、NO 3-、ClO -；
D ．含大量OH 一的溶液中：CO 32-、Cl -、F -、K + 习题训练：
1、（2010江苏卷，6）常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是
A ．PH=1的溶液中：NO 3-、Na +、Fe 2+、SO 42-
B ．由水电离的c(H +)=1×10-14mol·L -1的溶液中：K +、Cl -、HCO 3-、Ca 2+
C ．c(H +)/ c(OH -)=1012的溶液中：Cl -、Al 3+、 NH 4+、NO 3-
D ．C （Fe 3+）=0.1mo l·L -1的溶液中：K +、SO 42-、SCN -、ClO -
2、（2009年江苏化学，7）在下列各溶液中，离子一定能大量共存的是
A ．强碱性溶液中：K ＋、Al 3＋、Cl －、SO 42－；
B ．室温下，pH=1的溶液中： Na ＋、Fe 3＋、NO 3－、SO 4
2－ C ．含有0.1 mol·L -1 Fe 3＋的溶液中：K ＋、Mg 2＋、I －、NO 3－
D ．含有0.1 mol·L -1Ca 2＋溶液在中：Na ＋、K ＋、CO 32－、Cl －
3、某酸的酸式盐NaHY 在水溶液中，HY -的电离程度小于HY -的水解程度。下列有关叙述中正确的是
A. HY -的水解方程式为：HY -+ H 2O H 3O + + Y 2-； B . H 2Y 的电离方程式为：H 2Y+ H 2O
HY -+ H 3O + C .在该酸式盐溶液中，离子浓度的大小关系为：c (Na +)＞c (HY -)＞c (OH -)＞c (H +
) D. 在该酸式盐溶液中，离子浓度的大小关系为：c (Na +)＞c (Y 2-)＞c (HY -)＞c (OH -)＞c (H +)
4、经测定某溶液中只含NH 4+、Cl -、H +、OH - 四种离子，下列说法错误的是（ ）
A ．溶液中四种粒子之间不可能满足：c (Cl -)＞c (H +)＞c (NH 4+)＞c (OH -)
B ．若溶液中粒子间满足：c (NH 4+)＞c (Cl -)＞c (OH -)＞c (H +)，则溶液中溶质一定为：NH 3·H 2O 和NH 4Cl 。
C ．若溶液中粒子间满足：c (Cl -)＞c (NH 4+)＞c (H +)＞c (OH -)，则溶液中溶质一定只有NH 4Cl 。
D ．若溶液中c (NH 4+)= c (Cl -)，则该溶液一定显中性。
5、关于小苏打水溶液的表述正确的是
A 、c (Na +)=c (HCO 3-) + c (CO 32-) + c (H 2CO 3)；
B 、HCO 3- 的电离程度大于HCO 3-的水解程度
C 、c (Na +) + c (H +) = c (HCO 3-) + c (CO 32-) +c (OH -)
D 、存在的电离有：NaHCO
3 = Na + + HCO 3-, HCO 3- H + + CO 32- H 2 H ++OH - 6、常温下将稀NaOH 溶液与稀CH 3COOH 溶液混合，不可能．．．出现的结果是 A ．pH ＞ 7，且c (OH —
) ＞ c (Na +) ＞ c (H +) ＞ c (CH 3COO —) B ．pH ＞ 7，且c (Na +) + c (H +) = c (OH —) + c (CH 3COO —)
C ．pH ＜ 7，且c (CH 3COO —) ＞c (H +) ＞ c (Na +) ＞ c (OH —)
D ．pH ＝ 7，且c (CH 3COO —) ＞ c (Na +) ＞ c (H +) = c (OH —)
7、某二元弱酸（简写为H 2A ）溶液，按下式发生一级和二级电离：H 2A HA -+H +，HA -A 2- +H +。设有下列四种溶液：①0.01mol/L 的H 2A 溶液；②0.01mol/L 的NaHA 溶液；③0.02mol/L 的HCl 与0.04mol/L 的NaHA 等体积混合液；④0.02mol/L 的NaOH 与0.02mol/L 的NaHA 等体积混合液。据此，填写下列空白（填序号）
⑴c (H +
)最大的是 ，最小的是 ； ⑵c (H 2A)最大的是 ，最小的是 。
⑶c (A 2-)最大的是 ，最小的是 。（○1，○4；○3，○4；○4，○1）
