鹽類的水解

在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類的水解。並使水的電離平衡向正方向移動，從而促進水的的電離。鹽類的水解所需條件：鹽必須溶於水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱鹼陽離子。

基本介紹

• 中文名：鹽類的水解
• 外文名：Hydrolysis of salts
• 屬性：化學
• 類型：水解
• 用途：很多

定義

在溶液中，強鹼弱酸鹽，強酸弱鹼鹽或弱酸弱鹼鹽電離出來的離子與水電離出來的H+與OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類水解。

鹽類的水解

（一）鹽類的水解的分類：

鹽類	實例	能否水解	引起水解的離子	對水的電離平衡的影響	促進與否	溶液的酸鹼性
強鹼弱酸鹽	CH3COONa	能水解	弱酸陰離子引起水解	對水的電離平衡有影響	促進水的電離	溶液呈鹼性
強酸弱鹼鹽	NH4Cl	能水解	弱鹼陽離子引起水解	對水的電離平衡有影響	促進水的電離	溶液呈酸性
強酸強鹼鹽	NaCl	不能水解	無引起水解的離子	對水的電離平衡無影響	——	溶液呈中性
弱酸弱鹼鹽	CH3COONH4	能水解	全部	全部	全部	水解後溶液的酸鹼性由對應的弱酸弱鹼的相對強弱決定

（二）鹽類水解的類型

類型	酸鹼性	PH	舉例
強酸弱鹼鹽水解	溶液顯酸性	pH<7	NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等
強鹼弱酸鹽水解	溶液顯鹼性	pH>7	CH3COONa、Na2CO3、Na2S等
強酸強鹼鹽水解	溶液顯中性	pH=7	KCl、NaCl、Na2SO4等
弱酸弱鹼鹽水解	水解後溶液的酸鹼性由對應的弱酸弱鹼的相對強弱決定	——	CH3COONH4、NH4CN、(NH4)2SO3等

（三）相關內容

⒈實質：在溶液中，由於鹽電離出的離子與水電離出的離子結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同濃度的酸性、鹼性或中性。

⒉規律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性，弱弱具體定；越熱越水解，越稀越水解。

（即鹽的構成中出現弱鹼陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應的鹼或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解後溶液的酸鹼性由構成該鹽離子對應的酸和鹼相對強弱決定，酸強顯酸性，鹼強顯鹼性。）

3.特點：

⑴水解反應和中和反應處於動態平衡，水解進行程度很小。

⑵水解反應為吸熱反應。

⑶鹽類溶解於水，以電離為主，水解為輔。

⑷多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。

4.鹽類水解的離子反應方程式

因為鹽類的水解是微弱且可逆的，在書寫其水解離子反應方程式時應注意以下幾點：

⑴套用可逆符號表示，

⑵一般生成物中不出現沉澱和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”

⑶多元弱酸根的水解分步進行且步步難，以第一步水解為主。

5.水解平衡的因素

影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質。

①組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度越大，鹼性就越強，PH越大；

②組成鹽的陽離子對應的鹼越弱，水解程度越大，酸性越強，PH越小；

6.外界條件對平衡移動也有影響，移動方向應符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例：

①.溫度：水解反應為吸熱反應，升溫平衡右移，水解程度增大。

②.濃度：改變平衡體系中每一種物質的濃度，都可使平衡移動。鹽的濃度越小，水解程度越大。

③.溶液的酸鹼度：加入酸或鹼能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入鹼，就會中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移動而促進水解；若加入酸，則抑制水解。

酸鹼類水解相互抑制，鹽類水解相互促進。（酸式水解——水解生成H+；鹼式水解——水解生成OH-）

水解實例

（一）.以NH4+ + H2O=可逆號=NH3·H2O + H+ 為例：

條件	c(NH4+)	c(NH3·H2O)	c(H+)	c(OH-)	pH	水解程度	平衡移動方向
加熱	減少	增大	增大	減少	減小	增大	正向
加水	減少	減少	減少	增大	增大	增大	正向
通入氨氣	增大	增大	減少	增大	增大	減少	逆向
加入少量 NH4Cl固體	增大	增大	增大	減少	減小	減少	正向
通入氯化氫	增大	減少	增大	減少	減小	減少	逆向
加入少量NaOH固體	減少	增大	減少	增大	增大	增大	正向

（二）以CH3COO- + H2O=可逆號=CH3COOH + OH- 為例：

條件	c(CH3COO-)	c(CH3COOH)	c(OH-)	c(H+)	pH	水解程度	平衡移動方向
加熱	減少	增大	增大	減少	增大	增大	正向
加水	減少	減少	減少	增大	減小	增大	正向
加入冰醋酸	增大	增大	減少	增大	減小	減少	逆向
加入少量醋酸鈉固體	增大	增大	增大	減少	增大	減少	正向
通入氯化氫	減少	增大	減少	增大	減小	增大	正向
加入少量NaOH固體	增大	減少	增大	減少	增大	減少	逆向

