3.2弱电解质的电离盐类的水解讲解
化学盐类的水解电离知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。
水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。
1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。
示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。
示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。
溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。
二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。
这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。
1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。
在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。
它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。
示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。
它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。
示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。
同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。
三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。
2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。
3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。
第二节 弱电解质的电离、盐类的水解
盐水解的程度一般较 中和 小
，盐溶液的酸碱性通常较 吸热 水解
3．影响盐水解的因素首先是 盐的组成 ，即有弱才水解，无弱不水解，其中①弱 ． 即有弱才水解，无弱不水解，其中① 强 酸的酸性越弱， 酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越 大 ，对应盐溶液碱性就越 ②弱碱的碱性越 弱 其次是外因，受 其次是外因， 温度 解平衡的影响。 解平衡的影响。
当弱电解质分子电离 1．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(如温度、压强 ， ．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下 如温度 压强)， 如温度、 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 成离子 的速率与离子结合成 分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡常数 Ka＝ Kb＝ ，NH3·H2O NH＋OH－的电离平衡常数 ＋ 。在相同温度下根据电离平衡常数的大小可以比
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其影响因素，如相 不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素， 同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中，[ 三种溶液中， 同浓度的 、 到小的顺序是c＞ ＞ 。 到小的顺序是 ＞a＞b。 ③混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度 混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素， 的NH4Cl和氨水等体积混合后，溶液中离子浓度顺序为 和氨水等体积混合后， 和氨水等体积混合后 溶液中离子浓度顺序为[ [OH－]＞[H＋]，即NH3·H2O电离程度＞ 电离程度＞ ＞ ， 电离程度 水解程度。 水解程度。 ]＞[Cl－]＞ ＞ ＞ ]由大 由大
3.2.3.弱电解质的电离 盐类的水解
D. C(H+) = C(OH-) + 2C (NH3.H2O)
4. 在CH3COONa溶液中滴加醋酸,溶液的酸碱性 及 [Ac-]与 [Na+ ] 的关系如何变化? 解: 碱性→中性→酸性. PH>7时 [Ac-]< [Na+ ]; PH=7时 [Ac-]= [Na+ ];
PH<7时 [Ac-]> [Na+ ] 当n(CH3COO - ) : n(CH3COOH )=1:1 时,一般以 电离为主(中强酸)。当n(CN - ) : n(HCN )=1:1时, 一般以水解为主(较弱酸)。
Al3+ 与HCO3-、CO32-、HS-、S2- 、 〔Al（OH）4〕Fe3+ 与HCO3-、CO32- 、〔Al（OH）4〕NH4+与 SiO32-
5、选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。
