論化學高考熱點

邵磊

摘要：鹽類的水解是高中化學中的重要知識點，同時也是高考中經(jīng)常要考查的知識點。為此，本文就有關鹽類水解的定義、實質(zhì)、規(guī)律、影響因素、應用等有關知識加以闡述，以期和廣大教師與同學們交流，加深對鹽類水解知識的理解與掌握。

關鍵詞：鹽類水解；高中化學；高考熱點

中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：A 文章編號：1992-7711（2016）03-0089

《鹽類的水解》位于選修四第三章第三節(jié)。高考考試大綱和考試說明中必考內(nèi)容都有明確要求：了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。這一節(jié)既是高中化學的重點，又是高中化學的難點，同時也是高考的熱點。筆者現(xiàn)對鹽類的水解一節(jié)進行詳細分析，以期和廣大教師與同學們交流。

一、鹽類水解的定義

在溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH-結合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解。認真理解、體會定義，可以進一步知道鹽類水解的實質(zhì)。

二、鹽類水解的實質(zhì)

鹽電離出的離子與水電離出的離子反應生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。注意：發(fā)生水解的鹽溶液里同時存在兩個平衡：水的電離平衡和鹽的水解平衡。

三、鹽類水解的類型

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。

1. 強酸弱堿鹽。如：NH4Cl的水解離子方程式： NH4++ H2O■ NH3。H2O + H+強酸弱堿鹽的水溶液一定顯酸性。2. 強堿弱酸鹽。如：CH3COONa的水解離子方程式：CH3COO-+H2O=可逆= CH3COOH+OH-強奸弱酸鹽的水溶液一定顯堿性。3. 弱酸弱堿鹽。如：CH3COONH4的水CH3COO-+NH4++H2O=可逆=CH3COOH+ NH3*H2O CH3COONH4水溶液顯中性。如：NH4F的水NH4++F-+ H2O=可逆=NH3*H2O+HF NH4F的水溶液顯酸性。如：NH4ClO的水解離子方程式；NH4++ClO-+H2O=可逆= NH3*H2O+HClONH4ClO的水溶液顯堿性。弱酸弱堿鹽的酸堿性和陰離子與陽離子有關。4. 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。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】：大部分的鹽的水解都不能進行徹底，所以一般鹽的水解都要是可逆符號；水解度較大的鹽有Al2S3可認為幾乎雙水解徹底。

【以上都是一種鹽中的離子水解】

【第二種情況】：另外，還有兩種鹽中，分別有弱酸根離子和弱堿根離子，也會互相促進，發(fā)生雙水解。

如：NaHCO3和AlCI3兩種鹽，如果把它們的溶液相混合，則會發(fā)生雙水解，水解離子方程式如下：3HCO3-+Al3+ ■ Al（OH）3↓ + 3CO2↑

注意：Al3+和HCO3-雙水解較徹底，可以用“ ■ ”而不用“可逆符號”

另外，所有的水解過程中一定有水參加，但是由于該水解反應，生成物中有水，可以和反應物中的水剛好相互抵消，但方程式中沒有水出現(xiàn)并不表明沒有水參加。

【附】

（1）常見的弱酸根離子：SO32-；HSO3-；CO32-；HCO3-；PO43-；HPO42-；ClO-；S2-；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>

亞硫酸 磷酸 氫氟酸 甲酸 苯甲酸 醋酸

H2CO3 > H2S > HClO>C6H5-OH>HAlO2

碳酸 氫硫酸 次氯酸 苯酚 偏鋁酸

（2）常見的弱堿離子：NH4+；Cu2+；Fe2+；Fe3+；Al3+，其中堿性排序：Fe（OH）2 > Fe（OH）3 > Cu（OH）2 > NH3*H2O > Al（OH）3

四、鹽類水解的規(guī)律

1. 有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，都弱都水解。并不是所有的鹽都能水解。若能水解的話，鹽必須是強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽或弱酸弱堿鹽；而具體水解的離子則是弱堿的陽離子或是弱酸的陰離子。

2. 越弱越水解。電解質(zhì)的電離程度越小，其離子水解的程度就越大。電解質(zhì)的電離程度越大，其離子水解的程度就越小。

五、影響鹽類水解的因素

1. 內(nèi)因：由于弱電解質(zhì)的電離較微弱，且該過程可逆，是一個動態(tài)平衡；因此其電離出的離子就會水解，建立一個水解平衡。

2. 外因：溫度、濃度、溶液酸堿性的變化

（1）溫度越高，水解程度越大（越熱越水解）。鹽的水解是酸堿中和反應的逆反應。由于中和反應放熱，故鹽的水解是一個吸熱過程。因此，溫度升高，該動態(tài)平衡向吸熱（水解）的方向移動。（2）濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）。（3）加入其他物質(zhì)，可抑制或促進水解（具體看水解平衡是否移動及移動的方向）。

