第25讲：盐类的水解
优质课课件-盐类的水解
NaHCO3溶液
醋酸钠的水解：
CH3COONa = CH3COO + Na+ + _ + H2O H + OH
CH3COOH _ CH3COO +H2O CH3COOH+OH
_
CH3COONa + H2O
CH3COOH+NaOH
氯化铵的水解
NH4Cl = NH4+ + Cl+
H2O
相遇相
相遇相互促进使水解趋于完全，不能大量共存。
4．盐溶液蒸干产物的判断
如AlCl3的制备，不能通过加热溶液、浓缩结晶的方法，因为温度升高，
水解程度增大，同时由于HCl挥发，生成Al(OH)3，若对沉淀继续加热灼 烧，Al(OH)3将分解生成Al2O3。
5．盐类水解在日常生活中的应用
(1)去污：如常把某些盐当作碱使用，如纯碱、肥皂具有去污作用，且热溶液的去 污能力比冷溶液的去污能力强。这是由于纯碱、肥皂都属于强碱弱酸盐，其水解后 溶液均显碱性，升高温度水解的程度增大，溶液的碱性增强。 (2)灭火：泡沫灭火器内所盛装的药品分别是 NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用 时将二者混合，能够水解彻底： Al3 ＋ ＋ 3HCO===Al(OH)3↓ ＋ 3CO2↑ 。在炸油条过 程中加入纯碱、明矾，利用水解产生的CO2气体，使油条变得松脆可口。 (3)净水：明矾用于净水，这是由于铝盐水解产生的氢氧化铝具有吸附性的缘故。 其水解的离子方程式为Al3＋＋3H2O 质，可用于净水。 Al(OH)3＋3H＋。铁盐也具有相类似的性
OH- + H+
NH3.H2O
NH4+ +H2O NH4Cl +H2O NH3.H2O + H+ NH3.H2O + HCl
盐类水解及其应用
于 HCO3－，故 Na2CO3 溶液中 c(OH－)更大，故 C 错。D 项，NaHCO3
溶液中加入 NaOH 固体：HCO3－＋OH－===H2O＋CO23－，c(CO23－)
增大，Na2CO3 溶液中加入 NaOH，导致 CO23－的水解平衡向左移动，
c(CO23－)增大，故 D 正确。
答案：C
FeCl3+3H2O ⑴加热促进水解
Fe(OH)3+3HCl ⑵HCl挥发
2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O
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问题5：Al2(SO4)3溶液加热蒸发后得到固
体是什么？
Al2(SO4)3+6H2O
2Al(OH)3+3H2SO4
尽管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于
H2SO4是高沸点酸，不易挥发，加热最终只
在碱性条件下去油污能力强
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４.工业生产中的盐类水解问题
问题8：金属镁与水反应比较困难，若加一些
NH4Cl很快产生大量气体？为什么？
NH4++H2O
NH3•H2O + H+
Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑ △
NH3•H2O == NH3 ↑ + H2O
总方程式：
Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3 +H2
mo/L）,则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c
B.c>a>b
C.b>a>c
D.a>c>b
23
高考在线
1.（09年重庆10）物质的量浓度相同的下列
溶液，pH由大到小排列正确的是 B
高中化学知识点详解《盐类的水解》
盐类水解知识点及习题考点1盐类水解反应的本质（一）盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成，从而了水的电离。
（二）盐类水解的条件：盐必须能；构成盐的离子中必须有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。
（三）盐类水解的结果（1）了水的电离。
（2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显，强碱弱酸盐的水溶液显，强酸强碱盐的水溶液显，弱酸弱碱盐的水溶液是。
（3）生成了弱电解质。
(四)特征（1）水解：盐+水酸 + 碱，ΔH 0（2）盐类水解的程度一般比较，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。
[特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。
如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，从而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH-)>c(H+)。
NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。
CH3COONH4[例1] 25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是（）①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4ClA、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、③>④>①>②[解析]①KNO3为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。
