【人教版】2020年高中化学 第03章 水溶液中的离子平衡 专题3.3.1 盐类水解教学案 新人教版选修4
人教版高中化学选择性必修第1册 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第四节 沉淀溶解平衡(第1课时)
温度一定，溶度积常数Ksp不变。
【思考】根据平衡常数的定义，尝试写出CaCO3和Mg(OH)2沉淀溶解平衡
的方程式和溶度积的表达式。
（25 ℃）
CaCO3(s)
Ca2+(aq) + CO32- (aq) Ksp = c(Ca2+)·c(CO32-) = 3.4×10-9
Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq) + 2OH- (aq) Ksp = c(Mg2+)·c2(OH-) = 5.6×10-12
增大 Ksp只受温度影响
C. 在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动
D. 常温下已知Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10，将0.01 mol/L的BaCl2溶 液与0.001 mol/L的Na2SO4溶液等体积混合，将析出沉淀
【练习4】
溴酸银（AgBrO3）溶解度随温度变化的曲线如图所示，已知溴酸银 的摩尔质量为236 g/mol，下列说法错误的是（ ）
A. 溴酸银的溶解是吸热过程 B. 温度升高时，溴酸银的溶解速率加快 C. 60 ℃时溴酸银的Ksp约等于6×10－4 D. 40 ℃时，将0.02 g溴酸银加入到10 g
水中，形成的分散系中存在沉淀溶解 平衡
谢谢观看
如何比较不同类型的难溶电解质的溶解能力？
三、溶度积常数Ksp的意义
【任务】比较25 ℃下MgCO3和Mg(OH)2的溶解度，已知Ksp(MgCO3)＝ 6.8×10-6 ，Ksp[Mg(OH)2]＝5.6×10-12 。 思路：Ksp换算成饱和溶液浓度，再换算为溶解度。
四、溶度积常数Ksp的应用
我们知道，溶液中有沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如， 将BaCl2溶液与Na2SO4溶液混合，会生成白色的BaSO4沉淀，离子方程 式为：
2020届高考化学专题三第14讲水溶液中的离子平衡教案(含解析)
第14讲水溶液中的离子平衡[考纲·考向·素养]考纲要求热点考向核心素养(1)了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念(2)理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性(3)了解水的电离、离子积常数(4)了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算(5)理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算(6)了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用(7)了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算(1)弱电解质的电离平衡(2)水的电离和溶液的酸碱性(3)盐类水解、粒子浓度比较(4)难溶电解质沉淀溶解平衡宏观辨识与微观探析：从宏观物质和微观粒子相结合的视角认识。
电解质在水溶液中发生的反应及溶液中微粒间的关系。
证据推理与模型认识：以滴定曲线和反应过程为载体，正确推理分析曲线上“关键点”满足的不等和守恒关系，建立解决电解质溶液图像题的思维模型。
变化观念与平衡思想：从平衡的角度讨论溶液中微粒满足的“电荷守恒”、“物料守恒”的微粒间的多少关系，从变化的观念理解外界条件改变对电离平衡及水解平衡产生的影响。
科学态度与社会责任：具有理论联系实际的观念，将电离和水解理论应用于解决生产、生活中的实际问题，正确解释一些变化。
1．一念对错(正确的划“√”，错误的划“×”)(1)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2O NH＋4＋OH－(√)(2)LiH2PO4溶液中存在3个平衡(×)(3)0.2 mol·L－1CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)(√)(4)常温下，K a(HCOOH)＝1.77×10－4，K a(CH3COOH)＝1.75×10－5，用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等(×)(5)25 ℃时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1NaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1 mol·L－1的盐酸，加入20 mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH＋4)＋c(Na＋)(×)(6)等pH的①(NH4)2SO4溶液②NH4HSO4溶液③NH4Cl溶液中，c(NH＋4)的大小关系：①＞③＞②(×)(7)常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH＜7，则滤液中：c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)(×)(8)锅炉中沉积的CaSO 4可用饱和Na 2CO 3溶液浸泡，再将不溶物用稀盐酸溶解除去(√) (9)将AgCl 与AgBr 的饱和溶液等体积混合，再加入足量的浓AgNO 3溶液，析出的AgCl 沉淀少于AgBr 沉淀(×)(10)a mol/L 的HCN 溶液与b mol/L 的NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中c (Na ＋)＞c (CN－)，则a 一定小于b (×)(11)pH ＝1的NaHSO 4溶液：c (H ＋)＝c (SO 2－4)＋c (OH －)(√)2．(1)电离常数是用实验的方法测定出来的。
人教版高中化学选择性必修1 第三章《水溶液中的离子反应与平衡》教材分析
➢ 认识定量实验的仪器特点和操作原则。
本章核心素养的培养
宏观辨识与微观探析 变化观念与平衡思想 证据推理与模型认知 实验探究与创新意识 科学态度与社会责任 发展学生的微粒观、变化观和平衡观
二、本章内容和结构
找到体系微粒
认
思考微粒反应
识
思
路
确定主要平衡
想到平衡移动
微粒观
变化观
形
成
观
念
平衡观
基础 重点 难点
主题3 ：水溶液中的离子反应与平衡 【内容要求】
3.1 电解质在水溶液中的行为 从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质 和反应。
3.2 电离平衡 认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 认识水的电离，了解水的离子积常数，认识溶液的酸碱性及 pH， 掌握检测溶液 pH的方法。
电离平衡常数计算
② 沉淀溶解平衡正文中引入溶度积和离子积概念，并用其分析 沉淀的溶解和转化
旧版教材
新版教材正文
溶度积表达式
离子积表达式
溶度积和离子积的相对大小 与反应方向间的关系
沉淀的溶解
沉淀的转化
新版教材正文
教材习题
P60页
P85页
③ Kw和Kh的表达式中直接忽略了水的浓度
旧版教材
新版教材
Kh =
c(HA)·c(OH-) c(A-)
水解平衡常数不作要求
2. 部分实验有所增减 ① 电离平衡
去掉旧版教材中碳酸钠与硼酸的反应 增加数字化实验，思考与讨论
② 水的电离和溶液的pH
新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡章末核心素养整合pptx课件新人教版选择性必修1
溶液 ( +) < 水 (+)
中性:溶液 ( +) = 水 ( +) = 溶液 ( - ) = 水 (- )
如常温下,pH=13的CH3COONa溶液中,c(H+)=10-13 mol·L-1、
c(OH-)=10-1 mol·L-1,溶液中的OH-、H+均全部来自水的电离,
电离,为弱电解质,正确;B选项,25 ℃时,0.1 mol·L-1NaOH溶液
pH=13.0,加水稀释100倍,pH=11.0,正确;C选项,25 ℃时,
