鹽類的水解（酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)）.

1.含義：溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出的離子結(jié)合弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

＋－

實(shí)質(zhì)：在溶液中鹽電離出來的弱酸根陰離子或弱堿陽離子結(jié)合水電離出的H或OH，破壞了水的

電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性.

鹽+水酸+堿

條件：鹽必須溶于水，鹽中必須有弱酸根陰離子或弱堿陽離子

組成鹽的弱堿陽離子能水解顯酸性，組成鹽的弱酸根陰離子能水解顯堿性

2.類型：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽：NaCl、Na2SO4、KNO3、BaCl2

強(qiáng)酸弱堿鹽:CuSO4、FeCl3、NH4Cl、CH3COONa、(NH4)2SO4

強(qiáng)堿弱酸鹽:NaS、Na2CO3、NaHCO3

弱堿弱酸鹽:NH4HCO3、(NH4)2CO3、

A.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液呈中性，PH=7

B.強(qiáng)酸弱堿鹽水解，其實(shí)質(zhì)是弱堿陽離子水解，消耗了水中的OH-，使溶液中H+濃度相對(duì)較大，

C(H+)＞C(OH-),溶液呈酸性,PH<7.

C.強(qiáng)堿弱酸鹽水解，實(shí)質(zhì)是弱酸根離子水解，消耗了水中的H+，使C(H+)＜C(OH-),

溶液呈堿性,PH>7.

D.弱酸的酸式鹽既水解又電離，溶液所呈現(xiàn)的酸堿性取決于弱酸酸式根離子電離程度和水解程度相

對(duì)大小。若電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于電離程度，溶液呈堿性。

–2-

多元弱酸的酸式酸根離子，電離程度較大而使溶液呈酸性的有：HCO3、HPO4

---

水解程度較大而使溶液呈堿性的有：HS、H2PO4、HSO3。

NaHSO3溶液顯酸性、NaHCO3溶液顯堿性、NaHS溶液顯堿性

E.弱堿弱酸鹽其鹽溶液中陽離子結(jié)合水中的OH-，陰離子結(jié)合水中的H+，相互促進(jìn)水解，

水解程度較大,溶液的酸堿性由生成的弱堿和弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱決定:酸強(qiáng)于堿顯酸性，堿強(qiáng)于酸顯

堿性，酸堿相當(dāng)顯中性。

弱堿弱酸鹽除了CH3COONH4這個(gè)極為特殊的鹽外，幾乎會(huì)因?yàn)殛庪x子、陽離子分別水解顯堿性、

酸性，相互促進(jìn)而徹底水解。

F.陰陽離子相互促進(jìn)發(fā)生完全水解的特例

3.常見水解的弱離子

＋3＋3＋2＋

①.弱堿陽離子：NH4、Al、Fe、Cu等。

2－－2－2－－2－－－-

②.弱酸根離子：CO3、AlO2、SO3、S、HS、SiO3、ClO、CH3COO、F

–2---

HCO3、HPO4、H2PO4、HSO3等

③.因相互促進(jìn)水解不能大量共存的離子組合

3+－2－－2--2--

A.Al與HCO3、CO3、AlO2、SiO3、HS、S、ClO；

3+－2－－2--

B.Fe與HCO3、CO3、AlO2、SiO3、ClO；

+2-－

C.NH4與SiO3、AlO2

注：a.+與-、-雖能發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，但程度較弱，能大量共存。

NH4CH3COOHCO3

b.Fe3+在中性條件下已完全水解。

4.規(guī)律：難溶不水解，有弱才水解；

無弱不水解，越弱越水解；

都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性；

同強(qiáng)顯中性，都弱不一定

大小比較規(guī)律：

A.鹽對(duì)應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強(qiáng)。

按鹽溶液的PH判斷相應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱

如物質(zhì)的量濃度相同的三種鈉鹽NaX、NaY、NaZ的溶液，其PH依次為8、9、·10，則相應(yīng)的酸

HX、HY、HZ的相對(duì)強(qiáng)弱為HX＞HY＞HZ

2－－

B.相同條件下的水解程度：正鹽>相應(yīng)的酸式鹽，如CO3＞HCO3。

實(shí)質(zhì)：多元弱酸的酸根離子＞酸式酸根離子

C.相互促進(jìn)水解的鹽＞單獨(dú)水解的鹽＞水解相互抑制的鹽。

＋

如NH4的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。

5.特點(diǎn)（可以看作是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)）：

A.反應(yīng)可逆鹽類水解一般是可逆的，故存在水解平衡，平衡的移動(dòng)遵循勒夏特列原理。

B.程度微弱鹽類水解一般比較微弱，進(jìn)行程度小。

C.吸收熱量由于中和反應(yīng)為放熱，故鹽類水解吸收熱量。

6.水解方程式的書寫

通式為“鹽中能水解的離子+水弱酸（或弱堿）+OH-（或H+）”