盐类的水解课件
盐类的水解课件盐类的水解盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，它们在水中溶解时会发生水解反应。
水解是指盐类在水中分解为酸和碱的过程。
在这个过程中，水分子起着重要的作用，它们与盐类的离子发生相互作用，导致盐类的分解。
本文将探讨盐类的水解反应以及其对溶液酸碱性质的影响。
一、盐类的水解反应盐类的水解反应可以分为两种类型：酸性盐的水解和碱性盐的水解。
1. 酸性盐的水解酸性盐是指在水中溶解时会释放出酸性氢离子（H+）的盐类。
当酸性盐溶解时，水分子与酸性盐的阳离子和酸根离子发生反应，产生酸和碱。
例如，氯化铵（NH4Cl）是一种常见的酸性盐，其水解反应可以表示为：NH4Cl + H2O → NH4OH + HCl在这个反应中，氯化铵分解为铵离子（NH4+）和氯离子（Cl-），水分子与铵离子发生反应生成氨气（NH3）和水（H2O），同时水分子与氯离子发生反应生成盐酸（HCl）。
2. 碱性盐的水解碱性盐是指在水中溶解时会释放出碱性氢氧根离子（OH-）的盐类。
当碱性盐溶解时，水分子与碱性盐的阳离子和阴离子发生反应，产生碱和酸。
例如，氯化钠（NaCl）是一种常见的碱性盐，其水解反应可以表示为：NaCl + H2O → NaOH + HCl在这个反应中，氯化钠分解为钠离子（Na+）和氯离子（Cl-），水分子与钠离子发生反应生成氢氧化钠（NaOH），同时水分子与氯离子发生反应生成盐酸（HCl）。
二、盐类水解对溶液酸碱性质的影响盐类的水解反应会影响溶液的酸碱性质。
具体来说，水解产生的酸和碱会改变溶液中的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度，从而影响溶液的pH值。
1. 酸性盐的水解酸性盐的水解会产生酸，增加溶液中的氢离子浓度，使溶液呈酸性。
例如，氯化铵的水解产生的盐酸会使溶液呈酸性。
2. 碱性盐的水解碱性盐的水解会产生碱，增加溶液中的氢氧根离子浓度，使溶液呈碱性。
例如，氯化钠的水解产生的氢氧化钠会使溶液呈碱性。
需要注意的是，不是所有的盐类都会发生水解反应。
盐类的水解课件完整版
盐类的水解课件完整版一、教学内容本节课我们将探讨《化学》教材中第三章第三节“盐类的水解”。
具体内容包括盐类水解的基本概念、原理及其应用。
通过学习，学生将理解并掌握盐类水解的实质、影响因素和实际应用。
二、教学目标1. 理解盐类水解的概念，掌握盐类水解的基本原理。
2. 学会分析盐类水解的影响因素，并能运用这些知识解决实际问题。
3. 培养学生的实验操作能力和科学思维。
三、教学难点与重点教学难点：盐类水解原理的理解和应用。
教学重点：盐类水解的概念、影响因素和实验操作。
四、教具与学具准备1. 教具：多媒体课件、实验器材（烧杯、试管、滴定管等）。
2. 学具：笔记本、笔、实验报告册。
五、教学过程1. 导入：通过展示一个实际情景——日常生活中盐的溶解现象，引发学生对盐类水解的思考。
2. 知识讲解：（1）介绍盐类水解的概念和实质。
（2）讲解盐类水解的影响因素，如温度、浓度等。
（3）举例说明盐类水解在生产和生活中的应用。
3. 例题讲解：通过讲解典型例题，让学生学会分析盐类水解问题。
4. 实践操作：学生分组进行实验，观察盐类水解现象，并记录实验结果。
5. 随堂练习：学生完成与盐类水解相关的习题，巩固所学知识。
六、板书设计1. 盐类水解的概念、实质。
2. 盐类水解的影响因素。
3. 盐类水解的应用。
七、作业设计1. 作业题目：（1）解释盐类水解的概念。
（2）列举并解释影响盐类水解的因素。
（3）举例说明盐类水解在生活中的应用。
2. 答案：（1）盐类水解：盐类在水中溶解时，发生水分子与盐离子之间的相互作用，使盐离子发生水解反应。
（2）影响因素：温度、浓度、溶剂性质等。
（3）应用：如洗涤剂、造纸、纺织等。
八、课后反思及拓展延伸1. 反思：通过本节课的学习，学生应掌握盐类水解的基本概念和原理，能够分析影响盐类水解的因素，并了解其实际应用。
2. 拓展延伸：鼓励学生查阅相关资料，了解盐类水解在环保、医药等领域的应用，提高学生的科学素养。
盐类的水解优秀课件
CH3COONa、 K2SO3
_____________ ___
_
_____
______
答案
规律方法
盐类水解的规律及拓展应用 1.“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN<CH3COOH， 则相同条件下碱性：KCN>CH3COOK 2.强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在
水溶液中：KHSO4===K＋＋H＋＋ SO24－。
解析答案
3.用一价离子组成的四种盐溶液：AC、BD、AD、BC，其物质的量 浓度均为1 mol·L－1。在室温下前两种溶液的pH＝7，第三种溶液的 pH＞7，最后一种溶液pH＜7，则正确的是( )
A AOH＞ 碱性
BOH 酸性 HC＞HD
B AOH＜
BOH HC＞HD
C AOH＞
BOH HC＜HD
其
正
确
的
操
作
是
：
_ __________________________________________________
______________________________________________________
_______________。你认为该溶液pH的范围一定介于_____之间。
4.相同条件下的水解程度 (1)正盐>相应酸式盐，如 SO23－>HSO－3 。
