鹽類水解(鹽類水解的詳細知識點..謝謝)
1.鹽類水解的詳細知識點..謝謝
Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （2）陽離子是一價的，陰離子是多價的，生成酸式鹽。
例如： Na3PO4+H2O___Na2HPO4+NaOH 或PO43-+H2O___HPO42_+OH- [投訴本題] No.2 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:19:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （3）陽離子是多價的，陰離子是一價的（比較少見），水解時生成堿式鹽。例如： Ba(CN)2 +H2O___Ba(OH)CN+HCN 或CN-+H2O___HCN+OH- 由于Ba(OH)CN電離出的OH-比HCN電離出的H+多，溶液呈堿性。
[投訴本題] No.3 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:19:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （3）陽離子是多價的，陰離子是一價的（比較少見），水解時生成堿式鹽。例如： Ba(CN)2 +H2O___Ba(OH)CN+HCN 或CN-+H2O___HCN+OH- 由于Ba(OH)CN電離出的OH-比HCN電離出的H+多，溶液呈堿性。
[投訴本題] No.4 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:24:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （4）陽離子和陰離子都是多價的，一般很難溶于水，如Ba3(PO4)2[投訴本題] No.5 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:30:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： 2、強酸弱堿鹽：溶液呈酸性（1）陽離子和陰離子都是一價的。例如： NH4NO3+H2O___NH3.H2O+HNO3 或 NH4++H2O___NH3H2O+H+[投訴本題] No.6 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:46:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （2）陽離子是多價的，陰離子是一價的，生成堿式鹽。
例如： AlCl3+H2O___Al(OH)Cl2+HCl 或Al3++H2O___Al(OH)2++H+ [Al(OH)2+]+H2O___Al(OH)2Cl+HCl 或Al(OH)2++H2O___[Al(OH)2]++H+[投訴本題] No.7 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:56:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （3）陽離子是一價的，陰離子是多價的，生成酸式鹽。酸式鹽在溶液中的H+比弱堿的OH-多一些。
例如： （NH4）2SO4+H2O___NH4HSO4+H2SO4 或 NH4++H2O___NH3H2O+H+ [投訴本題] No.8 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 9:59:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： （4）陽離子和陰離子都是多價的，生成堿式鹽。例如： Fe2(SO4)3+2H2O___2Fe(OH)SO4+H2SO4 或 Fe3++H2O___Fe(OH)2++H+[投訴本題] No.9 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 10:06:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： 3、弱酸弱堿鹽：取決于酸和堿的相對強度。
例如： Al(CH3COO)3+H2O___Al(OH)(CH3COO)2+CH3COOH Al(OH)(CH3COO)2+H2O___Al(OH)2(CHCOO)+CH3COOH 也有的能全部水解。例如： Al2S3+6H2O___2Al(OH)3+Z3H2S（注意有沉淀符號和氣體符號） [投訴本題] No.10 回復者：yany （老師解答） 回復時間：2000-12-3 10:09:00Re ： 鹽類水解的一般規(guī)律 正文： 4、強酸強堿鹽：中性，實際上不發(fā)生水解，如KCl、NaCl、NaNO3、Na2SO4、BaCl2等。
2.鹽類水解,相關知識點
鹽類水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰強顯誰性。
1、有弱才水解
