鹽類水解
考點聚焦
1．認識鹽類水解的原理，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不作要求。
2．運用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規律，探究影響鹽類水解程度的主要因素。
3．能運用鹽類水解的規律判斷常見鹽溶液的酸堿性。
4．會書寫鹽類水解的離子方程式。
5．能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。
知識梳理
二、水解的表示
③水解程度一般很小，故方程式用“
”符號，且產生的物質的濃度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；
④雙水解比單水解程度大，有些可以進行到底。
①強酸弱堿鹽的水解：溶液呈酸性，弱堿陽離子水解
②強堿弱酸鹽的水解：溶液呈堿性，弱酸根離子水解
③弱酸弱堿鹽的水解程度很大，溶液的酸堿性決定與酸堿性的相對強弱
Ⅰ.酸強于堿顯酸性，如(NH4)2SO3
Ⅱ.堿強于酸顯堿性，如NH4CN
Ⅲ.酸堿強弱相當的呈中性，如CH3COONH4
④強酸強堿鹽，不水解，呈中性
⑤弱酸的酸式鹽水解，酸取決于酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小
Ⅰ如電離程度大于水解程度，以電離為主，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4
Ⅱ如水解程度大于電離程度，以水解為主，溶液呈堿性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS
⑥完全雙水解的鹽，如Al3+與HCO3-、CO32-、S2-、AlO2-等發生雙水解進行到底。
①多元弱酸溶液，根據多步電離分析，如在H3PO4的溶液中，c (H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)
②多元弱酸的正鹽溶液根據弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3的溶液中，c (Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)
③不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對其影響的因素。如在相同的物質的量濃度的下列各溶液中a、NH4Cl b、CH3COONH
④ 混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電解因素、水解因素等。
分別以H2S、NaHS、Na2S為例：
①離子濃度的大小比較：H2S 、NaHS 、Na2S 。
五、電解質溶液中的守恒規律
⑴電荷守恒：電解質溶液中陰、陽離子所帶的正、負電荷數相等，即溶液不顯電性。如磷酸溶液中，c (H+)= c (OH-)+ c(H2PO4-)+
四、溶液中離子濃度大小的比較
⑵物料守恒：就是電解質溶液中某一組分的原始濃度（起始濃度）應該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如0.1mol/L的NaHS溶液，0.1= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)或
c (Na+)= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)
⑶原理守恒：水電離的特征是c (H+)= c (OH-)，據此可以得出下列關系如在K2CO3溶液中：c (OH-)= c (H+)+ c (HCO3-)+2(H2CO3)（也稱質子守恒）
例題：分別以①H2S②NaHS③Na2S為例離子濃度的守恒關系:
⑴物料守恒① 、
② ③
⑵電荷守恒：① ②
③ ；
⑶質子守恒：① ②
③ 。
六、鹽類水解的應用
Ⅰ.判斷溶液的酸堿性： ；
Ⅱ.判斷不同弱電解質的相對強弱： ；
Ⅲ.比較溶液中離子濃度：
①同一溶液中不同離子濃度： 、
②不同溶液中相同離子濃度： 。
Ⅳ.解釋某些化學現象及在生產生活中的應用： 。
。
七、離子共存問題的分析
①不能與H+共存的離子有 、
②不能與OH-共存的離子有 、
③不能與HCO3-共存的離子有 、
④不能與Al3+共存的離子有 、
⑤不能與AlO2-共存的離子有 、
⑥不能與Fe3+共存的離子有 、
⑦不能與Fe2+共存的離子有 、
⑧不能與ClO-共存的離子有 、
試題枚舉
[例1] （2006江蘇，13）下列敘述正確的是
A．0.1mol?L－1氨水中，c(OH-)==c(NH4+)
B．10 mL 0.02mol?L－1HCl溶液與10 mL 0.02mol?L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的體積為20 mL，則溶液的pH=12