如制备Al2S3、Mg3N2时，因无法在溶液中制 取，会完全水解，只能由干法直接反应制取。 2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ 6、某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。
（3）纯碱溶液和肥皂水洗涤油污的原理. Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH C17H35COOH+NaOH
C17H35COONa+H2O
加热，促进水解，去污能力增强
（4）灰粪混合肥效损失
草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性.
CO32-＋H2O HCO3-＋H2O
Hale Waihona Puke HCO3- +OHH2CO3 +OH-
pH越大
练习：
1、相同物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶 液的pH分别为7、8、9，则相同物质的量浓度的 HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为HX>HY>HZ。 2、K（HNO2） > K（CH3COOH） > K（HClO） 的推测 NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由 大 到小的顺序是： NaClO > CH3COONa > NaNO 。2
盐类的水解
诚西郊市崇武区沿街学校34盐类的水解一、盐类水解的原理(弱电解质离子破坏水的电离)1、水解本质〔本质〕：破坏水的电离平衡、促进水的水电离盐类水解的本质是盐溶液中盐电离出来的弱酸根离子或者者弱碱根离子与水分子电离出的H+或者者OH―结合成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，并使水的电离平衡正向挪动，最后使得溶液中c(H+)(或者者c(OH―))大于c(OH―)(或者者c(H+))而使溶液呈酸性〔或者者碱性〕。
如：NH4Cl ：NH4++H2O NH3·H2O+H+〔显酸性〕CH3COONa ：CH3COO ―+H2OCH3COOH+OH―〔显碱性〕 2、条件：盐必须可溶；必须有弱电解质的离子；〔有弱才水解〕3、影响因素：内因是盐本身的性质〔越弱越水解〕①升高温度有利于水解反响，盐类的水解反响是吸热反响，所以。
②浓度越稀，水解程度越大，但水解产生的酸碱性比浓溶液弱。
③溶液中有酸或者者碱对盐水解有较强的影响，一样抑制，不同促进。
例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+－Q 4、水解规律〔谁强显谁性〕盐的类型 实例 水解？ 什么离子水解 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl 、KNO3、BaCl2 不水解 pH=7 强酸弱碱盐 NH4Cl 、FeCl3、CuSO4 水解 NH4+、Cu2+、Fe3+阳离子 pH<7强碱弱酸盐 Na2S 、Na2CO3、NaHCO3 水解 S2―、CO32―、HCO3―阴离子pH>7阳离子：一价：NH4+、Ag+二价：Fe2+、Cu2+、Zn2+三价：Fe3+、Al3+……阴离子：一价：CH3COO —、HS―、AlO2—、ClO —、F —、HCO3—二价：SiO32—、HPO42—、CO32—、S2—三价：PO43—……5、双水解：一般来说，酸性盐〔不是酸式盐〕与碱性盐混合时，应从双水解考虑：〔1〕两种水解情况相反的盐溶液混合后，按图所示连线间的反响进展双水解，且反响进展到底。
弱电解质的电离盐类的水解教案
弱电解质的电离与盐类的水解教案一、教学目标1. 理解弱电解质的概念及其电离特点。
2. 掌握盐类水解的原理和影响因素。
3. 能够运用所学知识分析和解决实际问题。
二、教学内容1. 弱电解质的概念：弱酸、弱碱、水和多元弱酸的酸式根离子。
2. 弱电解质的电离特点：不完全电离，存在电离平衡。
3. 盐类水解的概念：盐类在水中发生分解，产生酸碱性溶液的过程。
4. 盐类水解的原理：离子交换反应。
5. 影响盐类水解的因素：盐的类型、溶液的酸碱性、温度等。
三、教学重点与难点1. 教学重点：弱电解质的电离特点，盐类水解的原理和影响因素。
2. 教学难点：盐类水解的计算和应用。
四、教学方法1. 采用讲授法，讲解弱电解质和盐类水解的基本概念、原理和影响因素。
2. 运用案例分析法，分析实际问题，巩固所学知识。
3. 开展小组讨论，培养学生的合作意识和解决问题的能力。
4. 利用多媒体课件，增强教学的直观性和趣味性。
五、教学过程1. 引入：通过日常生活中常见的实例，如醋、酱油等，引导学生思考弱电解质和盐类水解的现象。
2. 讲解：讲解弱电解质的概念、电离特点，盐类水解的原理和影响因素。
3. 案例分析：分析实际问题，如胃酸过多时的治疗方法，巩固所学知识。
4. 小组讨论：分组讨论盐类水解在生活中的应用，如烹饪中的调味剂选择。
5. 总结：总结本节课的主要内容和知识点，强调弱电解质电离与盐类水解的重要性。
6. 作业布置：布置相关练习题，巩固所学知识。
六、教学活动1. 设计实验：安排学生进行实验，观察不同盐类在水中的溶解度和溶液的酸碱性，以加深对盐类水解的理解。
七、拓展与延伸1. 介绍弱电解质在生活中的应用：如药物的缓释、食品的调味等。
2. 探讨盐类水解在环境保护和工业生产中的应用：如废水处理、肥料的配制等。
八、评估与反馈1. 课堂问答：通过提问，了解学生对弱电解质电离和盐类水解的理解程度。
