专题八电离平衡及其盐类水解(教师版)

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电离平衡和盐类的水解

电离平衡应用1．pH ＝1的两种酸溶液A 、B 各1 mL ，分别加水稀释到1000 mL ，其pH 与溶液体积的关系如图所示，下列说法不正确的是 ( )A ．A 、B 两种酸溶液的物质的量浓度一定相等B ．稀释后，B 酸溶液的酸性比A 酸溶液弱C ．若a ＝4，则A 是强酸，B 是弱酸D ．若1<a <4，则A 、B 都是弱酸2．室温下，甲溶液中水电离出的H ＋浓度为10－12mol·L －1，乙溶液中水电离出的H ＋浓度为10－2mol·L －1，下列说法正确的是( ) A ．甲、乙两溶液的pH 不可能相同B ．甲、乙两种溶液中加入Al 粉都一定会产生H 2C ．HCO －3不可能在甲、乙两溶液中大量共存 D ．甲不可能是盐溶液，乙不可能是酸或碱溶液 3．下列各溶液中能大量共存的离子组是( )A ．使酚酞溶液呈红色的溶液中：Mg 2＋、Cu 2＋、SO 2－4、K ＋B ．使pH ＝1的溶液中：Fe 2＋、I －、NO －3、Cl －C ．c (H ＋)＝1.0×10－14mol·L －1的溶液中：Na ＋、AlO －2、S 2－、SO 2－3D ．水电离出的c (H ＋)与c (OH －)乘积为10－28的溶液中：K ＋、Na ＋、HCO －3、Ca 2＋4．已知NaHSO 4在水中的电离方程式为：NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－4。

某温度下，向pH ＝6的蒸馏水中加入NaHSO 4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH 为2。

对于该溶液，下列叙述中不正确的是( )A ．该温度下加入等体积pH ＝12的NaOH 溶液可使反应后的溶液恰好呈中性B ．水电离出来的c (H ＋)＝1×10－10mol·L －1C ．c (H ＋)＝c (OH －)＋c (SO 2－4) D ．该温度高于25℃5．(1)常温下，将 1 mL pH ＝1的H 2SO 4溶液加水稀释到100 mL ，稀释后的溶液中c (H ＋)c (OH －)＝__________。

电离及水解平衡PPT教学课件

例题对于重水（D2O），在t°C时，Kw＝ 1.6×10－15，定义pD=－lg[D+]，则下列
说法正确的是（Ｃ）
A. t°C时纯重水pD＝7.0 B. t°C时，将0.01mol的NaOD溶解于D2O 中配成1L溶液，其pD＝12 C. t°C时，将0.01mol的DCl溶解于D2O中配成1L溶液，其pD＝2 D.在100ml0.25mol/L的DCl重水溶液中加入50ml0.2mol/L的NaOD溶液，其pD＝2.00
④酸无限稀释时，PH值 _趋__于__且__小__于__7_。_
⑤ 强碱稀释 10n 倍时， pH 值 _减__少__n_单__位__；
⑥ 弱碱稀释 10n 倍时， pH 值减__少__值__小__于__n_单__位__；
⑦碱溶液无限稀释时，pH值 _趋__于__且__大__于__7___。
Al3+
AlO2HCO3- Fe3+ CO32S2-
AlO2HCO3CO32-
关于离子浓度大小的比较：
１．三个原则：
①电荷守恒、②物料守恒、③浓度相同的弱电解质和它形成的盐共存时一般考虑电离，水解是次要的。
下列叙述正确的是（ C ）
A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+) B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－
51《电离及水解平衡》
考纲要求
电解质溶液（1）了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。（2）理解电解质的电离平衡概念。（3）了解水的电离、溶液pH等概念。（4）理解盐类水解的原理。了解盐溶液的酸碱性。
根据强弱电解质的概念回答下列问题： ⑴硫酸 ⑵蔗糖 ⑶氨 ⑷CH3COOH ⑸NH3.H2O ⑹ SO3 ⑺ CH3COONH4 ⑻ 乙醇 ⑼石墨⑽Ba(OH)2 ⑾ H3PO4

