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盐类的水解

第3讲盐类的水解一、盐类的水解及其规律1.盐类的水解2.盐类水解规律有弱才水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性。

盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性强酸强碱盐NaCl 、KNO 3⑩强酸弱碱盐 NH 4Cl 、Cu(NO 3)2弱酸强碱盐CH 3COONa 、Na 2CO 33.表示方法——水解离子方程式水解离子方程式的书写规律:谁弱写谁,都弱都写;阳离子水解生成弱碱,阴离子水解生成弱酸。

(1)一般来说,盐类水解的程度不大,应该用“”表示。

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。

如Cu2++2H2O; N H4++H2O。

(2)若水解程度较大,书写时要用“”“↑”或“↓”,主要有:Al3+和HC O3-、C O32-、HS O3-、S O32-、HS-、S2-、Al O2-等的双水解,Fe3+和HC O3-、C O32-、Si O32-、Al O2-等的双水解。

如NaHCO3与AlCl3反应的离子方程式为。

(3)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。

如Na2CO3水解反应的离子方程式为(主要)、(次要);不能写成C O32-+2H2O H2CO3+2OH-。

(4)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成,如FeCl3溶液中:。

要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。

如:HS-+H2O S2-+H3O+是HS-电离的离子方程式,而HS-+H2O H2S+OH-是HS-水解的离子方程式。

二、影响盐类水解的因素1.内因——盐本身的性质2.外因(1)升高温度,水解平衡向方向移动,水解程度增大。

(2)增大浓度,水解平衡向水解方向移动,水解程度。

加水稀释,水解平衡向方向移动,水解程度增大。

(3)增大c(H +)可促进离子水解,抑制水解;增大c(OH -)可促进水解,抑制离子水解。

(4)加入与水解有关的其他物质,符合化学平衡移动原理。

盐类的水解知识点(家教、学生复习).docx

盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性（注）结论：强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性，强酸强碱盐显中性。

（1）强酸弱碱盐如：NH4C1的水解离子方程式：NH4+ + 1120 二可逆二NH3*II20 + H+强酸弱碱盐的水溶液-定显酸性.（2）强碱弱酸盐如：CH3C00Na的水解离子方程式：CH3C00- + H20 二可逆二CH3C00H + 0H-强奸弱酸盐的水溶液一定显碱性.（3）弱酸弱碱盐如：CH3C00NH4 的水CH3C00- + NH44- + H20 二可逆二CH3C00H + NH3*H20CH3C00NH4水溶液显中性如：NH4F的水NH4+ + F- + H20 二可逆二NH3*H20 + HFNH4F的水溶液显酸性.如:NH4C10的水解离子方程式;NH4+ CIO- + H20 二可逆二NH3*H20 + HC10NH4C10的水溶液显碱性.弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离子与阳离子有关.二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因（上）三、盐的水解原理1.定义：在溶液中，盐电离出来的阴离子或阳离子与水所电离岀来的H•或0肝结合生成弱电解质，这种作用叫做盐类的水解。