C．在0.1mol?L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)==c(CH3COOH)＋c(H+)
D．0.1mol?L－1某二元弱酸強堿鹽NaHA溶液中，c(Na+)==
解析：NH3?H2O是弱電解質，它本身電離所產生的兩種離子濃度相等，得氨水中的部分OH-來自于H2O的電離，所以c(OH-)>c(NH4+)，A錯；B項中酸堿中和反應后，
pH=-lgC(H+)=-lg（10-14/10-12）=12，B正確；根據鹽的消解規律，可以判斷C正確；D項中因鈉元素的離子與A原子的物質的量之比為1∶1，對應關系應該為c(Na+)=c(A2-)＋c(HA-)＋c(H
答案：BC
[例2] （2006四川，12）
A．c(NH4+)==c(SO42－) B．c(NH4+)>c(SO42－)
C．c(NH4+)<c(SO42－) D．c(OH－)+c(SO42－)==c(H+)+c(NH4+)
解析： 氨水與稀硫酸反應，至溶液呈中性，即c（H+）=c（OH-）；根據電荷守恒有：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+
答案： B
[例3] 已知0.1 mol?L－1的二元酸H
A．在Na
B．在溶質物質的量相等的Na
C．在NaHA溶液中一定有：c（Na+）+c（H+）=c（HA－）+c（OH－）+
D．在Na
解析：0.1 mol?L－1的強酸pH＝1.0，0.1
mol?L－1的HHA－+OH－和HA－+H2OHHH++A2－，溶液中存在HA－、A2－、H+、OH－，所以兩溶液中離子種類相同，A不正確。
物質的量相等的Na
由電荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（HA－）+c（OH－）+
答案： C
[例4]
化合物SOCl2是一種液態化合物，沸點
（1）根據上述實驗，寫出SOCl2和水反應的化學方程式：________________。
（2）AlCl3溶液蒸干灼燒得不到無水AlCl3，而用SOCl2與AlCl3?6H2O混合共熱，可得到無水AlCl3，原因是________________。
解析：水解的本質是化合物中帶正電的基團結合水中電離產生的OH－，而帶負電部分結合水中電離產生的H+。據題給信息分析，產生的刺激性氣體應是SO2，它是由SO2+結合OH－轉化成H2SO3，而另一帶負電的Cl－結合水電離的H+生成HCl，與AgNO3反應生成白色的AgCl沉淀。
答案： （1）SOCl2+H2O====SO2↑+2HCl
（2）因為蒸干AlCl3溶液時，由于AlCl3水解生成的HCl易揮發，而得到Al（OH）3，但當與SOCl2混合共熱時，由于SOCl2極易吸水，防止了AlCl3的水解，有關的化學方程式為6SOCl2+AlCl3?6H2O====6SO2↑+AlCl3+12HCl
[例5]用酚酞、石蕊、0.1mol/L氨水、氯化銨晶體、0.1mol/L鹽酸、熟石灰和蒸餾水，若僅用上述試劑怎樣用簡單實驗方法證明氨水是弱堿？并指出是通過什么途徑證明氨水是弱堿的？
解析：證明氨水是弱堿，可通過兩條途徑：一是證明氨水中存在電離平衡，如方案（1）。另一是證明NH4+作為弱堿陽離子能破壞水的電離平衡發生水解反應，如方案（2）、（3）。
答案： 方案（1）取少量氨水，滴加酚酞，溶液呈紅色，然后向其中加人少量CH3COONH4晶體，振蕩，可看到紅色變淺，說明氨水中存在電離平衡，氨水為弱堿。
方案（2）取少量NH4Cl晶體溶于水，滴加石蕊試液，溶液顯紅色，說明NH4+水解生成了NH3?H2O和HCl，從而破壞了水的電離平衡，亦說明氨水是弱堿。
方案（3）將 0.1mol/L NH3? H2O與0.1mol/L鹽酸等體積混合，再滴加石蕊試劑，溶液顯紅色，說明NH4+水解破壞了水的電離平衡，從而說明氨水是弱堿。
[變式]解釋說明化學事實：向盛有少量Mg（OH）2 懸濁液培養皿中加入適量的飽和氯化銨溶液。現象
討論解釋其原因：同學甲：實驗中存在Mg（OH）2的溶解、結晶平衡： Mg（OH）2（固） 
Mg2++2OH-。當加入NH4Cl時，由于NH4+水解，NH4++H2ONH3?H2O+H+，使溶液呈酸性。H++OH-=H2O，從而使溶液中[OH-]減小，促進Mg（OH）2溶解，使溶液澄清。同學乙：實驗中加入NH4Cl后，溶液中NH4+可與OH-結合從而使Mg（OH）2的溶解平衡右移使溶液澄清。甲、乙同學的兩種解釋誰的更有道理？
通過實驗來進一步驗證：
。為什么乙更合理？
答案： Mg（OH）2溶解，使溶液澄清；乙同學的解釋合理；向盛有少量Mg（OH）2懸濁液的培養皿中加入CH3COONH4 固體，觀察懸濁液是否變澄清。CH3COONH4屬弱酸弱堿鹽，雖強烈水解但溶液呈中性。同時，CH3COONH4溶液中也有大量NH4+，若Mg（OH）2沒有溶解，說明甲同學的解釋正確。若Mg（OH）2溶解，則說明乙同學的解釋正確；因為Mg（OH）2比 NH3? H2O的堿性強。
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