2017高考化学一轮复习专题十一盐类水解和沉淀溶解平衡考点一盐类水解教学案
高三化学一轮复习盐类的水解、沉淀溶解平衡学案
第三单元 盐类的水解学案【复习目标】 1.认识盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素 3.认识盐类水解在生产、生活中的应用。
一、盐类水解的原理 1.盐类的水解2.盐类的水解规律3.盐类水解离子方程式的书写(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。
如Na 2CO 3水解的离子方程式为CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －。
用“”连接(2)多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。
如FeCl 3水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。
不能划“↓”符号(3)阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
如Na 2S 溶液与AlCl 3溶液混合水解的离子方程式为2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O===2Al(OH)3↓＋3H 2S↑。
❶Al 3＋与CO 2－3、HCO －3、S 2－、HSO －3、AlO －2或Fe 3＋与CO 2－3、HCO －3、AlO －2发生相互促进的水解反应，水解程度较大，进行完全，书写时要用“===”“↑”“↓”。
❷NH ＋4与CH 3COO －、HCO －3、CO 2－3等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但水解程度仍然较弱，不能反应完全，在书写水解方程式时用“”。
【诊断1】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)盐类水解的过程就是盐和水发生反应的过程( ) (2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( )(3)常温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液与pH ＝4的NH 4Cl 溶液，水的电离程度相同( ) (4)Na 2S 水解的离子方程式为S 2－＋2H 2O H 2S ＋2OH －( )二、影响盐类水解的主要因素和应用 1.影响盐类水解的主要因素(1)内因：形成盐的酸或碱越 ，其盐就越 水解。
(2)外因⎩⎪⎨⎪⎧溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大温度：温度越高，水解程度越大外加酸碱⎩⎨⎧酸：弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸根离子的水解程度减小， 弱碱阳离子的水解程度增大2.盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性 FeCl 3溶液显酸性，原因是 判断酸性强弱等物质的量浓度的NaX 、NaY 、NaZ 三种盐溶液的pH 分别为8、9、10，则酸性： 配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO 4溶液时，加入少量 ，防止Cu 2＋水解；配制FeCl 3溶液，加入少量 ；贮存Na 2CO 3溶液、Na 2SiO 3溶液不能用 胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：泡沫灭火器原理成分为NaHCO 3与Al 2(SO 4)3，发生反应为净水原理明矾可作净水剂，原理为化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用主要成分是K2CO3除锈原理NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂制备无机物TiO2制备：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·x H2O↓＋4HCl【诊断2】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
高三化学一轮复习盐类的水解、沉淀溶解平衡学案
第三单元 盐类的水解学案【复习目标】 1.认识盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素 3.认识盐类水解在生产、生活中的应用。
一、盐类水解的原理 1.盐类的水解2.盐类的水解规律3.盐类水解离子方程式的书写(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。
如Na 2CO 3水解的离子方程式为CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －。
用“”连接(2)多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。
如FeCl 3水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。
不能划“↓”符号(3)阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
如Na 2S 溶液与AlCl 3溶液混合水解的离子方程式为2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O===2Al(OH)3↓＋3H 2S↑。
❶Al 3＋与CO 2－3、HCO －3、S 2－、HSO －3、AlO －2或Fe 3＋与CO 2－3、HCO －3、AlO －2发生相互促进的水解反应，水解程度较大，进行完全，书写时要用“===”“↑”“↓”。
❷NH ＋4与CH 3COO －、HCO －3、CO 2－3等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但水解程度仍然较弱，不能反应完全，在书写水解方程式时用“”。