要求鹽要有弱酸根離子或者弱堿金屬離子（包括銨離子）。
如：NaCl中的Na+對應的堿是強堿NaOH，則Na+是強堿金屬離子，不會水解。NaCl中的Cl-對應的酸是強酸HCl ，則Cl-是強酸根離子，也不會水解。所以，NaCl在水溶液中不會發(fā)生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-對應的是弱酸CH3COOH，則CH3COO-是弱酸根離子，會水解。消耗H2O電離出的H+，結(jié)合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。所以，CH3COONa的水溶液顯堿性。
2、越弱越水解
鹽中的離子對應的酸或堿的酸性越弱或堿性越弱，水解的程度越大。
如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-對應的酸是H2CO3;SO3^2-對應的酸是H2SO3。由于H2CO3的酸性弱于H2SO3，則，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，結(jié)合的H+更多。所以，Na2CO3的堿性比NaSO3的堿性強。
3、雙弱雙水解
當鹽中的陽離子對應的堿是弱堿并且鹽中的陰離子對應的是弱酸時，則鹽的這兩種離子都會發(fā)生水解。陽離子水解結(jié)合水電離出的OH-；陰離子水解結(jié)合水電離出的H+，所以雙水解發(fā)生的程度往往較大。
如：CH3COONH4 中的NH4+對應的堿是弱堿NH3*H2O ;CH3COO-對應的酸是弱酸CH3COOH
則NH4+和CH3COO-都會發(fā)生水解，NH4+結(jié)合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-結(jié)合H+形成CH3COOH，相互促進，水解程度較大。
4、誰強顯誰性
主要是針對雙水解的鹽，即弱酸弱堿鹽，由于鹽中的陰離子水解結(jié)合H+，陽離子水解結(jié)合OH-
要判斷鹽溶液的酸堿性，則要比較陰離子的水解成度和陽離子的水解程度的大小。
如：（NH4）CO3 ，由于NH3的堿性比H2CO3的酸性強（實際上比較的是兩者的電離度，中學不做要求，只需記憶），則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 溶液顯堿性。
又如：CH3COONH4，由于NH3的堿性和CH3COOH的酸性相當，則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溶液顯中性。
再如：（NH4）2SO3，由于NH3的堿性比H2SO3的酸性弱，則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溶液顯酸性。
3.鹽類的水解有關的知識
正鹽
分四類：
一、強酸強堿鹽不發(fā)生水解，因為它們電離出來的陰、陽離子不能破壞水的電離平衡，所以呈中性。
二、強酸弱堿鹽，我們把弱堿部分叫弱陽，弱堿離子結(jié)合從水中電離出來的氫氧根離子，破壞了水的電離平衡，使得水的電離正向移動，結(jié)果溶液中的氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，使水溶液呈酸性。
三、強堿弱酸鹽，我們把弱酸部分叫弱陰，同理弱陰結(jié)合從水中電離出來的氫離子，使得溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，使溶液呈堿性。
四、弱酸弱堿鹽，弱酸部分結(jié)合氫，弱堿部分結(jié)合氫氧根，生成兩種弱電解質(zhì)，再比較它們的電離常數(shù)Ka、Kb值的大?。ǘ皇撬舛鹊拇笮。?，在一溫度下，弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（又叫電離平衡常數(shù)）是一個定值，這一比較就可得出此鹽呈什么性了，誰強呈誰性，電離常數(shù)是以10為底的負對數(shù)，誰負得少誰就大。總之一句話，鹽溶液中的陰、陽離子結(jié)合著從水中電離出來的氫離子或氫氧根離子能生成弱電解質(zhì)的反應叫鹽類的水解。還有有機物類中的水解，例如酯類的水解，是酯和水反應（在無機酸或堿的條件下）生成對應羧酸和醇的反應叫酯的水解，還有鹵代烴的堿性水解，溴乙烷和氫氧化鈉水溶液反應生成乙醇和溴化鈉叫鹵烷的水解，還有蛋白質(zhì)的水解，最終產(chǎn)物為氨基酸等等。
編輯本段影響因素
1、鹽濃度：鹽的濃度越小，它的水解度越大。
2、溫度：在分析化學中和無機制備中常采用升高溫度使水解完全以達到分離和合成的目的。
3、酸度：根據(jù)平衡方程原理，可通過控制酸度來控制水解平衡。
編輯本段用例
其反應
(1)含弱酸陰離子、弱堿陽離子的鹽的水解，例如：Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+,CO32-+H2O=HCO3-+OH-
(2)金屬氮化物的水解，例如：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑
(3)金屬硫化物的水解，例如：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S
(4)金屬碳化物的水解，例如：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑
(5)非金屬鹵化物的水解，例如：PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl
此類反應多為水分子攻擊鹵原子，但也有例外，如NCl3水解：
NCl3+3H2O=NH3+3HClO
該反應為水分子攻擊氮原子
取代反應
（水解反應）（有機反應）
1.鹵代烴在強堿水溶液中水解，例如：CH3CH2-Cl+H-OH—△→NaOH
CH3CH2OH+HCl→CH3CH2Cl+H2O
2.醇鈉的水解，例如：CH3CH2ONa+H2O=CH3CH2OH+NaOH
3.酯在酸、堿水溶液中水解，例如：
CH3COOCH2CH3+H2O—H△→CH3COOH+CH3CH2OH
CH3COOCH2CH3+NaOH=△ H2O=CH3COONa+CH3CH2OH
4.二糖、多糖的水解，例如淀粉的水解：（C6H10O5）n+nH2O→nC6H12O6（葡萄糖）
5.二肽、多肽的水解，例如H2NCH2CONHCH2COOH+H2O→2H2NCH2COOH
6.亞胺的水解ArCH=N-Ph—H20 H+ →ArCHO+PhNH2
注意：上述反應中“=”均為可逆符號（除酯在堿中水解的反應），水解產(chǎn)物量很小，不必標明沉淀或氣體。
4.鹽類水解,相關知識點
鹽類水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰強顯誰性。
1、有弱才水解要求鹽要有弱酸根離子或者弱堿金屬離子（包括銨離子）。 如：NaCl中的Na+對應的堿是強堿NaOH，則Na+是強堿金屬離子，不會水解。
NaCl中的Cl-對應的酸是強酸HCl ，則Cl-是強酸根離子，也不會水解。所以，NaCl在水溶液中不會發(fā)生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-對應的是弱酸CH3COOH，則CH3COO-是弱酸根離子，會水解。消耗H2O電離出的H+，結(jié)合成CH3OOH分子。
使得水中OH-多出。所以，CH3COONa的水溶液顯堿性。
2、越弱越水解 鹽中的離子對應的酸或堿的酸性越弱或堿性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-對應的酸是H2CO3;SO3^2-對應的酸是H2SO3。
由于H2CO3的酸性弱于H2SO3，則，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，結(jié)合的H+更多。所以，Na2CO3的堿性比NaSO3的堿性強。
3、雙弱雙水解當鹽中的陽離子對應的堿是弱堿并且鹽中的陰離子對應的是弱酸時，則鹽的這兩種離子都會發(fā)生水解。陽離子水解結(jié)合水電離出的OH-；陰離子水解結(jié)合水電離出的H+，所以雙水解發(fā)生的程度往往較大。
如：CH3COONH4 中的NH4+對應的堿是弱堿NH3*H2O ;CH3COO-對應的酸是弱酸CH3COOH則NH4+和CH3COO-都會發(fā)生水解，NH4+結(jié)合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-結(jié)合H+形成CH3COOH，相互促進，水解程度較大。4、誰強顯誰性 主要是針對雙水解的鹽，即弱酸弱堿鹽，由于鹽中的陰離子水解結(jié)合H+，陽離子水解結(jié)合OH-要判斷鹽溶液的酸堿性，則要比較陰離子的水解成度和陽離子的水解程度的大小。
如：（NH4）CO3 ，由于NH3的堿性比H2CO3的酸性強（實際上比較的是兩者的電離度，中學不做要求，只需記憶），則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 溶液顯堿性。
又如：CH3COONH4，由于NH3的堿性和CH3COOH的酸性相當，則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溶液顯中性。
再如：（NH4）2SO3，由于NH3的堿性比H2SO3的酸性弱，則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溶液顯酸性。
5.鹽類水解的重點
鹽類水解規(guī)律的應用1.判斷鹽溶液的酸堿強弱或PH大小：在弱才水解，誰弱誰水解，越弱越水解，誰強顯誰性。
如0.1mol/LCH3COONa、NH4Cl、NaCl、Na2CO3溶液PH的大小順序是：Na2CO3>CH3COONa>NaCl>NH4Cl。2.判斷酸的相對強弱：酸越弱，其強堿鹽就越易水解，溶液的堿性就越強。
