鹽類的水解
一.定義
在溶液中，強鹼弱酸鹽，強酸弱鹼鹽或弱酸弱鹼鹽電離出來的離子與水電離出來的H+與OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類水解。越弱越水解酸性溶液ph越小越水解，鹼性溶液ph越大越水解。
二.鹽類的水解
（一）鹽類的水解的分類：（二）鹽類水解的類型
（三）相關內容
⒈實質：在溶液中，由於鹽電離出的離子於水電離出的離子結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同濃度的酸性、鹼性或中性。
⒉規律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性，弱弱具體定；越熱越水解，越稀越水解。
（即鹽的構成中出現弱鹼陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應的鹼或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解後溶液的酸鹼性由構成該鹽離子對應的酸和鹼相對強弱決定，酸強顯酸性，鹼強顯鹼性。）
⒌特點：
⑴水解反應和中和反應處於動態平衡，水解進行程度很小。
⑵水解反應為吸熱反應。
⑶鹽類溶解於水，以電離為主，水解為輔。
⑷多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。
⒍鹽類水解的離子反應方程式
因為鹽類的水解是微弱且可逆的，在書寫其水解離子反應方程式時應注意以下幾點：
示意圖⑴套用可逆符號表示，
⑵一般生成物中不出現沉澱和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”
⑶多元弱酸根的水解分步進行且步步難，以第一步水解為主。
⒎水解平衡的因素
影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質。
①組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度越大，鹼性就越強，PH越大；
②組成鹽的陽離子對應的鹼越弱，水解程度越大，酸性越強，PH越小；
外界條件對平衡移動也有影響，移動方向應符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例：
①.溫度：水解反應為吸熱反應，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的濃度，都可使平衡移動。鹽的濃度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸鹼度：加入酸或鹼能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入鹼，就會中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移動而促進水解；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。（酸式水解——水解生成H+；鹼式水解——水解生成OH-）
三.鹽類的水解實例
（一）.以NH4+ + H2O=可逆號=NH3·H2O + H+ 為例：（二）以CH3COO- + H2O=可逆號=CH3COOH + OH- 為例：
四、水解過程中的守恆問題
（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.電荷守恆——溶液中所有陽離子帶的正電荷等於所有陰離子帶的負電荷（即溶液呈電中性）
c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
②.物料守恆（原子守恆）——溶液中某些離子能水解或電離，這些粒子中某些原子總數不變，某些原子數目之比不變
n(Na):n(C)==1:1所以c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3）
③.水的電離守恆（質子守恆）（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
雙水解反應——一種鹽的陽離子水解顯酸性，一種鹽的陰離子水解顯鹼性，當兩種鹽溶液混合時，由於H+和OH-結合生成水而相互促進水解，使水解程度變大甚至完全進行的反應。①.完全雙水解反應
離子方程式用==表示，標明↑↓，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
離子方程式用可逆符號，不標明↑↓，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.並非水解能夠相互促進的鹽都能發生雙水解反應
有的是發生複分解反應——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓
有的是發生氧化還原反應——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
PS：離子間不能大量共存的條件——生成沉澱、氣體、水、微溶物、弱電解質；發生氧化還原、完全雙水解反應
（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-具有強氧化性）
六、鹽溶液蒸乾後
①.鹽水解生成揮發性酸，蒸乾後得到其氫氧化物，如FeCl3蒸乾後得到Fe(OH)3，如繼續蒸則最終產物是Fe2O3
