盐类的水解 水溶液中的电离平衡
盐类的水解知识点
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。
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―→⎩⎪⎨⎪⎧c (H ＋)≠c (OH －)―→溶液呈碱性、酸性c (H ＋)＝c (OH －)―→溶液呈中性 3．特点可逆→水解反应是可逆反应 |吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热过程 |微弱→水解反应程度很微弱4.盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
越稀越水解，越热月水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)③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。
a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。
如NaHCO 3溶液中：HCO －3H ＋＋CO 2－3(次要)，HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －(主要)。
b.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＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
（目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解）5.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＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
电离平衡与盐类水解的实验原理
电离平衡与盐类水解的实验原理一、电离平衡的概念和背景1.1 电离平衡的定义电离平衡是指在一定条件下，溶液中的部分物质发生电离并形成离子，同时离子也会再次结合形成原来的分子或生成新的物质的过程。
电离平衡的特点是正反反应速率相等，此时溶液中的离子浓度保持不变。
1.2 电离平衡常数电离平衡常数（K）表示离子生成与消失之间的平衡状态。
对于一般的离子化反应：A ⇌ B+ + C-电离平衡常数的定义为：K = ([B+][C-])/[A]其中，方括号表示物质的浓度。
1.3 影响电离平衡的因素电离平衡的位置和平衡常数受到温度、浓度、压力等因素的影响。
而且，离子在电离平衡中的相对稳定性也会影响平衡的位置。
二、盐类水解的概念和实验现象2.1 盐类的定义盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中能够电离生成离子。
2.2 盐类的水解盐类在水溶液中能够发生水解反应，根据水解程度的不同，可以分为完全水解和不完全水解。
完全水解即盐类完全电离生成阳离子和阴离子，而不完全水解则是指盐类只部分电离，同时生成一定比例的未电离的分子。
2.3 盐类水解导致的实验现象盐类水解会导致溶液pH值的变化，从而影响溶液的酸碱性质。
如果阳离子是酸性的，阴离子是碱性的，则溶液呈弱碱性；反之，如果阳离子是碱性的，阴离子是酸性的，则溶液呈弱酸性。
三、电离平衡与盐类水解的关系3.1 电离平衡在盐类水解中的作用在盐类水解反应中，电离平衡起到了关键的作用。
根据电离平衡的原理，水解过程中生成的离子会再次结合形成分子。
通过平衡常数的计算，可以推测出盐类水解的程度以及产生的酸碱性质。
3.2 电离平衡常数与酸碱性质变化的关系根据电离平衡常数的大小，可以判断溶液的酸碱性质。
如果水解反应生成的酸离子浓度高于碱离子浓度，则溶液呈酸性；如果碱离子浓度高于酸离子浓度，则溶液呈碱性。
当两种离子的浓度接近时，溶液呈中性。
四、实验方法和步骤4.1 实验材料和试剂准备•盐类：选择具有不同酸碱性质的盐类，如氯化钠、硫酸钠等。
盐类的水解
盐类的水解盐类水解：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。
1、盐水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
2、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)3、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热4、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）5、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
化学盐类的水解、电离知识点总结
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:ﻩAlCl3 +３Ｈ2０⇌Al+3+ 3Cl-ﻩ(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+ﻩ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0.１mol·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。
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。
盐类的水解
H2CO3+2OHA(OH)n+nH+ HB(n-1)-+OH-
已知一种酸HA，[H+]=1*10—3mol/l。一种碱BOH， [OH--]=1*10-3mol/l等体积混和，所得溶液显碱性， 则下列叙述正确的是（ ） D A、该酸一定为强酸 B、该酸一定为弱酸 C、该 碱一定为强碱 D、该 碱一定弱碱 生成的盐是否能水解————若能，写出水解的 离子方程 式 B++H O BOH+H+
1．水溶液的pH值最大( A ) A. NaHCO3 B. KHSO4 C. AlCl3 D. HF
2．下列化合物中，其水溶液由于水解而显酸性的是 ( D ) A. NaHCO3 B. NaHSO4 C. HCl D. NH4Cl 3．物质的量浓度相等的下列溶液pH值由大到小的顺序是（ A ） A. Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl B. Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl、 C. Na2CO3、NaCl、NH4Cl、NaHCO3 D. Na2CO3、NH4Cl、NaHCO3、NaCl、
加入 CH3COONa
平衡移动 [CH3COO-] [OH-]
向右 向右 向右 向右 向左 向左 向右 增大 减小 减小 减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大 减小 增大 减小 减小
水解程度
减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大
通入HCl 升温