水解過程中的守恆

（以NaHCO₃水解為例，HCO₃^-既水解又電離）

NaHCO₃溶液中存在Na⁺，H⁺，OH^-，HCO₃^-，CO₃^2-，H₂CO₃

①.電荷守恆——溶液中所有陽離子帶的正電荷等於所有陰離子帶的負電荷（即溶液呈電中性）

c(Na⁺)+c(H⁺)===c(OH^-)+2c(CO₃^2-)+c(HCO₃^-)

②.物料守恆（原子守恆）——溶液中某些離子能水解或電離，這些粒子中某些原子總數不變，某些原子數目之比不變

n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3）

③.水的電離守恆（質子守恆）（也可以由上述兩式相減得到，最好由上述兩式相減得到）

c(H+)+c(H2CO3）===c(OH-)+c(CO32-)

雙水解反應

雙水解反應——一種鹽的陽離子水解顯酸性，一種鹽的陰離子水解顯鹼性，當兩種鹽溶液混合時，由於H+和OH-結合生成水而相互促進水解，使水解程度變大甚至完全進行的反應。

①.完全雙水解反應

離子方程式用==表示，標明↑↓，離子間不能大量共存

種類：Al3+與CO32- HCO3- S2-，HS-，HSO3-，ALO2-

Fe3+與CO32- HCO3-

2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑

②.不完全雙水解反應

離子方程式用可逆符號，不標明↑↓，離子間可以大量共存

種類：NH4+與CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根陰離子

③.並非水解能夠相互促進的鹽都能發生雙水解反應

有的是發生複分解反應——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓

有的是發生氧化還原反應——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl

PS：離子間不能大量共存的條件——生成沉澱、氣體、水、微溶物、弱電解質；發生氧化還原、完全雙水解反應

（多元弱酸的酸式酸根離子不能與H+或OH-離子共存；在酸性條件下，NO3-和MnO4-具有強氧化性）

鹽溶液蒸乾後

①.鹽水解生成揮發性酸，蒸乾後得到其氫氧化物，如FeCl3蒸乾後得到Fe(OH)3，如繼續灼燒則最終產物是Fe2O3

鹽水解生成難揮發性酸或強鹼，蒸乾後得到原溶質，如Na2SO4

②.陰陽離子均易水解的鹽，蒸乾後得不到任何物質，如（NH4）2S

③.易被氧化的物質，蒸乾後得到其氧化產物，如Na2SO3溶液蒸乾後得到Na2SO4

④.受熱易分解的物質，蒸乾後得到其分解產物，如Mg(HCO3）2蒸乾後得到Mg(OH)2

水解的套用

①.配製FeCl3溶液——將FeCl3先溶於濃鹽酸，再加水稀釋

②.製備Fe(OH)3膠體——向沸水中滴加FeCl3溶液，並加熱至沸騰以促進Fe3+水解

Fe3++3H2O=加熱=Fe(OH)3（膠體）+3H+

③.泡沫滅火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑

④.純鹼作洗滌劑——加熱促進其水解，鹼性增加，去污能力增強

水解內容補充

①.電離大於水解（溶液呈酸性）的離子——亞硫酸氫根，磷酸二氫根，草酸氫根HC2O4(

硫酸氫根對應硫酸不計算在內）。

其餘多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大於電離（溶液呈鹼性）

水解大於電離，硫氫根、碳酸氫根；

②.pH： 酸<酸式水解的鹽； 鹼>鹼式水解的鹽

③.酸根離子相應的酸越弱，其強鹼弱酸鹽的鹼性越強

如酸性 Al(OH)3<H2CO3 所以 鹼性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根對應的酸為HCO3-）

