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盐类的水解
生活中常用的NaCl、谷氨酸钠(味精)、Na2CO3、NaHCO3等，都属于盐类。NaCl和谷氨酸钠主要用于食品调味，而Na2CO3、NaHCO3被视作“碱”用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3，俗称纯碱。明明是盐，为什么叫“碱”呢？
一．探究盐溶液的酸碱性(盐溶液并不都显中性)：溶液酸碱性的判断依据:
当溶液中，c(H+)=c(OH-) 中性，常温下，pH=7
c(H+)c(OH-) 碱性，常温下，pH7c(H+)c(OH-) 酸性，常温下，pH7
归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系：
盐溶液(0.1mol/L)
NaCl,
Na2SO4
NH4Cl
Al2(SO4)3
Na2CO3
CH3COONa
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
pH
﹦7
﹤7
﹥7
溶液酸碱性
中性
酸性
碱性
小结：盐的组成与盐溶液酸碱性的关系
盐既不能电离出H+、也不能电离出OH-，某些盐溶液显酸、碱性应该与水的电离有关。
二．盐溶液呈现不同酸碱性的原因
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。
(在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
2、盐类水解本质：
溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
注意：
①只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。②盐类水解使水的电离平衡发生移动，促进水的电离，使水电离出的c(OH-)≠c(H+)并使溶液呈酸性或碱性。③盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性极弱。并用“”号。
④盐类水解是吸热反应。
3.盐类水解的条件：盐溶液中必须存在弱酸阴离子或弱碱阳离子
4.盐类的水解规律：有弱才水解、无弱不水解、越弱越水解、谁强显谁性、双弱具体定。
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；
④弱酸碱盐不一定
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.
a)以HmAn—表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.
如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：
③常见酸式盐溶液的酸碱性
碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.
酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4
三．盐类水解方程式的书写：
①找出盐中能水解的离子（弱酸的阴离子或弱碱的阳离子），写出直接与水反应的离子方程式；
②“一用三不用原则”：用“”，不用“↑”“↓”“==”。盐类水解是可逆反应，写方程式要用“”。(弱酸弱碱盐的水解除外)。般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常不生成气体或沉淀，书写时产物不用“↑”和“↓”，
③“一分二不分原则”
“一分”：一般指多元弱酸正盐分步水解，且一步比一步弱。
“二不分”：不把生成物(如H2CO3、NH3·H2O等)写成分解产物的形式。多元弱碱阳离子不分步水解。
④多元弱酸的酸式酸根离子(例HCO3-)水解与电离共存。
四．影响盐类水解的因素：
(盐类水解也是一种化学平衡，遵循平衡移动原理)
1、内因：
盐类本身的性质：影响盐类水解的内在因素，也是主要因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
2、外界条件：
①温度：盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
②浓度：溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。
③溶液的酸碱性：盐类水解后，溶液会呈现不同的酸碱性。因此，控制溶液的酸碱性可以促进或抑制盐的水解。如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
移动方向
水解程度
c(H+)
pH
升高温度
右移
增大
增大
减小
通HCl
左移
减小
增大
减小
加H2O
右移
增大
减小
增大
加NaOH(s)
右移
增大
减小
增大
加NaHCO3(s)
右移
增大
减小
增大
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
移动方向
水解程度
c(OH-)
pH
升高温度
右移
增大
增大
增大
加冰醋酸
左移
减小
减小
减小
加H2O
右移
增大
减小
减小
加醋酸钠(s)
右移
减小
增大
增大
加NaOH(s)
左移
减小
增大
增大
通HCl
右移
增大
减小
减小
小结：强酸弱碱盐：加强酸抑制水解，加强碱促进水解；
强碱弱酸盐：加强酸促进水解，加强碱抑制水解。
五．盐类的双水解
1.定义：
当弱酸阴离子与弱碱阳离子同时存在于水溶液中时，水中生成的OH-与H+反应生成水，而使得两种离子的水解平衡向水解方向移动而促进水解使水解完全。
2.双水解方程式的书写，要用“==”“↑”“↓”
3.常见的双水解：
NH4+与S2-（AlO2-）；Al3+与AlO2-（S2-，CO32-,HCO3-）;Fe3+与AlO2-
六．应用：
①判断离子共存问题时考虑双水解；
②泡沫灭火剂（Al2(SO4)3和NaHCO3溶液）
③明矾可用来炸油条（KAL(SO4)2·12H2O）
④K2CO3(钾肥)与NH4Cl（铵肥）不能混合用。
⑤AL2(CO3)3与AL2S3等制备不能在溶液中进行。
七．不考虑双水解的实例：
①CuS溶解度小于Cu（OH）2：
