盐类的水解文档格式.docx
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（Al3+结合水电离产生OH-生成弱电解质，使溶液中c（H+）﹥c（OH-））
Al3++3H2O
Al（OH）3+3H+
4、弱酸弱碱盐（例：
NH4Ac）
①由弱酸（HAc）和弱碱（NH3·
H2O）反应生成的盐（NH4Ac），称为弱酸弱碱盐；
不一定（取决于对应弱酸、弱碱的相对强弱）；
由于NH4Ac电离产生的NH4+和Ac-能分别结合水电离出来的OH-和H+生成弱电解质，由于一水合氨和醋酸的电离程度相近，因此铵离子、醋酸根离子水解程度相近，因此溶液NH4Ac显中性。
常见的弱酸弱碱盐：
Al2（CO3）3、Al（HCO3）3等。
注：
发生双水解，水解程度较单一水解要大。
5、酸式盐
①强酸酸式盐：
（例NaHSO4）
实例分析：
在水溶液中 NaHSO4=Na++H++SO42-
NaHSO4属于盐类，但在溶液中相当于一元强酸，此盐不水解，溶液显酸性。
②弱酸酸式盐：
（例NaHCO3）
在水溶液中NaHCO3=Na++HCO3- ——NaHCO3是强电解质
HCO3-
H++CO32-——电离，使溶液显酸性
HCO3-+H2O
H2CO3+OH-——水解，使溶液显碱性
由于HCO3-的水解程度大于电离程度，c（H+）﹤c（OH-），所以溶液最终显碱性。
弱酸酸式盐水溶液酸碱性决定于弱酸根离子的电离、水解程度的相对大小。
比如：
NaH2PO4水溶液显酸性，而Na2HPO4水溶液显碱性。
小结：
盐类的水解规律：
有弱才水解、无弱不水解、越弱越水解、谁强显谁性、双弱具体定。
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
强碱弱酸式盐的电离和水解.
a）以HmAn—表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.
Hm+1A（n—1）—+OH—HmAn—1+H2OHm—1A（n+1）—+H+
抑制水解抑制电离
增大[OH—]促进电离促进水离[H+]增大
仅能存在于一定pH值范围
如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：
pH值增大
H3PO4H2PO4—HPO42—PO43—
pH减小
③常见酸式盐溶液的酸碱性
碱性：
NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.（水解大于电离）
酸性：
NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（电离大于水解）
常见的弱酸及其酸性排序
HOOCCOOH>
H2SO3>
H3PO4>
HNO2>
HF>
HCOOH>
C6H5COOOH>
CH3COOH>
H2CO3>
>
H2S>
HClO>
H2SiO4
常见的弱碱及排序NH3﹒H2O>
Fe（OH）2>
Cu（OH）2>
Fe（OH）3>
Al（OH）3
例1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是（C）
A、Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C、（NH4）2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D、NH4Cl、（NH4）2SO4、Na2S、NaNO3
［规律小结］水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；
盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；
盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强
例2、等物质的量浓度的下列物质的浓度，其pH值由大到小的顺序是（ ）
①NaCl ②CH3COONa ③NH4Cl ④AlCl3 ⑤苯酚钠溶液 ⑥Ba（OH）2 ⑦Na2CO3 ⑧NaHCO3 ⑨NaHSO4 ⑩NaOH
H2SO4
解析：
⑥和⑩都是碱，c（OH-）大，Ba（OH）2为二元碱，NaOH为一元碱，pH值应⑥>
⑩；
②⑤⑦⑧为强碱弱酸盐水解呈碱性，pH值大于7，根据越弱越水解可判断pH值大小顺序，已知酸性顺序：
HCO3-酸性越弱相应下面离子水解程度越大，离子水解程度大小顺序为：
CH3COO-<
HCO3-<
<
CO32-，因此pH大小顺序⑦>
⑤>
⑧>
②；
NaCl为强酸强碱盐不水解pH=7；
NH4Cl和AlCl3为强酸弱碱盐，水解后pH<
7，碱性NH3·
H2O>
Al（OH）3，NH4+水解程度小于Al3+，pH值NH4Cl>
AlCl3；
NaHSO4为强酸酸式盐在溶液中全部电离，H2SO4为二元强酸c（H+）最大。
因此上述盐溶液pH值大小顺序⑥>
⑩>
⑦>
②>
①>
③>
④>
⑨>
。
盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、盐类的水解：
⑴以CH3COONa为例探究盐类的水解
CH3COONa溶于水之后，完全电离————强电解质
CH3COONa═CH3COO-+Na+………①————（电离出的离子既没有H+，也没有OH-）
