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第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解（教学设计）第一课时一、教材分析：普通高中课程标准实验教科书·化学――选修4《化学反应原理》（人教版）第三章水溶液中的离子反应第三单元盐类的水解。
本单元主要包括三部分内容，它们分别是第一部分：盐类的水解规律；第二部分：影响盐类水解的因素；第三部分：盐类水解的应用。
本教学设计为第一部分内容。
该内容是在学生已学过的电解质的电离、水的电离平衡以及化学平衡移动原理等知识的基础上的综合应用。
盐类的水解实质比较抽象，须要引导学生先由实验来学习，再由实验结果归纳出盐的组成与盐溶液酸碱性的关系，最后从理论上探究盐类水解的规律。
这样使学生由感性到理性，形成一种思维的升华。
二、学情分析：学生在前面已经学过平衡移动原理、弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性已具备了学习盐类水解的知识储备,同时高二的学生具备了一定的自学能力,小组讨论,交流信息的能力和分析的能力,而且在心理上都有探索创新的欲望,但这部分内容又比较抽象,完全让学生自主学习有一定难度,因此我决定充分发挥学生的特点,采用科学探究的方法,同时用问题来引导学生思维,引领学生探究盐类水解的本质的方法,进行本节的教学工作。
三、教学目标：1、知识与技能①知道不同盐溶液的酸碱性；②理解盐类的水解(强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水解)的本质和规律；③正确书写盐类水解的离子方程式。
2、过程与方法①培养学生分析、归纳、推理以及运用对比法和依据客观事实解决问题的逻辑思维能力；②培养学生抽象概括，形成规律，运用规律的能力。
3、情感、态度与价值观①使学生亲身体验科学研究的过程，增强科学探究的意识；②发展善于合作、勤于思考、勇于实践的科学精神；③对物质的相对性、共性与特殊性的对立统一有初步认知。
四、教学重难点1、重点：①不同盐溶液酸碱性的规律；②盐类水解的实质和规律；③盐类水解方程式的书写。
2、难点：①盐类水解的实质和规律；②盐类水解方程式的书写。
第三节盐类的水解影响盐类水解的主要因素一、教学目标1.知识与技能：掌握盐类水解的影响因素（内因、外因）2.过程与方法：通过问题探究，实验探究等方法，总结归纳影响盐类水解的因素3.情感态度与价值观：树立理论联系实际的思想，学会用辩证的观点看问题二、教学重难点1.教学重点：影响盐类水解的因素（外因）2.教学难点：影响盐类水解的因素（外因）三、教学方法问题探究、实验探究、讨论、归纳等方法四、教学过程【复习】1、判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
(1)NaNO3(2)Na2CO3(3)NH4Cl (4) AlCl3(5)KCl【导入】影响化学反应速率的因素有哪些？影响化学平衡移动的因素又有哪些呢？那么，这些因素是不是也影响盐类的水解平衡呢？【问题探究1】已知HClO、CH3COOH、HNO2都是弱酸，其电离平衡常数K a 分别为 3.0×10-8、1.8×10-5、4.6×10-4。
试推测等物质的量浓度的NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH大小顺序。
（1）上述三种盐溶液的碱性不同，说明什么?（2）强碱弱酸盐溶液的碱性强弱与对应弱酸有何关系？（3）思考影响盐类水解的主要因素是什么？【小结1】【板书】影响盐类水解的因素1.内因（主要）：盐本身的性质（越弱越水解）【练习1】现有相同物质的量浓度的三种钠盐NaX、NaY、NaZ的溶液，测得它们的PH分别为7、8、9，请将他们对应的酸（HX、HY、HZ）按酸性由强到弱的顺序排列，并说明理由【问题探究2】已知NH4Cl溶液中存在以下的水解平衡：NH4++H2O NH3·H2O+H+，若将NH4Cl溶液加水稀释，平衡移动的方向，水解程度；若加NH4Cl固体，平衡移动方向，水解程度。
总结盐的浓度与水解程度的关系_________________________________【小结2】【板书】2.外因：（1）浓度：越稀越水解【活动探究】通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解的因素。
