化學(xué)名詞解釋：　

　在溶液中鹽的離子跟水所電離出來(lái)的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過(guò)程叫做鹽類的水解。鹽類的水解所條件：鹽必須溶于水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子。

一.定義

在溶液中，強(qiáng)堿弱酸鹽，強(qiáng)酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+與OH-生成弱電解質(zhì)的過(guò)程叫做鹽類水解

越弱越水解酸性溶液ph越小越水解，堿性溶液ph越大越水解

二.鹽類的水解

(一)鹽類的水解的分類：

鹽類實(shí)例能否水解引起水解的離子對(duì)水的電離平衡的影響促進(jìn)與否溶液的酸堿性

強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa能水解弱酸陰離子引起水解對(duì)水的電離平衡有影響促進(jìn)水的電離溶液呈堿性

強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl能水解弱堿陽(yáng)離子引起水解對(duì)水的電離平衡有影響促進(jìn)水的電離溶液呈酸性

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl 不能水解無(wú)引起水解的離子對(duì)水的電離平衡無(wú)影響——溶液呈中性

弱酸弱堿鹽CH3COONH4能水解全部全部全部水解后溶液的酸堿性由對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱決定

(二)鹽類水解的類型

類型酸堿性PH舉例

強(qiáng)酸弱堿鹽水解溶液顯酸性pH<7NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等

強(qiáng)堿弱酸鹽水解溶液顯堿性pH>7CH3COONa、Na2CO3、Na2S等

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽水解溶液顯中性pH=7KCl、NaCl、Na2SO4等

弱酸弱堿鹽水解水解后溶液的酸堿性由對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱決定——CH3COONH4等

(三)相關(guān)內(nèi)容

1.實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成，破壞了水的電離，促進(jìn)水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)的過(guò)程。

2.規(guī)律：難溶不水解，有弱才水解，無(wú)弱不水解;誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解，都弱都水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定;越熱越水解，越稀越水解。

(即鹽的構(gòu)成中出現(xiàn)弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子，該鹽就會(huì)水解;這些離子對(duì)應(yīng)的堿或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大;水解后溶液的酸堿性由構(gòu)成該鹽離子對(duì)應(yīng)的酸和堿相對(duì)強(qiáng)弱決定，酸強(qiáng)顯酸性，堿強(qiáng)顯堿性。)

5.特點(diǎn)：

(1)水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動(dòng)態(tài)平衡，水解進(jìn)行程度很小。

(2)水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。

(3)鹽類溶解于水，以電離為主，水解為輔。

(4)多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。

6.鹽類水解的離子反應(yīng)方程式

因?yàn)辂}類的水解是微弱且可逆的，在書寫其水解離子反應(yīng)方程式時(shí)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：

(1)應(yīng)用可逆符號(hào)表示，

(2)一般生成物中不出現(xiàn)沉淀和氣體，因此在書寫水解離子方程式時(shí)不標(biāo)“↓”“↑”

(3)多元弱酸根的水解分步進(jìn)行且步步難，以第一步水解為主。

7.水解平衡的因素

影響水解平衡進(jìn)行程度最主要因素是鹽本身的性質(zhì)。

①組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大，堿性就越強(qiáng)，PH越大;

②組成鹽的陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，水解程度越大，酸性越強(qiáng)，PH越小;

外界條件對(duì)平衡移動(dòng)也有影響，移動(dòng)方向應(yīng)符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例：

①.溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升溫平衡右移，水解程度增大。

②.濃度：改變平衡體系中每一種物質(zhì)的濃度，都可使平衡移動(dòng)。鹽的濃度越小，水解程度越大。

③.溶液的酸堿度：加入酸或堿能促進(jìn)或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移動(dòng)而促進(jìn)水解;若加入酸，則抑制水解。

同種水解相互抑制，不同水解相互促進(jìn)。(酸式水解——水解生成H+;堿式水解——水解生成OH-)

三.鹽類的水解實(shí)例

(一).以NH4+ + H2O=可逆號(hào)=NH3·H2O + H+ 為例:

條件c(NH4+)c(NH3·H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移動(dòng)方向

加熱減少增大增大減少減小增大正向

加水減少減少減少增大增大增大正向

通入氨氣增大增大減少增大增大減少逆向

加入少量NH4Cl固體增大增大增大減少減小減少正向

通入氯化氫增大減少增大 減少減小減少逆向

加入少量NaOH固體減少增大減少增大增大增大正向

(二)以CH3COO- + H2O=可逆號(hào)=CH3COOH + OH- 為例：

條件c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度平衡移動(dòng)方向

加熱減少增大增大減少增大增大正向

加水減少減少減少增大減小增大正向

加入冰醋酸增大增大減少增大減小減少逆向

加入少量醋酸鈉固體增大增大增大減少增大減少正向

通入氯化氫減少增大減少增大減小增大正向

加入少量NaOH固體增大減少增大減少增大減少逆向

四、水解過(guò)程中的守恒問(wèn)題

(以NaHCO3水解為例，HCO3-既水解又電離)

