盐类的水解1
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。
(三)盐类的水解
知识点一盐类的水解1、实质：盐电离出的弱酸阴离子与水电离的氢离子结合，形成难电离的弱酸；电离出的弱碱阳离子与水电离的氢氧根离子结合，形成难电离的弱碱。
破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大，氢离子浓度不再等于氢氧根离子浓度，从而溶液呈碱性或酸性。
2、特点：水解过程是酸碱中和的逆反应，所以水解过程吸热。
一般水解程度很小。
3、条件：难溶不水解：发生水解的盐必须易溶于水。
有弱才水解：发生水解的盐必须含有弱酸或弱碱离子。
4、结果：谁强显谁性，同强显中性。
强酸强碱盐：NaCl：溶液显中性强酸弱碱盐：NH4Cl：溶液显酸性强碱弱酸盐：CH3COONa：溶液显碱性弱酸弱碱盐：CH3COONH4：溶液显中性，（NH4）2CO3：溶液显碱性。
酸式盐：NaHSO3，NaH2PO4：溶液显酸性；NaHCO3，Na2HPO4：溶液显碱性5、影响因素：越弱越水解，越热越水解，越稀越水解本质：盐对应的酸或碱越弱，水解程度越大。
酸性强弱顺序：H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>苯酚>HCO3->Al（OH）3>H2SiO3温度：温度越高，水解程度越大浓度：盐溶液越稀，水解程度越大外加物质：符合平衡移动原理。
知识点二盐类水解方程式的书写1、水解的分类：单水解：只有一种离子发生水解，水解程度较小。
双水解：阴阳离子都发生水解，相互促进水解，水解程度增大。
一般的双水解虽然相互促进，但仍进行不彻底，故认为在溶液中主要以离子形式存在，判断共存时可以认为共存，如CH3COONH4，（NH4）2CO3等。
若水解离子程度很大，甚至生成沉淀或生成气体时，产物浓度不断减小，水解平衡不断右移，几乎进行彻底，这些离子在溶液中不能大量共存。
常见的因双水解而不能共存的离子组有：三价铁离子和：碳酸氢根，碳酸根铝离子和：碳酸氢根，碳酸根，亚硫酸氢根，亚硫酸根，硫氢根离子，硫离子铵根离子和：硅酸根离子2、书写形式：但水解和弱双水解用不等号连接，产物不标沉淀和气体符号。
盐类的水解(1)bjy1
-、HCO -、CO 2-、S2-、 2 3 3 2、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的 ， 第一步 、 多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的， HS-、ClO-多元弱酸的酸式氢根离子， 多元弱酸的酸式氢根离子， 水解程度比第二步水解程度大得多（与电离类似） 水解程度比第二步水解程度大得多 （ 与电离类似 ） ， Fe3+与AlO2-、HCO3-、CO32水解和电离程度的比较—— 水解和电离程度的比较 （ 相同物质的量浓度的正盐比对应酸式盐的水解程度 NH4，故Na-、-HSO3-电离强于水解，强。） ； H 电离强于水解，显酸性； 大得多， 2PO4232 溶液碱性比NaHCO3 显酸性 大得多 +与SiOCO3溶液碱性比 -、 HPO 2-、HS-水解强于电离，显碱性； HCO3 水解强于电离，显碱性； 4 3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂 ， 通常写成 、 多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂， 此时溶液阳离子为强碱阳离子） （注：此时溶液阳离子为强碱阳离子） 一步完成。 与多元弱碱的电离类似） 一步完成。（与多元弱碱的电离类似）
四. 课堂练习
1.关于盐的水溶液酸碱性的判断中，正确的 关于盐的水溶液酸碱性的判断中， 关于盐的水溶液酸碱性的判断中 是（ D ） A.肯定是中性 肯定是中性 C.肯定是碱性 C.肯定是碱性 B.肯定是酸性 肯定是酸性 D.可能是中性 D.可能是中性
一化学盐类的水解
（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：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。
NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。
所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO-是弱酸根离子，会水解。
消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。
使得水中OH-多出。
所以，CH3COONa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：Na2CO3和Na2SO3CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。
