高中化学 盐类的水解
高中化学-盐类的水解
结合CH3COONa和NH4Cl的水解机理，分析归纳…
H2O
H + + OH -
弱酸阴离子
或
CH3COONa = Na+ + CH3COO-
弱碱阳离子
弱酸或弱碱
NH4Cl = Cl- + NH4+
定义：在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的
H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。
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二：探寻盐溶液酸碱性的原因
水解的实质：破坏并促进了水的电离平衡。
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二：探寻盐溶液酸碱性的原因
CH3COONa = CH3COO_ + Na+
+
H2O
H+ +
_
OH
CH3COOH CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH
_
CH3COO ˉ +H2O CH3COOH+OH
＞ 达到新的平衡时，C（OH-） C（H+） 微观分析 溶液显碱性
3
=7
强酸强 碱盐
碱性
＞7
强碱弱 酸盐
酸性
＜7
强酸弱 碱盐
3
盐溶液酸碱性与盐类型的关系
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
溶液的酸碱性 中 性
酸性 碱性
⒈盐溶液不都显中性，有的显酸性，有的显碱性
⒉盐溶液的酸碱性与盐的类型有关：“谁强显谁性”， “都强显中性”。
4
二：探寻盐溶液酸碱性的原因
” 2、一般不用“ ↑、↓ ”
3、多元弱酸根离子的水解分步写，一般只写第一步
4、多元弱碱阳离子的水解一步到位
高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳
考点1：盐类水解平衡及其应用一、盐类水解的定义和实质1. 盐类水解的定义强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的或生成弱电解质—弱酸或弱碱。
盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。
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弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。
3. 盐类水解反应离子方程式的书写一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀和气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”、“↓”。
盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般盐类水解的离子方程式中不写“=”而写“”。
二、盐类水解的影响因素及其应用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，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（2）浓度：① 增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
② 增大，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
三、盐类水解的规律有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
1. 组成盐的弱碱阳离子能水解，相应盐溶液显酸性；组成盐的弱酸阴离子能水解，相应盐溶液显碱性。
2. 盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（或酸）性越强。
3. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如同浓度的比的水解程度大得多。
四、溶液中的几个守恒关系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）考点2：沉淀溶解平衡一、溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程：二、溶度积1. 溶度积常数：一定温度下难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
人教版高中化学选修四 3.3盐类的水解
双水解反应：两种盐单独水解时，一个显较 强的酸性，一个显较强的碱性，但毕竟水解程 度都很小，不能进行到底；若混合时，则因彼 此互相促进而进行到底。常见能发生双水解的 有：Al3+，Fe3+，AlO2- HCO3-，S2-，ClO-等。
问：用盐类水解的知识解释Al3+和AlO2在溶液中为什么不能共存。
(4)除杂：
问题6、除去KNO3溶液中少量的Fe3+ 离子可用加热的方法吗，说明理由？
Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+
溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。
练：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（ AD ）
A．氧化镁
B.氢氧化钠
问题9：为什么用热的纯碱溶液 洗涤油污效果好？
在碱性条件下去油污能力强
CO32-＋H2O HCO3-＋H2O
HCO3- +OH- （吸热） H2CO3 +OH- （吸热）
热纯碱水去油污能力强：
在碱性条件下去油污能力强
CO32-＋H2O
HCO3- +OH- (吸热)
HCO3-＋H2O
H2CO3 +OH- (吸热)
Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3+ + 3CO32- +3H2O═2 Al(OH)3↓+3CO2↑
2.为什么把硫酸铝放在玻璃桶内， 把碳酸氢钠放在铁桶内？
一些特殊情况分析 完成下列方程式：
FeCl3+ AgNO3== 3Fe(NO3)3+3AgCl CuSO4+ Na2S== Na2SO4+CuS ZnSO4+ Na2S ==Na2SO4+CuS 有些盐在加热时水解程度增大甚至能进 行到底。如煮沸含有Mg(HCO3)2的硬水。 问：AlO2-和HCO3-能否大量共存?
