第三节 盐类的水解1
高三化学盐类的水解1
黄山市田家炳实验学校
程培红
酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液 显什么性？
碳酸钠是盐，俗名叫纯碱，明明是盐为何要 叫“碱”？
一、探究盐溶液的酸碱性
某些盐溶液的酸碱性及盐的类型
盐溶液 酸碱性 盐类型 盐溶液 酸碱性 盐类型
NaCl 中性
强酸强碱 盐
Na2CO3 NaHCO3 碱性
①H2SO4 ② NH3· H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤ NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2
2、将10 mL0.2 mol/L氨水和10 mL0.1 mol/L盐酸混合 后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 AC ( )
A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+)
⒈盐类水解定义： 盐电离产生的离子与水电离产生的H＋或 OH－生成弱电解质— 弱碱或弱酸的反应叫 做盐类的水解。 ⒉盐类水解的本质： 盐的离子破坏了水的电离平衡，使溶液 中c(H+) ≠c(OH-)。 ⒊盐类水解的特点： 水解是微弱的、可逆的。存在着水解平 衡。
三、影响盐类水解的主要因素
⒈盐的组成： “越弱越水解” 盐类水解的实质是盐与水作用生成弱电解质（弱 酸或弱碱），生成弱电解质的倾向越大（生成的 弱电解质越难电离），对水电离平衡的影响越大， 也就是水解程度越大。 例：酸性：乙酸＞碳酸＞碳酸氢根离子 水解程度：乙酸钠＜碳酸氢钠＜碳酸钠 即pH : CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3
⒊NH4Cl溶液
c(Cl-)>c(NH4+)> c(H+)>c(OH-) 练习:已知等物质的量浓度醋酸与醋酸钠混合溶液 呈酸性，写出混合溶液中各离子浓度大小关系。 c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
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
盐类的水解ppt课件
越弱越水解
一、盐类的水解
弱酸阴离子
1、概念
或弱碱阳离子
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，叫做盐类的水解。
弱酸或 弱碱
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
c(H+)和 c(OH-)的 相对大小
c(H+) ＝
c(OH-)
c(H+) <
c(OH-)
c(H+) >
c(OH-)
c(H+) ＝
c(OH-)
c(H+) <
c(OH-)
c(H+) >
c(OH-)
谁强显谁性
同强显中性
任务二：探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、分析NH4Cl溶液呈ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ性的原因
HCO3– + OH–
第二步水解： HCO3– + H2O
H2CO3 + OH– 第二步水解程度很小
平衡时溶液中H2CO3 的浓度很小，不会放出CO2 气体
任务三：盐类水解的离子方程式
5、离子方程式
（3）多元弱碱阳离子 多元弱碱的阳离子水解较复杂，按一步水解处理。 多元强Fe酸Cl弱3水碱解盐的离子方程式：
NH4Cl = Cl- + NH4+
+
H2O
H+ + OH-
平衡向右移动
NH3· H2O
水的电离平衡正向移动，当达到平衡时溶液中c(H＋) ＞c(OH－)，溶液呈酸性。
盐类的水解+第1课时+参考教案
第三节盐类的水解第1课时盐类的水解◆教材分析盐类水解平衡涉及的知识面较宽、综合性较强，是继化学平衡，弱酸、弱碱平衡，水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，它们与将要学习的难溶电解质的溶解平衡构成了中学化学的完整的平衡体系，因此，本节的教学与前面的教学有着密切的联系，学生对前面所学知识的理解程度将直接影响本节的学习。
在后面的教材编排中，有很多地方也要用到盐类水解的相关知识，比如：明矾的净水原理以及氢氧化铁胶体的制备等。
所以本节教材具有很强的理论指导意义和实际意义，在教学中起着承前启后的作用，是理论教学中的重点和难点。
◆学情分析在此之前，学生已经学习了化学平衡移动原理，以及弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系，也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的本质。
在此基础上再来探究盐类的水解，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念进行具体应用。
