盐类水解的本质和规律及其强化练习

盐类水解的本质和规律

一、盐类水解的概念、本质、类型和规律

1、概念：盐中电离出来的弱酸根离子或者弱碱根离子与水中电离出来的H ＋或OH －生成弱

电解质的反应。

2、本质：盐中电离出来的弱酸根离子与水中电离出来的氢离子反应生成弱酸，或者盐中电离出来的弱碱根离子与水中电离出来的氢氧根离子反应生成弱碱，促进了水的电离，使

溶液中C(H ＋)和C(OH －)不相等，造成了一些盐溶液也有一定的酸碱性。

3、类型：

①强酸弱碱盐的水解：NH 4＋＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋

K h =C(NH 3·H 2O)·C(H ＋

)C(NH 4＋)

= K w Kb 结论：强酸弱碱盐的水解呈酸性。K b 越小，K h 越大。即：碱越弱，其弱碱根离子水解越 彻底。

其他如： Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3 ＋3H ＋

②强碱弱酸盐的水解：CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －

K h =C(CH 3COOH)·C(OH －)C(CH 3COO －)

=K w Ka 结论：强碱弱酸盐的水解呈碱性。Ka 越小，K h 越大。即：酸越弱，其弱酸根离子水解越 彻底。

其他如：CO 32－＋H 2O HCO 3－＋OH － 注意强碱弱酸盐的分级水解

③弱酸的酸式盐的水解：HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋OH －

K h =C(H 2CO 3)·C(OH －)C(HCO 3－)

=K w Ka 1 结论：弱酸的酸式盐的水解，溶液的酸碱性取决于酸式弱酸根离子的电离能力和水解能力的相对大小。如果水解能力强于电离能力，溶液呈碱性；如果电离能力强于水解能力，溶液呈碱性。如：NaH 2PO 4、NaHSO 3溶液呈酸性，NaHCO 3、NaHS 溶液呈碱性。

④弱酸弱碱盐的水解：NH 4＋＋CH 3COO －＋H 2O NH 3·H 2O ＋CH 3COOH

Kh=C(CH 3COOH)·(NH 3·H 2O)C(NH 4)·C(CH 3COO )=K w Ka ·Kb

结论：弱酸弱碱盐的水解，溶液的酸碱性取决于弱酸根离子与弱碱根离子水解能力的的相 对大小。也即取决于Ka 与Kb 的相对大小。如Ka>Kb ，溶液呈酸性，如NH 4F 溶液。如Ka=Kb ，溶液呈中性，如CH 3COONH 4溶液。如Ka

4、规律：

①有弱就水解，无弱不水解；例如CuSO 4、Na 2SiO 3、(NH 4)2CO 3、Na 2HPO 4可以水解，而NaCl 、Ba(NO 3)2 、NaHSO 4不水解。

②谁弱谁水解，谁强显谁性；例如：CuSO 4是Cu 2＋水解，Na 2SiO 3是SiO 32－水解，(NH 4)2CO 3

是NH 4＋和CO 32－水解，Na 2HPO 4是HPO 42－水解。NH 4Cl 、CuSO 4、FeCl 3、NaHSO 4、NaHSO 3、NaH 2PO 4、NH 4F 呈酸性，CH 3COONa 、Na 2CO 3、Na 3PO 4、NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NH 4CN 呈碱性，NaCl 、KNO 3、CH 3COONH 4呈中性。

③越弱越水解，越稀越水解；0.1mol/LCH 3COONa 比0.1mol/LNaHCO 3的碱性弱，是因为CH 3COOH 酸性比H 2CO 3强。0.1mol/LCH 3COONa 比0.01mol/LCH 3COONa 的水解程度小，是因为稀释使平衡朝水解的方向移动，水解程度增大。

④温高越水解，价高越水解；热的0.1mol/LCH 3COONa 比冷的0.1mol/LCH 3COONa 碱性

强，是因为温度升高，使平衡朝水解的方向移动，增大了OH－的浓度。0.1mol/LFeCl3的酸性，比0.1mol/LFeCl2的酸性强，是因为Fe3＋比Fe2＋更容易水解，增大了H＋的浓度。

5、注意：盐类水解是中和反应的逆反应，水解反应是一个可逆的吸热过程；水解平衡是化

学平衡的一种，勒夏特列原理同样适用水解平衡。

二、强化练习

1、向下列物质的水溶液中，加入酚酞指示剂时，溶液呈现红色的是( ).