2.实质及结果实质：促进水的电离平衡。

结果：盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。

3.水解条件a.盐必须溶于水中b.生成盐的酸或碱是弱酸或弱碱（冇弱才水解，无弱不水解，都弱双水解）【小结】水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性（1）有弱才水解要求盐要冇弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铁离子）.如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOII,则Na+是强碱金属离子，不会水解.MCI中的Cl-对应的酸是强酸HC1，则C1-是强酸根离子，也不会水解.所以,NaCl在水溶液中不会发生水解.乂如：CH3C00Na中的CH3C00-对应的是弱酸CH3C00H,则CH3C00-是弱酸根离子，会水解.消耗H20电离出的H+,结合成CH300H分子.使得水中0H-多出.所以,CH3C00Na的水溶液显碱性.（2）越弱越水解盐屮的离了对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大.如：Na2C03 和Na2S03C0：「2-对应的酸是H2C03； S03"2-对应的酸是H2S03由于H2C03的酸性弱于H2S03则,C03"2-的水解程度比S03"2-的水解程度更大,结合的H+更多.所以,Na2C03的碱性比NaS03的碱性强.(3)双弱双水解当盐屮的阳离子对应的碱是弱碱并且盐小的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解•阳离子水解结合水电离出的0H-；阴离子水解结合水电离出的H卜,所以双水解发主的程度往往较大.如:C113C00NI14中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H20 ； CH3C00-对应的酸是弱酸C113C00H则NH4+和CH3C00-都会发生水解,NH4+结合011-形成NH3*H20； CH3C00-结合H+形成CI13C00H,相互促进，水解程度较大.(4)谁强显谁性主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，山于盐中的阴离子水解结合1I+,阳离子水解结合011 -要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小.如：(NH4)C03 ,由于NH3的碱性比H2C03的酸性强(实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求,只需记忆)，则NH4+的水解程度比C03"2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的山更多，有01卜多出.所以，(NH4) 2C03溶液显碱性.又如：C113C00N114,由于N113的碱性和C113C00H的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3C00-的程度差不多，使得水溶液屮的H+和0H-也差不多.所以CH3C00NH4溶液显中性.再如：(NH4)2S03,由于NH3的碱性比H2S03的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3"2-的水解度大,使得水溶液中消耗的0H-更多，有H+多出.所以，(NH4)2S03溶液显酸性.5盐溶液屮水的电离规律【例题】1、pH=3的HC1和pH=ll的NaOH溶液中由水电离出來的水2> pH=3的NKC1和pH=l 1的CHQOONa溶液中由水电离出来的c(H')水【小结】盐溶液中水的电离有如下规律：乩在强酸弱碱盐溶液屮，盐的水解促进了水的电离，水的电离程度比纯水、酸或碱溶液(抑制水的电离) 中水的电离程度大。

盐类的水解详解

第三单元盐类的水解考点一盐类水解及规律1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。

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、酸性或中性 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 ∣微弱→水解反应程度很微弱 4．规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

34(2)同浓度的Na 2CO 3溶液和CH 3COONa 溶液相比，前者pH 大；同浓度的Na 2CO 3和NaHCO 3溶液相比，后者pH 小。

(3)常温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液与pH ＝4的NH 4Cl 溶液，水的电离程度前者后者 (4)常温下，pH ＝11的CH 3COONa 溶液与pH ＝3的CH 3COOH 溶液，水的电离程度前者后者。

题组一简要回答下列问题1．(1)为探究纯碱溶液呈碱性是由CO2－3引起的，请你设计一个简单的实验方案：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。

(2)为探究盐类水解是一个吸热过程，请用Na2CO3溶液和其他必要试剂，设计一个简单的实验方案：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

34盐类的水解

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（实质）：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弱碱根离子与水分子电离出的H +或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移动，最后使得溶液中c(H +)(或c(OH ―))大于c(OH ―)(或c(H +))而使溶液呈酸性（或碱性）。

如：NH 4Cl ：NH 4+ + H 2O NH 3·H 2O + H +（显酸性）CH 3COONa ：CH 3COO ― + H 2O CH 3COOH + 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应，盐类的水解反应是吸热反应，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溶液中有酸或碱对盐水解有较强的影响，相同抑制，不同促进。

例如：不同条件对FeCl 3水解平衡的影响Fe 3+ + 3H 2O Fe(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 、KNO 3、BaCl 2 不水解pH=7 强酸弱碱盐NH 4Cl 、FeCl 3、CuSO 4 水解 NH 4+、Cu 2+、Fe 3+阳离子 pH<7 强碱弱酸盐 Na 2S 、Na 2CO 3、NaHCO 3 水解 S 2―、CO 32―、HCO 3―阴离子pH>7 常见的水解离子：阳离子：一价：NH 4+、Ag + 二价：Fe 2+、Cu 2+、Zn 2+ 三价：Fe 3+、Al 3+……阴离子：一价：CH 3COO —、HS ―、AlO 2—、ClO —、F —、HCO 3—二价：SiO 32—、HPO 42—、CO 32—、S 2— 三价：PO 43—……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应进行双水解，且反应进行到底。

人教高中化学选修四 3.3.1 盐类的水解知识点总结(含答案)

盐类的水解（一）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性③常见酸式盐溶液的酸碱性: 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（二）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、温度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。

（三）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。

那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：a:CH3COONa. B:NH4Cl②当盐中阴、阳离子不等价时。

