高中化学知识点盐类的水解及应用-

考点1：盐类水解平衡及其应用一、盐类水解的定义和实质1. 盐类水解的定义强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的或生成弱电解质—弱酸或弱碱。

盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。

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弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。

3. 盐类水解反应离子方程式的书写一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀和气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”、“↓”。

盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般盐类水解的离子方程式中不写“=”而写“”。

二、盐类水解的影响因素及其应用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，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。

三、盐类水解的规律有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。

1. 组成盐的弱碱阳离子能水解，相应盐溶液显酸性；组成盐的弱酸阴离子能水解，相应盐溶液显碱性。

2. 盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（或酸）性越强。

3. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如同浓度的比的水解程度大得多。

四、溶液中的几个守恒关系1. 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。

2. 物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。

3. 质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）考点2：沉淀溶解平衡一、溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程：二、溶度积1. 溶度积常数：一定温度下难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。

【高中化学】盐类水解的应用化学知识点盐类水解的应用化学知识点盐水解的应用是盐离子与水电离的氢离子或羟基离子发生反应，形成弱电解质，称为盐水解。

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。

在什么情况下应考虑盐水解？1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。

2.在确定盐溶液中离子的类型和浓度时，应考虑盐的水解。

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.在制备一些盐溶液时，应考虑盐的水解配制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.在制备某些盐时，应考虑到Al2S3、MGS、Mg3N2等物质的水解很容易与水相互作用，并且它们不能稳定地存在于溶液中。

因此，在制备这些物质时，不能在溶液中通过复分解反应制备，只能通过干法制备。

5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解镁、铝、锌和其他活性金属与NH 4CL、CuSO 4、AlCl 3和其他溶液反应3mg+2alcl3+6h2o=3mgcl2+2al(oh)3+3h26.在中和滴定终点判断溶液的酸碱度时，选择指示剂并在pH=7时判断酸或碱的过量时，应考虑盐的水解，例如，当CH3COOH和NaOH刚刚反应时，pH为7。

如果反应后溶液的pH值为7，则CH3COOH过量。

指示剂选择的一般原则是，所选指示剂的变色范围应与滴定后盐溶液的pH范围一致。

也就是说，当强酸和弱碱相互滴注时，应选择甲基橙；弱酸强碱互滴时应选用酚酞。

7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.fecl3+3h2o=fe(oh)3(胶体)+3hcl8.分析盐和盐之间的反应时，应考虑水解。

两种盐溶液的反应应分三步进行分析和考虑：(1)能否发生氧化还原反应;(2)能否发生双水解互促反应;（3）如果不发生上述两种反应，则应考虑复分解反应的可能性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）当加热和浓缩未水解的盐溶液时，通常可获得原料(2)加热浓缩na2co3型的盐溶液一般得原物质.（3）加热并浓缩fecl3盐溶液，最终得到fecl3与Fe（OH）3的混合物，燃烧得到fe2o3。

课时39盐类的水解及应用知识点一盐类的水解及影响因素【考必备·清单】1．盐类的水解2．水解离子方程式的书写(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主。

如Na2CO3水解的离子方程式：CO2－3＋H2O⇌HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2O⇌H2CO3＋OH－。

(2)多元弱碱盐水解：方程式一步完成。

如FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋。

(3)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。

如NaHCO3与AlCl3溶液混合反应的离子方程式：Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

[名师点拨]①盐类发生水解后，其水溶液往往显酸性或碱性，但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液显中性。

②NH＋4与CH3COO－、HCO－3、CO2－3等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但仍然水解程度比较弱，不能进行完全，在书写水解方程式时用“”。

3．水解的规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

4．影响盐类水解平衡的因素(1)内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。

如水解程度：Na 2CO 3＞Na 2SO 3，Na 2CO 3＞NaHCO 3。

(2)外因⎩⎪⎨⎪⎧溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大温度：温度越高，水解程度越大外加酸碱⎩⎪⎨⎪⎧酸：弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大(3)以FeCl 3水解为例[Fe 3＋＋3H 2O ⇌Fe(OH)3＋3H ＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。

[名师点拨] (1)相同条件下的水解程度：①正盐＞相应的酸式盐，如CO 2－3＞HCO －3。

②水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。

如NH＋4的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。

第3课时盐类水解的应用及广义水解[核心素养发展目标] 1.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。

