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第23 讲 盐类水解
【化学学科素养】
1.变化观念与平衡思想：认识盐类水解有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析盐类水解
平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关盐类水解的判断问题；能从问题和假设出发，确定探究目
的，设计探究方案，进行实验探究。
3.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识盐类水解的本质特征，建立模型。能运
用模型解释盐类水解平衡的移动，揭示现象的本质和规律。
【必备知识解读】
一、盐类水解及其规律
1.定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2.实质
盐电离―→―→
破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性
3.特点
→水解反应是可逆反应
｜
→水解反应是酸碱中和反应的逆反应
｜
→水解反应程度很微弱
4.规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
是否
水解
水解的离子
溶液的
酸碱性
溶液的pH
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
中性
pH＝7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NH、Cu2＋
酸性
pH＜7
弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、CO
碱性
pH>7
5.盐类水解离子方程式的书写要求
(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“
表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，
所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
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(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
(3)多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但通常简化为一步表示。
盐的类型
实例
水解的离子方程式
一元弱酸
盐/弱碱盐
NH4Cl
NH4
+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H+
CH3COONa
CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-
多元弱酸盐
Na2CO3
CO3
2- ＋ H2O ⇌ HCO3
- ＋ OH- ；HCO3
- ＋ H2O ⇌ H2CO3 ＋ OH-
Na2S
S2- + H2O ⇌ HS- + OH- ；HS- + H2O ⇌ H2S + OH-
多元弱碱盐
FeCl3
Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+
CuCl2
Cu2+ + 2H2O ⇌ Cu(OH)2 + 2H+
(4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑” “↓”等。
二、盐类水解的影响因素
1.内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞
NaHCO3。
2.外因
3.以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。
条件
移动方向
H＋数
pH
现象
升温
向右
增多
减小
颜色变深
通HCl
向左
增多
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增多
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减小
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
三、盐类水解的应用
(1)判断离子能否大量共存
若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的
相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与AlO、CO、HCO。
(2)判断盐溶液蒸干时所得的产物
①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸
干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②盐溶液水解生成挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧
得Al2O3。
③考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧
后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3
和HCl。
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④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。
如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(3)保存、配制某些盐溶液
如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放
Na2CO3、CH3COONa、Na2S 等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
(4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水
如实验室制备Fe(OH)3胶体的原理为FeCl3＋3H2O====Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。
明矾净水的原理：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。
(5)解释热的纯碱溶液去污能力强
碳酸钠溶液中存在水解平衡CO＋H2O
HCO＋OH－，升高温度，水解平衡右移，c(OH－)增大。
(6)解释泡沫灭火器的反应原理
成分NaHCO3、Al2(SO4)3发生反应Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
【关键能力拓展】
一、水解平衡常数
1. 定义：盐类水解反应的平衡常数（或水解常数），用Kh表示。
2. 表达式
对于水解方程式：A- + H2O ⇌ HA + OH- ，其平衡常数可表示为：Kh = c(HA)·c(OH
-)
c( A
-)
3. 意义：Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。杨sir 化学，侵权必究
4. 影响因素：对于确定的离子，其水解常数只受温度影响。温度越高，水解常数越大。
5. 与电离常数的关系
Kh = K w
Ka
（Ka为弱酸的电离平衡常数）或Kh = K w
Kb
（Kb为弱碱的电离平衡常数）
二、影响盐类水解的因素
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小(即稀释)
右移
增大
减小
外加酸碱
酸性盐加酸
左移
减小
减小
酸性盐加碱
右移
增大
增大
外加其他
盐
酸性盐加酸性盐
相互抑制(如NH4Cl 中加FeCl3)
酸性盐加碱性盐
相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]
三、判断盐溶液蒸干时所得的产物
1. 水解生成难挥发性酸的强碱盐，蒸干后一般得原物质。
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如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
2. 水解生成易挥发性酸的强碱盐，一般蒸干后得对应的氢氧化物，灼烧后得对应的氧化物。
如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。杨sir 化学，侵权必究
3. 若该盐受热易分解，蒸干灼烧后一般得到其分解产物。
如Ca(HCO3)2 → CaCO3(CaO)；NaHCO3 → Na2CO3；KMnO4 → K2MnO4和MnO2；NH4Cl → NH3和
HCl。
4. 还原性盐在蒸干时，易被空气中的O2氧化，得到其氧化产物。
