3.3 盐类的水解（晨读·晚练）-2026-2027学年高一化学知识通关晨读·晚练·周末破（人教版选择性必修1）

3.3.1  盐类水解的原理与规律

 

1．概念卡

盐类的水解：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的或结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

水解的实质：盐中的弱酸根离子（或弱碱阳离子）消耗了水电离出的（或），使水的电离平衡向右移动，造成溶液中与不再相等，于是溶液表现出酸性或碱性。所以水解的实质是「破坏水的电离平衡，促进水的电离」。

水解的条件：①盐必须易溶于水；②盐中必须含有弱酸根离子或弱碱阳离子，即「有弱才水解」。NaCl、、既无弱酸根也无弱碱阳离子，不水解。

水解平衡：水解反应是可逆反应，当水解速率与中和速率相等时，各微粒浓度不再变化，达到水解平衡。水解程度通常很小，绝大多数盐的水解程度在百分之一以下。

水解常数：对弱酸根，，；对弱碱阳离子，，。越大，水解程度越大，溶液酸碱性越强。

水解程度：已水解的离子物质的量占该离子原来总物质的量的百分比。温度越高、溶液越稀、生成的弱电解质越弱，水解程度越大。

2．实验：盐溶液酸碱性的测定

用 pH 试纸测定相同浓度（0.1 mol/L）几种盐溶液的 pH，是本节最基础的实证。测定时用玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，半分钟内与标准比色卡对照，试纸绝不能事先润湿。

图1　0.1 mol/L 几种盐溶液的 pH

项目	内容
实验名称	盐溶液酸碱性的测定（教材「探究」栏目）
实验原理	不同盐电离出的离子对水电离平衡的影响不同：强酸弱碱盐的阳离子结合使增大；强碱弱酸盐的阴离子结合使增大；强酸强碱盐的离子不结合或
实验用品	0.1 mol/L NaCl 溶液、溶液、溶液、溶液、pH 试纸、玻璃棒、表面皿、标准比色卡、蒸馏水
装置与操作	①在表面皿上放一小片 pH 试纸；②用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液，点在试纸中部；③半分钟内与标准比色卡对照读数；④每测一种溶液前，玻璃棒必须洗净擦干，防止交叉污染
实验现象	NaCl 溶液 pH 约等于 7；溶液 pH 约为 11～12；溶液 pH 约为 5～6；溶液 pH 约为 8～9
实验结论	四种盐溶液并不都呈中性：NaCl 呈中性，、呈碱性，呈酸性。盐溶液的酸碱性由盐的组成决定
注意事项	①pH 试纸不能润湿，润湿相当于稀释，会使测得的酸碱性偏弱；②不能把试纸伸入待测液；③玻璃棒每测一次必须洗净擦干；④溶液碱性较强，读数时对照比色卡要仔细；⑤本实验只能粗略测定，精确 pH 需用 pH 计

 

盐溶液	盐的类型	水解的离子	pH（0.1 mol/L）	溶液酸碱性	原因
NaCl	强酸强碱盐	不水解	约 7	中性	、都不与或结合

	强碱弱酸盐		约 11～12	碱性	结合生成，留下
	强酸弱碱盐		约 5～6	酸性	结合生成，留下
	强碱弱酸盐		约 8～9	碱性	结合生成，留下

 

3．水解的实质与规律

把上述实验上升到规律：盐溶液的酸碱性，取决于盐电离出的离子能否与水电离出的或结合生成弱电解质，以及结合能力的相对强弱。

核心规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；都弱都水解，酸碱看强弱；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

规律一：强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。如 NaCl、、、。

规律二：强碱弱酸盐的水解发生在酸根阴离子上，溶液呈碱性。如、、NaClO、NaF、。

规律三：强酸弱碱盐的水解发生在弱碱阳离子上，溶液呈酸性。如、、、。

规律四：弱酸弱碱盐的阴、阳离子都水解，溶液的酸碱性取决于生成的弱酸与弱碱的相对强弱：大于显酸性，小于显碱性，等于近中性。如近中性，显碱性（的水解强于的水解）。

规律五：组成盐的弱酸（或弱碱）越弱，其对应离子的水解程度越大，溶液的酸碱性越强。如相同浓度的 NaClO 溶液碱性弱于溶液，因为 HClO 的大于的。

4．水解方程式的书写规则

水解方程式是本节最直接的得分点，也是失分最集中的地方。书写时按「四步法」操作。

第一步：找出盐中的弱离子。弱酸根阴离子或弱碱阳离子才是水解的主体，强酸根、强碱阳离子不写。

第二步：写「弱离子 + 水 ⇌ 弱电解质（或）」。阴离子水解生成，阳离子水解生成。

第三步：配平原子与电荷。水解方程式必须同时满足质量守恒与电荷守恒。

第四步：检查三个细节——用可逆号 ⇌、不标沉淀符号 ↓ 与气体符号 ↑、不写反应条件。

多元弱酸根分步水解，以第一步为主。如分两步，第一步程度远大于第二步，书写时先写第一步，第二步可省略或注明「次要」。