第三章水溶液中的離子平衡第三節(jié)鹽類的水解鹽類的水解（第一課時(shí)）鹽溶液的酸堿性如何?是否都呈中性?酸鹽+水+堿試一試用pH試紙檢驗(yàn)下列溶液的酸堿性

(1)CH3COONa(2)Na2CO3(3)NH4Cl(4)Al2(SO4)3(5)NaCl(6)KNO3結(jié)論：

CH3COONa、Na2CO3的溶液顯堿性

NH4Cl

、Al2(SO4)3的溶液顯酸性

NaCl、KNO3的溶液顯中性實(shí)驗(yàn)：分別測出下列物質(zhì)的pH值物質(zhì)pH試紙顏色pH值物質(zhì)pH試紙顏色pH值NH4ClAl2(SO4)3NaClKNO3CH3COONaNa2CO3結(jié)論：鹽溶液不一定都是中性，有的呈

酸性,有的呈堿性<7<7=7=7>7>7質(zhì)疑：鹽溶液為什么顯酸堿性

【質(zhì)疑】同樣為鹽溶液，NaAc、NaCl、NH4Cl三種溶液，卻表現(xiàn)出不同的酸堿性，其根本原因是什么？與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系？探究:CH3COONa溶液顯堿性的原因：CH3COONa溶液中存在哪些電離？CH3COONa溶液中存在哪些粒子？這些離子能相互反應(yīng)嗎？CH3COONa是哪兩種酸堿反應(yīng)得到的鹽?CH3COONa溶液中CH3COOH是怎么產(chǎn)生的？寫出相關(guān)化學(xué)方程式及離子方程式CH3COONa=CH3COO－+Na++CH3COOHH2OH++OH－c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>(H+)CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-化學(xué)方程式：離子方程式：CH3COONa水解示意圖：OHHHHHCOO-HHHHCOO-HO++CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-化學(xué)方程式：離子方程式：一、鹽類的水解1、定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟

水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2、實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成破壞了水的電離平衡，增大了水的電離程度并且常

常使溶液呈酸性或堿性。弱酸陰離子或弱堿陽離子討論：根據(jù)鹽類水解的相關(guān)知識，分析

溶液為什么顯酸性而NaCl溶液為什么顯中性？NH4ClOHH+HHHH+NHHHN·OHH+H+NH4Cl的水解示意圖NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H++NH3·H2ONH4++H2ONH3·H2O+H+

c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl化學(xué)方程式：離子方程式：離子濃度大?。核釅A鹽的類型是否水解鹽溶液的酸堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿弱酸強(qiáng)堿強(qiáng)酸弱堿弱酸弱堿強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸弱堿鹽否(無弱不水解)中性是(酸弱酸水解)堿性(NaCl)(CH3COONa)(NH4Cl)是(堿弱堿水解)(CH3COONH4)酸性是(都弱都水解)不一定3、規(guī)律：無弱不水解都強(qiáng)顯中性越弱越水解誰強(qiáng)顯誰性有弱才水解都弱都水解4、鹽類水解的表示方法（1）一元弱酸強(qiáng)堿鹽和一元弱堿強(qiáng)酸鹽鹽+水酸+堿鹽的弱根離子+水酸(或堿)+OH－(或H+)練習(xí)：NaClO水解的離子方程式ClO-+H2OHClO+OH-化學(xué)方程式：化學(xué)方程式：離子方程式：離子方程式：NaClO+H2OHClO+NaOH4、鹽類水解的表示方法（1）一元弱酸強(qiáng)堿鹽和一元弱堿強(qiáng)酸鹽鹽+水酸+堿鹽的弱根離子+水酸(或堿)+OH－(或H+)（2）多元弱酸強(qiáng)堿鹽（正鹽）由于多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，所以多元弱酸的酸根離子的水解電離是分步進(jìn)行的只要求寫第一步（3）多元弱堿強(qiáng)酸鹽盡管多元弱堿的電離是分步進(jìn)行的，但在中學(xué)化學(xué)里不要求分步表示多元弱堿的電離碳酸鈉在溶液中的變化：第一步是Na2CO3在水溶液里電離出來的CO2-3發(fā)生水解：H2OOH-+H++HCO3-Na2CO32Na++CO32-++CHOOO-OHH-HOCOO2-O++OHH-HOCHOOO-HCHOOONa2CO3的水解示意圖CO32-+H2OHCO3-

