盐类水解是高考水溶液专题的难点与重点，其规律贯穿于溶液酸碱性判断、离子浓度比较等多个方面。准确理解“谁弱谁水解，谁强显谁性”和“越弱越水解”这两大核心规律，是攻克此类题目的关键。
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一、 教师视角：核心规律——“谁弱谁水解，谁强显谁性”
教师在教学时，会从盐的组成入手，引导学生判断水解的离子及溶液的酸碱性。
- 本质：盐类水解是盐的离子与水相互作用，导致水的电离平衡发生移动的过程。其本质是酸碱中和反应的逆反应。
- 规律：盐中若有“弱”离子（弱酸根阴离子或弱碱阳离子），它就会与水电离出的H⁺或OH⁻结合，破坏水的电离平衡，从而显性。
- 有弱才水解，无弱不水解。
- 谁弱谁水解：水解的是弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
- 谁强显谁性：溶液显该离子对应的弱酸或弱碱的性质。
- 典例分析：
- CH₃COONa（醋酸钠）：由CH₃COO⁻（弱酸根）和Na⁺（强碱阳离子）构成。CH₃COO⁻ 发生水解：CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻，消耗H⁺，产生OH⁻，因此溶液显碱性。
- NH₄Cl（氯化铵）：由NH₄⁺（弱碱阳离子）和Cl⁻（强酸根）构成。NH₄⁺ 发生水解：NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺，产生H⁺，因此溶液显酸性。
- NaCl（氯化钠）：由Na⁺（强碱阳离子）和Cl⁻（强酸根）构成，两者均不水解，溶液显中性。
二、 学霸策略：进阶规律——“越弱越水解”
学霸善于运用比较思维，将水解规律从定性判断提升到定量比较的层面。
- 核心内涵：形成该盐的弱酸（或弱碱）越弱，对应的弱酸根阴离子（或弱碱阳离子）在水溶液中结合H⁺（或OH⁻）的能力就越强，其水解程度就越大。
- 典例剖析：
- 比较酸性：已知酸性强弱为 CH₃COOH > H₂CO₃。
- 推断其共轭碱的水解能力：酸性越弱，说明其对应的酸根离子结合H⁺的能力越强，即水解倾向越大。因此，CO₃²⁻结合H⁺的能力 > CH₃COO⁻结合H⁺的能力，即 CO₃²⁻的水解程度 > CH₃COO⁻的水解程度。
- 比较溶液碱性：对于相同浓度的Na₂CO₃溶液和CH₃COONa溶液，由于CO₃²⁻水解程度更大，产生的OH⁻更多，因此Na₂CO₃溶液的碱性强于CH₃COONa溶液。
- 双水解应用：对于由弱酸根和弱碱阳离子构成的盐（如NH₄HCO₃、(NH₄)₂CO₃、Al₂(CO₃)³等），阴阳离子均发生水解且相互促进，水解程度非常大，通常可进行到底，并伴有沉淀或气体生成。
总结与复习建议
在复习盐类水解时，请务必建立清晰的思维路径：
- 第一步判断：看到一种盐，先判断其阴阳离子的强弱，确定是否水解、谁水解、显何性。
- 第二步比较：当需要比较不同盐溶液的性质（如pH、水解程度）时，运用“越弱越水解”规律，通过比较对应酸（或碱）的相对强弱来得出结论。
- 规避误区：盐类水解程度通常很小，不会改变盐的主体性质，不会产生沉淀和气体（双水解除外），其产物用“⇌”连接。
建议将常见的弱酸按酸性强弱排序（如：CH₃COOH > H₂CO₃ > HCO₃⁻ > H₂SiO₃），并熟记其对应的酸根离子，这对于快速应用“越弱越水解”规律至关重要。通过规律与实例的结合，你便能从容应对各类水解问题。