《盐类的水解》讲义

《盐类的水解》讲义一、盐类水解的概念在溶液中，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。

我们要知道，盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。

比如说，氯化铵（NH₄Cl）在水溶液中，NH₄⁺会和水电离出的OH⁻结合形成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），使得溶液中 c(H⁺）＞ c(OH⁻），溶液呈酸性。

而碳酸钠（Na₂CO₃）在水溶液中，CO₃²⁻会和水电离出的 H⁺结合形成碳酸氢根离子（HCO₃⁻），使得溶液中 c(OH⁻）＞ c(H⁺），溶液呈碱性。

二、盐类水解的特点1、可逆性盐类的水解反应是可逆的，存在水解平衡。

以醋酸钠（CH₃COONa）为例，CH₃COO⁻与 H₂O 电离出的 H⁺结合生成 CH₃COOH，同时 CH₃COOH 也会电离出 CH₃COO⁻和H⁺，水解和电离是一个动态的平衡过程。

2、吸热性盐类的水解反应是吸热反应，升高温度会促进水解。

这是因为温度升高，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大。

3、微弱性盐类的水解程度一般都比较小。

例如，即使是碳酸钠这样的强碱弱酸盐，其水解产生的氢氧根离子浓度也相对较小，溶液的碱性并不是特别强。

三、盐类水解的规律1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才会发生水解。

比如氯化钠（NaCl），钠离子和氯离子对应的酸和碱都是强酸强碱，所以不会水解。

而醋酸铵（CH₃COONH₄），其中的醋酸根离子和铵根离子分别对应的醋酸和一水合氨是弱酸和弱碱，所以会发生水解。

2、谁弱谁水解盐中的阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；阳离子对应的碱越弱，水解程度越大。

例如，相同浓度的碳酸钠（Na₂CO₃）和碳酸氢钠（NaHCO₃）溶液，由于碳酸的酸性弱于碳酸氢根的酸性，所以碳酸钠的水解程度大于碳酸氢钠。

3、谁强显谁性当盐中的阳离子对应的碱是强碱，阴离子对应的酸是弱酸时，溶液显碱性；反之，溶液显酸性。

初中物理《盐类的水解》说课稿

初中物理《盐类的水解》说课稿初中物理《盐类的水解》说课稿作为一名无私奉献的老师，通常会被要求编写说课稿，说课稿是进行说课准备的文稿，有着至关重要的作用。

那么说课稿应该怎么写才合适呢？以下是小编为大家收集的初中物理《盐类的水解》说课稿，仅供参考，欢迎大家阅读。

《盐类的水解》说课稿1一、说教学观由于本节课是基于活动教学观而进行的教学设计，下面我将简单介绍一下活动教学观。

活动教学观以“以活动促发展”为教学的指导思想，认为“活动”是“发展”的必由之路。

教学过程就是一个特殊的活动过程，教学的关键就在于构建学生的主体性学习活动，让学生在活动中完成对知识、技能、策略的掌握和学习能力的全面发展。

活动教学观是以在教学过程中构建具有创造性、实践性、操作性的学生主体活动为主要形式，以鼓励学生主动参与、主动探索、主动思考、主动实践为基本特征，以实现学生学习能力综合发展为核心，以促进学生整体素质全面提高为根本目的的教学观。

活动教学观具有以下三个特点：突出学生对知识主动探索发现的学习，强调学生独立探索与合作交流相结合，重视引导学生对知识进行概括和系统化。

在活动教学观的指导下，通过对教材以及学生分析，得出本节课的教学目标，根据教学目标进而组织教学活动，具体的教学过程分为：创设问题情境、组织问题解决、引导知识整理、指导练习应用、提供反馈评价。

