下载文档原格式
知识点一盐类的水解1、实质：盐电离出的弱酸阴离子与水电离的氢离子结合，形成难电离的弱酸；电离出的弱碱阳离子与水电离的氢氧根离子结合，形成难电离的弱碱。
破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大，氢离子浓度不再等于氢氧根离子浓度，从而溶液呈碱性或酸性。
2、特点：水解过程是酸碱中和的逆反应，所以水解过程吸热。
一般水解程度很小。
3、条件：难溶不水解：发生水解的盐必须易溶于水。
有弱才水解：发生水解的盐必须含有弱酸或弱碱离子。
4、结果：谁强显谁性，同强显中性。
强酸强碱盐：NaCl：溶液显中性强酸弱碱盐：NH4Cl：溶液显酸性强碱弱酸盐：CH3COONa：溶液显碱性弱酸弱碱盐：CH3COONH4：溶液显中性，（NH4）2CO3：溶液显碱性。
酸式盐：NaHSO3，NaH2PO4：溶液显酸性；NaHCO3，Na2HPO4：溶液显碱性5、影响因素：越弱越水解，越热越水解，越稀越水解本质：盐对应的酸或碱越弱，水解程度越大。
酸性强弱顺序：H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>苯酚>HCO3->Al（OH）3>H2SiO3温度：温度越高，水解程度越大浓度：盐溶液越稀，水解程度越大外加物质：符合平衡移动原理。
知识点二盐类水解方程式的书写1、水解的分类：单水解：只有一种离子发生水解，水解程度较小。
双水解：阴阳离子都发生水解，相互促进水解，水解程度增大。
一般的双水解虽然相互促进，但仍进行不彻底，故认为在溶液中主要以离子形式存在，判断共存时可以认为共存，如CH3COONH4，（NH4）2CO3等。
若水解离子程度很大，甚至生成沉淀或生成气体时，产物浓度不断减小，水解平衡不断右移，几乎进行彻底，这些离子在溶液中不能大量共存。
常见的因双水解而不能共存的离子组有：三价铁离子和：碳酸氢根，碳酸根铝离子和：碳酸氢根，碳酸根，亚硫酸氢根，亚硫酸根，硫氢根离子，硫离子铵根离子和：硅酸根离子2、书写形式：但水解和弱双水解用不等号连接，产物不标沉淀和气体符号。
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。
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+3+ 3Cl-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+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+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+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。
高二化学：盐类水解学习笔记——酸碱平衡的微观调控
以下是一份高二化学盐类的水解笔记的内容，供参考：
一、盐类的水解
1.定义：盐类的水解是指盐电离出的弱酸或弱碱离子，在溶液中与水电离出
的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质的过程。
2.盐类水解的实质：盐类水解的实质是弱酸或弱碱的酸根离子或碱离子与水
电离出的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质，使溶液中水的电离平衡被破坏，从而促进了水的电离。
二、盐类水解的规律
1.“有弱才水解，无弱不水解；谁强显谁性，同强显中性”。
2.弱酸根离子水解，溶液显碱性；弱碱离子水解，溶液显酸性。
3.强酸弱碱盐水解呈酸性，强碱弱酸盐水解呈碱性。
4.多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。
三、影响盐类水解的因素
1.温度：盐类水解是吸热反应，升高温度促进盐类水解。
2.浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
3.酸碱度：加入酸或碱溶液可以抑制或促进盐类水解。
四、盐类水解的应用
1.判断溶液的酸碱性：根据盐类水解的规律，可以判断溶液的酸碱性。
2.分离和提纯物质：通过控制溶液的酸碱性，可以分离和提纯物质。
3.除去某些物质：通过控制溶液的酸碱性，可以除去某些物质。
4.制备某些物质：通过控制溶液的酸碱性，可以制备某些物质。
以上是高二化学盐类的水解笔记的主要内容。
在记忆过程中，需要注意区分不同的知识点和概念，并理解其内在联系和规律。
同时，需要多做练习题来加深对知识点的理解和掌握。
化学高二盐类的水解知识点化学高二——盐类的水解知识点盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中，它们会发生水解反应，产生有机物或无机物，从而影响水溶液的酸碱性质和离子浓度。
本文将介绍高二化学中盐类的水解知识点。
一、盐类的水解原理盐类的水解是指盐在水溶液中分解成酸和碱或酸碱盐的反应过程。
这一过程是由于盐中的阳离子或阴离子与水分子发生化学反应，生成酸或碱。
二、盐类水解的类型根据水解反应的性质，盐类水解可以分为以下几种类型:1. 酸性盐的水解当盐中的阳离子是一价强酸的酸根离子时，它会与水发生反应生成强酸。
例如，氯化氢(HCl)与氢氧化钠(NaOH)反应生成氯化钠(NaCl)和水(H2O)。
2. 碱性盐的水解当盐中的阴离子是一价强碱的碱根离子时，它会与水发生反应生成强碱。
例如，氢氯酸(HCl)与氢氧化铝(Al(OH)3)反应生成氯化铝(AlCl3)和水(H2O)。