A、CH3COONa

B、KCl

C、NH4I

D、NH4NO3

2、下列各种说法中正确的是( )

A、在磷酸钠溶液中，Na＋离子浓度是PO43－离子浓度的3倍。

B、乙炔分子中碳碳原子之间叁键的键能是乙烷分子中碳碳原子间单键键能的3倍

C、在铜和稀硝酸反应配平的方程式中，未被还原的硝酸的物质的量是被还原的硝酸

的物质的量的3倍

D、pH=3的稀盐酸中的H+离子浓度是pH=1的稀盐酸中H+离子浓度的3倍

3、下列物质的水溶液呈碱性的是( )

A、氯化钙

B、硫酸钠

C、甲醇

D、磷酸钠

4、工业上制备纯净的氯化锌时，将含杂质的氧化锌溶于过量的盐酸,为了除去杂质需调节

溶液的pH值到4.应加入试剂是（）

A、氢氧化钠

B、氨水

C、氧化锌

D、氯化锌

5、20毫升1mol/L醋酸溶液跟40毫升0.5mol/L氢氧化钠溶液相混和，所得溶液中离子浓度

由大到小的顺序是（）

A、C(Na+)>C(CH3COO－)>C(OH -)>C(H+)

B、C(Na+)＝C(CH3COO－)>C(OH-)>C(H+)

C、C(Na+)>C(OH-)>C(CH3COO－)>C(H+)

D、C(Na+)>C(OH -)>C(H+) >C(CH3COO－)

6、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液:①CH3COONa、②NaHSO4、③NaCl、

④，按pH值由大到小的顺序排列，正确的是（）

A、④＞①＞③＞②

B、①＞④＞③＞②

C、①＞②＞③＞④

D、④＞③＞①＞②

7、物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其中pH值依次为8、9、10,则HX、

HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是（）

A、HX、HZ、HY

B、HZ、HY、HX

C、HX、HY、HZ

D、HY、HZ、HX

8、下列叙述错误的是（）

A、配制FeCl3溶液时，为了抑制水解，常加盐酸

B、盐类都能水解

C、盐类的水解反应通常是吸热反应

D、盐类水解是指组成盐的离子跟由水电离出来的H＋或OH－生成弱电解质的反应。

高三化学盐类的水解知识点总结

水解 中和 盐 类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦 （一） 盐的水解实质 H 2O H +— n 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. 与中和反应的关系： 盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）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 具体为： 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 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱 相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4） 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 强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化： pH 值增大 H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43— pH 减小

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 （三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、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。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗 ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响 （五）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_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.

盐类水解的实质与规律学案

第2课时盐类水解的实质与规律---课前预习学案 [学习目标定位] 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，并进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。 2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。 【温故知新】 1.水的电离与溶液的酸碱性 (1)水的电离方程式是，若在水中加入酸或碱，水的电离平衡移动方向是，理由是。 (2)溶液呈酸碱性的根本原因是，溶液呈中性是因为，呈酸性是，呈碱性是。 2.(1)写出下列中和反应的化学方程式： ①盐酸与NaOH溶液：； ②盐酸与氨水：； ③醋酸与NaOH溶液：； ④醋酸与氨水：。 (2)上述反应物中，属于强电解质的是，属于弱电解质的是。 (3)若按酸、碱强弱不同，上述反应生成的四种盐可分为四种不同的类型，分别为NaCl ，NH4Cl ，CH3COONa ，CH3COONH4。 3.醋酸溶液中加入氢氧化钠溶液，反应的离子方程式是，若在反应后的溶液中加入盐酸，反应的离子方程式是。【探求新知】 探究点一盐类水解 1.常温下，酸溶液的pH<7，碱溶液的pH>7。通过实验测定下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。

盐溶液盐的类型溶液pH 溶液中的微粒可能发生作用的微粒酸碱性NaCl 7 CH3COONa 9 NH4Cl 5 Na2CO310 Al2(S04)3 6 KNO37 实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈，弱酸强碱盐溶液呈，强酸弱碱盐溶液呈。 2.CH3COONa水溶液呈碱性的原因分析 (1)溶液中都存在水的电离平衡：，CH3COONa溶于水后完全电离： ，溶液中的离子可能结合生成的新弱电解质分子是。(2)因为CH3COO－能与水电离生成的H＋结合生成 的醋酸分子，从而使水的电离平衡向移动，溶液中有关离子的浓度变化是[CH3COO－] ，[H＋] ，[OH－] ，[H＋] [OH－]，所以CH3COONa溶液呈碱性。 (3)化学方程式是，离子方程式是。 CH3COONa溶液为什么显碱性？P83 3.请根据上述方法思路，分析NH4Cl溶液呈酸性的原因p84 (1)NH4Cl溶液中存在的电离(写出电离方程式)：，。溶液中的离子可能结合生成的新弱电解质分子是。 (2)水的电离平衡移动方向是，其原因是；水的电离平衡移动的结果是。 (3)化学方程式是，离子方程式是。

