论化学高考热点

邵磊

摘要：盐类的水解是高中化学中的重要知识点，同时也是高考中经常要考查的知识点。为此，本文就有关盐类水解的定义、实质、规律、影响因素、应用等有关知识加以阐述，以期和广大教师与同学们交流，加深对盐类水解知识的理解与掌握。

关键词：盐类水解；高中化学；高考热点

中图分类号：G633.8 文献标识码：A 文章编号：1992-7711（2016）03-0089

《盐类的水解》位于选修四第三章第三节。高考考试大纲和考试说明中必考内容都有明确要求：了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。这一节既是高中化学的重点，又是高中化学的难点，同时也是高考的热点。笔者现对盐类的水解一节进行详细分析，以期和广大教师与同学们交流。

一、盐类水解的定义

在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。认真理解、体会定义，可以进一步知道盐类水解的实质。

二、盐类水解的实质

盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。注意：发生水解的盐溶液里同时存在两个平衡：水的电离平衡和盐的水解平衡。

三、盐类水解的类型

根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐。

1. 强酸弱碱盐。如：NH4Cl的水解离子方程式： NH4++ H2O■ 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CH3COO-+NH4++H2O=可逆=CH3COOH+ NH3*H2O CH3COONH4水溶液显中性。如：NH4F的水NH4++F-+ H2O=可逆=NH3*H2O+HF NH4F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。4. 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。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，还有两种盐中，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-+Al3+ ■ Al（OH）3↓ + 3CO2↑

注意：Al3+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：SO32-；HSO3-；CO32-；HCO3-；PO43-；HPO42-；ClO-；S2-；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>

亚硫酸 磷酸 氢氟酸 甲酸 苯甲酸 醋酸

H2CO3 > H2S > HClO>C6H5-OH>HAlO2

碳酸 氢硫酸 次氯酸 苯酚 偏铝酸

（2）常见的弱碱离子：NH4+；Cu2+；Fe2+；Fe3+；Al3+，其中碱性排序：Fe（OH）2 > Fe（OH）3 > Cu（OH）2 > NH3*H2O > Al（OH）3

四、盐类水解的规律

1. 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，都弱都水解。并不是所有的盐都能水解。若能水解的话，盐必须是强酸弱碱盐、强碱弱酸盐或弱酸弱碱盐；而具体水解的离子则是弱碱的阳离子或是弱酸的阴离子。

2. 越弱越水解。电解质的电离程度越小，其离子水解的程度就越大。电解质的电离程度越大，其离子水解的程度就越小。

五、影响盐类水解的因素

1. 内因：由于弱电解质的电离较微弱，且该过程可逆，是一个动态平衡；因此其电离出的离子就会水解，建立一个水解平衡。

2. 外因：温度、浓度、溶液酸碱性的变化

（1）温度越高，水解程度越大（越热越水解）。盐的水解是酸碱中和反应的逆反应。由于中和反应放热，故盐的水解是一个吸热过程。因此，温度升高，该动态平衡向吸热（水解）的方向移动。（2）浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）。（3）加入其他物质，可抑制或促进水解（具体看水解平衡是否移动及移动的方向）。

六、盐类水解方程式的书写

1. 一般来说，盐类水解的程度不大，是中和反应的逆反应，由于中和反应趋于完成，所以盐类的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“ ■ ”，而是写“■”。由于盐类的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和气体，因此盐类水解的离子方程式中一般不标“↓”或“↑”的气标，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。

2. 多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，且以第一步水解为主，例如Na2CO3的水解：第一步： CO32-+H2O■HCO3-+ OH-；第二步：HCO-+ H2O■H2CO3+OH-。多元弱碱的阳离子水解复杂，可看做一步水解，例如Fe3+的水解：Fe3++3H2O■Fe（OH）3+3H+。

3. 多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向，以水解为主的，溶液显碱性；以电离为主的溶液显酸性。例如：HCO3-、HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-、H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性。

4. 能发生双水解的离子组，一般来说水解都比较彻底，由于不形成水解平衡，书写时生成物出现的沉淀、气体物质要标明状态，即标上“↓”“↑”符号，中间用“■”连接，如NaHCO3溶液与Al2（SO4）3溶液混合：

Al3++ 3HCO3- ■ Al（OH）3↓+ 3CO2↑，和此类似的还有：Al3+ 与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SiO32-、AlO2-；Fe3+ 与CO32-、HCO3-、SiO32-、AlO2-；NH4+ 与SiO32-、AlO2-等。注意一定要利用电荷守恒将其配平，看反应物中是否需要加水。

七、盐类水解的应用

1. 溶液酸碱性的判断

（1）单一盐溶液

①正盐溶液的酸碱性符合“谁强显谁性，同强显中性”规律。即溶液的酸碱性和水解程度相对较小（或不水解）的离子保持一致。如：NH4Cl、NaHCO3、CH3COONH4的溶液分别显酸性、碱性、中性和中性。②若是强碱的酸式盐，其溶液的酸碱性，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

（2）混合溶液

①酸与盐：如等浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液。由于一般情况下，电离都是大于水解的程度，所以显酸性。②酸与碱混合：需要具体计算，根据计算结果具体分析。

2. 盐溶液的配置与保存

（1）在配制FeCl3、Al（NO3）3、CuSO4、SnCl2等溶液时，为抑制水解，常先将盐溶于其对应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。（2）Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2等碱性溶液不能贮存在玻璃塞的试剂瓶中，就是防止SiO2与它们水解产生的OH-反应。（3）有些盐会完全水解，如硫化铝遇水发生完全水解，因此不能在湿态下获得硫化铝，只能由单质直接反应制取。

3. 分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的原因

（1）金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、 Al2O3而不是FeCl3、AlCl3固体。（2）金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2（SO4）3等。（3）阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等溶液蒸干后可得到原溶液。（4）阴阳离子均易水解，此类盐溶液蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2CO3等。（5）不稳定化合物的水溶液，加热时在溶液中就能分解，也得不到原溶质。如Ca （HCO3）2溶液，蒸干后得到CaCO3。（6）易被氧化的物质，其溶液蒸干后得不到原溶质，如FeSO4、Na2SO3等，蒸干后得到其氧化产物Fe2（SO4）3、Na2SO4等。

4. 其他应用

（1）判断盐对应酸的强弱。若前者PH值大于后者，则酸性：HA

总之，要深度把握盐类的水解，重在理解本质和灵活运用，需要同学们有严密的思维。要考虑清楚是否有水解，是谁水解；有时又要考虑电离，同时还要注意电离和水解的相互影响，甚至有外界因素的影响。本文对盐类的水解进行了全面的分析，希望对大家有所帮助。

（作者单位：四川省巴中市恩阳中学 636600）