2.能够对盐类水解的知识进行拓展迁移，解决类盐水解问题。

一、盐类水解的应用1．在化学实验中的应用FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋2.在生产生活中的应用明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋化肥的使用铵态氮肥与草木灰不能混合施用除锈剂NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O Zn(OH)2＋2H＋热纯碱去污能力强加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强3.盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。

(3)考虑盐受热时是否分解。

原物质蒸干灼烧后固体物质Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。

如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。

(1)盐溶液都可用磨口玻璃塞的试剂瓶盛放()(2)由于CH3COO－和NH＋4相互促进水解，所以没有CH3COONH4溶液()(3)等浓度等体积的CH3COOH与NaOH溶液混合，恰好呈中性()答案(1)×(2)×(3)×1．实验室中如何用FeCl3晶体配制FeCl3溶液？为什么？提示将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中，然后加水稀释到所需的浓度；加酸抑制FeCl3水解。

2．Na2CO3不能用磨口玻璃塞的试剂瓶储存，还有哪些试剂不能？提示因为玻璃的主要成分是SiO2，SiO2能和碱反应，因此碱溶液及水解呈碱性的盐溶液，如NaOH、KOH、Na2S、Na2SiO3等都不能用磨口玻璃塞的试剂瓶储存。

盐类的水解（一）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（二）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、温度、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。

（三）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_______________.考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：a:CH3COONa. B:NH4Cl②当盐中阴、阳离子不等价时。

要考虑是否水解，水解分几步，实例Na2CO3:考点3．溶液中各种微粒浓度之间的关系（1）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。

（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。

（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）练一练！ 写出0.1mol/L Na 2CO 3溶液中微粒三大守恒关系式。

第49讲 盐类的水解复习目标 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 盐类的水解及其规律1．有下列盐溶液：①KNO 3、②CH 3COONa 、③Na 3PO 4、④FeCl 3、⑤NH 4Cl 。

(1)将上述盐溶液根据酸碱性进行分类，概括盐的酸碱性与生成盐对应的酸碱强弱的关系。

提示 ②③是强碱弱酸盐显碱性，④⑤是强酸弱碱盐显酸性，①是强酸强碱盐显中性。

(2)用化学用语表示③Na 3PO 4、④FeCl 3溶液表现不同酸碱性的原因。

提示 PO 3－4＋H 2O HPO 2－4＋OH －、HPO 2－4＋H 2O H 2PO －4＋OH －、H 2PO －4＋H 2O H 3PO 4＋OH －； Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。

(3)常温下，pH ＝9的CH 3COONa 溶液中，2H O (H )c ＝1×10－5_mol·L －1。

2．若把AlCl 3溶液和NaHCO 3溶液混合，现象是生成白色沉淀和无色气体，反应的离子方程式是Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。

1．盐溶液显酸碱性，一定是由水解引起的( ) 2．溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐( )3．pH 相同的盐酸和氯化铵溶液中由水电离出的c (H ＋)相同( ) 4．盐类加入水中，水的电离一定被促进( )5．显酸性的盐溶液，一定是该盐的阳离子发生了水解( ) 6．Na 2S 水解的离子方程式为S 2－＋2H 2OH 2S ＋2OH －( )7．FeCl 3溶液与Na 2CO 3溶液混合：2Fe 3＋＋3CO 2－3＋3H 2O===2Fe(OH)3↓＋3CO 2↑( ) 答案 1.× 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7.√一、盐类水解的实质及规律1．根据相关物质的电离常数(25 ℃)，回答下列问题：CH3COOH K a＝1.8×10－5，HCN K a＝4.9×10－10，H2CO3K a1＝4.3×10－7K a2＝5.6×10－11(1)相同物质的量浓度的①CH3COONa、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaCN溶液pH由大到小的顺序：②＞④＞③＞①，水的电离程度由大到小的顺序：②＞④＞③＞①。

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-;。

盐类水解知识点总结高中一、盐的定义盐是由一个金属离子和一个非金属离子结合而成的化合物，通常是由金属和非金属之间的离子键形成的。

盐类化合物通常呈结晶状，具有一定的溶解性。

常见的盐包括氯化钠、碳酸钙、硫酸铁等。

二、水解反应的基本原理在水溶液中，盐类化合物可以发生水解反应，即分解成原来的离子组分。

水解反应的基本原理是盐溶解后，其离子与水分子发生相互作用，产生氢氧根离子和对应的酸根离子。

例如，氯化钠在水中可以溶解成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻），水解反应如下：NaCl(s) + H₂O(l) →Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)其中，Na⁺和Cl⁻都是盐类的离子组分，而被水分子溶解并与之发生相互作用，形成水合离子。

