第35讲盐类的水解（讲义）-（解析版）_05-化学-高考总复习_一轮复习_2024年_2024年高考化学一轮复习讲义+分层练习_资料

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第35 讲 盐类的水解
1.了解盐类水解的原理及一般规律。
2.掌握盐类水解离子方程式的书写。
3.了解影响盐类水解程度的主要因素。 
4.了解盐类水解的应用。
5.能利用水解常数(Kh)进行相关计算。
考点一  盐类的水解及其规律
1．盐类的水解
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
(25 ℃)
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
2.盐类水解离子方程式的书写
(1)一般要求
⇒⇒
如NH4Cl 水解的离子方程式为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
任务目标
必备知识
1
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(2)盐水解离子方程式的书写
a．多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主。
如Na2CO3水解的离子方程式为
第一步水解
CO＋H2OHCO＋OH－
第二步水解
HCO＋H2OH2CO3＋OH－
b．多元弱碱盐水解：方程式一步写完。
如FeCl3水解的离子方程式为
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
c．双水解：水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
如Na2S 溶液与AlCl3溶液混合反应的离子方程式为
2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
特别提醒：
(1)判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。
(2)盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如：NaCl 溶液呈中性，是因为NaCl 是强酸强碱盐，不
水解。又如CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH 的水解程度相当，即水解过程中H＋和OH－
消耗量相等，所以CH3COONH4溶液仍呈中性。
(3)有些盐溶液虽然显酸性，但不一定发生水解。如NaHSO4溶液显酸性，只电离，不水解。
3．盐的水解常数(Kh)：
MA 表示强碱弱酸盐，则A－水解的离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－。
Kh＝＝＝(Ka——HA 的电离常数)。
同理：强酸弱碱盐(如NH4Cl)的水解常数(Kh)与弱碱电离常数(Kb)之间的关系：Kh＝
1．已知常温下浓度为0.1 mol·L－1的下列溶液的pH 如表所示：
溶质
NaF
NaClO
Na2CO3
pH
7.5
9.7
11.6
下列有关说法正确的是（  ）
A．加热0.1 mol·L－1NaClO 溶液测其pH，pH 小于9.7
要点突破
2
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B．0.1 mol·L－1Na2CO3溶液中，存在关系：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO
)＋2c(H2CO3)
C．根据上表数据得出三种酸电离平衡常数大小关系为：HF>HClO>H2CO3(一级电离平衡常数)
D．pH＝2 的HF 溶液与pH＝12 的NaOH 溶液以体积比1∶1 混合，则有c(Na＋)＝c(F－)>c(H＋)＝c(OH－)
【答案】B
【解析】A．加热0.1mol·L-1NaClO 溶液，次氯酸根离子的水解程度增大，溶液的pH 增大，则溶液的pH 大
于9.7，故A 错误；
B．0.1mol·L-1Na2CO3溶液中，根据质子守恒可得c(OH－)＝c(HCO
)＋2c(H2CO3) +c(H＋)，则c(OH－)－c(H＋)＝c(
)＋2c(H2CO3)，故B 正确；
C．溶液的pH 越大，酸根离子的水解程度越大，对应酸的酸性越弱，根据上表数据得出酸性强弱为：HF＞
HClO＞
，则得出的酸的电离程度为：HF＞HClO＞H2CO3（二级电离平衡常数），故C 错误；
D．pH=2 的HF 溶液与pH=12 的NaOH 溶液以体积比1:1 混合，氟化氢为弱酸，则混合液中氟化氢过量，溶
液显示酸性，结合电荷守恒可得c(F-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)，故D 错误；
2．室温下，取20 mL 0.1 mol·L−1某二元酸H2A，滴加0.1 mol·L−1 NaOH 溶液。已知：H2A=H+＋HA−，
HA−⇌H+＋A2−。下列说法不正确的是（  ）
A．0.1 mol·L−1 H2A 溶液中有c（H+）－c（OH−）－c（A2−）＝0.1 mol·L−1
B．当滴加至中性时，溶液中c（Na+）＝c（HA−）＋2c（A2−），用去NaOH 溶液的体积小于10 mL
C．当用去NaOH 溶液体积10 mL 时，溶液的pH＜7，此时溶液中有c（A2−）＝c（H+）－c（OH−）
D．当用去NaOH 溶液体积20 mL 时，此时溶液中有c（Na+）＝2c（HA−）＋2c（A2−）
【答案】B
【解析】A. 0.1 mol·L−1H2A 溶液存在电荷守恒，其关系为c（H+）=c（OH−）+2c（A2−）+ c（HA−），因而c
（H+）-c（OH−）-c（A2−）= c（A2−）+c（HA−）=0.1mol·L−1，选项A 正确；
B.若NaOH 用去10mL，反应得到NaHA 溶液，由于HA−⇌H+＋A2−，溶液显酸性，因而滴加至中性时，需要加
入超过10mL 的NaOH 溶液，选项B 错误；
C.当用去NaOH 溶液体积10 mL 时，得到NaHA 溶液，溶液的pH＜7，存在质子守恒，其关系为c（A2−）＝c
（H+）－c（OH−），选项C 正确；
D.当用去NaOH 溶液体积20 mL 时，得到Na2A 溶液，根据物料守恒有：c（Na+）＝2c（HA−）＋2c（A2−），
选项D 正确。
3
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3．常温下，几种酸的电离常数如表所示：
酸
电离方程式
电离常数
HClO
回答下列问题：
(1)物质的量浓度均为0.1mol/L 的①NaClO 溶液  ②
溶液  ③
溶液  ④
溶液，
pH 由大到小的顺序是______________(填标号)。
(2)用离子方程式表示NaClO 溶液呈碱性的原因：_____________________。
(3)0.1mol/L
溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序是________，只改变下列一个条件，能使
与
的比值变大的是_______(填标号)。
A．加入
固体    B．通入少量HCl
C．降低溶液温度        D．加入少量NaOH 固体
(4)假设25℃时，0.1mol/L
溶液中由水电离出的
浓度为
，则在该温度下此溶液中氨
水的电离常数
__________。
【答案】（1）②①④③    （2）
  