3. 盐的中性水解当盐中的阳离子和阴离子都是弱酸或弱碱的盐根离子时，它们会相互水解，生成酸和碱。
例如，硫酸铵(NH4HSO4)会水解成氨(NH3)和硫酸(H2SO4)。
4. 盐的酸碱中性水解当盐中的阳离子是一价强酸的酸根离子，阴离子是一价强碱的碱根离子时，它们会相互水解，生成强酸和强碱。
例如，氯化铵(NH4Cl)会水解成氢氯酸(HCl)和氨(NH3)。
三、盐类水解的影响因素盐类的水解受以下因素的影响:1. 温度温度的升高或降低可以改变水解反应的速率和平衡位置。
通常情况下，水解反应在较高温度下进行得更完全。
2. 盐的浓度盐的浓度越高，水解反应进行得越完全。
3. 盐类的性质不同的盐类具有不同的水解特性，某些盐类更容易发生水解反应。
四、盐类水解的应用盐类的水解过程在生活和工业中有重要的应用。
以下是一些例子:1. 食盐的水解在烹饪食物时，加入食盐(NaCl)可以调味。
当食盐溶解在水中时，它会部分水解成氯化钠和氢氧化钠，起到增加食物的咸味和改善口感的作用。
一、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。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、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。
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:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑8、盐类水解的应用：9、水解平衡常数（K h）对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b（Kw为该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）二、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
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。
高二选修一化学盐类的水解知识点化学中，盐类是由阳离子和阴离子组成的物质。
在水中，盐类有时可以发生水解反应，也就是将盐类分解成为酸和碱。
水解反应是化学中的重要概念，因为它可以帮助我们理解溶液的性质以及酸碱中和反应等现象。
本文将介绍高二选修一化学中盐类的水解知识点。
一、水解的原理水解是指溶液中的盐类发生与水反应，产生酸碱的过程。
水解是由离子间的相互吸引和离子与水分子的相互作用所致。
在水解中，离子与水分子发生反应，生成的酸和碱的浓度决定了水解的程度。
二、阳离子的水解阳离子主要包括铵离子、金属离子等。
大部分盐类阳离子的水解程度较低，但还是有一些例外。
下面以一些常见的阳离子进行说明。
1. 铵离子（NH4+）铵离子属于酸性离子，在水中可与水分子发生水解反应，生成酸性溶液。
例如，氯化铵（NH4Cl）在水中水解成氨气（NH3）和盐酸（HCl）。
水解反应方程式如下：NH4Cl + H2O → NH3↑ + HCl可以看出，水解产物中生成了氨气和酸性盐酸。
2. 金属离子金属离子的水解程度一般较低。
部分金属离子在水中水解产生氢氧化物，而氢氧化物在水中再次产生电离的氢氧根离子（OH-）。
例如，氯化铁（FeCl3）在水中水解生成铁离子（Fe3+）和氢氧根离子（OH-）。
水解反应方程式如下：FeCl3 + 3H2O → Fe(OH)3↓ + 3HCl可以看出，水解产物中生成了氢氧化铁和盐酸。
三、阴离子的水解阴离子主要包括酸性氧化物离子、酸性氧化酸根离子和碱性氧化物离子等。
下面以一些常见的阴离子进行说明。
1. 酸性氧化物离子酸性氧化物离子可以与水分子发生水解反应，产生酸和碱。
例如，二氧化硫离子（SO3^2-）在水中水解生成亚硫酸（H2SO3）和酸性碱性硫酸根离子（HSO4-）。
水解反应方程式如下：SO3^2- + H2O → H2SO3 + (OH-) 或 HSO4-可以看出，水解产物中生成了亚硫酸和酸性碱性硫酸根离子。
2. 酸性氧化酸根离子酸性氧化酸根离子在水中水解产生酸。
第三单元盐类的水解一、盐类的水解反应：1、定义：在水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。
特点：可逆（与中和反应互逆）；程度小；吸热1、实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。
水解的结果是破坏了水中H+或OH-浓度的等量关系，使溶液呈酸性或碱性。
盐类水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
**** 以CH3COONa为例：CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴ H2O H+ + OH-………⑵CH3COO- + H+ CH3COOH……⑶把⑴⑵⑶式联立，可得到水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH即CH3COO- + H2O CH3COOH +OH-类比：NH4Cl溶液呈酸性： NH4Cl+H2O NH3·H2O+HCl即： NH4++H2O NH3·H2O+H+**相似与不同:碳酸钠溶液呈碱性CO32-+H2O ⇋ HCO3-+OH- 分步水解，主要是第一步3、盐类水解反应离子方程式的书写：（１）盐类水解是可逆反应，写方程式要用“”（２）一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常生成气体或沉淀也不发生水解，书写时产物不用“↑”和“↓”。
（３）由强酸弱碱组成的盐：阳离子水解，一般发生一步水解。