三、影响水解的因素1. 盐的性质：不同种类的盐在水中的水解程度可能不同，与其阳离子和阴离子的稳定性、电荷大小和水合能力等有关。

2. 溶解度：盐类的水解还受到其在水中的溶解度的影响，溶解度越大，水解的速度和程度可能越高。

3. 离解度：盐在水中的离解度也会影响其水解的程度，离解度越大，水解的程度可能越高。

四、水解产物盐类水解产物包括氢氧根离子（OH⁻）和对应的酸根离子。

具体产物取决于盐中阳离子和阴离子的性质以及水的性质。

例如，氯化钠的水解产物包括氢氧根离子和氯化氢：NaCl + H₂O → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O → NaOH + HCl五、实际应用1. 化学实验：盐类水解是化学实验中常见的一种反应，用于教学和实验室研究中。

2. 工业应用：盐类水解也在一些工业生产中有重要应用，如金属冶炼、有机合成等。

六、总结盐类水解是化学课程中的重要内容，了解盐类水解的知识有助于理解化学反应的原理和应用。

本文对盐的定义、水解反应的基本原理、影响水解的因素、水解产物及实际应用进行了总结，希望对读者有所帮助。

第2课时盐类水解的影响因素及应用[明确学习目标] 1.掌握影响盐类水解平衡移动的外界因素以及水解程度的变化。

2.了解盐类水解在生产、生活中的应用。

一、影响盐类水解的因素因素对盐类水解程度的影响内因盐组成中对应的酸或碱越弱，水解程度越□01大外界条件温度升高温度能够□02促进水解浓度盐溶液浓度越小，水解程度越□03大外加酸碱水解显酸性的盐溶液，加碱会□04促进水解，加酸会□05抑制水解；水解显碱性的盐溶液，加酸会□06促进水解，加碱会□07抑制水解外加盐加入酸碱性不同的盐会□08促进盐的水解二、盐类水解的应用1．盐溶液的配制：配制FeCl3溶液时，可加入少量盐酸，目的是□01抑制Fe3＋的水解。

2．热碱去油污：用纯碱溶液清洗油污时，加热可增强其去污能力。

3．盐类作净水剂：铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的□02吸附性，常用作净水剂。

如明矾可以用来净水，其反应的离子方程式为□03Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋。

4．制备物质(1)用TiCl4制取TiO2发生反应的化学方程式为□04TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·x H2O↓＋4HCl；TiO2·x H2O=====△TiO2＋x H2O。

(2)利用盐的水解可以制备纳米材料。

1．NH4Cl溶液加水稀释，水解程度增大，酸性增强，对吗？提示：不对。

加水稀释，水解程度增大，水解产生的n(H＋)增大，但盐溶液的体积也增大，且体积增大对溶液酸性的影响比n(H＋)增大对酸性的影响大。

所以加水稀释，NH4Cl溶液的酸性减弱。

2．加热蒸干FeCl3溶液，得到的固体是FeCl3吗？提示：Fe3＋在溶液中水解，离子方程式为Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，加热蒸干后，产物中的HCl气体离开平衡体系，结果使FeCl3完全水解，所得固体为Fe(OH)3而不是FeCl3。

一、影响盐类水解的因素1．内因主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱，或阳离子对应的碱越弱，水解程度越大(越弱越水解)。

高中化学：盐类的水解及应用知识点盐类水解的规律：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。

由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。

(1)盐的类型是否水解溶液的pH强酸弱碱盐水解pH＜7强碱弱酸盐水解pH＞7强酸强碱盐不水解pH＝7(2)组成盐的弱碱阳离子(M＋)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A－)能水解显碱性。

M＋＋H2O MOH＋H＋显酸性A－＋H2O HA＋OH－显碱性(3)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。

盐类水解离子方程式的书写1．注意事项(1)一般要写可逆“”，只有彻底水解才用“===”。

(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。

(3)气体物质不写气体符号“↑”。

2．书写方法(1)弱酸强碱盐①一元弱酸强碱盐水解弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。

例如：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH离子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－②多元弱酸根阴离子分步水解由于多元弱酸的电离是分多步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的，阴离子带几个电荷就要水解几步。