【诊断1】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)盐类水解的过程就是盐和水发生反应的过程( ) (2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( )(3)常温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液与pH ＝4的NH 4Cl 溶液，水的电离程度相同( ) (4)Na 2S 水解的离子方程式为S 2－＋2H 2O H 2S ＋2OH －( )二、影响盐类水解的主要因素和应用 1.影响盐类水解的主要因素(1)内因：形成盐的酸或碱越 ，其盐就越 水解。
(2)外因⎩⎪⎨⎪⎧溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大温度：温度越高，水解程度越大外加酸碱⎩⎨⎧酸：弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸根离子的水解程度减小， 弱碱阳离子的水解程度增大2.盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性 FeCl 3溶液显酸性，原因是 判断酸性强弱等物质的量浓度的NaX 、NaY 、NaZ 三种盐溶液的pH 分别为8、9、10，则酸性： 配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO 4溶液时，加入少量 ，防止Cu 2＋水解；配制FeCl 3溶液，加入少量 ；贮存Na 2CO 3溶液、Na 2SiO 3溶液不能用 胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：泡沫灭火器原理成分为NaHCO 3与Al 2(SO 4)3，发生反应为净水原理明矾可作净水剂，原理为化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用主要成分是K2CO3除锈原理NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂制备无机物TiO2制备：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·x H2O↓＋4HCl【诊断2】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
高考化学一轮总复习专题十盐类的水解和沉淀溶解平衡课件
A.a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA) B.a、b两点所示溶液中水的电离(diànlí)程度相同 C.pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA) D.b点所示溶液中c(A－)>c(HA)
第十四页，共40页。
解析 A项，a点NaOH与HA恰好完全反应，溶液(róngyè)的pH为
第十九页，共40页。
1.下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A.将Ca(ClO)2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干均得不到原溶质 B.保存氯化亚铁溶液时，在溶液中放少量铁粉，以防止Fe2＋水解 C.室温下，向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加入少量水溶液显碱性 (jiǎn xìnɡ)的物质，CH3COOH的电离程度一定增大 D.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相 同
CH3COONa，其水溶液显碱性，CH3COOH 溶液中加入少量 CH3COONa，CH3COO－浓度增大，会抑制 CH3COOH 的电离，
CH3COOH 的电离程度减小，C 项错误；CH3COONH4 是能发 生双水解的盐，CH3COO－、NH＋ 4 的水解均会促进水的电离，溶 液中水的电离程度较大，但溶液中的 H＋浓度与 OH－浓度相等，
第十八页，共40页。
误区六 误认为稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其 溶液酸性(或碱性)也越强。其实，溶液中离子浓度小是主要因 素，溶液的酸性(或碱性)越弱。
误区七 误认为水解相互促进的离子在水溶液中不能大量共存。 Al3＋与 HCO3－、CO23－、AlO－ 2 、SiO23－、HS－、S2－、ClO－； Fe3＋与 HCO3－、CO23－、AlO－ 2 、SiO23－、ClO－水解相互促进趋 于完全，不能大量共存，但 NH4＋与 CH3COO－、HCO－ 3 虽水解 相互促进，但水解不彻底，仍能大量共存。
(新课标Ⅰ)高考化学一轮复习专题十盐类的水解和沉淀溶解平衡课件
c(X2 ) c(HX )
与pH的关系,曲线N表示lg
c(HX c(H2 X
) )
与pH的关系,B
项正确;己二酸的二级电离平衡常数的表达式为 Ka
2
=
c(H ) c(X2 c(HX )
)
,则lg
c(X2 ) c(HX )
=lg
Ka2 c(H
)
,
c(X2 )
c(HX )
=1即lg
c(X2 ) c(HX )
=0时,pH≈5.37, K
a
2
=1×10-5.37,
A项正确;根据图像取点(0.6,5.0),
c(HX c(H2 X
) )
=
100.6,c(H+)=10-5.0
mol·L-1,代入 Ka1
=c(HX ) c(H
c(H2 X )
)
=100.6×10-5.0=10-4.4,所以HX-的水解常数为
1014
104.4
=10-9.6< Ka
2
=10-5.37,则NaHX溶液显酸性,即c(H+)>c(OH-),C项正确;溶液呈中性时,c(OH-)=c(Fra bibliotek+),
lg
c(X2 ) c(HX )
>0,即c(X2-)>c(HX-),D项错误。
答题规范 该类题应从以下三点突破:①明确横、纵坐标的意义;②明确曲线的走势及意义; ③结合数学知识,寻找特殊点(特殊值),进行相关计算,判断正误。
)
= 1 减小,故错误;C项,根据电
K
荷守恒得c(N H4
)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),溶液呈中性时c(H+)=c(OH-),则c(N H4
难溶电解质的沉淀溶解平衡(教学设计)-2017届高三化学一轮复习
