盐类水解

复习：盐的分类： 按组成不同：正盐、酸式盐、碱式盐 按生成盐的酸、碱的强弱分：强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐 按盐的溶解度分：易溶性盐、微溶性盐、难溶性盐

一、探究盐溶液的酸碱性 实验：科学探究 中性，即C（H+）= C（OH—） 强酸弱碱盐，溶液的酸碱性： 结论：强酸强碱盐，溶液的酸碱性： 中性，即C（H+）= C（OH—） 强酸弱碱盐，溶液的酸碱性： 酸性，即C（H+）> C（OH—） 强碱弱酸盐，溶液的酸碱性： 碱性，即C（H+）> C（OH—）

二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因 思考：（1）上述各种盐溶于水后均完全电离，但没有H+和OH—，那么，溶液中H+和OH—来源于什么？（来源于水的电离） （2）纯水中，C（H+）= C（OH—），当加入某些盐后，溶液的酸碱性发生明显的变化，表明C（H+）≠ C（OH—）。但水的电离与盐的电离都不会引起C（H+）≠ C（OH—），那么，原因是什么？ （3）为什么相同类型的盐对溶液的酸碱性的影响相似？ （4）由于水、盐的电离，溶液中各种粒子并非孤立存在的，它们在运动过程中相互作用。那么，它们的相互作用又是如何影响溶液的酸碱性呢？

H2O OH- ＋ H＋ 请分析为何NH4Cl水解呈酸性。 NH4Cl＝ NH4＋＋Cl－ NH3·H2O ＋ 水电离的OH－与NH4＋结合形成弱电解质，减少了C（OH—）使水的电离平衡正向移动，C（H＋）>C（OH－）。

盐类水解规律 有弱才水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。 1、盐类的水解：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H+或OH—结合生成弱电解质的反应。 2、水解平衡是一种化学平衡，是一个可逆过程，其水解程度大小与物质本性有关；当改变平衡的条件（如温度、浓度等）时，水解平衡就会发生移动 3、反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。 4、盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热反应。 5、强酸强碱盐不发生水解。 有弱才水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。

练习1、等物质的量浓度相同体积的酸HA与碱BOH混合后，溶液的酸碱性是： A、酸性 B、中性 C、碱性 D、不能确定

练习2、判断下列盐溶液的酸碱性。 ( NH4)2SO4 FeSO4 KNO3 NaHCO3 酸性 酸性 中性 碱性 练习3、CH3COOH溶液与NaOH溶液反应，若反应后溶液PH值为7，那么： A、 CH3COOH与NaOH的质量相等 B、CH3COOH与NaOH的物质的量相等 C、NaOH过量 D、CH3COOH过量

三、盐类水解的实质 (NH4)2SO4＋ 2H2O 2NH3·H2O＋H2SO4 对概念的理解 水解的条件：生成弱电解质。 水解的实质：破坏了水的电离平衡。 能建立水解平衡的盐一定有“弱”离子，且产生的酸、碱至少有一种“弱” 中和 水解反应与中和反应的关系: 酸+碱 盐+水 水解 想一想：水解反应过程是吸热反应还是放热反应呢？

分步 -----不能标 书写离子方程式的注意事项 1.用可逆符号： 2.多元弱酸根离子 水解. 3.对于沉淀气体符号 练习4、下列物质中的阴离子使水的电离平衡正向移动的是： A、NaCl B、NH4Cl C、AlCl3 D、CH3COOK 练习5、下列方程式中正确的盐类水解的离子方程式的是： A、HS-＋H2O H3O++S2- B、NH4+＋H2O NH3· H2O+H+ C、CO32-＋H2O H2CO3+2OH- D、Fe3+＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋ 书写离子方程式的注意事项 1.用可逆符号： 2.多元弱酸根离子 水解. 3.对于沉淀气体符号 分步 -----不能标

填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH，改变下列条件,填写变化情况: 练习6.影响盐类水解有哪些因素？ 填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH，改变下列条件,填写变化情况: 改变条件 平衡移动 C(CH3COO-) C(OH-) 加入固体CH3COONa 通入HCl 升温 加水 加NaOH 加HAc 加NH4Cl 向右 增大 增大 向右 减小 减小 向右 减小 增大 不一定 向右 减小 向左 增大 增大 向左 增大 减小 向右 减小 减小