加水 加NaOH 加HAc 加NH4Cl
CO32-+H2O
9．某氨水的pH＝X，某盐酸的pH＝Y，已知X＋Y＝14，将上述氨水与盐酸 等体积混合后，所得溶液中各种离子浓度的关系正确的是 ( AD ) A. c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+) B. c(NH4+)＞c(Cl－) ＞c(H+) ＞c(OH－) C. c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) D. c(NH4+)＋c(H+)＝c(Cl－)＋c(OH－)
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结
5.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
程式时用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把产物
6．影响因素
(1)内因
b.加能水解的盐
水解规律口诀
两强不水解，有弱才水解；谁强显谁性，同强显中性；越弱越水解，越热越水解；越稀越水解，越浓越难解；加酸抑制阳，加碱抑制阴；同性相抑制，异性相促进。
知识点二沉淀溶解平衡
1．含义
即建立了溶解平衡状态。
2．建立过程
固体溶质溶液中的溶质
3．特征
4．沉淀溶解平衡常数——溶度积
(1)表达式
对于溶解平衡M m A n(s)m M n＋(aq)＋n A m－(aq)
K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)
(2)影响因素：只受温度影响。
(3)溶度积规则
某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Q c(离子积)与K sp的关系：
5．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
沉淀溶解平衡的四个注意要点
1．沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样遵循勒夏特列原理。
2．溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。
3．复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。
4．一定温度下沉淀溶解平衡，曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求K sp。
水的电离-盐类的水解
一、 强电解质和弱电解质注意：①化合物不是电解质即为非电解质 ②难溶性化合物不一定就是弱电解质。
〔例如：BaSO 4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO 4等仍为强电解质。
〕二、弱电解质的电离平衡1.电离平衡概念：一定条件〔温度、浓度〕下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。
3.影响电离平衡的因素〔1〕决定性因素——弱电解质的本性。
〔2〕外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。
温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。
假设不指明温度，一般指25℃。
其它因素——如改变pH 值等。
〔3〕多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K 1、K 2、K 3 分别表示。
如：磷酸的三个K 值，K 1>K 2>K 3 ，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。
因此在说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式便可。
多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。
如：Cu(OH)2Cu 2++2OH —5.电离方程式的书写 强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”。
6.溶液的导电性与电解质强弱的关系 三、水的电离和溶液的PH 值1.水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H 2O+H 2O H 3O ++OH －简写成H 2OH ++OH －，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响2.水的离子积——纯水及电解质稀溶液中〔c ≤1mol·L －1〕有c (OH )·c (H +)=K w ，K w 只受温度影响，常温时〔25℃〕K w =1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。
K w 亦增大，100℃，K w =1×10－123.强酸〔强碱〕、弱酸〔弱碱〕加水稀释后的pH 的计算 〔1〕强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH= a + n 〔2〕弱酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH< a + n〔3〕强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH= b—n〔4〕弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH> b—n〔5〕酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7 四、盐类水解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，叫做盐类的水解2. 影响因素〔1〕决定性因素——盐的性质〔2〕外因①浓度——增大盐的浓度，水解平衡向水解方向移动，但水解程度减小。
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无 无
有
NH4Cl + H2O NH3· 2O+ HCl H
有
CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH
CH3COONa+H2O NH4Cl+H2O
CH3COOH+NaOH
NH3· 2O+HCl H
上述反应的离子方程式分别为：
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
NH4++ H2O
NH3· 2O + H+ H
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、盐类水解：
(1)定义：
在盐溶液中，盐电离出的离子（弱 酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出 的H+或OH-结合生成弱电解质———弱 酸或弱碱，使得c(H+)≠c(OH-)，盐与水发 生的这种作用就叫做盐类的水解。