+OH-

第二步是生成的HCO3－進(jìn)一步發(fā)生水解：HCO3－+H2OH2CO3+OH－5.書寫鹽類水解的離子方程式及注意事項(xiàng)（1）找出鹽類組成中會發(fā)生水解的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子），直接寫出鹽類水解的離子方程式；（2）一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫水解的離子方程式時(shí)一般不寫等號而寫可逆符號，不寫氣體或沉淀符號，也不把生成物寫成其分解產(chǎn)物形式；（3）多元弱酸的鹽分步水解，第一步比較容易發(fā)生，第二步比第一步難。水解時(shí)以第一步為主。多元弱酸的水解反應(yīng)是應(yīng)分步寫，而多元弱堿的水解反應(yīng)不分步寫。第三章水溶液中的離子平衡第三節(jié)鹽類的水解鹽類的水解（第二課時(shí)）二、鹽的水解平衡1.鹽類的水解平衡鹽類的水解反應(yīng)一般是可逆反應(yīng)，在一定條件下形成化學(xué)平衡，該平衡通常叫做水解平衡酸+堿鹽+水水解反應(yīng)中和反應(yīng)一般情況下，鹽類水解反應(yīng)可看成是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。鹽類水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。2.影響鹽類水解的因素（1）內(nèi)因：組成鹽的弱酸根陰離子或弱堿根陽離子水解的難易程度決定鹽水解程度的大小（2）外因：鹽類的水解程度還受到鹽的濃度、溫度及溶液酸堿度的影響思考：

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+在不同條件下FeCl3的水解平衡將發(fā)生不同變化，當(dāng)條件改變時(shí)，將相

關(guān)內(nèi)容填入表格中：條件移動

方向H+數(shù)目pHFe3+

水解率現(xiàn)象升溫

通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3正反應(yīng)增加降增大顏色變深逆反應(yīng)正反應(yīng)逆反應(yīng)正反應(yīng)增加增加減少減少降升升升減小增大減小增大顏色變淺顏色變淺顏色變淺紅褐色沉淀，無色氣體練一練：

1.判斷下列溶液的酸堿性，能水解的寫出其水解離子方程式（1）FeCl3 （2）

NaF

（3）CuSO4

（4）K2CO3

（5）KI （6）Al2(SO4)3

2.鹽類水解過程中正確的說法是

A.鹽的電離平衡破壞

B.水的電離平衡發(fā)生移動

C.溶液的pH發(fā)生改變

D.沒有發(fā)生中和反應(yīng)2.鹽類水解過程中正確的說法是

A.鹽的電離平衡破壞

B.水的電離平衡發(fā)生移動

C.溶液的pH發(fā)生改變

D.沒有發(fā)生中和反應(yīng)√√

3.下列離子既能電離又能水解，且能與強(qiáng)酸或強(qiáng)堿反應(yīng)的是

A.CH3COO－

B.HSO4－

C.H2PO4－

D.AlO3－

3.下列離子既能電離又能水解，且能與強(qiáng)酸或強(qiáng)堿反應(yīng)的是

A.CH3COO－

B.HSO4－

C.H2PO4－

D.AlO3－√4.NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小

的順序正確的是

A.c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)

B.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)

C.c(H+)>c(OH-)>c(NH4+)>c(Cl-)

D.c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)4.NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小

的順序正確的是

A.c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)

B.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)

C.c(H+)>c(OH-)>c(NH4+)>c(Cl-)

D.c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)√5.下列水解離子方程式正確的是

A．Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

B．Br-+H2OHBr+OH-

C．CO32-+2H2OH2CO3+2OH-

D．NH4++2H2O