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

①.電荷守恒——溶液中所有陽(yáng)離子帶的正電荷等于所有陰離子帶的負(fù)電荷(即溶液呈電中性)

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

②.物料守恒(原子守恒)——溶液中某些離子能水解或電離，這些粒子中某些原子總數(shù)不變，某些原子數(shù)目之比不變

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

③.水的電離守恒(質(zhì)子守恒)(也可以由上述兩式相減得到，最好由上述兩式相減得到)

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

五、雙水解反應(yīng)

雙水解反應(yīng)——一種鹽的陽(yáng)離子水解顯酸性，一種鹽的陰離子水解顯堿性，當(dāng)兩種鹽溶液混合時(shí)，由于H+和OH-結(jié)合生成水而相互促進(jìn)水解，使水解程度變大甚至完全進(jìn)行的反應(yīng)。

①.完全雙水解反應(yīng)

離子方程式用==表示，標(biāo)明↑↓，離子間不能大量共存

種類：Al3+與CO32- HCO3- S2-，HS-,亞硫酸氫根，偏鋁酸根

Fe3+與CO32- HCO3-

2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑

②.不完全雙水解反應(yīng)

離子方程式用可逆符號(hào)，不標(biāo)明↑↓，離子間可以大量共存

種類：NH4+與CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根陰離子

③.并非水解能夠相互促進(jìn)的鹽都能發(fā)生雙水解反應(yīng)

有的是發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓

有的是發(fā)生氧化還原反應(yīng)——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl

PS：離子間不能大量共存的條件——生成沉淀、氣體、水、微溶物、弱電解質(zhì);發(fā)生氧化還原、完全雙水解反應(yīng)

(多元弱酸的酸式酸根離子不能與H+或OH-離子共存;在酸性條件下，NO3-和MnO4-具有強(qiáng)氧化性)

六、鹽溶液蒸干后

①.鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干后得到其氫氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3，如繼續(xù)蒸則最終產(chǎn)物是Fe2O3

鹽水解生成難揮發(fā)性酸或強(qiáng)堿，蒸干后得到原溶質(zhì)，如Na2SO4

②.陰陽(yáng)離子均易水解的鹽，蒸干后得不到任何物質(zhì)，如(NH4)2S

③.易被氧化的物質(zhì)，蒸干后得到其氧化產(chǎn)物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4

④.受熱易分解的物質(zhì)，蒸干后得到其分解產(chǎn)物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2

七、鹽類水解的應(yīng)用

①.配制FeCl3溶液——將FeCl3先溶于鹽酸，再加水稀釋

②.制備Fe(OH)3膠體——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加熱至沸騰以促進(jìn)Fe3+水解

Fe3++3H2O=加熱=Fe(OH)3(膠體)+3H+

③.泡沫滅火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑

④.純堿作洗滌劑——加熱促進(jìn)其水解，堿性增加，去污能力增強(qiáng)

八、鹽類水解內(nèi)容補(bǔ)充

①.電離大于水解(溶液呈酸性)的離子——亞硫酸氫根，磷酸二氫根，草酸氫根HC2O4-

硫酸氫根。

其余多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大于電離(溶液呈堿性)

水解大于電離，硫氫根、碳酸氫根;

②.pH 酸<酸式水解的鹽 堿>堿式水解的鹽

③.酸根離子相應(yīng)的酸越弱，其強(qiáng)堿弱酸鹽的堿性越強(qiáng)

如酸性 Al(OH)3NaHCO3 (碳酸根對(duì)應(yīng)的酸為HCO3-)

九、鹽類水解的規(guī)律

有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。

1.強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽水解，溶液呈酸性。

2.強(qiáng)堿和弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性。

3.強(qiáng)酸強(qiáng)堿不水解，溶液呈中性(不一定,如NaHSO4)

4.弱酸弱堿鹽強(qiáng)烈水解。

5.強(qiáng)酸酸式鹽，取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小

十、酸式鹽

酸式鹽定義： 電離時(shí)生成的陽(yáng)離子(易失電子)除金屬離子【或NH4+(有金屬離子性質(zhì))】外還有氫離子，陰離子(易得電子)為酸根離子的鹽。