（2）水解实质 弱电解质的生成促进了水的电离
（水的电离平衡正向移动）
【思考与交流】P55 填表、讨论
NaCl溶液
溶液 酸碱性
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
中性
酸性
C(H+)>C(OH-) NH4+、Cl-、 H2O、H+、OHNH3· 2O H
碱性
C(H+)<C(OH-) Na+、CH3COOH2O、H+、OHCH3COOH
C(H+)和 C(OH-)相 C(H+)=C(OH-) 对大小 溶液中的 粒子 有无弱电 解质生成 相关化学 方程式 Na+、Cl-、 H2O 、 H+ OH-
第三节 盐类的水解
第一课时
【情景激疑1】 Na2CO3俗称纯碱、面碱、洗涤碱、口碱等，明 明是盐，为什么称为“碱”呢？
一、探究盐溶液的酸碱性
学生实验：p54 科学探究
（学生边实验边观察记录现象边探讨原因）
P54（学生填表）
盐溶液
NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl
酸碱性
中性
碱性 强碱弱 酸盐
课堂练习
6、等物质的量浓度相同体积的一元酸HA与一元碱BOH 混合后，溶液的酸碱性是（ D ） A、酸性 B、中性 C、碱性 D、不能肯定 红 7、在纯碱溶液中滴入酚酞，溶液变为____色，用离子 _ _ _ 2 CO3 +H2O HCO3 +OH 方程式表示其原因是： __________________________ 若在溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是 有白色沉淀生成，溶液红色褪去 ____________________________________________， Ba2+ + CO32- = BaCO3 用离子方程式表示其原因是： ____________________。
（5）多元弱碱盐的水解也是分步进行的，中 学阶段水解方程式可一步写。
例1：Na2CO3水解的离子方程式
第一步： CO32－+ H2O 第二步： HCO3－ + H2O
HCO3－ + OH－ H2CO3+ OH－
（这步水解程度小，不会放出CO2）
例2：Al2(SO4) 3的水解方程式
Al2(SO4)3＋3H2O
（3）水解条件
①要有弱酸阴离子或弱碱阳离子 ②盐必须可溶于水
探究问题：
盐类水解反应与中和反应的关系如何？
水解
CH3COONa+H2O
中和
CH3COOH+NaOH
盐 + 水
水解
中和
酸 + 碱
盐类水解是中和反应的逆反应，所以盐类 的水解是一个吸热反应。
（2）水解实质： 弱电解质的生成促进了水的电离
（水的电离平衡正向移动）
HF
F- +H2O HF ＋ OH －
溶液呈碱性
AlCl3： 3H O 2
AlCl3 ＝ Al3＋＋3Cl－
3OH － ＋ 3H＋ ＋
Al（OH）3 AlCl3 + 3H2O Al（OH）3＋ 3H＋
溶液呈酸性
NaNO3 ：不水解呈中性
【作业】
1、复习本节所学内容。 2、思考：盐电离出来的哪类离子能使 水的电离平衡发生移动？ 3、预习下一节内容。
（3）水解条件： ①要有弱酸阴离子或弱碱阳离子 ②盐必须可溶于水 （4）特点： 可逆、微弱、吸热。 （5）水解规律：
各类盐水解比较
盐类 实例 能否 引起水解 水解 的离子 对水的电 离平衡的 影响 溶液 的酸 碱性 碱性
强碱弱 CH3COONa 能 酸盐 强酸弱 碱盐 NH4Cl 强酸强 碱盐 NaCl
盐的类 型 溶液的 酸碱性
强酸 强碱盐
中性
强酸 弱碱盐
酸性
强碱 弱酸盐
碱性
结论：盐溶液并不都显中性
第三节 盐类的水解
一、探究盐溶液的酸碱性
1、盐溶液并不都显中性。
2、强酸强碱盐
强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
中性
酸性 碱性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
?
碱性
某
H2O
些
盐
酸性
中性
思考与交流 （以CH3COONa溶液例）：
NaCl Na2SO4 Na2CO3 CH3COONa NaHCO3 (NH4)2SO4 NH4Cl AlCl3
（6）盐类水解方程式的书写
①先判断盐类组成中是否有弱离子；
②盐类水解是可逆反应，反应方程式要用 “ ”符号； ③一般水解程度很小，水解产物很少，通常 ↑ 不生成沉淀和气体，不用“ ”、“ ”符 号，生成物(H2CO3 、 NH3 · 2O)也不写分解 H 产物; ④多元弱酸盐分步水解，第一步为主，
CH3COO- 促进水 弱酸阴离子 的电离 促进水 弱碱阳离子 的电离
能
不能
NH4+
无
酸性
中性
无
弱 有＿＿才水解 无＿＿不水解 谁＿＿谁水解 弱 【探索规律】 弱 强 强 谁＿＿显谁性 同＿＿显中性（填强或弱）
（5）水解规律： 有弱才水解;
无弱不水解; 谁弱谁水解;
谁强显谁性;
同强显中性。
判断下列盐能否水解及溶液的酸碱性
H 2O
CH3COONa = CH3COO- + Na+
CH3COONa 溶液
H +
+
+
OH
-
CH3COOH C(H+) < C(OH-)
碱性
思考与交流 （以NH4Cl溶液例）：
H 2O
OH-
NH4Cl =
NH4Cl溶液
酸性
NH4+
NH3·H2O
+
+
H+
+
Cl-
-) C(OH
<
+) C(H
NaCl溶液的情况又如何呢 ？
2Al(OH)3＋3H2SO4
课堂练习
1、下列溶液pH小于7的是
A、 溴化钾 B、硫酸铜 C、硫化钠 D、硝酸钡
2、下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A、碳酸钾 B、硫酸氢钠 C、碳酸氢钠 D、氯化铁
3、下列离子在水溶液中不会发生水解的是
A 、NH4+
2_ B、SO4
C
、Al3+
D 、F
_
课堂练习
【课后练习】
1、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
2、判断下列溶液的酸碱性并分析其原因：
NaF、AlCl3、 OH － ＋ NaF = F- + Na+
碱性 强碱弱 酸盐
酸性 强酸弱 碱盐
AlCl3
强酸强 盐类型 碱盐
盐溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 酸碱性 中性 盐类型 强酸强 碱盐
碱性
强碱弱 酸盐
酸性
强酸弱 碱盐
酸性
强酸弱 碱盐
P54（学生填表、讨论）
分析上述实验结果，归纳其与盐的类型间的关 系，并从电离平衡的角度寻找原因。
4、判断FeCl3、NaHCO3、BaCl2溶液的酸碱性。若能 水解，写出水解的离子方程式。
FeCl3溶液：酸性，NaHCO3溶液：碱性，BaCl2溶液：中性
Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+
HCO3- + H2O
H2CO3 + OH-
5、下列水解的离子方程式书写正确的是（ D ） A、Cu2+ + H2O = Cu(OH)2 + 2H+ B、Br- + H2O HBr + OHC、CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OHD、NH4+ + H2O NH3•H2O + H+