盐类的水解练习题 1、在pH为3的FeCl3溶液，pH为11的Na2CO3溶液和pH为3的盐酸中由水电离出来的H＋的浓度分别为：C1、C 2、C3它们之间的关系是 A．C1＜C2＜C3B．C1＝C2＞C3 C．C1＞C2＞C3D．无法判断 2. 在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是 A．NH4+＋2H2O NH3·H2O＋H3O+ B．HCO3－+ H2O H3O+ + CO32－ C．HS－＋H＋=== H2S D．Cl 2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO 3. 物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4＋浓度最大的是 A. NH4Cl B. NH4HSO4 C. CH3COONH4 D. NH4HCO3 4. 蒸干FeCl3水溶液后再强热，得到的固体物质主要是 ·6H2O (OH)3 D. Fe2O3 5. 一元酸HA溶液中，加入一定量强碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后的溶液中，下列判断正确的是（） A．c(A－) ≥ c(NH4＋) B. c(A－) ≤ c(M+) C. 若MA不水解,则c( OH―)＜c(A－) D.若MA水解,则c( OH―)＞c(A－) 6. 把氢氧化钙放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡： Ca(OH)2(s) Ca2+＋2OH－ 加入以下溶液，可使Ca(OH)2减少的是 A. Na2S溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液 7. 当Mg(OH)2在水中达到溶解平衡时：Mg(OH)2Mg2+＋2OH－要使Mg(OH)2进一步溶解， 应向溶液中加少量的固体是 A. NH4Cl B. NaOH C. Na2CO3 D.干冰 8. 某氨水中c(NH4＋)＝ mol / L时达到电离平衡，若向其中加入c(NH4＋)＝ mol / L的NH4Cl 溶液后，NH3·H2O的电离程度将 A.增大 B. 减少 C.不 变 D.无法判断 9. 下列物质的水溶液在加热时pH值变小的是 A. 氯化铁 B.氯化钠 C.盐 酸 D. 碳酸钠 10. 盛有 / L的NaHCO3溶液和酚酞试液的试管，在室温时，溶液为无色，加热时为粉红色， 这是因为 A. NaHCO3在加热时变成碱性更强的Na2CO3 B.水分蒸发使NaHCO3的浓度增大 C. 加热促进NaHCO3的水解，碱性增强 D. NaHCO3在加热时变成红色 11.已知K2HPO4溶液中，HPO42―的水解程度大于电离程度,对于平衡： HPO42― + H2O H3O＋+ PO43－，欲使溶液中c（HPO42－）、c（H3O＋）、c（PO43－）三种离子溶度均减小，可采用的方法是（） A.加水 B.加热 C.加消石灰 D.加硝酸银 12. 下列离子方程式正确的是 A.钠和冷水反应 Na+2H2O====Na++2OH－+H2↑ B.氯气与水反应 Cl2+H2O====2H++Cl－+ClO－
1．向20mL 0.5mol/L的醋酸溶液中逐滴加入等物质的量浓度的烧碱溶液，测定混合溶液的温度变化如图所示。下列关于混合溶液的相关说法错误的是（） A．醋酸的电离平衡常数：b点>a点 B．由水电离出的c（OH-）：b点>c点 C．从a点到b点，混合溶液中可能存在： c（CH3COO-）=c（Na+） D．b点到c点，混合溶液中一直存在： c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+） 2．室温下，用0.100 mol/L NaOH 溶液分别滴定20.00 mL 0.100 mol/L的盐酸和醋酸，滴定曲线如右图所示。下列说法正确的是（） A．Ⅰ、Ⅱ分别表示盐酸和醋酸的滴定曲线 B．V(NaOH)=10.00 mL 时， C．pH=7时，两种酸所用NaOH溶液的体积相等 D．V(NaOH)=20 .00 mL 时，c(Cl-)< c(CH3COO-) 3．常温下，用0.1000 mol/L NaOH溶液分别滴定20. 00 mL 0.1000 mol/L 盐酸和20. 00 mL 0.1000 mol/L 醋酸溶液，得到2条滴定曲线，如下图所示。 若以HA表示酸，下列说法正确的是（） A．滴定盐酸的曲线是图2 B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度 均为c(Na+) = c(A—) C．达到B、E状态时，反应消耗的 n(CH3COOH)>n(HCl) D．当0 mL< V(NaOH) <20. 00 mL时，对应混 合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为 c(A—) >c(Na+)> c(H+) > c(OH—) 最新文件仅供参考已改成word文本。方便更改 word.