高中化学考点复习-盐类的水解
盐类的水解一、盐类的水解及规律1．盐的种类盐可以看作是酸碱中和的产物，从参加中和反应的酸碱强弱角度分类，盐可以分为：强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐和弱酸弱碱盐。
（1）强酸强碱盐：如NaCl Na2SO4 KNO3等；（2）强酸弱碱盐：如NH4Cl FeCl3CuSO4 (NH4)2SO4等；（3）强碱弱酸盐：如CH3COONa Na2CO3NaHCO3Na2S等;（4）弱酸弱碱盐：如CH等。
3．盐类水解离子方程式的书写（1）盐类水解是可逆反应，在离子方程式的书写中要用“”，不用“== ”。
（2）水解反应是酸碱中和反应的逆反应，程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，所以离子方程式不标“↓”和“↑”，生成NH3·H2O、H2CO3等物质不写分解产物的形式。
（3）多元弱酸根离子的水解是分步进行的，但以第一步水解为主，如CO32－的水解：CO 32－＋H2O HCO3－＋OH－（主要），HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－（次要）。
（4）多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成，如Al3＋的水解：Al3+＋3H 2O Al(OH)3＋3H+（5）某些盐溶液混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子会相互促进水解，使两种离子的水解趋于完全，此时水解方程式用“ == ”、“↑”和“↓”，如Al3+＋3HCO3－== Al(OH)3↓＋3CO2↑。
见P12“相互促进水解离子方程式”。
4．盐类水解的规律（1）谁弱谁水解、无弱不水解、越弱越水解、双弱双水解、谁强显谁性、同强显中性。
（2）强酸弱碱盐阳离子水解，溶液呈酸性，碱越弱，水解程度越大，酸性越强。
如水解程度FeCl3＞NH4Cl。
（3）强碱弱酸盐阴离子水解，溶液呈碱性，酸越弱，水解程度越大，碱性越强。
如水解程度Na2CO3＞CH3COONa。
（4）弱酸弱碱盐由于阴、阳离子相互促进水解，溶液的酸碱性决定于两者水解的程度。
如CH3COONH4溶液呈中性。
高中化学盐类的水解(含答案解析)
3.3盐类的水解1．下列对盐类水解过程的说法正确的是( )A．属于氧化还原反应B．溶液的pH一定发生改变C．水的电离程度增大D．是放热的过程2．下列说法中正确的是( )A．HCO－3在水溶液中只电离，不水解B．硝酸钠溶液水解后呈中性C．可溶性的铝盐都能发生水解反应D．可溶性的钠盐都不发生水解反应3．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是( )A．Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClOB．NH＋4＋2H2O NH3·H2O＋H3O＋C．HS－＋H＋===H2SD．HCO－3＋H2O H3O＋＋CO2－34．下列离子方程式的书写正确的是( )A．硫化钠水解：S2－＋2H2O H2S↑＋2OH－B．亚硫酸氢钠水解：HSO－3＋H2O H3O＋＋SO2－3C．硫化钾水解：S2－＋H2O===HS－＋OH－D．硫酸铝溶液跟偏铝酸钠溶液反应：Al3＋＋3AlO－2＋6H2O===4Al(OH)3↓5．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH最接近于( )A．5.6 B．7.0 C．8.4 D．13.06．pH＝4的醋酸和pH＝4的氯化铵溶液相比，水的电离程度较大的是( ) A．前者B．后者C．等于D．无法确定7．常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表：(1)从①组情况分析，HA 是强酸还是弱酸________。
(2)②组情况表明，c ________0.2(填“>”、“<”或“＝”，下同)。
混合溶液中离子浓度c (A －)________c (Na ＋)。
(3)从③组实验结果分析，说明HA 的电离程度______NaA 的水解程度(填“大于”、“小于”或“等于”)，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是_______________。
(4)从以上实验分析，将pH ＝11的NaOH 溶液与pH ＝3的HA 溶液等体积混合，所得混合溶液中c (OH －)____________ __c (H ＋)(填“>”、“<”或“＝”)。
高考化学盐类的水解知识点详解
高考化学盐类的水解知识点详解盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。
1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。
如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序排列：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)或：c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解如配制FeCl3，SnCl4，Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3，MgS，Mg3N2等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。