化学《盐类的水解》教案化学《盐类的水解》教案1教学重点：1.影响盐类水解的因素，与水解平衡移动。
2.盐类水解的应用。
教学难点：盐类水解的应用。
教学设计：师生共同稳固第一课时相关。
(1)依据盐类水解规律分析醋酸钾溶液呈性，缘由;氯化铝溶液呈性，缘由;【设疑】影响盐类水解的内在因素有哪些?【讲解】主要因素是盐本身的性质。
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强，越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强，越低。
【设疑】影响盐类水解的外界因素主要有哪些?【讲解】(1)温度：盐的水解是吸热反响，因此上升温度水解程度增大。
(2)浓度：盐浓度越小，水解程度越大;盐浓度越大，水解程度越小。
(3)外加酸碱能促进或抑制盐的”水解。
例如水解呈酸性的盐溶液参加碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
【设疑】如何推断盐溶液的酸碱性?【讲解】依据盐的组成及水解规律分析。
“谁弱谁水解，谁强显谁性”作为常规推断依据。
分析：溶液是显酸性?还是显碱性?为什么? 溶液是显酸性?还是显碱性?为什么?【设疑】如何比拟溶液中酸碱性的相对强弱?【讲解】“越弱越水解”例题：分析溶液与溶液的碱性强弱?∵的酸性比酸性强。
∴水解程度大于水解程度。
∴溶液碱性强于溶液碱性。
【设疑】如何比拟溶液中离子浓度的大小?【讲解】电解质水溶液K存在着离子和分子，它们之间存在着一些定量关系，也存在量的大小关系。
(1)大小比拟：①多元弱酸溶液，依据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。
如：在溶液中，②多元弱酸正盐溶液，依据弱酸根分步水解分析。
如：在溶液中，③不同溶液中同一离子浓度的比拟要看溶液中其他离子对其影响因素。
④混合溶液中各离子浓度比拟，要进展综合分析，要考虑电离、水解等因素。
(2)定量关系(恒等式关系)①应用“电荷守恒”分析：电解质溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
第三节盐类的水解（第一课时）一、重点难点研析重难点一盐类水解的规律重难点二影响盐类水解的因素1．内因：盐本身的，组成盐的酸根相对应的酸(或阳离子对应的碱)，水解程度就。
2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度：盐的水解是反应，因此温度水解程度。
(2)浓度：盐的浓度，水解程度。
(3)外加酸、碱或盐：外加酸、碱或盐能或盐的水解。
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O CH3COOH＋OH－为例)：(以CH3COO－＋H21．大小比较方法(1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液中(2)在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH＋4)由大到小的顺序是。
(3)多元弱酸、多元弱酸盐溶液如：H2S溶液：(4)混合溶液如：NH4Cl和NH3·H2O(等浓度)的混合溶液中，，CH3COOH和CH3COONa(等浓度)的混合溶液中，。
2．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系(1)原子守恒。
如纯碱溶液中NaH2PO4溶液中(2)电荷守恒。
如小苏打溶液中，；Na2HPO4溶液中，。
(3)质子守恒。
如纯碱溶液中Na3PO4溶液中，。
二、典型例题剖析例1下列各式中，属于盐的水解的是()A．CH3COOH＋H2O3COO－＋H3O＋B．HS－＋H2O2S＋OH－C．HSO－3＋H2O2－3＋H3O＋D．NH＋4＋2H2O NH3·H2O＋H3O＋例2在25℃时，在浓度均为1 mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其c(NH＋4)分别为a、b、c(单位为mol/L)。
