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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 -。
《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。
要理解盐类水解，首先得明确水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡：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⁻发生作用。
二、盐类水解的实质盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
例如，氯化铵（NH₄Cl）溶液中，NH₄⁺会与水电离出的 OH⁻结合形成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），使得溶液中 c(H⁺）＞c(OH⁻），溶液呈酸性。
而在碳酸钠（Na₂CO₃）溶液中，CO₃²⁻会与水电离出的 H⁺结合形成碳酸氢根离子（HCO₃⁻），进而促进水的电离，使得溶液中c(OH⁻）＞ c(H⁺），溶液呈碱性。
三、盐类水解的特点1、可逆性盐类的水解反应是可逆反应，存在着水解平衡。
以醋酸钠（CH₃COONa）为例，CH₃COO⁻＋ H₂O ⇌CH₃COOH ＋ OH⁻，当达到水解平衡时，各种离子的浓度不再发生变化，但水解反应仍在进行。
2、微弱性盐类的水解程度一般都很小。
通常情况下，水解生成的弱电解质浓度很小，溶液中主要还是以盐电离出的离子形式存在。
3、吸热性盐类的水解反应是吸热反应。
升高温度会促进盐类的水解，因为吸热反应在温度升高时平衡会向正反应方向移动。
四、影响盐类水解的因素1、盐的本性这是影响盐类水解的主要因素。
组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大。
例如，相同浓度的碳酸钠和碳酸氢钠溶液，碳酸钠的水解程度更大，因为碳酸的酸性弱于碳酸氢根的酸性。
2、温度升高温度能促进盐类的水解。
因为水解是吸热反应，温度升高，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大。
3、浓度盐的浓度越小，水解程度越大。
加水稀释，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大。
但溶液中离子的浓度一般会减小。
4、溶液的酸碱度外加酸或碱会影响盐类的水解。
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。
盐的水解编稿：柳世明审稿：贺新责编：宋杰一、盐类的水解：1、定义：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。
2、实质：促进水的电离平衡的过程。
3、规律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。
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值变化越大；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。
4、特点：①水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
②水解反应为吸热反应。
基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“↓”“↑”，用可逆号“”连接，多元弱酸根分步水解以第一步水解为主。
③盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
④多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
例1、下列离子反应方程式中，不属于水解反应的是A、NH4+ + H2O NH3·H2O + H+B、NH3·H2O NH4+ + OH-C、HCO3-+H2O H3O+ CO32-D、AlO2-+2H2O Al(OH)3+ OH-分析与解答：B 、C 选项是电离方程式，水解反应后一定有弱酸或弱碱。
答案：B 、C例2、若室温时，0.1mol/L 的盐NaX 溶液的pH=9。
则该溶液中起水解的X -占全部的X -的 A 、0.01% B 、0.09% C 、1.0% D 、无法确定分析与解答：NaX 的水解反应为：X - + H 2OHX+OH -，起水解反应c(X -)=c(OH -)=1×10-5mol/L ，水解率为=0.01%答案：A二、影响水解平衡的因素影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒沙特列原理，下面以NH 4+水解为例： NH 4++H 2O NH 3·H 2O+H +进行说明1、温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移。
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。
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.泄义：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0H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HC1和pH=ll的NaOH溶液中由水电离出来的c(H+)*2、pH=3的NHQ 和pH=ll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(HJ、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“丨"或“ f ",也不把生成物(如H2CO3、NH)・FhO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)双水解一一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：CH3COO+H2O CHsCOOH+OH- K hK _ c(CH.COOH) c(OH ) _ c(CH.COOH) ・c(OH) • c(H ) »c(CH,COO ) c(CHCOO ) c(H )KA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。
盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应,称为盐类的水解。
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。
哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢?1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。
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.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解如配制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.制备某些盐时要考虑水解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。
5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,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↑6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解如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。
7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解.两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑:(1)能否发生氧化还原反应;(2)能否发生双水解互促反应;(3)以上两反应均不发生,则考虑能否发生复分解反应. 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)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.(3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物,灼烧得Fe2O3.(4)加热蒸干(NH4)2CO3型的盐溶液时,得不到固体.(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐.(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO2溶液最后得到Mg(OH)2固体.10.其它方面(1)净水剂的选择:如Al 3+ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。
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①NaCl ②NH 4Cl ③Na 2CO 3 ④CH 3COONa ⑤AlCl 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，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：Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋。
(2)制备Fe(OH)3胶体：Fe 3＋＋3H 2O=====△Fe(OH)3(胶体)＋3H ＋。
(3)制泡沫灭火剂：Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
(4)草木灰与铵态氮肥混施：NH ＋4＋CO 2－3＋H 2O NH 3·H 2O ＋HCO －3。
网络构建热点典例突破热点考向1.盐类水解方程式的书写与判断。
2．水解平衡的影响因素以及盐溶液酸碱性的判断和比较。
3．溶液中微粒浓度的大小比较。
4．盐类水解在化工生产、日常生活中的应用。
热点探究热点1盐类的水解的概念及实质1.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。
盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
2．实质盐电离出来的离子(弱碱阳离子或弱酸阴离子)跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)并建立平衡，使水的电离平衡向右移动，使溶液中的c(H＋)和c(OH－)不再相等，所以，溶液显示出一定的酸性或碱性。
3．规律：概括为“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性”。
说明：①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
如CH3COOH的酸性比HCN强，则相同浓度的CH3COONa 和NaCN溶液中，CH3COO－的水解程度比CN－小，后者的碱性强。
②“都弱双水解”指的是两种离子分别结合水电离的H＋和OH－而水解，其水解必然相互促进。
双水解分两种情况，一种是虽然两种离子的水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，如NH＋4与CO2－3、HCO－3、S2－等；另一种是水解进行完全，离子间不能大量共存，往往生成沉淀或气体，如Al 3＋与S 2－、HCO －3、CO 2－3、AlO －2，Fe 3＋与CO 2－3、HCO －3、AlO －2等[如Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑]。
4．影响盐类水解的因素(1)内因盐类水解程度的大小，主要由盐的本性所决定，所谓“越弱越水解”。
(2)外因①温度：盐的水解反应是吸热反应，因此，温度升高水解程度增大。
②浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
③外加酸碱：能促进或抑制盐的水解。
5．水解方程式的书写(1)一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，在书写盐类水解方程式时要写“”，产物不标“↑”或“↓”，不把生成物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3等)写成其分解产物的形式。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如：Na 2CO 3水解的离子方程式写作：CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步，例如：FeCl 3水解可写为Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋。
