高二化学盐类的水解知识精讲人教版
高二化学盐类的水解人教版知识精讲
高二化学盐类的水解人教版【同步教育信息】一 本周教学内容：盐类的水解二 重点、难点1 使学生理解盐类水解的实质，能初步根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。
2 学会并掌握盐类水解的离子方程式。
了解指示剂的变色范围，学会用)()(-+<OH c H c )()(-+>OH c H c )()(-+=OH c H c )(3-COO CH c )(-OH c )(+H c )()(-+<OH c H c O H CO 223+---+OH HCO 3OH HCO 23+--+OH CO H 32)()(-+=OH c H c )()(+-=M c A c )()(-+=OH c H c )()(+-=M c A c Lmol H c /101)(3-+⨯=Lmol OH c /101)(3--⨯=L mol H c /101)(3-+⨯=L mol OH c /101)(3--⨯=)()(-+=OH c H c 3. 0.1o ／L NaOH 溶液和／L NH 4C 溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的次序是（ ）A c （Na ）＞c （C －）＞c （OH －）＞c （H ）B c （Na ）= c （C －）＞c （OH －）＞c （H ）C c （Na ）=c （C －）＞c （H ）＞c （OH －）D c （C －）＞c （Na ）＞c （OH －）＞c （H ） 4 下列溶液中，含离子数目最多的是（ ） A 30mL ／L 的AC 3 B 10mL ／L 的CaC 2C 30mL ／L 的CH 3COOHD 40mL 冰醋酸5 在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是（ ）A c （C －）＞c （NH 4）＞c （H ）＞c （OH －）B c （NH 4）＞c （C －）＞c （H ）＞c （OH －）C c （C －）＝c （NH 4）＞c （H ）＝c （OH －）D c （NH 4）＝c （C －）＞c （H ）＞c （OH －）6 100mL ／L 醋酸与50mL ／L 氢氧化钠溶液混合，所得溶液中（ ）A c （Na ）＞c （CH 3COO －）＞c （OH －）＞c （H ）B c （Na ）＞c （CH 3COO －）＞c （H ）＞c （OH －）C c （Na ）＞c （CH 3COO －）＞c （H ）= c （OH －）D c（Na）= c（CH3COO－）＞c（OH-）＞c（H）7 在mo/的NH3·H2O溶液中，下列关系正确的是（）A c（NH3·H2O）＞c（OH－）＞c（NH4）＞c（H）B c（NH4）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＞c（H）C c（NH3·H2O）＞c（NH4）＝c（OH－）＞c（H）D c（NH3·H2O）＞c（NH4）＞c（H）＞c（OH-）8 现有／L的下列溶液：①CH3COOH ②NaHCO3 ③NaHSO4 ④KOH ⑤H2SO4按H 由小到大的顺序排列的是（）A ⑤③①②④B ③⑤①②④C ⑤②③①④D ④②①③⑤9 用物质的量都是的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c（CH3COO －）大于c（Na），对于该混合溶液的下列判断正确的是（）A c（H）＞c（OH－）B c（CH3COOH）c（CH3COO－）=／LC c（CH3COOH）＞c（CH3COO－）D c（CH3COO－）c（OH－）=／L10 下列物质能跟镁反应并产生氢气的是（）A 醋酸溶液B 氢氧化钠溶液C 氯化铵溶液D 碳酸钠溶液11 下面提到的问题中，与盐的水解无关的正确说法是（）①明矾和FeC3可作净水剂②为保存FeC3溶液，要在溶液中加少量盐酸③实验室配制AC3溶液时，应先把它溶在盐酸中，而后加水稀释④NH4C与ZnC2溶液可作焊接中的除锈剂⑤实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞⑥用NaHCO3与A2SO43两种溶液可作泡沫灭火剂⑦在NH4C或AC3溶液中加入金属镁会产生氢气⑧长期使用硫铵，土壤酸性增强；草木灰与铵态氮肥不能混合施用⑨比较NH4C和Na2S等溶液中离子浓度的大小或某些盐溶液的酸碱性A ①④⑦B ②⑤⑧C ③⑥⑨D 全有关12 下列说法正确的是（）①弱酸弱碱盐是弱电解质②两种不同的酸溶液混合，溶液也可能显中性③H=3和H=11的溶液等体积混合后，溶液显中性④两种不同的强酸溶液混合后，溶液的H可能增大⑤强酸与盐反应一定得弱酸⑥同浓度的钾盐溶液，酸式盐的H必定小于其正盐的H⑦／L CH3COOH溶液中的c（H）是／LCH3COOH溶液中c（H）的3倍⑧H相同的不同弱酸，酸的物质的量浓度最大的，酸性相对越弱A ①③⑤⑦B ②④⑥⑧C ②③⑥⑦D ①④⑤⑧13 在一种一元碱ROH的溶液中，加入一种一元酸HA溶液，当反应后溶液呈现中性，下列判断中一定正确的是（）A 加入的一元酸HA 过量B 生成的盐RA 不能发生水解C 加入的酸与碱的物质的量相等D 反应后溶液中c （A －）=c （R ）14 普通泡沫灭火器内的玻璃筒里盛有硫酸铝溶液，铁筒里盛有小苏打溶液，不能把硫酸铝溶液盛在铁筒里的原因是____。
高二化学：3.3.1《盐类的水解》知识梳理课件(人教版选修4)
CH3COO－ 和H＋
结合生成弱电解
理论解释 质 CH3COOH
，使水的电离平电衡离向
方向移动
平衡时 酸碱性 总的离子
<
碱性
使溶液中c(H＋) c(OH－)，溶液呈
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
方程式
(3)NaCl溶液
H2O H＋＋OH－
NaCl===Cl－＋Na＋
• 解释：溶液中不生成弱电解质
弱电结解合质 生成
• 2．特征
跟水电离出 的反应。
• (1)一般是可逆 反应，在一定条件下达到化学平
衡。
吸
• (2)盐类水解反应是中和反应的逆反应：盐类
水解是 热反应。
因素 对盐类水解程度ห้องสมุดไป่ตู้影响
• 3．内因影响因组素成盐的酸或碱越弱，水解程度大越
温度 升高温度能够促进 水解 浓度 盐溶液浓度越小，水解程度大越
• 答案： A
• 4．0.1 mol·L－1的下列几种溶液，其pH由大到 小的顺序排列正确的是( )
• ①Na2CO3 ② CH3COONa ③ NaCl ④ NaHCO3 ⑤NH4Cl
• 答案： B
• 2．对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是 ()
解析： 本题主要考查电解质与化学平衡移动知识。 水的电离式为：H2O H＋＋OH－。A溶于水成为盐酸，电 离产生的H＋，使得平衡左移；B中质子数为26的是Fe3＋， 其能发生水解，使得平衡右移；C表示的是Cl－，其不影响 该平衡；D是醋酸根离子，其能水解，使平衡右移。
• 1.理解盐类水解的概念及实质。 • 2.掌握盐类水解方程式的书写。 • 3.了解影响盐类水解平衡的因素。
•盐1．强 强弱弱酸 酸盐酸酸强 弱强弱的碱 碱碱碱分盐 盐盐盐， ，类，，如 如如(如 按NNNNaHH生Ca442CHlC、成lCO、KO盐3A、N3、lO2的C(3CSHOH酸3C43)CO3、OOO碱NNa的H4 强弱划分)
高二化学选修4《盐类的水解》说课稿
高二化学选修4《盐类的水解》讲课稿今日我讲课的内容是新课程人教版高中化学选修4第三章第三节《盐类的水解》〔第一课时〕，以下我从四个方面加以论述。
一、教材剖析1、本节课在教材中的地位和作用〔1〕盐类的水解是在学生已经学习了化学均衡原理的基础上议论电解质在水溶液中的电离行为，包含弱电解质的电离均衡和水的电离均衡两个均衡系统；学生也知道溶液酸碱性的本质原由，在此基础上再来研究盐类在水溶液中的酸碱性规律，这样有助于促使学生的认知发展。
〔2〕盐类水解是后续电化学学习的必备基础。
从知识构造上讲，盐类水解均衡是继弱酸、弱碱及水的电离均衡系统以后的又一个电解质溶液的均衡系统，利于学生形成完好的电解质溶液的均衡系统。
2、本节课的要点、难点要点：盐类水解的实质。
难点：盐类水解的方程式的书写。
二、教课目的依据学生已有的知识水平易认知能力，联合新课标的基本理念，本节课的三维教课目的确立为：1、知识与技术〔1〕认识盐类水解的原理和规律〔2〕能够正确书写盐类水解的反响方程式2、过程与方法〔1〕能从微粒间互相作用这一微观实质的角度去理解盐溶液体现酸碱性这一宏观现象。
