第三节 盐类的水解 （第一课时）

一.探究盐溶液的酸碱性 碱性 P54 盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸碱性 盐类型 KNO3 CH3COONa Al2 (SO4)3 中性 碱性 酸性 碱性 碱性 中性 酸性 溶液的酸碱性取决于什么？——氢离子和氢氧根离子的相对大小。 Why不同类型的盐溶于水后，溶液中氢离子和氢氧根离子浓度会有差异？ 分别以CH3COONa、 NH4Cl、 NaCl溶液为例进行分析：

酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应） 根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？ 强酸 强碱 酸 碱 弱酸 弱碱 1、强酸强碱盐 2、强酸弱碱盐 生成的盐 3、强碱弱酸盐 4、弱酸弱碱盐

一.探究盐溶液的酸碱性 碱性 P54 盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸碱性 盐类型 KNO3 CH3COONa Al2 (SO4)3 中性 碱性 酸性 碱性 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 碱性 中性 酸性 溶液的酸碱性取决于什么？——氢离子和氢氧根离子的相对大小。 Why不同类型的盐溶于水后，溶液中氢离子和氢氧根离子浓度会有差异？ 分别以CH3COONa、 NH4Cl、 NaCl溶液为例进行分析： 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐

小结 盐的类型与盐溶液酸碱性的关系： 酸性 中性 碱性 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性较复杂暂不讨论 练习: 判断下列物质水溶液的酸碱性: 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 盐溶液酸碱性 酸性 中性 碱性 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性较复杂暂不讨论 练习: 判断下列物质水溶液的酸碱性: AlCl3 K2SO4 Fe2(SO4)3 NaClO

H2O H+ + OH– 纯水中： 分析后，填写书 P55 表格 二.盐溶液呈现不同酸碱性的原因 当分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考： （1）相关的电离方程式？ （2）盐溶液中存在哪些粒子？ （3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？ （4）对水的电离平衡有何影响？ （5）相关的化学方程式？ 分析后，填写书 P55 表格

= 中性 无 无 【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。 H2O H+ + OH– NaCl Cl– + Na+ c(H+) c(OH–) ⑴ 电离方程式 ⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小 ⑶ 盐溶液的酸碱性 ⑷ 盐溶液中的粒子 ⑸ 有无弱电解质生成 ⑹ 相关化学方程式 H2O H+ + OH– NaCl Cl– + Na+ = c(H+) c(OH–) 中性 Na+、Cl–、H+、OH–、H2O 无 （对水的电离平衡无影响） 无

> 水解方程式 + 有 酸性 【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。 （促进水的电离） H2O H+ + OH– ⑴ 电离方程式 ⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小 ⑶ 盐溶液的酸碱性 ⑷ 盐溶液中的粒子 ⑸ 有无弱电解质生成 ⑹ 相关化学方程式 H2O H+ + OH– + NH3 · H2O NH4Cl Cl– + NH4+ > c(H+) c(OH–) 酸性 Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、 NH3 · H2O 有 （促进水的电离） NH4Cl + H2O NH3 · H2O + HCl 水解方程式 NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+

< 水解方程式 + 有 碱性 【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。 （促进水的电离） H2O OH– + H+ ⑴ 电离方程式 ⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小 ⑶ 盐溶液的酸碱性 ⑷ 盐溶液中的粒子 ⑸ 有无弱电解质生成 ⑹ 相关化学方程式 H2O OH– + H+ + CH3COOH CH3COONa Na+ + CH3COO– < c(H+) c(OH–) 碱性 Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOH 小结：盐溶液呈现不同酸碱性的原因？ 有 （促进水的电离） CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 水解方程式 CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

盐类的水解 二、盐溶液呈不同酸碱性的原因： 盐 + 水 酸 + 碱 三、盐类水解 1、盐类水解的概念： 盐 + 水 酸 + 碱 三、盐类水解 1、盐类水解的概念： 在溶液中盐电离出来的弱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。 (弱酸、弱碱)