①.水和弱電解質(zhì)，應(yīng)寫成分子式，不能拆成離子。

②.一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，用“”連接反應(yīng)物和生成物，水解生成的難溶性

或者揮發(fā)性物質(zhì)不標(biāo)“↑”或“↓”,也不把易分解的生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）

寫成其分解產(chǎn)物的形式。

溶液的離子方程式：3＋＋+

FeCl3Fe＋3H2O--Fe(OH)33H

③.發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)（雙水解反應(yīng)），由于水解徹底，用“===”連接反應(yīng)物和生成物，

水解生成的難溶性或者揮發(fā)性物質(zhì)要標(biāo)“↑”或“↓”,要把易分解的生成物（如NH3·H2O、

H2CO3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。雙水解反應(yīng)的離子方程式的書寫遵循“有氫無水、無氫

有水”的規(guī)律，離子的電荷守恒和質(zhì)量守恒。

3+2-

Al2S3溶液的離子方程式：2Al+3S+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

3＋-

NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液的混合Al+3HCO3=2Al(OH)3↓+3CO2↑

④.多元弱酸根離子（多元弱酸鹽）的分步水解分步書寫，溶液的酸堿性主要取決于第一步的水

解程度。

2---

Na2CO3溶液的離子方程式：第一步，CO3+H2OHCO3+OH，

--

第二步，HCO3+H2OH2CO3+OH，

⑤多元弱堿陽離子（多元弱堿鹽）的分步水解一步完成。

＋+

NH4Cl溶液的離子方程式：NH4＋H2O□NH3·H2O＋H

－-

CH3COONa溶液的離子方程式：CH3COO＋H2O□CH3COOH＋OH

7.影響因素：

A.內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)，構(gòu)成鹽的弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱（或構(gòu)成鹽的弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的堿越弱），

水解程度越大，溶液的堿性（或酸性）越強(qiáng)。

B.外因：受溫度、濃度及外加酸、堿、鹽的影響。

勒夏特列原理：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度、壓強(qiáng)、濃度），平衡將向著減弱這種改變

的方向移動(dòng)。

溫度：升高溫度能夠促進(jìn)水解，降低溫度能夠抑制水解

濃度：鹽溶液濃度越小，水解程度越大；鹽溶液濃度越大，水解程度越小。

外加酸、堿：水解顯酸性的鹽溶液，加堿會(huì)促進(jìn)水解，加酸會(huì)抑制水解；

水解顯堿性的鹽溶液，加酸會(huì)促進(jìn)水解，加堿會(huì)抑制水解。

外加鹽：加入與鹽的水解形式(性質(zhì))相反的鹽會(huì)促進(jìn)鹽的水解；

加入與鹽的水解形式(性質(zhì))相同的鹽會(huì)抑制鹽的水解。

溶液中離子的濃

因素水解平衡水解程度

度

溫度升高右移增大增大

增大右移減小增大

濃度

減小（稀釋）右移增大減小

促進(jìn)弱酸陰離子的水解，使其水解程度增大；抑制弱堿

酸

外加酸、陽離子的水解，使其水解程度減小

堿抑制弱酸陰離子的水解，使其水解程度減?。淮龠M(jìn)弱堿

堿

陽離子的水解，使其水解程度增大

注取決于兩種鹽的水解形式，水解顯酸性的鹽溶液跟水解意：

a..加能水解的鹽顯堿性的鹽溶液會(huì)促進(jìn)鹽的水解，均顯酸（堿）性的鹽判斷鹽

溶液會(huì)抑制鹽的水解。類是否

發(fā)生水

解以及水解后溶液的酸堿性,要看構(gòu)成鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱。

b.鹽類發(fā)生水解后，其水溶液往往顯酸性或堿性。但也有特殊情況，如弱酸弱堿鹽CH3COONH4

水解后，其水溶液接近于中性。

c.有些鹽溶液雖然顯酸性，但不一定發(fā)生水解。如NaHSO4溶液顯酸性，是由于NaHSO4發(fā)生電離

+++2-

產(chǎn)生H，即NaHSO4Na+H+SO4。因此判斷一種鹽是否發(fā)生水解，要分析其在水中發(fā)

生變化的本質(zhì)。

Fe3+在溶液中存在水解平衡:

3++

Fe+3H2OFe(OH)3+3H改變條件,影響結(jié)果如下表:

條件移動(dòng)方向n(H+)pH現(xiàn)象

升溫向右增大降低顏色變深

通HCl氣體向左增大降低顏色變淺

加H2O向右減小升高顏色變淺

加Fe粉向左減小升高顏色變淺

加NaHCO3產(chǎn)生紅褐色沉

向右減小升高

粉末淀及無色氣體

加濃FeCl3

向右增大減小顏色加深

溶液

8.水解平衡常數(shù)