如氯化铝水解：Al3++3H 2O Al(OH)3+3H+由强碱弱酸组成的盐：弱酸根离子水解，多元弱酸根分步水解，生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。
如碳酸钠水解：第一步： CO32-+H2O HCO3-+OH-（主要）第二步：HCO3- +H2O H2CO3 +OH-（次要）（4）双水解反应：①构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
②常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
【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：盐的水解。
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 +)有多少？2、pH=3的NH 4Cl 和pH=11的CH 3COONa 溶液中由水电离出来的c (H +)有多少？【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 2OCH 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 【练习】在氨水中存在下列平衡：NH 3·H 2ONH 4++OH -，若加入下列物质对该平衡有何影响？ ⑴NH 4Cl 固体 ⑵Na 2CO 3固体 ⑶FeCl 3固体【总结】判断溶液中平衡移动方向的一般思路：①加入的物质是否与之反应；②加入的物质是否与之有同离子效应；③若前两项都不具备则考虑水解问题。
六、水解平衡的应用(1)配置和储存易水解的盐溶液在配制FeCl 3、AlCl 3、CuCl 2、SnCl 2等强酸弱碱盐溶液时，为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需aW h K KH c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K =⋅⋅⋅=⋅=+-+---)()()()()()()()(3333a 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 =⋅⋅⋅=⋅=+-+---)()()()()()()()(3333Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能储存在有磨口玻璃塞的试剂瓶中。
因水解呈碱性，与玻璃组成成分作用产生某种黏性物质，将瓶塞与瓶子黏在一起。
(2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应NH4+ + H2O NH3﹒H2O + H+镁常温下不易与水发生反应，但镁粉放入氯化铵的水溶液中有氢气放出(3)判断离子能否大量共存弱碱的金属阳离子（如Al3+、Cu2+、NH4+、Fe3+等）与弱酸的酸根（如HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-、F-等）在溶液中不能同时大量共存。
(4)施用化肥长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+水解而使土壤的酸性增强；草木灰(K2CO3)不能与铵态氮肥混用。
(5)判断盐溶液的酸碱性或pH(6)判断盐溶液中粒子种类多少(7)加热蒸干某些盐溶液制取其他产物判断盐溶液蒸干得到什么物质主要考虑以下三个方面。
a水解：盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原溶质，如Al(SO4)2、CuSO4溶液蒸干得Al(SO4)2、CuSO4固体；盐溶液水解生成不挥发碱和弱酸时，蒸干也得到原溶质，如K2CO3、Na2S溶液蒸干得到K2CO3、Na2S固体；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得Al(OH)3、Fe(OH)3。
b分解：若盐的热稳定性差，加热蒸干其溶液的过程中会发生分解而得不到原溶质，得到的是其分解产物。
如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得到CaCO3固体；蒸干NaHCO3溶液得到Na2CO3固体；蒸干KMnO4溶液得到K2MnO4和MnO2的混合物；蒸干NH4Cl溶液不能得到固体。
c氧化：若盐的还原性强，加热蒸干其溶液的过程中盐可能被O2氧化而得不到原溶质，得到的是其氧化产物。
如NaSO3溶液蒸干会得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干会得到Fe2(SO4)3和Fe2O3的混合物。
