2014-2015学年高中化学 3.2 弱电解质的电离 盐类水解 第2课时 盐类的水解同课异构课件 鲁科版选修4
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解【学习目标】1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论；2、认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素；3、能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
第一课时【复习巩固】1、电解质： 。
非电解质： 。
23、写出下列物质的电离方程式：（1）HCl （2）KNO 3 （3）HF （4）HClO （5）NH 3·H 2O 【新课导入】实验：25℃，取等体积，浓度均为1mol/L 的盐酸和醋酸溶液分别与镁条反应，观察实验初始阶段的现象。
（现象：开始时，镁条与盐酸反应较快，放出大量气泡。
）【设疑】为什么会出现这样的现象？生成氢气的速率受哪些因素的影响？等浓度的盐酸与醋酸溶液中氢离子的浓度为什么不同？【学生练习】写出HCl 与CH 3COOH 电离的方程式。
HCl = H + + Cl -CH 3COOH CH 3COO - + H +弱电解质的电离既然是不完全的，那么一定条件下，电离进行到一定程度就会达到平衡状态，即建立了电离平衡。
一、弱电解质的电离平衡电离平衡与化学平衡有很多相似之处，请同学们根据醋酸的电离方程式，写出醋酸的电离平衡常数表达式。
CH 3COOH CH 3COO - + H + K a =1、电离平衡常数（1）涵义：弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。
（2）符号：弱酸电离平衡常数：K a[H +][CH 3COO -] [CH 3COOH]弱碱电离平衡常数：K b【迁移应用】根据化学平衡常数的相关知识推测电离平衡常数受什么因素的影响？与弱电解质的电离程度有什么关系？（2）影响因素：受温度的影响，与溶液的浓度无关。
（3）与电离程度的关系：电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
已知：K a（HCN）=6.2×10-10mol/LK a(CH3COOH)=1.7×10-5mol/LK a(HF)=6.8×10-4mol/L则三种酸的酸性由弱到强的顺序是氢氰酸、醋酸、氢氟酸。
第2课时 盐类水解的原理
弱酸弱碱盐
弱碱阳离子水解 使溶液呈酸性
不水解， 溶液呈中性
弱酸酸根离子水解 使溶液呈碱性
1. 相同浓度的强酸弱碱盐溶液为什么酸性不一样， 相同浓度的弱酸强碱盐溶液为什么碱性不一样？
2. 怎么判断弱酸弱碱盐溶液的酸碱性？
二. 盐类水解的规律 越弱越水解
室温下，相同浓度的CH3COONa溶液和NaClO溶液相比， 哪种溶液的碱性更强？ 已知：Ka(CH3COOH)= 1.7×10-5 mol/L
碱性
判断室温下NH4NO2溶液的酸碱性？ 已知：Kb(NH3·H2O)= 1.7×10-5 mol/L
Ka(HNO2)= 7.1×10-4 mol/L
酸性
学以致用 室温下，相同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比， 哪种溶液的碱性更强？ 已知：Ka1(H2CO3)= 4.2×10-7 mol/L Ka2(H2CO3)= 5.6×10-11 mol/L Na2CO3溶液
判断NaClO溶液的酸碱性并写出水解方程式。 碱性 ClO- + H2O ⇌ HClO + OH-
Na2CO3 CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OHHCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH-
大多数盐类的 水解很微弱， 水解时通常不生
成沉淀或气体。
AlCl3 Al3+ + 3H2O ⇌ Al(OH)3 + 3H+
多元弱酸酸根离子的水解方程式分步书写 多元弱碱阳离子的水解方程式一步书写
水解过程可逆， 水解吸热。
学以致用
同步P94 拓展训练 T2 写出下列物质发生水解反应的离子方程式， 并指明溶液的酸碱性。
(1) Na2S (2) CuSO4 (3) NH4NO3 (4)
高中化学第2节弱电解质的电离盐类的水解第2课时盐类的水解课后习题鲁科版选择性必修1