第八章水溶液中的离子平衡〖课题〗第六课时难溶电解质的沉淀溶解平衡〖复习目标〗（1）了解沉淀溶解平衡的含义、本质及影响因素。
（2 ）掌握沉淀的溶解和转化条件及应用。
（3）了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。
〖教学重点〗沉淀溶解平衡的含义及影响因素，溶度积的含义、表达式以及相关计算〖教学难点〗溶度积的相关计算〖教学过程〗【知识精讲】1、沉淀溶解平衡（1）难溶电解质的溶解平衡①沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液，沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。
例如：BaS04（s）■ ~2 Ba2+（aq） +SO42（aq）②溶解平衡的建立v溶解＞ v沉淀,固体溶解v溶解=v沉淀，溶解平衡v溶解＜ v沉淀，析岀晶体③溶解平衡的特点达列平衡时，固体质崑、离子浓度不变囱一外艸条件改变*落解平衡将发生移动(2) 影响沉淀溶解平衡的因素①内因难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
②外因以氯化银饱和溶液中，尚有氯化银固体存在，分别向溶液中加入下列物质时，发生的变化+ -AgCI (s) Ag (aq) + Cl (aq) A H >0外界条件移动方向平衡后c(Ag 十)平衡后c(C「)K sp升高温度正向增大增大增大加水稀释正向不变不变不变加入少量AgNO 3逆向增大减小不变通入HCl逆向减小增大不变通入H2S正向减小增大不变2、溶度积(1)定义在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，离子浓度幕的乘积。
(2)表达式：对于沉淀溶解平衡：M m N n(s)' mM n (aq) + nN m (aq)，K sp= c m(M n ) c n(N m )(3)意义：反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
(4)影响因素：在一定的温度下，它是一个常数，只受温度影响，不受溶液中物质浓度的影响。
(5)溶度积规则①离子积(Q c):难溶电解质溶液中离子浓度幕的乘积，如Mg(OH) 2溶液中Q c = c(Mg2+)『(OH「)。
高考化学一轮复习专题十一盐类水解和沉淀溶解平衡考点二沉淀溶解平衡教学案
考点二 沉淀溶解平衡1 沉淀溶解平衡 (1)含义在一定温度下，当难溶电解质的饱和溶液中，固体溶解的速率与溶液中离子生成沉淀的速率相等时，即达到沉淀的溶解平衡状态。
(2)建立过程固体溶质 溶解沉淀溶液中的离子⎩⎪⎨⎪⎧v 溶解>v 沉淀，固体溶解v 溶解＝v 沉淀，溶解平衡v 溶解<v 沉淀，析出沉淀(3)特点(4)表示方法(方程式)AgCl在水溶液中的电离方程式为AgCl===Ag＋＋Cl－。
AgCl的溶解平衡方程式为AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
(5)影响因素①内因难溶电解质本身的性质。
溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。
对同类型的电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。
②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp不变。
b．温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。
c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。
如AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0：以A m B n (s) m A n ＋(aq)＋n B m －(aq)为例：学霸巧学卡(1)难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO 4、AgCl 等都是强电解质。
(2)K sp 只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。
(3)只有组成相似的物质(如AgCl 与AgI 、CaCO 3与BaCO 3)，才能用K sp 的相对大小来判断物质溶解度的相对大小。
(4)K sp 小的难溶电解质也能向K sp 大的难溶电解质转化，需看溶液中生成沉淀的离子浓度的大小。
(5)用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。
高考化学一轮复习专题十一盐类水解和沉淀溶解平衡考点二沉淀溶解平衡教学案
eq \a\vs4\al(考点二沉淀溶解平衡)1 沉淀溶解平衡(1)含义在一定温度下，当难溶电解质饱与溶液中，固体溶解速率与溶液中离子生成沉淀速率相等时，即到达沉淀溶解平衡状态。
(2)建立过程固体溶质溶解沉淀溶液中离子⎩⎪⎨⎪⎧v溶解>v沉淀，固体溶解v溶解＝v沉淀，溶解平衡v溶解<v沉淀，析出沉淀(3)特点(4)表示方法(方程式)AgCl在水溶液中电离方程式为AgCl===Ag＋＋Cl－。
AgCl溶解平衡方程式为AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
(5)影响因素①内因难溶电解质本身性质。
溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中溶解能力。
对同类型电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质溶解度也越小。
②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，但K sp不变。
b．温度：多数难溶电解质溶解过程是吸热，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，同时K sp变大。
c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，参加一样离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，参加可与体系中某些离子反响生成更难溶或气体离子，使平衡向溶解方向移动，K sp不变。
如AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0：外界条件变化移动方向c(Ag＋)变化c(Cl－)变化原因分析升高温度正向增大增大AgCl溶解度随温度升高而增大降低温度逆向减小减小参加NaCl固体逆向减小增大增大了Cl－浓度参加AgNO3固体逆向增大减小增大了Ag＋浓度参加NaBr固体正向减小增大一样温度时，AgBr溶解度比AgCl溶解度小参加NaI 固体正向减小增大一样温度时，AgI溶解度比AgCl溶解度小参加Na2S固体正向减小增大一样温度时，Ag2S溶解度比AgCl溶解度小通入NH3正向减小增大[Ag(NH3)2]＋稳定性强2 溶度积与离子积以A m B n(s)m A n＋(aq)＋n B m－(aq)为例：溶度积离子积概念沉淀溶解平衡常数溶液中有关离子浓度幂乘积符号K sp Q c表达式K sp(A m B n)＝c m(A n＋)·c n(B m－)，式中浓度都是Q c(A m B n)＝c m(A n＋)·c n(B m－)，式中浓度是任意浓度平衡浓度应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解①Q c>K sp：溶液过饱与，有沉淀析出②Q c＝K sp：溶液饱与，处于平衡状态③Q c<K sp：溶液未饱与，沉淀溶解学霸巧学卡对沉淀溶解平衡深度解读(1)难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO4、AgCl等都是强电解质。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡 考纲展示 命题探究
考点一 盐类水解 1 概念 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 实质
盐电离―→弱酸的阴离子→结合H＋弱碱的阳离子→结合OH－―→ 破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→
cH＋≠cOH－―→溶液呈碱性或酸性
cH＋＝cOH－―→溶液呈中性
3 特点
4 表示方法(水解的离子方程式) (1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。 如Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。如Na2CO3水解反应的离子方程式为CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－、HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl3溶液中，Fe3＋水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 (4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO－3
===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
5 影响因素 (1)内因(本质) 弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO－3――→决定相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。 (2)外因 如CH3COONa水解的离子方程式是CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，当改变下列条件时，对CH3COONa水解平衡的影响如下表： 改变条件 移动方向 c(OH－) pH 水解程度 升温 右移 增大 增大 增大 加NaOH 左移 增大 增大 减小 加水 右移 减小 减小 增大 加少量FeCl3固体 右移 减小 减小 增大 加Na2CO3 左移 增大 增大 减小 学霸巧学卡 对“盐类水解”的深度剖析 (1)盐类发生水解后，其水溶液往往显酸性或碱性。但也有特殊情况，如弱酸弱碱盐CH3COONH4水解后，其水溶液近似于中性。 (2)有些盐溶液虽然显酸性，但不一定发生水解。如NaHSO4溶液显酸性，是由于NaHSO4
发生电离产生H＋，即NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。因此判断一种盐是否发生水解，要分析其在
水中发生变化的本质。 (3)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但是双水解不能趋于完全，所以NH＋4和CO2－3、NH＋4和HCO－3在溶液中仍可大量共存。
1.思维辨析 (1)能水解的正盐均能促进水的电离平衡向右移动，其水溶液都呈酸性或碱性。( ) (2)NaHS溶液的水解方程式：HS－＋H2OS2－＋H3O＋。( ) (3)相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大(已知KHCNHClO)。( )
(4)在水溶液中AlO－2与HCO－3不能大量共存是因为两者能互相促进水解。( ) (5)金属焊接用NH4Cl溶液除锈。( ) (6)盛放Na2SiO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞。( ) 答案 (1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√ (6)√ 2．有四种物质的量浓度相等且都由一价阳离子A＋和B＋及一价阴离子X－和Y－组成的盐溶液。据测定常温下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7，由此判断不水解的盐是( ) A．BX B．AX C．AY D．BY 答案 B 解析 AY溶液的pH>7，说明AY为强碱弱酸盐；BX溶液的pH<7，说明BX为强酸弱碱盐；则AX为强酸强碱盐，不能发生水解，B对。
[考法综述] 盐类水解是高考的热点，也是教学中的重点和难点。盐类水解涉及面较广，离子浓度关系的判断是考查的热点，同时注重溶液中各种守恒关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性，题型以选择题为主，难度中等。 命题法1 盐类水解规律的应用 典例1 相同温度、相同浓度下的六种溶液，其pH由小到大的顺序如图所示，图中①②③代表的物质可能分别为( )
