2026届高三化学知识清单 盐类的水解知识点

盐类的水解（酸碱中和反应的逆反应）.

1.含义：溶液中盐电离出来的离子跟水电离出的离子结合弱电解质的反应。

＋－

实质：在溶液中盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子结合水电离出的H或OH，破坏了水的

电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性.

盐+水酸+碱

条件：盐必须溶于水，盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子

组成盐的弱碱阳离子能水解显酸性，组成盐的弱酸根阴离子能水解显碱性

2.类型：强酸强碱盐：NaCl、Na2SO4、KNO3、BaCl2

强酸弱碱盐:CuSO4、FeCl3、NH4Cl、CH3COONa、(NH4)2SO4

强碱弱酸盐:NaS、Na2CO3、NaHCO3

弱碱弱酸盐:NH4HCO3、(NH4)2CO3、

A.强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，PH=7

B.强酸弱碱盐水解，其实质是弱碱阳离子水解，消耗了水中的OH-，使溶液中H+浓度相对较大，

C(H+)＞C(OH-),溶液呈酸性,PH<7.

C.强碱弱酸盐水解，实质是弱酸根离子水解，消耗了水中的H+，使C(H+)＜C(OH-),

溶液呈碱性,PH>7.

D.弱酸的酸式盐既水解又电离，溶液所呈现的酸碱性取决于弱酸酸式根离子电离程度和水解程度相

对大小。若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。

–2-

多元弱酸的酸式酸根离子，电离程度较大而使溶液呈酸性的有：HCO3、HPO4

---

水解程度较大而使溶液呈碱性的有：HS、H2PO4、HSO3。

NaHSO3溶液显酸性、NaHCO3溶液显碱性、NaHS溶液显碱性

E.弱碱弱酸盐其盐溶液中阳离子结合水中的OH-，阴离子结合水中的H+，相互促进水解，

水解程度较大,溶液的酸碱性由生成的弱碱和弱酸的相对强弱决定:酸强于碱显酸性，碱强于酸显

碱性，酸碱相当显中性。

弱碱弱酸盐除了CH3COONH4这个极为特殊的盐外，几乎会因为阴离子、阳离子分别水解显碱性、

酸性，相互促进而彻底水解。

F.阴阳离子相互促进发生完全水解的特例

3.常见水解的弱离子

＋3＋3＋2＋

①.弱碱阳离子：NH4、Al、Fe、Cu等。

2－－2－2－－2－－－-

②.弱酸根离子：CO3、AlO2、SO3、S、HS、SiO3、ClO、CH3COO、F

–2---

HCO3、HPO4、H2PO4、HSO3等

③.因相互促进水解不能大量共存的离子组合

3+－2－－2--2--

A.Al与HCO3、CO3、AlO2、SiO3、HS、S、ClO；

3+－2－－2--

B.Fe与HCO3、CO3、AlO2、SiO3、ClO；

+2-－

C.NH4与SiO3、AlO2

注：a.+与-、-虽能发生相互促进的水解反应，但程度较弱，能大量共存。

NH4CH3COOHCO3

b.Fe3+在中性条件下已完全水解。

4.规律：难溶不水解，有弱才水解；

无弱不水解，越弱越水解；

都弱双水解，谁强显谁性；

同强显中性，都弱不一定

大小比较规律：

A.盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。

按盐溶液的PH判断相应酸的相对强弱

如物质的量浓度相同的三种钠盐NaX、NaY、NaZ的溶液，其PH依次为8、9、·10，则相应的酸

HX、HY、HZ的相对强弱为HX＞HY＞HZ

2－－

B.相同条件下的水解程度：正盐>相应的酸式盐，如CO3＞HCO3。

实质：多元弱酸的酸根离子＞酸式酸根离子

C.相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。

＋

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

5.特点（可以看作是酸碱中和反应的逆反应）：

A.反应可逆盐类水解一般是可逆的，故存在水解平衡，平衡的移动遵循勒夏特列原理。

B.程度微弱盐类水解一般比较微弱，进行程度小。

C.吸收热量由于中和反应为放热，故盐类水解吸收热量。

6.水解方程式的书写

通式为“盐中能水解的离子+水弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）”

①.水和弱电解质，应写成分子式，不能拆成离子。

②.一般盐类水解程度很小，水解产物很少，用“”连接反应物和生成物，水解生成的难溶性

或者挥发性物质不标“↑”或“↓”,也不把易分解的生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）

写成其分解产物的形式。

溶液的离子方程式：3＋＋+

FeCl3Fe＋3H2O--Fe(OH)33H

③.发生相互促进的水解反应（双水解反应），由于水解彻底，用“===”连接反应物和生成物，

水解生成的难溶性或者挥发性物质要标“↑”或“↓”,要把易分解的生成物（如NH3·H2O、

H2CO3等）写成其分解产物的形式。双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水、无氢

有水”的规律，离子的电荷守恒和质量守恒。

3+2-

Al2S3溶液的离子方程式：2Al+3S+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

3＋-

NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液的混合Al+3HCO3=2Al(OH)3↓+3CO2↑