要考虑是否水解，水解分几步，实例Na2CO3:考点3．溶液中各种微粒浓度之间的关系（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。

（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。

（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）练一练！写出0.1mol/L Na 2CO 3溶液中微粒三大守恒关系式。

盐类的水解

专题辅导讲座盐类的水解知识梳理一、盐类水解的类型1、强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解2、强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解3、弱酸弱碱盐的水解程度很大，溶液的酸碱性决定与酸碱性的相对强弱4、强酸强碱盐，不水解，呈中性5、弱酸的酸式盐水解，酸取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小如电离程度大于水解程度，以电离为主，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4如水解程度大于电离程度，以水解为主，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS 6、完全双水解的盐，发生双水解进行到底。

如常见的双水解反应完全的有：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；二、盐类水解的表示1、多元弱酸根离子水解分步写，以第一步为主；2、多元弱碱阳离子可书写一步总反应方程式；3、水解程度一般很小，方程式用“”符号，且产生的物质的浓度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；3、双水解比单水解程度大，有些可以进行到底。

三、盐类水解溶液中离子浓度大小的比较一般规律：[不水解的离子]>[水解的离子]>[显性的离子] >[水电离出的另外的离子]1、多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。

如Na2CO3的溶液中，c (Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)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影响的因素。

如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a、NH4Cl b、CH3COONH4c、NH4HSO4。

c(NH4+)由大到小的顺序是c>a>b。

3、混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。

四、盐类水解的应用1、混施化肥（N、P、K三元素不能变成气体或沉淀，否则降低肥效，如NH4Cl和氨水）2、泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，通过双水解生成CO2和Al(OH)3沉淀）3、明矾净水（水解成氢氧化铝胶体具有很大表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）4、NH4Cl在焊接金属前的处理（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）5、判断溶液酸碱性6、比较盐溶液离子浓度的大小（根据水解程度的大小对溶液酸碱性的影响）7、判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体，这一类情形下离子不能大量共存）8、配制盐溶液或加热蒸发得晶体（加对应的酸防止水解）；某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。

盐类的水解(整理)

（BD）
3、在NaHCO3溶液中各离子浓度从大到小的顺序是:
[Na+]>[HCO3-]>[OH-]> [H+] >[CO32-]
4、某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液,若pH < 7, 则溶液中各离子浓度关系不正确的是( C ) A. c(Na+) > c(HA-) > c(H+) > c(A2-) > c(OH-) B. c(Na+) + c(H+) = c(HA-) +2c(A2-) +c(OH-) + 2 C. c(H ) + c(A ) = c(OH ) + c(H2A) D. c(Na+) = c(HA-) + c(H2A) + c(A2-)
D、 Al3+、Na+、HCO3-、NO3-
例10：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（）D A A．氧化镁 B.氢氧化钠
C. 碳酸钠
D. 碳酸镁
四、离子浓度大小比较
1、电荷平衡式
溶液中阳离子所带的正电荷总数
=阴离子所带的负电荷总数
讨论3：为什么强酸强碱盐（例NaCl溶液）显中性？
H2O NaCl === H+ ＋ OH－
Cl－＋ Na+
结果：水的电离平衡没有受到破坏， c(H+) = c(OH-) ，溶液显中性。
一、盐类的水解
1、定义：在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叫做盐类的水解。 2、实质：水的电离平衡被破坏，使水的电离平衡向正反应方向移动。（促进水的电离） 3、结果: 盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。 4、规律：

盐类的水解

考点1| 盐类的水解原理1．盐类的水解及其实质(1)定义在溶液中盐电离出来的离子跟产生的H＋或OH－结合生成的反应。

(2)实质―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液不再呈中性。

(3)实例分析：以NH4Cl的水解为例H2O OH－＋H＋＋NH4Cl===NH＋4＋Cl－c(H＋)>c(OH－)，溶液呈性。

2．盐类的水解特点与规律(1)特点(2)盐类水解的类型及规律②规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

提醒：弱酸、弱碱盐的性质决定于酸、碱的相对强弱，水解性质仍显较强的性质，如NH4ClO显碱性，CH3COONH4显中性。

(3)水解常数(K h)以CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－为例：表达式为c(CH3COOH)·c(OH－)c(CH3COO－)＝K h＝K WK a。

