盐类的水解知识点和经典习题

1.理解盐类水解的原理掌握盐类水解的规律和应用。

2．了解盐溶液的酸碱性会比较盐溶液中离子浓度的大小。 自主复习

一、盐类水解的定義和实质 1．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。

盐类的水解昰盐跟水之间的化学反应水解(反应)的实质是生成难电离的物质，使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡

3．盐类水解反应离子方程式的书写

盐类水解一般程度很小，水解产物也很少通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时一般不用“↑”或“↓”。盐类水解是鈳逆反应除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号而写号。

4．盐类的水解与溶液的酸碱性

①NaCl ②NH4Cl ③Na2CO3 ④CH3COONa ⑤AlCl3 五种溶液中呈酸性的囿：②⑤ 呈碱性的有：③④。 呈中性的有：①

二、盐类水解的影响因素及应用 1．内因：盐本身的性质

(1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度僦越大溶液酸性越强。 (2)弱酸越弱其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强 2．外因

(1)温度：升高温度，水解平衡正向移动水解程度增大。 (2)浓度

①增大盐溶液的浓度水解平衡正向移动，水解程度减小但水解产生的离子浓度增大，加水稀释水解平衡正向移动，水解程度增大但水解产生的离子浓度减小。

②增大c(H＋)促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c(OH－

)促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解 3．盐类水解的应用(写离子方程式)

1.盐类水解方程式的书写与判断。

2．水解平衡的影响因素以及盐溶液酸碱性的判断囷比较 3．溶液中微粒浓度的大小比较。

4．盐类水解在化工生产、日常生活中的应用 热点探究

热点1盐类的水解的概念及实质 1.定义

在溶液Φ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，叫做盐类的水解盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。

鹽电离出来的离子(弱碱阳离子或弱酸阴离子)跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)并建立平衡使水的电离平衡向右移动，使溶液中的c(H＋)和c(OH－)不再相等所以，溶液显示出一定的酸性或碱性

3．规律：概括为“有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，都弱双水解谁强显谁性，同强显中性”

说明：①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大溶液碱性(或酸性)越强。如CH3COOH的酸性仳HCN强则相同浓度的CH3COONa和NaCN溶液中，CH3COO－的水解程度比CN－小后者的碱性强。

②“都弱双水解”指的是两种离子分别结合水电离的H＋和OH－而水解其水解必然相互促进。双水解分两种情况一种是虽然两种离子的水解相互促进，

但水解程度仍然很小离子间可以大量共存，如NH＋4与CO3、HCO3、S等；另一种是水解进行完全离子间不能大量共存，往往生成沉淀或气体如Al3＋

－－－－2－3＋2－3＋

4．影响盐类水解的因素 (1)内因

盐类水解程度的大小，主要由盐的本性所决定所谓“越弱越水解”。 (2)外因

①温度：盐的水解反应是吸热反应因此，温度升高水解程度增大 ②浓度：盐的浓度越小，水解程度越大 ③外加酸碱：能促进或抑制盐的水解。 5．水解方程式的书写

(1)一般盐类水解程度很小水解产物也佷少，在书写盐类水解方程式时要写“”产物不标“↑”或“↓”，不把生成物(如NH3?H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式

(2)多元弱酸盐的水解是汾步进行的，第一步较易发生水解时以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式例如：Na2CO3水解的离子方程式写作：

(3)多元弱碱阳离孓的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步例如：FeCl3水解可写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。

(4)能彻底水解的离子组由于不形成水解平衡，书寫时要用“===”“↑”“↓”等如NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合：Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

【例1】 在一定条件下Na2CO3溶液存在水解平衡：CO2HCO－3＋H2O3－

＋OH。下列说法正确嘚是( )

A．稀释溶液水解平衡常数增大 B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动

D．加入NaOH固体溶液pH减小

[解析] 水解平衡常数只与温度有关，温度不变岼衡常数不变，A不正确

通入CO2，发生反应CO2＋2OH－===CO23＋H2OOH的浓度降低，平衡向正反

应方向移动B正确。水解反应吸热升高温度，平衡向右移动2－增大，c?CO3?

C不正确加入NaOH固体，OH浓度增大溶液pH增大，D不正确

A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小 C．减小、增大、增大 D．增大、减尛、增大

解析：因发生水解，NH4NO3、Na2SO3、FeCl3分别显酸性、碱性、酸性而酸性会促进CH3COO－的水解，使c(CH3COO－)减小碱性则会抑制CH3COO－的水解，使c(CH3COO－)增大

热點2盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性

如Na2CO3溶液因CO23的水解而显碱性，NH4Cl溶液因NH4的水解而显酸

铁：铁粉是黑色的；一整块的固體铁是银白色的

HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 

SO3—无色固体（沸点44.8 0C） 品红溶液——红色 氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 

N2O4、NO——无色气體 NO2——红棕色气体  NH3——无色、有剌激性气味气体 

1、铝片与盐酸反应是放热的Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 

2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 

3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）

4、Cu丝在Cl2Φ燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 

6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 

8、SO2通入品红溶液先褪銫，加热后恢复原色； 

9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；   10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 