盐类水解的原理

第二节弱电解质的电离盐类的水解 第二课时盐类水解 【课前感知·预习】 【学习目标】 1.了解盐类水解的原理、规律 2.会书写水解方程式 【学习重点】 1.盐类水解的原理 2.水解方程式的书写 【知识梳理】 一、盐类的水解 1.定义：在溶液中，由离子与水电离产生的结合生成 的反应。 2.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。 3.特征： （1）可逆性：反应的逆反应，进行程度较小，存在水解平衡。（2）热效应：反应 （3）反应程度： 水解程度产物的量酸碱性反应后溶质微粒的种数 很弱 4.条件： ⑴盐中必须有阴离子或阳离子。

常见的能水解的离子 ①弱碱阳离子：Al3+、NH4+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+等。 ②弱酸根离子ClO-、CO32-、S2-、HCO3-、SO32-、F-、PO43-等。 ⑵盐必须易溶于水。 5.规律 盐类水解规律可概括为： 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，弱弱相对定。 ⑴用化学方程式表示：盐 + 水酸 + 碱 如AlCl3水解: 如CH3COONa水解: ⑵用离子方程式表示： 盐的离子 + 水酸（或碱） + OH-(H+) 如AlCl3水解: 如CH3COONa水解： 7.注意事项： 书写水解反应的离子方程式时应该注意： ①通常用“”。因为水解是中和反应的逆反应，是______。 ②通常不标____或_____。因为水解是微弱的、无气体和沉淀生成。

化学选修四《盐类的水解知识点和经典习题》原创

盐类的水解知识点和经典习题 基础考点梳理 最新考纲 1. 理解盐类水解的原理，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H1或0H「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 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“T”或“ J”。盐类水解是可逆反应,除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。 4. 盐类的水解与溶液的酸碱性 ① NaCI ② NH4CI ③Na2CO3 ④CH s COONa ⑤AICI 3 五种溶液中呈酸性的有：②⑤。 呈碱性的有：③④。 呈中性的有：①。 二、盐类水解的影响因素及应用 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，容液酸性越强。— (2) 弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，容液碱性越强。_ 2. 外因 (1) 温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。 ⑵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) 明矶净水：Al3 + + 3H2O AI(OH) 3 + 3H +0 (2) 制备Fe(OH)3 胶体：Fe3* + 3H2O=====Fe(OH)3(胶体)+ 3H 十。 (3) 制泡沫灭火剂：AI3+ + 3HCO3===AI(OH)3 J + 3CO2 T。 ⑷草木灰与铵态氮肥混施：NH；+ CO i「+ H2O NH3 H2O+ HCO3 网络构建

第3章 第2节 第2课时 盐类水解的实质与规律

第2课时盐类水解的实质与规律 [核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：认识盐类水解有一定限度，掌握盐的水解原理及规律，并能正确书写水解方程式。2.证据推理与模型认知：通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质，掌握盐溶液呈现酸碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸碱性，掌握离子浓度大小的比较的思维模型。 一、盐溶液酸碱性及原因 1．实验探究：测定盐溶液的pH 盐溶液NaCl Na2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4 pH ＝7 ＝7 ＞7 ＞7 ＞7 ＜7 ＜7盐的类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐 溶液酸碱性中性碱性酸性 2.盐溶液酸碱性的理论分析 (1)强酸弱碱盐(以NH4Cl溶液为例) 电离方程式 理论解释NH＋4和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c平(H＋)＞c平(OH－) 溶液酸碱性溶液呈酸性 水解方程式NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋(2)强碱弱酸盐(以CH3COONa溶液为例) 电离方程式 理论解释CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c平(H＋)＜c平(OH－) 溶液酸碱性溶液呈碱性

水解方程式CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ (3)强酸强碱盐(以NaCl溶液为例) 电离方程式H2O H＋＋OH－、NaCl===Na＋＋Cl－ 理论解释无弱电解质生成，水的电离平衡不发生移动，溶液中c平(H＋)＝c平(OH－) 溶液酸碱性溶液呈中性 3.盐类水解 (1)概念 在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程。 (2)实质 (3)特点 4．盐类的水解规律 (1)盐类水解规律示意图 (2)内容 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。 (3)常见易水解离子 常见的弱碱阳离子有：NH＋4、金属活动性顺序表中H之后金属阳离子。

高三化学-盐类的水解知识点总结

水解中和盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦 （一）盐的水解实质 H2O H+— n 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. 与中和反应的关系： 盐+水酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应， 但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）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，等强显中性具体为： 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 如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性中性酸性 取决于弱酸弱碱相对强弱 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， 呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化： pH值增大 H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— pH减小

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 （三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、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。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？ （五）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_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.

