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。盐类的水解所条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

盐类的水解(一.定义 二.盐类的水解 三.盐类的水解实例 四、水解过程中的守恒问题 五、双水解反应 六、盐溶液蒸干后 七、盐类水解的应用 八、盐类水解内容补充 九、盐类水解的规律 十、酸式盐)

盐类水解原理及应用(盐类水解方程式的书写规律 盐类的水解的例题)

参考练习(一、盐类水解实质的理解 二、影响盐类水解程度大小的因素)

盐类的水解

一.定义

在溶液中，强碱弱酸盐，强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐电离出来的离子与水电离出来的H+与OH-生成弱电解质的过程叫做盐类水解

越弱越水解酸性溶液ph越小越水解，碱性溶液ph越大越水解

二.盐类的水解

（一）盐类的水解的分类：

盐类　实例　能否水解　引起水解的离子　对水的电离平衡的影响　促进与否　溶液的酸碱性

强碱弱酸盐　CH3COONa　能水解　弱酸阴离子引起水解　对水的电离平衡有影响　促进水的电离　溶液呈碱性

强酸弱碱盐　NH4Cl　能水解　弱碱阳离子引起水解　对水的电离平衡有影响　促进水的电离　溶液呈酸性

强酸强碱盐　NaCl 　不能水解　无引起水解的离子　对水的电离平衡无影响　——　溶液呈中性

弱酸弱碱盐　CH3COONH4　能水解　全部　全部　全部　水解后溶液的酸碱性由对应的弱酸弱碱的相对强弱决定（二）盐类水解的类型

类型　酸碱性　PH　举例

强酸弱碱盐水解　溶液显酸性　pH<7　NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等

强碱弱酸盐水解　溶液显碱性　pH>7　CH3COONa、Na2CO3、Na2S等

强酸强碱盐水解　溶液显中性　pH=7　KCl、NaCl、Na2SO4等

弱酸弱碱盐水解　水解后溶液的酸碱性由对应的弱酸弱碱的相对强弱决定　——　CH3COONH4等（三）相关内容

1.实质：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的过程。

2.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越热越水解，越稀越水解。

（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。）

5.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。

(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。

6.盐类水解的离子反应方程式

因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：

（1）应用可逆符号表示，

（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”

（3）多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。

7.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。

①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；

②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；

外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：

①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。

②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。

③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。

同种水解相互抑制，不同水解相互促进。（酸式水解——水解生成H+；碱式水解——水解生成OH-）

三.盐类的水解实例

（一）.以NH4+ + H2O=可逆号=NH3·H2O + H+ 为例:

条件　c(NH4+)　c(NH3·H2O)　c(H+)　c(OH-)　pH　水解程度　平衡移动方向

加热　减少　增大　增大　减少　减小　增大　正向

加水　减少　减少　减少　增大　增大　增大　正向

通入氨气　增大　增大　减少　增大　增大　减少　逆向

加入少量NH4Cl固体　增大　增大　增大　减少　减小　减少　正向

通入氯化氢　增大　减少　增大 　减少　减小　减少　逆向

加入少量NaOH固体　减少　增大　减少　增大　增大　增大　正向（二）以CH3COO- + H2O=可逆号=CH3COOH + OH- 为例：

条件　c(CH3COO-)　c(CH3COOH)　c(OH-)　c(H+)　pH　水解程度　平衡移动方向

加热　减少　增大　增大　减少　增大　增大　正向

加水　减少　减少　减少　增大　减小　增大　正向

加入冰醋酸　增大　增大　减少　增大　减小　减少　逆向

加入少量醋酸钠固体　增大　增大　增大　减少　增大　减少　正向

通入氯化氢　减少　增大　减少　增大　减小　增大　正向

加入少量NaOH固体　增大　减少　增大　减少　增大　减少　逆向

四、水解过程中的守恒问题

（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）

NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3

①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）

c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)

②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变

n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)

③.水的电离守恒（质子守恒）（也可以由上述两式相减得到，最好由上述两式相减得到）

c(H+)+c(H2CO3)===c(OH-)+c(CO32-)

五、双水解反应

双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性，一种盐的阴离子水解显碱性，当两种盐溶液混合时，由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解，使水解程度变大甚至完全进行的反应。

①.完全双水解反应

离子方程式用==表示，标明↑↓，离子间不能大量共存

种类：Al3+与CO32- HCO3- S2-，HS-,亚硫酸氢根，偏铝酸根

Fe3+与CO32- HCO3-

2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑

②.不完全双水解反应

离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存

种类：NH4+与CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根阴离子

③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应

有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓

有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl

PS：离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应

（多元弱酸的酸式酸根离子不能与H+或OH-离子共存；在酸性条件下，NO3-和MnO4-具有强氧化性）

六、盐溶液蒸干后

①.盐水解生成挥发性酸，蒸干后得到其氢氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3，如继续蒸则最终产物是Fe2O3

