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盐类水解是中学化学重要的基础知识，盐类的水解是电解质的电离、水的电离平衡、水的离子积、平衡移动原理等知识的综合运用。水解平衡是化学平衡知识的延伸、是本章的重点，是高考的热点，以后的高考中继续出现。现将盐类水解知识归纳如下：
一、盐类水解的条件、定义、实质、特征
1．条件：可溶性盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
弱酸根阴离子：CH3COO－、SO32－、HSO3－、F－、ClO－、CO32－、HCO3－、AlO2－、NO2－、S2－、HS－、CN－
弱碱阳离子：NH4＋、Fe3＋、Al3＋、Cu2＋、Ag＋
2．定义：在盐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。
3．实质：盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H＋或OH－结合，坏水的电离平衡，促进水的电离，使c(H＋)＞c(OH－)或c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈现酸性或碱性。
4．特征：（1）是中和反应的逆反应，存在电离平衡，（2）是吸热反应，（3）水解程度一般很小，不标“↑”“↓”，用“”
连接。
二、盐类水解的类型、规律
1．类型
（1）强酸弱碱盐的水解（如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、AlCl3），溶液呈酸性。
（2）强碱弱酸盐的水解(如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3)，溶液呈碱性。
（3）强酸强碱盐不水解（如NaCl、K2SO4），溶液呈中性。
（4）弱酸弱碱盐相互促进水解。如：
Al2S3＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑
Al3＋＋3HCO3－=Al(OH)3↓＋3CO2↑
注意：
（1）CuS不溶于水、不水解，也不溶于稀盐酸、稀硫酸。
（2）Fe3＋与S2－发生氧化还原反应，而不发生双水解反应。
（3）AlO2－与HCO3－相遇时，由于AlO2－水解程度大，使溶液呈强碱性能促进HCO3－的电离，反应的离子方程式：AlO2－＋HCO3－＋H2O=Al(OH)3↓＋CO32－
（4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸氢根离子的电离程度和水解程度的相对大小。若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4；若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4
2．规律：
有弱才水解、无弱不水解、谁弱谁水解、越弱越水解、谁强显谁性、同强显中性。
三、盐类水解方程式的书写方法
1．先观察盐中是否有弱酸根阴离子或弱碱阳离子；若有时，就与水所电离出来的H＋或OH－结合成弱电解质。
2．书写时用用“”连接，产物不标“↑”“↓”，易分解物质不拆。
3．多元弱酸盐分步表示，每步结合水电离出的一个H＋（一般只写第一步），多元弱碱盐一步完成，是几价阳离子就结合几个OH－。
4．同一种盐的水解方程式和离子方程式中的系数可以不一样，应遵循同一式中系数最简原则。
四、影响盐类水解的因素
1．内因。盐的本性：决定盐类是否水解及水解程度的大小，越弱越水解。
（1）弱酸的酸性越弱，其对应弱酸盐的水解程度越大，所得溶液的碱性越强。如：已知酸性H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞HCN，比较同浓度的NaCO3与NaClO溶液的碱性强弱。
（2）弱碱的碱性越弱，其对应的弱碱盐的水解程度越大，所得溶液的酸性越强。如：已知，碱性NH3.H2O＞Al(OH)3＞Fe(OH)3＞Cu(OH)2＞AgOH，比较同浓度NH4Cl和AgNO3溶液的酸性强弱。
2．外因。（1）温度。升高温度，促进水解。
（2）浓度。加水促进水解，盐溶液的浓度越小，盐的水解程度越大。即越稀越水解。
注意:加水稀释后，盐本身店里出的离子及盐水解产物的浓度减小，即盐水解的平衡体系中微粒浓度（除水外）减小。如NH4Cl溶液，加水后，NH4＋、Cl－、NH3.H2O、H＋的浓度均减小，但c(OH－)增大。
（3）溶液的酸碱度。向盐溶液中加酸可抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸根离子水解；加碱能可抑制弱酸根离子水解，促进弱碱阳离子水解。
五、盐类水解的应用
1．判断盐溶液的酸碱性及酸碱性强弱。
强酸弱碱盐的水解（如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、AlCl3），溶液呈酸性；弱碱的碱性越弱，其对应的弱碱盐的水解程度越大，所得溶液的酸性越强。
强碱弱酸盐的水解(如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3)，溶液呈碱性；弱酸的酸性越弱，其对应弱酸盐的水解程度越大，所得溶液的碱性越强。
反过来，根据盐溶液的酸碱性强弱不同，也可判断相应酸或碱的强弱。
2．判断盐溶液中离子的种类及浓度的大小。
如Na2CO3溶液中存在的微粒有：Na＋、CO32－、H2CO3、HCO3－、OH－、H＋、H2O且各离子浓度大小顺序为：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)。
3．判断盐溶液中水的电离程度。
在水中加入含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐，就会与水电离出来的H＋或OH－结合成弱酸或弱碱，促进水的电离，从而增大了水的电离程度。
4．胶体的制备利用水解原理，如Fe(OH)3胶体的实验室制法。
5．判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐的双水解，如Al3＋与HCO3－、S2－、CO3－、AlO2－等不能大量共存。
6．解释日常生活中某些具体事实
如明矾净水、FeCl3溶液止血、热纯碱夜除污垢、NH4Cl溶液除锈、草木灰与胺态氮肥不能混用、泡沫灭火器原理等。
7．水解除杂
如MgCl2溶液混有少量FeCl3杂质、因 FeCl3的水解程度比MgCl2水解程度大可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3 使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