2. 作业批改：检查学生作业，了解学生对所学知识的掌握情况。
化学盐类的水解、电离知识点总结.(精选)
一、盐类的水解反应1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ⇌Al+3+ 3Cl-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）三、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+3．盐溶液的配制与贮存配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
水解和电离知识点总结
水解和电离知识点总结一、水解的概念和原理水解是指将某一物质（通常是化合物）与水分解为两种或两种以上物质的化学变化过程。
水解反应是一种重要的溶液中的化学反应过程，常见于盐类、酯等化合物。
水解反应的原理是溶质与溶剂（水）之间发生化学反应，生成新的物质。
在水解反应中，通常涉及到酸碱中和和水解的两种类型。
水解是溶质在水中被水分子进攻，生成离子或者分子的过程。
水分子可以进攻锯环之中的原子以解锯环，则产生两个分子或离子。
二、水解的类型1. 酸碱中和水解酸碱中和水解是指在水中将酸、碱或盐的分子或离子与水分子发生反应，形成相应的酸性或碱性的物质。
酸碱中和水解反应通常可以表示为：H+ + OH- -> H2O。
例如：NaCl + H2O -> Na+ + Cl- + H2O在这个反应中，NaCl溶解在水中，产生Na+和Cl-离子，同时还有Na+和OH-和Cl-和H+ 进行酸碱中和反应，生成水分子。
2. 酯水解酯水解是指酯类化合物在水中分解为醇和酸的化学反应。
酯水解的一般化学方程式为：RCOOR’ + H2O -> RCOOH + R’OH。
例如：CH3COOC2H5 + H2O -> CH3COOH + C2H5OH在这个反应中，乙酸乙酯在水中分解为乙酸和乙醇。
3. 蛋白质水解蛋白质是生物体内重要的大分子，它们在生物体内发挥着重要的功能。
蛋白质水解是指蛋白质在酸、碱、酶的作用下，被水分解为氨基酸或肽链。
三、电离的概念和原理电离是指溶质在溶剂中失去或增加电荷的过程。
溶质中的分子或离子在水中溶解后，它们与水分子发生相互作用，导致分子中的原子或基团失去或增加电子，形成离子。
电离通常伴随着物质的溶解过程，是溶液中溶质与溶剂之间发生化学变化的重要现象。
电离的原理是溶质与溶剂中的水分子之间发生相互作用，导致溶质分子或离子中原子或基团失去或增加电子，形成离子。
四、电离的类型1. 强电解质和弱电解质根据电离度的不同，溶质可以分为强电解质和弱电解质。
(鲁科版)化学选修四：3.2弱电解质的电离 盐类的水解(第1课时+第2课时+第三课时)课件
归纳： CH3COOH
CH3COO¯ + H+ Δ H>0
电离 n(H+) 增大 增大 c(H+) 增大 减小 增大 增大 减小 减小 减小 程度 增大 增大 减小 减小 增大 减小 增大
平衡移动的 电离平衡 方向 升温 右 右 右 常数Ka 增大
加水稀释
加冰醋酸 通HCl气体 NaOH固体 CH3COONa
增大趋势的是（ D ） A．c(CH3COO-) C．c(CH3COOH) B．c(H+) D．c(OH-)
2.在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡： CH3COOH CH3COO―+H+。对于该平衡，下列叙述正确
的是( A )
A.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 B.加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动 C.滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减少 D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
25℃时醋酸的Ka=1.7×10-5 mol·L-1，求0.10 mol·L-1
的醋酸溶液中H+的浓度。 【提示】 结合三段式，利用电离常数的表达式计算。
【解析】 设生成的H+ 物质的量浓度为x。
CH3COOH
起始 转化 平衡 0.10 mol·L-1 x
H+ + CH3COO
0 x 0 x
-
(0.10-x)mol·L-1 x
E.HCO3-+H2O
F.Fe(OH)3
CO32-+H3O+
Fe3++3OH-
三、影响电离平衡的有哪些因素
1.内因：电解质本身的性质。 2.外界条件 （1）温度 越热越电离。 电离过程是吸热过程，温度升高向电离方向移动。 （2）浓度 越稀越电离。 浓度越大，电离程度（转化率）越小。
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第二节 弱电解质的电离 盐类的水解第一课时一、学习目标1、掌握弱电解质在水溶液中存在的电离平衡。
2、会计算弱电解质的电离度3、掌握外界条件对电离平衡的影响二、重点·难点1、弱电解质的电离平衡原理2、影响电离平衡的因素三、教学过程1、电离平衡常数（1）电离平衡是水溶液中的一种重要的_______。
在一定条件下达到______时，弱电解质电离形成的各种_______的浓度的_______与溶液中未电离的_______的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它受________影响，与溶液的__________无关。
温度一定时，弱电解质具有确定的__________。