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 盐的水解实质 H 2O H ++OH AB== B n — ” n+ 进水进一步电离. 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 如HPQ 及其三种阴离子随溶液 pH 变化可相互转化： pH 值增大 --------------------------------------- > — 2— 3 — H 『3PQ H 2PQ HPO 4 PQ 4 pH 减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO NaHS NmHPG 、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）： NaHSO NaHPQ 、NaHSO 盐类的水解 简述为：有弱才水解，无弱不水解 具体为：1 ?正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ③强酸强碱盐呈中性 女口 NH 4CN CH 3CONH 碱性 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, ②若既有电离又有水解, 电离程度〉水解程度， 呈酸性 呈碱性 越弱越水解，弱弱都水解 ②强碱弱酸盐呈碱性 ④弱酸碱盐不一定 NH 4F 酸性 则呈酸性（如 NaHSC ） 取决于两者相对大小 电离程度v 水解程度， 强碱弱酸式盐的电离和水解： 谁强显谁性，等强显中性 HB (n -1)— 当盐AB 能电离出弱酸阴离 ) A(OH Hr 或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离岀的 川或0H 结合成电解质分子，从而促 与中和反应的关系: 盐+水 由此可知, 水解 . 酸+碱（两者至少有一为弱） 中和 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
高二化学加强班教学资料 专题二盐类水解 [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，溶液酸碱性看弱酸弱碱的相对强弱。 熟记口决：谁弱谁水解，谁强呈谁性。有弱才水解无弱不水解 两强不水解，溶液呈中性。或谁弱谁水解都弱都水解 两弱双水解，溶液待分析。谁强显谁性 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>Na 2SO3 2、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 FeCl ３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①NH 4Cl 、② Na2CO3、③ KOH、④ H2SO4、⑤ Na2SO4、⑥ CH3COONa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-、 HCO 3-、 OH -和 H+。溶液中离子浓度由大到小的顺序为:[Na +]>[CO 32- ]>[OH -]>[HCO 3-]>[H + ]，而且 [Na + ]>2[CO 32- ] 3、配制或贮存某些盐的溶液时，要考虑盐的水解： 例如，配制 FeCl3溶液时加少量盐酸，配制 CuSO4溶液时加少量H2 SO4都是为了防止 Fe3+、Cu 2+的水解。 4、判断溶液中的离子能否大量共存时要考虑水解： 例如， Al 3+与 CO32-、 HCO 3-、 S2-、 AlO 2-等因能发生“双水解”而不能大量共存。 5、制取某些盐的无水晶体时要考虑盐的水解： Fe3+和 Al 3+水解的缘故，但可在例如 ,不能用蒸干溶液的方法制取FeCl3和 AlCl 3晶体，就是因为 氯化氢的气氛中获得。 6、判断强酸与弱碱或者强碱与弱酸中和后溶液的酸碱性时要考虑水解： 例如， CH3COOH 和 NaOH 等物质的量反应后溶液的pH 值>7。
《盐类的水解》评课稿 今天我们领略了xx一中化学组王xx、李xx芬老师的风采。他们分别就《盐类的水解》第2课时为我们上了传统课型和学生活动课型。各有各精彩。评课期间，工作室的成员还对传统教学与创新教学的作了对比，分析利弊。 第一节课是李老师的高二（8）班。李老师为学生们准备了每人各不相同的离子学习卡，还为他们准备了神秘的礼物作为表现优异小组的奖品。她以学习卡抢答活动复习了盐类水解规律，不但能巩固原有知识，还调动了课堂气氛。 本节课有三个亮点。一是李老师不按常规出牌，她将课本的演示实验—探究外因对氯化铁溶液水解的影响，改成了探究外因对硫酸铜溶液水解的影响。分别对比了用热水、冷水配制硫酸铜溶液，然后往硫酸铜溶液中分别加入稀硫酸、氢氧化钠溶液、碳酸氢钠粉未、硫酸铵粉未做了一组对比实验。用实验现象来启发学生的思维，培养他们用已学的知识来解决实际问题的能力。第二个亮点就是对“越稀越水解”这个理解难点用了很简单易懂的方法解决了。