下列判断正确的是()A．a＝b＝c B．a>b>c C．a>c>b D．c>a>b例3用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)>c(Na＋)，对该溶液的下列判断正确的是()A．c(H＋)>c(OH－) B．c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.2 mol/LC．c(CH3COOH)>c(CH3COO－) D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.1 mol/L例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．①②③B．②③④C．①④⑤D．①②③④⑤三、学习效果自测1．已知一种c(H＋)＝10－3mol/L的酸和一种c(OH－)＝10－3 mol/L的碱溶液混合后溶液呈酸性，其原因可能是()A．浓的强酸和稀的强碱溶液混合B．浓的弱酸和稀的强碱溶液反应C．等浓度的强酸和弱碱反应D．生成了一种强酸弱碱盐2．为了配制CH3COO－与Na＋离子浓度比为1∶1的溶液，可向CH3COONa溶液中加入()A．适量盐酸B．适量氢氧化钠固体C．适量KOH D．适量NaCl晶体3．NH4Cl溶于重水后，产生的一水合氨和水合氢离子均正确的是()A．NH2D·H2O和D3O＋B．NH3·D2O和HD2O＋C．NH3·HDO和D3O＋D．NH2D·HDO和H2DO＋4．Na2S溶液中存在多种微粒，下列各微粒间的关系正确的是()A．c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋) B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)C．c(Na＋)＝c(HS－)＋2c(H2S)＋2c(S2－) D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)5．物质的量浓度相同时，下列既能跟NaOH溶液反应，又能跟盐酸反应的溶液中，pH最大的是（）A．Na2CO3溶液B．NH4HCO3溶液C．NaHCO3溶液D．NaHSO4溶液6．物质的量浓度为0.1 mol/L的八种溶液：①盐酸、②硫酸、③KCl、④H2S、⑤Ba(OH)2、⑥NaOH、⑦CH3COONa、⑧NH4NO3，pH由大到小的顺序为________ ____。
选修四 第三章 第三节 盐类的水解(公开课教案）授课教师 杨延玺一．教学重难点：重点：1.盐类水解的概念及实质。
2.盐类水解方程式的书写。
难点：1.盐类水解的实质二．教学过程一．问题情景，导入新课【问题1】溶液酸碱性与其中c(H +)与c(OH -)的相对大小有何联系？ 如果溶液显酸性 c(H +)>c(OH -)如果溶液显碱性 c(H +)<c(OH -)如果溶液显中性 c(H +)=c(OH -)【问题2】如果在纯水中加入酸或碱，对水的电离平衡有什么影响？在纯水中加入酸或碱，对水的电离平衡有抑制的作用。
加入酸或碱，使水的电离平衡向生成水分子的方向移动。
【问题3】如果加入盐对水的电离平衡有何影响？这个问题是本节课的核心问题，请同学们带着这个问题进入本节课的学习。
二．实验探究，得出结论【实 验】实验探究盐溶液的酸碱性（学生分小组进行实验）1.分别用pH 试纸测下面6种盐溶液的pH ，记录测试结果：2.实验结论：如果把盐类看成是酸碱中和的产物，那么强酸强碱盐（NaCl ）显中性，弱酸强碱盐（CH 3COONa ）显碱性，强酸弱碱盐（NH 4Cl ）显酸性。
由此也可以看出，并不是所有盐类都显中性。
三．分组讨论，理论分析【问题4】溶液显示不同酸碱性，说明溶液中 c(H +)不等于c(OH -)，而以上盐溶液中的 H +和OH -都来自于水的电离，我们知道纯水中c(H +)等于c(OH -)，显中性。
那为什么加入盐之后溶液就显现不同的酸碱性呢？【讨论1】请同学们分成小组进行讨论，为什么盐溶液会显现出不同的酸碱性？（分别以NH 4Cl 溶液，CH 3COONa 溶液，NaCl 溶液为例进行分析）【提示】同学们可以先看盐溶液中存在哪些电离过程，电离出了哪些离子，哪些离子可以相互结合，对水的电离平衡有什么影响？1.强酸弱碱盐（以NH 4Cl 为例）442NH Cl NH Cl H O H OH +-=+＋－＋盐溶液NaCl Na 2SO 4 NH 4Cl (NH 4)2SO 4 CH 3COONa Na 2CO 3 pHpH=7 pH=7 pH<7 pH<7 pH>7 pH>7 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐NH 4Cl 是强电解质，在水中完全电离出NH 4+和Cl -。
