1、定義

在水溶液中，鹽電離産生的弱酸根或弱堿陽離子與水電離出來的H 或OH-結合生成弱電解質的反應。

要點：

1）、弱酸根或弱堿陽離子必須來自鹽。

2）、結合的H 或OH-必須來自水。

2、實質

水解反應破壞了水的電離平衡，促進了水的電離，使溶液顯示不同程度的酸、堿性。

3、特點

1）、水解反應通常很微弱，存在水解平衡。

2）、水解反應是吸熱反應。

4、規律

誰弱誰水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性。

5、鹽類水解反應離子方程式的書寫

鹽類水解程度一般很小，水解産物量很少，通常不生成沉澱或氣體，書寫水解方程式時，一般不用"↑"或"↓"。鹽類水解是可逆反應，除發生強烈相互促進的水解反應外，一般水解方程式中不寫"="号，而寫" ⇌"号。

1、内因——鹽本身的性質

（1）弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解程度就越大，對應鹽溶液的酸性越強。

（2）弱酸的酸性越弱，其陰離子的水解程度就越大，對應鹽溶液的堿性越強。

2、外因

1）、濃度：

a、增大鹽溶液的濃度，水解平衡正向移動，水解程度減小，但水解産生的離子濃度增大；

b、增大c（H ），促進強堿弱酸鹽的水解，抑制強酸弱堿鹽的水解；

c、增大c（OH-），促進強酸弱堿鹽的水解，抑制強堿弱酸鹽的水解。

2）、溫度：

因水解反應均為吸熱反應。所以，升高溫度，水解平衡正向移動，水解程度增大。

3）、加水稀釋，水解平衡正向移動，水解程度增大，但水解産生的離子濃度減小。

1、組成鹽的弱堿陽離子（Mx ）水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根陰離子（Ay-）水解使溶液顯堿性。

Mx xH2O ⇌ M(OH)x xH

Ay- H2O ⇌ HA(y-1)- OH-

2、鹽對應的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液堿性（或酸性）越強。

3、多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多，如同濃度時，CO32-比HCO3- 的水解程度大。

4、不同鹽溶液中同種離子的水解程度:相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。

如NH4 的水解程度：(NH4)2CO3 > (NH4)2SO4 > (NH4)2Fe(SO4)2。

5、相互促進水解：弱酸根離子與弱堿陽離子在溶液中的水解反應相互促進并進行到底，一般會有沉澱、氣體生成。幾種常見的離子發生相互促進水解：

Al3 與HCO3–、CO32–、HS-、S2-、ClO-、AlO2-； Fe3 與HCO3–、CO32–、ClO-、AlO2-；

1、鹽類水解在化學實驗中的應用

2、鹽類水解在工農業生産和日常生活中的應用

1、離子濃度大小比較規律

單一溶質離子濃度大小比較幾條規律：

1、若溶質是AB型的，不水解的離子濃度>水解的離子濃度。

2、一般，溶質的離子濃度>溶劑的離子濃度

3、對于可逆反應，左邊的離子濃度>右邊的離子濃度

4、若為分步水解，第一步水解生成的離子濃度>>第二步水解生成的離子濃度

5、對于弱酸的酸式根，既能電離，又能水解；需分類讨論其程度大小

6、一般，水解程度>水的電離程度。

（1）考慮水解因素：如Na2CO3溶液

CO32-  H2O ⇌ HCO3-  OH-（主要）

HCO3-  H2O ⇌ H2CO3 OH-（次要）

H2O ⇌H OH-

所以c（Na ）>c（CO32-）>c（OH-）>c（HCO3-）>c（H ）。

（2）不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對它的影響。如相同物質的量濃度的a、NH4Cl溶液、b、CH3COONH4溶液、c、NH4HSO4溶液，三種溶液中b中CH3COO-的水解對NH4 的水解有促進作用，c中H 對NH4 的水解有抑制作用，則三種溶液中c（NH4 ）由大到小的順序是c>a>b。

（3）混合溶液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素。如相同物質的量濃度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液中，因NH4 的水解程度小于NH3·H2O的電離程度，所以離子濃度順序為c（NH4 ）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H ）。

（4）濃度相同時，弱酸根陰離子或弱堿陽離子的水解程度越大，平衡濃度越小。如等濃度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液，由于HCO3-的水解程度大于CH3COO-的，故c（HCO3-）<c（CH3COO-）。

2、酸式鹽水溶液酸堿性的判斷

（1）強酸的酸式鹽隻電離，不水解，溶液一定顯酸性。如NaHSO4溶液： NaHSO4 = Na H SO42-。

（2）弱酸的酸式強堿鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。

①若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。

例NaHCO3溶液中：

HCO3- ⇌H CO32-（次要），HCO3- H2O ⇌H2CO3 OH-（主要），c（OH-）> c（H ），溶液呈堿性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦顯堿性。

②若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。

例如，NaHSO3溶液中：HSO3- ⇌ H SO32-（主要），HSO3- H2O ⇌H2SO3 OH-（次要），c（H ）>c（OH-），溶液顯酸性。NaH2PO4溶液亦顯酸性。

3、電解質溶液中的三種定量關系

（1）電荷守恒（溶液守恒）

溶液中陽離子所帶的正電荷總濃度等于陰離子所帶的負電荷總濃度。

如小蘇打溶液中c（Na ） c（H ）=c（HCO3-） 2c（CO32-） c（OH-）。

Na2HPO4溶液中c（Na ） c（H ）=c（H2PO4-） 2c（HPO42-） 3c（PO43-） c（OH-）。

 注意： 1 mol CO32-帶有2 mol 負電荷，所以它的電荷濃度應等于2c（CO32-）；同理PO43-的電荷濃度等于3c（PO43-）。

口訣：陰陽離子分兩側，所帶電荷做系數。

（2）物料守恒（溶質守恒）

在電解質溶液中，粒子的種類可能發生變化，但變化前後元素的原子個數守恒。

如0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中：

c（Na ）=2c（CO32-）未變化 = 2[c（CO32-） c（HCO3-） c（H2CO3）]=0.2 mol·L-1。

（3）質子守恒（溶劑守恒）

在電解質溶液中，由于電離、水解等的發生，往往存在質子（H ）的得失，但得到的質子數等于失去的質子數。

如NaHCO3溶液中:

 c（H2CO3） c（H ）=c（CO32-） c（OH-）

質子守恒關系比較抽象，可以由電荷守恒和物料守恒兩種關系導出。

質子守恒 = 電荷守恒 ± 物料守恒

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