同时，盐类水解的知识又与后续难溶电解质的溶解平衡紧密相连。
◆学习目标(1)理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
(2)了解盐溶液呈酸碱性的原因，理解盐类水解的概念和实质。
(3)掌握盐溶液呈酸碱性的一般规律，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。
◆教学重难点盐类水解的本质及规律。
◆教学过程一、导入新课【创设情境】生活中常用的盐类物质除NaCl外，还有C5H6NO4Na(谷氨酸钠，味精的主要成分)和Na2CO3、NaHCO3等。
NaCl和C5H6NO4Na主要用于食品调味，而Na2CO3和NaHCO3被视作“碱”，用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3，俗称纯碱。
明明是盐，为什么叫纯碱呢？【学生回答】因为Na2CO3和NaHCO3的水溶液呈碱性。
【复习提问】溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)有什么关系？【学生回答】酸性：c(H+)>c(OH-)；中性：c(H+)=c(OH-)；碱性：c(H+)<c(OH-)。
【过渡】为什么Na2CO3和NaHCO3的水溶液呈碱性呢？这是我们这节课要探讨的问题。
第三章 第三节 第一课时 盐类的水解
第三章第三节第一课时盐类的水解一：盐的水解及其规律1．概念在溶液中盐电离出来的离子跟__________________结合生成__________的反应。
2．实质盐电离出的“弱离子”与水电离的H+或者OH-结合生成弱电解质分子，使水的电离平衡正向移动.3．特点①可逆。
盐水解是反应的逆反应。
所有可逆反应最终都是平衡态，水解平衡也有等、动、定、变等特征。
②吸热。
中和放热，所以水解都。
③微弱。
中和反应程度大，所以一般盐水解反应程度都很小。
4.影响盐水解的因素什么样的盐能水解？什么样的盐水解程度大？(1)盐的性质①含有弱酸阴离子或者弱碱阳离子的盐才能水解。
都含有更能水解。
----有弱才水解②盐水解生成的弱电解质分子越难以电离，盐水解程度越大。
---越弱越水解比如：CO2－3可以水解生成HCO－3，HCO－3也可以水解生成H2CO3 分子。
HCO比H2CO3 分子更难电离，所以CO2－3比HCO－3更能水解，水解程度更大。
【思考】同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液相比，谁的pH较大？为什么？同浓度的Na2CO3和NaHCO3相比呢？pH相同的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液和NaClO溶液，浓度大小顺序是？③若是弱酸强碱盐，则水解后呈碱性。
弱碱强酸盐，则水解后呈酸性。
---谁强显谁性若是强酸强碱盐，不水解后显中性。
弱碱弱酸盐，显性具体定。
(2)外界条件对水解平衡的影响－－【思考】①0.1mol/L的Na2CO3 溶液的碱性比0.01mol/L的Na2CO3 溶液（强/弱）？②0.1mol/L的Na2CO3 溶液的pH假设等于12，0.01mol/L的Na2CO3 溶液的 pH １１.（> < ＝）.③配制氯化亚铁溶液一般加入少量铁粉和稀盐酸，试说明分别为什么？5．盐水解规律小结有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性。
难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
《第三节-盐类的水解——离子浓度大小比较》PPT课件-(1)
①溶液水呈解酸是碱微性弱的离弱子离子由于水解而损耗。
NH4+ + H2O
NH3·H2O + H+
Hale Waihona Puke 溶液中存在的微粒有：NH4+、Cl－ 、H+、OH－ 、 NH3·H2O
用同样的方法试？比各较微C粒H3的CO浓O度N大a溶小液关中系各如微何粒？的浓度大小关系
>> > >> > > > cc(N(Ca+l–)) cc((CNHH34C+)OO－c ()H+)c (Oc H(N－H) 3·Hc 2(OC)H3CcO(OOHH–)) c (H+ )
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【课堂练习】单一
1.在0.1mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是
A.c(Na+)=2c(CO32-)
(C )
B. c(OH-)=2c(H+)
C. c(HCO3-)>c(H2CO3) D. c(Na+)<c(CO32-)+c(HCO3-)
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【课堂练习】单一
2. 已知某温度下0.1mol/L的某弱酸盐NaHB溶液中 c(H+)>c(OH-),则下列有关说法或关系一定正确的是
【课堂练习】