5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解如Mg，Al，Zn等活泼金属与NH4Cl，CuSO4，AlCl3等溶液反应.3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。
即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解。
两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑：(1)能否发生氧化还原反应;(2)能否发生双水解互促反应;(3)以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应.9.加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.(3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物，灼烧得Fe2O3。
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。
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 02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cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;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cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;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 NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、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;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-3.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;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;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：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋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;如NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的物质的量应相等;例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
盐类水解 知识点总结高中
盐类水解知识点总结高中一、盐的定义盐是由一个金属离子和一个非金属离子结合而成的化合物，通常是由金属和非金属之间的离子键形成的。
盐类化合物通常呈结晶状，具有一定的溶解性。
常见的盐包括氯化钠、碳酸钙、硫酸铁等。
二、水解反应的基本原理在水溶液中，盐类化合物可以发生水解反应，即分解成原来的离子组分。
水解反应的基本原理是盐溶解后，其离子与水分子发生相互作用，产生氢氧根离子和对应的酸根离子。
例如，氯化钠在水中可以溶解成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻），水解反应如下：NaCl(s) + H₂O(l) →Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)其中，Na⁺和Cl⁻都是盐类的离子组分，而被水分子溶解并与之发生相互作用，形成水合离子。
三、影响水解的因素1. 盐的性质：不同种类的盐在水中的水解程度可能不同，与其阳离子和阴离子的稳定性、电荷大小和水合能力等有关。
2. 溶解度：盐类的水解还受到其在水中的溶解度的影响，溶解度越大，水解的速度和程度可能越高。
3. 离解度：盐在水中的离解度也会影响其水解的程度，离解度越大，水解的程度可能越高。
四、水解产物盐类水解产物包括氢氧根离子（OH⁻）和对应的酸根离子。
具体产物取决于盐中阳离子和阴离子的性质以及水的性质。
例如，氯化钠的水解产物包括氢氧根离子和氯化氢：NaCl + H₂O → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O → NaOH + HCl五、实际应用1. 化学实验：盐类水解是化学实验中常见的一种反应，用于教学和实验室研究中。
2. 工业应用：盐类水解也在一些工业生产中有重要应用，如金属冶炼、有机合成等。
六、总结盐类水解是化学课程中的重要内容，了解盐类水解的知识有助于理解化学反应的原理和应用。
本文对盐的定义、水解反应的基本原理、影响水解的因素、水解产物及实际应用进行了总结，希望对读者有所帮助。
人教版高中化学选择性必修第一册第三章 第三节 第1课时 盐类的水解的实质、规律(课件PPT)
CH3COOH
弱电解质
思考：此时溶液中C（OH-）和C（H+）的大小关系
C（OH-）＞ C（H+）
溶液显碱性
_
离子方程式： CH3COO +H2O
_
CH3COOH+OH
NH4Cl溶液为什么显酸性？
NH4Cl H2O
NH4+ + Cl-
+
OH- + H+
C（OH-） < C（H+）
NH3 ·H2O
弱电解质
溶液显酸性
离子方程式：