(2)使用实验研究的科学方法，研究不一样种类盐溶液的酸碱性，揭露化学均衡理论在盐溶液中的延长。
3、感情态度与价值观〔1〕能在思虑剖析过程中聆听别人建议，互相启迪，领会集作沟通的重要与快乐。
〔2〕体验科学研究的乐趣，学会透过现象看实质。
〔3〕成立个性与共性、对峙与一致的科学辩证观。
三、教课方法这节课，我采纳了实验研究和理论研究两条学习主线：实验研究其目的在于使学生体验科学研究的过程，激发学习化学的兴趣，加强科学研究的意识，促使学习方式的转变，培育学生的创新精神和实践能力。
理论研究是运用已有的化学均衡知识，发掘出新知识的“生长点〞——盐类水解，形成科学的世界观。
本节课的教课方案充分表达新课改理念，如①引课的情境设计切近学生、切近实质；②采纳概括法揭露几类盐水解的规律；③教课重、难点的打破采纳自主合作研究方法；④观点的建.专心..专心.［板书］一、实验研究一一盐溶液的酸碱性 ［分组实验］对盐溶液进行酸碱性测定〔教溶液呈碱性的有：CH 3COONa3NaHCO构充分表达观点的科学价值。
高二化学盐类的水解知识精讲
高二化学盐类的水解【本讲主要内容】盐类的水解1. 盐类对水的电离平衡的影响；2. 盐类水解的概念、规律及水解方程式；3. 盐类水解的影响因素；4. 盐类水解的应用；5. 盐溶液中微粒浓度的比较。
【知识掌握】【知识点精析】一. 盐溶液酸碱性的理论分析：用pH试纸分别测定同浓度的CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、NaCl四种盐溶液的pH。
分别为：pH>7、pH>7、pH<7、pH＝7。
1. CH3COONa溶液CH3COONa溶于水时，电离出的CH3COO－和水电离出的H+结合生成难电离的H3COOH，消耗了溶液中的H+，促进水的电离，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH －，建立新平衡时，c（OH－）＞c（H+），从而使溶液显碱性。
CH3COONa = Na+ + CH3COO－H2O OH－+ H+CH3COO－+ H+CH3COOH水解方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH + OH－2. NH4Cl溶液NH4Cl溶于水时，电离出的NH4＋和水电离出的OH－结合生成难电离的NH3•H2O，消耗了溶液中的OH－，促进水的电离，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c(OH－)，从而使溶液显酸性。
NH4Cl＝NH4＋＋Cl－；H2O OH－+ H+NH4＋＋OH－NH3•H2O水解方程式：NH4＋+ H2O NH3•H2O + H+3. NaCl溶液NaCl溶于水时，存在下列电离：NaCl=Na++ Cl－,H2O OH－+ H+由于HCl和NaOH都是易溶的、易电离的强电解质，在水溶液里H+和Cl－、OH－和Na+都不能结合，H2O的电离平衡未受影响，c（H+）=c(OH－)的关系仍然存在，故溶液呈中性。
小结：盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa 水解CH3COO-促进水的电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl 水解NH4＋促进水的电离酸性强碱强酸盐NaCl 不水解无无中性二. 盐类水解1. 定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。
3.3.1 盐类的水解(课件)高二化学(新教材人教版选择性必修1)(共29张PPT)
NH4Cl = NH4+ + Cl-
酸性
NH3·H2O c(OH-) < c(H+)
离子方程式：NH4++H2O⇌NH3·H2O+ H+
探讨与交流 （以NaCl溶液为例）：
H2O
NaCl =
NaCl溶液
中性
OH- + H+
Na+ + Cl-
c(H+) = c(OH-)
探讨与交流 （CH3COONa溶液）：
强碱弱酸盐
NH4Cl 酸性
强酸弱碱盐
(NH4)2SO4 酸性
强酸弱碱盐
结论：盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液酸碱性 中性
酸性