(4)能彻底水解的离子组，由于不形成水解平衡，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO 3溶液与AlCl 3溶液混合：Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
【例1】 在一定条件下，Na 2CO 3溶液存在水解平衡：CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －。
下列说法正确的是( )A ．稀释溶液，水解平衡常数增大B ．通入CO 2，平衡朝正反应方向移动C ．升高温度，c (HCO －3)c (CO 2－3)减小 D ．加入NaOH 固体，溶液pH 减小[解析] 水解平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A 不正确。
通入CO 2，发生反应CO 2＋2OH －===CO 2－3＋H 2O ，OH －的浓度降低，平衡向正反应方向移动，B 正确。
水解反应吸热，升高温度，平衡向右移动，c (HCO －3)c (CO 2－3)增大，C 不正确。
加入NaOH 固体，OH －浓度增大，溶液pH 增大，D 不正确。
[答案] B变式1 向三份0.1 mol/L CH 3COONa 溶液中分别加入少量NH 4NO 3、Na 2SO 3、FeCl 3固体(忽略溶液体积变化)，则CH 3COO －浓度的变化依次为( )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、增大解析：因发生水解，NH 4NO 3、Na 2SO 3、FeCl 3分别显酸性、碱性、酸性，而酸性会促进CH 3COO －的水解，使c (CH 3COO －)减小，碱性则会抑制CH 3COO －的水解，使c (CH 3COO －)增大。
答案：A热点2盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性如Na2CO3溶液因CO2－3的水解而显碱性，NH4Cl溶液因NH＋4的水解而显酸性。
2．配制盐溶液如在配制FeCl3溶液时，由于Fe3＋的水解使溶液浑浊而得不到澄清溶液，故在配制时，要加入一定量的HCl来抑制Fe3＋的水解。
同样在配制FeSO4、SnCl2等溶液时也需要加入相应的酸来抑制水解。
3．比较盐溶液中的离子浓度大小如NH4Cl溶液中各离子浓度的大小顺序判断：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H ＋，如果不水解，溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－)，但由于水解的存在，c(NH＋4)降低，而同时生成了一定量的H＋，c(H＋)>c(OH－)，所以c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－)。
4．分析某些盐的制备方法如AlCl3的制备，不能通过加热溶液、浓缩结晶的方法，因为温度升高，水解程度增大，生成Al(OH)3，若继续加热灼烧，Al(OH)3将分解生成Al2O3。
5．化学肥料的施用酸性的化学肥料不能和碱性肥料混用，如硝酸铵和草木灰(主要有效成分为K2CO3)不能混合施用，因NH4NO3水解显酸性，K2CO3水解显碱性，混合将促进水解，降低肥效。
6．盐的净水作用用明矾净水的原理是Al3＋发生水解反应：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋，生成絮状的氢氧化铝，能吸附水中的悬浮物，从而使水澄清。
7．生活中的应用如用纯碱溶液洗涤油污。
因为油污主要是酯类物质，Na2CO3水解使溶液显碱性，碱性条件下酯类易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热使Na2CO3水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱溶液洗涤效果比冷的好。
【例2】在氯化铁溶液中存在下列平衡：FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋3HCl；ΔH>0(1)将饱和FeCl3溶液，滴入沸腾的蒸馏水中可得到一种红褐色透明液体。
向这种液体中加入稀H2SO4产生的现象为_____________________________________________________________________ ___。
(2)不断加热FeCl3溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是_____________________________________________________________________ ___。
(3)在配制FeCl3溶液时，为防止产生浑浊，应_____________________________________________________________________ ___。
(4)向FeCl3溶液中加入少量浓苯酚钠溶液，预计可能看到的现象是_____________________________________________________________________ ___。
[解析]将FeCl3溶液滴入沸腾的蒸馏水中，得到Fe(OH)3胶体，加入稀H2SO4则胶体聚沉而得到红褐色沉淀，当H2SO4过量时沉淀又溶解生成黄色溶液。
(2)加热可促进盐类水解，由于HCl挥发，可使水解进行彻底，得到Fe(OH)3沉淀，Fe(OH)3受热分解，最终产物为Fe2O3。
(3)为防止FeCl3水解，应加入浓盐酸抑制FeCl3水解。
[答案](1)先生成红褐色沉淀，又逐渐溶解生成黄色溶液(2)Fe2O3(3)加入少许浓盐酸(4)产生红褐色沉淀，且溶液变为紫色变式2(1)Na2CO3溶液中滴入酚酞呈红色，原因是(用离子方程式表示)__________________________。
加热后颜色变________(深或浅)，原因是_____________________________________。
(2)若在该溶液中再滴入过量的氯化钡溶液，所观察到的现象是________。
其原因是(以离子方程式和简要文字说明)________________ ___________________。
答案：(1)CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－深随温度升高，水解平衡右移c(OH－)增大，碱性增强，故溶液的红色加深(2)产生白色沉淀，且红色褪去加入BaCl2后，Ba2＋＋CO2－3===BaCO3↓(白色)，由于c(CO2－3)减小，CO2－3水解平衡左移，c(OH－)减小，溶液变无色热点3溶液中微粒浓度的大小比较1.酸溶液或碱溶液酸溶液中氢离子浓度即c(H＋)最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。