李老师采用了速率-时间平衡图像结合盐类水解离子方程式的方法，分析了加水稀释后，正逆反应粒子浓度减少辐度大小的比较，非常直观地让学生知道是正反应方向粒子浓度减少辐度更大，所以平衡正向移动。第三个亮点当然就是学生活动的创设了。李老师充分运用了她心理学的知识，积极开发学生右脑。她所创设的“大声喊”“站起来”，都寓乐于教。课堂气氛十分活跃。在评课间，大家也就课堂气氛过于活跃会不会有反作用？学生会不会只记得好玩的活动而记不起到底这节课我学了什么内容？如何引导学生课后梳理知识、总结知识点这几个问题纷纷发表了意见。 第二节课是王xx老师上的，王老师采用传统教法。先回顾盐类水解的实质、条件、规律这些内容。然后用几个问题与探究引出影响盐类水解的主要因素。再通过演示课本实验探究，得出实验结论，归纳小结。用几个相关的练习巩固学生的知识点掌握。整一节课内容饱满、环节流畅。对教学内容逻辑的梳理和重难点的把握十分的精准。教学方法十分有效。习题的讲解分析到位，讲盐类水解的应用时能将学生生活、社会实际和学生已有的知识经验联系起来。有许多值得我学习的地方。 搜集整理仅供参考
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。 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 ①NａCl②NH4Cl ③Na２ＣO3④CH３COOＮa ⑤AlCl3 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：Ａl3+＋3H2O Al(OＨ)3+3H＋。 (2)制备Fe(ＯH)３胶体：Fｅ3+＋3H2O错误!Fe（OH)３（胶体)+3H＋。 (3)制泡沫灭火剂:Al3+＋3HCO错误!＝＝=Al(OH）３↓＋３CO2↑。 (4)草木灰与铵态氮肥混施：ＮH错误!+CO错误!＋H２O NH3·H2Ｏ+HCO - 。 3 网络构建
盐类的水解知识点和经典习题 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H1或0H「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“T”或“ J”。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 ① NaCI ② NH4CI ③Na2CO3 ④CH s COONa ⑤AICI 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，容液酸性越强。— (2) 弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，容液碱性越强。_ 2. 外因 (1) 温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。 ⑵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) 明矶净水：Al3 + + 3H2O AI(OH) 3 + 3H +0 (2) 制备Fe(OH)3 胶体：Fe3* + 3H2O=====Fe(OH)3(胶体)+ 3H 十。 (3) 制泡沫灭火剂：AI3+ + 3HCO3===AI(OH)3 J + 3CO2 T。 ⑷草木灰与铵态氮肥混施：NH；+ CO i「+ H2O NH3 H2O+ HCO3 网络构建
高考专项-盐类水解图像 1．向20mL 0.5mol/L的醋酸溶液中逐滴加入等物质的量浓度的烧碱溶液，测定混合溶液的温度变化如图所示。下列关于混合溶液的相关说法错误的是（） A．醋酸的电离平衡常数：b点>a点 B．由水电离出的c（OH-）：b点>c点 C．从a点到b点，混合溶液中可能存在： c（CH3COO-）=c（Na+） D．b点到c点，混合溶液中一直存在： c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+） 2．室温下，用0.100 mol/L NaOH 溶液分别滴定20.00 mL 0.100 mol/L的盐酸和醋酸，滴定曲线如右图所示。下列说法正确的是（） A．Ⅰ、Ⅱ分别表示盐酸和醋酸的滴定曲线 B．V(NaOH)=10.00 mL 时， C．pH=7时，两种酸所用NaOH溶液的体积相等 D．V(NaOH)=20 .00 mL 时，c(Cl-)< c(CH3COO-) 3．常温下，用0.1000 mol/L NaOH溶液分别滴定20. 00 mL 0.1000 mol/L 盐酸和20. 00 mL 0.1000 mol/L 醋酸溶液，得到2条滴定曲线，如下图所示。 若以HA表示酸，下列说法正确的是（） A．滴定盐酸的曲线是图2 B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度 均为c(Na+) = c(A—) C．达到B、E状态时，反应消耗的 n(CH3COOH)>n(HCl) D．当0 mL< V(NaOH) <20. 00 mL时，对应 混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为 c(A—) >c(Na+)> c(H+) > c(OH—)