C 2、水解的条件： 3、水解的实质： 4.对水电离平衡的影响： 促进水的电离 练习 盐易溶，有弱离子。 盐电离出的弱离子与水电离出的H+或OH-生成弱电解质； 4.对水电离平衡的影响： 促进水的电离 练习 下列物质分别加入到水中，因促进水的电离而使 溶液呈酸性的是（ ） A、硫酸 B、NaOH C、硫酸铝 D. 碳酸钠 （5）多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。 C

盐 + 水 酸 + 碱 5、水解的特点： ⑴ 可逆 (△H＞0) ⑵ 吸热 ⑶ 一般很微弱 Al3+ + 3H2O 盐 + 水 酸 + 碱 中和 (△H＞0) ⑵ 吸热 一般不用“↑”或“↓”； 一般不写“ ”，而写“ ”。 ⑶ 一般很微弱 NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

6、水解的规律： 记住啦！ ⑴ 有弱才水解；无弱不水解 ⑵ 谁弱谁水解 ；越弱越水解； ⑶ 谁强显谁性；同强显中性。 练习 常温下浓度均为0.1mol/L的下列溶液 ①Na2CO3 ②NaClO ③CH3COONa pH由大到小的顺序是 如：（已知 酸性：HAc < HF）相同条件下，水解程度： NaAc > NaF 水溶液的碱性： NaAc > NaF ②①③

【课堂小结】 一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系： 二、盐溶液呈不同酸碱性的原因： 三、盐类水解： 1、概念： 2、水解的条件： 溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。 1、概念： 2、水解的条件： 盐易溶，有弱离子。 3、水解的实质： 生成弱电解质； 破坏水的电离平衡。 4、水解的特点： 可逆；吸热；一般微弱； 5、水解的规律： 有弱才水解；无弱不水解； 谁弱谁水解；越弱越水解； 谁强显谁性；同强显中性。

D ①③④ ②⑤ C、Fe 3+ D、SO4 2 – ① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4 练习题 D 在溶液中，不能发生水解的离子是（ ） A、ClO – B、CO3 2 – C、Fe 3+ D、SO4 2 – ①③④ 下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ） 哪些呈碱性（ ） ① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4 ④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4 ②⑤

D A A 大于2 B 小于2 C 等于2 D 无法确定 3. 等物质的量浓度、等体积的酸HA与碱NaOH 混合后，溶液的酸碱性是（ ） 混合后，溶液的酸碱性是（ ） D A、酸性 B、中性 C、碱性 D、不能确定 4. 在Na2S溶液中，c (Na+) 与 c (S2–) 之比值（ ）。 A A 大于2 B 小于2 C 等于2 D 无法确定

5.将0.1mol/L的下列溶液按pH由小到大的顺序排列①Na2CO3②H2SO4 ③NaOH ④NaNO3 ⑤CH3COOH ⑥NaHSO4 ⑦NH4Cl _________________ ②⑥⑤⑦④①③

第三节 盐类的水解 第二课时

盐 + 水 酸 + 碱 四、盐类水解方程式的书写： 弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ ) 先找“弱”离子。 一般水解程度小，水解产物少。所以常用“ ” ；不写“ == ”、“↑”、“↓”； 也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成 分解产物的形式。 多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。 多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。 盐 + 水 酸 + 碱 弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ )

？ 四、盐类水解方程式的书写： CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– F– + H2O HF + OH– （一）一元弱酸强碱盐 如：CH3COONa、NaF 化学方程式： CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 离子方程式： CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– 化学方程式： NaF + H2O HF + NaOH 离子方程式： F– + H2O HF + OH– （二）多元弱酸强碱盐 ？ 如：Na2CO3、 Na3PO4 离子方程式： CO3 2– + H2O HCO3 – + OH – (主) HCO3 – + H2O H2CO3 + OH – (次) Na2CO3溶液中含有的粒子？ 5种离子，2种分子。

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ （三）弱碱强酸盐水解 如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3 水解的离子方程式： NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

