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第八章　水溶液中的离子平衡
第29讲　盐类水解
复习要点　1.了解盐类水解的原理及其一般规律。2.掌握水解离子方程式的书写。3.了解影响盐类水解程度的主要因素。4.了解盐类水解的应用。5.能利用水解常数（Kh）进行相关计算。
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考点1　盐类水解的原理
A　基础知识重点疑难
1. 盐类水解概念的理解
2. 盐类水解规律
（1）水解规律及应用
. .
③酸式盐溶液的分析
b.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式盐中酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
④弱酸弱碱盐
a.阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对强弱。当K酸＝K碱（K为电离常数）时，溶液显中性⑤，如CH3COONH4；当K酸＞K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸＜K碱时，溶液显碱性，如NH4CN。
笔记：①（2023江苏）向2 mL FeSO4溶液中滴加2～3滴酚酞试液，观察溶液颜色变化，探究Fe2＋是否水解（×）
②（2022浙江1月）在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者（×）
③向0.1 mol·L－1 Na2CO3、NaHCO3溶液分别滴入酚酞溶液，分别显红色、浅红色（√）
⑤相当于“谁强显谁性，都强显中性”
⑥部分双水解产物一般为溶于水的酸和碱，没有沉淀产生
⑦规律：产物为沉淀或沉淀和气体
（2）水解反应的拓展
笔记：①“一分为二，异性相吸，等量变换”
②结合电负性判断化合价正负
. .
. .
4. 水解常数及其应用
（1）含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。
（2）表达式


（3）意义和影响因素
越大　
增大　
（4）电离常数与水解常数、水的离子积的关系
. .
. .
. .
②若Kh＞Ka则等浓度的一元弱酸与钠盐混合液显碱性，以盐类水解为主
③（2024浙江6月）已知室温下Ka2（H2S）＝1×10－13，忽略S2－的第二步水解，0. 10 mol·L－1的Na2S溶液中S2－水解率约为62％（√）
B　题组集训提升能力
题组一　盐类水解的实质和反应
A. BaO2的水解产物是Ba（OH）2和H2O2 B. PCl3的水解产物是HClO和H3PO4
C. Al4C3的水解产物是Al（OH）3和CH4 D. CH3COCl的水解产物是两种酸
B
解析：BaO2的水解产物是Ba（OH）2和H2O2，符合水解原理，故A项正确；PCl3的水解产物应是H3PO3和HCl，不符合水解原理，故B项错误；Al4C3水解得到Al（OH）3和CH4，符合水解原理，故C项正确；CH3COCl的水解产物是两种酸，为CH3COOH和HCl，符合水解原理，故D项正确。
2. 写出下列盐溶液水解的离子方程式。
解题感悟
书写盐类水解离子方程式的注意事项
（1）3个原则
一般来说，由于水解程度微弱：
③易分解产物不写成其分解产物的形式（NH3·H2O不写成NH3和H2O）。
题组二　盐类水解规律及应用
3. （2025·新余第一次调研）常温下，0.1 mol·L－1几种钠盐溶液的pH如表：
溶液 ①CH3COONa ②NaHCO3 ③NaClO ④NaHSO3
pH 8.8 9.7 10.3 5.28
A. 水电离出的c（H＋）：①＞②＞③
C. 离子总浓度：③＞①
D. ④中滴少量③，pH升高
B
①NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
②可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
③用pH试纸测得NaA溶液的pH约为10，NaB溶液的pH约为9，说明Ka（HA）＜Kb（HB）
④某碱BOH溶液与某酸HA溶液充分反应后，溶液呈酸性，可以推测BOH为弱碱
⑤　
5. 根据相关物质的电离常数（25 ℃），回答下列问题：
CH3COOH Ka＝1.8×10－5
HCN Ka＝4.9×10－10
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11
（1）相同物质的量浓度的①CH3COONa、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaCN溶液pH由大到小的顺序： 　 　，水的电离程度由大到小的顺序： 　 　。
（2）相同pH的①CH3COONa、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaCN溶液，物质的量浓度由大到小的顺序： 　 　。
（3）NaCN溶液中，c（Na＋）、c（CN－）、c（HCN）由大到小的顺
序： 　 　。
②＞④＞③＞①
②＞④＞③＞①
①＞③＞④＞②
c（Na＋）＞c（CN－）＞c（HCN）
题组三　盐类水解常数
6. 已知常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11。
水解程度大于其电离程度，故NaHCO3溶液呈碱性
（已知：NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11）
8. 等浓度弱酸（或弱碱）与其盐混合溶液酸碱性的判断。
（1）已知25 ℃时，CH3COOH的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5，等浓度的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，Kh 　 　（填“＞”“＜”或“＝”，下同）Ka，可见以 　 　为主，溶液pH 　 　7。
（2）已知25 ℃时，HCN的电离平衡常数Ka＝4.9×10－10，等浓度的HCN与NaCN混合溶液Kh 　 　（填“＞”“＜”或“＝”，下同）Ka，可见以 　 　为主，溶液pH 　 　7。
（3）已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，等浓度的NH3·H2O与NH4Cl混合溶液Kh 　 　（填“＞”“＜”或“＝”，下同）Kb，可见以 　 .