所以，Na2CO3的碱性比NaSO3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OH-；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：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，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OH-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)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3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CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。
盐类的水解
AlO2-
Fe3+
SiO32CO32-
HCO3-
AlO2-
NH4+
SiO32-
1、写出下列物质水解的离子方程式：
①FeCl3 ②Na2CO3 ③ NH4Cl ④ Al（HCO3）3
①Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+
②CO32- + H2O HCO3- +H2O
HCO3- + OHH2CO3 + OH-
草木灰不宜与铵态氮肥混合施用
草木灰的主要成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O
HCO3-＋H2O
HCO3- +OH-
H2CO3 +OH-
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性。
NH4+＋H2O
NH3·H2O+ H+
有Na2CO3、Na2SO4、Na2S、NaOH四 种无色溶液，只用一种试剂就能把 四种无色溶液区别开，这种试剂可 能是（ C） A．HCl B．BaCl2 C．AlCl3 D．酚酞
双水解：
两种水解情况相反的盐溶液混合时会互相
促进，使双方水解程度都增大
NH4++HCO3-+H2O NH3·H2O +H2CO3
2Al3++3S2-+6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
AlO2SiO32-
CO32-
Al3+ SO32-
S2HSHCO3HSO3-
常见的、典型的双水解反应：
盐类的水解
一、盐类的水解：
1．盐类水解的本质
盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－生成
3-3盐类的水解 (1)
第一步水解程度远大于第二步水解程度. 如:Na3PO4的水解
PO43- + H2O HPO42- + H2O
H2PO4- + H2O
HPO42- + OH- (第一步水解) H2PO4- + OH- (第二步水解)
H3PO4 + OH- (第三步水解)
(6)多元弱碱的阳离子水解可认为一步完成。 如：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+
【思考】1.酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么， 盐溶解于水后，所形成的水溶液是否呈中性？
2.Na2CO3俗称“纯碱”，但它明明属于盐类， 为什么叫它“纯碱”？分别往Na2CO3和NaHCO3 的溶液中滴加入酚酞，可观察到什么现象？
到底是酸 性还是碱 性呢？
Na2CO3溶液
NaHCO3溶液
【思考】3.常见的盐有NaCl、Na2CO3、 NaHCO3等，用什么方法可以测得它们 水溶液的酸碱性？
3、水解的实质：盐溶于水,电离产生的弱碱阳离子或弱酸阴离子 和水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)，破坏了 水的电离平衡，促使其向右移动，使得溶液中c(H+) ≠c(OH-)，从 而导致溶液呈酸性或碱性。 4、水解的特点： （1）可逆：酸+碱
中和 水解
盐 +水
（2）中和反应是放热反应，故盐的水解反应是吸热反应。
〖知识回顾〗：根据形成盐的酸碱的强弱来分， 盐可以分成哪几类？
酸+碱==盐+水 （中和反应）
化学教案盐类的水解4篇
化学教案盐类的水解4篇化学教案盐类的水解1目标：1．影响盐类水解的因素，与水解平衡移动。
2．盐类水解的应用。
教学设计：1．师生共同复习稳固第一课时相关学问。
〔1〕依据盐类水解规律分析醋酸钾溶液呈性，缘由；氯化铝溶液呈性，缘由；〔2〕以下盐溶于水高于浓度增大的是2．应用试验手段，启发思维试验1．在溶液中滴加几滴酚酞试液，观看现象，分析为什么？将溶液分成二等份装入二支洁净试管中，一支加热，另一支保持室温，进行比较。