分析鹽水解生成難揮發性酸或強鹼，蒸乾後得到原溶質，如Na2SO4
②.陰陽離子均易水解的鹽，蒸乾後得不到任何物質，如（NH4）2S
③.易被氧化的物質，蒸乾後得到其氧化產物，如Na2SO3溶液蒸乾後得到Na2SO4
④.受熱易分解的物質，蒸乾後得到其分解產物，如Mg(HCO3）2蒸乾後得到Mg(OH)2
七、鹽類水解的套用
①.配製FeCl3溶液——將FeCl3先溶於鹽酸，再加水稀釋②.製備Fe(OH)3膠體——向沸水中滴加FeCl3溶液，並加熱至沸騰以促進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.純鹼作洗滌劑——加熱促進其水解，鹼性增加，去污能力增強
八、鹽類水解內容補充
①.電離大於水解（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。
其餘多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大於電離（溶液呈鹼性）
水解大於電離，硫氫根、碳酸氫根；
②.pH酸<；酸式水解的鹽鹼>；鹼式水解的鹽
③.酸根離子相應的酸越弱，其強鹼弱酸鹽的鹼性越強
如酸性Al(OH)3NaHCO3（碳酸根對應的酸為HCO3-）
九、鹽類水解的規律
有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性。⒈強酸和弱鹼生成的鹽水解，溶液呈酸性。
⒉強鹼和弱酸生成的鹽水解，溶液呈鹼性。
⒊強酸強鹼不水解，溶液呈中性（不一定，如NaHSO4）
⒋弱酸弱鹼鹽強烈水解。
⒌強酸酸式鹽，取決於酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小
十、酸式鹽
酸式鹽定義：電離時生成的陽離子（易失電子）除金屬離子【或NH4+（有金屬離子性質）】外還有氫離子，陰離子（易得電子）為酸根離子的鹽。1、強酸強鹼酸式鹽
只電離不水解的酸式鹽，顯強酸性。如：NaHSO4
2、弱酸強鹼酸式鹽
既電離又水解的酸式鹽，酸鹼性視其電離和水解的相對強度而定。
⑴電離>；水解
如NaH2PO4,NaHSO4，顯酸性。
⑵電離<；水解
如NaHCO3,NaHS，顯鹼性。
3、酸式鹽的考察：比較溶液離子濃度，比較溶液酸鹼性等問題。
鹽類水解原理及套用
⒈鹽類水解實質
鹽電離出來的弱酸根或弱鹼的陽離子跟水電離出來的微粒H+或OH-生成弱酸或弱鹼，從而促進水的電離。⒉利用
用純鹼溶液清洗油污時，加熱可以增強其去污能力。在配置易水解的鹽溶液時，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於水的氫氧化物成膠體且無毒，可用作淨水劑，如鋁鹽鐵鹽，明礬（硫酸鋁鉀）。鹽類水解方程式的書寫規律
⑴鹽類水解的程度一般遠小於其逆過程——中和反應，所以水解反套用可逆符號表示，生成的產物少，生成物一般不標“↓”或“↑”，也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫成其分解產物的形式。
⑵鹽類水解的離子反應遵循電荷原則，所以陽離子水解，H+多餘，溶液呈酸性，陰離子水解，OH－多餘，溶液呈鹼性。
示意圖如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—）
⑶多元弱酸相應的鹽水解與多元弱酸的電離一樣是分步進行的，每一步水解分別用一個水解離子方程式表示，不能連等，不能合併，每一步的水解程度也與分步電離一樣，呈現大幅下降的趨勢，如Na3PO4的水解依次為：
PO43－+H2OHPO42－+OH－
HPO42－+H2OH2PO4－+OH－
H2PO4－+H2OH3PO4+OH－
⑷多元鹼的鹽也是分步水解的，由於中間過程複雜，可寫成一步，如：
Al3++3H2O〓Al（OH）3+3H+
⑸多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子在水溶液中既有電離產生H+的可能，又有水解產生OH－的可能，溶液的酸鹼性由電離和水解的相對強弱來決定，即當電離趨勢大於水解趨勢時，溶液呈酸性，應該用電離方程式來表示酸性的產生（如NaH2PO4、NaHSO3等），當電離趨勢小於水解趨勢時，溶液呈鹼性，應該用相應的水解方程式來表示鹼性的產生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等）。鹽類的水解的例題
例1.下列離子反應方程式中，不屬於水解反應的是
A.NH4++H2O=可逆號=NH3·H2O+H+
B.NH3·H2O=可逆號=NH4++OH-
C.HCO3-+H2O=可逆號=H3O++CO32-
D.AlO2-+2H2O=可逆號=Al(OH)3+OH-
分析與解答：
B、C選項是電離方程式，水解反應後一定有弱酸或弱鹼。
答案：B、C
例2.若室溫時，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.無法確定
分析與解答：
NaX的水解反應為：X-+H2O=可逆號=HX+OH-，起水解反應c(X-)=c(OH—）=1×10-5mol/L，水解率為=0.01%
答案：A
例3.25℃時，相同物質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 ②NaOH ③CH3COONH4 ④NH4Cl