　 为主，溶液pH 　 　 7。
＜
CH3COOH电离
＜
＞
NaCN水解
＞
＜
NH3·H2O
电离
＞
9. 磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，回答下列问题：
③
＜②＜①　
＜　
碱　
Na2HPO4溶液显碱性
解题感悟
从定性和定量两个角度辨析
Kw、Ka（Kb）、Kh三者关系
（1）定性：Kw、Ka（Kb）、Kh三者都是平衡常数，都只受温度的影响，温度不变，平衡常数不变。
（2）定量：Kw、Ka（Kb）、Kh三者定量关系：Kw＝Ka·Kh、Kw＝Kb·Kh。
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考点2　盐类水解的影响因素及其应用
考点2　盐类水解的影响因素及其应用
A 　基础知识重点疑难
1. 盐类水解的影响因素
（1）内因
大　
强　
（2）外因
影响因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度
温度 升高 右移 增大 增大
浓度 增大 右移 减小 增大
减小（即稀释） 右移 增大 减小
外加
酸碱 酸 弱碱阳离子的水解程度 　减小　
碱 弱酸阴离子的水解程度 　减小　
笔记：勒夏特列原理解释，理解“减弱”含义
右移
增大
增大
右移
减小
增大
右移
增大
减小
减小　
减小　
2. 盐类水解的应用
盐类水解的应用 实例 解释
判断溶液的酸碱性 FeCl3水溶液显酸性
判断离子能否共存
制备胶体 制备Fe（OH）3胶体
Fe3＋＋　
Fe3＋＋　
盐类水解的应用 实例 解释
净水 明矾净水 原理： 　Al3＋水解形成Al（OH）3胶体　
去油污 用热的纯碱溶液清洗油污
试剂的配制 配制FeCl3①溶液时，常常将FeCl3固体溶于较浓的盐酸②中，再加水稀释
Al3＋水解形成Al（OH）3胶
体　
大，溶液碱性增强，有利于油脂水
解　
＋3H＋，H＋可抑制Fe3＋水解　
盐类水解的应用 实例 解释
制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2时，在HCl气流中加热
泡沫灭火器 用Al2（SO4）3溶液与NaHCO3　③溶液混合
（OH）2＋2HCl＋4H2O，通入HCl
可抑制Mg2＋的水解　
（OH）3↓＋3CO2↑，发生相互促进
的水解反应　
盐类水解的应用 实例 解释
制备无机物 TiO2的制备
混合盐溶液的除杂与提纯 用MgO[或Mg（OH）2或MgCO3]调节溶液的pH，除去MgCl2中的FeCl3杂质
笔记：①（2023山东）稀盐酸：配制AlCl3溶液（√）
②不用H2SO4等，防止引入新杂质离子
H2O，使Fe3＋水解平衡右移直至沉淀
完全　
③不用Na2CO3溶液，反应速率慢、产生CO2气体少
B　题组集训提升能力
题组一　盐类水解的影响因素
选项 实验 现象 解释或结论
A 加入FeCl3固体 溶液变成红褐色 FeCl3的水解程度变大
B 加入等体积的水 溶液颜色变浅 c（Fe3＋）变小
C 加入足量的Fe粉 溶液颜色变成浅绿色
D 将FeCl3溶液微热 溶液变成红褐色 水解反应ΔH＞0
A
A. M点Kw等于N点Kw
B. M点pH大于N点pH
C. N点降温过程中有2个平衡发生移动
B
3. 实验测得0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。
变小　
水的电