1A选项，电离常数作为化学常数的一种，只受温度影响，而且电离过程是吸热的，故温度升高，电离常数增大，A正确。由题意可知点时，恰好生成溶液，则点时溶液过量，能促进水的电离，过量的会抑制水的电离，即点水的电离程度大于点，故B正确。C选项，在点时，溶液为和的混合液，溶液显酸性，点时为溶液，溶液显碱性，因此中间一定经历溶液呈中性的点，在中性点时根据电荷守恒有，且溶液呈中性，可分析出C选项正确。D选项可利用极端法思考，点时溶液中，若假设不水解、水不电离，则 ，但由于水解且水电离，在点时溶液中离子浓度应该为，故D错误。 2A.滴定开始时0.1000mol/L盐酸pH=1，0.1000mol/L醋酸pH＞1，所以滴定盐酸的曲线是图Ⅱ，滴定醋酸的曲线是图Ⅰ，故A错误； B．加入10ml氢氧化钠时，溶液中恰好为同浓度的醋酸和醋酸钠，醋酸电离大于醋酸根的水解程度，故＞1 ，故B正确； C．醋酸钠水解呈碱性，氯化钠不水解，pH=7时，醋酸所用NaOH溶液的体积小，故C错误； D．V（NaOH）=20.00 mL 时，二者反应生成氯化钠和醋酸钠，醋酸根发生水解，浓度小于氯离子，故D错误． 故选B． 3因为滴定终点时NaCl溶液为中性，CH 3 COONa溶液为碱性，故滴定盐酸的曲线是图1，A错，相同的NaOH中和相同的酸C错；达到B、D状态时的pH=7，c(H + )=c(OH — )，根据溶液的电荷守恒，c(Na + )=c(A — )，B正确；在醋酸溶液中滴定NaOH，pH=7时，0mL＜V(NaOH)＜20.00mL，但有：c(A - )=c(Na + )＞c(H + )=c(OH - )，D不正确。故选B．
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 H 2O 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 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：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。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.
A 组 三年高考真题（2016～2014年） 1．(2016·课标全国Ⅲ，13，6分)下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A ．向0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中c （H ＋）c （CH3COOH ） 减小 B ．将CH 3COONa 溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中 c （CH3COO －）c （CH3COOH ）·c （OH －） 增大 C ．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c （NH ＋4）c （Cl －） >1 D ．向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中c （Cl －）c （Br －） 不变 2．(2016·天津理综，6，6分)室温下，用相同浓度的NaOH 溶液，分别滴定浓度均为0.1 mol·L －1的三种酸(HA 、HB 和HD)溶液，滴定曲线如图所示，下列判断错误的是( ) A ．三种酸的电离常数关系：K HA >K H B >K HD B ．滴定至P 点时，溶液中：c (B －)>c (Na ＋)>c (HB)>c (H ＋)>c (OH － ) C ．pH ＝7时，三种溶液中：c (A －)＝c (B －)＝c ( D －) D ．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后： c (HA)＋c (HB)＋c (HD)＝c (OH －)－c (H ＋) 3．(2016·江苏化学，14，4分)H 2C 2O 4为二元弱酸。20 ℃时，配制一组c (H 2C 2O 4)＋ c (HC 2O －4)＋c (C 2O2－4)＝0.100 mol·L －1的H 2C 2O 4和NaOH 混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH 的变化曲线如图所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是(双选)( )