(2)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如 的
NH (NH4)2C＋4 O3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
水解：
返回
5.盐类水解离子方程式的书写要求 (1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆符号表示。 由于产物量很少，盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不 用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步 表示。 (3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。 (4)阴阳离子相互促进的水解，由于水解程度较大，书写时要 用“===”、“↑”、“↓”等。
高中化学——盐类的水解
盐类的水解课标解读要点网络1.了解盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
4.能正确书写盐类水解的化学或离子方程式。
盐类的水解原理及规律1．盐类的水解原理 (1)定义在溶液中由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。
(2)实质―→[H ＋]≠[OH －]―→溶液不再呈中性。
(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，ΔH >0 微弱→水解反应程度很微弱 (4)水解常数(K h ) A －＋H 2OHA ＋OH －的水解常数表达式K h ＝[HA][OH －][A －]＝[HA][OH －][H ＋][A －][H ＋]＝K WK a，若25 ℃，HA 的K a 为1×10－6 mol·L －1则A －的水解常数K h 为1×10－8mol·L －1。
2．盐类的水解规律(1)类型盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否—中性＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH＋4、Cu2＋酸性<7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO2－3碱性>7(2)一般规律有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，谁强显谁性；同强显中性，同弱不确定。
注意：这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。
3．水解离子方程式的书写(1)书写形式在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
(2)书写规律①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
高考专题盐类的水解知识点和经典习题
高考专题盐类的水解知识点和经典习题第２5说盐类的水解基础考点梳理最新考纲1.明白盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。
２.了解盐溶液的酸碱性,会比较盐溶液中离子浓度的大小。
自主复习一、盐类水解的定义和实质１．盐类水解的定义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.盐类水解的实质盐类的水解是盐跟水之间的化学反应,水解(反应)的实质是生成难电离的物质,使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。
3．盐类水解反应离子方程式的书写盐类水解普通程度非常小,水解产物也非常少，通常别生成沉淀或气体，书写水解方程式时,普通别用“↑”或“↓”。
盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，普通离子方程式中别写＝＝＝号,而写号。
4.盐类的水解与溶液的酸碱性①NａCl②NH4Cl ③Na２ＣO3④CH３COOＮa ⑤AlCl3五种溶液中呈酸性的有:②⑤。
呈碱性的有：③④。
呈中性的有：①。
二、盐类水解的妨碍因素及应用1．内因：盐本身的性质(1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,溶液碱性越强。
２.外因(1)温度：升高温度,水解平衡正向挪移,水解程度增大。
(2)浓度①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向挪移,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向挪移,水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
②增大ｃ(H+)，促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解；增大c （OH-)，促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。
3.盐类水解的应用（写离子方程式)（１)明矾净水：Ａl3+＋3H2O Al(OＨ)3+3H＋。
(2)制备Fe(ＯH)３胶体：Fｅ3+＋3H2O错误!Fe（OH)３（胶体)+3H＋。
(3)制泡沫灭火剂:Al3+＋3HCO错误!＝＝=Al(OH）３↓＋３CO2↑。