(8)泡沫灭火器（Al2(SO4)3、NaHCO3）Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑Al3+不与CO32-、HCO3-、AlO2-、S2-共存，Fe3+不与CO32-、HCO3-、AlO2-共存七、判断溶液离子浓度大小Na2CO3c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)＞c(H+)电荷守恒：c(Na+)+c(H+) =2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守恒：c(Na+) = 2 [ c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) ]质子守恒：c (H+) + c (HCO3-) + 2 c (H2CO3) = c (OH-)NaHCO3c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c (CO32-)电荷守恒：c(Na+)+c(H+) =2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守恒：c(Na+) =[ c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) ]质子守恒：c (H+) +c (H2CO3) = c (OH-) + c (CO32-)NH4Cl c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+) ＞c(OH-)电荷守恒：c (NH4+)+c( H+) = c(Cl-) + c(OH-)物料守恒：c (NH4+) + c(NH3·H2O) = c(Cl- )质子守恒：c(H+) = c(OH-) + c(NH3·H2O )电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。
物料守恒：原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。
质子守恒：在纯水中加入电解质，最后溶液中才c(H+)与其它微粒浓度之间的关系式可由电荷守恒和物料守恒推出。
混合溶液中要根据题干明确溶液酸碱性，从而得出H+与OH-之间的关系，再通过电荷守恒、物料守恒、质子守恒等相关关系式求出其他粒子浓度大小顺序。
1.同浓度的下列溶液pH从小到大的顺序是①H2SO4②Ba(OH)2③CH3COOH ④HCl ⑤NaCl ⑥NH4Cl ⑦CH3COONa2.NH4Cl溶液和HCl稀溶液pH均为5，其中两溶液由水电离出的c(H+)分别为a和b，则a与b的正确关系是（）A. a=bB. b＞aC. b=104aD. a=104b3.Na2CO3溶液在稀释过程中，溶液中下列那些项逐渐增大（）A. c(H+)B. c(OH-)C. pH值D. CO32-+H2O HCO3- + OH-4.能将Ba(NO3)2、KCl 、Al2(SO4)3、FeCl3、CH3COOH五种溶液区别开的试剂是（）A.pH试纸B.Na2CO3C.NaOHD.NH3·H2O5.0.2mol/LNH3·H2O溶液与0.1mol/LHCl溶液等体积混合，离子浓度由大到小的顺序是。
6.常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，溶液中c(HCOO-)与c(Na+)的关系为（）A. c(HCOO-) ＞c(Na+)B. c(HCOO-) ＜c(Na+)C. c(HCOO-) = c(Na+)D. 无法确定7、用物质的量都是0.1mol的HCN和NaCN配成1L混合溶液，已知其中c(CN-) 小于c(Na+)，则下列判断中正确的是（）A. c(H+) ＞c(OH-)B. c(HCN) ＞c(CN-) =0.2mol/LC. c(HCN) ＞c(CN-)D. c(CN-) ＞c(OH-) =0.1mol/L8、在Na2S的水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系不正确的是（）(A) c(OH-) = c(H+) + c(HS-) + c(H2S)(B) c(OH-) = c(H+) + c(HS-) + 2c(H2S)(C) c(Na+) + c(H+) = c(OH-) + 2c(S2-)+c(HS-)(D) c(Na+) = 2c(S2-) + 2c(HS-) + 2c(H2S)9、把0.02mol/LCH3COOH溶液和0.01mol/LNaOH溶液以等体积混合，混合溶液中离子浓度关系正确的是（）A. c(CH3COO-) ＞c(Na+)B. c(CH3COOH) ＞c(CH3COO-)C. 2c(H+)=c(CH3COO-) - c(CH3COOH)D. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.02mol/L10、下列离子浓度大小比较错误的是（）A. c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+) ＞c(OH-)B. c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-) ＞c(H+)C. c(Cl-)＞c(H+) ＞c(NH4+) ＞c(OH-)D. c(NH4+)＞c(Cl-) ＞c(OH-) ＞c(H+)11、已知某溶液中只存在OH-、H+、Na+、CH3COO-四种离子，若该溶液中含有两种溶质，则这四种离子浓度大小顺序可能是（)A. c(CH3COO-)>c(Na+ )>c( OH- )>c(H+)B. c(Na+ )>c(CH3COO-) >c(H+) > c( OH- )C. c(Na+ )=c(CH3COO-) > c( OH- ) = c(H+)D. c(Na+ )>c( OH- ) > c(CH3COO-) >c(H+)12、为了配制CH3COO-与Na+离子浓度比为1：1的溶液，可向CH3COONa溶液中加入( )A 适量盐酸B 适量NaOH固体C 适量KOHD 适量NaCl晶体13、某温度(t℃)时，水的K W=10-13,则该温度（填大于、小于、或等于）__ 25℃，其理由是。