盐水解生成难挥发性酸或强碱，蒸干后得到原溶质，如Na2SO4

②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2S

③.易被氧化的物质，蒸干后得到其氧化产物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4

④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2

七、盐类水解的应用

①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释

②.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加热至沸腾以促进Fe3+水解

Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+

③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑

④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能力增强

八、盐类水解内容补充

①.电离大于水解（溶液呈酸性）的离子——亚硫酸氢根，磷酸二氢根，草酸氢根HC2O4-

硫酸氢根。

其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）

水解大于电离，硫氢根、碳酸氢根;

②.pH 酸<酸式水解的盐 碱>碱式水解的盐

③.酸根离子相应的酸越弱，其强碱弱酸盐的碱性越强

如酸性 Al(OH)3<H2CO3 所以 碱性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根对应的酸为HCO3-）

九、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。

1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。

2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。

3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定,如NaHSO4）

4.弱酸弱碱盐强烈水解。

5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小

十、酸式盐

酸式盐定义： 电离时生成的阳离子（易失电子）除金属离子【或NH4+（有金属离子性质）】外还有氢离子，阴离子（易得电子）为酸根离子的盐。

1、强酸强碱酸式盐

只电离不水解的酸式盐，显强酸性。如：NaHSO4

2、弱酸强碱酸式盐

既电离又水解的酸式盐，酸碱性视其电离和水解的相对强度而定。

（1）电离>水解

如NaH2PO4,NaHSO4,显酸性。

（2）电离<水解

如NaHCO3,NaHS，显碱性。

3、酸式盐的考察：比较溶液离子浓度，比较溶液酸碱性等问题。

盐类水解原理及应用

1.盐类水解实质

盐电离出来的弱酸根或弱碱的阳离子跟水电离出来的微粒H+或OH-生成弱酸或弱碱，从而促进水的电离。

2.利用

用纯碱溶液清洗油污时，加热可以增强其去污能力。

在配置易水解的盐溶液时，如氯化铁溶液为了抑制水解可加入少量的盐酸，以防止溶液浑浊。

有些盐水解可生成难溶于水的氢氧化物成胶体且无毒，可用作净水剂，如铝盐铁盐,明矾（硫酸铝钾）。

盐类水解方程式的书写规律

（1）盐类水解的程度一般远小于其逆过程——中和反应，所以水解反应用可逆符号表示，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”，也不将生成物如H2CO3、NH3·H2O等写成其分解产物的形式。

（2）盐类水解的离子反应遵循电荷原则，所以阳离子水解，H+多余，溶液呈酸性，阴离子水解，OH－多余，溶液呈碱性。

如NH4Cl溶液中：c（NH4+）+c（H+）=c（Cl—）+c（OH—）

如Na2CO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32—）+c（HCO3—）+c（OH—）

（3）多元弱酸相应的盐水解与多元弱酸的电离一样是分步进行的，每一步水解分别用一个水解离子方程式表示，不能连等，不能合并，每一步的水解程度也与分步电离一样，呈现大幅下降的趋势，如Na3PO4的水解依次为：

PO43－+ H2O HPO42－+ OH－

HPO42－+ H2O H2PO4－+ OH－

H2PO4－+ H2O H3PO4+ OH－

（4）多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：

Al3++3H2O〓 Al（OH）3 + 3H+

（5）多元弱酸的酸式盐，其酸式根离子在水溶液中既有电离产生H+的可能，又有水解产生OH－的可能，溶液的酸碱性由电离和水解的相对强弱来决定，即当电离趋势大于水解趋势时，溶液呈酸性，应该用电离方程式来表示酸性的产生（如NaH2PO4、NaHSO3等），当电离趋势小于水解趋势时，溶液呈碱性，应该用相应的水解方程式来表示碱性的产生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等）。

盐类的水解的例题

例1.下列离子反应方程式中，不属于水解反应的是

A.NH4++H2O=可逆号=NH3·H2O+H+

B.NH3·H2O=可逆号=NH4++OH-

C.HCO3-+H2O=可逆号=H3O++CO32-

D.AlO2-+2H2O=可逆号=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- + H2O=可逆号=HX+OH-，起水解反应c(X-)=c(OH—)=1×10-5mol/L，水解率为=0.01%

答案：A

例3.25℃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

分析与解答：

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NH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NH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