把CH3COONa溶于水之后，溶液中还存在的电离平衡：
H2O
H++OH-………②————（纯水中c（H+）=c（OH-）=1.0×
10-7mol/L，显中性）
CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据可逆反应，
反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
CH3COO-+H+
CH3COOH………③（CH3COONa电离产生的CH3COO-与水电离产生的H+）
随着CH3COONa的加入，CH3COO-结合水电离出的H+，破坏了水的电离平衡，
使水的电离平衡右移。
溶液中c（OH-）＞1.0×
10-7mol/L＞c（H+），CH3COONa水溶液显碱性。
⑵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。
（在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质（弱酸或弱碱），破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
酸+碱
盐+水
2、盐类水解本质
在H2OH++OH—
AB==Bn—+An+
HB（n—1）—A（OH）n
当盐AB能电离出弱酸阴离子（Bn—）或弱碱阳离子（An+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.
与中和反应的关系：
盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）
由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
①只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。
②盐类水解使水的电离平衡发生移动，促进水的电离，使水电离出的c（OH-）≠c（H+）并使溶液呈酸性或碱性。
③盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性极弱。
盐类水解方程式的书写：
把CH3COONa溶于水发生的3个方程式（CH3COONa的电离、H2O的电离、CH3COO-与H2O电离产生H+的结合）联立，可得到：
水解方程式：
CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
离子方程式CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-（方程式也可看出，CH3COONa溶液显碱性）
盐类水解方程式书写注意：
①盐类水解是可逆反应，写方程式要用“
”。
（弱酸弱碱盐的水解除外）
②一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常不生成气体或沉淀，书写时产物不用“↑”和“↓”（Al2S3、Al2（SO4）3例外），也不把生成物（如H2CO3、NH3·
H2O等）写成分解产物的形式。
③多元弱酸生成的盐水解时，生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。
多元弱碱盐的水解不分步书写。
④书写方法：
强碱弱酸盐MnA 第一步：
An-+H2O
HA（n-1）-+OH-
第二步：
HA（n-1）-+H2O
H2A（n-2）-+OH-
强酸弱碱盐MAn Mn++nH2O
M（OH）n+nH+
⑤多元弱酸的酸式酸根离子（例HCO3-）水解与电离共存。
例2、下列反应不属于水解反应生成或水解方程式不正确的是（D）
HCl+H2O
H3O++Cl―
ZnCl2+H2O
Zn（OH）2+2HCl
Na2CO3+H2O
H2CO3+2NaOH
Al2（SO4）3+6H2O
2Al（OH）3↓+3H2SO4
A、
B、
C、
D、全部
影响盐类水解的因素：
（盐类水解也是一种化学平衡，遵循平衡移动原理）
1、内因：
盐类本身的性质：
影响盐类水解的内在因素，也是主要因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
规律：
组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大————越弱越水解。
HClO、CH3COOH、HNO2都是弱酸，其电离平衡常数Ka分别为3.0×
10-8、1.8×
10-5、4.6×
10-4。
等物质的量浓度的NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液水解程度：
NaClO﹥CH3COONa﹥NaNO2；
pH的大小顺序NaClO﹥CH3COONa﹥NaNO2
2、外界条件：
①温度：
盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
②浓度：
溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。
③溶液的酸碱性：
盐类水解后，溶液会呈现不同的酸碱性。
因此，控制溶液的酸碱性可以促进或抑制盐的水解。