《盐类的水解》说课稿尊敬的各位评委老师：大家好！今天我说课的题目是《盐类的水解》。
下面我将从教材分析、学情分析、教学目标、教学重难点、教法与学法、教学过程以及教学反思这几个方面来展开我的说课。
一、教材分析“盐类的水解”是人教版高中化学选修 4《化学反应原理》第三章第三节的内容。
本节内容是在学生已经学习了化学平衡原理和弱电解质的电离平衡等知识的基础上，进一步探讨盐溶液的酸碱性规律，揭示盐类水解的本质。
盐类的水解是电解质在水溶液中的又一种重要的平衡体系，它不仅是对化学平衡、弱电解质电离平衡等知识的综合应用，也为后续学习沉淀溶解平衡等知识奠定基础。
同时，盐类水解在生产生活中有着广泛的应用，如泡沫灭火器的原理、明矾净水等，具有重要的实用价值。
二、学情分析学生已经具备了一定的化学平衡和弱电解质电离平衡的知识，能够从平衡移动的角度分析问题。
但是，盐类水解的概念较为抽象，学生理解起来可能会有一定的困难。
此外，学生对于实验现象的观察和分析能力还有待提高。
三、教学目标1、知识与技能目标（1）理解盐类水解的概念和实质。
（2）掌握盐类水解的规律，能够判断常见盐溶液的酸碱性。
（3）学会书写盐类水解的离子方程式。
2、过程与方法目标（1）通过实验探究，培养学生的观察能力、分析问题和解决问题的能力。
（2）通过对盐类水解实质的分析，培养学生的逻辑思维能力和抽象概括能力。
3、情感态度与价值观目标（1）通过实验探究，激发学生学习化学的兴趣，培养学生的科学探究精神。
（2）让学生体会化学知识与生活实际的紧密联系，培养学生学以致用的思想。
四、教学重难点1、教学重点（1）盐类水解的概念和实质。
（2）盐类水解的规律和离子方程式的书写。
2、教学难点（1）盐类水解的实质。
（2）影响盐类水解的因素。
五、教法与学法1、教法（1）实验探究法：通过实验引导学生观察现象、分析问题，从而得出结论。
（2）问题驱动法：设置一系列问题，引导学生思考和探究，激发学生的学习积极性。
化学教案：盐类的水解一、教学目标1.了解盐类水解的原理及规律。
2.掌握不同类型盐类的水解特点及水解程度。
3.能够运用盐类水解的知识解决实际问题。
二、教学重点与难点1.教学重点：盐类水解的原理、水解规律及水解程度的判断。
2.教学难点：不同类型盐类水解的特点及水解程度的计算。
三、教学过程一、导入新课1.复习已学过的酸碱中和反应，引导学生思考中和反应后的产物。
2.提问：中和反应后的产物是否稳定？为什么？二、探究盐类水解的原理1.通过实验，观察不同盐溶液的酸碱性。
2.引导学生分析实验现象，得出盐类水解的原理。
3.讲解盐类水解的实质：盐中的离子与水分子发生反应，弱电解质。
三、讲解盐类水解的规律1.强酸弱碱盐的水解规律：水解显酸性。
2.强碱弱酸盐的水解规律：水解显碱性。
3.弱酸弱碱盐的水解规律：水解程度较小，溶液酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
四、讲解不同类型盐类水解的特点1.强酸弱碱盐：如氯化铵，水解显酸性。
2.强碱弱酸盐：如碳酸钠，水解显碱性。
3.弱酸弱碱盐：如醋酸铵，水解程度较小，溶液酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
五、讲解盐类水解程度的判断1.通过实验，观察不同盐溶液的水解程度。
2.引导学生分析实验数据，得出水解程度的判断方法。
3.讲解水解程度与盐的浓度、温度等因素的关系。
六、应用盐类水解的知识解决问题1.举例说明盐类水解在生活中的应用，如调节土壤酸碱性、制备缓冲溶液等。
2.出具一些实际问题，让学生运用盐类水解的知识进行解答。
七、课堂小结2.强调不同类型盐类水解的特点及在实际问题中的应用。
八、作业布置1.复习盐类水解的相关知识。
2.完成课后练习，巩固所学内容。
九、教学反思1.在讲解盐类水解的规律时，可以增加一些实例，帮助学生更好地理解和掌握。
2.在讲解水解程度的判断方法时，可以让学生更多地参与讨论，提高他们的思维能力和实际操作能力。
附：课后练习A.氯化钠B.碳酸钠C.醋酸铵D.氯化铵2.下列关于盐类水解的说法，正确的是（）。
盐类的水解说课稿《盐的水解》说课稿今天我说课的内容是第二章第三节《盐类的水解》（第二课时），以下我从四个方面加以阐述。
一、教材分析1、本节课在教材中的地位和作用（1）盐类的水解就是在学生已经自学了化学平衡原理的基础上探讨电解质在水溶液中的离解犯罪行为，包含强电解质的离解均衡和水的离解均衡两个均衡体系；学生也晓得溶液酸碱性的本质原因，在此基础上再去探究盐类在水溶液中的酸碱性规律，这样有利于推动学生的心智发展。