碱性
盐溶液有的显酸性，有的显碱性，还有的显中性。
规律：谁强显谁性，同强显中性。
？
为什么盐溶液可呈中性、酸性或碱性
盐溶液呈现不同酸碱性的原因
来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应，叫做盐类条件：盐易溶，有弱离子。
3、水解的实质：生成弱电解质；促进水的电离。
使 c (H+) ≠ c (OH–)
4、水解的特点：
水解
⑴ 可逆 盐 + 水
酸+碱
中和
⑵ 吸热 ，必有弱酸或弱碱生成
⑶ 一般很微弱 一般不用“↑”或“↓”； 一般不写“ ”，而写“ ”
程度： ① 水解 < ② 电离 ∴溶液呈 酸 性 ⑶ NaH2PO4溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4溶液呈弱碱性
课堂小结：
盐 类 的 水 解
盐类水解的概念 盐类水解的实质 盐类水解的特点 水解的规律 水解方程式书写
3.3.1盐类的水解 课件 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
2．多元弱酸，其酸根离子的水解是分步进行的，水解反应必须 分步书写，不能合并，以第一步为主，第二步很微弱。 例如Na2CO3溶液
CO32- ＋ H2O ⇌ HCO3- ＋ OHHCO3- ＋ H2O ⇌ H2CO3 ＋ OH-
盐溶液 NaCl
PH
7.0
酸碱性 中性
强酸强 盐类型 碱盐
Na2CO3 10.5 碱性
强碱弱 酸盐
NH4Cl 6.4 酸性
KNO3 7.0
中性
CH3COONa (NH4)2SO4
7.6
5.9
碱性
酸性
强酸弱 强酸强 碱盐 碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱 盐
【结果与讨论】 分析以上实验结果，归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。
CH3COOH +OH-
【思考与讨论】
对三类不同类型的盐溶液中存在的各种离子，以及离子间的相互作用进行 分析，尝试找出不同类型盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
盐溶液
溶液中的离子
NaCl 溶液
Cl-, Na+, H+, OH-
NH4Cl 溶液
Cl-, NH4+, H+, OH-
CH3COONa溶液
CH3COO-, Na+, H+, OH-
对点训练
2.下列水解离子方程式正确的是 ( D )
A、Fe3++3H2O ⇌ Fe(OH)3↓+3H+ B、Br-+H2O ⇌ HBr+OHC、CO32-+H2O ⇌ H2CO3+2OHD、NH4++ H2O ⇌ NH3.H2O +H+
高二化学下册《盐类的水解》知识点整理
高二化学下册《盐类的水解》知识点整理高二化学下册《盐类的水解》知识点整理(一)盐类水解口诀：有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性(1)有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子)如：Nal中的Na+对应的碱是强碱NaH,则Na+是强碱金属离子,不会水解Nal中的l-对应的酸是强酸Hl ,则l-是强酸根离子,也不会水解所以,Nal在水溶液中不会发生水解又如：H3Na中的H3-对应的是弱酸H3H,则H3-是弱酸根离子,会水解消耗H2电离出的H+,结合成H3H分子使得水中H-多出所以,H3Na的水溶液显碱性(2)越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大如：Na23和Na2S33 -对应的酸是H23;S3 -对应的酸是H2S3由于H23的酸性弱于H2S3则,3 -的水解程度比S3 -的水解程度更大,结合的H+更多所以,Na23的碱性比NaS3的碱性强(3)双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解阳离子水解结合水电离出的H-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大如：H3NH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2 ;H3-对应的酸是弱酸H3H则NH4+和H3-都会发生水解,NH4+结合H-形成NH3*H2;H3-结合H+形成H3H,相互促进,水解程度较大(4)谁强显谁性主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合H-要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小如：(NH4)3 ,由于NH3的碱性比H23的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比3 -的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+更多,有H-多出所以,(NH4)23 溶液显碱性又如：H3NH4,由于NH3的碱性和H3H的酸性相当,则NH4+的水解度和H3-的程度差不多,使得水溶液中的H+和H-也差不多所以H3NH4溶液显中性再如：(NH4)2S3,由于NH3的碱性比H2S3的酸性弱,则NH4+的水解度比S3 -的水解度大,使得水溶液中消耗的H-更多,有H+多出所以,(NH4)2S3溶液显酸性(二)根据盐类的不同,可分为：强酸强碱盐(不水解);强酸弱碱盐;Q###弱酸盐;弱酸弱碱盐(1)强酸弱碱盐如：NH4l的水解离子方程式：NH4+ + H2 =可逆= NH3*H2 + H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性(2)强碱弱酸盐如：H3Na的水解离子方程式：H3- + H2 =可逆= H3H + H-Q###弱酸盐的水溶液一定显碱性(3)弱酸弱碱盐如：H3NH4的水H3- + NH4+ + H2 =可逆= H3H + NH3*H2H3NH4水溶液显中性如：NH4F的水NH4+ + F- + H2 =可逆= NH3*H2 + HFNH4F的水溶液显酸性如：NH4l的水解离子方程式;NH4+ l- + H2 =可逆= NH3*H2 + HlNH4l的水溶液显碱性弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离子与阳离子有关(三)多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解是分步进行的,一般第一步进行的程度最大,第二步甚至更多步的水解程度就很弱了如：Na23的水第一步程度很大：3 - + H2 =可逆= H3- + H-第二步程度很小：H3- + H2 =可逆= H23 + H-【注意】：大部分的盐的水解都不能进行彻底,所以一般盐的水解都要是可逆符号水解度较大的盐有Al2S3可认为几乎双水解彻底【以上都是一种盐中的离子水解】【第二种情况】：另外,还有2种盐中,分别有弱酸根离子和弱碱根离子,也会互相促进,发生双水解如：NaH3和AlI3两种盐,如果把它们的溶液相混合,则会发生双水解,水解离子方程式如下：3H3- + Al + == Al(H)3↓ + 32↑注意：Al +和H3-双水解较彻底,可以用“==”而不用“可逆符号”另外,所有的水解过程中一定有水参加,但是由于该水解反应,生成物中有水,可以和反应物中的水刚好相互抵消,但方程式中没有水出现并不表明没有水参加(1)常见的弱酸根离子：S3 - ;HS3-;3 -;H3-;P4 -;HP4 -;l-;S -;HS-;H3-;SN-;F-;Al2-;6H(苯酚根);N2-(亚硝酸根)常见弱酸的酸性排序：H2S3 > H3P4> HF >HH>6H-H>H3H>H23>H2S 亚硫酸磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氢硫酸> Hl>6H-H>HAl2次氯酸苯酚偏铝酸(2)常见的弱碱离子：NH4+;u +;Fe +;Fe +;Al +其中碱性排序：Fe(H)2 > Fe(H)3 > u(H)2 > NH3*H2 > Al(H)3。
3.3.3盐类水解的影响因素及水解平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1
Fe3+＋3H2O 黄色
Fe(OH)3＋3H+ （酸性） 红褐色
实验探究：影响FeCl3水解平衡的因素： FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋＋3H2O ⇋Fe(OH)3＋3H＋