②有氧化还原反应发生时：2FeCl3+Na2S==FeCl2+S↓+2NaCl
③NH4HCO3,(NH4)2CO3,CH3COONH4，（NH4）2S互相促进水解的反应很微弱
水解的应用
实例
原理
1、净水
明矾净水
Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污
用热碱水洗油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2OHCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热
若不然，则：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
二、盐溶液加热蒸发溶剂后物质的析出：①易挥发性的强酸与弱碱生成的盐：
FeCl3、Fe(NO3)3、AlCl3、CuCl2等，析出Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2，再加热时析出物又分解。
三、盐溶液中微粒浓度大小的比较：（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小
①当盐中阴、阳离子等价时
[不水解离子]＞[水解的离子]＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）]＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：aCH3COONa.bNH4Cl
a.[Na+]＞[CH3COO—]＞[OH—]＞[H+]b.[Cl—]＞[NH4+]＞[OH—]
②当盐中阴、阳离子不等价时。
要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步
S2—+H2OHS—+OH—（主要）
HS—+H2OH2S+OH—（次要）
各种离子浓度大小顺序为：
[Na+]＞[S2—]＞[OH—]＞[HS—]＞[H+]
（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.
①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.
②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.
4．溶液中各种微粒浓度之间的关系
以Na2S水溶液为例来研究
（1）写出溶液中的各种微粒
阳离子：Na+、H+阴离子：S2—、HS—、OH—
（2）利用守恒原理列出相关方程.
10电荷守恒：[Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]
20物料守恒：Na2S=2Na++S2—
若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。[S2—]、[HS—]，根据S原子守恒及Na+的关系可得.[Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]
30质子守恒：H2OH++OH—
由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，根据H+（质子）守恒，可得方程：OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]
提示：由于两种溶液中微粒种类相同，所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，这与其盐的组成有关，若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS—]，但不考虑是不合理的。正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S]四、溶液中存在的几个守恒关系：(1)物料守恒：
指一个平衡体系中，某一组分的总浓度一定等于它所离解成的多种微粒的平衡浓度之和。例如：cmol/L的Na2CO3溶液的物料守恒，可以根据溶液中存在的平衡关系：在Na2CO3溶液的物料守恒：c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
(2)电荷守恒：
指在电解质的水溶液中，阳离子的总电荷数与阴离子的总电荷数必须相等。因为溶液总是呈电中性的。
(3)质子守恒：
指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物得到质子的物质的量应该与失质子后的产物失去质子的物质的量相等。例如：上述Na2CO3溶液中的质子守恒方程为c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)=c(OH-)，因为H2OH++OH-。
视频教学：
视频动画，从这里下载mp4
难点+重点：01盐类的水解1、盐类水解的实质
盐类的水解即溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子结合水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，促使水的向电离方向移动的过程。
2、实例分析
（1）CH3COONa水溶液呈碱性的原因
溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离方向移动。醋酸钠水解的离子反应方程式：
CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－
溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)c(OH－)，故CH3COONa溶液呈碱性。
（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因
NH4+与水电离的OH－结合生成难电离的NH3·H2O，水的电离平衡向电离的方向移动。氯化铵水解的离子反应方程式：
NH4+＋H2O?NH3·H2O＋H＋
溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。