高考专题盐类的水解知识点和经典习题

第 2 5 讲盐类的水解 基础考点梳理 最新考纲 1.理解盐类水解的原理，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 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”或“↓” 。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。 4．盐类的水解与溶液的酸碱性 ①NaCl ②NH4Cl ③Na2CO3 ④CH3COONa ⑤AlCl 3 五种溶液中呈酸性的有： ②⑤ 。 呈碱性的有：③④ 。 呈中性的有：①。 二、盐类水解的影响因素及应用 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)

第1课时 盐类水解的实质与规律

第1课时盐类水解的实质与规律 [核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：认识盐类水解有一定限度，理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。2.证据推理与模型认知：通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈现酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。 一、盐类水解的实质与规律 1．探究盐溶液的酸碱性 通过实验测定室温时下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。 盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性 NaCl强酸强碱盐pH＝7中性 CH3COONa弱酸强碱盐pH>7碱性 NH4Cl强酸弱碱盐pH<7酸性 2.盐溶液呈现酸碱性的理论分析 (1)CH3COONa水溶液呈碱性的原因 ①电离方程式 CH3COONa溶于水完全电离：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋。 水的电离：H2O H＋＋OH－。 ②水电离平衡的影响 CH3COO－能与H＋结合生成弱电解质CH3COOH。使水的电离平衡向电离的方向移动。 ③溶液的酸碱性 溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)

NH＋4与OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动。 ③溶液的酸碱性 溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。 ④水解方程式 化学方程式：NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl。 离子方程式：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。 (3)NaCl溶液呈中性的原因 NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。 3．盐类水解 (1)盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显酸性、碱性或中性。 (2)盐类水解的规律 在可溶性盐溶液中：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。常见的“弱”离子 弱碱阳离子：NH＋4、Al3＋、Mg2＋、Zn2＋、Fe3＋、Cu2＋等。 弱酸根离子：CO2－3、SiO2－3、HCO－3、AlO－2、SO2－3、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。 (3)盐类水解的特点 盐类水解的特点可概括为微弱、吸热、可逆。 例1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．NaHSO4 C．Na2CO3D．NH4Cl 答案D 解析A项，NaCl对水的电离平衡无影响，溶液呈中性；B项，NaHSO4中的H＋抑制水的电离，且溶液呈酸性；C项，Na2CO3水解促进水的电离，溶液呈碱性；D项，NH4Cl水解促进水的电离，溶液呈酸性。 考点盐类水解的实质和规律 题点盐类水解的概念和实质 例2有下列盐溶液： ①KNO3②AgNO3③K2CO3④FeCl3⑤K2SO4⑥NaClO⑦NH4Cl 呈酸性的是________，呈碱性的是________，呈中性的是________。 答案②④⑦③⑥①⑤

盐类的水解教案

盐类的水解教案 Final revision on November 26, 2020

盐类的水解（第一课时） 【教材分析】 “盐类水解”这一教学内容在苏教版《化学反应原理》（选修）专题3“溶液中的离子反应”的第三单元内容。在此之前，学生已经学习了平衡特征及移动原理，以及电解质在水溶液中的电离，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系，都是平衡原理的具体应用。学生也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的实质。在此基础上再来探究盐类在溶液中的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念的具体应用和再认识。同时，盐类水解的知识又与后续沉淀溶解平衡紧密相连的。从知识结构上讲，盐类水解平衡是继化学平衡、弱酸、弱碱平衡、水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，它们与将要学习的沉淀溶解平衡构成了中学化学的完整的平衡体系，通过学习盐类水解，有利于学生构建电解质溶液的平衡体系。 本单元内容包括盐类水解和盐类水解的应用两部分，第一部分为重点内容。教材在设计上先是通过活动与探究实验让学生感受盐溶液的酸碱性，获取盐溶液有的是呈碱性、有的呈酸性而有的呈中性的感性认知，并通过讨论活动从宏观上认识并概括出盐的组成与其溶液酸碱性之间的关系。在学生完成感性认识后，教材引导学生从微观角度去探究盐溶液呈酸碱性的本质，教材以常见典型的氯化铵、醋酸钠和氯化钠三种盐在水溶液电离出的某些离子能与水电离出的H＋或OH－形成弱酸或弱碱的过程，分析了这一过程对水电离平衡的影响，从而在更深刻从微观粒子变化的水平揭示了盐溶液酸碱性的本质。第二部分实际上是讨论平衡移动原理在盐类水解平衡上的应用，及在实际生产生活中重要意义，进一步使学生认识到化学知识的重要性。 【教学目标】 1、知识与技能 认识盐类水解的定义，发生的条件和本质以及水解的规律。

