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第三节 盐类的水解
一、盐溶液的酸碱性
1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱
阳离子离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，从而促进水
的电离的反应。
2．实质
盐电离→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→
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，是吸热过程
|
→水解反应程度很微弱
4.盐类水解规律：
①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱
都水解，同强显中性。越稀越水解，越热月水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更
强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③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。
a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。
如NaHCO3溶液中：HCO
H＋＋CO(次要)，HCO＋H2O
H2CO3＋OH
－(主要)。
b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO
H＋＋SO(主要)，HSO＋H2O
H2SO3＋OH
－(次要)。
（目前必须知道HC2O4
-、HSO、HPO3
2—和H2PO4
—的电离大于水解）
5.表示方法——水解的离子方程式
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式
时要用“
”号连接。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以
不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。不把产物(如
NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O
Cu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl 水解的离子方程式为NH＋H2O
NH3·H2O＋H＋。
(2)多元弱酸盐的水解分步进行，逐级减弱，离子方程式分步书写，
如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2O
HCO＋OH－，HCO＋H2O
H2CO3＋OH－。一般以第一步水解为主，下一级水解课忽略，原因是上
一级水解出的OH－是下一级水解的产物，对下级水解有抑制作用。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如：明矾水解的离子方
程式：Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋3H＋。
(4)若阴、阳离子水解相互促进，由于水解完成，书写时要用
“===”“↑”“↓”等，如：
常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2
-、CO3
2-(HCO3
-)、S2-
(HS-)、SO3
2-(HSO3
-)；S2-与NH4
+；CO3
2-(HCO3
-)与NH4
+其特点是相互水
解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平
衡，如：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑
6.水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积，Ka 为该条
件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw 为该温度下水的离子积，Kb为该条
件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
二、影响盐类水解的因素
1．内因
弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如：酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO――→相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、
CH3COONa 溶液的pH 大小关系为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。
2．外因
(1)温度、浓度
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
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
(2)外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。
三、盐类水解的应用
水解的应用
实例
原理
净水
明矾净水
Al3++3H2O⇄Al(OH)3( 胶体)
+3H+
去油污
用热碱水洗油污物
品
CO3
2-+H2O ⇄HCO3
-+OH-
药品的保存
配制FeCl3溶液时常
加入少量盐酸
Fe3++3H2O⇄Fe(OH)3+3H+
配制Na2CO3溶液时
常加入少量NaOH
Fe3++3H2O⇄ Fe(OH)3+3H+
制备无水盐
由
MgCl2·6 H 2O制无水MgC
在HCl 气流中加热
泡沫灭火器
用
Al2（SO4）3与
NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3
-
=Al(OH)3↓+3CO2↑
比较盐溶液
中离子浓度
大小
比较NH 4Cl溶液中离
子浓度的大小
NH4
++H2O ⇄NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4
+)>c(H+)>c(OH)
-
四、溶液中离子浓度的大小比较
(1)电离理论
弱电解质电离十分微弱，弱电解质发生电离的微粒的浓度大于电离
生成微粒的浓度，如H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO)≫c(CO)(多元弱
酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。
(2)水解理论
盐类水解十分微弱，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓
度，如Na2CO3 溶液中：c(CO)>c(HCO)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的
水解以第一步为主)。
2.三个守恒关系
(1)电荷守恒
溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度，即
溶液中阴、阳离子所带电荷总数相等。
如NaHCO3溶液中：
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒
物料守恒也就是元素守恒，电解质(电离或水解或反应)变化前后某
种元素的原子个数守恒。
如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：
c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
(3)质子守恒
由水电离出的c(H＋)＝由水电离出的c(OH－)。
如Na2CO3溶液中，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
NH4Cl 溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)。
3．常见类型及考虑思路
(1)单一溶液
①多元弱酸溶液考虑多步电离，且电离是少量的
0．1 mol·L－1 H2S 酸，c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)。
②多元弱酸正盐溶液考虑多步水解，且水解是少量的
0．1 mol·L －1 Na2CO3 溶液，c(Na ＋)>c(CO)>c(OH －)>c(HCO)>c(H
＋)。
③多元弱酸酸式盐，考虑水解程度与电离程度的相对大小
a．电离程度大于水解程度
在0.1 mol·L
－
1 NaHSO3 溶液中，c(Na
＋)>c(HSO)>c(H
＋)>c(SO)>c(OH－)，
c(HSO)>c(SO)>c(H2SO3)。
b．水解程度大于电离程度
0.1mol·L －1 NaHCO3 溶液，c(Na ＋)>c(HCO)>c(OH －)>c(CO) ，
c(HCO)>c(H2CO3)>c(CO)。
④一元强酸弱碱盐或一元强碱弱酸盐溶液，考虑水解一般是微弱
的
0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液，c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH
－) 。0.1mol·L －1 CH3COONa 溶液，c(Na ＋)>c(CH3COO －)>c(OH
－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
(2)混合溶液
①电离为主
a．0.1 mol·L－1 NH3·H2O 和0.1 mol·L－1 NH4Cl 的混合溶液，
NH3·H2O 电离为主：
c(NH)>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)。
b．0.1 mol·L－1 CH3COOH 和0.1 mol·L－1 CH3COONa 的混合溶液，
CH3COOH 电离为主：
c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－)。
②水解为主
0.1mol·L－1 NaCN 和0.1 mol·L－1 HCN 的混合溶液呈碱性：
c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
③水解能力有差别
a．0.1 mol·L－1 Na2CO3和0.1 mol·L－1 NaHCO3 混合溶液，CO 水
解能力强于HCO，
c(H＋)<c(OH－)<c(CO)<c(HCO)<c(Na＋)。
b．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1
mol·L－1 的NaA 和NaB 混合溶液中，c(OH－)>c(HA)>c(HB)>c(H＋)
(B－水解能力比A－弱)。
(3)不同溶液同一离子浓度的比较，考虑其他离子对其影响因素
0.1mol·L－1 的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4、d.NH4HCO3 溶液
中，c(NH)由大到小顺序为c>a>b>d。