离为吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动，水中c（H＋）增大，故pH变
小
温度升高，CH3COO－水解程
度增大，OH－浓度增大，而Kw增大，综合作用结果使H＋浓度增大，pH减小
升高温度，促进水的电离，故c（H＋）增大；升高温度，
促进铜离子水解，故c（H＋）增大，两者共同作用使pH发生
变化
题组二　盐类水解的应用
a.判断溶液的酸碱性强弱及物质类别
A. NH4Cl　（NH4）2SO4　CH3COONa　NaHCO3　NaOH
B. （NH4）2SO4　NH4Cl　CH3COONa　NaHCO3　NaOH
C. （NH4）2SO4　NH4Cl　NaOH　CH3COONa　NaHCO3
D. CH3COOH　NH4Cl　（NH4）2SO4　NaHCO3　NaOH
B
解题感悟
判断溶液酸碱度大小的一般规律
相同条件下溶液的酸碱度大小
④　
①配制氯化铁溶液时，将氯化铁溶解在较浓的盐酸中再加水稀释
②弱碱性NaHCO3溶液中OH－能够氧化Mg，因此将光亮的镁条放入pH为8.6的NaHCO3溶液中，有气泡产生
③NH4F水溶液中含有HF，因此NH4F溶液不能存放于玻璃试剂瓶中
④向含有少量FeCl3的MgCl2溶液中加入足量Mg（OH）2粉末，搅拌一段时间后过滤，除去MgCl2溶液中少量FeCl3
②　
解题感悟
盐类水解在化学试剂配制、储存和除杂中的应用
1. 配制
（1）配制FeCl3溶液：加入盐酸抑制Fe3＋的水解。
（2）配制CuSO4溶液：加入稀硫酸抑制Cu2＋的水解。
2. 储存
（2）NH4F、NaF溶液：因F－水解生成的HF能与玻璃中的SiO2反应，因此存放在塑料瓶中。
3. 除杂
c.在生产、生活中的应用
A. 热的纯碱溶液去除油脂
B. 重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃
C. 蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸
D. 向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe（OH）3胶体
B
解析：热的纯碱溶液因碳酸根离子水解显碱性，油脂在碱性条件下水解能生成易溶于水的高级脂肪酸盐和甘油，故可用热的纯碱溶液去除油脂，A不符合题意；重油在高温、高压和催化剂作用下发生裂化或裂解反应生成小分子烃，与水解反应无关，B符合题意；蛋白质在酶的作用下可以发生水解反应生成氨基酸，C不符合题意；Fe3＋能发生水解反应生成 Fe（OH）3，加热能增大Fe3＋ 的水解程度，D不符合题意。
d.判断盐溶液蒸干所得产物
7. （1）K2CO3的水溶液蒸干得到的固体物质是 　 　，原因是 　 　 .
。
（2）KAl（SO4）2溶液蒸干得到的固体物质是 　 　，原因是 　 　。
（3）FeCl2溶液蒸干灼烧得到的固体物质是 　 　，原因是 　 .
　 .
。
K2CO3
尽管加热过程
KAl（SO4）2·12H2O
尽管Al3＋水解，但由于H2SO4为难挥发性酸，最后得到结晶水合物
Fe2O3
Fe2＋水解生成Fe
（OH）2和HCl，在加热蒸干过程中HCl挥发，Fe（OH）2逐渐被氧化生成Fe（OH）
3，Fe（OH）3灼烧分解生成Fe2O3
（4）Na2SO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是 　 　，原因是 　 　。
（5）将0.5 mol·L－1的NaClO溶液加热蒸干最后所得的固体是 　 　，原因是 　 . . .