（3）NaCl溶液呈中性的原因
NaCl溶于水电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离的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：NH4+、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。
弱酸根离子：CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。
4、盐类水解的特点
盐类水解的特点可概括为微弱、吸热、可逆。
02盐类的水解反应方程式书写1、多元弱酸酸根分步水解，多元弱碱阳离子一步水解。
2、水解一般形式：弱离子＋H2O?弱电解质＋H＋/OH－。
3、由于水解反应很微弱，反应中一般不标“↑”“↓”符号。如果是双水解则可以标明，因为双水解反应进行的较彻底。
03盐类水解的影响因素1、浓度
增加反应物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增加生成物浓度，平衡向逆反应方向移动；减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
2、温度
水解是吸热过程，升高温度，平衡向正反应方向移动，水解平衡常数增大。
3、水解平衡移动规律也遵循勒夏特列原理
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、浓度），平衡将向着减弱这种改变的方向移动。
04水解平衡常数水解平衡常数属于平衡常数的一种，用Kh来表示，满足平衡常数的所有规律和性质。根据级数不同分为第一步水解平衡常数（Kh1），第二步水解平衡常数（Kh2）等。
1、以H2CO3为例：
2、Kh，Ka，Kw之间的关系
（1）对于一元弱酸来说：
根据方程式相加，平衡常数相乘的规律，因此Kw=Ka?Kh。
（2）对于二元弱酸来说：
3、关于酸式酸根阴离子的的酸碱性判断
（1）基本的酸式酸根阴离子的酸碱性
HSO3-的电离程度HSO3-的水解程度
因此NaHSO3溶液显酸性
HCO3-的电离程度HCO3-的水解程度
因此NaHCO3溶液显碱性
HS－的电离程度HS－水解程度
因此NaHS溶液显碱性
（2）对于其他的酸式酸根的判断
根据题干给的信息，计算其水解平衡常数和电离平衡常数，比较其大小，水解平衡常数大的显示碱性，电离平衡常数大的显示酸性。例如如何判断NaHA的酸碱性：如果知道HA-的电离平衡常数Ka2和HA-的水解平衡常数Kh2，通过比较Ka2和Kh2的相对大小即可判断HA-的电离能力和水解能力的相对大小。如果Ka2Kh2，则电离能力大于水解能力，则NaHA的水溶液显酸性；如果Ka2Kh2，则电离能力小于水解能力，则NaHA的水溶液显碱性。
（3）例题
草酸（H2C2O4）是一种二元酸。常温下向草酸溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中lgX随pH的变化关系如图所示，其中X表示c(HC2O4-)/c(H2C2O4)或c(C2O42-)/c(HC2O4-)。下列说法中不正确的是（E）
A、Ka1(H2C2O4)=10-1.22
B、NaHC2O4溶液中c(C2O42-)c(H2C2O4)
C、NaHC2O4溶液显酸性
D、溶液pH=7时，2c(C2O42-)+c(HC2O4-)=c(Na+)
E、1.22pH4.19的溶液中：
c(HC2O4-)c(C2O42-)c(H2C2O4)
（4）例题解析
以下分析用H2A表示H2C2O4，用HA-表示HC2O4-，用A2-表示C2O42-。
题干分析：
本题考查的是向二元弱酸中逐渐滴加NaOH溶液中和的过程中，随着pH的变化，溶液中的各组分量的变化的相对情况分析。随着NaOH的滴加，首先H2A大量的转化为HA-，因此c(HA-)/c(H2A)会率先大于1，lgc(HA-)/c(H2A)会率先由负数转变为正数，这时c(A2-)/c(HA-)的数值还小于1，lgc(A2-)/c(HA-)为负值，因此I为lgc(HA-)/c(H2A)随pH的变化曲线，II表示lgc(A2-)/c(HA-)随pH的变化曲线。
A选项分析：
选取I中最特殊的点，与横坐标的交点，可以计算出Ka1=10-1.22，选取II中最特殊的点，与横坐标的交点，可以计算出Ka2=10-4.19，通过上述Kh，Ka，Kw之间的关系可以计算出Kh1=10-9.81，Kh2=10-12.78。
BC选项分析：
由于Ka2Kh2，所以HA-的电离大于水解，因此NaHA的水溶液呈酸性，溶液中c(A2-)c(H2A)。
D选项分析：
列pH=7时的电荷守恒，即可得出D选项。
E选项分析：
在1.22pH4.19的溶液中，从图像可以得到HA-H2A，HA-A2-，不能确定A2-一定大于H2A。
05盐类水解反应的应用1、在工农业生产和日常生活中的应用
（1）热的纯碱液去油污效果更好
纯碱(Na2CO3)水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，热的纯碱溶液去污效果增强。有关的离子方程式是：
CO32-＋H2O?HCO3-＋OH－
HCO3-＋H2O?H2CO3＋OH－
（2）明矾(铝盐)用作净水剂
明矾溶于水电离产生的Al3＋水解，生成的Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有关的离子方程式是：
Al3＋＋3H2O?Al(OH)3(胶体)＋3H＋
（3）泡沫灭火剂（双水解）
泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水解完全，而产生CO2和Al(OH)3。其水解方程式为：
Al3＋＋3HCO3-=Al(OH)3↓＋3CO2↑
（4）铵态氮肥不能与草木灰混合使用（双水解）
草木灰的主要成分为碳酸钾，因为NH4+在水溶液中能发生水解生成H＋，CO32-在水溶液中水解产生OH－，当二者同时存在时，二者水解产生的H＋和OH－能发生中和反应，使水解程度都增大，铵盐水解产生的NH3·H2O易挥发而降低了肥效。
（5）在工业生产中广泛应用
①焊接工业上用氯化铵作为金属的除锈剂，是因为NH4Cl水解溶液呈酸性（这种酸性较弱而不至于对金属产生很严重的腐蚀），从而与金属表面的锈发生反应而除去。