第2课时盐类的水解A级必备知识基础练1.下列有关盐类水解的说法不正确的是( )A.盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程C.盐类水解的结果使溶液不一定呈中性D.Na2CO3水解的实质是Na+与H2O电离出的OH-结合生成了NaOH2.(2022山东青岛黄岛高二期末)室温下,有关下列溶液的说法正确的是( )A.加水稀释0.1 mol·L-1 Na2S溶液时,溶液中各离子浓度均减小B.pH相同的NH4Cl和CH3COOH溶液中水的电离程度相同C.pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三种溶液的c(Na+):③>②>①D.将a mol·L-1的氨水与0.1 mol·L-1盐酸等体积混合,平衡时c平(N)=c平(Cl-),NH3·H2O的电离平衡常数可表示为 mol·L-13.(2022湖北高二期末)下列事实与盐类的水解有关的是( )A.NaHSO4溶液呈酸性B.配制CuCl2溶液,用稀盐酸溶解CuCl2固体C.配制硫酸亚铁溶液时需加入少量铁粉D.“钡餐”用BaSO4,而不用BaCO34.下列各物质室温下发生水解,对应的离子方程式正确的是( )A.Na2CO3:C+2H2O H2O+CO2↑+2OH-B.NH4Cl:N+H2O NH3·H2O+OH-C.CuSO4:Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+D.NaF:F-+H2O HF+OH-5.将CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合并配制成稀溶液,所得溶液的pH为4.7,下列说法错误的是( )A.CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度B.CH3COONa的水解程度大于CH3COOH的电离程度C.CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解D.CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离6.在反应Al3++3H2O Al(OH)3+3H+的平衡体系中,要使平衡向水解方向移动,且使溶液的pH增大,应采取的措施是( )A.加热B.通入HCl气体C.加入适量的NaOH溶液D.加入固体AlCl37.对滴有酚酞的下列溶液,操作后颜色变深的是( )A.明矾溶液加热B.CH3COONa溶液加热C.氨水中加入少量NH4Cl固体D.小苏打溶液中加入少量NaCl固体8.25 ℃时,浓度均为0.2 mol·L-1的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是( )A.均存在电离平衡和水解平衡B.存在的粒子种类相同C.c平(OH-)前者大于后者D.分别加入NaOH固体,恢复到原温度,c平(C)均增大9.25 ℃时,用pH试纸测得0.1 mol·L-1 NaNO2溶液的pH>7。
(鲁科版)化学选修四：3.2弱电解质的电离 盐类的水解(第1课时+第2课时+第三课时)课件
归纳： CH3COOH
CH3COO¯ + H+ Δ H>0
电离 n(H+) 增大 增大 c(H+) 增大 减小 增大 增大 减小 减小 减小 程度 增大 增大 减小 减小 增大 减小 增大
平衡移动的 电离平衡 方向 升温 右 右 右 常数Ka 增大
加水稀释
加冰醋酸 通HCl气体 NaOH固体 CH3COONa
增大趋势的是（ D ） A．c(CH3COO-) C．c(CH3COOH) B．c(H+) D．c(OH-)
2.在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡： CH3COOH CH3COO―+H+。对于该平衡，下列叙述正确
的是( A )
A.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 B.加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动 C.滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减少 D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
25℃时醋酸的Ka=1.7×10-5 mol·L-1，求0.10 mol·L-1
的醋酸溶液中H+的浓度。 【提示】 结合三段式，利用电离常数的表达式计算。
【解析】 设生成的H+ 物质的量浓度为x。
CH3COOH
起始 转化 平衡 0.10 mol·L-1 x
H+ + CH3COO
0 x 0 x
-