浙江省杭师大附中高二化学 盐类的水解规律练习(无答案)

盐类的水解规律 1．下列过程或现象与盐类水解无关的是( ) A．纯碱溶液去油污 B．铁在潮湿的环境下生锈 C．加热氯化铁溶液颜色变深 D．浓硫化钠溶液有臭味 2．下列离子方程式中，属于水解反应的是( ) A．HCOOH＋H2O HCOO－＋H3O＋ B．CO2＋H2O HCO－3＋H＋ C．CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－ D．HS－＋H2O S2－＋H3O 3．下列事实不属于盐类水解应用的是( ) A．明矾、氯化铁晶体常用于净水 B．实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污 C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸D．实验室制氢气时加入CuSO4可加快反应速率 4．下列有关问题，与盐的水解有关的是( ) ①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫 灭火剂③草木灰与铵态氮肥不能混合施用④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体 A．①②③ B．②③④ C．①④⑤ D．①②③④⑤ 5．有四种物质的量浓度相等、且都由一价阳离子A＋和B＋及一价阴离子X－和Y－组成的盐溶液。 据测定常温下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH＞7，BX溶液的pH＜7。由此判断可能不水解的盐是( ) A．BX B．AX C．AY D．BY 6．下列各离子①R－②R＋③R2＋④R3＋⑤RH＋4⑥RH－(R表示不同的元素)都有10个电子，其中不会破坏水的电离平衡的有( ) A．仅有②③ B．仅有② C．②③⑥ D．②③⑤ 7．一种常用的泡沫灭火器构造如图。内筒a是玻璃瓶，外筒b是钢瓶，平时泡沫灭火器内筒外筒盛有液态试剂，当遇火警时，将灭火器取下倒置，内外筒液体试剂立即混合产生大量CO2泡沫灭火，从液态试剂在灭火器中长久放置和快速灭火两个角度分析，盛放药品正确的是( ) A．a中盛饱和Na2CO3溶液，b中盛Al2(SO4)3溶液 B．a中盛饱和NaHCO3溶液，b中盛Al2(SO4)3溶液 C．a中盛Al2(SO4)3溶液，b中盛饱和Na2CO3溶液 D．a中盛Al2(SO4)3溶液，b中盛饱和NaHCO3溶液 8．已知K 2HPO4溶液中HPO2－4的水解程度大于电离程度，对于平衡：HPO2－4＋H2O H3O＋＋PO3－4，欲使K2HPO4溶液中c(HPO2－4)、c(H3O＋)、c(PO3－4)三种离子浓度均减小，可采取的方法是( ) A．加水 B．加少量消石灰固体 C．加热 D．加少量硝酸银固体 9．铍(Be)与铝的性质相似，已知反应BeCl2＋Na2BeO2＋2H2O===2NaCl＋2Be(OH)2↓能进行完全。

《盐类的水解》教案

盐类水解的规律 一、教材分析 “盐类水解”这一教学内容是苏教版《化学反应原理》（选修4）第三章第三节内容。本节内容包括盐类水解和盐类水解的应用两部分，第一部分为重点内容。教材在设计上先是 通过活动与探究实验让学生感受盐溶液的酸碱性，获取盐溶液有的是呈碱性、有的呈酸性而 有的呈中性的感性认知，并通过讨论活动从宏观上认识并概括出盐的组成与其溶液酸碱性之间的关系。同时，盐类水解的知识又与后续难溶电解质的溶解平衡紧密相连。从知识结构上讲，盐类水解平衡是继化学平衡、弱酸、弱碱平衡、水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，它们与将要学习的难溶电解质溶解平衡构成了中学化学的完整的平衡体系，通过学习盐类水解，有利于学生构建电解质溶液的平衡体系。 二、学情分析 在此之前，学生已经学习了化学平衡特征及移动原理，以及电解质在水溶液中的电离，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系。学生也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的实质。在此基础上再来探究盐类在溶液中的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念进行具体应用和再认识。 三、教学目标 1.理解盐类水解的实质 2.能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性 3.能正确书写盐类水解的离子方程式 4.通过实验探究，理论分析，由宏观现象分析微观本质，揭示原因, 提升逻辑思维能力 5.能在思考分析过程中倾听他人意见，相互启发，体会合作交流的重要与快乐 6.体验科学探究的乐趣，学会透过现象看本质 四、教学重点和难点 教学重点: 盐类水解的实质 教学难点: 盐类水解方程式的书写 五、教学过程 [引入] 问题情境 酸、碱溶解在水中形成的溶液分别显示什么性？为什么？ [ 过渡] 盐可以分为哪几种类型呢？ 1、盐的分类 酸+碱===盐+水（中和反应） 生成的盐：① 强酸强碱盐，NaCI、K2SQ ②强酸弱碱盐，FeCb、NH4CI