现象；缘由分析；试验2．将新制备的胶体中，分装于二支试管中，一支试管加入一滴盐酸，与另一支试管对比比较。
现象；缘由分析。
教学过程：影响盐类水解的因素1．主要因素是盐本身的性质。
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强，越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强，越低。
2．影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
〔1〕温度：盐的水解是吸热反应，因此上升温度水解程度增大。
〔2〕浓度：盐浓度越小，水解程度越大；盐浓度越大，水解程度越小。
〔3〕外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
盐类水解学问的应用1．盐溶液的酸碱性推断依据盐的组成及水解规律分析。
“谁弱谁水解，谁强显谁性”作为常规推断根据。
例题：分析：溶液是显酸性？还是显碱性？为什么？分析：溶液是显酸性？还是显碱性？为什么？3．溶液中离子浓度大小的比较电解质水溶液K存在着离子和分子，它们之间存在着一些定量关系。
也存在量的大小关系。
〔1〕大小比较：①多元弱酸溶液，依据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。
如：在溶液中，；②多元弱酸正盐溶液，依据弱酸根分步水解分析。
如：在溶液中，；③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。
④混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合分析，要考虑电离、水解等因素。
〔2〕定量关系〔恒等式关系〕①应用“电荷守恒”分析：电解质溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结一、盐类的定义盐类是由正离子和负离子组成的化合物，它们在水溶液中可以进行水解反应。
在水溶液中，盐类会分解成正离子和负离子，这个过程被称为水解。
二、盐类的水解类型 1. 酸性盐水解：当盐类水解产生的阳离子是弱酸的共轭碱时，溶液呈酸性。
例如，氯化铵（NH4Cl）溶解在水中时，产生氨（NH3）和盐酸（HCl），溶液呈酸性。
NH4Cl + H2O → NH3 + HCl2.碱性盐水解：当盐类水解产生的阴离子是弱碱的共轭酸时，溶液呈碱性。
例如，氯化铝（AlCl3）溶解在水中时，产生氢氧化铝（Al(OH)3）和盐酸（HCl），溶液呈碱性。
AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl3.中性盐水解：当盐类水解产生的阳离子和阴离子都是中性物质时，溶液呈中性。
例如，硫酸钠（Na2SO4）溶解在水中时，产生钠离子（Na+）和硫酸根离子（SO4^2-），溶液呈中性。
Na2SO4 + 2H2O → 2Na+ + SO4^2-三、盐类水解的影响因素 1. 盐类的离解度：离解度越大，水解反应越明显。
离解度受盐的溶解度和电离度的影响。
2.水解常数：水解常数表示水解反应的进行程度，水解常数越大，水解反应越明显。
3.pH值：溶液的pH值越高，水解反应越容易发生。
四、盐类水解的应用 1. 确定酸碱性：通过观察盐类水解产生的溶液的酸碱性，可以判断盐类的性质。
2.制备酸碱盐：通过适当的反应条件，可以制备出具有特定酸碱性的盐类。
3.工业应用：盐类水解在工业上有广泛的应用，例如制备氢氧化钠、氢氧化铝等化学品。
总结：盐类的水解是指盐类在水溶液中分解成正离子和负离子的过程。
根据盐类水解产生的阳离子和阴离子的性质，溶液可以呈酸性、碱性或中性。
盐类水解受离解度、水解常数和pH值等因素的影响。
盐类水解在酸碱性的判定、酸碱盐的制备以及工业应用方面具有重要作用。
注意：以上内容不涉及人工智能（Ai）等字样，以便符合题目要求。
《盐类的水解》(第1课时)教案
第三节《盐类的水解》(第1课时)教案林烨娜【三维目标】知识与技能：1．了解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．了解盐类水解的实质并能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性。
过程与方法：培养的实验技能，培养分析问题的能力，学会透过现象看本质。
情感态度与价值观：培养科学的学习态度和科学的学习方法。
【学习重点】盐类水解的原理。
【学习难点】利用电离平衡理论来揭示盐类水解的本质。