(0.10-x)mol·L-1 x
E.HCO3-+H2O
F.Fe(OH)3
CO32-+H3O+
Fe3++3OH-
三、影响电离平衡的有哪些因素
1.内因：电解质本身的性质。 2.外界条件 （1）温度 越热越电离。 电离过程是吸热过程，温度升高向电离方向移动。 （2）浓度 越稀越电离。 浓度越大，电离程度（转化率）越小。
第二节弱电解质电离盐类水解(2)
物质在水中的行为》（2）第二节《弱电解质电离盐类水解》（第二课时）【考试说明】：理解盐类水解的定义、实质、影响盐类水解的因素及盐类水解的应用。
【知识梳理】：一、盐类的水解：1．盐类水解的定义：在溶液中电离出来的跟水电离出来的或结合生成的反应，叫做盐类的水解。
2．盐类水解的实质：盐电离出来的离子促进了水的电离。
3．盐类水解的规律：“有弱才水解，谁弱谁水解；越弱越水解，弱弱都水解；谁强显谁性，等强显中性，弱弱相对定”【例1】：4．盐类水解的类型（1）强碱弱酸盐的水解：“弱酸根离子+ 水==== 弱电解质+ 氢氧根离子”，实质：组成盐的弱酸根离子跟结合生成弱电解质的反应。
平衡时，[OH―]>[H＋]，溶液呈碱性。
【例如】Na2CO3二元弱酸盐的水解，分步进行：第一步：（生成酸式盐和碱）；第二步：（水解生成酸和碱）。
（2）强酸弱碱盐的水解：“弱碱阳离子+ 水==== 弱电解质+ 氢离子”，实质：组成盐的弱碱阳离子跟结合生成弱电解质的反应。
平衡时，[H＋] >[OH―]，溶液呈酸性。
【例如】Al3+ + 3H2O ===NH4+ + H2O ===Fe3+ + 3H2O ===（3）弱酸弱碱盐的水解：实质：组成盐的弱酸根离子和弱碱阳离子分别跟结合生成弱电解质的反应。
平衡时，溶液的酸碱性要看离子的水解程度或离子水解后生成的弱酸、弱碱的相结强弱而定。
【例如】在NH 4Ac 溶液中存在：NH 4+ + H 2O === NH 3·H 2O + H ＋； Ac －+ H 2O === HAc+OH ―；总反应：NH 4+ + Ac －+H 2O === NH 3·H 2O + HAc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，从而溶液显中性。
（4）强酸强碱盐不．水解：溶液中[H ＋]=[OH ―]，溶液显中性。
5．影响盐类水解的因素： （1）内因：盐的本身的性质 （2）外因：①温度：盐的水解是吸热反应，升高温度，水解程度增大； ②浓度：盐的浓度越小，水解程度就越大； ③外加酸、碱：外加酸、碱能促进或抑制盐的水解。
高中化学32《弱电解质的电离盐类的水解》课件1鲁科版选修
习题
C.常温下，在0.1mol/L的氨水中 ，加入少量NH_{4}Cl晶体，溶液 中$frac{c(OH^{-})}{c(H^{+})}$
的值减小
D.常温下，向饱和的石灰水中加 入少量CaO，恢复至原温度，溶
液中$frac{c(Ca^{2 +})}{c(OH^{-})}$的值不变
习题3：下列有关电解质溶液的 说法正确的是( )
02
在生活中，可以利用盐类的水解 来处理某些问题，例如去除铜锈 、增强土壤酸性等。
03
实验探究
实验目的
01
02
03
04
探究弱电解质在水溶液中的电 离平衡。
了解盐类在水溶液中的水解反 应。
掌握影响弱电解质电离和水解 的因素。
培养实验操作技能和观察分析 能力。
实验原理
弱电解质在水溶液中存在电离平 衡，其电离程度受温度、浓度等
建议2
多做习题练习：通过大量的习题练 习，加深对知识点的理解和记忆， 提高解题能力和思维灵活性。
建议3
归纳总结规律：在学习过程中，要 注意归纳总结知识点之间的联系和 规律，形成完整的知识体系。
THANKS
感谢观看
因素影响。
盐类在水溶液中会发生水解反应 ，生成相应的酸或碱，其水解程 度同样受温度、浓度等因素影响
。
通过实验观察弱电解质和盐类的 电离和水解现象，分析影响其电 离和水解的因素，从而加深对相
关理论知识的理解。
实验步骤
01
02
03
04
准备实验试剂和器材， 包括醋酸、氯化钠、酚 酞指示剂、pH试纸等。
设计实验方案，包括实 验操作步骤、观察指标 和记录表格等。
05
总结与回顾
第二节+弱电解质的电离+盐类的水解+2、3课时
第二节弱电解质的电离盐类的水解第二课时盐类的水解一、学习目标1、掌握盐的水解原理及规律2、掌握水解的表示方法，并能正确书写水解方程式。