四、影响盐类水解的因素 1、内因：盐类的组成：能建立水解平衡的盐一定有“弱”离子，且产生的酸、碱至少有一种“弱” 。 2、外因：符合勒夏特列原理 ① 温度: ② 浓度: ③外加酸碱盐的影响 升温促进水解 稀释促进水解

溶液红色变深 产生白色沉淀，且红色褪去 Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓ 练习7:向盛有碳酸钠溶液的试管中滴入2滴酚酞试液振荡, 现象是 ,原因用离子方程式表示是 。 然后对溶液加热，现象是： 。最后向溶液中再滴入过量的BaCl2溶液, 现象为 ,原因用离子方程式表示是 。 溶液变红 CO32-＋H2O HCO3－+OH- 溶液红色变深 产生白色沉淀，且红色褪去 Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓

五、盐类水解的应用 1．分析盐溶液的酸碱性； 2．比较盐溶液中离子浓度大小；

2、微粒浓度大小比较： (1)、水解理论： ①弱离子由于水解而损耗。 如：KAl(SO4)2溶液中：C(K+)> C(Al3+) ②水解是微弱 如：NH4Cl溶液中： C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(NH3·H2O)>C(OH-) ③多元弱酸水解是分步，主要决定第一步 如：Na2CO3 溶液中：C(CO3-)>C(HCO3-)>C(H2CO3)

2、微粒浓度大小比较： (2)、电离理论： ①弱电解质电离是微弱的 如： NH3·H2O 溶液中： C(NH3·H2O)>C(OH-) >C(NH4+) >C(H+) ②多元弱酸电离是分步，主要决定第一步 如：H2S溶液中： C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(S2-)>C(OH-)

2、微粒浓度大小比较： (3)、电荷平衡 溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 如：NH4Cl溶液中 阳离子：NH4+ H+ 阴离子：Cl- OH- n（NH4+）+n（H+）=== n（Cl-）+n（OH-） C（NH4+）+C（H+）=== C（Cl-）+C（OH-）

2、微粒浓度大小比较： 再如：Na2S溶液 Na2S===2Na++S2- S2-+H2O HS-+OH- HS- +H2O H2S +OH- H2O H++OH- 阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH- 、 S2- 、 HS- C（ Na+ ）+C（ H+ ）==C（ OH- ）+2C（ S2-）+C（ HS- ）

2、微粒浓度大小比较： (4)、物料平衡 某原子的原始的浓度等于该元素在溶液中的各种形式存在微粒的浓度和。 如：Na2S溶液 Na2S===2Na++S2- S2-+H2O HS-+OH- HS- +H2O H2S +OH- 因此：C(Na+) == 2[C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)]

例如:K3PO4溶液 K3PO4=====3K++PO43- H2O H++OH- PO43- + H2O HPO42- +OH- HPO42- + H2O H2PO4- +OH- H2PO4- + H2O H3PO4+OH- C（ K+ ）+C（ H+ ）=== C（OH-）+3C（ PO43- ） +C（ HPO42- ）+（ H2PO4- ）

练习8、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _________________ ①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2 ⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>① 练习9、将10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( ) A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+) B. C(Cl-)> C(NH4+)> C(H+) > C(OH-) C.C (H+) > C(OH-)>C (Cl--)>C(NH4+) D. C(Cl-)> C(H+) >C (NH4+)>C (OH-) AB

3．解释某些盐（如FeCl3、明矾等）作净水剂的原理。 ∙4.某些溶液的配置和保存。 例：如何用热水配制澄清的FeCl3、CuSO4、Na2SiO3 溶液？ 5．分析某些盐的固体不能用蒸发方法结晶获得的原因。（ 如AlCl3 FeCl3等） 6．分析某些活泼金属（如镁）与强酸弱碱盐（如NH4Cl）溶液反应产生H2的原因。 7．某些肥料不宜混施的原因。 （如草木灰（含K2CO3）不能和铵态氮肥混和使用）

练习10:推断现象(或产物)并解释原因: （1）浓NH4Cl溶液中加入Mg条; （2）FeCl3溶液加热蒸干灼烧后最终产物是什么? （3）Al2(SO4)3溶液加热蒸干后最终产物是什么? （4）少量Mg（OH）2不溶于水，溶于浓NH4Cl溶液。 （5）胃酸过多的人吃少量小苏打可中和胃酸。