1.盐的水解方程式

1.单一离子水解（1）水解程度微弱，水解产物少，为可逆反应，不用等号，而用“可逆号 ”；通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，故一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH3•H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式.如一元弱酸（弱碱）的盐水CH3COONa:CH3COO-+H2O 可逆号 CH3COOH+OH- NH4Cl:NH4++H2O 可逆号 NH3.H2O+H+ (2)多元弱酸与强碱组成的正盐，第一步比较容易发生，第二步比第一步难，依此类推.书写其水解离子方程式时须分步书写，也可只写第一步，但不能合并.如Na3PO4溶液：第1步：PO43-+H2O 可逆号 HPO42-+ OH- （主要）第2步：HPO42-+H2O可逆号 H2PO4-+ OH- 第3步：H2PO4-+H2O可逆号 H3PO4 + OH- (3)多元弱碱与强酸组成的盐，一步书写.如AlCl3溶液：Al3++3H2O 可逆号Al(OH)3 +3H+ (4)对于弱酸酸式酸根的水解离子方程式，要注意与其电离方程式区别开来.如HS-的电离方程式为：HS-+H2O可逆号 S2-+H3O+;HS-的水解离子方程式为：HS-+H2O可逆号 H2S+OH- .2.互促水（1）能进行到底的，用等号“=”而不用可逆符号.有沉淀、气体等生成时均要标明“↑”或“↓”，最后要检查是否符合电荷守恒定律.如AlCl3溶液与Na2CO3溶液混合的离子方程式为：2Al3+ + 3CO32- +3H2O = 2Al(OH)3↓+3CO2↑（2）不能进行到底的，用“可逆号 ”；通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，故一般不标“↑”或“↓”.如NH4Cl溶液与CH3COONa溶液混合的离子方程式为：NH4+ + CH3COO- + H2O 可逆号 NH3.H2O + CH3COOH.3.强烈水解的盐在水中不存在，完全水解.如Al2S3放入水中强烈水解，方程式为：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑.。

2.盐类的水解平衡如何总结

盐类水解的应用规律

盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。

其一般规律是：谁弱谁水解，谁强显谁性；两强不水解，两弱更水解，越弱越水解。

哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢？

1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。

2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。

如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序排列：

C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+)

或：C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)

3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解

如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。

4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制 取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。

5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解

如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反应.3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑

6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH过量。指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。

7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3（胶体）+3HCl

8.分析盐与盐反应时要考虑水解.两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑：

(1)能否发生氧化还原反应； （2）能否发生双水解互促反应；

(3)以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应.

9.加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解

(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.

(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.

(3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物，灼烧得Fe2O3 。

(4)加热蒸干（NH4）2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时，得不到固体.

(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时，最后得相应的正盐.

(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体.

10.其它方面

(1)净水剂的选择：如Al3+ ,FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。

(2)化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。

(3)小苏打片可治疗胃酸过多。

(4)纯碱液可洗涤油污。

(5)磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂.

3.【高二化学急求高手帮忙请写入详细的“盐的水解”一节的笔记,越详

7. 盐类的水解教学目标 知识技能：使学生初步掌握盐类水解的概念，理解盐类水解的实质，并能够运用盐类水解知识判断盐溶液的酸碱性. 能力培养：通过盐类水解概念的引出、讨论，引导学生总结规律，培养学生运用这些知识来认识问题，解决问题的思维能力，并由此培养学生抽象概括，形成规律，运用规律的能力. 科学思想：从演示实验中观察到现象：本是中性的水溶解了组成不同的盐时，溶液的酸碱性会略有不同，接着从分析中得出结论，这种现象是由盐类水解反应决定的，即某些盐的离子接受了水电离出来的H或OH，而促进了水的电离.由此意识到，本质决定现象，现象是本质的具体体现. 科学品质：从学生已经熟悉的知识入手，不断设疑，演示实验，激起学生强烈的好奇心，然后进行理论分析，由表及里，找出现象的真正原因.使学生理论分析，总结规律的一系列活动中，获得极大的学习乐趣，由此喜爱化学. 科学方法：实验方法、逻辑方法和科学抽象法.重点、难点 盐类水解的实质，盐溶液的酸碱性规律及判断；从现象到本质到总结出一般规律的过程中，培养学生归纳总结的能力.教学过程设计教师活动 学生活动 设计意图[提问]我们已经知道水是一种极弱的电解质，自身存在如下的电离平衡：H2O⇌H++OH-，由于[H+]=[OH-],pH=7.请大家思考，如果向纯水中加入盐，溶液会表现出怎样的酸碱性？ 倾听、思考. 温故而知新，将新知识与旧知识联系在一起，有助于学生形成较完整较全面的知识网络，并通过质疑，激起学生强烈的求知欲.[指导实验]将三种晶体NaCO3、NaCl,NH4Cl各少许分别溶于三支试管中，用Ph试纸检验三种溶液的酸碱性.指导学生规范实验. 按照pH试纸的规范操作，检验三种溶液的酸碱性，结论依次为碱性、中性、酸性. 观察到明显的实验现象，为下面的讨论找出本质原因作好铺垫.[质疑]同样为盐溶液，NaCO3、NaCl、NH4Cl三种溶液，却表现出不同的酸碱性，其根本原因是什么？[质疑]OH-与H+毫无疑问都来自于水的电离；也就是说，由于水电离出来的和的物质的量浓度总是相等的H+和OH-的物质的量浓度决是相等的，即[OH-]=[H+]，为什么会出现不相等的情况呢？ 是因为溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度之间的关系不同，具体来说，存在三种关系：Na2CO3中，[OH-]>[H+]，碱性；NaCl, [OH-]=[H+]，中性； NH4Cl, [OH-][质疑]如果盐不同，则情况可能不同，我们就先以NH4Cl溶液为例来分析.在溶液中，存在两种电解质NH4Cl和H2O，所以存在两个电离：NH4Cl=NH4++Cl,H2O⇌H++OH-，电离之后，按理说，也应该有[OH-]=[H+]，最终不相等的原因只能是什么呢？ 只能来自离子之间的反应，溶液电离出的离子与水电离出的H+或OH-反应. [质疑]四种离子是不是都参与反应呢？具有什么样的条件才能反应呢？反应造成的结果是什么？请同学们讨论一下. 讨论、并回答：并不是都参与反应，只有NH4+与OH-反应能结合成弱电解质，才能不断地反应，所以溶液中[OH-]不断减小，水的电离平衡就不断地向正反应方向移动.在新平衡中，自然有[OH-]。