盐类的水解专题训练及答案 一、选择题(本题包括7小题,每题6分,共42分) 1.《本草纲目》中对利用K2CO3去油污有如下叙述:“冬月灶中所烧薪柴之灰,令人以灰淋汁,取碱浣衣。”文中涉及的化学反应属于( ) A.水解反应 B.置换反应 C.酯化反应 D.加成反应 【解析】选A。碳酸钾水解生成碱(氢氧化钾),属于水解反应。 2.(2018·安康模拟)25 ℃时,关于①0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液②0.1 mol·L-1的NaOH溶液,下列叙述正确的是 ( ) A.若向①中加适量水,溶液中错误！未找到引用源。的值减小 B.若将①和②均稀释100倍,①的pH变化更大 C.若向②中加适量水,水的电离平衡正向移动 D.若将①和②混合,所得溶液的pH=7,则溶液中的c(NH3·H2O)>c(Na+) 【解析】选C。加水促进N错误！未找到引用源。水解,n(Cl-)不变,n(N错误！未找到引用源。)减小,而错误！未找到引用源。=错误！未找到引用源。,故随着溶液的稀释,错误！未找到引用源。逐渐增大,A项错误;N错误！未找到引用源。的水解为可逆反应,而且水解较微弱,而NaOH是强电解质,故①和②均稀释100倍时,②的pH变化大,B项错误;0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀释时,溶液中c(OH-)减小,对水电离的抑制程度减小,故水的电离平衡正向移动,C项正确;由溶液中电荷守恒可得:c(Cl-) +c(OH-)=c(H+)+c(N错误！未找到引用源。)+c(Na+),由物料守恒可知c(Cl-)=c(NH3·H2O)+c(N错误！未找到引用源。),因pH=7,故c(OH-)=c(H+),三式联立可得c(Na+)=c(NH3·H2O),D项错误。 3.(2018·成都模拟)现有①Na2CO3溶液,②CH3COONa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( ) A.三种溶液的pH大小顺序是③>②>① B.将三种溶液稀释相同倍数,pH变化最大的是① C.分别加入25 mL 0.1 mol·L-1的盐酸后,溶液的pH大小顺序是①>③>② D.三种溶液中,由水电离的c(OH-)大小顺序是③>①>② 【解析】选C。根据“组成盐的弱酸根离子对应的弱酸酸性越弱,盐溶液的碱性越强”可得,三种溶液的碱 性:③>①>②,pH:③>①>②,A错误;稀释会促进①、②的水解,因此pH变化最大的是③,B错误;分别加入25 mL 0.1 mol·L-1盐酸后,①中溶质为NaHCO3和NaCl,显碱性,②中溶质为CH3COOH和NaCl,显酸性,③中溶质为NaCl,显中性,pH 大小顺序为①>③>②,C正确;NaOH溶液抑制水的电离,Na2CO3溶液和CH3COONa溶液促进水的电离,故③中由水电离的 c(OH-)最小,D错误。 4.Na2SO3溶液作为吸收液吸收SO2时,吸收液pH随n(S错误！未找到引用源。)∶n(HS错误！未找到引用源。)变化图象如图: 则以下离子浓度关系的判断正确的是( ) A.NaHSO3溶液中c(H+)
高二化学下册盐类的水解知识点总结 世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。 （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Na2SO3 CO3^2-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+
高考化学专题突破：弱电解质的电离和盐类水解新图像题 1．【2017?浙江】25℃时，在含CH3COOH和CH3COOˉ的溶液中，CH3COOH和CH3COOˉ二者中各自所占的物质的量分数（α）随溶液pH变化的关系如图所示．下列说法不正确的是（） A．在pH＜4.76的溶液中，c（CH3COO﹣）＜c（CH3COOH） B．在pH=7的溶液中，α（CH3COOH）=0，α（CH3COO﹣）=1.0 C．在pH＞4.76的溶液中，c（CH3COO﹣）与c（OH﹣）之和可大于c（H+） D．在pH=4.76的溶液中加盐酸，α（CH3COOH）与α（CH3COO﹣）之和保持不变 【答案】B 【解析】解：A．在pH＜4.76的溶液显酸性，c（CH3COO﹣）＜c（CH3COOH），故A正确； B．在pH=7的溶液中，为醋酸和醋酸盐混合溶液，α（CH3COOH）≠0，α（CH3COO﹣）＜1.0，故B 错误； C．在pH＞4.76的溶液中存在电荷守恒，c（CH3COO﹣）与c（OH﹣）之和可大于c（H+），故C正确；D．当溶液pH=4.76时，c（CH3COO﹣）=c（CH3COOH），醋酸电离显酸性，醋酸根离子水解显碱性，为缓冲溶液，加入盐酸或碱溶液中α（CH3COOH）与α（CH3COO﹣）之和保持不变，故D正确；2．【2017?新课标Ⅱ】改变0.1mol?L﹣1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA﹣、A2﹣的物质的量分数δ（x）随pH的变化如图所示[已知δ（x）=]．下列叙述错误的 是（）