电离常数表征了弱电解质的_______能力，根据相同温度下电离常数的大小，可以判断弱电解质电离能力的_____________。
（2）弱酸在水中的电离常数通常用K a 表示。
例如：CH 3COOHH +＋CH 3COO -][]][[33COOH CH COO CH H K a -+=弱酸的电离常数越________，达到电离平衡时电离出的__________越多，酸性越_________；反之，酸性越__________。
例如，氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)在室温下的电离常数分别为： K a (HF)＝6.8×10-4 mol·L -1 K a (CH 3COOH)=1.7×10-5 mol·L -1 K a (HCN)＝6.2×10-10 mol·L -1K a 的数值表明，这三种酸的酸性由弱到强的顺序是：__________________。
（3）多元酸的电离是__________进行的，每一步电离都有各自的_______，通常用K a1，K a2，…来表示。
例如： H 3PO 4H 2PO 4-＋H + K a1=7.1×10-3 mol·L -1H 2PO 4- HPO 42-＋H + K a2=6.2×10-8 mol·L -1 HPO 42-PO 43-＋H + K a1=4.5×10-13 mol·L -1多元弱酸的各级电离常数逐级_____且一般相差___________，所以其水溶液中的H +主要由_______步电离产生的。
对于弱碱来说，也有类似弱酸的规律。
弱酸在水中的电离常数通常用________表示。
例如：NH 3·H 2ONH 4+＋OH -]·[]][[234O H NH OH NH K b -+=室温下K b (NH 3·H 2O)=1.70×10-5 mol·L -1 2、电离度弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率，称为电离度，通常用α表示。
%100⨯=原有溶质分子总数已电离的溶质分子数α电离度是衡量离程度的物理量，电离度越大，表明电离程序越大，相反则反之。
电离平衡移动，电离度也移动。
平衡向电离方向移动，电离度增大；平衡向逆向移动，电离度减小。
【随堂练习】1、下列关于弱电解质的电离常数的叙述中，正确的是（ ）A ．弱电解质的电离常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离的分子的浓度的比值B ．弱电解质的电离常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C ．同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越强D ．多元弱酸的各级电离平衡常数是逐级减小的，且差别很大 2、下列电解质在溶液中存在分子（水分子除外）的是（ ） A ．Ba(OH)2 B ．CH 3COOH C ．Ca(OH)2 D ．NH 3·H 2O3、将1 mol 冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L 溶液。
下列各项中，表征已达到电离平衡状态的是（ ） A ．醋酸的浓度达到1 mol·L -1B．H+的浓度均为0.5 mol·L-1C．醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H+的浓度均为0.5 mol·L-1D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子速率相等4、25℃时，物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的溶液里某些弱电争质的电离度分别为：HF为8%，HNO2为7.16%，CH3COOH为1.32%，HCOOH为4.24%。
试比较以上弱酸的酸性强弱顺序。
四、影响电离平衡的因素1、内因：____________2、外因条件：①温度：升高温度，平衡向_______的方向移动，这是因为电离的方向是______方向，升温向______方向移动。
但是电离过程的热效应______，在________变化不大的情况下，一般可不考虑温度变化对电离平衡的影响。
②浓度：在一定温度下，浓度的变化会影响电离平衡。
对于同一弱电解质来说，溶液越______，离子相互_________结合成分子的机会越_________，弱电解质的电离程度就越_______。
因此，稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向_______的方向移动。
③25℃，0.1 mol·L-1醋酸溶液中，CH3COOH H+＋CH3COO-【随堂练习】1、锌粒和盐酸反应，若向盐酸中加入一定量固体CH3COONa，产生H2的速率为（）A．变快B．变慢C．不变D．先变快后变慢2、在含有酚酞的0.1 mol·L-1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色（）A．变蓝色B．变深C．变浅D．不变3、用水稀释0.1 mol·L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）A．[OH-]/[NH3·H2O]B．[NH3·H2O]/ [OH-]C．[H+]·[OH-]D．n(OH-)4、对某弱酸稀溶液加热时，下列叙述错误的是（）A．弱酸的电离平衡右移B．弱酸分子的浓度减小C．溶液的c(OH-)增大D．溶液的导电性增强5、取pH均等于2的盐酸和醋酸各100 mL分别稀释2倍后，再分别加入0.03 g 锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（）A．醋酸与锌反应放出氢气多B．盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多C．醋酸与锌反应在速率大D．盐酸和醋酸分别与锌反应的速率一样大4、在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答：（1）“O”点导电能力0的理由__________________。