水解的規律

有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性。

⒈強酸和弱鹼生成的鹽水解，溶液呈酸性。

⒉強鹼和弱酸生成的鹽水解，溶液呈鹼性。

⒊強酸強鹼不水解，溶液呈中性（不一定，如NaHSO4）

⒋弱酸弱鹼鹽強烈水解。

⒌強酸酸式鹽，取決於酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小

酸式鹽

酸式鹽定義：電離時生成的陽離子（易失電子）除金屬離子【或NH4+（有金屬離子性質）】外還有氫離子，陰離子（易得電子）為酸根離子的鹽。

1、強酸強鹼酸式鹽

只電離不水解的酸式鹽，顯強酸性。如：NaHSO4

2、弱酸強鹼酸式鹽

既電離又水解的酸式鹽，酸鹼性視其電離和水解的相對強度而定。

⑴電離>水解

如NaH2PO4,NaHSO3，顯酸性。

⑵電離<水解

如NaHCO3,NaHS，Na2HPO4，顯鹼性。

3、酸式鹽的考察：比較溶液離子濃度，比較溶液酸鹼性等問題。

水解原理套用

⒈鹽類水解實質

鹽電離出來的弱酸根或弱鹼的陽離子跟水電離出來的微粒H+或OH-生成弱酸或弱鹼，從而促進水的電離。

⒉利用

用純鹼溶液清洗油污時，加熱可以增強其去污能力。

在配置易水解的鹽溶液時，如氯化鐵溶液為了抑制水解可加入少量的鹽酸，以防止溶液渾濁。

有些鹽水解可生成難溶於水的氫氧化物成膠體且無毒，可用作淨水劑，如鋁鹽鐵鹽，明礬（硫酸鋁鉀）。

水解方程式的書寫

⑴鹽類水解的程度一般遠小於其逆過程——中和反應，所以水解反套用可逆符號表示，生成的產物少，生成物一般不標“↓”或“↑”，也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫成其分解產物的形式。

⑵鹽類水解的離子反應遵循電荷原則，所以陽離子水解，H+多餘，溶液呈酸性，陰離子水解，OH－多餘，溶液呈鹼性。

如NH4Cl溶液中：c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-）

如Na2CO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH-）

⑶多元弱酸相應的鹽水解與多元弱酸的電離一樣是分步進行的，每一步水解分別用一個水解離子方程式表示，不能連等，不能合併，每一步的水解程度也與分步電離一樣，呈現大幅下降的趨勢，如Na3PO4的水解依次為：

PO43－+ H2O= HPO42-+ OH-

HPO42－+ H2O= H2PO4-+ OH-

H2PO4－+ H2O= H3PO4+ OH-

⑷多元鹼的鹽也是分步水解的，由於中間過程複雜，可寫成一步，如：

Al3++3H2O= Al（OH）3 + 3H+

⑸多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子在水溶液中既有電離產生H+的可能，又有水解產生OH－的可能，溶液的酸鹼性由電離和水解的相對強弱來決定，即當電離趨勢大於水解趨勢時，溶液呈酸性，應該用電離方程式來表示酸性的產生（如NaH2PO4、NaHSO3等），當電離趨勢小於水解趨勢時，溶液呈鹼性，應該用相應的水解方程式來表示鹼性的產生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等）。

水解的例題

例1.下列離子反應方程式中，不屬於水解反應的是

A.NH4++H2O=可逆號=NH3·H2O+H+

B.NH3·H2O=可逆號=NH4++OH-

C.HCO3-+H2O=可逆號=H3O++CO32-

D.AlO2-+2H2O=可逆號=Al(OH)3+OH-

分析與解答：

B、C選項是電離方程式，水解反應後一定有弱酸或弱鹼。

答案：B、C

例2.若室溫時，0.1mol/L的鹽NaX溶液的pH=9。則該溶液中起水解的X-占全部的X-的

A.0.01%　 B.0.09%　 C.1.0%　 D.無法確定

分析與解答：

NaX的水解反應為：X- + H2O=可逆號=HX+OH-，起水解反應c(X-)=c(OH—）=1×10-5mol/L，水解率為=0.01%

答案：A

例3.25℃時，相同物質的量濃度下列溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是（　）

①KNO3　 ②NaOH　 ③CH3COO NH4　 ④NH4Cl

A.①>；②>；③>；④　 B.④>；③>；①>；②

C.③>；④>；②>；①　 D.③>；④>；①>；②

分析與解答：

①KNO3為強酸強鹼鹽，在水溶液中電離出的K和NO3對水的電離平衡無影響②NaOH為強鹼在水溶液中電離出的OH對水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小③CH3COONH4為弱酸弱鹼鹽，在水溶液中電離出的NH和CH3COO均可以發生水解生成弱電解質NH3·H2O和CH3COOH，並能相互促進，使水解程度加大從而使水的電離程度加大。④NH4Cl為強酸弱鹼鹽，在水溶液中電離出的NH可以發生水解生成弱電解質NH3·H2O，促進水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小於CH3COONH4，該溶液中水的電離程度小於CH3COONH4中的水的電離程度。

答案D

小結：酸、鹼對水的電離起抑制作用，鹽類的水解對水的電離起促進作用。

例4.SOCl2為一種易揮發的液體，當其與水相遇時劇烈反應，生成一種能使品紅褪色的氣體寫出該反應的化學反應方程式。

分析與解答：

SOCl2中S為+4價，O為-2價，Cl為-1價，當其與水相遇時所生成的使品紅褪色的氣體應是SO2，本反應不是氧化——還原反應。故其反應方程式為SOCl2+H2O=SO2&shy;+2HCl，本題雖屬於水解反應，但有別於鹽類的水解，而且根據題目所述劇烈反應，可以判斷該反應進行的徹底故用“=”表示之。