④.多元弱酸根离子（多元弱酸盐）的分步水解分步书写，溶液的酸碱性主要取决于第一步的水

解程度。

2---

Na2CO3溶液的离子方程式：第一步，CO3+H2OHCO3+OH，

--

第二步，HCO3+H2OH2CO3+OH，

⑤多元弱碱阳离子（多元弱碱盐）的分步水解一步完成。

＋+

NH4Cl溶液的离子方程式：NH4＋H2O□NH3·H2O＋H

－-

CH3COONa溶液的离子方程式：CH3COO＋H2O□CH3COOH＋OH

7.影响因素：

A.内因：盐本身的性质，构成盐的弱酸阴离子对应的酸越弱（或构成盐的弱碱阳离子对应的碱越弱），

水解程度越大，溶液的碱性（或酸性）越强。

B.外因：受温度、浓度及外加酸、碱、盐的影响。

勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、浓度），平衡将向着减弱这种改变

的方向移动。

温度：升高温度能够促进水解，降低温度能够抑制水解

浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大；盐溶液浓度越大，水解程度越小。

外加酸、碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解；

水解显碱性的盐溶液，加酸会促进水解，加碱会抑制水解。

外加盐：加入与盐的水解形式(性质)相反的盐会促进盐的水解；

加入与盐的水解形式(性质)相同的盐会抑制盐的水解。

溶液中离子的浓

因素水解平衡水解程度

度

温度升高右移增大增大

增大右移减小增大

浓度

减小（稀释）右移增大减小

促进弱酸阴离子的水解，使其水解程度增大；抑制弱碱

酸

外加酸、阳离子的水解，使其水解程度减小

碱抑制弱酸阴离子的水解，使其水解程度减小；促进弱碱

碱

阳离子的水解，使其水解程度增大

注取决于两种盐的水解形式，水解显酸性的盐溶液跟水解意：

a..加能水解的盐显碱性的盐溶液会促进盐的水解，均显酸（碱）性的盐判断盐

溶液会抑制盐的水解。类是否

发生水

解以及水解后溶液的酸碱性,要看构成盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。

b.盐类发生水解后，其水溶液往往显酸性或碱性。但也有特殊情况，如弱酸弱碱盐CH3COONH4

水解后，其水溶液接近于中性。

c.有些盐溶液虽然显酸性，但不一定发生水解。如NaHSO4溶液显酸性，是由于NaHSO4发生电离

+++2-

产生H，即NaHSO4Na+H+SO4。因此判断一种盐是否发生水解，要分析其在水中发

生变化的本质。

Fe3+在溶液中存在水解平衡:

3++

Fe+3H2OFe(OH)3+3H改变条件,影响结果如下表:

条件移动方向n(H+)pH现象

升温向右增大降低颜色变深

通HCl气体向左增大降低颜色变浅

加H2O向右减小升高颜色变浅

加Fe粉向左减小升高颜色变浅

加NaHCO3产生红褐色沉

向右减小升高

粉末淀及无色气体

加浓FeCl3

向右增大减小颜色加深

溶液

8.水解平衡常数

水解平衡常数属于平衡常数的一种，用Kh来表示。

9.在工农业生产、日常生活中和化学实验室中的应用

1、日常生活：

①明矾(铝盐)用作净水剂

3＋

明矾溶于水电离产生的Al水解，生成的Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变

澄清。有关的离子方程式是：

3＋+

Al＋3H2O÷Al(OH)3(胶体)＋3H

②泡沫灭火剂（双水解）

泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，铝离子的

水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水解完全，而产生CO2和Al(OH)3。其水解方程式为：

3＋-

Al＋3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑

③热纯碱的去污：热的纯碱液去油污效果更好

纯碱(Na2CO3)水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，热的纯碱溶液去污效果增强。有

关的离子方程式是：

2---

CO3＋H2O÷HCO3＋OH

--

HCO3＋H2O÷H2CO3＋OH

④铵态氮肥不能与草木灰混合使用（双水解）

+＋2-

草木灰的主要成分为碳酸钾，因为NH4在水溶液中能发生水解生成H，CO3在水溶液中水解产

生OH－，当二者同时存在时，二者水解产生的H＋和OH－能发生中和反应，使水解程度都增大，

铵盐水解产生的NH3·H2O易挥发而降低了肥效。

2、在工业生产中广泛应用

①除锈剂：焊接工业上用氯化铵作为金属的除锈剂，是因为NH4Cl水解溶液呈酸性（这种酸性

较弱而不至于对金属产生很严重的腐蚀），从而与金属表面的锈发生反应而除去。

②物质的提纯：工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2

要在HCl气流中加热，否则：

MgCl2·6H2O÷Mg(OH)2+2HCl↑+4H2O

③工业上利用水解制备纳米材料等。如用TiCl4制备TiO2：

TiCl4+(x+2)H2O(过量)÷TiO2·xH2O↓+4HCl

制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。

3、在化学实验中的应用

（1）配制或贮存易水解的盐溶液：

①某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3时常加

入少量盐酸来抑制FeCl3水解。

②某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液溶、NaF溶

液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。

（2）盐溶液蒸干产物的判断（判断加热浓缩某些盐溶液的产物）：如加热浓缩FeCl3溶液，FeCl3水

解生成Fe(OH)3和HCl，由于盐酸易挥发，使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为Fe(OH)3。