2、本节课的重点、难点重点：盐类水解的本质。
难点：盐类水解的反应式的书写。
二、教学目标根据学生已有的知识水平和认知能力，结合职高学科基本理念，本节课的三维教学目标确定为：1、科学知识与技能（1）认识盐类水解的规律（2）能恰当书写盐类水解的反应方程式2、过程与方法（1）能够从微粒间相互作用这一微观本质的角度回去认知盐溶液呈现出酸碱性这一宏观现象。
（2）采用搬迁的科学方法，探究相同类型盐溶液的酸碱性，阐明化学平衡理论在盐溶液中的延展。
3、情感态度与价值观（1）能够在思索分析过程中聆听他人意见，相互鼓舞，体会合作交流的关键与欢乐。
（2）学会借由现象看看本质。
（3）建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。
三、教学方法这文言，我在前一节课的基础上实行了理论研究与概括总结两条自学主线：概括总结其目的是唤起自学化学的兴趣，加强科学探究的意识，推动自学方式的转型，培育学生的技术创新精神和课堂教学能力。
理论研究是运用已有的化学平衡知识，发掘出新知识的“生长点”――盐的水解，形成科学的世界观。
本节课的教学设计体现职高学科理念，例如①引课的情境设计切合学生、切合实际；②使用归纳法阐明几类盐水解的规律；感性和理性两条探究主线相辅相成，并使盐类水解的概念统一在化学平衡的理论体系之中。
既达至理论完备，又培育了学生实事求是的科学态度。
四、教学过程ⅰ引课[投影并展现]纯水呈中性，是因为水中的h+的浓度与oh-的浓度；酸液呈酸性，是因为酸能电离出来h+而使溶液中的h+的浓度oh-的浓度；碱液呈碱性，是因为碱能够电离出oh-而使溶液中的oh-的浓度h+的浓度。
第三节盐类的水解重难点一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＋＋H2O MOH＋H＋显酸性A－＋H2O＋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。
重难点二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－＋H2O3COOH＋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＋H2O3＋NaOHNaHCO3＋H2O2CO3＋NaOH离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－HCO －3＋H 2OH 2CO 3＋OH －③多元弱酸的酸式强碱盐水解 例如：NaHCO 3＋H 2O 2CO 3＋NaOH离子方程式：HCO －3＋H 2O2CO 3＋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 2OAl(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。
重难点三 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 2OCH 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 －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)2·x H 2O ＋4HClTiO 2·x H 2O 焙烧,TiO 2＋x H 2O重难点五 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 －3＋OH － HCO －3＋H 2OH 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。
如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①NH 4Cl ②CH 3COONH 4 ③NH 4HSO 4溶液中，c (NH ＋4)由大到小的顺序是③>①>②。
(3)多元弱酸、多元弱酸盐溶液如：H 2S 溶液：c (H ＋)＞c (HS －)＞c (S 2－)＞c (OH －)Na 2CO 3溶液：c (Na ＋)＞c (CO 2－3)＞c (OH －)＞c (HCO －3)＞c (H ＋)。