3．水解离子方程式的书写(1)书写形式(2)书写规律(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：提醒：水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大生成气体或沉淀的，书写时要用“===”“↑”“↓”，但水解不生成气体或沉淀，水解不完全，书写仍用“”。

如2Al3＋＋3CO2－3＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑；CH3COO－＋NH＋4＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。

[应用体验]正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)盐类水解的实质是促进水电离，水电离平衡右移。

()(2)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性。

()(3)Na2CO3溶液显碱性的原因：CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－。

()(4)25 ℃，pH＝11的Na2CO3溶液与pH＝11的NaOH溶液中水的电离程度相同，均为1×10－11 mol/L。

()(5)AlCl3溶液显酸性的原因是：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。

盐类的水解

专题二盐类的水解和1．概念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。

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 －―→溶液呈碱性或酸性c H ＋＝c OH －―→溶液呈中性3．特点4．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NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。

如Cu(NO 3)水解的离子方程式为Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋。

NH 4Cl 水解的离子方程式为NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋。

(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。

如Na 2CO 3水解反应的离子方程式为CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2OH 2CO 3＋OH －。

(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl 3溶液中，Fe 3＋水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。

(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。

5．影响因素 (1)内因(本质)弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。

如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCO －3――→决定相同浓度的Na 2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为Na 2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。

盐类的水解(全)

Fe3+ + 3AlO2- + 6H2O = 3Al(OH)3 + Fe(OH)3 Fe3+ + 3ClO- + 3H2O = Fe(OH)3 + 3HClO
练习
PH=5的HCl和NH4Cl溶液中由水电离的C(H+)？ C(H+)=10-9mol/L C(H+)=10-5mol/L
PH=9的NaOH和CH3COONa溶液中由水电离的 C(OH-)？
2、盐的浓度：溶液变浓或变稀水解平衡都正向进行，越浓水解程度越小（转化率低），越稀水解程度越大（转化率大），越稀越水解。浓的永远浓。例：碳酸钠溶液加水稀释，水解程度增大，溶液的碱性减小（pH变小）。
Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+
条件
平衡移 n(H+)
动方向
pH值
Fe3+的水现象解程度
加FeCl3固
体
右移
升温
右移
加HCl溶液
（水多）左移
加水
右移
加固体
NaHCO3 右移
增大增大增大增大减小
减小减小
减小棕黄色加深
棕黄色变为红
增大褐色透明胶体
减小增大增大
减小棕黄色变浅增大棕黄色变浅
有红褐色沉淀生
增大成有气体产生
3、溶液的酸碱性：
溶液的酸碱性可以抑制或促进盐的水解。
NH3·H2O + H+
13、工业制备某些无水盐时，不能用蒸发
结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水 MgCl2要在HCl气流中加热，目的是抑制 MgClM2水g2解+ +。 2H2O Mg(OH)2 + 2H+

王文肖盐类的水解Microsoft Word 文档

人教版选修4化学反应原理第三章第三节《盐类的水解》教学设计石家庄二中王文肖1 指导思想学习化学学科知识和学科思想，体验和了解化学科学研究的一般过程和方法。

本节课教学设计遵循从化学的视角理解和解决生活实际问题的理念，引导学生在解决身边实际问题的过程中体验化学的重要作用，重视对学生基本化学素养的培养。

2 教学背景分析2.1 教材分析教材通过实验探究，寻找盐溶液的酸碱性与盐类的组成之间的关系，进而分析不同类型盐溶液呈现不同酸、碱性的本质，认识盐类水解的原理，并应用盐类水解的原理解释生产生活中的问题。

盐类水解平衡是继弱酸、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，利于学生形成完整的电解质溶液的平衡体系。

2.2 学生分析此前，学生已在高中化学必修一第二章第二节《离子反应》和本章的前两节学习了离子反应，强、弱电解质的电离、水的电离、溶液酸碱性的相关知识，具备了分析溶液中各种粒子微观行为的能力。