pH=4.0的溶液c(H+)=1×10-4 mol·L-1,c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,
正确;D选项,若HA为弱酸,与NaOH恰好反应生成强碱弱酸盐
mol·L-1
②
溶液 ( - ) = 碱 (- ) + 水 (- )
溶液 ( +) = 水 (+)
如常温下,pH=13的NaOH溶液中c水(OH-)=c水(H+)=
c溶液(H+)=10-13 mol·L-1。
酸性
③
碱性
溶液 ( +) = 水 ( +)
溶液 ( - ) < 水 (- )
2.滴定过程中的定量关系:(1)电荷守恒关系在任何时候均存
在;(2)物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质
的量进行确定。
【典型例题2】常温下,用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定
20.00 mL 0.10 mol·L-1 HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L-1
CH3COOH溶液,得到如图所示两条滴定曲线,
人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 第二课时 电离平衡
-
平衡移
n(H+)
影响因素
动方向
升温
右
增大
c(H+) c(CH3COO-) 电离度
增大
增大
温度： 升温向吸热方向即电离方向移动
增大
影响电离平衡的因素
新课探究
思考：CH3COOH⇌CH3COO-+H+ 完成下表中外界条件改变对各参数的影响
影响因素
平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 电离度
分析：查阅资料知25℃时，1 mol/L的 次氯酸和氢氟酸溶液中c(H+)不同，
原因？
次氯酸
氢氟酸
c(H+)
1.73×10-4
1.87×102
电离平衡常数究
表达式：
CH3COOH⇌CH3COO- +H+
(1)CH3COOH的电离常数Ka=
(2)NH3·H2O的电离常数Kb=
H2CO3⇋H +
+
HCO
0.1 mol·L-1CH3COOH溶液 中 ,经测定溶液中c(CH3COO-)为1.4×10-3
mol·L-1,求此温度下醋酸的电离常数Ka
+
−
CH3COOH
H + CH3COO
−1
起始(mol·L )： 0.1 mol·L-1
0
0
−1
转化(mol·L )：
−1
平衡(mol·L )：
x
0.1 −x
酸(碱)性相对强弱时,通常只考虑 第一步 电离。
电离平衡常数
应 用 2 ： 回顾84消毒液的作用原理，(即少量的CO2通入次氯酸钠溶液中
(完整word版)高二化学期末复习人教版选修四重难点专题突破：第三章水溶液中的离子平衡Word版汇总
《水溶液中的离子平衡》重难点专题突破学习目标定位］1•正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。
2•掌握溶液酸碱性规律与 pH 的计算。
3.掌握盐类水解的规律及其应用。
4•会比较溶液中粒子浓度的大小。
5•会分析沉淀溶解平衡及其应用。
弱电解质的电离平衡与电离常数1•弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列 原理，其规律是(1) 浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2) 温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3) 同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了 CH 3C00「的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或 NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
2•电离常数(电离平衡常数)它们的关系是 K i ? K 2? K 3,因此多元弱酸的强弱主要由 K i 的大小决定。
【例1】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 C )。
酸 电离方程式电离平衡常数KCH 3COOHCH 3COOHCH 3COO 「+ H +1.76 10— 5H 2CO 3H ++ HCO 3K 1 = 4.31 10 7 H 2CO 3— + _ —HCO 3H + CO 2 K 2 = 5.61 10 11H 3PO 4H ++ H 2PO 4 K 1 = 7.52 10 —3H 3PO 4H 2PO 4H ++ HPO2 — 4K 2= 6.23 10 —8HPO*H + + PO*K 3= 2.20 10—13F 列说法正确的是( )A. 温度升高，K 减小B. 向0.1 mol L 71CH 3COOH 溶液中加入少量冰醋酸，C (H+)/C (CH 3COOH)将减小C. 等物质的量浓度的各溶液 pH 关系为pH(Na 2CO 3)>pH(CH 3COONa)>pH(Na 3PO 4)D. PO 47、HPO 2「和H 2PO 4在溶液中能大量共存3.电离平衡的移动与电离平衡常数 K 、离子浓度的关系以CH 3COOH 为例,C （CH3COO 「）c （H十）~（CH COOH ）~K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易, 有关。
(完整版)高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结,推荐文档
一、弱电解质的电离水溶液中的离子平衡§1 知识要点1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质混和物物质单质纯净物化合物电解质HCl、NaOH、NaCl、BaSO4HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……下列说法中正确的是（）A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（）A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值；（4）测pH= a 的HAc 稀释100 倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1 的HAc 溶液消耗pH=13 的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1 的HAc 溶液与pH=13 的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由。
新教材人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点考点重点难点提炼总结
第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡.......................................................................................................... - 1 - 第二节水的电离和溶液的pH .................................................................................... - 5 - 第三节盐类的水解.................................................................................................... - 19 - 第四节沉淀溶解平衡................................................................................................ - 29 -第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质1．实验探究酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸pH大小小大导电能力强弱与镁反应现象剧烈反应，产生气体缓慢反应，产生气体结论Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明在水中盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度实验结论盐酸比醋酸电离程度大微点拨：①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。