小结：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。

例4.SOCl2为一种易挥发的液体，当其与水相遇时剧烈反应，生成一种能使品红褪色的气体写出该反应的化学反应方程式。

分析与解答：

SOCl2中S为+4价，O为-2价，Cl为-1价，当其与水相遇时所生成的使品红褪色的气体应是SO2，本反应不是氧化——还原反应。故其反应方程式为SOCl2+H2O=SO2&shy;+2HCl，本题虽属于水解反应，但有别于盐类的水解，而且根据题目所述剧烈反应，可以判断该反应进行的彻底故用“=”表示之。

参考练习

1.常温下，0.1mol/L的下列溶液中，水的电离程度大小排列顺序正确的是

①AlCl3　②KNO3　③NaOH　④NH3·H2O

A.①>②>③>④　B.①>②>④>③

C.③>④>②>①　D.①=②=③=④

2.已知0.1mol/LNaHCO3溶液的pH为8.4，0.1mol/LNa2CO3溶液的pH为11.4，则NaHCO3溶液中由H2O电离出c(OH-)是Na2CO3溶液中由H2O电离出的c(OH-)的

A.3倍　B.1/3倍

C.103倍　D.10-3倍

3.物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3　②NaHCO3　③H2CO3　④(NH4)2CO3　⑤NH4HCO3中c(CO32-)由小到大的排列顺序为

A.⑤④③②①　B.③⑤②④①

C.③②⑤④①　D.③⑤④②①

4.下列微粒中，不能促进水电离的是（　）

A.所有离子中半径最小的离子

B.含有的电子数和质子数均与Na+相同，共含有5个原子核的微粒

C.还原性最弱的非金属阴离子

D.含有2个原子核，10个电子的阴离子

5.能证明醋酸是一种弱电解质的实验是（　）

A.醋和水以任意比例溶解

B.中和10ml 0.1mol/L的CH3COOH须用0.1mol/L 10mlNaOH溶液

C.1mol/L CH3COONa溶液的pH大约是9

D.1mol/L CH3COOH溶液能使石蕊试液变红

参考答案：

1B

2D

3B

4AD

5 C

一、盐类水解实质的理解

1．盐类水解实质是盐中的弱离子（弱酸的阴离子或弱碱的阳离子）与水电离出的H+或OH-生成弱电解质（即弱酸或弱碱）从而促进了水的电离。

2．盐溶液水解显酸性或碱性，也正是由于盐中的弱离子与水电离出的H+或OH-生成弱电解质，从而使得溶液中独立存在的C(H+)不等于C(OH-）。

3．若盐水解显酸性，则溶液中的C(H+)全都来自于水的电离；

若盐水解显碱性，则溶液中的C(OH-)全都来自于水的电离。

例1：室温下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中，由水电离产生的C(OH-）分别为amol/L和bmol/L；则a/b=

解析pH=9的NaOH溶液，水的电离平衡受到抑制，溶液中的OH-主要来自NaOH，H+来自于水的电离，所以C（OH-）水=10-9mol/L；

pH=9的CH3COONa溶液，OH-完全来自于水的电离，即C(OH-)水=10-5mol/L。

答案：1：10000

二、影响盐类水解程度大小的因素

1．内因：即盐中弱离子与水电离出的H+或OH-结合生成的弱电解质越难电离（电离常数越小），对水的电离平衡的促进作用就越大，盐的水解程度就越大。

例2：已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是____

A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)

B．c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)

C．c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)

D．c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)

解析根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)>c(HB)，c(A－)

答案：A

2．外因：

（1）温度：升温，促进水解

水解反应是中和反应的逆反应，所以水解反应为吸热反应。

（2）浓度：

加水，促进水解；但对于水解显酸性的盐，酸性下降；对于水解显碱性的盐，碱性下降。

加盐，水解平衡向正向移动，但盐的水解程度下降，对于水解显酸性的盐，溶液的酸性增强，对于水解显碱性的盐，溶液的碱性增强。

（3）酸、碱

对于水解显酸性的盐，加酸会抑制水解，加碱会促进水解；

对于水解显碱性的盐，加碱会抑制水解，加酸会促进水解；

（4）盐

水解显酸性的盐溶液与对于水解显碱性的盐溶液混合，两种盐水解互促水解均显酸（碱）性的盐溶液混合，两种盐水解一般互相抑制。

例3：比较下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”）

(1)0.1mol/LNH4Cl溶液 0.01mo1/LNH4Cl溶液；

(2)0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液；

(3)25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。

解析（1）NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性减弱；

（2）由于CO32-水解产生HCO3-,HCO3-水解产生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大于HCO3-；