盐类水解的实质与规律练习题及答案

盐类水解的实质与规律练习题及答案 2014-07-12 [基础过关] 一、盐类水解的概念 1．在盐类水解的过程中，下列说法正确的是() A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度一定会增大 C．溶液的pH一定会增大 D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大 2．下列物质的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是() A．HCl B．NH4NO3C．Na2S D．HClO 3．下列各物质的溶液显酸性的是() A．NaHCO3B．(NH4)2SO4 C．NaCl D．CH3COOK 4．下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是() A．将纯水加热到90 ℃ B．向水中加少量NaOH溶液 C．向水中加少量Na2CO3溶液 D．向水中加少量FeCl3溶液 5．实验室有下列试剂，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是() ①NaOH溶液②水玻璃③Na2S溶液④Na2CO3溶液 ⑤NH4Cl溶液⑥澄清石灰水⑦浓HNO3 ⑧浓H2SO4 A．①⑥B．①②③④⑥ C．①②③⑥⑦⑧D．⑤⑦⑧ 二、盐类水解离子方程式的书写 6．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是() ①Na2CO3：CO2－3＋2H2O H2O＋CO2↑＋2OH－ ②NH4Cl：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋ ③CuSO4：Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋ ④NaF：F－＋H2O===HF＋OH－ A．①④B．②③C．①③D．②④ 7．下列各项中的离子方程式，书写正确的是() A．AlCl3水解：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3＋3H＋ B．NaHCO3电离：NaHCO3Na＋＋HCO－3 C．固体Ca(OH)2与NH4Cl共热：NH＋4＋OH－===NH3＋H2O

盐类的水解知识点总结

A l l 水解 中和 盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦 （一） 盐的水解实质 H 2O H +— n 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. 与中和反应的关系： 盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应， 但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）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 具体为： 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 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱 相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4）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 强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化： H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43— pH 减小

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 （三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、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。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？ （五）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_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.

3-3 课时1 盐类的水解规律

第三单元盐类的水解 3-3 课时1 盐类的水解规律 知能定位 1.理解盐类水解的实质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。 2.能运用盐类水解规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。 情景切入 为什么NH4Cl的水溶液会表现酸性呢？ 自主研习 一、盐溶液的酸碱性 1.盐的分类（按生成盐的酸、碱的强弱划分） 盐强酸强碱盐，如NaCl、KNO3 强酸弱碱盐：如NH4Cl、Al2(SO4) 3 弱酸强碱盐，如Na2CO3、CH3COONa 弱酸弱碱盐，如NH4HCO3、CH3COONH4 2. 3.盐溶液呈现不同酸碱性的原因 （1）NaCl溶液 H2O H++OH- NaCl==Cl-+Na+ 解释：溶液中不生成弱电解质，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H+)=c(OH-)，呈中性。 （2）NH4Cl溶液

二、盐类的水解反应 1.概念 在溶液中，由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.特征 （1）一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。 （2）盐类水解反应是中和反应的逆反应：盐类水解是吸热反应。 3.实质 在水溶液中盐电离出来的离子（弱碱的阳离子或弱酸的阴离子）结合水电离出的OH -或H+，促进了水的电离，导致溶液中c(H+)和c(OH-)发生变化，从而使溶液显示不同的酸、碱性。 4.表示方法 （1）用化学方程式表示：盐+水酸+碱。 如AlCl3的水解： AlCl3+3H2O Al(OH) 3+3HCl (2)用离子方程式表示： 盐的离子+水酸（或碱）+OH-(或H+)。 如AlCl3的水解： 课堂师生互动 知识点1 盐溶液酸碱性的判断 1.正盐