高二的学生，已经具备了一定的实验设计能力和实验操作能力，可以合作完成本节学习的实验设计和实验探究。

3 教学目标设计【知识与技能】1.了解盐溶液的酸碱性，认识盐类水解的原理。

2.能书写简单的盐类水解方程式。

3.应用盐类水解原理解决简单问题。

【过程与方法】1.通过实验探究，提高动手操作和小组合作的能力。

2.通过讨论交流，锻炼分析、推理、归纳的思维能力。

【情感态度与价值观】1.通过对实验数据的记录和处理，养成实事求是，尊重事实的科学态度。

2.在建立新概念的过程中，树立普遍联系，辨证统一的观念。

4 教学重难点教学重点：认识盐类水解的原理提高发现问题、解决问题的能力教学难点：盐类水解的原理5 教学过程6 板书设计一、盐溶液的酸碱性二、盐类的水解强酸弱碱盐酸性 1.含义：强碱弱酸盐碱性实质：生成弱电解质，促进水电离强酸强碱盐中性 2.特点：水解是吸热的大多数盐的水解程度是微弱的，存在水解平衡。

盐类的水解

盐类的水解一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。

当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“⇌”表示。

因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。

二、盐类水解的类型和规律水解规律:有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH＞7，如CH3COONa、NaCO3等。

多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。

如Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2O⇌HCO3－＋OH－，②HCO3－＋H2O⇌H2CO3＋OH－多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR－H＋＋R2－(电离，呈酸性)，HR－＋H2O⇌H2R＋OH－(水解，呈碱性)，这需要具体分析。

很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H2PO4－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、HS－、HPO42－等。

2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)3等。

3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO3等。

4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。

当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。

盐类的水解_知识

盐类的水解知识讲义（一）盐类的水解实验：把少量的醋酸钠、氯化铵、氯化钠的晶体分别投入三个盛有蒸馏水的试管，溶解，然后用pH 试纸加以检验。

现象：CH 3COONa pH>7 )()(-+<OH c H c NH 4Cl pH<7 )()(-+>OH c H c NaCl pH=7 )()(-+=OH c H c思考：醋酸钠、氯化铵都是盐，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，OH －与H ＋毫无疑问都来自于水的电离；也就是说，由水电离出来的H ＋和OH －的物质的量浓度总是相等的，为什么会出现不相等的情况呢？分析：醋酸钠电离出来的离子跟水发生了作用。

CH 3COONa === Na ＋ + CH 3COO －+H2O OH － + H ＋CH 3COOHCH 3COO －能与水溶液中的氢离子结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离向正反应方向移动，这时，)(3-COO CH c 下降，)(-OH c 升高、)(+H c 下降，使得)()(-+<OH c H c ，溶液呈碱性。

化学方程式为：CH 3COONa + H 2O CH 3COOH +NaOH1. 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。

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。

氯化铵与水反应的实质是：氯化铵电离出的铵离子和水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质一水合氨的过程。

水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。

酸＋碱盐＋水2. 水解离子方程式的书写：① 盐类水解是可逆反应，要写“”符号② 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。

第3讲盐类的水解

第3讲盐类的水解１．盐的分类及其水溶液的酸碱性测试对象酸碱性生成该盐的酸、碱的强弱盐的类型酸强弱碱强弱NaCl中性HCl 强酸NaOH 强碱强酸强碱盐KNO3HNO3强酸KOH 强碱(NH4)2SO4酸性H2SO4 强酸NH3〃H2O 弱碱强酸弱碱盐Al2(SO4)3 H2SO4强酸Al(OH)3 弱碱Na2CO3碱性H2CO3弱酸NaOH 强碱弱酸强碱盐CH3COONa CH3COOH 弱酸NaOH 强碱２．盐类的水解（1）概念：盐电离出的弱酸根或弱碱的阳离子与水电离出的H+或OH－结合生成弱酸或弱碱的过程叫做盐类的水解。

（2）盐类的水解规律有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；都弱都水解，都强显中性。

（3）盐类水解的本质：可以看作是酸碱中和反应的逆反应。

盐＋水酸＋碱①中和反应是放热的，盐类的水解是吸热的。

②中和反应进行的程度很大，盐类的水解程度很小。

（4）水解方程式的书写：用“”符号①化学方程式：盐＋水酸＋碱②离子方程式：弱酸根或弱碱阳离子＋H2O弱酸或弱碱分子＋OH－（或H＋）③多元弱酸根的水解是分步的，第一步水解的程度远大于第二步水解。