首先，我来说一下我对教材的分析。

二、说教材分析鲁科版《化学反应原理》一共由三章组成，即：化学反应与能量转化，化学反应的方向、限度与速率，物质在水溶液中的行为。

第三章又分为水溶液，弱电解质的电离盐类的水解，沉淀溶解平衡，离子反应四节内容，而处于第二节第二大块的盐类的水解知识在高中化学学习中起到一个承前启后的作用，因为盐类水解的学习可以加深对强弱电解质，离子反应和离子反应方程式等知识更深的理解，同时对电解质在水溶液中的电离行为进一步认识。

并且盐类水解是继弱酸、弱碱及水的电离平衡体系之后的又一个电解质溶液的平衡体系，有利于学生形成完整的电解质溶液的平衡体系。

电离平衡及盐类水解

电离平衡一、电离：1、纯水是一定是中性溶液，因为水电离出的H + 和OH - 一定一样多的；但是PH 值可以不为7，电离是吸热反应，温度越高，电离程度越大，K W 越大。

2、在任何情况下，要看清楚题目当中的H + 和OH - 是由水电离出的还是由酸碱电离出的；注意在酸性或者碱性溶液中，如何求水电离出的H + 和OH - 。

注意：盐类水解出的H + 和OH - 是算做水的电离！3、弱酸（弱碱）和强碱（强酸）中和时，要看清楚是等浓度还是PH 值之和为14。

4、弱酸和弱碱电离程度与浓度变化的影响：相对整体来说，电离是很小的一部分。

同种物质，浓度越低，电离程度越大。

如 CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，若向其溶液中加水，平衡会向正反应方向进行（水解程度变大），但是C(CH 3COOH ）、C(CH 3COO)－、C(H ＋)的均变小，C(OH -)变大。

问：PH=3的CH 3COOH 1体积，PH=4的CH 3COOH 10体积，哪个溶液中的CH 3COOH 的物质的量更大？二、盐类水解：1、该离子对应酸（碱）的酸性（碱性）越弱，水解程度越强。

2.、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

如NaHCO 3溶液中：nC(Na +)＋nC(H +)＝nC(-3HCO )＋2nC(-23CO )＋nC(-OH )推出：C(Na +)＋C(H +)＝C(-3HCO )＋2C(-23CO )＋C(-OH ) 3、元素（原子）守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

如NaHCO 3溶液中nC(Na +)：nC(C)＝1：1，推出：C(Na +)＝C(-3HCO )＋C(-23CO )＋C(H 2CO 3)4、当弱酸（弱碱）与弱酸强碱盐（弱碱强酸盐）在一起时，注意先判断电离大于水解还是水解大于电离（可通过最后呈酸性还是碱性来判断）。

盐类水解详细知识点

专题八电离平衡及其盐类水解[2021高考预测】1•外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比拟仍将是命题的重点。

2•溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进展推理等试题在高考中出现的可能性较大。

3•溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比拟仍是今后高考的热点。

【难点突破】难点一、强、弱电解质的判断方法1.电离方而：不能全部电离，存在电离平衡，如(1)0.1 mol L ICH3COOH 溶液pH 约为3；(2)0.1 mol CHsCOOH溶液的导电能力比一样条件下盐酸的弱；(3)—样条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反响速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石裁试液变红，再加CH3COONH4,颜色变浅；⑸pH=l的CHSCOOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。

2.水解方而根据电解质越弱，对应离子水解能力越强(1)CH3COONa 水溶液的pH>7：(2)0.1 mol-L 1 CHsCOONa 溶液pH 比0.1 mol-L 1 NaCl 溶液大。

3.稀释方而如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。

c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。

叫、请体会图中的两层含义：(1)加水稀释一样倍数后的pH大小：氨水〉NaOH溶液，盐酸〉醋酸。

假设稀释伽倍,盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。

（2）稀释后的pH仍然相等，那么加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸〉盐酸。

4.利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。

如将醋酸参加碳酸钠溶液中，有气泡产生。

说明酸性：CH3COOH>H2C03O5 .利用元素周期律进展判断，如非金属性Cl>S>P>Si ,那么酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3（M高价氧化物对应水化物）：金属性：Na>Mg>AI,那么碱性: NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3o【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。