如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
【核心题型例解】
高频考点一 盐类水解的方程式
【例1】下列水解的离子方程式正确的是
A．NH +H2O⇌NH3•H2O+H+
B．Br﹣+H2O⇌HBr+OH﹣
C．CO
+2H2O⇌H2CO3+2OH﹣
D．Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3↓+3H+
【变式探究】下列反应的离子方程式书写有误的是
A．向含Al3+的溶液中滴加过量氨水：
B．含Al3+的溶液呈酸性的原因：
C．红热的铁与水蒸气反应：
D．Ag2O 溶于稀盐酸：
高频考点二 盐类水解的实质及规律
【例2】（2022·浙江卷）水溶液呈酸性的盐是
A.NH4Cl
B.BaCl2
C.H2SO4
D.Ca(OH)2
【方法技巧】盐类水解的规律及拓展应用
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。
如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，则溶液呈碱性。
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如NaHCO3溶液中：HCO
H＋＋CO(次要)，HCO＋H2O
H2CO3＋OH－(主要)。
同类离子还有HS－、HPO。
②若电离程度大于水解程度，则溶液呈酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO
H＋＋SO(主要)，HSO＋H2O
H2SO3＋OH－(次要)。
同类离子还有H2PO。
(3)相同条件下的水解程度
①正盐>相应酸式盐。
如相同条件下水解程度：CO>HCO。
②水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如相同条件下NH 的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
(4)弱酸弱碱盐中的阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相
对大小。
当K 酸＝K 碱(K 为电离常数)时，溶液呈中性，如CH3COONH4；当K 酸>K 碱时，溶液呈酸性，如
HCOONH4；当K 酸<K 碱时，溶液呈碱性，如NH4CN。
【变式探究】 下列各组离子中存在可以水解的阴离子，且对离子组在溶液中能否大量共存的判断和
分析均正确的是
选
项
离子组
判断和分析
A
中性溶液中：
能大量共存，四种离子间不反应
B
不能大量共存，
与
发生相互
促进的水解反应
C
透明溶液中：
不能大量共存，含
的溶液显紫色
D
4 种离子浓度均为
的溶液中：
能大量共存，四种离子之间不反应
高频考点三 水解平衡及其影响因素
【例3】（2022·湖南卷）为探究
的性质，进行了如下实验(
和
溶液浓度均为
)。
实验
操作与现象
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①
在
水中滴加2 滴
溶液，呈棕黄色；煮沸，溶液变红褐色。
②
在
溶液中滴加2 滴
溶液，变红褐色；再滴加
溶液，产生蓝
色沉淀。
③
在
溶液中滴加2 滴
溶液，变红褐色；将上述混合液分成两份，一份滴加
溶液，无蓝色沉淀生；另一份煮沸，产生红褐色沉淀。
依据上述实验现象，结论不合理的是
A. 实验①说明加热促进
水解反应
B. 实验②说明
既发生了水解反应，又发生了还原反应
C. 实验③说明
发生了水解反应，但没有发生还原反应
D. 整个实验说明
对
的水解反应无影响，但对还原反应有影响
【变式探究】在其他条件不变的情况下，升高温度，下列数值不一定增大的是
①水解平衡常数 ②化学平衡常数 ③水的离子积 ④物质的溶解度
A．②③
B．②④
C．③④
D．①④
高频考点四 盐类水解的应用
【例4】（2022·海南卷）NaClO 溶液具有添白能力，已知25℃时，
。下列关于
NaClO 溶液说法正确的是
A. 0.01mol/L 溶液中，
B. 长期露置在空气中，释放
，漂白能力减弱
C. 通入过量
，反应的离子方程式为
D. 25℃，
的NaClO 和HClO 的混合溶液中，
【变式探究】下列有关物质的用途或现象与盐的水解无关的是
A．某雨水样品采集后放置一段时间，
由4.68 变为4.28
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B．实验室中盛放
溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
C．
与
两种溶液可用作泡沬灭火剂
D．
与
溶液可用作焊接金属时的除锈剂
高频考点四 水解平衡、电离平衡的综合
【例4】（2022·辽宁卷）甘氨酸
是人体必需氨基酸之一、在
时，
、
和
的分布分数【如
与溶液
关系如图】。下列说法错误的是
A. 甘氨酸具有两性
B. 曲线c 代表
C.
的平衡常数
D.
【方法技巧】分析盐类水解问题的基本思路
(1)找出存在的水解平衡体系(即可逆反应或可逆过程)，并写出水解反应方程式，使抽象问题具体化。
(2)然后依据水解平衡方程式找出影响水解平衡的条件，并判断水解平衡移动的方向。
(3)分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。
【变式探究】已知
是一种二元弱酸。室温下，10 mL 0.1 mol·L-1
溶液的pH 约为
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5.5，向其中滴加酸性
溶液，振荡，溶液褪色。下列有关说法正确的是
A．室温下，
B．该0.1 mol·L-1
溶液中存在：
C．该0.1 mol·L-1
溶液中存在：
D．该实验中
被还原成
，则主要反应的离子方程式为：
高频考点五 离子浓度大小比较
【例5】取两份10 mL 0.05 mol·L－1 的NaHCO3溶液，一份滴加0.05 mol·L－1的盐酸，另一份滴加0.05
mol·L－1 NaOH 溶液，溶液的pH 随加入酸(或碱)体积的变化如图。
下列说法不正确的是( )
A．由a 点可知：NaHCO3溶液中HCO 的水解程度大于电离程度
B．a→b→c 过程中：c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)逐渐减小
C．a→d→e 过程中：c(Na＋)<c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
D．令c 点的c(Na＋)＋c(H＋)＝x，e 点的c(Na＋)＋c(H＋)＝y，则x>y
【方法技巧】
1．比较粒子浓度关系时紧扣两个微弱
(1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如
稀醋酸溶液中：CH3COOH
CH3COO－＋H＋、H2O
OH－＋H＋，粒子浓度由大到小的顺序为
c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀
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CH3COONa 溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋、CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－、H2O
H
＋＋OH－，粒子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液的酸碱性的比较
(1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力的相对强弱。如
NaHCO3溶液中HCO 的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。
(2)多元弱酸的强碱正盐溶液中，多元弱酸根离子的水解以第一步为主。如Na2S 溶液中：c(Na＋)＞c(S2
－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)。
3．规避等量关系中的两个易失分点
(1)电荷守恒式不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的系数“2”代表一个CO 带两个负电荷，不可
漏掉。
(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S 溶液中的物料守恒式c(Na＋)＝2[c(S2－)＋
c(HS－)＋c(H2S)]中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2 倍。
【变式探究】25℃时，有
的一组醋酸、醋酸钠混合溶液，溶
液中
、
与pH 的关系如图所示。下列有关溶液中离子浓度关系的叙述错误的是
A．
的溶液中：
B．W 点的溶液中：
C．
的溶液中：
D．向W 点所表示的1.0L 溶液中通入0.05molHCl 气体(溶液体积变化可忽略)：
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