A．pH=1.2时，c（H2A）=c（HA﹣） B．lg[K2（H2A）]=﹣4.2 C．PH=2.7时，c（HA﹣）＞c（H2A）=c（A2﹣） D．pH=4.2时，c（HA﹣）=c（A2﹣）=c（H+） 【答案】D 【解析】A．由图象可知pH=1.2时，H2A与HA﹣的曲线相交，则c（H2A）=c（HA﹣），故A正确； B．pH=4.2时，c（H+）=10﹣4.2mol/L，c（HA﹣）=c（A2﹣），K2（H2A）==10﹣4.2，则lg[K2 （H2A）]=﹣4.2，故B正确； C．由图象可知，PH=2.7时，c（H2A）=c（A2﹣），由纵坐标数据可知c（HA﹣）＞c（H2A）=c（A2﹣），故C正确； D．pH=4.2时，c（HA﹣）=c（A2﹣），但此时c（H2A）≈0，如体积不变，则c（HA﹣）=c（A2﹣）=0.05mol?L ﹣1，c（H+）=10﹣4.2mol/L，如体积变化，则不能确定c（HA﹣）、c（A2﹣）与c（H+）浓度大小关系，故D误． 3．【2017?新课标Ⅲ】在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl﹣会腐蚀阳极板而增大电解能耗．可向溶液中同时加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl﹣．根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是（） A．K sp（CuCl）的数量级为10﹣7 B．除Cl﹣反应为Cu+Cu2++2Cl﹣=2CuCl C．加入Cu越多，Cu+浓度越高，除Cl﹣效果越好 D．2Cu+=Cu2++Cu平衡常数很大，反应趋于完全 【答案】C 【解析】解：A．由图象可知，横坐标为1时，lgc（Cu+）大于6，则K sp（CuCl）的数量级为10﹣7，故A正确；
盐类的水解知识点(学 生版)
【盐类的水解知识大复习】 一、探究盐溶液的酸碱性 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原因 三、盐的水解原理 1.定义：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：促进水的电离平衡。 结果：盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。 3.水解条件 a.盐必须溶于水中 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.水解特征 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】1、pH=3的HCl和pH=11的NaOH溶液中由水电离出来的c(H+)水 2、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，盐的水解促进了水的电离，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）判断能否水解； （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； （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、盐类水解的影响因素 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。 2.外因：温度、浓度、酸or 碱、盐溶液 a W h K K H c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K =???=?=+-+---)()()()()()()()(3333
选修四盐类的水解经典 习题含解析 集团文件发布号：（9816-UATWW-MWUB-WUNN-INNUL-DQQTY-
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 ．NaHSO 4溶液 B ．KF 溶液 C ．KAl(SO 4)2溶液 D ．NaI 溶液 1－1.(双选)25 ℃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 －)＝1×10－10 mol·L －1 B ．溶液中的c (NH ＋4)＞c (Cl －)＞c (H ＋)＞c (OH － ) C ．溶液中的c (H ＋)＋c (NH ＋ 4)＝c (Cl －)＋c (OH －) D ．溶液中的c (NH 3·H 2O)＝c (NH ＋4) 2．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(NH ＋4)＝c(Cl － )，则该溶液一定显中性 B ．若溶液中c(NH ＋4)＞c(Cl －)＞c(OH －)＞c(H ＋ )，则溶液中一定含有NH 4Cl 和NH 3·H 2O C ．若溶液中c(Cl －)＞c(NH ＋4)＞c(H ＋)＞c(OH － )，则溶液中可能含有NH 4Cl 或可能含有NH 4Cl 和HCl D ．若溶液中c(Cl －)＞c(H ＋)＞c(NH ＋4)＞c(OH － )，则溶液中含有大量的NH 4Cl 和少量的HCl 2－1.常温下将c 1 mol·L －1 V 1 mL 的氨水滴加到c 2 mol·L －1 V 2 mL 的盐酸中，下列结论正确的是( ) A ．若混合溶液的pH ＝7，则c 1V 1＞c 2V 2 B ．若V 1＝V 2，c 1＝c 2，则混合液中c (NH ＋ 4)＝c (Cl －) C ．