二、重点·难点1、盐的水解规律2、水解方程式的书写【温故知新】1、写出醋酸的电离方程式并表示出电离常数，分析使醋酸电离平衡正向移动的因素有哪些？2、思考氯化钠溶液、碳酸钠溶液是否都显中性？碳酸钠为什么俗称纯碱？三、学习过程【活动探究】盐溶液都显中性吗？阅读课本p82观察实验现象并填写有关表格【想一想】这些盐既不能电离出H+也不能电离出OH-，但是有些不显中性，你知道为什么吗？例如：醋酸钠的显碱性的原因：【分析：】电离产生的______可以与水电离产生的____结合成_________，消耗溶液中的_____，使水的电离平衡向________的方向移动，最终导致溶液中____大于____，因而CH3COONa溶液显_____性。
【试一试】现在你能否试着分析出上面表格中氯化铵、碳酸钠、硫酸铝不显中性的原因？【总结】盐类的水解原理：1、盐类的水解：在溶液中盐电离出来的______与水电离出来的____或_____结合生成__________的反应，叫做盐类的水解。
2、盐类的水解实质：在溶液中盐电离出来的弱酸_____离子或弱碱____离子与水电离出来的___或_____结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，____了水的电离度。
大多数盐的水解使得溶液中______浓度和______离子不相等，从而使溶液显示出不同程度的酸碱性。
【归纳】：盐类水解的规律有哪些？【试一试】1、将①H +②Cl -③Al 3+④K +⑤S 2-⑥OH -⑦NO 3-⑧NH 4+ 分别加入到H 2O 中，能够促进水的电离的是： （ ） A.①③⑤⑧ B. ③⑤⑧ C. ①⑥ D.②④⑥⑧3、盐类水解的方程式:例如：氯化铵溶液水解方程式为： NH 4++H 2OH ++NH 3•H 2O盐类的水解反应可看做中和反应的逆反应：盐+水酸+碱由于中和反应是放热反应，所以水解反应是 反应。
高中化学《盐类的水解》说课逐字稿
高中化学《盐类的水解》说课稿各位老师，大家好，我是今天的××号考生，我说课的题目是《弱电解质的电离盐类的水解》第2课时——盐类的水解。
接下来，我将以教什么、怎么教、为什么这么教为教学思路，从教材、学情、教学目标、教学重难点、教学过程、板书设计等几个方面开始我的说课。
(过渡：教材分析是上好一堂课的前提条件，在正式内容开始之前，我要先谈一谈对教材的理解。
)一、教材分析《盐类的水解》是鲁科版高中化学选修4第3章第2节的内容。
第二课时从“活动探究”出发探究了盐溶液的酸碱性，分析溶液中微粒之间的相互作用。
以醋酸钠、氯化铵溶液为例，说明了盐类水解的原理，总结了盐类水解的规律。
通过本节课的学习能够引导学生在探究过程中学习化学反应原理，提析解决问题的能力与合作交流意识。
(过渡：教师不仅要对教材进行分析，还要对学生的情况有清晰明了的掌握，这样才能做到因材施教，有的放矢，接下来我将对学情进行分析。
)二、学情分析学生在之前已经学习了化学平衡、弱电解质电离的相关知识，在初中学习碳酸钠的相关性质时就已经知道了盐溶液并不一定都是呈现中性的，为本节课学习盐类的水解原理奠定了基础。
因此在开展本节课的授课时，我会基于学生的原有认知引导学生参与原理的获取过程，在学习知识的过程中获取学习的方法。
(过渡：根据新课程标准，教材特点和学生实际，我确定了如下教学目标：)三、教学目标1.能够结合醋酸钠、氯化铵的水解说明盐类水解的原理;结合盐类水解的规律分析盐溶液的酸碱性。
2.通过实验探究盐溶液的酸碱性，分析盐溶液并不呈现中性的原因，体验科学探究的一般过程，分析解决问题的能力有所提高。
3.在探究中感受化学学习的乐趣，体验探究化学原理的奇妙。
(过渡：根据新课标要求与教学目标，我确定了如下的重难点：)四、教学重难点【重点】盐类水解的原理。
【难点】盐类水解的规律。
(过渡：为了解决重点，突破重点，我确定了如下的教学方法。
)五、教学方法讲授法、小组合作探究法。
3.3.2第2课时 盐类水解反应的利用
【典例1】(2012·深圳高二检测)为了配制NH4+的浓度和Cl-的浓 度比为1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入( A.适量的HCl C.适量的氨水 【思路点拨】 B.适量的NaCl D.适量的NaOH )
【解析】选C。由于NH4+水解使NH4Cl溶液中NH4+的浓度和Cl-的浓 度比小于1∶1,要使NH4+的浓度和Cl-的浓度比为1∶1,可通过抑 制水解达到目的。最好的方法是加入适量的氨水抑制 NH4+水解。 A项虽可抑制水解，但增加了Cl-，B项引入了Na+，增加了Cl-；D 项促进了水解，且引入了Na+。
2.常温下，由水电离的c(OH-)＝1×10-3 mol·L-1时，可能是 NaOH溶液，也可能是FeCl3溶液。(×) 分析:纯水电离的c(OH-)＝c(H+)＝1×10-7 mol·L-1， 1×10-3 mol·L-1＞1×10-7 mol·L-1，所以c(OH-)＝ 1×10-3 mol·L-1的溶液使水的电离被促进了，一定不是酸 溶液也不是碱溶液，应该是盐溶液。