②工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则：
MgCl2·6H2O?Mg(OH)2+2HCl↑+4H2O
③工业上利用水解制备纳米材料等。如用TiCl4制备TiO2：
TiCl4+(x+2)H2O(过量)?TiO2·xH2O↓+4HCl
制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。
2、在化学实验中的应用
（1）某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。
（2）某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
（3）判断加热浓缩某些盐溶液的产物，如加热浓缩FeCl3溶液，FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于盐酸易挥发，使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为Fe(OH)3。
（4）制备胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。
（5）判断酸碱中和反应至pH＝7时酸或碱的相对用量，如用氨水与盐酸反应至pH＝7时是氨水过量。
（6）判断溶液中离子能否大量共存，如Al3＋与HCO3-等因水解互相促进不能大量共存。
06溶液中离子浓度大小比较1、不同溶液中同一离子浓度大小比较
不同溶液中同一离子浓度的比较要看其他离子对它的影响，如相同物质的量浓度的a、NH4Cl溶液，b、CH3COONH4溶液，c、NH4HSO4溶液，d、NH4HCO3溶液，四种溶液中c(NH4+)由大到小的顺序是cabd。
2、单一溶液中离子浓度大小比较
（1）HClO溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是:
c(HClO)c(H＋)c(ClO－)c(OH－)
（2）H2CO3溶液中粒子浓度由大到小顺序是：
c(H2CO3)c(H＋)c(HCO3-)c(CO32-)c(OH-)
（3）NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是：
c(Cl-)c(NH4+)c(H＋)c(OH-)
（4）NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的顺序是：
c(Na+)c(HCO3-)c(OH-)c(H+)c(CO32-)
（5）Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的顺序是：
c(Na+)c(CO32-)c(OH-)c(HCO3-)c(H+)
（6）CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序是：
c(Na＋)c(CH3COO－)c(OH－)c(H＋)
3、混合溶液中微粒浓度大小的比较
（1）物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合，溶液中存在的离子浓度大小关系：
c(Na+)＝c(Cl-)c(OH-)c(NH4+)c(H+)
（2）物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合，溶液中存在的微粒浓度大小关系：
提示：NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度
c(NH4+)c(Cl-)c(NH3·H2O)c(OH-)c(H+)
（3）物质的量浓度相同的CH3COONa溶液、CH3COOH溶液等体积混合，溶液中存在的微粒浓度大小关系：
提示：CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度
c(CH3COO-)c(Na+)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-)
（4）物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等体积混合，溶液中存在的微粒浓度大小关系：
已知CH3COOH酸性比HClO强，因此ClO-的水解能力比CH3COO-强。
c(Na+)c(CH3COO-)c(ClO-)c(OH-)c(HClO)c(CH3COOH)c(H+)
（5）物质的量浓度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等体积混合，溶液中存在的微粒浓度大小关系：
c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(OH-)c(H2CO3)c(H+)
总结归纳
1、溶液中离子浓度大小比较的方法思路
(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。
(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。
(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。
2、特别注意的问题
(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。
(2)多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
(3)当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。
(4)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。
07水溶液中的三大守恒关系1、CH3COONa溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
（1）电荷守恒：
c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(OH-)
（2）物料守恒：