若混合溶液的pH ＝7，则混合液中c (NH ＋4)＞c (Cl － ) D ．若V 1＝V 2，且混合溶液的pH ＜7，则一定有c 1＜c 2 3．25 ℃时，a mol·L －1一元酸HA 与b mol·L －1 NaOH 等体积混合后，pH 为7，则下列关系一定正确的是( ) A ．a ＝b B ．a ＞b C ．c(A －)＝c(Na ＋) D ．c(A －)＜c(Na ＋) 3－1.常温下，将a L 0.1 mol·L －1的NaOH 溶液与b L 0.1 mol·L － 1 的CH 3COOH 溶液混合，下列有关混合溶液的说法不正确的是( ) A ．a c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH － ) B ．a >b 时，c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (OH －)>c (H ＋) C ．a ＝b 时，c (CH 3COOH)＋c (H ＋)＝c (OH －) D ．无论a 、b 有何关系，均有c (H ＋)＋c (Na ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (OH －) 3－2.浓度均为0.1 mol·L －1的三种溶液：①CH 3COOH 溶液；②氢氧化钠溶液；③醋酸钠溶液。下列说法不正确的是( ) A ．①和②等体积混合后的溶液中：c (OH －)＝c (H ＋)＋c (CH 3COOH) B ．①和③等体积混合后溶液显酸性：c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (H ＋ )>c (OH －)
盐类的水解检测题及答案 一、选择题 1．(2020·宜昌第一中学模拟)广义的水解观认为水解的物质和水分别离解成两部分，然后两两重新结合成新的物质，不出现元素化合价的变化。根据以上信息，下列物质水解后的产物错误的是() A．BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2 B．BrCl水解的产物是HClO和HBr C．Mg2C3水解的产物是Mg(OH)2和C3H4 D．Al2S3水解的产物是Al(OH)3和H2S 解析：选B A项，BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2，该反应中没有元素化合价升降，符合水解原理；B项，该反应中氯元素化合价从－1价变为＋1价，有电子转移，不符合水解原理；C项，Mg2C3水解生成Mg(OH)2和C3H4，该反应中没有元素化合价变化，符合水解原理；D项，Al2S3水解为Al(OH)3和H2S，没有化合价变化，符合水解原理。 2．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是() A．CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋明矾净水 C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·x H2O↓＋4HCl用TiCl4制备TiO2 D．SnCl2＋H2O Sn(OH)Cl↓＋HCl配制氯化亚锡溶液时加入NaOH固体 解析：选D升高温度，促使CO2－3的水解平衡正向移动，溶液中c(OH－)增大，碱性增强，有利于油污的水解及清洗，A正确；明矾是KAl(SO4)2·12H2O，Al3＋发生水解生成Al(OH)3胶体，可吸附水中悬浮杂质，起到净水作用，B正确；TiCl4发生水解反应生成TiO2·x H2O 沉淀，经脱水制备TiO2，C正确；SnCl2易发生水解反应，而配制其溶液时，加入NaOH固体，消耗HCl，促使水解平衡正向移动，生成Sn(OH)Cl沉淀，故应加入HCl溶液抑制其水解，D错误。 3．含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是() A．Na2SO3溶液中存在：c(Na＋)>c(SO2－3)>c(H2SO3)>c(HSO－3) B．已知NaHSO3溶液pH<7，该溶液中：c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H2SO3)>c(SO2－3) C．当吸收液呈酸性时：c(Na＋)＝c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3) D．当吸收液呈中性时：c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3) 解析：选D Na2SO3溶液呈碱性，溶液中粒子浓度关系为c(Na＋)>c(SO2－3)>c(OH－)> c(HSO－3)>c(H2SO3)，A项错误；NaHSO3溶液pH<7，则该溶液中HSO－3的电离程度大于水解程度，溶液中粒子浓度大小关系为c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)>c(H2SO3)，B项