氢氧化 3.用盐作净水剂：如铝盐、铁盐溶于水时，水解生成_______ 物胶体 ，可以净水。 _______
3++3H O Fe(OH)3+3H+ 即：Fe ________________________, 2 3++3H O Al Al(OH)3+3H+。 ________________________ 2
(2)影响水解的因素有哪些？它们是如何影响水解平衡的？
1.盐类水解的特点
中和 反应互为可逆反应。 (1)与_____ 较小 ，存在_____ 平衡 状态。 (2)一般程度_____
高中化学【弱电解质的电离 盐类的水解】教案
弱电解质的电离 盐类的水解学习目标1、使学生知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。
2、使学生知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要作用。
本节教材的重点和难点是温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。
一、弱电解质的电离平衡1、电离平衡常数一元弱酸电离平衡常数：a k COOH CH 3+-+H COO CH 3]COOH [CH ]H []COO CH [33a +-⋅=K 多元酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，各级电离常数逐级减小。
且一般相差很大。
（1）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与 无关。
（2）K 的意义：K 值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较 。
K 值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较 。
2、影响电离平衡的外界因素（1）温度：温度升高，电离平衡 移动，电离程度 。
温度降低，电离平衡 移动，电离程度 。
（2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡 移动，电离程度 ； 电解质溶液浓度越小，平衡 移动，电离程度[典题解悟][例1] 能说明醋酸是弱电解质的事实是（ ）A 醋酸溶液的导电性比盐酸强B 醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳C 醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降D 0.1mol•L-1的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.01 mol•L-1[例2]下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（）A弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值B弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱D多元弱酸的各级电离常数相同二．盐类的水解实验准备浓度均为0.1mol·L-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3溶液和蒸馏水(洗瓶)、pH试纸、表面皿（或玻璃片）、玻璃棒。
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强酸 酸
弱酸
强碱 碱
弱碱
酸碱 强酸 强碱 弱酸 强碱 强酸 弱碱 弱酸 弱碱
盐的类型
强酸强碱盐
(NaCl)
弱酸强碱盐
(CH3COONa)
强酸弱碱盐
(NH4Cl)
弱酸弱碱盐
(CH3COONH4)
是否水解
否
(无弱不水解)
是
(酸弱酸水解)
是
(碱弱碱水解)
是
(都弱都水解)
盐溶液的 酸碱性 中性 碱性 酸性
CH3COONa 在水溶液中反应的本质和结 果是什么？
CH3COONa=CH3COO - + Na+
促进水 的电离
H2O
H+ + OH-
CH3COOH
最终
[OH-]>[H+] 溶液呈碱性
离子方程式 CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-
NH4Cl = NH4+ + Cl+
H2O
OH- + H+
PH=9的CH3COONa溶液中由水电离的[OH-] 10-5mol/L,
迁移 运用