1、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液C(填“>”、“<”或“=”)
①若溶液的pH=7，则该溶液中C(NH4＋) = C(Cl－)； ②若溶液的pH>7，则该溶液中C(NH4＋) > C(Cl－)； ③若C(NH4＋)< C(Cl－)，则溶液的pH < 7。 2、CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液， pH值为4.7，下列说法错误的是( ) B A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 C、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
高中化学选择性必修一第3章第3节 盐类的水解 基础知识讲义
第三节 盐类的水解一、盐类的水解（一）盐的分类1、按组成分：正盐：电离时生成的阳离子是金属离子（或铵根），阴离子为酸根离子的盐酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。
碱式盐：电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH 4+）的盐。
2、按溶解性：易溶盐（NaCl ）；微溶盐（CaSO 4）；难溶盐（BaCO 3）3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO 3）、强酸弱碱盐（NH 4Cl ）、强碱弱酸盐（NaF ）、弱酸弱碱盐（CH 3COONH 4）（二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解1、定义：在溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解2、实质：22()()H O H O OH c H c OH H -+-+⎧⎫−−−→⇒→→≠⎨⎬⎭⎩弱碱阳离子弱碱盐电离出来的离子破坏水的电离平衡促进水的电离弱酸阴离子弱酸→溶液呈酸性或碱性表示为：盐+H 2O酸+碱3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡（2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应4、规律：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性 注：（1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。
例如：水解程度：Na 2CO 3 >CH 3COONa ，因为酸性：H 2CO 3 <CH 3COOH（2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。
例如：0.1mol/L 的Na 2CO 3 >0.1mol/L 的NaHCO 3（3）弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。
HCO 3-、HPO 42-、HS - 以水解为主→显碱性HSO 3-、H 2PO 4- 以电离为主→显酸性5、盐类水解方程式的书写 （1）一般原则：①必须写“”②不写“↑”“↓” ③H 2CO 3、H 2SO 3等不拆开④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实（2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+Na2CO3溶液：CO32-+H2O HCO3-+ OH-（第一步水解）HCO3-+ H2O H2CO3+ OH-（第二步水解）FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+（3）双水解——阴阳离子都水解①非彻底型：用“”连接例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性）②彻底型：用“=”连接。
第三章 第三节 盐类的水解1
2013-12-11
24
双水解能进行到底的条件：
1. 弱酸弱碱盐(强酸弱碱盐+弱酸强碱盐溶液）
2. 生成的碱或酸的溶解度比其盐（或生成盐）的要小得多
常见的、典型的双水解反应：
HCO3CO32AlO2S2HSSO32HSO3Fe3+ HCO3CO32AlO2NH4+ Fe3+ Al3+ Cu2+ Mg2+
酸性
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（1）盐溶液中存在哪些粒子？（2）哪些粒子间可能结合？
P55思考与交流（填表） （3）对水的电离平衡有何影响？（4）盐溶液酸碱性？
强酸弱碱盐如NH4Cl溶液呈酸性
NH4Cl＝ NH4+＋Cl+ H2O OH- ＋ H+ NH3· 2O H NH4+ +H2O
(弱碱,弱电解质)
酸碱性 盐类型
NaCl
Na2CO3
NaHCO3