【教学方法】实验探究法、归纳法【教学过程】[知识介绍]1、常见盐的分类[情景创设]酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液是否都显中性？[板书]第三节盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性[科学探究]1．测试下表所列溶液的酸碱性，并将实验结果填写在下表。
2．根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐[学生演示实验][提示]用pH试纸测试溶液酸碱性的操作方法：取一小块pH试纸放在表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中部，半分钟左右，与标准比色卡对照，确定溶液的pH。
[讨论结果填入下表]盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：[思考]：它们的溶液为什么会呈现不同的酸碱性呢？[引导]：溶液酸碱性取决于氢离子、氢氧根离子浓度相对大小咯。
[板书]二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因[思考与交流]分析该种溶液中存在哪些电离，溶液中都有哪些离子；（记得水及其电离哦）哪些粒子之间可能发生相互作用，从中找出不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
a．强酸弱碱盐呈酸性的原因[师生共同分析]NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
H 2O OH-+H++NH4Cl==NH4++Cl-NH3·H2ONH 4Cl+H2O NH3·H2O+HClNH 4++H2O NH3·H2O+H+c(H+)>c(OH-)呈酸性[师生小结]①上述溶液中NH4+与OH-的结合是微弱的，生成的NH3·H2O只是极少量，绝大部分的NH4+ 仍以离子的形式存在。
《盐类的水解(第1课时)》教学设计(省级优质课获奖作品)
《盐类的水解》（第1课时）教学设计环节2 探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因【提出问题】溶液的酸碱性取决于何种因素？【微观探析】以氯化铵除铁锈为例，设置几个层层深入的问题，引导学生从水的平衡移动角度去分析。
然后，要求学生分析NH4Cl除铁锈的机理，分析NH4Cl在溶液中的水解过程，让学生感受盐类水解的模型。
然后让学生预测醋酸钠溶液的酸碱性，并尝试运用模型去分析醋酸钠溶液呈碱性的原因。
最后分析KCl溶液中的电离，比较不同盐溶液酸碱性及原因。
【微观探析】投影呈现CH3COONa和KCl水解过程的分析模型图。
指导学生对各类盐的水解的实质进行概括，归纳总结得出盐类水解的定义。
【获取新知】要求学生归纳出盐类水解定义、条件、实质、【形成能力】总结并强化水解的化学方程式和离子方程式的书写，对比总结水解规律，定性和定量分析盐类水解微弱的特点。
【变化观念】进一步引导学生思考NaHCO3溶液中的电离和前两种溶液中存在的电离的差异，分析其溶液酸碱性的原因。
通过不同盐溶液酸碱性规律的总结，引导学生建立盐类水解分析的电离和水解模型。
【模型认知】呈现实验结果列表，组织学生进行比较、找出盐的组成和溶液酸碱性的关系。
引导学生将显酸性、碱性和中性的溶液分别归类，从对应的酸和碱的强弱寻找规律。
比较归纳：通过对实验结果的比较，以及对水解原理的分析讨论，形成结论：溶液的酸碱性取决于溶液中C(H+)和C(OH-)的相对大小。
思考交流：逐渐深入的研究盐溶液中阴阳离子与OH－、H+的结合，对水电离平衡的影响及结果。
问题解决：分析NH4Cl溶液的水解过程比较归纳：分别从水解离子、形成的弱电解质、对水电离平衡的影响等几方面，对给定盐的水解情况进行比较。
尝试定义并和教材定义比较。
得出盐类水解的实质和规律。
逐项思考、讨论、记录。
体会书写规范，实例拓展体验。
通过讨论、反思、总结，建立溶液酸碱性分析时应采用电离模型、水解模型以及电离-水解模型相结合的思路。
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水解呈碱性
（1）CO32-的水解必须分步水解，不 能合并。 (2)第一步水解远大于第二步水解， 溶液的碱性主要由第一步水解决定。 （3）生成的H2CO3不能拆开成H2O和 CO2，也不能打“↑”。
总结规律：弱酸根水解，呈碱性。
弱酸根离子+H2O 弱酸（弱酸的酸式根离子）+OH-
注：
B.强酸弱碱盐：
是不是所有的盐溶液都是中性的呢?
实验：
用PH试纸分别测出下列物质的pH值
物质 NH4Cl NaCl CH3COONa
pH试纸颜色 p3
pH试纸颜 色
pH值
<7 =7 >7
<7 =7 >7
结 盐溶液不一定都是中性,有的 论: 呈酸性,有的呈碱性.
【讨论】 在0.1mol/lLNH4Cl溶液中
第三节 盐类的水解(1)
学习目标：
1 盐类水解的实质、特点、表示
方法及水解规律 2 影响水解平衡的因素 3 了解盐类水解的应用
?