> < ⑴ NaHCO3 HCO3 – + H2O H2CO3 + OH – （四）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别： ⑴ NaHCO3 ① HCO3 – + H2O H2CO3 + OH – ② HCO3 – + H2O CO32– + H3O + > 程度： ① 水解 ② 电离 ∴溶液呈 性 碱 ⑵ NaHSO3 ① HSO3 – + H2O H2SO3 + OH – ② HSO3 – + H2O SO32– + H3O + < 程度： ① 水解 ② 电离 ∴溶液呈 性 酸

【课堂练习】 A. 碳酸钾 B. 硫酸氢钠 C. 碳酸氢钠 D. 氯化铁 1. 下列溶液pH小于7的是 2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是 A. 碳酸钾 B. 硫酸氢钠 C. 碳酸氢钠 D. 氯化铁 3. 下列离子在水溶液中不会发生水解的是 A. NH4+ B. SO42– C. Al3+ D. F – 4. 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是 A. NH4+ 、H + 、OH –、Cl – B. Cl – 、 NH4+ 、H + 、OH – C. H +、 Cl – 、 NH4+ 、OH – D. Cl – 、 NH4+ 、 OH – 、H +

< > > < 五、盐类水解平衡影响因素 1、内因： 盐本身的性质。 （越弱越水解） 在一定条件下，当盐类的水解速率等于 中和速率时，达到水解平衡。 （动态平衡） 1、内因： 盐本身的性质。 （越弱越水解） ① 不同弱酸对应的盐 > 碱 性 NaClO (aq) CH3COONa (aq) < 对应的酸 HClO CH3COONa ② 不同弱碱对应的盐 < 酸 性 MgCl2 (aq) AlCl3 (aq) > 对应的碱 Mg(OH)2 Al(OH)3

> > < 1、内因： 盐本身的性质。 （越弱越水解） ③ 同一弱酸对应的盐 碱 性 碱 性 Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq) < 对应的酸 HCO3– H2CO3 > ∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度

思考 HCl 2、外因： ① 温度： 升温，促进水解。 加水稀释，促进水解。 ② 浓度： 抑制 ③ 加酸： 弱碱阳离子的水解。 促进 弱酸根离子的水解。 促进 促进 ④ 加碱： 弱碱阳离子的水解。 抑制 弱酸根离子的水解。 配制FeCl3溶液需要注意什么问题？ H2SO4？ 思考 Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 + 3H + HCl 加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。

影响 因素 实验操作 现象 平衡移动 方向 Fe3+的水 解程度 PH 浓度 加FeCl3 加水 溶液的 酸碱度 加HCl 加少量的NaOH Na2CO3 温度 温度升高

第三节 盐类的水解 第三课时

c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) 对于水解平衡 CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– 方向 pH 改变条件 方向 c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) pH 水解程度 升温 加H2O 加醋酸 加 醋酸钠 通HCl(g) 加NaOH

思考： 1.为什么KAl(SO4)2 , FeCl3 等盐可用做净水剂？ 2.纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？ 3.泡沫灭火器的化学反应原理是什么？ 4.在必修I学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入FeCl3溶液，你现在知道其中的原理了吗？

混施化肥 泡沫 灭火剂 制备胶体 明矾净水 判断溶液 酸碱性 离子浓度 比较 试剂贮存 盐溶液 的蒸发 溶液配制 盐类水解 的应用

六、盐类水解的应用： (一)日常生活中的应用 泡沫灭火器的原理 Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2 Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液： 速度快 耗盐少 Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H + 混合前 混合后 HCO3– + H2O H2CO3 + OH – Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2 塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液 外筒装有NaHCO3溶液

热的纯碱去污能力更强，为什么？ 升温，促进CO32–水解。 盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等 Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 (胶体) + 3H + Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 (胶体) + 3H + 本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。 热的纯碱去污能力更强，为什么？ 升温，促进CO32–水解。