4.求高中化学《盐类的水解》的所有知识点详解,要求如下：

（一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。

（1）有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。

NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。

又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO-是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。

使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。

（2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。

所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。（3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。

阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。

（4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH-要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：（NH4）CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。

所以，（NH4）2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。

所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：（NH4）2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。

所以，（NH4）2SO3溶液显酸性。（二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强奸弱酸盐；弱酸弱碱盐（1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式： NH4+ + H2O =可逆= NH3*H2O + H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性。

（2）强碱弱酸盐如：CH3COONa的水解离子方程式： CH3COO- + H2O =可逆= CH3COOH + OH- 强奸弱酸盐的水溶液一定显碱性。（3）弱酸弱碱盐如：CH3COONH4的水解： CH3COO- + NH4+ + H2O =可逆= CH3COOH + NH3*H2O CH3COONH4水溶液显中性 如：NH4F的水解： NH4+ + F- + H2O =可逆= NH3*H2O + HFNH4F的水溶液显酸性。

如：NH4ClO的水解离子方程式； NH4+ ClO- + H2O =可逆= NH3*H2O + HClONH4ClO的水溶液显碱性。弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离子与阳离子有关。

（三）多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解 多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解是分步进行的，一般第一步进行的程度最大，第二步甚至更多步的水解程度就很弱了。如：Na2CO3的水解： 第一步程度很大： CO3^2- + H2O =可逆= HCO3- + OH- 第二步程度很小： HCO3- + H2O =可逆= H2CO3 + OH-【注意】： 大部分的盐的水解都不能进行彻底，所以一般盐的水解都要是可逆符号。

水解度较大的e799bee5baa6e79fa5e98193e78988e69d8331333264663036盐有Al2S3可认为几乎双水解彻底。【以上都是一种盐中的离子水解。】

【第二种情况】： 另外，还有2种盐中，分别有弱酸根离子和弱碱根离子，也会互相促进，发生双水解。如：NaHCO3和AlCI3两种盐，如果把它们的溶液相混合，则会发生双水解，水解离子方程式如下： 3HCO3- + Al^3+ == Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 注意：Al^3+和HCO3-双水解较彻底，可以用“==”而不用“可逆符号” 另外，所有的水解过程中一定有水参加，但是由于该水解反应，生成物中有水，可以和反应物中的水刚好相互抵消，但方程式中没有水出现并不表明没有水参加。

【附】（1）常见的弱酸根离子：SO3^2- ;HSO3-;CO3^2-;HCO3-;PO4^3-;HPO4^2-;ClO-;S^2-;HS-;CH3COO-;SCN-;F-;AlO2-;C6H5O（苯酚根）；NO2-（亚硝酸根）常见弱酸的酸性排序：H2SO3 > H3PO4> HF >HCOOH>C6H5-COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S亚硫酸 磷酸 氢氟酸 甲酸 苯甲酸 醋酸 碳酸 氢硫酸 > HClO>C6H5-OH>HAlO2 次氯酸 苯酚 偏铝酸（2）常见的弱碱离子：NH4+;Cu^2+;Fe^2+;Fe^3+;Al^3+其中碱性排序：Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Cu(OH)2 > NH3*H2O > Al(OH)3。

5.把盐类水解的知识点讲讲

1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。

4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性（适用于正盐），同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。）

5.特点：

(1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。

(2)水解反应为吸热反应。

(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。

(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。

6.盐类水解的离子反应方程式

因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：

(1)应用可逆符号表示，

(2)由于盐类的水解程度通常很小，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”，但是如果存在双水解的情况，通常需要标注“↓”“↑”，且可逆符号要换成等于号。

(3)多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。

7.水解平衡的因素

影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。

①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；

②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；

外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：

①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。

②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。

③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。

同种水解相互抑制，不同水解相互促进。（酸式水解——水解生成H+；碱式水解——水解生成OH-）

6.盐类的水解平衡如何总结

盐类水解的应用规律盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。

其一般规律是：谁弱谁水解，谁强显谁性；两强不水解，两弱更水解，越弱越水解。哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢？1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。

2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序排列：C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+)或：C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。

4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制 取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反应.3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH过量。

指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。

7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3（胶体）+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解.两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑：（1）能否发生氧化还原反应； （2）能否发生双水解互促反应；（3）以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应.9.加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解（1）加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.（2）加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.（3）加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物，灼烧得Fe2O3 。(4)加热蒸干（NH4）2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时，得不到固体.（5）加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时，最后得相应的正盐.（6）加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体.10.其它方面（1）净水剂的选择：如Al3+ ,FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。

（2）化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。

（3）小苏打片可治疗胃酸过多。（4）纯碱液可洗涤油污。

（5）磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂.。