如Na 2CO3溶液： CO32－＋H2O HCO3－＋OH－（主要）HCO 3－＋H2O H2CO3＋OH－（次要）④多元弱碱的阳离子水解复杂，看作一步水解。

如Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋例1．请预测下列盐溶液的酸碱性，若能发生水解反应，请写出水解反应的离子方程式。

硝酸铵溶液性，氯化铁溶液性，硫酸铝溶液性，碳酸钾溶液性，醋酸钠溶液性，【答案】酸性NH4++H2O NH3·H2O+H+酸性Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+酸性Al3++3H2O Al(OH)3+3H+碱性CO 32－＋H2O HCO3－+OH－，HCO3－+H2O H2CO3+OH－碱性CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－例2．实验测得NaHCO3溶液的pH>7，请从电离和水解两方面分析导致NaHCO3溶液显碱性的原因。

盐类的水解

盐类的水解盐类水解的条件：可溶于水1、盐类水解规律：①有弱，无弱，越弱；谁强，两弱相促进，两强。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。

(如: 浓度相同时，碱性：Na2CO3NaHCO3)③弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。

如酸性：HF HCl；HNO3H3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH CH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。

（1）下列物质不水解的是；水解呈酸性的是；水解呈碱性的是①FeS②NaI ③NaHSO4④KF ⑤NH4NO3⑥C17H35COONa（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa④水的电离程度：NaAc<NaAlO2⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO2、盐类水解的特点：可逆（与中和反应互逆）、程度小、吸热⑴水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。

⑵水解反应为吸热反应。

⑶盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。

⑷多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。

1.下列说法错误的是：（）A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。

3、影响盐类水解的外界因素：①：温度越高水解程度越大（越越水解）②：浓度越小，水解程度越大（越越水解）③：促进或抑制盐的水解（往NH4Cl溶液中加酸，加碱。

往Na2CO3溶液中加酸，加碱。

）Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl ⑤加水稀释⑥加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-②电离程度＞水解程度，显性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。

关于盐类的水解

关于盐类的水解●水解：大部分的水解可以理解成与水进行的复分解反应，反应前后，各种元素的化合价不发生改变，属于非氧化还原反应。

中学阶段可能遇到的大概有：1、盐的水解；【如CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH】2、离子性氢化物、碳化物、氮化物等的水解；【如NaH+H2O=NaOH+H2这类水解是氧化还原反应】【如CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2】【如Mg3N2+6H2O=Mg(OH)2+2NH3】3、卤代烃、酯的水解；【如CH 3CH2Br+H2O CH3CH2OH+HBr】【如CH3COOCH2CH3+H2O CH3COOH+CH3CH2OH】4、二糖、多糖的水解；【如C 12H22O11+H2O2C6H12O6】【如(C 6H10O5)n+ nH2O nC6H12O6】5、多肽、蛋白质的水解等。

●盐水解的实质：某些盐在溶于水时，电离出的阳离子（或阴离子）与水电离出的氢氧根离子（或氢离子）结合成弱碱（或弱酸），从而导致水的电离平衡右移，使得溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度（或氢氧根离子浓度大于氢离子浓度），而呈现酸性（或碱性）的过程。

●水解一般是微弱的，不会生成沉淀或气体（不能够加向上或向下的箭头，中间必须是可逆符号。

上述第2类除外。

）●以CH3COONa为例，介绍水解平衡：在醋酸钠的水溶液中，存在如下平衡：CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－一定温度下，醋酸钠水溶液的平衡体系中，仿照化学平衡常数表达式，可以写出水解常数表达式：与所有化学平衡常数相同，水解常数也是只受温度影响；水解常数越大，该离子的水解性越强。

将水解常数表达式的分子、分母都乘以该条件下溶液中的氢离子浓度，得：C(CH3COOH)C(OH－)C(H＋)C(CH3COO－)C(H＋)你看，红色部分是醋酸的电离常数的倒数；蓝色部分是水的离子积常数。