NH4+ +H2O
NH3 ·H2O + H+
NaCl溶液为什么显中性？
NaCl
Na+ + Cl-
H2O
OH- + H+
没有生成弱电解质，没有打破水的电离平衡
【结论】
一、盐类的水解
定义：
水溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H+ 或OH-结 合生成弱电解质的反应。
实质：
盐 类 的 水 解
盐类水解的概念 盐类水解的实质 盐类水解的特点 水解的规律 水解方程式书写
谢 谢！
不能
无
无
中性
二、盐类水解的规律
有弱才水解， 无弱不水解。 谁强显谁性， 同强显中性。 越弱越水解， 都弱都水解。
三、水解方程式的书写
（1）盐类水解是可逆反应,反应方程式要写可逆符号 （2）一般水解程度较小，水解产物很少，通常不生成气体和沉淀，不写 ↑↓符号，不稳定的生成物如H2CO3、NH3·H2O也不写分解产物
pH试纸 颜色
pH值
<7
高中化学：盐类的水解及应用知识点
高中化学：盐类的水解及应用知识点盐类水解的规律：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)盐的类型是否水解溶液的pH强酸弱碱盐水解pH＜7强碱弱酸盐水解pH＞7强酸强碱盐不水解pH＝7(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＋＋H2O MOH＋H＋显酸性A－＋H2O 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＋H2O CH3COOH＋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：CO3＋H2O HCO3＋OH－HCO3＋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：HCO3＋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：AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3HCl离子方程式：Al3＋＋3H2O 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。
高中化学选择性必修一 盐类的水解
CO32-+H2O HCO3-+OH- 温度升高→促进水解→c(OH-)升高
2、灭火：
泡沫灭火器
NaHCO3铁桶 Al2 (SO4 )3玻璃筒
Al 3
3HCO3
Al(OH )3
3CO2
3、食品：
炸油条时加入 明矾：纯K碱A：l(SNOa42)C2O132H2O 2Al3 3CO32 3H2O 2Al(OH )3 3CO2
HSO3-、H2PO4- 以电离为主→显酸性
5、盐类水解方程式的书写
LOGO
（1）一般原则：
①必须写“ ” ②不写“↑”“↓” ③H2CO3、H2SO3等不拆开 ④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步 为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完
⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实
（2）书写模式：
减小 减小 增大 减小
三、盐类水解的应用 LOGO
（一）在化学实验中的应用
1、判断溶液的酸碱性确定pH范围 例：同浓度的下列溶液，按照pH由大到小的顺序排列： CH3COOH、NaHCO3、NH4Cl、KNO3、KHSO4、 (NH4)2SO4、NaOH、H2SO4、Na2CO3、CH3COONa Ba(OH)2
答案：Ba(OH)2> NaOH> Na2CO3> NaHCO3> CH3COONa> KNO3> NH4Cl> (NH4)2SO4>CH3COOH> KHSO4> H2SO4
2、盐溶液中微粒种类的判断
LOGO
例：指出Na2CO3溶液和KHS溶液中的粒子
答案：Na2CO3溶液：Na+、CO32-、HCO3-、OH-、H+、 H2O、H2CO3
高中化学一轮复习课件：盐类的水解课件
>
Na2SO3,Na2CO3
>
NaHCO3。
(2)外因
外部因素
溶液的浓度
溶液的温度
加酸
外加
酸碱
加碱
水解平衡移动方向
水解程度
水解产生离子的浓度
减小(稀释)
右移
增大
减小
增大
右移
减小
增大
升高
右移
增大
增大
弱酸根离子的水解
右移
增大
c(OH )减小
(3)多元弱酸的酸根离子比相应的酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同
2−
−
浓度时,CO3 比HCO3 的水解程度大。
+
(4)水解程度:相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。如NH4 的
水解程度:(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
题组二 电离常数与盐类水解常数的关系
弱碱阳离子的水解
左移
减小
c(H+)增大
弱酸根离子的水解
左移
减小
c(OH-)增大
弱碱阳离子的水解
右移
增大
c(H+)减小
3+
(3)以FeCl3水解为例[Fe +3H2O
条件
升温
通入HCl(g)
加H2O
加NaHCO3
⇌ Fe(OH)3
移动方向
向右
+
H数
+
+3H ],填写外界条件对水解平衡的影响。
增多
pH
-1
盐类的水解知识点总结高二
盐类的水解知识点总结高二盐类的水解知识点总结盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，当盐溶解在水中时，阳离子和阴离子会与水分子发生反应，形成水合离子。