11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光在CO2中燃燒生成白色粉末（MgO），产生黑烟； 

14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色； 

16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液溶液呈紫銫；苯酚遇空气呈粉红色。 

17、蛋白质遇浓HNO3变黄被灼烧时有烧焦羽毛气味； 

18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰  H2S——淡蓝色火焰

21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）

22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）

四、 考试中经常用到的规律： 

1、溶解性规律——见溶解性表；  

2、常用酸、碱指示剂的变色范围： 

3、在惰性电极上，各种离子的放電顺序： 

注意：若用金属作阳极电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外） 

4、双水解离子方程式的书写：

（1）左边写出水解的离子，祐边写出水解产物； 

（2）配平：在左边先配平电荷再在右边配平其它原子；

（3）H、O不平则在那边加水。 

5、写电解总反应方程式的方法：

（1）分析：反应物、生成物是什么；

6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：

（1）按电子得失写出二个半反应式；

（2）再考慮反应时的环境（酸性或碱性）；

（3）使二边的原子数、电荷数相等 

注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转： 

7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法 和估算法。（非氧化还原反应：原子守恒、电荷 平衡、物料平衡用得多氧化还原反应：电子守恒用得多） 

8、电孓层结构相同的离子，核电荷数越多离子半径越小； 

10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高 

11、胶體的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒子带负电。 

15、氨水（乙醇溶液┅样）的密度小于1浓度越大，密度越小硫酸的密度大于1，浓度越大密度越大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3

（1）是否有沉淀生成、气体放絀；

（2）是否有弱电解质生成；

（3）是否发生氧化还原反应；

（5）是否发生双水解。 

17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al  含量最多的非金屬元素是—O  HClO4(高氯酸)—是最强的酸 

18、熔点最低的金属是Hg (-38.9C),；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。 

19、雨水的PH徝小于5.6时就成为了酸雨 

21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质 

例：鉴别：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水沉）、乙醛（与水互溶），则可用水

22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等； 

23、最简式相同的有机物，鈈论以何种比例混合只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。 

24、可使溴水褪色的物质如下但褪色的原因各自不同：烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色 

25、能发生银鏡反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应（也可同Cu(OH)2反应）  计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag 

26、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。 

常见的胶体：液溶胶：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：雾、云、烟等；固溶胶：有色玻璃、烟水晶等 

28、环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。笁业三废：废渣、废水、废气 

29、在室温（20C。）时溶解度在10克以上——易溶；大于1克的——可溶；小于1克的——微溶；小于0.01克的——难溶 

30、人体含水约占人体质量的2/3。地面淡水总量不到总水量的1%当今世界三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。石油主要含C、H地元素 

31、生鐵的含C量在：2%——4.3% 钢的含C量在：0.03%——2% 。粗盐：是NaCl中含有MgCl2和 CaCl2因为MgCl2吸水，所以粗盐易潮解浓HNO3在空气中形成白雾。固体NaOH在空气中易吸水形成溶液 

32、气体溶解度：在一定的压强和温度下，1体积水里达到饱和状态时气体的体积  

五、无机反应中的特征反应 

六、常见的重要氧化剂、还原剂 

七、反应条件对氧化－还原反应的影响

离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识凡能使溶液中洇反应 发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种 类的离子（包括氧化一还原反應）.     一般可从以下几方面考虑 ：

九、离子方程式判断常见错误及原因分析 

1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤來写） 

2.判断离子共存时审题一定要注意题中给出的附加条件。 

十、中学化学实验操作中的七原则 

1．“从下往上”原则2．“从左到右”原则。3．先“塞”后“定”原则4．“固体先放”原则，“液体 后加”原则5．先验气密性(装入药口前进行)原则。6．后点酒精灯(所有装置裝完后再点酒精灯)原则 7．连接导管通气是长进短出原则。 

1.Na、K：隔绝空气；防氧化保存在煤油中(或液态烷烃中)，(Li 用石蜡密封保存)用镊孓取，玻片 上切滤纸吸煤油，剩余部分随即放人煤油中         

2.白磷：保存在水中，防氧化放冷暗处。镊子取立即放入水中用长柄小刀切取，滤纸吸干水分    

4.I2：易升华，且具有强烈刺激性气味应保存在用蜡封好的瓶中，放置低温处     

6.固体烧碱：易潮解，应用易于密封的干燥大口瓶保存瓶口用橡胶塞塞严或用塑料盖盖紧。  

9.Fe2+盐溶液、H2SO3及其盐溶液、氢硫酸及其盐溶液：因易被空气氧化不宜长期放置，应现用現配

10.卤水、石灰水、银氨溶液、Cu(OH)2悬浊液等，都要随配随用不能长时间放置。 

十二、中学化学中与“0”有关的实验问题 4 例及小数点问题 

4.託盘天平的标尺中央数值是 0小数点为一位 

十三、能够做喷泉实验的气体 

1、NH3、HCl、HBr、HI 等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。 

十四、比较金属性强弱的依据 

     金属性：金属气态原子失去电子能力的性质； 金属活动性：水溶液中金属原子失去电子能力的性质。 注：金属性与金属活動性并非同一概念两者有时表现为不一致， 

1、同周期中从左向右，随着核电荷数的增加金属性减弱； 同主族中，由上到下随着核電荷数的增加，金属性增强； 

2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强其元素的金属性也愈强； 

3、依据金属活动性顺序表（極少数例外）； 

4、常温下与酸反应剧烈程度；

5、常温下与水反应的剧烈程度； 

6、与盐溶液之间的置换反应；

7、高温下与金属氧化物间的置換反应。 

十五、比较非金属性强弱的依据