NH4Cl
Na2SO4
CH3COONa
(NH4)2SO4
中性
碱性
碱性
酸性
中性
强酸强 碱盐
碱性
强碱弱 酸盐
酸性
强酸弱 碱盐
强酸强 强碱弱 碱盐 酸盐
强碱弱 强酸弱 酸盐 碱盐
思考：盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有什么关系？ · 强碱弱酸所生成的盐的水溶液呈 碱性 。
Al3+
AlO2-
NH4+
AlO2SiO32-
2013-12-11
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练习：判断下列盐类是否能够水解，酸碱性如何？ NaCl K2SO4
强酸强碱盐不水解，显中性
强碱弱酸盐水解，显碱性
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对三类不同盐溶液中存在的各种粒子进行比较、分析、 从中找出不同类型盐溶液呈现不同酸碱性的原因
c(H+) 和 c(OH-) 相对大小
溶液中的 粒子
有无弱 电解质
生成
NaCl 溶液
c(H+) =c(OH-)
NH4Cl 溶液
合溶液呈酸性，写出混合溶液中各离子浓度 大小关系。
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
2.已知一定量的醋酸溶液与氢氧化钠溶液混 合溶液呈中性，写出混合溶液中各离子浓度 的关系。
c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
3、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _
即pH : CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3
⒉外因——
（1）盐的浓度： 增大盐的浓度可使平衡向水解方向移动，溶液
的酸性（或碱性）增大，盐的水解程度减小； 盐溶液中加水稀释，也可使平衡向水解方向移动， 但溶液酸性（或碱性）减小，盐的水解程度增大。 例：碳酸钠溶液加水稀释，水解程度增大，溶液 的碱性减小（pH变小）。
⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①
①H2SO4 ② NH3·H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤ NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2
4、相同浓度的下列溶液中，c(NH4+)由大到小 的顺序是 _________________ ① (NH4)2CO3 ② NH4HCO3 ③NH4Cl ④ NH4HSO4 ⑤ CH3COONH4 ⑥ (NH4)2SO4 ⑦ (NH4)2SO3 ⑧ NH4HSO3
c(H+) >c(OH-)
CH3COONa c(H+)
溶液
<c(OH-)
Na＋ Cl- H+ OH- H2O
无
NH4＋ Cl- H+ OH- H2O
有
NH3·H2O
NH3·H2O
Na＋ CH3COOOH - H+ H2O
有
CH3COOH
CH3COOH
相关化学 方程式
无
见后
见后
NH4Cl H2O
NH4Cl + H2O NH4+ +H2O
CH3COOH
CH3COONa + H2O
CH3COOH + NaOH
本质是弱酸阴 离子与水电离 出的H＋作用生 成弱电解质。
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
NaCl
Na+ + Cl-
H2O
H+ + OH-
强酸强碱盐电离出的阴、阳离子都不
能与水电离出的H+ 或 OH-生成弱电
离子对它的影响
［例］在相同物质的量浓度的①NH4Cl ②CH3COONH4
③NH4HSO4 溶液中, c (NH4+)由大到小的顺序
是 ③>①>②。
同性相抑制
记住以下水解规律：
谁强显谁性，两强显中性。 有弱才水解，无弱不水解。 越弱越水解，越稀越水解。 同性相抑制，相反双水解。
练习: 1.已知等物质的量浓度的醋酸与醋酸钠混
解质，也就是说强酸强碱盐不跟水反
应（即不水解），溶液中
c(H+)=c(OH-），显中性。
“有弱就水解，无弱不水解”
⒈盐类水解定义： 盐电离产生的离子与水电离产生的H＋或
OH－生成弱电解质— 弱碱或弱酸的反应叫 做盐类的水解。
⒉盐类水解的本质：
盐的离子破坏了水的电离平衡，使溶液 中c(H+) ≠c(OH-)。
盐
盐
盐
盐
盐溶液
Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 FeCl3
酸碱性
中性
碱性
酸性
酸性
盐类型
强酸强碱 强碱弱酸 强酸弱碱 强酸弱碱
盐
盐
盐
盐
盐溶液酸碱性与盐类型的关系
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
溶液的酸碱性 中 性
酸性 碱性
⒈盐溶液不都显中性，有的显酸性，有的显碱性
TiCl4 +(x+2)H2O (过量）