參考練習

⒈常溫下，0.1mol/L的下列溶液中，水的電離程度大小排列順序正確的是

①AlCl3　 ②KNO3　 ③NaOH　 ④NH3·H2O

A.①>；②>；③>；④　 B.①>；②>；④>；③

C.③>；④>；②>；①　 D.①=②=③=④

⒉已知0.1mol/LNaHCO3溶液的pH為8.4，0.1mol/LNa2CO3溶液的pH為11.4，則NaHCO3溶液中由H2O電離出c(OH-）是Na2CO3溶液中由H2O電離出的c(OH-）的

A.3倍　 B.1/3倍

C.10^3倍　 D.10^-3倍

⒊物質的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3　 ②NaHCO3　 ③H2CO3　 ④（NH4）2CO3　 ⑤NH4HCO3中c(CO32-）由小到大的排列順序為

A.⑤④③②①　 B.③⑤②④①

C.③②⑤④①　 D.③⑤④②①

⒋下列微粒中，不能促進水電離的是（　）

A.所有離子中半徑最小的離子

B.含有的電子數和質子數均與Na+相同，共含有5個原子核的微粒

C.還原性最弱的非金屬陰離子

D.含有2個原子核，10個電子的陰離子

⒌能證明醋酸是一種弱電解質的實驗是（　）

A.醋和水以任意比例溶解

B.中和10ml 0.1mol/L的CH3COOH須用0.1mol/L 10mlNaOH溶液

C.1mol/L CH3COONa溶液的pH大約是9

D.1mol/L CH3COOH溶液能使石蕊試液變紅

參考答案：

1B

2D

3B

4AD

5 C

水解實質的理解

1．鹽類水解實質是鹽中的弱離子（弱酸的陰離子或弱鹼的陽離子）與水電離出的H+或OH-生成弱電解質（即弱酸或弱鹼）從而促進了水的電離。

2．鹽溶液水解顯酸性或鹼性，也正是由於鹽中的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質，從而使得溶液中獨立存在的C(H+）不等於C(OH-）。

3．若鹽水解顯酸性，則溶液中的C(H+）全都來自於水的電離；

若鹽水解顯鹼性，則溶液中的C(OH-）全都來自於水的電離。

例1：室溫下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液中，由水電離產生的C(OH-）分別為amol/L和bmol/L；則a/b=

解析pH=9的NaOH溶液，水的電離平衡受到抑制，溶液中的OH-主要來自NaOH，H+來自於水的電離，所以C（OH-）水=10-9mol/L；

pH=9的CH3COONa溶液，OH-完全來自於水的電離，即C(OH-）水=10-5mol/L。

答案：1：10000

影響水解程度的因素

1．內因：即鹽中弱離子與水電離出的H+或OH-結合生成的弱電解質越難電離（電離常數越小），對水的電離平衡的促進作用就越大，鹽的水解程度就越大。

例2：已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物質的量濃度均為0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是____

A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)

B．c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)

C．c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)

D．c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)

解析根據“越弱越水解”的原則，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)>c(HB），c(A－）

答案：A

2．外因：

⑴溫度：升溫，促進水解

水解反應是中和反應的逆反應，所以水解反應為吸熱反應。

⑵濃度：

加水，促進水解；但對於水解顯酸性的鹽，酸性下降；對於水解顯鹼性的鹽，鹼性下降。

加鹽，水解平衡向正向移動，但鹽的水解程度下降，對於水解顯酸性的鹽，溶液的酸性增強，對於水解顯鹼性的鹽，溶液的鹼性增強。

⑶酸、鹼

對於水解顯酸性的鹽，加酸會抑制水解，加鹼會促進水解；

對於水解顯鹼性的鹽，加鹼會抑制水解，加酸會促進水解；

⑷鹽

水解顯酸性的鹽溶液與對於水解顯鹼性的鹽溶液混合，兩種鹽水解互促水解均顯酸（鹼）性的鹽溶液混合，兩種鹽水解一般互相抑制。

例3：比較下列溶液的pH（填“>；”、“<；”、“=”）

⑴0.1mol/LNH4Cl溶液—— 0.01mo1/LNH4Cl溶液；

⑵0.1mol/LNa2CO3溶液—— 0.1mol/LNaHCO3溶液；

⑶25℃、1mol/LFeCl3溶液——80℃、1mol/LFeCl3溶液。

解析⑴NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性減弱；

⑵由於CO32-水解產生HCO3-,HCO3-水解產生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大於HCO3-；