②电解质的强弱与其溶解度无关。
某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。
有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。
二、弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
【高中课件】人教版高中化学选修4第3章《水溶液中的离子平衡》课件.ppt
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第三章 水溶液中的离子平衡
• 水可以用来溶解很多物质，水溶液中酸、碱、盐之 间的反应以离子反应为特点。离子反应发生的条件 是C存的a反在发CO应与生3等中 否都沉有 产和淀沉 生生的淀N成反H、物3应的水在，反或水生应气中成，体的水等生溶的等成解中。。度和分例和反析如电应发生离，现成程检这B度验a些有SON反关4H、应。
• 在这一章里我们以化学平衡理论为基础，进一步探 讨酸、碱、盐在水溶液中的离子反应。
• 水溶液中的离子平衡属于化学平衡中的一种。在日 常生活、工农业和科学研究中，我们经常接触到水 溶液中离子平衡的有关知识。例如：酸的强弱的判 断，盐溶液的酸碱性，人体体液的pH与健康的关系， 等等。这些都与我们在本章的学习内容有密切关系。
高中化学人教版选修四(课件)第三章 水溶液中的离子平衡 第3节-3-1
A．①④
B．②③
C．①③
D．②④
【解析】 ①应为 CO32－＋H2O HCO－ 3 ＋OH－，HCO－ 3 ＋H2O
OH－(只写第一步也可)；④应为 F－＋H2O HF＋OH－。
【答案】 B
H2CO3＋
6．下列水解离子方程式正确的是( ) A．HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－ B．SO32－＋2H2O H2SO3＋2OH－ C．Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋ D．HS－＋H2O H2S＋OH－
知
识
点
一
第三节 盐类的水解
学
业
第 1 课时 盐类水解的原理
分 层
测
知
评
识
点
二
1．通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，探究盐溶液呈现不 同酸碱性的原因，总结其规律。(重点)
2．熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
盐类水解的原理
[基础·初探]
教材整理 1 探究盐溶液的酸碱性
【答案】 C
2．下图表示某物质发生的是( )
A．中和反应
B．水解反应
C．电离反应
D．取代反应
【解析】 由图示可知该反应为：CH3COO－＋H2O 故为水解反应。
【答案】 B
CH3COOH＋OH－，
3．在 NaHS 溶液中存在的电离方程式是________________________，存在 的水解离子方程式是____________________________。
【答案】 H2O H＋＋OH－，HS－ H＋＋S2－ HS－＋H2O H2S＋OH－
【解析】 A 项 Fe(OH)3 不应标“↓”；C 项 CO23－应分步水解；D 项应用 “ ”。
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3-3-1 盐类水解（第一课时）教学目标1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解，理解盐类水解的实质2、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式3、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质4、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。
教学重点：盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。
教学难点：盐类水解方程式的书写和分析。
教学过程：【科学探究】1、选择合适的方法测试下表所列盐溶液（可酌情替换、增加）的酸碱性2、根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类3、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【引入】我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。
【板书】第三节盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性【问】由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？【板书】强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性强酸强碱盐的水溶液，呈中性【过渡】下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。
【思考与交流】根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
-O+【讲】请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。
而实际上醋酸钠显碱性，即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性，即[H+]>[OH-]【板书】二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因【讲】CH3COONa溶于水之后，完全电离。
（因为CH3COONa是强电解质。
）【投影】CH3COONa ═ CH3COO- + Na+（1）【问】把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？【投影】 H2O H+ + OH-（2）【讲】我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
【投影】CH3COO- + H+ CH3COOH （3）【讲】把（1）（2）（3）式联立，可得到【投影】水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH【讲】这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。
把上述化学方程式改写成离子方程式。
【投影】CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-【讲】随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
【投影】1、弱酸强碱盐，水解显碱性CH3COONa = CH3COO−+ Na++H 2O++ OH −CH 3COOHCH 3COONa + H 23COOH + NaOH CH 3COO −+ H 2CH 3COOH + OH −【思考与交流】NH 4Cl 溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？ 【投影】2、强酸弱碱盐水解NH 4Cl = NH 4++ Cl −+ H 2−+ H +NH 3·H 2O NH 4Cl + H 23·H 2O + HCl NH 4++ H 2O3·H 2O + H+【讲】大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。
由上可知，强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。
