201*高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)詳解大全 鹽類的水解

考點(diǎn)1鹽類水解反應(yīng)的本質(zhì)

（一）鹽類水解的實(shí)質(zhì)：溶液中鹽電離出來(lái)的某一種或多種離子跟結(jié)合生成，從而了水的電離。

（二）鹽類水解的條件：鹽必須能；構(gòu)成鹽的離子中必須有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。

（三）鹽類水解的結(jié)果（1）了水的電離。

（2）鹽溶液呈什么性，取決于形成鹽的對(duì)應(yīng)的酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱；如強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液顯，強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液顯，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液顯，弱酸弱堿鹽的水溶液是。（3）生成了弱電解質(zhì)。

(四)特征

（1）水解：鹽+水酸+堿，ΔH0

（2）鹽類水解的程度一般比較，不易產(chǎn)生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時(shí)一般不標(biāo)“↓”或“↑”；但若能相互促進(jìn)水解，則水解程度一般較大。

[特別提醒]：分析影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。強(qiáng)堿弱酸鹽：弱酸根離子與水電離出的H+結(jié)合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子，從而使溶液中c(H+)減小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3強(qiáng)酸弱堿鹽：弱堿陽(yáng)離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿，從而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)減小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3弱堿弱酸鹽：弱堿陽(yáng)離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿，弱酸根離子與水電離出的H+結(jié)合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子。CH3COONH4[例1]25℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度下列溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是（）

①KNO3②NaOH③CH3COONH4④NH4Cl

A、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、③>④>①>②

[解析]①KNO3為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，在水溶液中電離出的K+和NO對(duì)水的電離平衡無(wú)影響；②NaOH為強(qiáng)堿在水溶液中電離出的OH對(duì)水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小；③CH3COONH4為弱酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH4+和CH3COO均可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3H2O和CH3COOH，并能相互促進(jìn)，使水解程度加大從而使水的電離程度加大。

④NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH4+可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3H2O，促進(jìn)水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小于CH3COONH4，該溶液中水的電離程度小于CH3COONH4中的水的電離程度。

【答案】D

[規(guī)律總結(jié)]酸、堿對(duì)水的電離起抑制作用，鹽類的水解對(duì)水的電離起促進(jìn)作用�？键c(diǎn)2溶液中粒子濃度大小的比較規(guī)律

1.多元弱酸溶液，根據(jù)電離分析，如在H3PO4的溶液中，2.多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2S溶液中c(Na+)＞c(S2-)＞（cOH－

）＞c（HS-）

3.不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)其影響的因素。如相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的順序是。

4.混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素，水解因素等。

(1)弱酸與含有相應(yīng)酸根的鹽混合，若溶液呈酸性，說(shuō)明弱酸的電離程度相應(yīng)酸根離子的水解程度。如CH3COOH與CH3COONa溶液呈，說(shuō)明CH3COOH的電度程度比CH3COO的水解程度要大，此時(shí)，c(CH3COOH)NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

2.比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí)，當(dāng)鹽中含有的離子，需考慮鹽的水解。3.判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有和之間能發(fā)出雙水解反應(yīng)時(shí)，在溶液中大量共存。

如：Al3+、NH4+與HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。

4.配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí)，需滴加幾滴，來(lái)鹽的水解。

5.選擇制備鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時(shí)，因無(wú)法在溶液中制�。〞�(huì)完全水解），只能由干法直接反應(yīng)制取。

加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時(shí)，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)過(guò)程中不斷通入氣體，以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解，才能得到其固體。

6.化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解。

如：銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈。

7.某些試劑的實(shí)驗(yàn)室存放，需要考慮鹽的水解。

如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應(yīng)NH4Ｆ水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。

8.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。9.用鹽溶液來(lái)代替酸堿

10.明礬能夠用來(lái)凈水的原理－－[特別提醒]：鹽類水解的應(yīng)用都是從水解的本質(zhì)出發(fā)的。會(huì)解三類習(xí)題：（1）比較大小型，例：比較PH值大�。槐容^離子數(shù)目大小等。（2）實(shí)驗(yàn)操作型，例：易水解物質(zhì)的制��；