1、下列水解离子方程式正确的是( A) A．Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ B．Br- + H2O HBr + OHC．CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OHD．NH4+ +2H2O NH3·H2O + H3O+
判断下列盐溶液的酸碱性,写出水解离子方程式 NH4NO3 Na2CO3 KAl(SO4)2 FeCl3
NH4++H2O NH3·H2O+H+ CO32-+H2O H2CO3+2OH-
CO32-+H2O HCO3- +OHHCO3- +H2O H2CO3+OHAl3+ +3H2O Al(OH)3+3H+
第3章 物质在水溶液中的行为
第2节 弱电解质的电离 盐类水解
为什么碳酸钠俗称 纯碱？
探 究:
不仅碳酸钠溶液显碱性，CH3COONa溶 液也显碱性。分析其原因
CH3COONa溶液中存在哪些电离？
CH3COONa溶液中存在哪些离子？
CH3COONa溶液中哪些离子能共存？哪些 离子不能共存?写出离子方程式
小结
• 定义: 盐的弱离子跟水电离的离子生成弱电解质 • 实质: 生成弱电解质,促进了水的电离平衡 • 结果: 盐溶液呈酸性或碱性 • 条件: 可溶,弱离子 • 规律: 有弱才水解,谁强显谁性 • 补充: 多元弱酸的酸根离子分步水解 • 水解方程式的书写
例题:
PH=5的NH4Cl溶液中由水电离的[H+]=_1_0-_5m__o,l/L
促进水的 电离
NH3·H2O
最终
[H+]>[OH-] 溶液呈酸性
水解离子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
归纳 总结 盐类的水解
弱酸阴离子或 弱碱阳离子
1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与
水电离产生的H+或OH-结合生成弱 电解质的反应，叫做盐类的水解。
2、实质：盐电离出的离子与水电离出的
Fe3+ +3H2O Fe (OH)3+3H+
分步水解 以第一步为主
书写离子方程式的注意事项
1.用可逆符号： 2.多元弱酸根离子分步水解，第一步 较易发生，水解方程式一般只需写第 一步的水解. 3.对于沉淀气体符号↓或↑-----不能标
原因：一般盐类的水解的程度很小，水解产 物也很少,通常不生成沉淀或气体，也不发 生分解。
离子反应生成弱电解质，破坏了水 的电离平衡,促进了水的电离。
3、结果：破坏了H+和OH-浓度的等量关系
使溶液呈酸性或碱性。
4、 特征： ①属可逆反应，是中和反应的逆反应。 ②水解程度一般比较微弱。 ③盐类水解是吸热的。
5、盐类水解的条件：
（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴 离子或弱碱阳离子
思考：什么样的盐才能水解呢?
迁移 运用
2、在25。C时，在浓度为1mol/L的NH4HSO4、 NH4HCO3、NH4Cl的溶液中，测得c(NH4+)分别 为a、b、c（单位为mol/L），下列判断正确的
是（ C ）
A :a=b=c
B: a﹥b﹥c
C : a﹥c﹥b
D: c﹥a﹥b
迁移 运用
3、NH4Cl溶液中，离子浓度由大到小 的顺序正确的是 （B ）
盐类水解的规律：
有弱才水解 无弱不水解 越弱越水解 都弱双水解 谁强显谁性 同强显中性
影响水解的因素：
1.内因：反应物本身的性质 2.外因：（符合勒夏特列原理）
(1)、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的 水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
(2)、浓度 溶液浓度越小，盐的水解程度增大 (3)、外加电解质 能够抑制或促进水解
谁强显谁性
例：判断下列盐类是否能够水解，若能水解，则水解后的酸 碱性是怎样的？
NaCl K2SO4 NaAC Na2CO3
强酸强碱盐不水解，显中性 强碱弱酸盐水解显碱性
AlCl3
强酸弱碱盐水解显酸性
CH3COONH4
CH3COONH4 = CH3COO- + NH4+
H2O
H+ +
OH-
CH3COOH NH3·H2O
A．c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH)
B. c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) C. c(H+)>c(OH-)>c(NH4+)>c(Cl-) D. c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)