（2）a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序为_________。
（3）中电离度最大的是________。
（4）若使c点溶液的[CH3COO-]增大，溶液的pH也增大，可采取的措施为①_____________；②_____________；③_______________。
第二课时盐类的水解课型：新授课授课日期：2010.12.01一、学习目标1、掌握盐的水解原理及规律2、掌握水解的表示方法，并能正确书写水解方程式。
二、重点·难点1、盐的水解规律2、水解方程式的书写【温故知新】1、写出醋酸的电离方程式并表示出电离常数，分析使醋酸电离平衡正向移动的因素有哪些？2、思考氯化钠溶液、碳酸钠溶液是否都显中性？碳酸钠为什么俗称纯碱？三、学习过程【活动探究】盐溶液都显中性吗？阅读课本p82观察实验现象并填写有关表格【想一想】这些盐既不能电离出H+也不能电离出OH-，但是有些不显中性，你知道为什么吗？例如：醋酸钠的显碱性的原因：【分析：】电离产生的______可以与水电离产生的____结合成_________，消耗溶液中的_____，使水的电离平衡向________的方向移动，最终导致溶液中____大于____，因而CH3COONa溶液显_____性。
【试一试：】现在你能否试着分析出上面表格中氯化铵、碳酸钠、硫酸铝不显中性的原因？【总结】盐类的水解原理：1、盐类的水解：在溶液中盐电离出来的______与水电离出来的____或_____结合生成__________的反应，叫做盐类的水解。
2、盐类的水解实质：在溶液中盐电离出来的弱酸_____离子或弱碱____离子与水电离出来的___或_____结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，____了水的电离度。
大多数盐的水解使得溶液中______浓度和______离子不相等，从而使溶液显示出不同程度的酸碱性。
【例题】分析下列盐溶液的酸碱性并归纳出溶液显酸碱性的一般规律【归纳】：盐类水解的规律有哪些？【试一试】1、将①H +②Cl -③Al 3+④K +⑤S 2-⑥OH -⑦NO 3-⑧NH 4+ 分别加入到H 2O中，能够促进水的电离的是： （ ） A ①③⑤⑧ B ③⑤⑧ C ①⑥ D ②④⑥⑧ 3、盐类水解的方程式:例如：氯化铵溶液水解方程式为： NH 4++H 2OH ++NH 3•H 2O盐类的水解反应可看做中和反应的逆反应：盐+水酸+碱【试一试】能否写出下列盐的水解方程式？CH 3COONa水解中和Na2CO3Al2(SO4)3【说明】：书写水解反应的离子方程式的注意问题：①通常用“”。
因为水解是中和反应的逆反应，是____________。
②通常不标___ _或__ ___。
因为水解是微弱的、无气体和沉淀生成。
③多元弱酸根阴离子_____水解，应______书写，不能合成一步。
④多元弱碱阳离子水解复杂，书写其水解反应的离子方程式时，可看成___步。
【试一试】：下列化学方程式中，属于水解反应的是：（）A：H2O+H2O H3O++OH-B：HCO3-+OH-H2O+CO32-C：CO2+H2O H2CO3D：CO3-+H2O HCO3-+OH-【学习反思】：本节课你有哪些收获？【跟踪训练】1、在盐类发生水解的过程中，正确的说法是（）A．盐的电离平衡被破坏B．水的电离过程逐渐增加C．溶液的PH值发生了较大改变D．发生了中和反应2、已知物质的量浓度相同的盐溶液：NaX、NaY、NaZ，它们的pH依次为：8、9、10，则这三种盐相对应的酸的酸性递减的顺序正确的是（）A．HX>HY>HZ B．HZ>HY>HXC．HY>HX>HZ D．HY>HZ>HX3、下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（）①HCl+H2O H3O++Cl-②ZnCl2+2H2O===Zn(OH)2+2HCl③Na2CO3+2H2O H2CO3+2NaOH④Al2(CO3)3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3A．①②B．③④C．①②④D．全部4、下列事实可证明氨水是弱碱的是（）A 氨水能跟氯化铁溶液反应生成氢氧化铁B 铵盐受热易分解C 0.1mol•L-1氨水可以使酚酞试液变红D 0.1mol•L-1氯化铵溶液的pH约为55、欲使0.1mol/L K2CO3溶液中[K+]==2[CO32-]，应采取的措施是（）A、加少量盐酸B、加适量KOHC、加适量水D、加适量NaOH6、下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（）A、S2-+2H 2O H2S+2OH-B、CH 3COO-+H2O CH3COOH+OH-C、CH 3COOH+H2O CH3COO-+H3O+D、CH 3COOH+OH-CH3COO-+H2O第二节弱电解质的电离盐类的水解第三课时一、学习目标1、掌握外界条件对盐的水解的影响、水解平衡的移动2、掌握常见的水解原理的应用。