TiO2·xH2O↓ + 4HCl
⒍泡沫灭火器工作原理
泡沫灭火器中的反应物分别是硫酸铝溶液和碳酸 氢钠溶液，它们是如何产生二氧化碳的？
Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+
HCO3- + H2O
H2CO3 + OH-
混合时， H+ + OH-
第三节 盐类的水解
酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液 显什么性？
碳酸钠是盐，俗名叫纯碱，明明是盐为何要 叫“碱”？
一、探究盐溶液的酸碱性
某些盐溶液的酸碱性及盐的类型
盐溶液 酸碱性
NaCl 中性
Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl
强碱弱酸 强碱弱酸 强酸弱碱
高了c(OH-)，增强了去污力。
⒊铝盐、铁盐作净水剂
许多盐在水解时，可生成难溶于水的氢 氧化物，当生成的氢氧化物呈胶状且无毒 时，可用作净水剂。如明矾，硫酸铁等。
⒋制取纳米材料
若盐的浓度较低时，也可以利用水解反应来获 得纳米材料。
⒌制取某些无机化合物
当水解程度很大时，可用来制取某些物质：
Fe(OH)3 +3H+
因生成难溶的Fe(OH)3而得不到澄清溶液， 可加入少量盐酸以防止浑浊。
配制FeCl3、SnCl2等溶液时，先用少量浓 盐酸溶解 ，再加水稀释到所需的浓度。
⒉热的碳酸钠溶液去油污
CO32- + H2O
HCO3- + OH-
升温可使水解平衡向正反应方向移动，提
H2O
两个平衡相互促进， Al(OH)3形成沉淀， H2CO3 分解为CO2，总反应为：
Al3+ + 3HCO3-
Al(OH)3 ↓+3CO2↑
相反双水解
五、盐溶液中离子浓度间关系
“三个守恒”：以Na2CO3溶液为例。 ⒈电荷守恒：因溶液是电中性的，所以溶液
中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带负 电荷总数相等。
六、溶液中离子浓度大小比较
注意几点：
（１）多元弱酸分步电离，以第一步电离为主 ［例］H2S溶液中 C(H+)>C(HS-)>C(S2-)>C(OH-)
（2）多元弱酸的酸根分步水解，以第一步水解为主
［例］Na2S溶液中
C(Na+)> C(S2-)> C(OH-) > C(HS-) >C(H+)
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它
4、将10 mL0.2 mol/L氨水和10 mL0.1 mol/L盐酸混合 后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 (AC )
A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+) B. c (Cl-)> c(NH4+)> c (H+) > c (OH-) C. c(NH4+) > c (Cl--)> c (OH-)> c (H+) D. c (Cl-)> c (H+) > c (NH4+) > c (OH-)
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
⒉物料守恒：关键元素的原子数目之比守恒。
c(Na+)=2[c(CO32-)+ c(HCO3-)+c(H2CO3)]
⒊水的电离守恒：
c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)
练习：写出醋酸钠溶液中的三个守恒关系。
⒉盐溶液的酸碱性与盐的类型有关：“谁强显谁 性”，“两强显中性”。
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
盐在水中完全电离为离子，但不产生H＋和 OH－，不能使溶液显酸碱性；
纯水会微弱电离产生H+ 和OH-，但c(H+) ＝c(OH-) ，显中性；
盐溶液显酸（碱）性，说明溶液中c(H+) ≠c(OH-)；
⒊盐类水解的特点：
水解是微弱的、可逆的。存在着水解平 衡。
三、影响盐类水解的主要因素
⒈内因——盐的组成 “越弱越水解”
盐类水解的实质是盐与水作用生成弱电解质（弱 酸或弱碱），生成弱电解质的倾向越大（生成的 弱电解质越难电离），对水电离平衡的影响越大， 也就是水解程度越大。 例：酸性：乙酸＞碳酸＞碳酸氢根离子 水解程度：乙酸钠＜碳酸氢钠＜碳酸钠
越稀越水解
（2）溶液的酸碱性：
溶液的酸碱性可以抑制或促进盐的水解。
例： CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
加酸：H+与OH-反应生成水，降低了生成物浓度， 平衡向水解方向移动。即促进了CH3COONa的水 解。
加碱：增加了OH-浓度，使平衡向逆反应方向移动， 即抑制了CH3COONa的水解。
（3）温度： 盐类水解的逆反应是中和反应，则盐类的 水解反应是 吸 热反应。“越热越水解”
升温，水解平衡向 正 反应方向移动。 问题：蒸干并灼烧ACl3溶液，最后得到什 么物质？ （Al2O3)