如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。
Fe3++3H2O
Fe（OH）3+3H+
移动方向
水解程度
c（H+）
pH
升高温度
右移
增大
减小
通HCl
左移
加H2O
加NaOH（s）
加NaHCO3（s）
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
c（OH-）
加冰醋酸
加醋酸钠（s）
盐类水解的应用：
1、判断某些盐类水溶液的酸碱性：
（谁强显谁性）
Na2CO3水溶液显碱性，俗称纯碱，可用于中和发酵面团中的酸性物质。
2、某些物质水溶液的配制
①配制氯化铁溶液时，常将氯化铁先溶于稀盐酸，然后加水稀释（过量的酸）————抑制Fe3+的水解。
Fe3++3H2O
Fe（OH）3↓+3H+
②配制硫酸铜溶液时，常将硫酸铜先溶于稀硫酸，然后加水稀释————抑制Cu2+的水解。
③配制硫化钠溶液时，常滴入几滴氢氧化钠溶液————抑制S2-的水解。
3、铝盐（明矾）、铁盐净水的原理：
Al3++3H2O
Al（OH）3（胶体）+3H+
铝盐、铁盐水解生成Al（OH）3、Fe（OH）3胶体，具有吸附性，能够吸附水溶液中悬浊的杂质，用来净水。
4、化肥的使用
长期使用（NH4）2SO4会使土壤酸化；
草木灰不能与铵态氮肥一起使用（草木灰溶于水溶液显碱性，铵态氮肥溶于水溶液显酸性）。
5、泡沫灭火器的原理
利用Al2（SO4）3和NaHCO3溶液反应，产生二氧化碳来灭火的。
Al3+易结合水电离出的OH-，HCO3-易结合水电离出的H+，两者在水溶液中会发生强烈的双水解，反应进行得很彻底。
Al3++3HCO3-＝Al（OH）3↓+3CO2↑（反应前有水参加，反应后又有水生成）
类似此反应原理还有：
Al3+与HCO3-、Al3+与AlO2-、Al3+与S2-等。
6、热的纯碱溶液去污能力较
温度越高，Na2CO3溶液水解程度越大，溶液碱性越强。
水解的应用
实例
原理
1、净水
明矾净水
Al3++3H2O
Al（OH）3（胶体）+3H+
2、去油污
用热碱水洗油污物品
CO32-+H2O
HCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2O
Fe（OH）3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
HCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2·
6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热
若不然，则：
MgCl2·
6H2O
Mg（OH）2+2HCl+4H2O
Mg（OH）2
MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑
[规律方法指导]
双水解反应
弱酸的酸根离子与弱碱的金属阳离子（含NH4+）在水溶液中相遇之后是否发生双水解反应的问题，比较复杂。
只要求了解几种常见的、典型的双水解反应的实例即可：
Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-的反应，NH4+与CO32-、SiO32-的反应，Fe3+与HCO3-、CO32-的反应。
这些离子之间双水解反应的原理与泡沫灭火器中Al3+与HCO3-之间的双水解反应相似。
对双水解反应通常写离子方程式时，一般要根据水解特征、水解生成的酸和碱的特点确定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合的方法进行配平。
例如：
2Al3++3CO32-+3H2O==2Al（OH）3↓+3CO2↑
Al3++3HCO3-==Al（OH）3↓+3CO2↑
CO32-+2NH4+==CO2↑+2NH3↑+H2O（在浓溶液中反应）
Al3++3AlO2-+6H2O===4Al（OH）3↓
CH3COO-+NH4++H2O
CH3COOH+NH3·
H2O（可逆反应）
小结：
能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多，H+，另一方产生较多OH—，两者相互促进，使水解进行到底。
盐溶液加热蒸发溶剂后物质的析出：
①易挥发性的强酸与弱碱生成的盐：
FeCl3、Fe（NO3）3、AlCl3、CuCl2等，析出Fe（OH）3、Al（OH）3、Cu（OH）2，再加热时析出物又分解。
如：
AlCl3+3H2O
Al（OH）3↓+3HCl↑
2Al（OH）3
Al2O3+3H2O
②难挥发性的强酸与弱碱生成的盐、强碱与易挥发性的弱酸生成的盐：
CuSO4、Na2CO3等，
析出CuSO4·
5H2O、Na2CO3·
10H2O，再加热时析出物又分解。
CuSO4+5H2O
CuSO4·
5H2O↓ （对蓝矾溶液加热蒸发溶剂）
CuSO4·
5H2O
CuSO4+5H2O↑
CuSO4
CuO+SO3↑
③受热易分解的盐：
Mg（HCO3）2、Ca（HCO3）2等，析出MgCO3和Mg（OH）2、CaCO3。
Mg（HCO3）2
MgCO3↓+CO2↑+H2O
MgCO3+H2O
Mg（OH）2↓+CO2↑（微溶物MgCO3水解）
NaHCO3、KHCO3、KMnO4、KNO3等，析出无水盐，该盐加热时又分解。