影响因素
实验步骤
实验现象
盐的浓度 加入FeCl3固体，再 测溶液pH
加盐酸后，测溶液
溶液的
的pH
酸碱度 加入少量NaOH溶
余0.001
等 CH3COONa 浓
Kh= 10-9
<
水解
以电离为主
度 CH3COOH
K(CH3COOH)=10-5 电离 (溶液显酸性)
注：对于等量混合的弱酸与其强碱盐的体系，可根据Ka和Kh的相对大小判断
溶液的酸碱性；（弱碱与其强酸盐也适用） 常见的等浓度CH3COOH + CH3COONa及NH3 . H2O+NH4Cl都是以电离为主， 而N + NaCN是以水解为主，溶液显碱性。
的措施是
A.加热
B.通入HCl气体
C.加入少量Na2SO4(s) √D.加入NaCl溶液
交流讨论：
请写出水溶液中CH3COONa水解反应离子方程式：
该可逆反应符合勒夏特列原理，试写出该反应平衡常数( Kh )的
表达式 盐的水解常数
Kh＝
c(CH3COOH)·c(OH－) c(CH3COO－)
[课本P75---资料卡片] 盐的水解常数Kh
实验操作：若向0.1 mol/L FeCl3溶液中加水稀释至原来的10倍，pH？
二、影响盐类水解的主要因素
水解平衡
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
改变条件
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高二化学 盐类的水解 知识精讲 人教版一. 本周学习内容：盐类的水解二. 重点、难点1. 理解盐类水解的实质，能初步根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。
2. 学会并掌握盐类水解的离子方程式。
了解指示剂的变色范围，学会用pH 试纸测定溶液的pH 值。
3. 了解盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用。
三. 具体内容（一）盐类的水解实验：把少量的醋酸钠、氯化铵、氯化钠的晶体分别投入三个盛有蒸馏水的试管，溶解，然后用pH 试纸加以检验。
现象：CH 3COONa pH>7 )()(-+<OH c H c NH 4Cl pH<7 )()(-+>OH c H c NaCl pH=7 )()(-+=OH c H c思考：醋酸钠、氯化铵都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，OH －与H ＋毫无疑问都来自于水的电离；也就是说，由水电离出来的H ＋和OH －的物质的量浓度总是相等的，为什么会出现不相等的情况呢？分析：醋酸钠电离出来的离子跟水发生了作用。
CH 3COONa === Na ＋ + CH 3COO －+H2O OH － + H ＋CH 3COOHCH 3COO －能与水溶液中的氢离子结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离向正反应方向移动，这时，)(3-COO CH c 下降，)(-OH c 升高、)(+H c 下降， 使得)()(-+<OH c H c ，溶液呈碱性。
化学方程式为：CH3COONa + H 2O CH 3COOH +NaOH 同样，NH 4Cl 溶液中：NH 4Cl === NH 4+ + Cl －+H2O OH － + H ＋NH 3·H 2O化学方程式为：NH4Cl + H 2O NH 3·H 2O + HCl1. 盐类的水解：在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
氯化铵与水反应的实质是：氯化铵电离出的铵离子和水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质一水合氨的过程。
水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
酸＋碱盐＋水2. 水解离子方程式的书写：① 盐类水解是可逆反应，要写“”符号② 一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↑”“↓”符号。
