盐类水解

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盐类水解
一、盐类水解
1．盐类的水解的定义
在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，叫做盐类
的水解。
2．盐类水解的实质
弱酸根阴离子结合H+或弱碱阳离子结合OH-，破坏水的电离平衡，促进了水的电离。
3．盐类水解的特征
(1)从形式上看，盐类的水解可看作中和反应的逆反应：盐＋水酸＋碱
(2)水解反应为吸热反应。
(3)盐类水解程度较小。在书写盐类水解化学方程式时要用“”号连接，产物一般不标“↑”
或“↓”，其一般形式为盐＋水酸＋碱，用离子方程式表示为：
水解离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH-(或H+)。
4．水解方程式的书写方法
1．一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉
淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
如Mg2+＋2H2OMg(OH)2＋2H+
NH4++H2ONH3·H2O+H+
2．多元弱酸盐的水解是分步进行的，用分步水解离子方程式表示。如Na2CO3溶液的水解
反应为：
CO32-+H2OHCO3-+OH-
HCO3-+H2OH2CO3+OH-
3．多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如AlCl3溶液中：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H+。
4．双水解：当阴阳离子都很容易水解时，它们的水解相互促进而反应彻底，故生成物中出
现的沉淀或气体物质，均要注明状态，要标明“↓”、“↑”符号，中间用“==”连接，如
Al3+＋3HCO3-=Al(OH)
3↓＋3CO2
↑。

Al3+能与HCO3-、HS-、S2-、CO32-、AlO2-发生双水解，Fe3+能与HCO3-发生双水解。而
CH3COONH4、NH4HCO3、(NH4)2CO3中阴阳离子的水解虽相互促进，但程度仍不大，水解
方程式按一般要求书写。
【典例精析】
例 下列离子方程式中，属于水解反应的是( )
A．HCOOH＋H2OHCOO－＋H3O＋
B．CO2＋H2OHCO－3＋H＋
C．CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－
D．HS－＋H2OS2－＋H3O＋
答案C [解析] A选项和D选项分别为HCOOH和HS－的电离方程式；B选项为CO2溶
于水生成碳酸并发生电离的电离方程式；故A、B、D错误，只有C正确。
[点评] 本题易混淆的是电离与水解，电离是指“给出”H＋或OH－的过程，如本题中的A、
B、D，而水解则是“结合”水电离的H＋或OH－的过程，如C项。变式题则是从影响水电
离的粒子考查各类“式”的识别能力。
二、盐类水解的规律
1．判断下列盐类是否水解，填写下表空白：
2

盐的 类型 实例 是否 水解 溶液 的pH 水解的 离子 溶液
酸碱性

强酸 强碱盐 NaCl、KNO3、
BaCl2
不水解 pH=7 无 中性

强酸 弱碱盐 NH4Cl、CuSO4、
FeCl3
水解 pH＜7 NH4+、Cu2+、 Fe3+ 酸性

强碱 弱酸盐 Na2S、Na2CO3、NaHCO3 水解 pH＞7 S2-、CO32-、
HCO3-
碱性

2．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。
[说明] “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，则相同浓度时，CH3COO-的水解程度比CN-小，后者的碱
性强。如果酸性HA>HB，那么相同浓度的NaA和NaB溶液，后者的碱性强。
3．溶液中离子浓度大小比技巧
（1）解题思路

（2）守恒规律
①电荷守恒
电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数。如，NaHCO3溶
液：
c(H+)＋c(Na+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)＋c(OH-)。
②物料守恒
电解质溶液中，某种粒子的初始浓度等于它的各种存在形式的浓度之和。物料守恒实际上属
于原子个数守恒和质量守恒。
如Na2S溶液中S原子守恒，n(Na)∶n(S)恒为2∶1，
c(Na+)＝2c(S2-)＋2c(HS-)＋2c(H2S)。
又如NaHS溶液中的物料守恒关系为：
c(Na+)＝c(S2-)＋c(HS-)＋c(H2S)。
③质子守恒：任何水溶液中水电离出的H+和OH-的量总是相等的；盐类水解过程中，由于
弱酸阴离子或弱碱阳离子结合了水电离的H+或OH-，从而使溶液中的c(H+)与c(OH-)不再相
等而表现出一定的酸碱性，但水电离出的H+与OH-守恒的关系依然存在。如Na2CO3溶液中，
c(OH+)＝c(H+)＋c(HCO3-)＋2c(H2CO3)。
（3）离子浓度大小比较类型
①多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：
3