1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿酸式鹽

只電離不水解的酸式鹽，顯強(qiáng)酸性。如：NaHSO4

2、弱酸強(qiáng)堿酸式鹽

既電離又水解的酸式鹽，酸堿性視其電離和水解的相對(duì)強(qiáng)度而定。

(1)電離>水解

如NaH2PO4,NaHSO4,顯酸性。

(2)電離<水解

如NaHCO3,NaHS，顯堿性。

3、酸式鹽的考察：比較溶液離子濃度，比較溶液酸堿性等問(wèn)題。

鹽類水解原理及應(yīng)用

1.鹽類水解實(shí)質(zhì)

鹽電離出來(lái)的弱酸根或弱堿的陽(yáng)離子跟水電離出來(lái)的微粒H+或OH-生成弱酸或弱堿，從而促進(jìn)水的電離。

2.利用

用純堿溶液清洗油污時(shí)，加熱可以增強(qiáng)其去污能力。

在配置易水解的鹽溶液時(shí)，如氯化鐵溶液為了抑制水解可加入少量的鹽酸，以防止溶液渾濁。

有些鹽水解可生成難溶于水的氫氧化物成膠體且無(wú)毒，可用作凈水劑，如鋁鹽鐵鹽,明礬(硫酸鋁鉀)。

鹽類水解方程式的書寫規(guī)律

(1)鹽類水解的程度一般遠(yuǎn)小于其逆過(guò)程——中和反應(yīng)，所以水解反應(yīng)用可逆符號(hào)表示，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標(biāo)“↓”或“↑”，也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫成其分解產(chǎn)物的形式。

(2)鹽類水解的離子反應(yīng)遵循電荷原則，所以陽(yáng)離子水解，H+多余，溶液呈酸性，陰離子水解，OH-多余，溶液呈堿性。

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)多元弱酸相應(yīng)的鹽水解與多元弱酸的電離一樣是分步進(jìn)行的，每一步水解分別用一個(gè)水解離子方程式表示，不能連等，不能合并，每一步的水解程度也與分步電離一樣，呈現(xiàn)大幅下降的趨勢(shì)，如Na3PO4的水解依次為：

PO43-+ H2O HPO42-+ OH-

HPO42-+ H2O H2PO4-+ OH-

H2PO4-+ H2O H3PO4+ OH-

(4)多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫成一步，如：

Al3++3H2O〓 Al(OH)3 + 3H+

(5)多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子在水溶液中既有電離產(chǎn)生H+的可能，又有水解產(chǎn)生OH-的可能，溶液的酸堿性由電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱來(lái)決定，即當(dāng)電離趨勢(shì)大于水解趨勢(shì)時(shí)，溶液呈酸性，應(yīng)該用電離方程式來(lái)表示酸性的產(chǎn)生(如NaH2PO4、NaHSO3等)，當(dāng)電離趨勢(shì)小于水解趨勢(shì)時(shí)，溶液呈堿性，應(yīng)該用相應(yīng)的水解方程式來(lái)表示堿性的產(chǎn)生(如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等)。

鹽類的水解的例題

例1.下列離子反應(yīng)方程式中，不屬于水解反應(yīng)的是

A.NH4++H2O=可逆號(hào)=NH3·H2O+H+

B.NH3·H2O=可逆號(hào)=NH4++OH-

C.HCO3-+H2O=可逆號(hào)=H3O++CO32-

D.AlO2-+2H2O=可逆號(hào)=Al(OH)3+OH-

分析與解答：

B、C選項(xiàng)是電離方程式，水解反應(yīng)后一定有弱酸或弱堿。

答案：B、C

例2.若室溫時(shí)，0.1mol/L的鹽NaX溶液的pH=9。則該溶液中起水解的X-占全部的X-的

A.0.01%　B.0.09%　C.1.0%　D.無(wú)法確定

分析與解答：

NaX的水解反應(yīng)為：X- + H2O=可逆號(hào)=HX+OH-，起水解反應(yīng)c(X-)=c(OH—)=1×10-5mol/L，水解率為=0.01%

答案：A

例3.25℃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(　)

①KNO3?、贜aOH　③CH3COO NH4?、躈H4Cl

A.①>②>③>④　B.④>③>①>②

C.③>④>②>①　D.③>④>①>②

分析與解答：

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NH和CH3COO均可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3·H2O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NH可以發(fā)生水解生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，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