这个过程被称为水解。
水解的结果会产生酸性、碱性或中性的溶液，取决于水解产物的性质。
1. 酸性盐的水解酸性盐是指阴离子具有酸性的盐。
当酸性盐溶解在水中时，阴离子与水分子结合形成酸，从而产生酸性溶液。
例如，氯化氢盐（HCl）溶解在水中，会形成氯离子（Cl-）和氢离子（H+），使溶液呈酸性。
2. 碱性盐的水解碱性盐是指阳离子具有碱性的盐。
当碱性盐溶解在水中时，阳离子与水分子结合形成碱，从而产生碱性溶液。
例如，氢氧化钠盐（NaOH）溶解在水中，会形成钠离子（Na+）和氢氧离子（OH-），使溶液呈碱性。
3. 中性盐的水解中性盐是指既没有酸性也没有碱性的盐。
当中性盐溶解在水中时，既没有H+离子也没有OH-离子生成，因此溶液呈中性。
例如，氯化钠盐（NaCl）溶解在水中，会形成钠离子（Na+）和氯离子（Cl-），使溶液呈中性。
4. 强酸与强碱的盐水解当强酸与强碱反应生成的盐溶解在水中时，它们的水解产物均是中性的。
例如，硫酸铁（FeSO4）溶解在水中会分解成铁离子（Fe2+）和硫酸根离子（SO4^2-），形成中性溶液。
5. 具有酸碱性质的盐水解某些盐具有酸性和碱性离子，其水解产生的溶液既有酸性又有碱性。
例如，氯铝酸盐（AlCl3）溶解在水中，会分解成铝离子（Al3+）和氯离子（Cl-），同时氯离子会与水分子结合形成氯化氢（HCl），使溶液既有铝离子生成的酸性，又有氯化氢产生的酸性，呈酸性。
盐类的水解是化学中重要的一类反应，对于理解溶液的酸碱性质具有重要意义。
同时，水解也可以影响盐的溶解度和盐的化学性质。
因此，掌握盐类水解的知识对于高中化学的学习至关重要。
高中化学新人教版化学选择性必修1盐类的水解 课件(41张)
1．盐类水解的概念 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的 H＋或 OH－结合生成弱电解质的 反应。 2．盐类水解的实质 盐电离→弱 弱酸 碱酸 阳根离离子子→→ 结合 结水 合电 水离 电出 离的 出的OHH－＋ →生成弱电解质(弱酸或弱碱)并 建立平衡→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。
1．下列有水参与的反应属于盐类水解·H2O
B．AlO2－ ＋2H2O Al(OH)3＋OH－
C．H3BO3＋H2O
H＋＋B(OH)－ 4
D．HPO24－ ＋H2O 解析： NH3＋H2O
PO34－ ＋H3O＋ NH3·H2O 为化合反应，不属于盐的水解，故 A 不符合；
H2O HCO－ 3 ＋OH－(主要)，HCO－ 3 ＋H2O H2CO3＋OH－(次要)。
3．在预测 NaHCO3 溶液的酸碱性时，甲同学认为 NaHCO3 为酸式盐，应呈酸性；
乙同学认为 HCO－ 3 会水解，溶液应呈碱性；丙同学认为 HCO－ 3 既会发生电离
又会发生水解，溶液的酸碱性取决于电离程度、水解程度的相对大小。上述三
分点突破2
盐类水解离子方程式 的书写
[情境素材] 海洋面积约占地球表面积的 71%。海水中主要含有 Na＋、K＋、Ca2＋、Mg2＋、Cl－、 SO24－ 、Br－、HCO－ 3 、CO23－ 等离子。海水呈弱碱性(pH 约为 8.1)，海水的弱碱性有 利于海洋生物利用碳酸钙形成介壳。 [情境探究] 1．请从化学角度分析海水呈碱性的原因(用离子方程式表示)。
铁离子水解生成氢氧化铁和氢离子，离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
pH
pH_<__7
溶液的酸 _中__性 _碱__性 _酸__性 _中___性
高中化学选修四第三章盐类的水解知识点
第三节盐类的水解上大附中何小龙一、盐类水解1、定义：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：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离3、盐类水解的规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解促进阳离子水解而抑制阴离子水解）4、水解平衡常数○1对于强碱弱酸盐： =/ (为该温度下水的离子积，为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)○2对于强酸弱碱盐： =/（为该温度下水的离子积，为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）5、双水解反应（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）双水解反应特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡。
【习题一】（2018春•宾阳县校级月考）下列水解方程式正确的是（）A．B．C．D．【考点】盐类水解的原理．【专题】盐类的水解专题．【分析】水解反应的实质是：弱酸或弱碱离子结合水电离出的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的过程，水解反应方程式用可逆符号表示，以此分析得出正确结论．【解答】解：A、水解是非常微弱的，水解方程式应该用“⇌”，且不能使用沉淀符号，故A错误；B、溴离子是强酸酸根离子不发生水解，故B错误；C、CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+，是醋酸的电离方程式，不是水解离子方程式，故C错误；D、水解是非常微弱的，水解方程式应该用“⇌”，铵根离子水解生成一水合氨和氢离子，书写氢离子为水和氢离子得到离子方程式为NH4++2H2O⇌NH3•H2O+H3O+，故D正确。