A．NH4Cl (NH4)2SO4 CH3COONa B．(NH4)2SO4 NH4Cl CH3COONa C．(NH4)2SO4 NH4Cl NaOH D．CH3COOH NH4Cl (NH4)2SO4 [解析] (NH4)2SO4比NH4Cl溶液中的铵根离子浓度大，水解生成的氢离子浓度大，醋酸钠水解显碱性，且其碱性比Na2CO3要弱。 [答案] B 【解题法】 盐类水解的规律 (1)“有弱就水解，无弱不水解”。 用于判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。 (2)“谁强显谁性，同强显中性”。 ①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性。如CH3COONa水解的离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；多元弱酸的酸根离子分步水解，如Na2CO3水解的离子方程式为CO2－3
＋H2OHCO－3＋OH－、HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。
②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性。如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为NH＋4＋H2OH＋＋NH3·H2O、Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 ③NaCl等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。 (3)“谁弱谁水解，都弱都水解”。 即“单水解”和“双水解”，用于书写水解离子方程式。 (4)“越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。 (5)弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当Ka如NH4HCO3。 (6)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 (7)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如 NaHCO3溶液中：HCO－3H＋＋CO2－3(次要)，HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。 ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如 NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 (8)比较盐类水解程度的相对大小。 ①盐对应的弱酸(或弱碱)越弱，水解程度越大。 ②同种弱酸(或弱碱)的盐溶液浓度越小，水解程度越大。 ③相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO2－3>HCO－3。 ④相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH＋4的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 ⑤温度越高，盐的水解程度越大。 命题法2 盐类水解在工农业生产和实验中的应用 典例2 下面提到的问题中，与盐的水解有关的是( ) ①明矾和FeCl3可作净水剂 ②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸 ③实验室配制AlCl3溶液时，应先把它溶在盐酸中，而后加水稀释 ④NH4Cl与ZnCl2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Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 ⑦在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金属镁会产生氢气 ⑧长期使用硫酸铵，土壤酸性增强；草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ⑨比较NH4Cl和Na2S等溶液中离子浓度的大小或某些盐溶液的酸碱性 A．①④⑦ B．②⑤⑧ C．③⑥⑨ D．全部 [解析] ①Al3＋和Fe3＋水解产生Al(OH)3胶体和Fe(OH)3胶体，吸附水中的悬浮杂质。②加盐酸可抑制FeCl3水解。③AlCl3溶解在盐酸中可抑制Al3＋的水解。④NH＋4和Zn2＋水解产生的H＋与锈反应。⑤Na2CO3、Na2SiO3溶液水解显碱性，可腐蚀玻璃。⑥Al3＋与HCO－3发生相互促进水解反应，产生大量泡沫。⑦NH＋4和Al3＋水解产生H＋与Mg反应。⑧NH＋4水解显酸性，草木灰水解显碱性，二者相互促进会使NH3逸出，降低肥效。⑨比较溶液中离子浓度大小或盐溶液的酸碱性，都要考虑盐溶液是否水解。 [答案] D 【解题法】 盐类水解应用总结 应用 举例或原理解释
判断溶液的酸碱性 NH4Cl溶液显酸性，原因是NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋，与Mg反应可生成H2
比较溶液中离子浓度的大小 如Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)
判断弱电解质的相对强弱 如物质的量浓度相同的三种盐溶液NaX、NaY、NaZ的pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ
证明某些电解质是弱酸或弱碱 如Na2CO3溶液能使酚酞试液变红，证明该溶液显碱性，证明H2CO3
是弱酸
净水剂原理 明矾用于净水，原理是Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，原理是Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 纯碱溶液去油污 用热碱水洗油污的原理CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－ 胶体的制备 将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，制备Fe(OH)3胶体，原理是Fe3＋