（3）
    AC    （4）
  
【解析】 (1)比较表格中的电离常数可知，酸性
，NaClO、
4
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、
、
均为强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，对应弱酸的酸性越弱，盐的水解程
度越大，故
水解程度最大，溶液碱性最强，pH 最大，由此可知，pH 由大到小的顺序是②①④③。
故答案为：②①④③；
(2)NaClO 属于强碱弱酸盐，水解显碱性，水解方程式为
。故答案为：
；
(3)
属于强酸弱碱盐，水解显酸性，0.1mol/L
溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序
是
。
A 项，加入
固体，水解平衡正向移动，但
增大，
不变，则
增大，正确；
B 项，通入少量HCl，水解平衡逆向移动，
增大，
也增大且增大的程度比
大，则
减小，错误；
C 项，降低溶液温度，水解平衡逆向移动，
增大，
不变，则
增大，正确；
D 项，加入少量NaOH 固体，水解平衡正向移动，
减小，
不变，则
减小，
错误。
故答案为：
；AC；
(4)
，故
，
则
，
，
氨水的电离方程式为
，
5
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。
故答案为：
考点二  盐类水解平衡的影响因素及应用
1．盐类水解的影响因素
(1)内因。
酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越大，溶液的碱性或酸性就越强。如酸
性：CH3COOH>H2CO3，则同浓度的Na2CO3、CH3COONa 溶液pH：pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)。
(2)外因
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
促进弱酸阴离子水解
弱碱阳离子的水解程度减小
碱
弱酸根离子的水解程度减小
促进弱碱阳离子水解
外加其他能
水解的盐
水解结果相同
抑制，水解程度减小
水解结果相反
促进，水解程度增大(甚至彻底水解)
例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容)
条件
移动方向
H＋数
pH
现象
升高温度
向右
增多
降低
颜色变深
通HCl
向左
增多
降低
颜色变浅
加H2O
向右
增多
升高
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减小
升高
产生红褐色沉淀及无色气体
2.盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ 三种盐pH 分别为8、9、10，则酸性
必备知识
6
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HX>HY>HZ
配制或贮存易水解
的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量稀硫酸防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶
液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻
璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2O=====Fe(OH)3(胶体)＋
3H＋
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO=== 
Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用NH＋OH－===NH3↑＋H2O
除锈剂
NH4Cl 与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
物质提纯
除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO 或Mg(OH)2反应掉部分
H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去
无机物的制备
硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才
能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋
2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl
离子的共存
Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、
AlO、SiO、ClO－，NH 与SiO、AlO 等因水解相互促进而不能大量共
存
3.盐溶液蒸干时所得产物的判断
(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溶液，蒸干后一般得原物质，如
CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3，
灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。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↑
＋HCl↑。