2022届高考化学一轮复习第八章水溶液中的电离平衡第23讲盐类的水解课件新人教版

考点一盐类的水解及其规律考点二盐类水解的影响因素及应用考点三溶液中微粒浓度大小的比较
考点一盐类的水解及其规律核心知识梳理
1．盐类的水解原理
在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的定义 —__H_＋_或__O__H__－__结合生成__弱__电__解__质____的反应
条件
可溶性盐中必须有__弱__酸____阴离子或__弱__碱____ —阳离子
(2)(2021·经典习题汇编)25 ℃时，0.1 mol·L－1 下列溶液的 pH 如表所
示，有关比较正确的是
(D )
序号 ①
②
③
④
⑤
溶液 NaCl CH3COONH4 NaClO NaHCO3
pH
7.0
7.0
10.3
8.3
A．酸性的相对强弱：HClO＜HCO－3 B．由水电离产生的 c(H＋)：①＝②
规律 —都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。具体分析如下：
盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐
实例
是否水解的离子
水解
NaCl、KNO3、否 Na2SO4
NH4Cl、
是
Cu(NO3)2
CH3COONa、是 Na2CO3
CH3COONH4 是
NH＋ 4 、Cu2＋
CH3COO－、 CO23 － CH3COO－、 NH＋ 4
3．水解平衡常数(能水解的盐表示为 MA) (1)表达式：若 MA 为强碱弱酸盐 Kh＝cOHc－A·－cHA，如醋酸钠溶液 CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，Kh＝cCHc3CCOHO3CHO×Oc－OH－。
(2)Kh 与 KW、Ka、Kb 之间的关系 ①盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于 KW，则 Kh＝KKWa 或 Kh＝KKWb 。 ②多元弱酸强碱盐，如 Na2CO3 的 Kh1＝KKaW2、Kh2＝KKaW1 ③一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵：Kh＝KaK×WKb。

弱电解质的电离平衡+盐类的水解+第1课时+参考教案

第2节弱电解质的电离平衡盐类的水解第1课时◆教学目标【知识与技能】1.了解pH的含义。

2.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。

【过程与方法】通过“活动·探究”和“交流·研讨”的活动，引导学生体会综合、分析、归纳等方法在解决水溶液问题中的应用。

【情感、态度与价值观】通过介绍与电离平衡相关应用知识,帮助学生认识水溶液在化学中的重要作用,体会化学知识在人类生产、生活中的应用。

◆教学重难点【教学重点】温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。

【教学难点】温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。

◆教学过程一、导入新课【引入新课】1.等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？PH 值相同吗？为什么？是什么原因造成的？2．pH值相同的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？为什么？是什么原因造成的？【学生】回答。

【教师总结】我们知道如电解质的电离是一个可逆过程，存在着电离平衡。

电离平衡是一种特殊的化学平衡。

它符合化学平衡的一切特征。

二、讲授新课教学环节一电离平衡常数【分析】以CH3COOH的电离为例分析电离平衡的建立过程：CH3COOH→CH3COO-＋H+CH3COO-＋H+→CH3COOHCH3COOH CH3COO-＋H+【提问】上述v-t图体现了CH3COOH在水中的电离有什么特点？【讲解】电离平衡时：v(离子化)=v(分子化)> 0；溶液中的分子浓度和离子浓度保持不变。

【讲解】在一定条件下达到电离平衡时，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是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

【交流研讨】根据前一章所学的化学平衡理论，分析一元弱酸(设化学式为HA)、一元弱碱（设化学式为BOH)的电离过程，并完成下列问题：1.写出弱酸、弱碱的电离方程式。