c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)。
②多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析：如 Na2CO3 溶液中：
c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)。
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。如在相同的物质
的量浓度的下列溶液中：a.NH4Cl；b.CH3COONH4；c.NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的顺序是
c＞a＞b。
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，一般来说，
酸和盐混合认为酸的电离大于盐的水解，混合溶液显酸性；碱和盐混合，碱的电离大于盐的
水解，显碱性。如在 0.1 mol·L－1 的 NH4Cl 和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度
的大小顺序为c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水
解互相抑制， NH3·H2O电离因素大于NH4+的水解作用时，溶液呈碱性 c(OH-)＞c(H+)，同
时c(NH4+)＞c(Cl-)。
例 [2009·重庆卷] 物质的量浓度相同的下列溶液，pH由大到小排列正确的是( )
A．Ba(OH)2、Na2SO3、FeCl3、KCl
B．Na2SiO3、Na2CO3、KNO3、NH4Cl
C．NH3·H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4
D．NaHCO3、C6H5COOH、C2H5OH、HCl
答案B
[解析] KCl、KNO3、Na2SO4均为强酸强碱盐，不水解，溶液显中性，而A中Na2SO3、FeCl3
分别水解而使溶液显碱性和酸性；B中由于酸性H2SiO3＜H2CO3，根据越弱越水解可判断
溶液碱性Na2SiO3＞Na2CO3，NH4Cl水解显酸性；C中pH大小顺序应为NH3·H2O＞Na2SO4
＞H3PO4＞H2SO4；D中NaHCO3水解大于电离而显碱性，C2H5OH对水的电离平衡无影
响，pH＝7。故只有B项是pH由大到小排列的。
[点评] 比较溶液的酸碱性或pH，首先要判断是酸、碱或盐溶液，一般说来pH：强碱＞弱
碱，弱酸＞强酸；而盐要考虑是否发生水解，盐若不水解pH＝7，盐若水解要根据盐中离子
性质确定其酸碱性，涉及酸式盐，还要考虑电离和水解程度的相对大小等。变式题则是对盐
类水解进行多角度的分析。
例[2010·四川卷] 有关①100 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3、②100 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3两种溶
液的叙述不正确．．．的是( )
A．溶液中水电离出的H＋个数：②>①
B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①
C．①溶液中：c(CO2－3)>c(H2CO3)
D．②溶液中：c(HCO－3)>c(H2CO3)
答案C [解析] A项中①100 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3、②100 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3两种溶
液中，Na2CO3水解程度要大些，对水的电离有促进作用，水电离出的H＋个数要多，正确；
依据电荷守恒，①100 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3、②100 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3两种溶液中：
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)，而②c(Na＋)是①的2倍，故溶液中阴离子的
物质的量浓度之和：②＞①，正确；C项中NaHCO3水解程度要大于电离程度，故错误；D
项，Na2CO3中第一步水解要大于第二步水解，故c(HCO－3)＞c(H2CO3)，正确。
三 影响盐类水解的因素
1．内因
盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2．外因
受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
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(1)温度
盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大
(2)浓度
稀释溶液可以促使水解平衡正向移动，水解百分率增大；增大盐的浓度，水解平衡正向移
动，但水解百分率下降。
(3)外加酸碱
外加酸碱能影响盐的水解。例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响：
Fe3++3H2OFe(OH)3＋3H+

条件 移动方向 H＋数 pH 现象

升温 颜色变深
通HCl 颜色变浅
加H2O 颜色变浅
加NaHCO3 生成红褐色沉淀，放出气体