如等物質(zhì)的量濃度的鈉鹽NaX、NaY、NaZ的PH依次為7、8、9，則相應的酸相對強弱為HX > HY > HZ。3.判斷鹽溶液中的離子種類和濃度大?。?如0.1mol/L Na2CO3溶液中有大量離子：Na+、CO32-，微量離子：OH-、HCO3-、H+，大量分子：H2O，微量分子：H2CO3。
電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。物料守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)= 0.1mol/L（碳元素守恒），c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]（鈉原子、碳原子定比）。
質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)[水電離出的c(H+)=c(OH-)] CO32-分步水解：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH—)>c (HCO3-)>c(H+) 4.判斷離子共存問題：弱堿陽離子（Al3+、Fe3+等）與弱酸根離子（HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-等）在溶液中不能同時大量共存。因為兩類離子都水解，分別與水電離出的H+、OH-結(jié)合而相互促進，使離子數(shù)目減少。
5.判斷加熱蒸干溶液后產(chǎn)物：鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如蒸干Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3等溶液得到Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3固體；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干AlCl3、FeCl3等溶液得到Al?（OH）3、Fe(OH)3固體，進一步灼燒得到Al?2O3、Fe2O3。6.判斷中和滴定指示劑的選擇：若用強堿滴定弱酸，反應達到終點后，因生成強堿弱酸鹽溶液顯堿性，所以選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑——酚酞；若用強酸滴定弱堿，反應達到終點時溶液顯酸性，故要選擇在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑——甲基橙。
7.判斷活潑金屬與強酸弱堿鹽的反應產(chǎn)物：Mg,Al等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4等溶液反應能生成氫氣。因為鹽溶液強烈水解顯強酸性，故能與活潑金屬反應生成氫氣。
如：Mg + 2NH4+ = Mg2+ + H2↑ + 2NH3↑8.指導膠體的制備并解釋與膠體相關現(xiàn)象：如往沸水中滴加飽和的FeCl3溶液，并要小心的攪拌，形成棕紅色的透明的液體——Fe(OH)3溶膠；明礬水解生成的Al(OH)3膠體有較強的吸附性，可以吸附雜質(zhì)，可以凈水； 9.指導鹽的制備和鹽溶液的配制：如Al2S3的制取，若在溶液中則會雙水解生成Al(OH)3和H2S，只能用鋁與硫高溫化合制備；蒸干AlCl3溶液的方法制取AlCl3，要在不斷通氯化氫氣體保護下加熱才能制備；實驗室配制FeCl3溶液，是將鹽先溶解于濃鹽酸中，再加水稀釋。10.指導實踐：如Na2CO3溶液由于水解顯堿性，不應貯放在玻璃塞試劑瓶中；NH4F溶液由于水解產(chǎn)生HF，不可貯放在玻璃瓶中；純堿水解顯堿性，加熱可以使CO32—水解程度增大，因而使溶液堿性增強，去污能力增強；泡末滅火器利用硫酸鋁和碳酸氫鈉雙水解急速生成大量的CO2，使滅火器內(nèi)的壓強增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起噴出覆蓋在著火物質(zhì)上使火焰熄滅；草木灰（K2CO3）和銨態(tài)氮肥（NH4NO3）混用，由于CO32—和NH4+的水解相互促進使NH4+變?yōu)镹H3降低氮肥的肥效。
6.鹽類水解的重點
鹽類水解規(guī)律的應用
1.判斷鹽溶液的酸堿強弱或PH大?。涸谌醪潘猓l弱誰水解，越弱越水解，誰強顯誰性。如0.1mol/LCH3COONa、NH4Cl、NaCl、Na2CO3溶液PH的大小順序是：Na2CO3>CH3COONa>NaCl>NH4Cl。
2.判斷酸的相對強弱：酸越弱，其強堿鹽就越易水解，溶液的堿性就越強。如等物質(zhì)的量濃度的鈉鹽NaX、NaY、NaZ的PH依次為7、8、9，則相應的酸相對強弱為HX > HY > HZ。
3.判斷鹽溶液中的離子種類和濃度大?。?如0.1mol/L Na2CO3溶液中有大量離子：Na+、CO32-，微量離子：OH-、HCO3-、H+，大量分子：H2O，微量分子：H2CO3。
電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。
物料守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)= 0.1mol/L（碳元素守恒），