六、盐类水解的应用： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ (二) 易水解盐溶液的配制与保存： 稀盐酸 配制 FeCl3溶液：加少量 ； 加相应的酸或碱 配制 FeCl2溶液：加少量 ； 稀盐酸和Fe粉 配制 FeSO4溶液：加少量 ； 稀硫酸和Fe粉 保存NH4F溶液 ： 铅容器或塑料瓶 不能存放在玻璃瓶中！ NaHCO3 Na2CO3 NaClO CH3COONH4 Na2SO4 Na2HPO4 NaH2PO4 NaHSO3 NaHSO4 AgNO3 (三) 判断盐溶液的酸碱性： （相同温度和浓度） 中性 碱性 酸性 NaCl溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 中性 碱性 CH3COONH4溶液 NaHCO3溶液

6 4 Al3+ 与 AlO2– Al3+ 与 HCO3– Al3+ 与 CO32– (四) 判定离子能否大量共存： Al 3+ + 3AlO2 – + H2O 4 Al(OH)3 Al3+ 与 HCO3– Al 3+ + 3HCO3 – Al(OH)3 + 3CO2 Al3+ 与 CO32– 2Al3+ + 3CO32– + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO2

制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2 书 P61 (五) 某些盐的无水物，不能用蒸发溶液的方法制取 Na2SO4 AlCl3溶液 蒸干 灼烧 AlCl3溶液 Al(OH)3 Al2O3 △ △ MgCl2· 6H2O Mg(OH)2 MgO 晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2 下列盐溶液加热蒸干、灼烧后，得到什么固体物质？ FeCl3 溶液 Fe(NO3)3 溶液 Fe2(SO4)3 溶液 Na2SO3 溶液 Ca(HCO3)2 溶液 Fe2O3 Na2SO4 Fe2O3 CaCO3 Fe2(SO4)3 制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2 书 P61

> > > > > > > （考点） （六）水溶液中微粒浓度的大小比较： 1、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–) > > > > 对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。

> > > > > > > （考点） （六）、水溶液中微粒浓度的大小比较： 2、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) > > 单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。

溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 七、电解质溶液中的守恒关系 （考点） 1、电荷守恒 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– 正电荷总数 == 负电荷总数 n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– ) c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )

溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 七、电解质溶液中的守恒关系 （考点） 1、电荷守恒 溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 又如：Na2S 溶液 Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH– 阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS– ∵ 正电荷总数 == 负电荷总数 c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )

（考点） 七、电解质溶液中的守恒关系 2、物料守恒 （元素或原子守恒） 是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。 溶液中，尽管有些离子能电离或水解，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变的。

（考点） 七、电解质溶液中的守恒关系 2、物料守恒 （元素或原子守恒） c (Na+ ) = 2 a mol / L 是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。 如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH– CO32– + H2O HCO3– + OH– HCO3– + H2O H2CO3 + OH– c (Na+ ) = 2 a mol / L 即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1 c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L ∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]

（考点） 七、电解质溶液中的守恒关系 2、物料守恒 （元素or原子守恒） 是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。 如：Na2S 溶液 Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH– ∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1 因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]

（考点） 七、电解质溶液中的守恒关系 2、物料守恒 （元素or原子守恒） ∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1 是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。 如：NaHCO3溶液 ∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1 因此 c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)

（考点） 七、电解质溶液中的守恒关系 3、质子（H+）守恒 H3O+（H+） NH3·H2O、OH–、 如：NH4Cl溶液中 为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物， 因此： H3O+（H+） NH3·H2O、OH–、 c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)

H3O+ （H+）、CH3COOH OH– c(H3+) + c(CH3COOH) = c(OH–) 如：CH3COONa溶液中 为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物， 因此： OH– c(H3+) + c(CH3COOH) = c(OH–)

A 例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是 A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+) C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)   D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–) 解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH3·H2O   NH4+ ＋ OH–），所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。 因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以 c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来， c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。

B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L 例2：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是 A. c (OH–) ＞ c (H+) B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– )      D. c (CH3COO– ) ＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L 解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的 电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根据电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。