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－。
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（3）多元弱酸的酸式强碱盐：如NaHCO3、 Na2HPO4、NaH2PO4
1.判断下列盐溶液的酸碱性，若能水解的写 出水解反应的离子方程式。 NaHCO3 HCO3-+H2O NH4NO3 NH4++H2O H2CO3+OH— NH3.H2O +H+ HS—+OH— Fe(OH)3+3H+
B、Br +H2O C、CO3 +H2O D、NH4 + H2O
+ 2-
Fe(OH)3↓+3H
HBr+OH
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
H2CO3+2OH NH3.H2O
+H
练习
1、为了使Na2S溶液中的C（Na+）和C（S2-）比值变小， 可加入的物质是（ ） CD A 适量的盐酸 B 适量的氢氧化钠溶液 C 适量的氢氧化钾溶液 D适量的硫氢化钾溶液 2、在纯碱溶液中加入酚酞溶液，溶液呈 红色 ，加热 后 红色加深 。若在该溶液中再滴加过量的氯化钡溶 液，观察到的现象是产生白色沉淀，且红色褪去 ， 原因： （用离子方程式和简要文字说明表示） 。
探究
CH3COONa溶液显碱性的原因：
CH3COONa溶液中存在哪些电离？ CH3COONa溶液中存在哪些离子？哪些微 粒可能发生相互作用？
CH3COONa H2O
Na+
+ CH3COO+ H+
OH- +
平衡向右移动
溶液中：C(OH-)>C(H+)，呈碱性。 离子方程式： CH3COOH CH3COOH+OH-
Al3+ Fe3+ NH4+
与HCO3-、CO32-、HS-、S2- 、
〔Al（OH）4〕SiO32-
试写出上述双水解反应的离子方程式。
随堂练习
在溶液中，不能发生水解的离子是（ D ） A、ClO C、Fe3+ B、CO3
2-
D、SO42--
盐类水解的应用
泡沫 灭火剂
离子浓度 比较
明矾净水
混施化肥
影响盐类水解有哪些因素？
影响盐类水解的因素
1、内因： 盐本身的性质
(1)盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大.
(2)正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大.
练习：
1、相同物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶 液的pH分别为7、8、9，则相同物质的量浓度的 HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为HX>HY>HZ。 2、已知K(HNO2) > K(CH3COOH) > K(HClO)， 请推测 NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由 NaClO > CH3COONa > NaNO2 大到小的顺序是： 。
0.1mol/L盐溶液 Al2(SO4)3
Na2CO3
Na2SO4
B 溶液的酸碱性 碱性 酸性 中性 组 盐的类型 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐 ⒈盐溶液有的显酸性，有的显碱性，还有的显中性。
2.“谁强显谁性,都强显中性”！ 盐溶液的酸碱性与盐的类型有什么关系吗 为什么盐溶液可呈中性、酸性或碱性？
（4）灰粪混合肥效损失
草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性.
CO32-＋H2O HCO3-＋H2O
HCO3- +OHH2CO3 +OH-
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性.
NH4+＋H2O NH3·H2O+ H+
如：农业谚语
“灰混粪，粪混灰，灰粪相混损肥分。” K2CO3(草木灰的主要成分)和NH4Cl混合
CH3COO-+H2O 化学方程式：
CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
强酸强碱盐 NH Cl 4
NH4Cl = Cl + NH4 H2O
-
+
H+ + OHNH3· H2O
溶液呈酸性
+
平衡向右移动
c(H+) > c(OH-)
离子方程式：
NH4+ + H2O + H2O
NH3· 2O + H+ H NH3· 2O + HCl H
CH3COOH+NaOH
CH3COO－+H2O
CH3COOH+OH-
注意：
（1）多元弱酸强碱的正盐：如Na2CO3 Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH CO32-+H2O HCO3-+ OHHCO3-+H2O H2CO3+OH分步进行的，但以第一步水解为主 （2）多元弱碱强酸盐：如AlCl3
答案：取一定量NaA溶液，测定其大于7，故HA
酸为弱酸
水解方程式的书写
先找“弱”离子
（1）用化学方程式表示： 盐+水 （2）用离子方程式表示：
酸+碱
盐的离子+水
弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)
NH3· 2O + HCl H
NH4Cl + H2O
NH4+ + H2O
CH3COONa+H2O
NH3· 2O + H+ H
3.一般盐类水解程度很小，生成的弱酸弱碱浓度很小， 通常不生成气体或沉淀，书写时产物后不用“↑”、 “↓”。 4.多元弱酸生成的盐水解时，生成多元弱酸的过程分步表 示；但是多元弱碱生成的盐水解时一步表示 5.注意配平方程式时元素原子个数守恒和电荷守恒.