　。
（6）将KMnO4溶液加热蒸干最后所得的固体是 　 　，原因是 　 　。
Na2SO4
NaCl
K2MnO4、MnO2
解题感悟
6种盐溶液蒸干后产物的判断
1. 析出原来溶质
类似的还有FeCl3、Al（NO3）3、CuCl2。
3. 析出结晶水合物——CuSO4和KAl（SO4）2型
4. 全部分解为气体——水解产物易分解的盐
类似的还有（NH4）2CO3、（NH4）2S、NH4Cl。
5. 分解析出新盐——热稳定性差的盐
注意Mg（HCO3）2蒸干得到的MgCO3易水解，最终得到Mg（OH）2或MgO。
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限时跟踪检测
A. 稀释0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，溶液的pH增大
C
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①用FeCl3作净水剂
②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸
③实验室配制AlCl3溶液时，应先把AlCl3固体溶解在较浓的盐酸中，然后加水稀释
④NH4Cl与ZnCl2溶液可用作焊接中的除锈剂
⑤实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡胶塞，而不用玻璃塞
⑥长期施用（NH4）2SO4，土壤酸性增强
A. ①④⑥ B. ②⑤⑥ C. ③⑤⑥ D. 全有关
D
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解析：①FeCl3能水解，生成的Fe（OH）3胶体可吸附水中的杂质；②在FeCl3溶液中加入少量盐酸，能抑制Fe3＋的水解；③AlCl3水解生成Al（OH）3和HCl，将AlCl3固体溶解在较浓的盐酸中可以抑制Al3＋的水解；④NH4Cl、ZnCl2水解使溶液呈酸性，能溶解金属氧化物，可用作除锈剂；⑤Na2CO3水解使溶液呈碱性，会与玻璃中的主要成分SiO2发生反应；⑥（NH4）2SO4水解使溶液呈酸性，长期施用（NH4）2SO4可使土壤酸性增强。
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A. 常温下，0.001 mol·L－1 HR水溶液的pH＝3
B. 向NaR水溶液中加水稀释，溶液的pH升高
C. NaR水溶液中，c（HR）＋c（H＋）＝c（R－）＋c（OH－）
D. 常温下，NaR溶液的碱性比同浓度的NaHCO3溶液弱
D
解析：由题意可知，HR是有机酸，是弱酸，不完全电离，常温下，0.001 mol·L－1 HR水溶液的pH＞3，A错误；NaR水溶液中由于R－水解显碱性，加水稀释水解程度变大，但是碱性变弱，溶液的pH减小，B错误；NaR水溶液中的质子守恒为c（HR）＋c（H＋）＝c（OH－），C错误；由已知，Ka（HR）＞Ka1（H2CO3），HR酸性比碳酸强，根据越弱越水解，同浓度的NaHCO3溶液水解程度大，碱性比同浓度的NaR溶液强，D正确。
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A. 常温下，H2RCl2溶液中水电离产生的c（H＋）＜10－7 mol·L－1
D. HRCl溶液中存在：c（H＋）＋c（H2R2＋）＝c（OH－）＋c（R）
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5. BiOCl是一种具有珍珠光泽的材料，利用金属Bi制备BiOCl的工艺流程如图：
A. 酸浸工序中分次加入稀HNO3可降低反应剧烈程度
B. 转化工序中加入稀HCl可抑制生成BiONO3
C. 水解工序中加入少量CH3COONa（s）可提高Bi3＋水解程度
D. 水解工序中加入少量NH4NO3（s）有利于BiOCl的生成
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A. NaHCO3和Na2CO3水解均是吸热反应
B. 若将N点溶液恢复到25 ℃，pH＞8.62
C. N点时NaHCO3已经完全分解
C
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溶液 NaX NaY Na2Z（H2Z为二元弱酸）
pH 7.5 8.9 11.6
A. 常温下的电离常数：HX＞HY＞HZ－
B. pH＝2的HX溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，c（X－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－）
C. 0.1 mol·L－1的Na2Z溶液中c（Na＋）＝2c（Z2－）＋2c（HZ－）＋2c（H2Z）
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A. 常温时，ROH的电离平衡常数为1×10－5.7
B. P、Q点对应的水的电离程度：P＞Q
D. 常温时，加入适量R2SO4固体可使P点向W点移动
A
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A. 25 ℃时，Kh（CN－）的值为10－4.7
B. 升高温度，可使曲线上a点变到b点
C. 25 ℃，向a点对应的溶液中加入固体NaCN，CN－的水解程度减小
D. c点对应溶液中的c（OH－）大于a点
B
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10. Ⅰ.平衡思想是化学研究的一个重要观念，在水溶液中存在多种平衡体系。
盐酸　
氧化铝　
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Ⅱ.已知，常温下几种物质的电离平衡常数如表：
化学式 电离平衡常数/（mol·L－1）
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
CH3COOH Ka＝1.8×10－5
NH3·H2O Kb＝1.8×10－5
H2SO3 Ka1＝1.4×10－2
Ka2＝6.0×10－8
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（4）物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的4种溶液；①NH4Cl溶液；②NH4HSO4溶液；
③CH3COONH4溶液；④NH3·H2O溶液，按要求从大到小排序。
中　
大于　
④③①②　
②①③④　
6.0×10－ 3
0.6　
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11. 水溶液广泛存在于生命体及其赖以生存的环境中，研究水溶液的性质及反应有重要意义。
Ⅰ.室温下，有关酸的电离平衡常数如表所示：
化学式 电离平衡常数K（25 ℃）
HF Ka＝7.2×10－4
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H2S Ka1＝9.1×10－8
Ka2＝1.1×10－12
NaF　
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＝　
2 115　
化学式 电离平衡常数K（25 ℃）
HF Ka＝7.2×10－4
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H2S Ka1＝9.1×10－8
Ka2＝1.1×10－12
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0.100 mol·L－1　
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