HA A-＋H+BOH B+＋OH-2.填写下表中的空白。

电离平衡盐类的水解课件

类水解平衡的重要因素。
04
电离平衡与水解平衡的应用
在化学分析中的应用
01
02
03
酸碱滴定法
利用电离平衡原理，通过滴定酸或碱的浓度来测定其他物质浓度。
沉淀滴定法
利用水解平衡原理，通过滴定沉淀物的浓度来测定其他物质浓度。
络合滴定法
利用络合物的形成和分解平衡，通过滴定络合物的浓度来测定其他物质浓度。
实验原理
盐类在水溶液中既发生电离，又发生水解，电离平衡和水解平衡是相互影响的。通过测量电导率的变化，可以研究盐类的电离平衡和水解平衡。
实验操作步骤
01
02
03
准备不同浓度的盐溶液，如氯化钠、氯化铵、氯化铝等。
将电导率仪与溶液接触，记录电导率数据。
改变盐溶液的浓度，重复上述操作，获得多组数据。
电离平衡盐类的水解课件
• 电离平衡与水解平衡的基本概念 • 盐类的电离平衡
• 电离平衡与水解平衡的应用 • 电离平衡与水解平衡的实验研究
01
电离平衡与水解平衡的基本概念
电离平衡的定义
01
电离平衡是指在一定条件下，弱电解质在水溶液中达到动态平衡的状态，此时正逆反应速率相等，各电解质保持不变。
温度越高，电离程度越大；反之，温度越低，电离程度越小。
03
盐类的水解平衡
盐类的水解过程
盐类的水解是指盐电离出的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应。
盐类的水解反应是可逆的，其平衡常数称为水解常数。
在水溶液中，盐的离子会与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合，形成弱电解质，从而打破水的电离平衡。
在药物制备中的应用

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【高考预测】1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。

2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。

3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。

【知识导学】一、强、弱电解质的判断方法1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如(1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；(2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；(3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；(5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。

2．水解方面根据电解质越弱，对应离子水解能力越强(1)CH3COONa水溶液的pH>7；(2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。

3．稀释方面如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。

c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。

请体会图中的两层含义：(1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。

若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。

(2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。

4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。

如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。

说明酸性：CH 3COOH>H 2CO 3。

5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si ，则酸性HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4>H 2SiO 3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al ，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。

【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。

二、水的电离1. 水的电离及离子积常数⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离： H 2O 2+H 2O 2H 3O ++HO 2－简写为 H 2OH ++OH －（正反应为吸热反应）其电离平衡常数：Ka = O][H ]][OH [H 2-⑵水的离子积常数：Kw=[H +][OH -]250C 时Kw =1.0×10-14 mol 2·L -2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw 增大。

如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol 2·L -2 .⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw 。

2. 影响水的电离平衡的因素⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H +或OH -,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。

⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H +]与[OH -]同时同等程度的增加，pH 变小，但[ H +]与[OH -]始终相等，故仍呈中性。

⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。

⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H +直接作用，使[ H +]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。

3.溶液的酸碱性和pH 的关系 ⑴ pH 的计算： pH=-lg[H +] ⑵酸碱性和pH 的关系：在室温下，中性溶液：[H +]=[OH －]=1.0×10-7 mol· L -1, pH =7酸性溶液： [H +]＞[OH －] , [H +]＞1.0×10-7 mol·L -1, pH ＜7碱性溶液： [H +]＜[OH －] , [H +]＜1.0×10-7 mol·L -1, pH ＞7⑶pH 的测定方法：①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH 范围 ②pH 试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 ③pH 计: 精确地测定溶液酸碱性强弱4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH 计算： ①酸混合：直接算 [ H +]，再求pH 。

②碱混合：先算[ OH -]后转化为[ H +]，再求pH 。

③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H +]，再求pH ；若碱过量，先求[ OH -]，再转化为[ H +]，最后求pH 。

[H +]混 =碱酸碱碱酸酸－V V ++V ][OH V ][H -[OH －]混 =碱酸酸酸碱碱V V +-+V ][H V ][OH -三、盐类水解盐类水解的规律有弱才水解，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。

由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。

(1)(2)组成盐的弱碱阳离子(M ＋)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A －)能水解显碱性。