讨论：
同样为强碱弱酸盐溶液，CH3COONa、 Na2CO3、 NaHCO3.却表现出不同的碱性， 这是为什么？
弱酸阴离子和弱碱阳离子在溶液中不能大量共存
(5)灭火器原理.
塑料筒里面放入的 什么是药品？
NaHCO3溶液和 Al2(SO4)3溶液
Al3++3H2O
Al(OH)3+3H+
HCO3-＋H2O
H2CO3 +OH-
1、普通泡沫灭火器内的玻 璃筒里盛有Al2(SO4)3溶液， 铁筒里盛有NaHCO3溶液， 灭火时先将泡沫灭火器倒 置，两种溶液混合即产生 大量泡沫。 ⑴其中的化学反应原理是：
强酸弱碱盐 c(H+)>c(OH-)
弱酸强碱盐 c(H+)<c(OH-)
相对大小
溶液中的 粒子 有无弱电 解质生成
NH4+、H+、Cl-、 H+、Na+、 OH-、 OH-、NH3· 2O、 CH3COO 、H2O H H2O 、 CH3COOH
无
有
有
NH4Cl + H2O
NH3· 2O + HCl H
Al2(SO4)3+6NaHCO3═3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑
或Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
⑵ 为什么不能把溶解度大的Na2CO3代 替NaHCO3? 原因是：等质量的Na2CO3、NaHCO3 反应，Na2CO3产生的CO2少且生成CO2 的速率慢。
化学方程式：NH4Cl
强酸强碱盐 NaCl
NaCl == Na+ + ClH2O OH- + H+
结论：对水的电离平衡无影响 溶液显中性
思考与交流
盐 盐的类别
c(H+) c(OH-)
盐溶液呈现不同酸碱性的原因
NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
NaCl溶液
强酸强碱盐 c(H+)=c(OH-) Na+、Cl-、H+、 OH-、H2O
3、如何利用盐类的水解为生产、生 活服务？
(4)水解互促：
①若生成气体和沉淀离开体系，则水解彻底，方 程式用等号，沉淀和气体用箭号。 ②若不能生成气体和沉淀离开体系，则水解不彻 底，方程式用（ ），气体不用箭号。 如Al2S3 水解 Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ S2-+H2O HS-+OH- HS-+H2O H2S+OH2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ CH3COONH4+H2O CH3COOH+ NH3.H2O
强碱弱酸 CH3COONa 盐 强酸弱碱 盐
能 能
不能
弱酸 阴离子 弱碱 阳离子
促进水 的电离 促进水 的电离
碱性
NH4Cl NaCl
酸性
中性
强酸强碱 盐
无
无
弱 弱 规律：有__才水解；无__不水解； 弱 强 谁__谁水解；谁__显谁性。 (填强或弱）
实验设计
请设计一个合理而比较容易进行的 方案证明某酸HA酸是弱电解质（应用水 解原理，做简明扼要表述）
盐类水解 的利用
判断溶液 酸碱性
盐溶液 的蒸发 试剂贮存 溶液配制
制备胶体
盐类水解的应用
1、判断盐溶液的酸碱性 如：硫酸铵溶液： 显酸性 氟化钠溶液：显碱性 强碱酸式盐 (1) 强酸酸式盐只电离，不水解，一定显酸性。
提示：根据形成该盐的酸和碱的强弱，可将表中的盐按 强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类。 如CH3COONa：CH3COOH + NaOH= CH3COONa + H2O 弱酸 强碱 强碱弱酸盐
0.1mol/L盐溶液