第一步水解最易，第二步较难，第三步水解更难。

例如：Na2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOHNaHCO3＋H2O H2CO3＋NaOH离子方程式：CO3＋H2O HCO3＋OH－HCO3＋H2O H2CO3＋OH－③多元弱酸的酸式强碱盐水解例如：NaHCO3＋H2O H2CO3＋NaOH离子方程式：HCO3＋H2O H2CO3＋OH－(2)强酸弱碱盐①一元弱碱弱碱阳离子参与水解，生成弱碱。

②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。

例如：AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3HCl离子方程式：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋(3)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。

第三节 盐类的水解一、盐类的水解（一）盐的分类1、按组成分：正盐：电离时生成的阳离子是金属离子（或铵根），阴离子为酸根离子的盐酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。

碱式盐：电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH 4+）的盐。

2、按溶解性：易溶盐（NaCl ）；微溶盐（CaSO 4）；难溶盐（BaCO 3）3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO 3）、强酸弱碱盐（NH 4Cl ）、强碱弱酸盐（NaF ）、弱酸弱碱盐（CH 3COONH 4）（二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解1、定义：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，叫做盐类的水解2、实质：22()()H O H O OH c H c OH H -+-+⎧⎫−−−→⇒→→≠⎨⎬⎭⎩弱碱阳离子弱碱盐电离出来的离子破坏水的电离平衡促进水的电离弱酸阴离子弱酸→溶液呈酸性或碱性表示为：盐+H 2O酸+碱3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡（2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应4、规律：有弱就水解，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 注：（1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。

例如：水解程度：Na 2CO 3 >CH 3COONa ，因为酸性：H 2CO 3 <CH 3COOH（2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。

例如：0.1mol/L 的Na 2CO 3 >0.1mol/L 的NaHCO 3（3）弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。

HCO 3-、HPO 42-、HS - 以水解为主→显碱性HSO 3-、H 2PO 4- 以电离为主→显酸性5、盐类水解方程式的书写 （1）一般原则：①必须写“”②不写“↑”“↓” ③H 2CO 3、H 2SO 3等不拆开④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实（2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+Na2CO3溶液：CO32-+H2O HCO3-+ OH-（第一步水解）HCO3-+ H2O H2CO3+ OH-（第二步水解）FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+（3）双水解——阴阳离子都水解①非彻底型：用“”连接例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性）②彻底型：用“=”连接。

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生移动，结果溶液中c(H＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。

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Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2HCO3－＋OH－，②HCO3－＋H2H2CO3＋OH－多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR－H＋＋R2－(电离，呈酸性)，HR－＋H2H2R＋OH－(水解，呈碱性)，这需要具体分析。

很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H2PO4－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、HS－、HPO42－等。

2、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。

盐类的水解知识点总结高二盐类的水解知识点总结盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，当盐溶解在水中时，阳离子和阴离子会与水分子发生反应，形成水合离子。

这个过程被称为水解。

水解的结果会产生酸性、碱性或中性的溶液，取决于水解产物的性质。

1. 酸性盐的水解酸性盐是指阴离子具有酸性的盐。

当酸性盐溶解在水中时，阴离子与水分子结合形成酸，从而产生酸性溶液。

例如，氯化氢盐（HCl）溶解在水中，会形成氯离子（Cl-）和氢离子（H+），使溶液呈酸性。

2. 碱性盐的水解碱性盐是指阳离子具有碱性的盐。

当碱性盐溶解在水中时，阳离子与水分子结合形成碱，从而产生碱性溶液。

例如，氢氧化钠盐（NaOH）溶解在水中，会形成钠离子（Na+）和氢氧离子（OH-），使溶液呈碱性。

3. 中性盐的水解中性盐是指既没有酸性也没有碱性的盐。

当中性盐溶解在水中时，既没有H+离子也没有OH-离子生成，因此溶液呈中性。

例如，氯化钠盐（NaCl）溶解在水中，会形成钠离子（Na+）和氯离子（Cl-），使溶液呈中性。

4. 强酸与强碱的盐水解当强酸与强碱反应生成的盐溶解在水中时，它们的水解产物均是中性的。

例如，硫酸铁（FeSO4）溶解在水中会分解成铁离子（Fe2+）和硫酸根离子（SO4^2-），形成中性溶液。

5. 具有酸碱性质的盐水解某些盐具有酸性和碱性离子，其水解产生的溶液既有酸性又有碱性。

例如，氯铝酸盐（AlCl3）溶解在水中，会分解成铝离子（Al3+）和氯离子（Cl-），同时氯离子会与水分子结合形成氯化氢（HCl），使溶液既有铝离子生成的酸性，又有氯化氢产生的酸性，呈酸性。