生成物（如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等）也不写分解产物。
③ 多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。
例：K 2CO 3的水解第一步：O H CO223+---+OH HCO 3第二步：OH HCO23+--+OH CO H 32练习：请同学们自己练习一下Na 2S 、K 3PO 4溶液水解离子方程式的写法。
对于多元弱碱的水解也是分步进行的，但水解方程式一般不分步写，如Al 2(SO 4)3的水解离子方程式为：Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H +我们总结了强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和强酸强碱盐的水解情况，那么弱酸弱碱盐是否水解呢？其水解程度又如何，请有兴趣的同学课后可以自己查阅有关资料。
练习：判断下列盐溶液的酸碱性，若能水解的写出水解反应的离子方程式： NH 4NO 3 Cu(NO 3)2 Na 2S FeCl 3 NaClO3. 规律：有弱才水解，无弱不水解；内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。
“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”外因：① 温度：由于水解反应是中和反应的逆反应，而中和反应是放热反应，因此，水解反应是吸热反应。
所以，升高温度会使盐的水解程度增大。
② 浓度：溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。
（最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解释）。
（二）与盐类水解利用 1. 比较盐溶液的pH 大小 2. 酸式盐溶液酸碱性的判断3. 判断溶液中离子种类、浓度大小4. 判断离子是否共存5. 配制易水解的盐的溶液6. 金属与盐溶液反应7. 加热盐溶液8. 在生产、生活中的应用：如泡沐灭火器的反应原理、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈、某些肥料不宜混合使用（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）、明矾的净水作用。
【典型例题】[例1] 下列说法正确的是（ ）A. 酸式盐的水溶液一定显碱性。
B. 只要酸和碱的物质的量浓度和体积分别相等，它们反应后的溶液就呈中性。
C. 纯水呈中性是因为水中氢离子的物质的量浓度和氢氧根离子的物质的量浓度相等。
D. 碳酸溶液中氢离子的物质的量浓度是碳酸根离子的物质的量浓度的2倍。
答案：C 解析：选项A 不正确。
像NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4等水解水溶液呈碱性；像NaHSO 4、NaH 2PO 4等因电离水溶液呈酸性。
选项B 是错误的。
只有等元的强酸和强碱溶液，在物质的量浓度和体积相等的情况下，反应后溶液呈中性。
若是其他情况溶液不一定呈中性。
选项C 正确。
H 2OH ＋+OH －，只要溶液中)()(-+=OH c H c 就呈中性，水也是如此．选项D 错误。
H 2CO 3是二元弱酸，其电离情况如下：[例2] 某种一元强碱MOH 溶液加入一种一元酸HA 反应后，溶液呈中性，下列判断一定正确的是（ ）A. 加入的酸过量B. 生成的盐不水解C. 酸和碱等物质的量混合D. 反应后溶液中)()(+-=M c A c答案： D解析：一元强碱MOH 与一元酸HA 的反应为：MOH+HA=MA+H 2O ，反应后溶液中存在的离子有M +、H +、A －、OH －，因溶液呈中性，则)()(-+=OH c H c ，又因为任何电解质溶液不显电性，则)()(+-=M c A c ，所以选项D 是正确的．由于HA 是强酸还是弱酸没有说明，因此A 、B 、C 的说法不一定正确。
[例3] 为了得到比较纯净的物质，使用的方法恰当的是（ ）A. 向Na 2CO 3饱和溶液中，通入过量的CO 2后，在减压、加热的条件下，蒸发得NaHCO 3晶体B. 加热蒸发AlCl 3饱和溶液得纯净的AlCl 3晶体C. 向FeBr 2溶液中加入过量的氯水，加热蒸发得FeCl 3晶体D. 向FeCl 3溶液里加入足量NaOH 溶液，经过滤、洗涤沉淀，再充分灼烧沉淀得Fe 2O 3 答案：D解析：A 不正确，因为NaHCO 3加热要分解。