2NaHCO3
Na2CO3+CO2↑+H2O
2KNO3
2KNO2+O2↑
④受热难分解的盐：
NaCl、Na3PO4等，析出无水盐，该盐热稳定性很强。
盐溶液中微粒浓度大小的比较：
（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：
aCH3COONa.bNH4Cl
a.[Na+]＞[CH3COO—]＞[OH—]＞[H+]
b.[Cl—]＞[NH4+]＞[OH—]
②当盐中阴、阳离子不等价时。
要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步
S2—+H2OHS—+OH—（主要）
HS—+H2OH2S+OH—（次要）
各种离子浓度大小顺序为：
[Na+]＞[S2—]＞[OH—]＞[HS—]＞[H+]
（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.
①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.
②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.
能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O，有“==”和“↑”和“↓”
书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。
常见的能发生相互促进水解的离子有：
Al3＋与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；
Fe3＋与AlO2―、CO32―、HCO3―；
NH4＋与AlO2―、SiO32-等。
4．溶液中各种微粒浓度之间的关系
以Na2S水溶液为例来研究
（1）写出溶液中的各种微粒
阳离子：
Na+、H+
阴离子：
S2—、HS—、OH—
（2）利用守恒原理列出相关方程.
10电荷守恒：
[Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]
20物料守恒：
Na2S=2Na++S2—
若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。
[S2—]、[HS—]，根据S原子守恒及Na+的关系可得.[Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]
30H2OH++OH—质子守恒
由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，根据H+（质子）守恒，可得方程：
OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]
提示：
由于两种溶液中微粒种类相同，所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。
但物料守恒方程不同，这与其盐的组成有关，若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS—]，但不考虑是不合理的。
正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S]
例5、下列离子组中因相互促进水解而不能共存的离子组是：
（ ）
A、H2PO4-、Na+、Cl-、OH-
B、Al3+、Na+、HCO3-、SO42-
C、H+、Fe2+、NO3-、SO42-
D、Na+、NH4+、HCO3-、Cl-
分析：
由题意所知，本题是要找出因为水解而不能共存的选项。
A选项中H2PO4-与OH-不能共存，但其原因是H2PO4-+OH-=HPO42-+H2O此反应为中和反应不符合题意。
B选项HCO3-水解显碱性生成的OH-与Al3+生成难溶于不的Al（OH）3↓，从而进一步促进了水解使反应趋于完全符合题意。
C选项：
Fe2+与NO3-在酸性条件下发生氧化—还原反应，而不能共存，但是与题意不符。
D选项NH4+与HCO3-相互促进水解，但不会彻底水解，因而NH4+与HCO3-可以共存。
答案：
B
例2、把0.2mol/LNH4Cl溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中下列粒子的物质的量浓度的关系正确的是（ ）
A、c（NH4+）=c（Na+）=c（OH-）>
c（NH3·
H2O）
B、c（NH4+）=c（Na+）>
H2O）>
C、c（NH4+）>
c（Na+）>
c（OH-）>
D、c（NH4+）>
此类型题目，若发生化学反应，优先考虑化学反应，通过化学反应各种离子浓度能比较出来，则不必考虑水解和电离，因为弱电解质电离或盐的水解程度都很小，对离子浓度，影响不大，若通过化学反应各种离子浓度大小比较不出来则再考虑水解和弱电解质电离。
此题中NH4Cl和NaOH发生反应：
NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3·
H2O生成NH3·
H2O，同时NH4+有剩余。
若不考虑NH3·
H2O电离和NH4
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