IB化学考试：盐类水解规律

　　化学是一门实用性很强的科学，人们对于化学的研究和发展是造就当今科技发展的主要推动力之一，而IB课程的化学学习能够培养学生科学实践思维，并为未来专业学习做好准备。

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

　　2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

　　3、盐类水解规律：

　　①有弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

　　4、盐类水解的特点：

　　（1）可逆（与中和反应互逆）

　　（2）程度小

　　（3）吸热

　　5、影响盐类水解的外界因素：

　　①温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

　　②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）

　　③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

　　6、酸式盐溶液的酸碱性：

　　①只电离不水解：如HSO4-显 酸 性

　　②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-）

　　③水解程度＞电离程度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

　　7、双水解反应：

　　（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　9、水解平衡常数（Kh）

　　对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)

　　对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

　　电离、水解方程式的书写原则

　　1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

　　注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

　　2）、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

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