中和滴定中指示劑選定等。（3）反應(yīng)推理型，例：判斷金屬與鹽溶液的反應(yīng)產(chǎn)物；判斷鹽溶液蒸干時(shí)的條件；判斷離子方程式的正誤；判斷離子能否共存等。[例3]蒸干FeCl3水溶液后再?gòu)?qiáng)熱,得到的固體物質(zhì)主要是()A.FeCl3B.FeCl36H2OC.Fe(OH)3D.Fe2O3[解析]FeCl3水中發(fā)生水解：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，加熱促進(jìn)水解，由于HCl具有揮發(fā)性，會(huì)從溶液中揮發(fā)出去，從而使FeCl3徹底水解生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3為不溶性堿，受熱易分解，最終生成Fe2O3。

【答案】D

[規(guī)律總結(jié)]易揮發(fā)性酸所生成的鹽在加熱蒸干時(shí)水解趨于完全不能得到其晶體。例如：AlCl3、FeCl3；

而高沸點(diǎn)酸所生成的鹽，加熱蒸干時(shí)可以得到相應(yīng)的晶體，例：CuSO4、NaAlO2。參考答案

考點(diǎn)1（一）水電離出來(lái)的H+或OH-弱電解質(zhì)促進(jìn)；

（二）溶于水弱酸的酸根離子或弱堿陽(yáng)離子（三）（1）促進(jìn)；（2）酸性堿性中性誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性(四)（1）吸熱>；（2）小

考點(diǎn)21.多步c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。

3.③＞①＞②；

4.（1）大于酸性（2）小于小

考點(diǎn)31.鹽的水解2.易水解3.弱堿陽(yáng)離子弱酸陰離子不能

4.對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸抑制5.HCl6.堿性7.磨口玻璃塞鹽類水解

鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無(wú)弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰(shuí)強(qiáng)呈誰(shuí)性，同強(qiáng)呈中性。

電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系

電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。

＋＋＋

如NaHCO3溶液中：n(Na)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]

物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但

＋

離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(c)＝1:1，推出：

＋

C(Na)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)

＋

質(zhì)子守恒：(不一定掌握)電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H）的物質(zhì)的量應(yīng)相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。

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鹽類的水解

考點(diǎn)1鹽類水解反應(yīng)的本質(zhì)

（一）鹽類水解的實(shí)質(zhì)：溶液中鹽電離出來(lái)的某一種或多種離子跟結(jié)合生成，從而了水的電離。

（二）鹽類水解的條件：鹽必須能；構(gòu)成鹽的離子中必須有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。

（三）鹽類水解的結(jié)果（1）了水的電離。

（2）鹽溶液呈什么性，取決于形成鹽的對(duì)應(yīng)的酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱；如強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液顯，強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液顯，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液顯，弱酸弱堿鹽的水溶液是。（3）生成了弱電解質(zhì)。

(四)特征

（1）水解：鹽+水

酸+堿，ΔH0

（2）鹽類水解的程度一般比較，不易產(chǎn)生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時(shí)一般不標(biāo)“↓”或“↑”；但若能相互促進(jìn)水解，則水解程度一般較大。[特別提醒]：分析影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。強(qiáng)堿弱酸鹽：弱酸根離子與水電離出的H+結(jié)合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子，從而使溶液中c(H+)減小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3強(qiáng)酸弱堿鹽：弱堿陽(yáng)離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿，從而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)減小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3弱堿弱酸鹽：弱堿陽(yáng)離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿，弱酸根離子與水電離出的H+結(jié)合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子。CH3COONH4[例1]25℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度下列溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是（）

①KNO3②NaOH③CH3COONH4④NH4ClA、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、③>④>①>②

[解析]①KNO3為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，在水溶液中電離出的K+和NO對(duì)水的電離平衡無(wú)影響；②NaOH為強(qiáng)堿在水溶液中電離出的OH對(duì)水的電離起抑制作用，使水的電離程度減�。虎跜H3COONH4為弱酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH4+和CH3COO均可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3H2O和CH3COOH，并能相互促進(jìn)，使水解程度加大從而使水的電離程度