(4)混合溶液混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应后再比较，同时要注意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合液的体积等于各溶液体积之和。
高考试题中在比较离子浓度的大小时，常常涉及以下两组混合溶液：①NH 4Cl ～NH 3·H 2O(1∶1)；②CH 3COOH ～CH 3COONa(1∶1)。
一般均按电离程度大于水解程度考虑。
如：NH 4Cl 和NH 3·H 2O(等浓度)的混合溶液中，c (NH ＋4)>c (Cl －)>c (OH －)>c (H ＋)，CH 3COOH和CH 3COONa(等浓度)的混合溶液中，c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －)。
2．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系⎩⎪⎨⎪⎧微粒数守恒关系电荷数平衡关系水电离的离子数平衡关系(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。
如纯碱溶液中c (Na ＋)＝2c (CO 2－3)未变化＝2c (CO 2－3)＋2c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)；NaH 2PO 4溶液中c (Na ＋)＝c (H 2PO －4)未变化＝c (H 2PO －4)＋c (HPO 2－4)＋c (PO 3－4)＋c (H 3PO 4)。
(2)电荷数平衡关系(即电荷守恒)。
如小苏打溶液中，c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －3)＋2c (CO 2－3)＋c (OH －)；Na 2HPO 4溶液中，c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (H 2PO －4)＋2c (HPO 2－4)＋3c (PO 3－4)＋c (OH －)注 1 mol CO 2－3带有2 mol 负电荷，所以电荷浓度应等于2c (CO 2－3)，同理PO 3－4电荷浓度等于3c (PO 3－4)。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)如纯碱溶液中c (H ＋)水＝c (OH －)水；c (H ＋)水＝c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)＋c (H ＋)，即c (OH －)水＝c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)＋c (H ＋)。
质子守恒也可由物料守恒和电荷守恒相加减得到。
例1 下列各式中，属于盐的水解的是( ) A ．CH 3COOH ＋H 2OCH 3COO －＋H 3O ＋ B ．HS －＋H 2OH 2S ＋OH －C ．HSO －3＋H 2O SO 2－3＋H 3O ＋D ．NH ＋4＋2H 2O3·H 2O ＋H 3O ＋ 答案 BD解析 本题中的4个反应，其中B 和D 是HS －、NH ＋4分别与水电离出的H ＋、OH －结合生成H 2S 和NH 3·H 2O 弱电解质，是盐类的水解反应。
而A 和C 则是弱电解质CH 3COOH 和HSO －3在水中均电离出H ＋，H ＋又和H 2O 结合成H 3O ＋，所以A 和C 是电离，不是水解。
本题考查了盐类水解的概念及盐类水解的离子方程式。
首先要理解盐类水解的实质，在溶液中盐电离出来的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
其次要熟悉盐类水解离子方程式的书写规则。
例2 在25℃时，在浓度均为1 mol/L 的(NH 4)2SO 4、(NH 4)2CO 3、(NH 4)2Fe(SO 4)2的溶液中，测得其c (NH ＋4)分别为a 、b 、c (单位为mol/L)。
下列判断正确的是( )A ．a ＝b ＝cB ．a >b >cC ．a >c >bD ．c >a >b 答案 D解析 三种溶液中均存在水解平衡：NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋；对于(NH 4)2CO 3，因CO 2－3＋H ＋－3，使上述平衡向右移动；对于(NH 4)2Fe(SO 4)2，Fe 2＋＋2H 2O 2＋2H＋，c (H ＋)增大，抑制NH ＋4的水解。