小結(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。

例4.SOCl2為一種易揮發(fā)的液體，當(dāng)其與水相遇時(shí)劇烈反應(yīng)，生成一種能使品紅褪色的氣體寫出該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。

分析與解答：

SOCl2中S為+4價(jià)，O為-2價(jià)，Cl為-1價(jià)，當(dāng)其與水相遇時(shí)所生成的使品紅褪色的氣體應(yīng)是SO2，本反應(yīng)不是氧化——還原反應(yīng)。故其反應(yīng)方程式為SOCl2+H2O=SO2­+2HCl，本題雖屬于水解反應(yīng)，但有別于鹽類的水解，而且根據(jù)題目所述劇烈反應(yīng)，可以判斷該反應(yīng)進(jìn)行的徹底故用“=”表示之。

參考練習(xí)

1.常溫下，0.1mol/L的下列溶液中，水的電離程度大小排列順序正確的是

①AlCl3?、贙NO3?、跱aOH　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為8.4，0.1mol/LNa2CO3溶液的pH為11.4，則NaHCO3溶液中由H2O電離出c(OH-)是Na2CO3溶液中由H2O電離出的c(OH-)的

A.3倍　B.1/3倍

C.103倍　D.10-3倍

3.物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3?、贜aHCO3?、跦2CO3?、?NH4)2CO3?、軳H4HCO3中c(CO32-)由小到大的排列順序?yàn)?/p>

A.⑤④③②①　B.③⑤②④①

C.③②⑤④①　D.③⑤④②①

4.下列微粒中，不能促進(jìn)水電離的是(　)

A.所有離子中半徑最小的離子

B.含有的電子數(shù)和質(zhì)子數(shù)均與Na+相同，共含有5個(gè)原子核的微粒

C.還原性最弱的非金屬陰離子

D.含有2個(gè)原子核，10個(gè)電子的陰離子

5.能證明醋酸是一種弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)是(　)

A.醋和水以任意比例溶解

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

C.1mol/L CH3COONa溶液的pH大約是9

D.1mol/L CH3COOH溶液能使石蕊試液變紅

參考答案：

1B

2D

3B

4AD

5 C

一、鹽類水解實(shí)質(zhì)的理解

1.鹽類水解實(shí)質(zhì)是鹽中的弱離子(弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子)與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)(即弱酸或弱堿)從而促進(jìn)了水的電離。

2.鹽溶液水解顯酸性或堿性，也正是由于鹽中的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)，從而使得溶液中獨(dú)立存在的C(H+)不等于C(OH-)。

3.若鹽水解顯酸性，則溶液中的C(H+)全都來(lái)自于水的電離;

若鹽水解顯堿性，則溶液中的C(OH-)全都來(lái)自于水的電離。

例1：室溫下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH-)分別為amol/L和bmol/L;則a/b=

解析pH=9的NaOH溶液，水的電離平衡受到抑制，溶液中的OH-主要來(lái)自NaOH，H+來(lái)自于水的電離，所以C(OH-)水=10-9mol/L;

pH=9的CH3COONa溶液，OH-完全來(lái)自于水的電離，即C(OH-)水=10-5mol/L。

答案：1：10000

二、影響鹽類水解程度大小的因素

1.內(nèi)因：即鹽中弱離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成的弱電解質(zhì)越難電離(電離常數(shù)越小)，對(duì)水的電離平衡的促進(jìn)作用就越大，鹽的水解程度就越大。

例2：已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是____

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+)

解析根據(jù)“越弱越水解”的原則，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)溫度：升溫，促進(jìn)水解

水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。

(2)濃度：

加水，促進(jìn)水解;但對(duì)于水解顯酸性的鹽，酸性下降;對(duì)于水解顯堿性的鹽，堿性下降。

加鹽，水解平衡向正向移動(dòng)，但鹽的水解程度下降，對(duì)于水解顯酸性的鹽，溶液的酸性增強(qiáng)，對(duì)于水解顯堿性的鹽，溶液的堿性增強(qiáng)。

(3)酸、堿

對(duì)于水解顯酸性的鹽，加酸會(huì)抑制水解，加堿會(huì)促進(jìn)水解;

對(duì)于水解顯堿性的鹽，加堿會(huì)抑制水解，加酸會(huì)促進(jìn)水解;

(4)鹽

水解顯酸性的鹽溶液與對(duì)于水解顯堿性的鹽溶液混合，兩種鹽水解互促水解均顯酸(堿)性的鹽溶液混合，兩種鹽水解一般互相抑制。

例3：比較下列溶液的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，但酸性減弱;

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