(4)草木灰与铵态氮胖混施：ＮH错误!+CO错误!＋H２O NH3·H2Ｏ+HCO -。
2019年高考化学基础课程(江苏版)讲义 第25讲 盐类的水解
第25讲盐类的水解重难点易错点解析题一：常温下，下列溶液的pH大于7的是（）A．NH4Cl B．H3PO4C．NaHCO3D．Na2SO4重点知识梳理：盐类的水解题二：完成水解反应的离子方程式：氯化铵溶液：____________________________；醋酸钠溶液：____________________________；氯化铁溶液：____________________________；硫酸铝溶液：____________________________；碳酸钠溶液：____________________________；硫酸铜溶液：____________________________。
题三：在水中加入下列物质，可使水的电离平衡正向移动，且所得溶液呈酸性的是（）A．NaCl B．H2SO4C．Na2CO3 D．NH4Cl重点知识梳理：影响盐类水解的因素练一练在FeCl3溶液中存在着平衡体系：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+，改变条件，填写下表。
（填“增大”、“减小”或“不变”及“向左”、“向右”或“不移动”）。
题四：实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（）A．防止硫酸铁分解B．抑制硫酸铁水解C．提高硫酸铁的溶解度D．提高溶液的pH重点知识梳理：盐类水解的应用金题精讲题一：下列物质能跟镁反应并生成氢气的是（）A．甲酸溶液B．氢氧化钠溶液C．氯化铵溶液D．碳酸钠溶液题二：等物质的量浓度的下列各溶液中，NH4+离子的浓度最大的是（）A．NH4HCO3 B．NH4HSO4C．NH4Cl D．NH3·H2O题三：相同温度，相同物质的量浓度的四种溶液：①CH3COONa，②NaHSO4，③NaCl，④Na2CO3，按pH值由大到小的顺序排列，正确的是（）A．④①③②B．①④③②C．①②③④D．④③①②题四：常温下某溶液中由水电离的c(H+) =10-10mol·L-1，该溶液中溶质不可能是（）A．NaHSO4 B．Al2(SO4)3C．NaOH D．HCl题五：在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH-离子浓度分别为Amol/L与Bmol/L，则A和B关系为（）A．A>B B．A=10-4 BC．B=10-4 A D．A=B。
盐类的水解 课件
讨论： a、电离程度大于水解程度显
酸
性，
如NaHSO3，等。
b、水解程度大于电离程度显 碱 性，
如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS等。
注意：酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其 电离和水解的相对强弱。
电离能力>水解能力，显酸性，如NaHSO3、 NaH2PO4 NaHSO4
电离能力<水解能力，显碱性，如NaHCO3、 Na2HPO4、 NaHS
盐类的水解
一、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、本质：弱电解质的生成破坏了水的电离平
衡，导致溶液中c(H+)、c(OH-)不再 相等，因此常常使溶液呈酸性或碱 性。
3、水解反应与中和反应的关系:
a、酸强于碱----- 酸 性，如(NH4)2SO3
b、碱强于酸---- 碱 性，如 NH4CN c、酸碱相当----- 中 性，如CH3COONH4
4、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！
例：
酸性：CH3COOH ＞ H2CO3 ＞ HCO3－
水解是吸热
酸+ 碱
中和 水解
盐+水 过程
盐的水解反应是中和反应的逆反应，中 和反应一般进行的比较彻底，因此一般 的水解反应的程度是非常微弱的。
正盐
酸碱
盐的类型
是否水解
盐溶液的 酸碱性
强酸 强碱
强酸强碱盐 (NaCl)
否 (无弱 不水解)
中性
弱酸
强碱
强碱弱酸盐 (CH3COONa)
盐类的水解
盐类的水解1、电解质的电离电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。
２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。
多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。
２、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-，H2O H+＋OH-。
在２５℃（常温）时，纯水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。
在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。
在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。
在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。
３、盐类水解在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。
多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。