盐类的水解规律及简单应用

专题3 第三单元 盐类的水解规律及简单应用 班级 姓名 学号 1、 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反应 C 、含有弱酸根盐的水溶液不一定显碱性 D 、 Na 2CO 3溶液中，c(Na +)是c(CO 32-)的2倍 2、在盐类发生水解的过程中正确的说法是 （ ） A 、盐的电离平衡被破坏 B 、水的电离程度增大 C 、溶液的pH 一定发生改变 D 、没有中和反应发生 3、下列物质的水溶液中，除水分子外，不存在其他分子的是 （ ） A 、KHS B 、HNO 3 C 、NaF D 、H 3PO 4 4、下列离子在水溶液中不发生水解的是 （ ） A 、Ag + B 、I - C 、F - D 、CO 32- 5、下列水解离子方程式书写正确的是 （ ） A 、Fe 3+ + 3H 2O Fe(OH)3 + 3H + B 、Br - + H 2O HBr + OH - C 、 CO 32- + 2H 2O H 2CO 3 + 2OH - D 、NH 4+ + 2H 2O NH 3·H 2O + H + 6、下列溶液中，含离子数目最多的是 （ ） A 、30mL 0.lmol ／L 的AlCl 3 B 、10mL 0.2mol ／L 的CaCl 2 C 、30mL 0.2mol ／L 的CH 3COOH D 、40mL 冰醋酸 7、在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是 （ ） A 、c （Cl －）＞c （NH 4+）＞c （H +）＞c （OH －） B 、c （NH 4+）＞c （Cl －）＞c （H +）＞c （OH － ） C 、 c （Cl －）＝c （NH 4+）＞c （H +）＝c （OH － ） D 、 c （NH 4+）＝c （Cl －）＞c （H +）＞c （OH － ） 8、下列各物质投入水中，因促进水的电离而使溶液呈酸性的是 （ ） A 、NaHSO 4 B 、Na 3PO 4 C 、CH 3COOH D 、Al 2(SO 4)3 9、物质的量浓度相同的三种盐NaX 、NaY 和NaZ 的溶液，其pH 依次为8、9、10，则HX 、HY 、 HZ 的酸性由强到弱的顺序是 （ ） A 、HX. HY . HZ B 、HZ. HY . HX C 、HX.HZ.HY D 、HY .HZ.HX 10、某强酸和某强碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH 为7，原酸溶液和原碱溶液的物质的量浓 度 （ ） A 、大于 B 、小于 C 、等于 D 、不能确定 11、下列物质能跟镁反应并产生氢气的是 （ ） A 、碳酸氢钠溶液 B 、氢氧化钠溶液 C 、氯化铵浓溶液 D 、碳酸钠溶液 12、在Na 2S 溶液中，c （Na +）与c （S 2-）的关系是 （ ） A 、c （Na +）=c （S 2-）； B 、c （Na +）：c （S 2-）=2：1；

盐类的水解(教学设计)

高中化学“田园式”培训公开课教案 课程模块：选修4《化学反应原理》 课题：第三章第一节（第一课时） 《盐类的水解》 授课教师：深圳市横岗高级中学王伟

第三章第一节盐类的水解 第一课时——盐类的水解 【教材分析】 本节教材是本章教材的教学重点和难点，是学生已学习过的弱电解质的电离、水的电离平衡以及化学平衡移动原理等知识的综合应用。根据《课程标准》的要求本节课的教学目标是指导学生建立盐类的水解的概念，初步了解盐类水解的规律。本节内容理论性强，学生不容易理解盐溶液为什么显酸性或碱性，因此需要借助实验，让学生对于盐溶液的酸碱性有一个感性认识；同时，学生通过小组讨论，教师引导等方式对其原因进行探讨，最后归纳出盐类的水解的定义、本质。 教材的内容是按这样的序列展开的: 先是从实验探究盐溶液的酸碱性, 认识到盐溶液并不都是中性的现象, 再到分析寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因, 了解盐类水解的本质是破坏水的电离平衡,最后是从平衡移动的角度理解影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用。但从实践下来一直有以下几点问题困扰教师: 一是学生在学习盐类的水解之前其实已对盐溶液的酸碱性现象有所知道, 如Na2CO3溶液呈碱性等, 这往往造成他们实验探究的兴趣不大。二是这样的呈现序列容易使学生过于关注盐类水解的结果———盐溶液呈酸碱性而忽略它的核心———破坏水的电离平衡。三是尽管学生也在实验探究、分析思考, 但始终跟着老师的思维在走, 比较被动, 学生的思维问题不易暴露, 这在后续学习中会反映出来。因此, 我尝试在新课程的教学设计中变换思路, 以促进学生自主发展的思想启迪学生思维探究，使学生自主构建“盐类水解”的概念，理解“盐类的水解”的实质，掌握“盐类水解”的规律。 【学情分析】 知识层面：学生已有离子方程式书写、化学平衡、电离平衡以及溶液的pH 等知识，因此而学生基本具备本节内容所需的理论基础，但是盐类的水解又是这几部分知识的综合利用，就更有难度。因此，学生能否积极主动获取知识就显得十分重要。 能力层面：学生的知识储备，动手能力，观察能力等存在个体差异，因此有合作探究的必要。学生具备一定的合作探究能力，实验动手能力，有分类和归纳的基础。 心理层面：学生对实验探究有一定的熟悉，本节中实验与理论、理论与生活的联系，能让学生有积极的参与心态。 【设计思路】 设计时以建构主义为理论支撑，体现互动、渗透、交叉、有效等教学观，在进行总体观下的模式运作。基于课程标准、教材内容和学生实际，以重构教学内容为起点进行教学设计。具体来说，以“自主学习，展示成果→创设情境，激发兴趣→大胆猜想，合作探究→交流合作，整合信息→巡视指导、探求本质→类比迁移、构建规律→创新应用、拓宽知识→课外延伸、调查实践→合理评价，总结升华”等环节组织教学活动，引导学生通过实验、讨论、分析、推理，归纳出盐类水解的实质、规律，形成解决盐类水解相关问题的基本思路。本节设计力求渗透科学方法，科学态度和科学思想的教育以达到培养学生科学素养的目的。【教学目标】 知识与技能： 1、能正确分析盐类水解反应的原理和规律，正确判断盐溶液的酸碱性。

