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1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。
2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。
4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。）
5.特点：
(1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
(2)水解反应为吸热反应。
(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
6.盐类水解的离子反应方程式
因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：
（1）应用可逆符号表示，
（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”
（3）多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。
7.水解平衡的因素
影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；
②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：
①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。
②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。
同种水解相互抑制，不同水解相互促进。（酸式水解——水解生成H+；碱式水解——水解生成OH-）
三.盐类的水解实例
（一）.以NH4+ + H2O=可逆号=NH3·H2O + H+ 为例:
条件c(NH4+)c(NH3·H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移动方向加热减少增大增大减少减小增大正向加水减少减少减少增大增大增大正向通入氨气增大增大减少增大增大减少逆向加入少量NH4Cl固体增大增大增大减少减小减少正向通入氯化氢增大减少增大 减少减小减少逆向加入少量NaOH固体减少增大减少增大增大增大正向
（二）以CH3COO- + H2O=可逆号=CH3COOH + OH- 为例：
条件c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度平衡移动方向
加热减少增大增大减少增大增大正向加水减少减少减少增大减小增大正向加入冰醋酸增大增大减少增大减小减少逆向加入少量醋酸钠固体增大增大增大减少增大减少正向通入氯化氢减少增大减少增大减小增大正向加入少量NaOH固体增大减少增大减少增大减少逆向
四、水解过程中的守恒问题（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）
NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3
①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）
c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变
n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
③.水的电离守恒（质子守恒）（也可以由上述两式相减得到，最好由上述两式相减得到）
c(H+)+c(H2CO3)===c(OH-)+c(CO32-)
五、双水解反应
双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性，一种盐的阴离子水解显碱性，当两种盐溶液混合时，由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解，使水解程度变大甚至完全进行的反应。
①.完全双水解反应
离子方程式用==表示，标明↑↓，离子间不能大量共存
种类：Al3+与CO32- HCO3- S2-，HS-,亚硫酸氢根，偏铝酸根
Fe3+与CO32- HCO3-
2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑
②.不完全双水解反应
离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存
种类：NH4+与CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根阴离子
③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应
有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓
有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
PS：离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应
（多元弱酸的酸式酸根离子不能与H+或OH-离子共存；在酸性条件下，NO3-和MnO4-具有强氧化性）
六、盐溶液蒸干后
①.盐水解生成挥发性酸，蒸干后得到其氢氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3
盐水解生成难挥发性酸或强碱，蒸干后得到原溶质，如Na2SO4
②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2S
③.易被氧化的物质，蒸干后得到其氧化产物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4
④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2
七、盐类水解的应用
①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释
②.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加热至沸腾以促进Fe3+水解
Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+
③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑
④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能力增强
八、盐类水解内容补充
①.电离大于水解（溶液呈酸性）的离子——亚硫酸氢根，磷酸二氢根，草酸氢根HC2O4-
硫酸氢根。
其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）
水解大于电离，硫氢根、碳酸氢根;
②.pH 酸<酸式水解的盐 碱>碱式水解的盐
③.酸根离子相应的酸越弱，其强碱弱酸盐的碱性越强
如酸性 Al(OH)3<H2CO3 所以 碱性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根对应的酸为HCO3-）
九、盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定）
4.弱酸弱碱盐强烈水解。
5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小
二、影响盐类水解程度大小的因素
1．内因：即盐中弱离子与水电离出的H+或OH-结合生成的弱电解质越难电离（电离常数越小），对水的电离平衡的促进作用就越大，盐的水解程度就越大。
例2：已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是____
A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)