４、电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：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：NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]如：Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)如：在A12(SO4)3溶液中：2×c(A13＋) + c(H＋) ＝3×c(SO42－) + c(OH－)．物料守恒：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。
盐类水解演示课件人教版
碱性
强酸强碱盐 强碱弱酸盐
NaHCO3
碱性
NH4Cl
酸性
强碱弱酸盐 强酸弱碱盐
(NH4)2SO4
酸性
强酸弱碱盐
一、寻找规律
一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
盐的类型
盐溶液酸碱性
强酸强碱盐
中性
强酸弱碱盐
酸性
强碱弱酸盐
碱性
弱碱弱酸盐 看相对强弱
CH3COONH4 中性
二、探究原因
盐溶液呈现不同酸碱性的原因
c(H+) < c(OH–)
碱性
Na+、CH3COO–、OH–、H+、
H2O有、C（H促3C进OO水H的电离）
⑹水相解关化方学方程程式式
CH3COONa + H2O
CH3COO– + H2O
CH3COOH + NaOH
CH3COOH + OH–
盐类水解
以CH3COONa和NH4Cl的水溶液的酸碱性为例：
CH3COO– + NH4+ + H2O
CH3COOH + NH3·H2O
(NH4)2CO3
2、“完NH全4H双C水O解3 ”的，用“ == ”、“↑”、“↓”。
Al 3+ + 3HCO3–
Al(OH)3 + 3CO2
四、盐类水解方程式的书写
请书写下列物质水解的方程式：Al2S3、Mg3N2 Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3
④ 多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，
> 水解趋势 电离趋势 ( NaH2PO4和NaHSO3 例外)
盐类的水解
《盐类的水解》教学课件一、三维目标1、知识与技能目标：（1）让学生理解盐类水解的原理与实质；（2）让学生掌握盐类水解的规律，学会书写盐类水解的化学方程式和离子方程式并能较熟练判断强酸强碱盐、弱酸强碱盐、强酸弱碱盐的水解情况及其水溶液的酸碱性情况；（3）让学生理解影响盐类水解平衡的因素，了解盐类水解原理的应用；（4）让学生学会运用理论和规律来解释一些化学现象及工农业生产中的一些问题。
2、过程与方法目标：（1）培养学生分析问题的能力，教会学生透过现象看本质；（2）通过各类盐的水解规律分析、各类盐水解后对溶液酸碱性的影响的分析，让学生判断盐类溶液酸碱性的规律和方法；（3）通过盐类水解原理的应用，掌握运用弱酸和弱碱的电离、水的电离和盐类水解等基本原理解决实际问题的方法。
3、情感态度和价值观目标（1）通过对盐类水解规律的总结让学生体会事物变化的那种丰富多彩的内在美；（2）通过盐类水解的学习，理解外因和内因对事物影响的辩证关系，建立矛盾的统一和转化的对立统一的自然辩证观；（3）通过盐类水解相关知识的归纳与总结和针对性、阶梯性练习的设置与训练，让学生体会复习过程的系统、严密与循序渐进。
二、重、难点1、重点：盐溶液酸碱性的判断和盐类水解平衡的移动的判断2、难点：盐类水解的规律，盐类水解离子方程式的书写三、复习主要方法：讨论法、探究法、归纳总结法、边讲边练法等四、教学过程第一课时[引言]盐类水解知识是电解质溶液知识体系中非常重要的一个知识点，是中学化学教学中的重点和难点之一；其相关知识在科学实验、工农业生产中有着相当广泛的应用；它是历年来高考热点考点内容之一。
一、复习第一环节（预备环节）事先在课前给学生提出四个复习思考题：1、各举两例盐溶液显示中性、显示酸性，显示碱性的实例，并思考盐溶液为什么有些显中性、有些显酸性，有些显碱性？2、什么叫做盐类的水解？盐类水解的实质是什么？Cl溶液、3、为什么有些盐在水中会水解，有些盐不会水解？请以NH4CHCOONa溶液、NaCl溶液为例分析。
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第25讲：盐的水解主备教师王志刚一．内容与解析本节课复习的内容是盐的水解，先要复习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。
盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
盐电离出来的离子(弱碱阳离子或弱酸阴离子)跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)并建立平衡，使水的电离平衡向右移动，使溶液中的c(H＋)和c(OH－)不再相等，所以，溶液显示出一定的酸性或碱性。
二．教学目标与解析1．教学目标1.盐类水解方程式的书写与判断。
2．水解平衡的影响因素以及盐溶液酸碱性的判断和比较。
3．溶液中微粒浓度的大小比较。
4．盐类水解在化工生产、日常生活中的应用。
2．目标解析1.盐类水解方程式的书写与判断。
就是指盐与水反应生成酸与碱，但是只有弱的才能去反应。
2．水解平衡的影响因素以及盐溶液酸碱性的判断和比较。
就是指水解后呈现什么性质再加何种性质的物质就能阻止它的水解，而相反则是加强这种物质的水解。
3．溶液中微粒浓度的大小比较。