六、鹽類水解方程式的書寫

1. 一般來說，鹽類水解的程度不大，是中和反應的逆反應，由于中和反應趨于完成，所以鹽類的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“ ■ ”，而是寫“■”。由于鹽類的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和氣體，因此鹽類水解的離子方程式中一般不標“↓”或“↑”的氣標，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。

2. 多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，且以第一步水解為主，例如Na2CO3的水解：第一步： CO32-+H2O■HCO3-+ OH-；第二步：HCO-+ H2O■H2CO3+OH-。多元弱堿的陽離子水解復雜，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離子既有水解傾向又有電離傾向，以水解為主的，溶液顯堿性；以電離為主的溶液顯酸性。例如：HCO3-、HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-、H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性。

4. 能發(fā)生雙水解的離子組，一般來說水解都比較徹底，由于不形成水解平衡，書寫時生成物出現(xiàn)的沉淀、氣體物質(zhì)要標明狀態(tài)，即標上“↓”“↑”符號，中間用“■”連接，如NaHCO3溶液與Al2（SO4）3溶液混合：

Al3++ 3HCO3- ■ Al（OH）3↓+ 3CO2↑，和此類似的還有：Al3+ 與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SiO32-、AlO2-；Fe3+ 與CO32-、HCO3-、SiO32-、AlO2-；NH4+ 與SiO32-、AlO2-等。注意一定要利用電荷守恒將其配平，看反應物中是否需要加水。

七、鹽類水解的應用

1. 溶液酸堿性的判斷

（1）單一鹽溶液

①正鹽溶液的酸堿性符合“誰強顯誰性，同強顯中性”規(guī)律。即溶液的酸堿性和水解程度相對較小（或不水解）的離子保持一致。如：NH4Cl、NaHCO3、CH3COONH4的溶液分別顯酸性、堿性、中性和中性。②若是強堿的酸式鹽，其溶液的酸堿性，取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小。

（2）混合溶液

①酸與鹽：如等濃度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液。由于一般情況下，電離都是大于水解的程度，所以顯酸性。②酸與堿混合：需要具體計算，根據(jù)計算結果具體分析。

2. 鹽溶液的配置與保存

（1）在配制FeCl3、Al（NO3）3、CuSO4、SnCl2等溶液時，為抑制水解，常先將鹽溶于其對應的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。（2）Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2等堿性溶液不能貯存在玻璃塞的試劑瓶中，就是防止SiO2與它們水解產(chǎn)生的OH-反應。（3）有些鹽會完全水解，如硫化鋁遇水發(fā)生完全水解，因此不能在濕態(tài)下獲得硫化鋁，只能由單質(zhì)直接反應制取。

3. 分析某些鹽溶液不能用蒸發(fā)結晶法獲得的原因

（1）金屬陽離子易水解的揮發(fā)性強酸鹽溶液蒸干后得到氫氧化物，繼續(xù)加熱后得到金屬氧化物，如FeCl3、AlCl3溶液蒸干灼燒得到的是Fe2O3、 Al2O3而不是FeCl3、AlCl3固體。（2）金屬陽離子易水解的難揮發(fā)性強酸鹽溶液蒸干后得到原溶質(zhì)，如Al2（SO4）3等。（3）陰離子易水解的強堿鹽，如Na2CO3等溶液蒸干后可得到原溶液。（4）陰陽離子均易水解，此類鹽溶液蒸干后得不到任何物質(zhì)，如（NH4）2CO3等。（5）不穩(wěn)定化合物的水溶液，加熱時在溶液中就能分解，也得不到原溶質(zhì)。如Ca （HCO3）2溶液，蒸干后得到CaCO3。（6）易被氧化的物質(zhì)，其溶液蒸干后得不到原溶質(zhì)，如FeSO4、Na2SO3等，蒸干后得到其氧化產(chǎn)物Fe2（SO4）3、Na2SO4等。

4. 其他應用

（1）判斷鹽對應酸的強弱。若前者PH值大于后者，則酸性：HA

總之，要深度把握鹽類的水解，重在理解本質(zhì)和靈活運用，需要同學們有嚴密的思維。要考慮清楚是否有水解，是誰水解；有時又要考慮電離，同時還要注意電離和水解的相互影響，甚至有外界因素的影響。本文對鹽類的水解進行了全面的分析，希望對大家有所幫助。

（作者單位：四川省巴中市恩陽中學 636600）