加大。

④NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的NH4+可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3H2O，促進(jìn)水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小于CH3COONH4，該溶液中水的電離程度小于CH3COONH4中的水的電離程度。

【答案】D

[規(guī)律總結(jié)]酸、堿對(duì)水的電離起抑制作用，鹽類的水解對(duì)水的電離起促進(jìn)作用。

考點(diǎn)2溶液中粒子濃度大小的比較規(guī)律

1.多元弱酸溶液，根據(jù)電離分析，如在H3PO4的溶液中，2.多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2S溶液中c(Na+)＞c(S2-)＞（cOH

－

）＞c（HS-）

3.不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)其影響的因素。如相同物質(zhì)的

量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的順序是。

4.混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素，水解因素等。(1)弱酸與含有相應(yīng)酸根的鹽混合，若溶液呈酸性，說(shuō)明弱酸的電離程度相應(yīng)酸根離子的水解程度。如CH3COOH與CH3COONa溶液呈，說(shuō)明CH3COOH的電度程度比CH3COO的水解程度要大，此時(shí)，c(CH3COOH)NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的順序?yàn)椋?/p>

NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO42.比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí)，當(dāng)鹽中含有的離子，需考慮鹽的水解。3.判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有和之間能發(fā)出雙水解反應(yīng)時(shí)，在溶液中大量共存。

如：Al3+、NH4+與HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。

4.配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí)，需滴加幾滴，來(lái)鹽的水解。

5.選擇制備鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時(shí)，因無(wú)法在溶液中制�。〞�(huì)完全水解），只能由干法直接反應(yīng)制取。

加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時(shí)，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)過(guò)程中不斷通入氣體，以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解，才能得到其固體。

6.化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解。

如：銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈。

7.某些試劑的實(shí)驗(yàn)室存放，需要考慮鹽的水解。

如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應(yīng)NH4Ｆ水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。

8.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。9.用鹽溶液來(lái)代替酸堿10.明礬能夠用來(lái)凈水的原理[特別提醒]：鹽類水解的應(yīng)用都是從水解的本質(zhì)出發(fā)的。會(huì)解三類習(xí)題：（1）比較大小型，例：比較PH值大�。槐容^離子數(shù)目大小等。（2）實(shí)驗(yàn)操作型，例：易水解物質(zhì)的制�。恢泻偷味ㄖ兄甘緞┻x定等。（3）反應(yīng)推理型，例：判斷金屬與鹽溶液的反應(yīng)產(chǎn)物；判斷鹽溶液蒸干時(shí)的條件；判斷離子方程式的正誤；判斷離子能否共存等。[例3]蒸干FeCl3水溶液后再?gòu)?qiáng)熱,得到的固體物質(zhì)主要是()

A.FeCl3B.FeCl36H2OC.Fe(OH)3D.Fe2O3[解析]FeCl3水中發(fā)生水解：FeCl3+3H2O

Fe(OH)3+3HCl，加熱促進(jìn)水解，由于HCl

具有揮發(fā)性，會(huì)從溶液中揮發(fā)出去，從而使FeCl3徹底水解生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3為不溶性堿，受熱易分解，最終生成Fe2O3。

【答案】D

[規(guī)律總結(jié)]易揮發(fā)性酸所生成的鹽在加熱蒸干時(shí)水解趨于完全不能得到其晶體。例如：AlCl3、FeCl3；

而高沸點(diǎn)酸所生成的鹽，加熱蒸干時(shí)可以得到相應(yīng)的晶體，例：CuSO4、NaAlO2。

參考答案

考點(diǎn)1（一）水電離出來(lái)的H+或OH-弱電解質(zhì)促進(jìn)；

（二）溶于水弱酸的酸根離子或弱堿陽(yáng)離子

（三）（1）促進(jìn)；（2）酸性堿性中性誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性(四)（1）吸熱>；（2）小

考點(diǎn)21.多步c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。

3.③＞①＞②；

4.（1）大于酸性（2）小于小

考點(diǎn)31.鹽的水解2.易水解3.弱堿陽(yáng)離子弱酸陰離子不能

4.對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸抑制5.HCl6.堿性7.磨口玻璃塞

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