c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝c(Na+)
（3）质子守恒：
c(OH-)＝c(H+)＋c(CH3COOH)
2、NH4Cl溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
（1）电荷守恒：
c(NH4+)＋c(H+)＝c(Cl-)＋c(OH-)
（2）物料守恒：
c(NH4+)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl-)
（3）质子守恒：
c(H+)＝c(NH3·H2O)＋c(OH-)
3、K2S溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
（1）电荷守恒：
c(K+)＋c(H+)＝c(HS-)＋2c(S2-)＋c(OH-)
（2）物料守恒：
c(K+)＝2c(S2-)＋2c(HS-)＋2c(H2S)
（3）质子守恒：
c(OH-)＝c(H+)＋c(HS-)＋2c(H2S)
4、NaHCO3溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
（1）电荷守恒：
c(Na+)＋c(H+)＝c(OH-)＋c(HCO3-)＋2c(CO32-)
（2）物料守恒：
c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
（3）质子守恒：
c(OH-)＝c(H2CO3)＋c(H+)－c(CO32-)
练习：课件：
教案：
导学案：第1课时 盐类的水解
目标与素养：
1.理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。(宏观辨识与微观探析)
2.了解盐溶液呈酸性或碱性的原因，掌握盐溶液呈酸性或碱性的规律。(宏观辨识与微观探析)
3.认识盐类水解的原理，能正确书写盐类水解的离子方程式。(宏观辨识与微观探析)
知识准备：
1.书写CH3COOH的电离方程式，CH3COO-和H＋遇到会结合吗？结合生成？原因是：。
2.书写NH3·H2O的电离方程式，NH4+和OH－遇到会结合吗？结合生成？原因是：。
3.书写NaCl的电离方程式，Na＋和Cl－遇到会结合吗？结合生成？原因是：。
结论：。
学习过程：
一、盐溶液的酸碱性
1．盐溶液的酸碱性探究（用实验用品做实验，填写下表）
盐溶液
pH
酸碱性
盐类型
NH4Cl
AlCl3
NaCl
Na2CO3
CH3COONa
2.为什么盐溶液呈现不同酸碱性？
(1)NH4Cl溶液中的离子有，和结合生成，使减小，使水的电离平衡向的方向移动，使溶液中c(H＋)c(OH－)，溶液呈。
(2)NaCl溶液中的离子有，溶液中不生成，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)c(OH－)，呈。
(3)CH3COONa溶液中的离子有，和结合生成，使减小，使水的电离平衡向的方向移动，使溶液中c(H＋)c(OH－)，溶液呈。
提问：盐溶液呈现不同酸碱性的实质是什么?
二、盐类的水解反应
1．定义：在水溶液中盐电离产生的或与水电离产生的或结合生成弱电解质的反应。
提问：是不是所有盐都能发生水解反应？
盐溶液发生水解,必须有“弱离子”,常见的弱碱阳离子、弱酸阴离子有哪些?
提示:常见的弱碱阳离子:NH4+、Fe3+、Cu2+等。
常见的弱酸阴离子
CO32-、HCO3-、SO32-、S2-、HS-、ClO-、CH3COO-、F-等。
提问：那么盐的水解反应有哪些特点？
2．盐类水解的特点
（1）反应特点：水解一般是反应，在一定条件下达到平衡状态
（2）能量特点：可看作是中和反应的逆反应，水解反应是反应
（3）反应程度特点：但对溶液酸碱性的影响较大
提问：那么盐的水解反应有怎样表示？
3．表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水酸＋碱
如AlCl3的水解：AlCl3＋3H2O3HCl＋Al(OH)3
NH4Cl的水解：
CH3COONa的水解：。
(2)用离子方程式表示：
盐的弱离子＋水酸(或碱)＋OH－(或H＋)
如AlCl3的水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
NH4Cl的水解：
CH3COONa的水解：。
总结：盐类水解离子方程式的书写
1.盐类水解的离子方程式一般用可逆符号连接,由于水解程度通常较小,产物的量也很少,一般不标“↑”“↓”等符号。
2.多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写,水解以第一步为主,如Na2CO3溶液水解的离子方程式为
(主要);
(次要)。
3.多元弱碱的阳离子水解反应也是分步进行的，中学阶段只要求一步写到底即可。
如Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
课堂效果检测：
1．常温下，下列物质的水溶液pH小于7的是(
)
A．NaCl
B．CH3COONaC．FeCl3D．NaHCO3
2．常温下，下列盐溶于水后发生水解反应，溶液显酸性的是(
)
A．(NH4)2SO4B．NaClOC．Na2SD．KNO3
3．写出下列物质发生水解反应的离子方程式，并指明水溶液的酸碱性：
(1)CuSO4：________________________________________、显______性。
(2)NH4Cl：________________________________________、显______性。
(3)NaClO：______________________________________、显______性。
4．下列化合物：①HCl ②NaOH ③CH3COOH ④NH3·H2O ⑤CH3COONa ⑥NH4Cl
(1)溶液呈碱性的有________(填序号)。
(2)常温下0.01mol·L－1HCl溶液的pH＝________。
(3)常温下pH＝11的CH3COONa溶液中由水电离产生的c(OH－)＝________。
(4)用离子方程式表示CH3COONa溶液呈碱性的原因_________________________。
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