水解平衡常數(shù)屬于平衡常數(shù)的一種，用Kh來表示。

9.在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中和化學(xué)實(shí)驗(yàn)室中的應(yīng)用

1、日常生活：

①明礬(鋁鹽)用作凈水劑

3＋

明礬溶于水電離產(chǎn)生的Al水解，生成的Al(OH)3膠體表面積大，吸附水中懸浮的雜質(zhì)而使水變

澄清。有關(guān)的離子方程式是：

3＋+

Al＋3H2O÷Al(OH)3(膠體)＋3H

②泡沫滅火劑（雙水解）

泡沫滅火器內(nèi)所盛裝藥品分別是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用時(shí)將兩者混合，鋁離子的

水解會(huì)促進(jìn)碳酸氫根離子的水解，從而使水解完全，而產(chǎn)生CO2和Al(OH)3。其水解方程式為：

3＋-

Al＋3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑

③熱純堿的去污：熱的純堿液去油污效果更好

純堿(Na2CO3)水解呈堿性，加熱能促進(jìn)水解，溶液的堿性增強(qiáng)，熱的純堿溶液去污效果增強(qiáng)。有

關(guān)的離子方程式是：

2---

CO3＋H2O÷HCO3＋OH

--

HCO3＋H2O÷H2CO3＋OH

④銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用（雙水解）

+＋2-

草木灰的主要成分為碳酸鉀，因?yàn)镹H4在水溶液中能發(fā)生水解生成H，CO3在水溶液中水解產(chǎn)

生OH－，當(dāng)二者同時(shí)存在時(shí)，二者水解產(chǎn)生的H＋和OH－能發(fā)生中和反應(yīng)，使水解程度都增大，

銨鹽水解產(chǎn)生的NH3·H2O易揮發(fā)而降低了肥效。

2、在工業(yè)生產(chǎn)中廣泛應(yīng)用

①除銹劑：焊接工業(yè)上用氯化銨作為金屬的除銹劑，是因?yàn)镹H4Cl水解溶液呈酸性（這種酸性

較弱而不至于對(duì)金屬產(chǎn)生很嚴(yán)重的腐蝕），從而與金屬表面的銹發(fā)生反應(yīng)而除去。

②物質(zhì)的提純：工業(yè)制備某些無水鹽時(shí)，不能用蒸發(fā)結(jié)晶的方法，如由MgCl2·6H2O制無水MgCl2

要在HCl氣流中加熱，否則：

MgCl2·6H2O÷Mg(OH)2+2HCl↑+4H2O

③工業(yè)上利用水解制備納米材料等。如用TiCl4制備TiO2：

TiCl4+(x+2)H2O(過量)÷TiO2·xH2O↓+4HCl

制備時(shí)加入大量的水，同時(shí)加熱，促進(jìn)水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。

3、在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用

（1）配制或貯存易水解的鹽溶液：

①某些強(qiáng)酸弱堿鹽在配制溶液時(shí)因水解而渾濁，需加相應(yīng)的酸來抑制水解，如在配制FeCl3時(shí)常加

入少量鹽酸來抑制FeCl3水解。

②某些弱酸強(qiáng)堿鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時(shí)，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液溶、NaF溶

液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。

（2）鹽溶液蒸干產(chǎn)物的判斷（判斷加熱濃縮某些鹽溶液的產(chǎn)物）：如加熱濃縮FeCl3溶液，F(xiàn)eCl3水

解生成Fe(OH)3和HCl，由于鹽酸易揮發(fā)，使水解平衡向右移動(dòng)，蒸干后得到的物質(zhì)為Fe(OH)3。

（3）制備膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體。

（5）判斷酸堿中和反應(yīng)至pH＝7時(shí)酸或堿的相對(duì)用量：如用氨水與鹽酸反應(yīng)至pH＝7時(shí)是氨水過量。

3＋-

（6）判斷溶液中離子能否大量共存：如Al與HCO3等因水解互相促進(jìn)不能大量共存。

10.鹽溶液蒸干、灼燒時(shí)所得產(chǎn)物的類型

(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí),蒸干后一般得原物質(zhì),如CuSO4(aq)CuSO4(s)。

鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí),蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。

(2)酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。

(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解。

Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解,因此蒸干灼燒后分別得到:CaCO3(CaO)、Na2CO3、

K2MnO4和MnO2、NH3和HCl。

(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化。例如Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。