所以有：K h=K w / K a可以看出，对应酸（水解的阴离子增加一个氢离子！！！）的酸性越弱（Ka越小），酸根离子的水解性就越强（K h越大）。

盐类的水解

盐类的水解一、应明确的几个知识要点1．盐类水解的定义：在溶液中盐的离子跟电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质反应，叫做盐类的水解．2．盐类水解的实质：水的电离平衡发生移动．3．盐类发生水解的条件：盐中必须含有能与H+或OH-结合成弱电解质的离子．（只有这样才能使水的电离平衡发生移动）4．盐的分类：据中和反应生成盐的酸和碱的强弱可将盐分成四类，即强酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐．二、应理解的几条规律1．盐类能否水解：无弱不水解，有弱才水解，两弱强水解．2．盐类水解后溶液呈什么性：谁强跟谁“性”，弱弱具体定．3．盐类水解程度的大小：酸或碱越弱越水解；浓度越小越水解；温度越高越水解．三、书写盐类水解离子方程式应注意的几个问题1．写“弱”不写“强”．2．一般用“”，不用“↑”和“↓”，但盐类双水解时，要用“=”、“↑”、“↓”．3．多元弱酸根离子应分步水解，且第一步水解程度大于第二步水解程度．什么叫盐？在化学中，盐是指一类金属离子或铵根离子（NH4+）与酸根离子或非金属离子结合的化合物，如硫酸钙，氯化铜，醋酸钠，一般来说盐是复分解反应的生成物，如硫酸与氢氧化钠生成硫酸钠和水，也有其他的反应可生成盐，例如置换反应。

强碱弱酸盐是强碱和弱酸反应的盐，溶于水显碱性，如碳酸钠。

而强酸弱碱盐是强酸和弱碱反应的盐，溶于水显酸性，如氯化铁。

谁强显谁性可溶盐的溶液有导电性，是因为溶液中有可自由游动的离子，故此可作为电解质。

1. 和酸发生反应。

复分解反应。

酸+盐→新盐+新酸（强酸→弱酸）这里的盐可以是不溶性盐。

2HCl+Na2CO3=H2O+CO2↑+2NaCl碳酸不稳定会继续分解成水和二氧化碳。

2. 和碱发生反应。

复分解反应。

碱（可溶）＋盐（可溶）→新碱＋新盐2NaOH+CuSO4=Cu（OH）2↓+Na2SO43. 和盐发生反应。

复分解反应。

盐（可溶）＋盐（可溶）→两种新盐CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl24. 和某些金属反应。

盐类的水解

盐类的水解【知识要点梳理】归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系：盐既不能电离出H +、也不能电离出OH -，某些盐溶液显酸、碱性应该与水的电离有关。

1、强酸强碱盐(例：NaCl) ①由强酸(HCl)和强碱(NaOH)反应生成的盐(NaCl)，称为强酸强碱盐； ②是否水解：不水解； ③溶液酸碱性：中性；④实例分析：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，所以强酸强碱盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。

2、强碱弱酸盐(例：CH 3COONa)①由强碱(NaOH)和弱酸(CH 3COOH)反应生成的盐(CH 3COONa)，称为强碱弱酸盐； ②是否水解：水解； ③溶液酸碱性：碱性；④实例分析：由于CH 3COONa 电离出的CH 3COO -能与水电离出来的H +结合生成弱电解质CH 3COOH ，使溶液中c(H +)<c(OH -)，溶液显碱性。

含有弱酸根(CH 3COO -、CO 32-、PO 43-、S 2-、SO 32-、ClO -、F -等)的盐，都会发生水解使溶液显碱性。

例：Na 2CO 3的水解过程：(CO 32-结合水电离出的H +生成弱电解质，使溶液中c(H +)﹤c( OH -)) 第一步： CO 32-+H 2O HCO 3-+OH - (主要) 第二步： HCO3- +H 2O H 2CO 3 +OH - (次要) 注意：①对于多元弱酸根的水解，要分步写；②水解程度很小，该水解反应不能放出CO 2； ③第一步水解产生的OH -抑制了第二步水解，多元弱酸根的水解主要是第一步。

3、强酸弱碱盐(例：NH 4Cl)①由强酸(HCl)和弱碱(NH 3·H 2O)反应生成的盐(NH 4Cl)，称为强酸弱碱盐； ②是否水解：水解；③溶液酸碱性：酸性； ④实例分析：由于NH 4Cl 电离出的NH 4+能与水电离出来的OH -结合生成弱电解质NH 3·H 2O ，使溶液中c(H +)﹥c( OH -)，溶液显酸性。

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