（3）制备胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。

（5）判断酸碱中和反应至pH＝7时酸或碱的相对用量：如用氨水与盐酸反应至pH＝7时是氨水过量。

3＋-

（6）判断溶液中离子能否大量共存：如Al与HCO3等因水解互相促进不能大量共存。

10.盐溶液蒸干、灼烧时所得产物的类型

(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如CuSO4(aq)CuSO4(s)。

盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得对应的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。

(2)酸根阴离子易水解的强碱盐,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。

(3)考虑盐受热时是否分解。

Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别得到:CaCO3(CaO)、Na2CO3、

K2MnO4和MnO2、NH3和HCl。

(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。

11.溶液离子浓度大小比较的具体分析

电离理论：电离过程是微弱的，发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。

水解理论：水解过程是微弱的，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度。

一般情况下，水的电离程度视为最微弱的。

(1)单一溶液中各离子浓度的比较

①多元弱酸溶液，多元弱酸分步电离,电离程度逐级减弱。

＋2－3－

在H3PO3溶液中，c(H)＞c(H2PO)＞c(HPO4)＞c(PO4)。

②多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，多元弱酸的弱酸根离子分步水解,水解程度逐级减弱。

注意：要分清主次关系。即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步

水解大于水的电离。

＋2－－－

Na2CO3溶液中：c(Na)＞c(CO3)＞c(OH)＞c(HCO3)。

③多元弱酸的酸式盐溶液，若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大

于电离程度，溶液呈碱性。

注意：考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。

+－-+

NaHCO3溶液中：c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)

常见的单一溶液中离子浓度大小比较

①HClO溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是:

c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)

②H2CO3溶液中粒子浓度由大到小顺序是：

＋-2--

c(H2CO3)>c(H)>c(HCO3)>c(CO3)>c(OH)

③NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是：

-+＋-

c(Cl)>c(NH4)>c(H)>c(OH)

④NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的顺序是：

+--+2-

c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)>c(CO3)

⑥Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的顺序是：

+2---+

c(Na)>c(CO3)>c(OH)>c(HCO3)>c(H)

⑦CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序是：

＋－－＋

C(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H)

(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。

在相同物质的量浓度的下列溶液中：

①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，

-＋＋会＋

CH3COONH4溶液中的CH3COO促进NH4的水解程度，NH4HSO4溶液溶质电离的产生H抑制NH4

的水解。

（3）混合溶液中离子浓度的比较

分子的电离程度大于离子的水解程度

＋

物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合，NH3·H2O的电离与NH4的水解互相抑制，但

＋－＋＋－

NH3·H2O的电离程度大于NH4的水解程度，溶液呈碱性，c(OH)＞c(H)，同时c(NH4)＞c(Cl)，

＋－－＋

各离子浓度的大小顺序为c(NH4)＞c(Cl)＞c(OH)＞c(H)

分子的电离程度小于离子的水解程度

-

物质的量浓度相同的HCN溶液和NaCN溶液等体积混合，HCN的电离程度小于CN水解的程度，

溶液呈碱性，各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+),且c（HCN）>c(Na+)

常见的混合溶液离子浓度的大小比较

①物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合，溶液中存在的离子浓度大小关系：

+--++

c(Na)＝c(Cl)>c(OH)>c(NH4)>c(H)

②物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合，溶液中存在的微粒浓度大小关系：

+--+

c(NH4)>c(Cl)>c(NH3·H2O)>c(OH)>c(H)

③物质的量浓度相同的CH3COONa溶液、CH3COOH溶液等体积混合，CH3COOH的电离程度大于

CH3COONa的水解程度，溶液中存在的微粒浓度大小关系：

-++-

c(CH3COO)>c(Na)>c(CH3COOH)>c(H)>c(OH)

④物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等体积混合，CH3COOH酸性比HClO强，因此

--

ClO的水解能力比CH3COO强，溶液中存在的微粒浓度大小关系：

+---+

c(Na)>c(CH3COO)>c(ClO)>c(OH)>c(HClO)>c(CH3COOH)>c(H)

⑤物质的量浓度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等体积混合，溶液中存在的微粒浓度大小关系：

+-2--+

c(Na)>c(HCO3)>c(CO3)>c(OH)>c(H2CO3)>c(H)

溶液中离子浓度大小比较的方法思路

(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。

(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。

(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。

3.电解质溶液中的三大守恒关系（离子浓度的定量关系）

（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

＋－－＋2－

NaHCO3溶液中的粒子：Na、OH、HCO3、H、CO3、H2CO3

++-2--++-2--

n(Na)＋n(H)＝n(HCO3)＋2n(CO3)＋n(OH)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3]＋2[CO3]＋[OH]

（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它