M ＋＋H 2O MOH ＋H ＋显酸性A －＋H 2O HA ＋OH －显碱性(3)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。

盐类水解离子方程式的书写1．注意事项(1)一般要写可逆“”，只有彻底水解才用“===”。

(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。

(3)气体物质不写气体符号“↑”。

2．书写方法(1)弱酸强碱盐①一元弱酸强碱盐水解弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。

例如：CH3COONa＋H2O3COOH＋NaOH离子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－②多元弱酸根阴离子分步水解由于多元弱酸的电离是分多步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的，阴离子带几个电荷就要水解几步。

第一步水解最易，第二步较难，第三步水解更难。

例如：Na2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOHNaHCO3＋H2O H2CO3＋NaOH离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－③多元弱酸的酸式强碱盐水解例如：NaHCO3＋H2O H2CO3＋NaOH离子方程式：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(2)强酸弱碱盐①一元弱碱弱碱阳离子参与水解，生成弱碱。

②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。

例如：AlCl 3＋3H 2O Al(OH)3＋3HCl离子方程式：Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋(3)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。

可用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。

例如：将Al 2(SO 4)3溶液和NaHCO 3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体，离子方程式为：Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。

常见的离子间发生双水解的有：Fe 3＋与CO 2－3、HCO －3等，Al 3＋与AlO －2、CO 2－3、HCO －3、S 2－、HS －等。

影响盐类水解的因素1．内因：盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。

2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。

(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。

(2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。

(3)外加酸、碱或盐：外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。

归纳总结：上述有关因素对水解平衡的影响结果，可以具体总结成下表(以CH 3COO－＋H 2O CH 3COOH ＋OH －为例)：1．化肥的合理使用，有时要考虑盐类的水解例如，铵态氮肥与草木灰不能混合使用，因草木灰的主要成分K 2CO 3水解呈碱性：CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －，铵态氮肥中NH ＋4遇OH －逸出NH 3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低。

2．用热碱去污如用热的Na 2CO 3溶液去污能力较强，盐类的水解是吸热反应，升高温度，有利于Na 2CO 3水解，使其溶液显碱性。

3．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解。

(1)配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl 3、SnCl 2溶液时常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到相应的浓度，以抑制它们的水解，配制Fe 2(SO 4)3溶液时，滴几滴稀硫酸。

(2)配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解，如配制Na 2CO 3、NaHS 溶液时滴几滴NaOH 溶液。

4．物质制取如制取Al 2S 3，不能用湿法，若用Na 2S 溶液和AlCl 3溶液，两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Al 2S 3。

制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：2Al ＋3S=====ΔAl 2S 3。

5．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解，如Na 2CO 3、NaHCO 3溶液因CO 2－3、HCO －3水解使溶液呈碱性，OH －与玻璃中的SiO 2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。

6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解时的相互促进，如泡沫灭火器的原理：将硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al 2(SO 4)3＋6NaHCO 3===3Na 2SO 4＋2Al(OH)3↓＋6CO 2↑，产生大量CO 2来灭火。

7．用盐(铁盐、铝盐)作净水剂时需考虑盐类水解。

例如，明矾KAl(SO 4)2·12H 2O 净水原理：Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3(胶体)＋3H ＋，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮的杂质生成沉淀而起到净水作用。

8．Mg 、Zn 等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH 4Cl 、AlCl 3、FeCl 3等)溶液中，产生H 2。

例如：将镁条投入NH 4Cl 溶液中，有H 2、NH 3产生，有关离子方程式为：NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋，Mg ＋2H ＋===Mg 2＋＋H 2↑。

9．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。

如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO 2：TiCl 4＋(x ＋2)H 2O(过量)TiO 2·x H 2O ＋4HClTiO 2·x H 2O 焙烧,TiO 2＋x H 2O 离子浓度大小比较规律 1．大小比较方法(1)考虑水解因素：如Na 2CO 3溶液中CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH － HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －，所以c (Na ＋)＞c (CO 2－3)＞c (OH －)＞c (HCO －3)(2)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的影响程度。