Na2CO3
N a2 C O3 俗称纯 碱、面碱、洗涤 碱、口碱等，明 明是盐，为什么 称为“碱”呢？
制作面包
NaHCO3
思考： 1. 叫碱不是碱,有这种物质吗?
2. 酸溶液和碱溶液中的CH+和 COH分别有什么关系呢? 酸溶液中 CH+ > COH碱溶液中 CH+ < COH3.盐溶液中CH+和COH-有什么关系呢?
NH4+ + H2O
Ac- + H2O
NH3.H2O + H+
HAc + OH-
实验测得：溶液呈中性。 说明：NH4+水解程度等于Ac-的水解程度。 思考：氨水的电离程度与HAc的电离程度 谁大？ 电离程度:氨水 = 醋酸
NH4+ + H2O CN- + H2O
（3）NH4CN:
NH3.H2O + H+ + OH-
3、强碱弱酸盐 CH3COONa、K2CO3
4、弱酸弱碱盐 CH3COONH4、 (NH4)2CO3
二、水解规律: 谁弱谁水解，谁强显谁性； 无弱不水解，越弱越水解； 都强不水解，都弱双水解。
常见弱酸离子：
CO32-、CN- 、 CH3COO-、S2-、HS-、F-、 ClO-、PO43-、SO32-、 HCO3-、 HSO3-等
如：NH4Cl、（NH4)2SO4、Fe2(SO4)3、 AlCl3、CuSO4、AgNO3等 FeCl3为例： Fe3+ + 3H2O Al2(SO4)3为例： Al3+ + 3H2O NH4Cl的水解： Fe(OH)3 + 3H+ Al(OH)3 + 3H+
NH4+ +H2O
NH3.H2O + H+
A、大 B、小 C、等 D、无法确定
+
2–
6. 下列离子在水溶液中不会发生水解 的是（ B ）
A.NH4 3+ C. Al
+
B. SO4 – D. F
2–
7. 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排 列正确的是（ B ）
A. B. C. D. NH4 、H 、OH 、Cl – + + – Cl 、 NH4 、H 、OH + – + – H 、 Cl 、 NH4 、OH – + – + Cl 、 NH4 、 OH 、H
离子 + +H O NH 4 2 反应:
NH4Cl +H2O
NH3.H2O + H+ NH3.H2O + HCl
【讨论】
在0.1mol/LCH3COONa溶液中
(1) 存在着哪些电离和离子方程式？ (2) 存在着哪些离子？哪些离子可以 相互结合，对水的电离平衡有何影响？ 这些离子之间的浓度大小关系是怎样 的？ (3) 为什么CH3COONa溶液显碱性？
HCN
实验测得：溶液呈碱性。 说明：NH4+水解程度小于CN-的水解程度。 思考：氨水的电离程度与HCN的电离程 度谁大？电离程度:氨水 > HCN 结论:弱弱均水解,谁较强显谁性.
弱酸根离子+弱碱的阳离子+H2O
弱酸+弱碱
2.酸式盐:
A.强碱强酸的酸式盐:NaHSO4 NaHSO4=Na+ +H+ + SO42NaHSO4无弱不水解,电离的H+ 对水的电离起抑制作用. 例:下列电解质溶液中,由于水解而 使溶液呈酸性的是( AD ) A.NH4NO3 B.NaHCO3 D.FeCl3 C.NaHSO4
常见弱碱离子： Fe3+、Fe2+、Al3+、Cu2+、Ag+、Mg2+、NH4+等
1.正盐：
A.强碱弱酸盐：NaAc 、Na2CO3、 Na2SO3、Na2S、Na3PO4、NaClO、 NaAlO2、NaF等
如Na2CO3：
CO32- + H2O HCO3- + H2O
HCO3- + OHH2CO3+OH-
总结：
（1）强酸弱碱盐水解呈酸性。 （2）弱碱的阳离子水解： 弱碱的阳离子+ H2O 弱碱+H+ （3）多元弱碱根离子的水解一步书写。
（4）水解是微弱的，因而水解生成的 NH3.H2O不能分开书写，也不标“↑”，水 解生成的Al(OH)3、Fe(OH)3也不能标“↓”。
C.强酸强碱盐：
如：NaCl、K2SO4、BaCl2、 Ca(NO3)2等.