（作者单位：河南省长葛市第三高级中学）
一、盐类水解的条件、定义、实质、特征
1．条件：可溶性盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
弱酸根阴离子：CH3COO－、SO32－、HSO3－、F－、ClO－、CO32－、HCO3－、AlO2－、NO2－、S2－、HS－、CN－
弱碱阳离子：NH4＋、Fe3＋、Al3＋、Cu2＋、Ag＋
2．定义：在盐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。
3．实质：盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H＋或OH－结合，坏水的电离平衡，促进水的电离，使c(H＋)＞c(OH－)或c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈现酸性或碱性。
4．特征：（1）是中和反应的逆反应，存在电离平衡，（2）是吸热反应，（3）水解程度一般很小，不标“↑”“↓”，用“”
连接。
二、盐类水解的类型、规律
1．类型
（1）强酸弱碱盐的水解（如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、AlCl3），溶液呈酸性。
（2）强碱弱酸盐的水解(如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3)，溶液呈碱性。
（3）强酸强碱盐不水解（如NaCl、K2SO4），溶液呈中性。
（4）弱酸弱碱盐相互促进水解。如：
Al2S3＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑
Al3＋＋3HCO3－=Al(OH)3↓＋3CO2↑
注意：
（1）CuS不溶于水、不水解，也不溶于稀盐酸、稀硫酸。
（2）Fe3＋与S2－发生氧化还原反应，而不发生双水解反应。
（3）AlO2－与HCO3－相遇时，由于AlO2－水解程度大，使溶液呈强碱性能促进HCO3－的电离，反应的离子方程式：AlO2－＋HCO3－＋H2O=Al(OH)3↓＋CO32－
（4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸氢根离子的电离程度和水解程度的相对大小。若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4；若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4
2．规律：
有弱才水解、无弱不水解、谁弱谁水解、越弱越水解、谁强显谁性、同强显中性。
三、盐类水解方程式的书写方法
1．先观察盐中是否有弱酸根阴离子或弱碱阳离子；若有时，就与水所电离出来的H＋或OH－结合成弱电解质。
2．书写时用用“”连接，产物不标“↑”“↓”，易分解物质不拆。
3．多元弱酸盐分步表示，每步结合水电离出的一个H＋（一般只写第一步），多元弱碱盐一步完成，是几价阳离子就结合几个OH－。
4．同一种盐的水解方程式和离子方程式中的系数可以不一样，应遵循同一式中系数最简原则。
四、影响盐类水解的因素
1．内因。盐的本性：决定盐类是否水解及水解程度的大小，越弱越水解。
（1）弱酸的酸性越弱，其对应弱酸盐的水解程度越大，所得溶液的碱性越强。如：已知酸性H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞HCN，比较同浓度的NaCO3与NaClO溶液的碱性强弱。
（2）弱碱的碱性越弱，其对应的弱碱盐的水解程度越大，所得溶液的酸性越强。如：已知，碱性NH3.H2O＞Al(OH)3＞Fe(OH)3＞Cu(OH)2＞AgOH，比较同浓度NH4Cl和AgNO3溶液的酸性强弱。
2．外因。（1）温度。升高温度，促进水解。
（2）浓度。加水促进水解，盐溶液的浓度越小，盐的水解程度越大。即越稀越水解。
注意:加水稀释后，盐本身店里出的离子及盐水解产物的浓度减小，即盐水解的平衡体系中微粒浓度（除水外）减小。如NH4Cl溶液，加水后，NH4＋、Cl－、NH3.H2O、H＋的浓度均减小，但c(OH－)增大。
（3）溶液的酸碱度。向盐溶液中加酸可抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸根离子水解；加碱能可抑制弱酸根离子水解，促进弱碱阳离子水解。
五、盐类水解的应用
1．判断盐溶液的酸碱性及酸碱性强弱。
强酸弱碱盐的水解（如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、AlCl3），溶液呈酸性；弱碱的碱性越弱，其对应的弱碱盐的水解程度越大，所得溶液的酸性越强。
强碱弱酸盐的水解(如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3)，溶液呈碱性；弱酸的酸性越弱，其对应弱酸盐的水解程度越大，所得溶液的碱性越强。
反过来，根据盐溶液的酸碱性强弱不同，也可判断相应酸或碱的强弱。
2．判断盐溶液中离子的种类及浓度的大小。
如Na2CO3溶液中存在的微粒有：Na＋、CO32－、H2CO3、HCO3－、OH－、H＋、H2O且各离子浓度大小顺序为：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)。
3．判断盐溶液中水的电离程度。
在水中加入含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐，就会与水电离出来的H＋或OH－结合成弱酸或弱碱，促进水的电离，从而增大了水的电离程度。
4．胶体的制备利用水解原理，如Fe(OH)3胶体的实验室制法。
5．判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐的双水解，如Al3＋与HCO3－、S2－、CO3－、AlO2－等不能大量共存。
6．解释日常生活中某些具体事实
如明矾净水、FeCl3溶液止血、热纯碱夜除污垢、NH4Cl溶液除锈、草木灰与胺态氮肥不能混用、泡沫灭火器原理等。
7．水解除杂
如MgCl2溶液混有少量FeCl3杂质、因 FeCl3的水解程度比MgCl2水解程度大可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3 使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
（作者单位：河南省长葛市第三高级中学）