高中化学知识点详解 《盐类的水解》

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。

+3+2-2-（二）盐类水解的条件：盐必须能 ；构成盐的离子中必须有，如NH4、Al、CO3、S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 0

（2）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c(H)减小，c(OH)增大，即c(OH)>c(H)。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c(H)增大，--+c(OH)减小，即c(OH)>c(H)。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（ ） ①KNO3 ②NaOH ③CH3COO NH4 ④NH4Cl

A、①>②>③>④ B、④>③>①>② C、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-－

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c(Na)＞c(S)＞c（OH）

-＞c（HS）

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,c（NH4）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)

(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)

—

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0.1 mol·L的 NH4Cl和0.1 mol·L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序。

+－－++

[答案]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 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的顺序为：

NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

2.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。

3++-2-2-如：Al、NH4与HCO3、CO3、SiO3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. FeCl3 B. FeCl3·6H2O C. Fe(OH)3 D. Fe2O3 [解析] FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3 + 3HCl，加热促进水解，由于HCl具有挥

－1－1—

发性，会从溶液中挥发出去，从而使FeCl3彻底水解生成Fe(OH)3，Fe(OH)3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

+-2-3-考点2 1. 多步 c（H）＞c（H2PO4）＞c（HPO4）＞c（PO4）。

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. HCl 6. 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

＋+-2--＋＋-2-NaHCO3溶液中：n(Na)＋n(H)＝n(HCO3)＋2n(CO3)＋n(OH)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3]＋2[CO3]

-＋[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：n(Na)：n(c)＝1:1，推出：

＋-2- C (Na)＝c (HCO3)＋c (CO3)＋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：

+-2-在NH4HCO3溶液中H3O、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH、CO3为失去质子后的产物，故有以下关

+-2-系：c (H3O)+c (H2CO3)=c (NH3)+c (OH)+c (CO3)。