c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]（鈉原子、碳原子定比）。
質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)[水電離出的c(H+)=c(OH-)]
CO32-分步水解：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH—)>c (HCO3-)>c(H+)
4.判斷離子共存問題：弱堿陽離子（Al3+、Fe3+等）與弱酸根離子（HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-等）在溶液中不能同時大量共存。因為兩類離子都水解，分別與水電離出的H+、OH-結(jié)合而相互促進，使離子數(shù)目減少。
5.判斷加熱蒸干溶液后產(chǎn)物：鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如蒸干Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3等溶液得到Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3固體；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干AlCl3、FeCl3等溶液得到Al?（OH）3、Fe(OH)3固體，進一步灼燒得到Al?2O3、Fe2O3。
6.判斷中和滴定指示劑的選擇：若用強堿滴定弱酸，反應達到終點后，因生成強堿弱酸鹽溶液顯堿性，所以選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑——酚酞；若用強酸滴定弱堿，反應達到終點時溶液顯酸性，故要選擇在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑——甲基橙。
7.判斷活潑金屬與強酸弱堿鹽的反應產(chǎn)物：Mg,Al等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4等溶液反應能生成氫氣。因為鹽溶液強烈水解顯強酸性，故能與活潑金屬反應生成氫氣。如：Mg + 2NH4+ = Mg2+ + H2↑ + 2NH3↑
8.指導膠體的制備并解釋與膠體相關現(xiàn)象：如往沸水中滴加飽和的FeCl3溶液，并要小心的攪拌，形成棕紅色的透明的液體——Fe(OH)3溶膠；明礬水解生成的Al(OH)3膠體有較強的吸附性，可以吸附雜質(zhì)，可以凈水；
9.指導鹽的制備和鹽溶液的配制：如Al2S3的制取，若在溶液中則會雙水解生成Al(OH)3和H2S，只能用鋁與硫高溫化合制備；蒸干AlCl3溶液的方法制取AlCl3，要在不斷通氯化氫氣體保護下加熱才能制備；實驗室配制FeCl3溶液，是將鹽先溶解于濃鹽酸中，再加水稀釋。
10.指導實踐：如Na2CO3溶液由于水解顯堿性，不應貯放在玻璃塞試劑瓶中；NH4F溶液由于水解產(chǎn)生HF，不可貯放在玻璃瓶中；純堿水解顯堿性，加熱可以使CO32—水解程度增大，因而使溶液堿性增強，去污能力增強；泡末滅火器利用硫酸鋁和碳酸氫鈉雙水解急速生成大量的CO2，使滅火器內(nèi)的壓強增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起噴出覆蓋在著火物質(zhì)上使火焰熄滅；草木灰（K2CO3）和銨態(tài)氮肥（NH4NO3）混用，由于CO32—和NH4+的水解相互促進使NH4+變?yōu)镹H3降低氮肥的肥效。
7.高中化學鹽類水解相關知識點
一）鹽類水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰強顯誰性。（二）根據(jù)鹽類的不同，可分為：強酸強堿鹽（不水解）；強酸弱堿鹽；強堿弱酸鹽；弱酸弱堿鹽（三）多元弱酸或多元弱堿形成的鹽的水解
多元弱酸或多元弱堿形成的鹽的水解是分步進行的，一般第一步進行的程度最大，第二步甚至更多步的水解程度就很弱了。
(1)常見的弱酸根離子：SO3^2- ;HSO3-;CO3^2-;HCO3-;PO4^3-;HPO4^2-;ClO-;S^2-;HS-;CH3COO-;SCN-;F-;AlO2-;C6H5O（苯酚根）；NO2-（亞硝酸根）
常見弱酸的酸性排序：
H2SO3 > H3PO4> HF >HCOOH>C6H5-COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S
亞硫酸 磷酸 氫氟酸 甲酸 苯甲酸 醋酸 碳酸 氫硫酸
> HClO>C6H5-OH>HAlO2
次氯酸 苯酚 偏鋁酸
(2)常見的弱堿離子：NH4+;Cu^2+;Fe^2+;Fe^3+;Al^3+
其中堿性排序：Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Cu(OH)2 > NH3*H2O > Al(OH)3