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為強酸強鹼鹽，在水溶液中電離出的K和NO對水的電離平衡無影響②NaOH為強鹼在水溶液中電離出的OH對水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小③CH3COONH4為弱酸弱鹼鹽，在水溶液中電離出的NH和CH3COO均可以發生水解生成弱電解質NH3·H2O和CH3COOH，並能相互促進，使水解程度加大從而使水的電離程度加大。④NH4Cl為強酸弱鹼鹽，在水溶液中電離出的NH可以發生水解生成弱電解質NH3·H2O，促進水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小於CH3COONH4，該溶液中水的電離程度小於CH3COONH4中的水的電離程度。
答案D
小結：酸、鹼對水的電離起抑制作用，鹽類的水解對水的電離起促進作用。
例4.SOCl2為一種易揮發的液體，當其與水相遇時劇烈反應，生成一種能使品紅褪色的氣體寫出該反應的化學反應方程式。
分析與解答：
SOCl2中S為+4價，O為-2價，Cl為-1價，當其與水相遇時所生成的使品紅褪色的氣體應是SO2，本反應不是氧化——還原反應。故其反應方程式為SOCl2+H2O=SO2-+2HCl，本題雖屬於水解反應，但有別於鹽類的水解，而且根據題目所述劇烈反應，可以判斷該反應進行的徹底故用“=”表示之。參考練習
⒈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 ②KNO3 ③NaOH ④NH3·H2O
A.①>；②>；③>；④ B.①>；②>；④>；③
C.③>；④>；②>；① D.①=②=③=④
⒉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
⒊物質的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④（NH4）2CO3 ⑤NH4HCO3中c(CO32-）由小到大的排列順序為
A.⑤④③②① B.③⑤②④①
C.③②⑤④① D.③⑤④②①
⒋下列微粒中，不能促進水電離的是（ ）
A.所有離子中半徑最小的離子
B.含有的電子數和質子數均與Na+相同，共含有5個原子核的微粒
C.還原性最弱的非金屬陰離子
D.含有2個原子核，10個電子的陰離子
⒌能證明醋酸是一種弱電解質的實驗是（ ）
A.醋和水以任意比例溶解
B.中和10ml0.1mol/L的CH3COOH須用0.1mol/L10mlNaOH溶液
C.1mol/LCH3COONa溶液的pH大約是9
D.1mol/LCH3COOH溶液能使石蕊試液變紅
參考答案：
1B
2D
3B
4AD
5C一、鹽類水解實質的理解
1．鹽類水解實質是鹽中的弱離子（弱酸的陰離子或弱鹼的陽離子）與水電離出的H+或OH-生成弱電解質（即弱酸或弱鹼）從而促進了水的電離。
2．鹽溶液水解顯酸性或鹼性，也正是由於鹽中的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質，從而使得溶液中獨立存在的C(H+）不等於C(OH-）。
3．若鹽水解顯酸性，則溶液中的C(H+）全都來自於水的電離；
若鹽水解顯鹼性，則溶液中的C(OH-）全都來自於水的電離。
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-主要來自NaOH，H+來自於水的電離，所以C（OH-）水=10-9mol/L；
pH=9的CH3COONa溶液，OH-完全來自於水的電離，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．內因：即鹽中弱離子與水電離出的H+或OH-結合生成的弱電解質越難電離（電離常數越小），對水的電離平衡的促進作用就越大，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“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－）
表答案：A
2．外因：
⑴溫度：升溫，促進水解
水解反應是中和反應的逆反應，所以水解反應為吸熱反應。
⑵濃度：
加水，促進水解；但對於水解顯酸性的鹽，酸性下降；對於水解顯鹼性的鹽，鹼性下降。
加鹽，水解平衡向正向移動，但鹽的水解程度下降，對於水解顯酸性的鹽，溶液的酸性增強，對於水解顯鹼性的鹽，溶液的鹼性增強。
⑶酸、鹼
對於水解顯酸性的鹽，加酸會抑制水解，加鹼會促進水解；
對於水解顯鹼性的鹽，加鹼會抑制水解，加酸會促進水解；
⑷鹽
水解顯酸性的鹽溶液與對於水解顯鹼性的鹽溶液混合，兩種鹽水解互促水解均顯酸（鹼）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“>；”、“<；”、“=”）
⑴0.1mol/LNH4Cl溶液0.01mo1/LNH4Cl溶液；
⑵0.1mol/LNa2CO3溶液0.1mol/LNaHCO3溶液；
⑶25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。
解析⑴NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性減弱；
⑵由於CO32-水解產生HCO3-,HCO3-水解產生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大於HCO3-；