但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！【讲】说得好！是不会。
因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H +或OH -发生反应，比如NaCl ，电离出来的Na +和Cl -都不会与水电离出来的H +或OH -反应。
那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？ 【投影】3、强酸强碱盐：不水解 弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
【讲】根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？【板书】1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的过程中。
【讲】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。
在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
【板书】2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸 + 碱 盐 + 水【讲】通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。
【问】盐类水解过程中，水的电离程度有何变化？ 增大【讲】可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。
【板书】3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离 【讲】盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。
【讲】CH 3COONa 可以看作是弱酸CH 3COOH 和强碱NaOH 生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。
【板书】4、盐类水解的类型及规律【讲】由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH 3COONa ）CO 32-,PO 43-,S 2-,SO 32-,ClO -,F -， 弱酸根的盐，常会发生水解。
NH 4Cl 可以看作是强酸HCl 和弱碱NH 3·H 2O 反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。
类似这样的盐还有Al 2(SO 4)3、FeCl 3、CuSO 4等。
由于NaCl 电离出的Na +和Cl -都不能与水电离出来的H +或 OH -结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。
强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。
对于弱酸弱碱盐（NH 4Ac ），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。
【板书】（1）有弱才水解，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。
【讲】强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性。
弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定。
【板书】（2） 组成盐的酸越弱，水解程度越大【讲】例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA 和NaB ，其溶液的pH 前者大于后者，则酸HA 和HB 的相对强弱为HB>HA ，这条规律可用于利用盐的pH 值判断酸性的强弱。
【投影】酸的强弱顺序：H 3PO 4>H 2SO 3>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO>A l (O H )3【板书】（3） 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。
（4） 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。
HCO 3-,HS -,HPO 42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO 3-,H 2PO 4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性【问】请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？ 【板书】5、盐类水解离子方程式的书写中和水解【讲】一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。
【讲】盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微弱的，盐类水解不写==，而用“”【板书】（1）写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋，阴离子水解生成OH―；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。
【讲】多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。
值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体，【投影】以CO32―为例，的水解的离子方程式：CO 32― +H2O HCO3― +OH― (主要)HCO 3― +H2O H2CO3 +OH― (次要)Al3＋水解的离子方程式：Al3＋+3H 2O A l(O H)3 +3H＋【板书】（2）注意的问题：○1水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
○2水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。
（Al2S3、Al2(SO4)3例外）○3多元酸盐的水解是分步进行的。
如：CO32−+ H2O HCO3− +OH−HCO3− +H2O 2CO3 + OH−多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+【讲】多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。
【板书】（3）双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。
【讲】在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。
【投影】①能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O ，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O ，有“==”和“↑”和“↓”②书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。
常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2―、CO32―、HCO3―；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。
【小结】各类盐水解的比较。
【随堂练习】1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是( C )A、Na2CO3、NaHCO3、NaCl 、NH4ClB、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3【规律小结】水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强。