分析:醋酸钠在溶液中的变化
CH3COONa = CH3COO +Na+ + _ + H2O H + OH
_
CH3COOH CH3 COO+H2O CH3COOH+OH
_
CH3COONa + H2O
CH3COOH+NaOH
分析:NaCl在溶液中的变化
NaCl=Na++ClH2O OH- +H+
【讨论】
+ + – –
10.在盐的水解过程中，下列叙 述正确的是（ B ） A.盐的电离平衡被破坏 B.水的电离平衡被破坏 C.水解后呈酸性的溶液PH值一 定小于7 D.溶液的PH一定变大
练习11.写出下列物质水解和电离方程式并判断
⑴ NaHCO3
① HCO3 – + H2O H2CO3 + OH – ② HCO3 – CO32– + H+
弱酸阴离子 弱碱阳离子
2 )条件：①盐必须溶于水
②盐必须有“弱”离子（弱碱 阳离子或弱酸根离子）
3) 实质：破坏了水的电离平衡，促进水 的电离，并建立了水解平衡（动态平衡） 对比： 盐类水解促进水的电离
酸、碱抑制水的电离
4)特征：
(1) 盐类水解可看作是中和反应的 逆反应 水解反应 盐 + 水 酸 + 碱 中和反应
(1)
存在着哪些电离和离子方程式？
(2) 存在着哪些离子？哪些离子可以 相互结合，对水的电离平衡有何影响？ 这些离子之间的浓度大小关系是怎样 的？ (3) 为什么NH4Cl溶液显酸性？
分析:氯化铵在溶液中的变化
NH4Cl = NH4 + Cl H 2O + OH- +H+
+ -
NH3.H2O
打破了水的 电离平衡,使 C(H+)不再等 于C(OH-),故 溶液呈酸性.
C.强碱弱酸的酸式盐：
（1）NaHSO3、NaH2PO4溶液：溶液呈酸性。 NaHSO3：HSO3H+ +SO32- （电离：酸性） HSO3- +H2O H2SO3+OH- (水解：碱性） HSO3-的电离大于水解。
（2）NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液:
溶液呈碱性
HCO3-在水中存在： HCO3H+ +CO32- （电离：酸性） HCO3- +H2O H2CO3+OH- (水解：碱性）
(2)水解程度都是微弱的。 (3)盐类水解是吸热的。 (4)当V水解=V中和时，水解达到了平衡, 水解平衡属于动态平衡。
知识回顾：酸 + 碱 = 盐 + 水 （中和反应） 根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可 以分成哪几类？
强酸 强碱
酸
碱
弱酸 弱碱 1、强酸强碱盐 NaCl、 K2SO4
生成的盐
2、强酸弱碱盐 FeCl3、NH4Cl
HCO3-的电离小于HCO3-的水解。
【课堂练习】
1. 在溶液中，不能发生水解的离子是（
A、ClO 3+ C、Fe
–
B、CO3 2– D、SO4
）
2–
D
）
2. 下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ①③④ ）
哪些呈碱性（ ②⑤
① FeCl3 ④ AgNO3
② NaClO ⑤ Na2S
③ (NH4)2SO4 ⑥ K2SO4
程度：① 水解
> ② 电离
∴溶液呈 碱 性 ⑵ NaHSO3
– ① HSO3 – + H2O H2SO3 + OH 2– + ② HSO3 – SO3 + H
程度：① 水解
< ② 电离
∴溶液呈 酸 性
3. 等物质的量浓度、等体积的酸HA与碱 NaOH混合后，溶液的酸碱性是（ D ） A、酸性 B、中性 D、不能确定 C、碱性
4. 下列物质分别加入到水中，因促进 水的电离而使溶液呈酸性的是（ C ） A.硫酸 B.NaOH C.硫酸铝