专题8.3 盐类的水解
1、理解盐类水解的原理、过程、实质。
2、能够判断水解后溶液的酸碱性和书写水解方程式，总结、归纳出盐类水解的基本规律。
3、了解影响盐类水解平衡的主要因素。 4、了解盐类水解的应用。 5、能够比较溶液中离子浓度大小。
一、盐类水解 1、定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H或OH结合生成弱电解质的反应。 2、实质
＋
－
弱酸的阴离子―→结合H＋
盐电离增大
弱碱的阳离子―→结合OH－
破坏了水的电离平衡
水的电离程度
cH(＋＝cOH(－―→溶液呈中性
cH(＋≠cOH(－―→溶液呈碱性或酸性
3、特点
4、盐类水解规律
（1）强弱规律：“有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，都弱都水解，同强显中性。” 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的pH 1
强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 ＋2＋NH4、Cu NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 是 酸性 pH<7 CH3COONa、Na2CO3 是 2－CH3COO、CO3 －碱性 pH>7 （2）大小规律：
①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”
2-②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。如：CO3+ H2O-HCO3+ H2O（3）酸式盐规律：
①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋2－
H＋SO4。
＋
＋
--HCO3+OH
H2CO3 + OH
-
②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。 －
如果 电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。NaHSO3溶液中：HSO3－
要)，HSO3＋H2O
－
H2SO3＋OH(次要)。类似离子还有H2PO4等。
－
2－＋
H＋SO3(主
－
如果电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCO3－
要)，HCO3＋H2O
2－H＋CO3(次
＋
2－－－
H2CO3＋OH(主要)。类似离子还有：HS、HPO4等。
5、盐类水解离子方程式的书写要求
（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(双水解例外)。不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。 如Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu＋2H2O
2＋
Cu(OH)2＋2H。 NH3·H2O＋H。
＋
＋
＋
NH4Cl水解的离子方程式为NH4＋H2O
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
2
2－
如Na2CO3水解反应的离子方程式为CO3＋H2O
－
HCO3＋OH、
－
－
HCO3＋H2O
H2CO3＋OH。
－
（3）多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，
如：FeCl3溶液中，Fe水解的离子方程式为Fe＋3H2O
3＋
3＋
Fe(OH)3＋3H。
＋
（4）水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、
“↓”等。
－3＋
如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式为Al＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 6、水解常数(Kh) （1）水解常数的概念
在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。 （2）水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO＋H2O
－
CH3COOH＋OH
－
Kh＝CH3COO－
OH－
H＋
＝H＋
Kw
＝H＋＝Ka
因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为： ①Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw ②Na2CO3的水解常数Kh＝Ka2
Kw
③NaHCO3的水解常数Kh＝Ka1
（3）水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过
程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
【典型例题1】【2018年10月12日《每日一题》一轮复习】常温下，0.1 mol·L的三种
3
－1
Kw
(精编)2020年高考化学一轮复习专题8.3盐类的水解(讲)