就是指先判断溶液呈什么性质则能得出H＋与OH－大小关系，再根据电荷守恒就能得出其它离子的大小关系。
4．盐类水解在化工生产、日常生活中的应用。
就是指像明矾，能够净水。
三．问题诊断分析本节中学生感到困难的地方就是在于复习过程中：就是对哪些物质通否水解，双水解这个问题的判断上。
①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
如CH3COOH的酸性比HCN强，则相同浓度的CH3COONa和NaCN溶液中，CH3COO－的水解程度比CN－小，后者的碱性强。
②“都弱双水解”指的是两种离子分别结合水电离的H＋和OH－而水解，其水解必然相互促进。
双水解分两种情况，一种是虽然两种离子的水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，如NH＋4与CO2－3、HCO－3、S2－等；另一种是水解进行完全，离子间不能大量共存，往往生成沉淀或气体，如Al3＋与S2－、HCO－3、CO2－3、AlO－2，Fe3＋与CO2－3、HCO－3、AlO－2等[如Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑]。
四．教学条件支持这节课主要是通过PPT这个手段，因为这样能加快复习的速度，节约复习的时间。
在这节课中可以通过一个弱电解质的电解过程，来得出在电解质溶液中为什么电解质会在水溶液中电离成阴阳离子的。
五．教学过程【复习过程】问题一：盐类的水解的概念及实质1.定义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。
盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
2．实质盐电离出来的离子(弱碱阳离子或弱酸阴离子)跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)并建立平衡，使水的电离平衡向右移动，使溶液中的c(H＋)和c(OH－)不再相等，所以，溶液显示出一定的酸性或碱性。
3．规律：概括为“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”。
说明：①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
如CH3COOH的酸性比HCN强，则相同浓度的CH3COONa和NaCN溶液中，CH3COO －的水解程度比CN－小，后者的碱性强。
②“都弱双水解”指的是两种离子分别结合水电离的H＋和OH－而水解，其水解必然相互促进。
双水解分两种情况，一种是虽然两种离子的水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，如NH＋4与CO2－3、HCO－3、S2－等；另一种是水解进行完全，离子间不能大量共存，往往生成沉淀或气体，如Al3＋与S2－、HCO－3、CO2－3、AlO－2，Fe3＋与CO2－3、HCO－3、AlO－2等[如Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑]。
4．影响盐类水解的因素(1)内因盐类水解程度的大小，主要由盐的本性所决定，所谓“越弱越水解”。
(2)外因①温度：盐的水解反应是吸热反应，因此，温度升高水解程度增大。
②浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
③外加酸碱：能促进或抑制盐的水解。
5．水解方程式的书写(1)一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，在书写盐类水解方程式时要写“”，产物不标“↑”或“↓”，不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如：Na 2CO3水解的离子方程式写作：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
(3)多元弱碱阳离子的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步，例如：FeCl3水解可写为Fe3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H＋。
(4)能彻底水解的离子组，由于不形成水解平衡，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合：Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
【例1】在一定条件下，Na 2CO3溶液存在水解平衡：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
下列说法正确的是(B)A．稀释溶液，水解平衡常数增大B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动C．升高温度，c(HCO－3)c(CO2－3)减小D．加入NaOH固体，溶液pH减小变式1向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为(A)A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大问题二：盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性如Na2CO3溶液因CO2－3的水解而显碱性，NH4Cl溶液因NH＋4的水解而显酸性。