(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。
1．下列变化与盐类水解平衡无关的是（    ）
A．浓硫化钠溶液有臭味
B．将饱和氯化铁溶液加入沸水制胶体
要点突破
7
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C．盐酸与碳酸钙反应生成二氧化碳
D．配制硫酸亚铁溶液时加少量硫酸
【答案】C
【解析】A．溶液有臭味是因为硫化钠水解后产生了少量的硫化氢，与盐类水解有关，选项A 不符合题意；
B.将饱和氯化铁溶液加入沸水中，FeCl3是强酸弱碱盐，在水中发生水解反应Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3(胶体)
+3H+，则制备胶体与盐类水解有关，选项B 不符合题意；
C．碳酸钙沉淀溶解平衡产生碳酸根离子，碳酸根离子与氢离子反应生成二氧化碳和水，碳酸根离子的浓
度减小，促进碳酸钙的溶解，与沉淀溶解平衡有关，与盐类水解无关，选项C 符合题意；
D．硫酸亚铁水解溶液显酸性，配制FeSO4溶液时，加少量硫酸可以抑制亚铁离子的水解，与盐类水解有关，
选项D 不符合题意。
2．在蒸发皿中加热蒸干并灼烧(低于400
)
℃下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是(    )
①
  ②
  ③
  ④
  ⑤
  ⑥
A．①⑥
B．②⑤
C．③④
D．③⑤
【答案】D
【解析】①
溶液中有
，蒸干过程中HCl 挥发，使
水解平
衡向右移动，得
，灼烧
发生分解反应：
，故最终所得
固体为
，①不符合题意；
②
溶液蒸干过程中，碳酸氢根水解程度不大，得
固体，灼烧，
发生分解反
应：
，蒸干得
，400℃以下灼烧，
不分解，故
最终所得固体为
，②不符合题意；
③
溶液中存在水解平衡：
，虽然加热可使水解程度增
大，但水解产物
难挥发，故蒸干并灼烧后所得固体为
，③符合题意；
④由
受热易分解知，④不符合题意；
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⑤
溶液中有：
，由于NaOH 的存在，致使
不
会分解生成
并逸出，故平衡右移程度极小，最后得到的是稳定的
(灼烧后不会带结晶水)，⑤
符合题意；
⑥
溶液中有：
，由于水解产物均易挥发，加热蒸干，平衡
右移，故最后得不到
固体，⑥不符合题意；
综上所述，③⑤符合题意。
答案选D。
3．电离常数是电离平衡的平衡常数，描述了一定温度下，弱电解质的电离能力。25 ℃，几种弱电解质的
电离常数如下表：
Ka或 Kb
H2SO3
Ka1 = 1.3×10-2；Ka2 = 6.2×10-8
H2CO3
Ka1 = 4.2×10-7；Ka2 = 5.6×10-11
NH3·H2O
Kb = 1.8×10-5
（1）
的电离常数表达式 K =_____。
（2）H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_____。
（3）25 ℃，氨水的浓度为 2.0 mol·L-1，溶液中的 c(OH-) =_____mol·L-1。将 SO2通入该氨水中，当溶液中 
c(OH-)降至 1.0×10-7 mol·L-1 时，溶液中
=______。
（4）25 ℃，向 0.10 mol·L-1 二元弱酸H2A 溶液中逐滴滴入 NaOH 溶液（忽略溶液体积的变化），溶液中
的 H2A、HA-、A2-的物质的量分数 𝛿(X)  随 pH 的变化如图所示。 [已知：
]
9
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①下列叙述不正确的是_____（填字母序号）。
A．pH = 1.2 时，c(H2A) = c(HA-)
B．pH = 2.7 时，c(HA-) > c(H2A) = c(A2-)
C．pH = 4.2 时，c(HA-) = c(A2-) = c(H+)
D．H2A 和A2-在溶液中不能大量共存
②25 ℃时，H2A 的电离常数 Ka1 =_____，Ka2 =_____。
【答案】
    
  
 
    0.62    C    10-1.2    10-4.2 
【解析】（1）电离平衡
电离平衡常数K=
，故答案为：
；
（2）由电离平衡常数可知酸性
 ，则H2SO3溶液和NaHCO3反应离子方程
式为：
，故答案为：
；
（3）NH3·H2O 的电离平衡常数
，
则
；将 SO2通入该氨水中，当溶液中 c(OH-)降至 1.0×10-7 mol·L-1 时，则
10
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c(OH-)=c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1溶液中
，故答案
为：
；0.62；
（4）①A．由图可知，pH = 1.2 时，c(H2A) = c(HA-)，故A 正确；
B．由图可知，pH = 2.7 时，c(HA-) > c(H2A) = c(A2-)，故B 正确；
C．由图可知，pH = 4.2 时，c(HA-) = c(A2-) ，c(H+)=10-4.2，与c(HA-) 和 c(A2-)不相等，故C 错误；
D．由图可知，H2A 大量存在时A2-在溶液中不能大量共存，A2-大量存在时，H2A 在溶液中不能大量共存，
故D 正确。故答案选：C；
②25 ℃时，当pH = 1.2 时，c(H2A) = c(HA-)，H2A 的电离常数 
 ；pH = 4.2 时，
c(HA-) = c(A2-) ，
，故答案为：10-1.2；10-4.2。
11