盐类的水解的含义和实质理论

盐类的水解的含义和实质 1．水解条件可溶性盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。 2．水解实质＋－弱酸酸根离子结合水电离出的H或弱碱阳离子结合水电离出的OH，形成弱电解质。 3．水解结果＋－水的电离平衡向电离方向移动，通常使溶液中[H]≠[OH]，溶液呈现出一定的酸碱性。 4．水解的特点 (1)存在水解平衡，即：盐＋水中和酸＋碱。 (2) 5．水解的规律 (1)多元弱酸酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如0.1 mol/L的Na2CO3溶液 －－34pH约为11，而0.1 mol/L NaHCO3溶液pH约为8。即CO23比HCO3水解能力大10～10 倍。Na2CO3溶液的碱性更强。 －(2)同浓度时酸溶液pH值大者，对应盐溶液的pH值亦大。如0.1 mol·L1的HCl、 －－CH3COOH、H2CO3、HCO3溶液的pH值： HCl

(1)大。 (2)浓度：盐溶液加水稀释，则水解平衡向右移动，水解程度增大。 (3)化学反应：①强碱弱酸盐水解，如Na2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOH，加酸促进其水解，加碱抑制其水解。 ②强酸弱碱盐水解，如FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋3HCl，加碱促进其水解，加酸抑制其水解。 考点一盐类水解离子方程式的书写 1．一般地说，盐类水解是可逆的，应该用可逆号“ ”表示。盐类水解的程度不大，一般不会产生沉淀和气体，所以一般不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。如 ＋＋Cu2＋2H2O Cu(OH)2＋2H ＋＋NH4＋H2O NHH2O＋H 3· 2．多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写水解离子方程式。如Na2CO3溶液的水解 水解反应为： －－－CO2 HCO3＋H2O3＋OH(主要) －－HCO3＋H2O H2CO3＋OH(次要) 3．多元弱碱的阳离子水解的过程比较复杂，中学阶段写相应的离子方程式时一步写到 ＋＋底即可。如Al2(SO4)3水解的离子方程式为：Al3＋3H2O Al(OH)3＋3H。4．发生相互促进的水解且有沉淀生成时，由于反应彻底，故生成物中出现的沉淀或气体物质，均要标上“↓”或“↑”符号，中间用“===”连接，如AlCl3溶液与NaHCO3溶 ＋－液混合：Al3＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 步骤：(1)先写出水解的离子及水解后的最终产物，用“===”连接并注明“↓”或“↑”。 (2)根据电荷守恒将其配平，看反应物中是否加水。 ＋－－－2－此类离子组有：Al3与CO23、HCO3、S、HS、 －＋－－－[Al(OH)4]，Fe3与CO23、HCO3、[Al(OH)4]等。 ＋－－－(1)NH4与CH3COO、CO23、HCO3等组成的盐虽然水解相互促进，但不能彻底水解，所以使用“ ”，不标“↑”、“↓”，如CH3COONH4水解： －＋CH3COO＋NH4＋H2O CHH2O。 3COOH＋NH3· ＋－＋3＋2－(2)Fe与S相遇不发生水解反应而是发生氧化还原反应：2Fe3＋ S2===2Fe2＋S↓， ＋－＋－Cu2和S2相遇不发生水解反应，而是发生沉淀反应：Cu2＋ S2===CuS↓。 考点二比较溶液中微粒浓度的大小