B 、C 也不正确，因为AlCl 3与FeCl 3在加热蒸发的情况下，水解趋于完成，分别发生下列反应： Al 3++3H 2O Al(OH)3+3H +，2Al(OH)3Al 2O 3+3H 2O Fe 3++3H 2O Fe(OH)3+3H +，2Fe(OH)3Fe 2O 3+3H 2O所以D 是正确的。
[例4] 有A 、B 、C 、D 四种一元酸的溶液。
实验表明：（1）物质的量浓度相同的A 、C 溶液中，分别滴入甲基橙试液后，A 溶液呈黄色而C 中不变色；（2）物质的量浓度相同的B 、C 的钠盐溶液相比较，B 的钠盐溶液pH 小于C 的钠盐溶液pH ；（3）A 酸跟D 的盐反应生成A 的盐和D 酸．由此可以确定四种酸的酸性由强到弱的顺序正确的是（ ）A. B ＞C ＞A ＞DB. A ＞C ＞D ＞BC. D ＞A ＞C ＞BD. C ＞D ＞A ＞B 答案：A 。
解析：由（1）可知相同条件下，A 的pH 大于C 的pH ，所以A 的酸性小于C 。
由（2）可知C 的钠盐水解程度大于B 的钠盐，所以B 的酸性强于C 。
（3）中A 酸跟D 的盐反应生成A 的盐和D 酸．依据酸与盐的反应规律可知，A 的酸性大于D 。
因此四种酸的酸性由强到弱的顺序是B ＞C ＞A ＞D 。
[例5] 为了提高生活用水的卫生标准，自来水厂常用Cl 2和FeSO 4·7H 2O （同时使用）进行消毒、净化，以改善水质，其原理是______。
[例5] 已知一种L mol H c /101)(3-+⨯=的酸溶液和一种L mol OH c /101)(3--⨯=的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是：（ ）A. 浓的强酸与稀的强碱溶液反应．B. 浓的弱酸与稀的强碱溶液反应．C. 等浓度的强酸和弱碱溶液反应．D. 生成了一种强酸弱碱盐． 答案： B解析：题中给出L mol H c /101)(3-+⨯=的酸，不知是强酸还是弱酸，弱酸的物质的量浓度必大于强酸的物质的量浓度。
L mol OH c /101)(3--⨯=的碱可能是强碱，也可能是弱碱，弱碱的物质的量浓度必大于强碱的物质的量浓度。
因为是)()(-+=OH c H c ，若是强酸与强碱反应，由于等体积混合，酸碱正好完全中和，混合溶液呈中性，所以选项A 不合理．若是弱酸与强碱反应，等体积混合后弱酸过量，混合溶液呈酸性，所以B 选项符合题意．若是强酸与弱碱等体积混合，则弱碱过量，虽反应生成强酸弱碱盐，但由于有过量的碱存在，所以混合后溶液仍呈碱性，所以选项C 、D 均不正确。
[例6] 将0.2mol ／L CH 3COOK 与0.1mol ／L 盐酸等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的是：（ ）A. c （CH 3COO －）=c （Cl －）=c （H +）＞c （CH 3COOH ）B. c （CH 3COO －）= c （Cl －）＞c （CH 3COOH ）＞c （H +）C. c （CH 3COO －）＞c （Cl －）＞c （H +）＞c （CH 3COOH ）D. c （CH 3COO －）＞ c （Cl －）＞c （CH 3COOH ）＞c （H +） 答案：D解析：由CH3COOK+HCl=CH3COOH+KCl可知，反应后CH3COOK余0.1mol（设体积为1L），产生CH3COOH和KCl各0.1mol．即溶液变为CH3COOK，CH3COOH和KCl各0.1mol／L的混合液．在这种情况下，有不少同学的思路走向比较CH3COOH电离的程度，和CH3COOK水解程度哪个更大的方向．这样想，问题就复杂了，因为水解程度问题并未学过．但如果考虑到CH3COOK水解的实质是CH3COO－结合H＋，那么，在CH3OOH存在下，CH3COO－结合的H＋就由CH3COOH的电离提供，CH3COO－与H+结合则是CH3COOH电离的逆反应．所以在这种情况下，CH3COO－实际上并不水解，它只起到抑制CH3COOH电离的作用．由此可知，溶液中c（CH3COO－）略大于c（Cl －）。