盐类的水解是化学中重要的一类反应，对于理解溶液的酸碱性质具有重要意义。

同时，水解也可以影响盐的溶解度和盐的化学性质。

因此，掌握盐类水解的知识对于高中化学的学习至关重要。

盐类的水解【知识一览】一、盐类的水解：1、水解过程：醋酸钠水解的实质是：氯化铵与水解的实质是：水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。

酸＋碱盐＋水2、水解离子方程式的书写：①盐类水解是可逆反应，要写“”符号②一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↑”“↓”符号。

生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）也不写分解产物。

③多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。

3、规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。

4、影响水解的因素：内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。

“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”外因：①温度：②浓度：二、盐类水解的应用1. 比较盐溶液的pH大小2. 酸式盐溶液酸碱性的判断3. 判断溶液中离子种类、浓度大小4. 判断离子是否共存5. 配制易水解的盐的溶液6. 金属与盐溶液反应7. 加热盐溶液8. 在生产、生活中的应用：如泡沐灭火器的反应原理、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈、某些肥料不宜混合使用（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）、明矾的净水作用。

【知识与基础】1．在盐类发生水解的过程中正确的说法是（）A．盐的电离平衡被破坏B．水的电离程度逐渐增大C．溶液的pH发生改变D．没有中和反应发生2．下列说法中正确的是…………………………………………………………………………………（）(A) HCO-在水溶液中只有电离，不水解(B) 硝酸钠溶液水解之后呈中性3(C) 可溶性的铝盐都能发生水解反应(D) 可溶性的钾盐都不发生水解反应3．在水中加入下列物质，可使水的电离平衡向右移动的是……………………………………………（）(A) H2SO4(B) KOH(C) NaF(D) Ba(NO3)24．下列离子方程式中，属于水解反应的是…………………………………………………………………（）(A) H2O＋H2O H3O＋＋OH－(B) HCO-＋H2O H2CO3＋OH－3(C) NH+＋H2O NH3·H2O＋H＋(D) HS－＋H2O S2－＋H3O＋45．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ 的酸性由强到弱的顺序是………………………………………………………………………………（）(A) HX、HZ、HY(B) HZ、HY、HX(C) HX、HY、HZ(D) HY、HZ、HX6．指出下列溶液的酸碱性，并用离子方程式表示其显酸性或碱性的原因。

盐类水解的应用(一)盐类水解1.盐类水解发生条件以及其原理水有微弱地导电性，表明水是极弱的电解质，可以发生极其微弱的电离，能电离出极少量的H3O+( H+)和OH-，是一个吸热过程。

在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

首先，盐必须溶于水，其次，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动。

2.影响盐类水解的因素a.组成盐的酸根及阳离子组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，pH越大。

组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，pH越小。

对于弱酸强碱盐和强酸弱碱盐，溶液越稀，其水解程度越大。

对弱酸弱碱盐，其水解度与盐的浓度无关。

盐BA呈水后能否发生水解，主要决定于其电离出的B+或A-对配位水分子影响(极化作用)的大小。

离子极化理论指出：离子极化作用的大小决定于离子的极化力和变形性。

离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”；被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。

虽然异号离子之间都可以使对方极化，但因阳离子具有多余的正电荷，半径较小，在外壳上缺少电子，它对相邻的阴离子起诱导作用显著；而阴离子则因半径较大，在外壳上有较多的电子容易变形，容易被诱导产生诱导偶极。

所以，对阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。

显然，离子具有高电荷和较小半径时，易水解；反之低电荷和较大半径时则不易发生水解。

如：Al2S3、SiCl4遇水都极易水解：Al2S3+6H2O⇌2Al(OH)3+3H2SSiCl4+4H2O⇌H4SiO4+4HCl相反，NaCl、KCl则不发生水解。

说明离子极化力越强，该离子的水解趋势就越大。

对于电荷相同的离子水解程度的大小主要由电子层结构决定。

如Ca2+、Ba2+、Sr2+等离子不易水解；而Zn2+、Cd2+、Hg2+等离子却能水解，这是它们间电子层结构不同。

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）__ _ 。