第三節鹽類的水解(第二課時）一、鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。1、定義：

分析過程H2OH++OH_CH3COONa=CH3COO_

+Na++

CH3COOHCH3COO_+H2OCH3COOH+OH_思考：此時溶液中C（OH-）和C（H+）的大小關系C（OH-）C（H+）＞溶液顯堿性離子方程式：化學方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH討論：0.1mol/L的CH3COONa溶液中CH3COO-濃度為多少？NH4Cl溶液為什么顯酸性？

NH4Cl=NH4++Cl-

+

H2OOH-+H+

NH3.H2ONH4++H2ONH3.H2O+H+NH4Cl+H2ONH3.H2O+HCl

一、鹽類的水解2、實質：

鹽中必須有弱根，易溶于水3、條件：

破壞了水的電離平衡水的電離平衡向正方向移動鹽類實例能否水解引起水解的離子對水電離平衡的影響

溶液的酸堿性CH3COONa能弱酸陰離子促進水的電離堿性NH4Cl能弱堿陽離子促進水的電離酸性NaCl不能無無中性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強堿強酸鹽小結從表中反映的信息，你能否發現一些規律？討論分析4、水解規律（五言絕句）有弱才水解,無弱不水解誰弱誰水解,都弱都水解（雙水解）誰強顯誰性，同強顯中性一、鹽類的水解水解方程式的書寫

1.鹽類水解的程度較小用可逆符號

2.不標“↑”，“↓”，也不寫分解產物（如NH3·H2OH2CO3等）

3.多元弱酸鹽水解分步進行，以第一步為主

4.多元弱堿鹽的水解視為一步完成多元弱酸鹽(Na2CO3)的分步水解：第一步水解：CO3-+H2OHCO3-+OH-

Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH

第二步水解：NaHCO3+H2OH2CO3+OH-

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

雙水解反應（1）直接寫出最終產物，用”=↑↓”。（2）反應物中有H無水，無H有水。（3）配平時先利用電荷守恒，再配其它。Al3+（CO32-、HCO3-、S2-、AlO2-）Fe3+（CO32-、HCO3-、AlO2-）NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小的是（）

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+)練習1：B下列鹽在水溶液中能否水解，若能寫出水解離子方程式:

NaClCa(ClO)2CuSO4Na2S練習2：

常溫下，PH=12的KOH溶中由水電離出來的C(OH-)=

mol/L.PH=12的KCN溶液中,由水電離出來的C(OH-)=

mol/L練習3：5、影響因素一、鹽類的水解a、內因：鹽的本性水解的離子結合的H+或OH-能力b、外因：內因：鹽的本性對應的酸越弱酸越難電離水解后OH-濃度大PH值大堿性強酸根離子與H+的結合能力越強思考:等濃度的NaHCO3

溶液與NaAC的堿性強弱關系?酸性：H2CO3<CH3COOH水解程度：NaHCO3>CH3COONa堿性：NaHCO3>CH3COONa越弱越水解生成的電解質越弱則對應離子水解程度越大堿性NaClONaHCO3NH4ClMgCl2AlCl3酸性<>對應的酸HClOH2CO3對應的堿NH3·H2OMg(OH)2Al(OH)3<<>>

物質的量濃度相同的三種正鈉鹽NaX、NaY、NaZ溶液的PH分別是7、8、9，則這三種正鹽相應的酸HX、HY、HZ的酸性遞增的順序是_＿＿＿＿＿＿練習：HX>HY>HZ5、影響因素一、鹽類的水解a、內因：鹽的本性b、外因：越弱越水解外因：1、溫度：鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度水解程度增大。

2、濃度：鹽的濃度越小，一般水解程度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進水解。

3、外加酸、堿、鹽5、影響因素一、鹽類的水解a、內因：鹽的本性b、外因：越弱越水解溫度：越熱越水解濃度：越稀越水解

例題：在FeCl3稀溶液中已知存在如下水解平衡，填寫下列表格Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+

條件移動方向C(H+)pHFe3+水解率現象升溫

通HCl加H2O加Fe粉*加NaHCO3右增加降增大變深左右左右增加減少減少減少降升升升減小增大減小增大變淺變淺變淺紅褐色沉淀，無色氣體濃度為0.1mol/L的下列幾種溶液：1、NaHSO42、CH3COOH3、Na2CO3

4、NaHCO35、CH3COONa6、NH4Cl,PH由小到大的順序練習：126543思考:NaHCO3

溶液中存在哪些平衡？猜測一下，NaHCO3

溶液的酸堿性會怎樣呢？NaH2PO4溶液呢？多元弱酸的酸式根離子…如H