11.溶液離子濃度大小比較的具體分析

電離理論：電離過程是微弱的，發(fā)生電離的微粒的濃度大于電離生成微粒的濃度。

水解理論：水解過程是微弱的，發(fā)生水解的微粒的濃度大于水解生成微粒的濃度。

一般情況下，水的電離程度視為最微弱的。

(1)單一溶液中各離子濃度的比較

①多元弱酸溶液，多元弱酸分步電離,電離程度逐級(jí)減弱。

＋2－3－

在H3PO3溶液中，c(H)＞c(H2PO)＞c(HPO4)＞c(PO4)。

②多元弱酸的正鹽溶液(如Na2CO3溶液)，多元弱酸的弱酸根離子分步水解,水解程度逐級(jí)減弱。

注意：要分清主次關(guān)系。即鹽完全電離，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步

水解大于水的電離。

＋2－－－

Na2CO3溶液中：c(Na)＞c(CO3)＞c(OH)＞c(HCO3)。

③多元弱酸的酸式鹽溶液，若酸式酸根的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大

于電離程度，溶液呈堿性。

注意：考慮酸式酸根水解程度和電離程度的相對(duì)大小。

+－-+

NaHCO3溶液中：c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)

常見的單一溶液中離子濃度大小比較

①HClO溶液中微粒濃度由大到小的順序(H2O除外)是:

c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)

②H2CO3溶液中粒子濃度由大到小順序是：

＋-2--

c(H2CO3)>c(H)>c(HCO3)>c(CO3)>c(OH)

③NH4Cl溶液中離子濃度由大到小的順序是：

-+＋-

c(Cl)>c(NH4)>c(H)>c(OH)

④NaHCO3溶液中離子濃度由大到小的順序是：

+--+2-

c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)>c(CO3)

⑥Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序是：

+2---+

c(Na)>c(CO3)>c(OH)>c(HCO3)>c(H)

⑦CH3COONa溶液中離子濃度由大到小的順序是：

＋－－＋

C(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H)

(2)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)它的影響。

在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：

①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，

-＋＋會(huì)＋

CH3COONH4溶液中的CH3COO促進(jìn)NH4的水解程度，NH4HSO4溶液溶質(zhì)電離的產(chǎn)生H抑制NH4

的水解。

（3）混合溶液中離子濃度的比較

分子的電離程度大于離子的水解程度

＋

物質(zhì)的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合，NH3·H2O的電離與NH4的水解互相抑制，但

＋－＋＋－

NH3·H2O的電離程度大于NH4的水解程度，溶液呈堿性，c(OH)＞c(H)，同時(shí)c(NH4)＞c(Cl)，

＋－－＋

各離子濃度的大小順序?yàn)閏(NH4)＞c(Cl)＞c(OH)＞c(H)

分子的電離程度小于離子的水解程度

-

物質(zhì)的量濃度相同的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合，HCN的電離程度小于CN水解的程度，

溶液呈堿性，各離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+),且c（HCN）>c(Na+)

常見的混合溶液離子濃度的大小比較

①物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等體積混合，溶液中存在的離子濃度大小關(guān)系：

+--++

c(Na)＝c(Cl)>c(OH)>c(NH4)>c(H)

②物質(zhì)的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合，溶液中存在的微粒濃度大小關(guān)系：

+--+

c(NH4)>c(Cl)>c(NH3·H2O)>c(OH)>c(H)

③物質(zhì)的量濃度相同的CH3COONa溶液、CH3COOH溶液等體積混合，CH3COOH的電離程度大于

CH3COONa的水解程度，溶液中存在的微粒濃度大小關(guān)系：

-++-

c(CH3COO)>c(Na)>c(CH3COOH)>c(H)>c(OH)

④物質(zhì)的量濃度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等體積混合，CH3COOH酸性比HClO強(qiáng)，因此

--

ClO的水解能力比CH3COO強(qiáng)，溶液中存在的微粒濃度大小關(guān)系：

+---+

c(Na)>c(CH3COO)>c(ClO)>c(OH)>c(HClO)>c(CH3COOH)>c(H)

⑤物質(zhì)的量濃度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等體積混合，溶液中存在的微粒濃度大小關(guān)系：

+-2--+

c(Na)>c(HCO3)>c(CO3)>c(OH)>c(H2CO3)>c(H)

溶液中離子濃度大小比較的方法思路

(1)先確定溶液中的溶質(zhì)成分及各自物質(zhì)的量濃度大小。

(2)寫出電離方程式、水解方程式，找出溶液中存在的離子。

(3)依據(jù)電離和水解程度的相對(duì)大小，比較離子濃度大小。

3.電解質(zhì)溶液中的三大守恒關(guān)系（離子濃度的定量關(guān)系）

（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽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。

＋－－＋2－

NaHCO3溶液中的粒子：Na、OH、HCO3、H、CO3、H2CO3

++-2--++-2--

n(Na)＋n(H)＝n(HCO3)＋2n(CO3)＋n(OH)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3]＋2[CO3]＋[OH]

（2）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