2．配制盐溶液如在配制FeCl3溶液时，由于Fe3＋的水解使溶液浑浊而得不到澄清溶液，故在配制时，要加入一定量的HCl来抑制Fe3＋的水解。
同样在配制FeSO4、SnCl2等溶液时也需要加入相应的酸来抑制水解。
3．比较盐溶液中的离子浓度大小如NH 4Cl溶液中各离子浓度的大小顺序判断：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋，如果不水解，溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－)，但由于水解的存在，c(NH＋4)降低，而同时生成了一定量的H＋，c(H＋)>c(OH－)，所以c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－)。
4．分析某些盐的制备方法如AlCl3的制备，不能通过加热溶液、浓缩结晶的方法，因为温度升高，水解程度增大，生成Al(OH)3，若继续加热灼烧，Al(OH)3将分解生成Al2O3。
5．化学肥料的施用酸性的化学肥料不能和碱性肥料混用，如硝酸铵和草木灰(主要有效成分为K2CO3)不能混合施用，因NH4NO3水解显酸性，K2CO3水解显碱性，混合将促进水解，降低肥效。
6．盐的净水作用用明矾净水的原理是Al3＋发生水解反应：Al3＋＋3HO Al(OH)3＋3H＋，生成絮状的氢氧化铝，能吸附水中的悬浮物，从而使水澄清。
7．生活中的应用如用纯碱溶液洗涤油污。
因为油污主要是酯类物质，Na2CO3水解使溶液显碱性，碱性条件下酯类易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热使Na2CO3水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱溶液洗涤效果比冷的好。
【例2】在氯化铁溶液中存在下列平衡：FeCl 3＋3H2O Fe(OH)3＋3HCl；ΔH>0(1)将饱和FeCl3溶液，滴入沸腾的蒸馏水中可得到一种红褐色透明液体。
向这种液体中加入稀H2SO4产生的现象为__________________________________________。
(2)不断加热FeCl3溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是______________________。
(3)在配制FeCl3溶液时，为防止产生浑浊，应____________________________。
(4)向FeCl3溶液中加入少量浓苯酚钠溶液，预计可能看到的现象是__________________。
[答案](1)先生成红褐色沉淀，又逐渐溶解生成黄色溶液(2)Fe2O3(3)加入少许浓盐酸(4)产生红褐色沉淀，且溶液变为紫色变式2(1)Na2CO3溶液中滴入酚酞呈红色，原因是(用离子方程式表示)__________________________。
加热后颜色变________(深或浅)，原因是_____________________________________。
(2)若在该溶液中再滴入过量的氯化钡溶液，所观察到的现象是________。
其原因是(以离子方程式和简要文字说明)________________ ___________________。
答案：(1)CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－深随温度升高，水解平衡右移c(OH－)增大，碱性增强，故溶液的红色加深(2)产生白色沉淀，且红色褪去加入BaCl2后，Ba2＋＋CO2－3===BaCO3↓(白色)，由于c(CO2－3)减小，CO2－3水解平衡左移，c(OH－)减小，溶液变无色问题三：溶液中微粒浓度的大小比较1.酸溶液或碱溶液酸溶液中氢离子浓度即c(H＋)最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。
多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。
例如：H2S中各离子浓度比较为：c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)。
2．盐溶液(1)多元弱酸的酸根离子和多元弱碱的阳离子都是分步水解，但以第一步水解为主。
例如：NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－)。
(2)明确酸式酸根离子电离程度、水解程度的相对大小。
常见的酸式盐中，NaHSO3、NaH2PO4以电离为主，而Na2HPO4及其他酸式盐一般以水解为主。
如：NaHCO3溶液中：c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
(3)比较同一离子的浓度时，要注意其他离子对该离子的影响。
例如：各溶液中c(NH＋4)比较为：c(NH4HSO4)>c(NH4Cl)>c(CH3COONH4)。
3．灵活运用电荷守恒和物料守恒(1)电荷守恒电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数。
例如：NaHCO3溶液：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)。
(2)物料守恒电解质溶液中，同种元素的原子总是守恒的。
例如：0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c( CO2－3)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。