B．c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)
C．c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)
D．c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)
解析根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)>c(HB)，c(A－)
答案：A
2．外因：
（1）温度：升温，促进水解
水解反应是中和反应的逆反应，所以水解反应为吸热反应。
（2）浓度：
加水，促进水解；但对于水解显酸性的盐，酸性下降；对于水解显碱性的盐，碱性下降。
加盐，水解平衡向正向移动，但盐的水解程度下降，对于水解显酸性的盐，溶液的酸性增强，对于水解显碱性的盐，溶液的碱性增强。
（3）酸、碱
对于水解显酸性的盐，加酸会抑制水解，加碱会促进水解；
对于水解显碱性的盐，加碱会抑制水解，加酸会促进水解；
（4）盐
水解显酸性的盐溶液与对于水解显碱性的盐溶液混合，两种盐水解互促水解均显酸（碱）性的盐溶液混合，两种盐水解一般互相抑制。
例3：比较下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”）
(1)0.1mol/LNH4Cl溶液 0.01mo1/LNH4Cl溶液；
(2)0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液；
(3)25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。
解析（1）NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性减弱；
（2）由于CO32-水解产生HCO3-,HCO3-水解产生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大于HCO3-；
人教版高三化学教案：盐类的水解
水解平衡常数是盐类水解达到平衡时的平衡常数。
水解常数是表示水解的程度的量，常用符号Kh表示。盐类在溶液中，与水作用而改变溶液的酸碱性的反应叫作盐类的水解。
水解常数的大小表示盐的水解达到平衡时，水解程度的大小，水解常数的大小取决于盐中弱酸或弱碱的解离常数的大小。
影响水解平衡的因素
1、内因：
盐本身的性质，生成盐的相应酸或碱，酸性或碱性越弱，其盐水解程度越大。
2、外因：
（1）温度：水解反应为吸热反应，升温水解程度增大，平衡右移。
（2）浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。
（3）溶液的酸碱度：加入酸碱能促进或抑制水的电离。例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。
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篇一
教学目标
知识目标
理解盐类的水解（强酸弱碱盐和强碱弱酸盐）的本质，及盐类水解对溶液酸碱性的影响及其变化规律；
正确书写盐类水解的离子方程式；
对盐类水解的应用有大致的印象。
能力目标
培养学生对知识的综合应用能力，如对电解质的电离、水的电离平衡和水的离子积以及平衡移动原理等知识的综合应用能力；
培养学生进行分析、归纳、推理的逻辑思维能力。
情感目标
使学生建立起“事物变化，内因是决定因素，外部因素是变化的条件”的对立统一的自然辩证观。
;
教学建议
教材分析
本节教材是前面所学的电解质的电离、水的电离平衡和水的离子积，以及平衡移动原理等知识的综合应用。也是本章的教学重点和难点。学生对前面所学知识的理解程度将直接影响对本节内容的学习。
教材密切联系上一节，引导学生联想盐溶液是否呈中性。并通过〔实验3－1〕来回答这个问题，并引导学生根据实验结果讨论，盐溶液的酸碱性与组成该盐的酸或碱的强弱之间有什么关系？从而把盐溶液的酸碱性与盐的组成联系起来，为分类讨论盐类的水解奠定了基础。
在分类介绍盐类的水解时，重点说明盐类电离产生的弱酸或弱碱离子对水的电离平衡所产生的影响，并配以形象化的示意图，使学生理解盐类水解的本质。是本节教学重点。之后，教材提及强酸可碱盐不水解，并简单说明其溶液呈中性的原因。这能使学生更好地理解前两类盐水解的本质。关于弱酸弱碱盐的水解，大纲没有要求。
关于教材第二部分内容——盐类水解的利用，大纲只要求A层次，但在具体讨论盐类水解的利用的实例时，往往涉及到盐类水解的本质以及平衡移动原理等知识，通过分析，使学生巩固并加深对相关知识的理解。
教法建议
关于盐类水解
本内容是对所学的电离理论、水的电离平衡、平衡移动原理等知识的综合运用，教学中注意引导启发学生运用所学知识来解决本节的有关问题。
1．关于盐类水解的引入，可采取探究讨论的形式。结合上一节知识，提出问题。将课本中的实验改为探究实验，在教师指导下，由学生操作。
由实验结果展开讨论：
（1）为什么三种盐的水溶液有的呈中性？有的呈碱性？有的呈酸性呢？
（2）同呈中性的和其实质是否相同呢？
从而使学生认识盐溶液的酸碱性与盐的组成之间的内在联系。
2．盐类水解的本质
以的水解为例，引导学生思考并讨论强酸和弱碱所生成盐的水解，说明盐类水解的本质。
（1）提出问题：①在溶液中存在几种电离？
②对水的电离平衡有何影响？
③为什么溶液显酸性？
（2）分析讨论：通过上述问题设置，引导学生运用电离理论和平衡移动原理展开讨论，使学生理解由于生成难电离的弱电解质促使水的电离，使溶液中增大，从而使溶液呈酸性。写出反应的方程式，并引出盐类水解的定义。
并运用这种分析方法，分析接下来的几种盐的水解。
与水电离的结合生成了弱电解质醋酸，使水的电离平衡向正反应方向移动，逐渐增大，直至建立新的平衡，结果，，因而溶液显碱性。写出反应的方程式。
分析时可利用图3－10帮助学生理解，或利用计算机辅助教学，模拟盐类水解的过程，使教学更加生动形象、直观。
通过分析，总结出盐类水解的一般规律：
谁弱谁水解：水解离子一定是盐电离出来的弱离子（弱酸阴离子，或弱碱阳离子）。
谁强显谁性：碱强显碱性，酸强显酸性。
都强不水解。
都弱都水解（了解就可）
3．关于正确书写盐类水解的离子方程式
（l）找出盐类组成中发生水解的离子，直接写出盐类水解的离子方程式。
（2）一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”。为使学生明确这一点，可让学生仔细观察、溶于水时的现象。
（3）盐类水解是可逆反应，离子方程式中一般用“”号。
（4）多元弱酸的盐分步水解，第一步较容易发生，第二步比第一步难，水解时以第一步为主。
（5）安排适当的课内外练习，使学生能够正确熟练地书写盐类水解的离子方程式。
关于盐类水解的利用
包括两个方面介绍。一是分析影响盐类水解的因素，二是讨论盐为水解知识的应用。
分析影响盐类水解的因素。指出主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
盐类水解知识的应用，通过对一系列分类实例的讨论分析，巩固和加深学生对盐类水解原理和平衡移动原理的理解，并提高学生灵活运用知识的能力。
教学设计方案一
课题：盐类的水解
重点：理解盐类水解的本质
难点：盐类水解方程式的书写和分析
篇二
目标：
1．影响盐类水解的因素，与水解平衡移动。
2．盐类水解的应用。
教学设计：
1．师生共同复习巩固第一课时相关知识。
（1）根据盐类水解规律分析
醋酸钾溶液呈性，原因；
氯化铝溶液呈性，原因；
（2）下列盐溶于水高于浓度增大的是
A．B．C．D．
2．应用实验手段，启发思维
实验1．在溶液中滴加几滴酚酞试液，观察现象，分析为什么？将溶液分成二等份装入二支干净试管中，一支加热，另一支保持室温，进行比较。
现象；
原因分析；
实验2．将新制备的胶体中，分装于二支试管中，一支试管加入一滴盐酸，与另一支试管对照比较。
现象；
原因分析。
教学过程：
影响盐类水解的因素
1．主要因素是盐本身的性质。
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强，越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强，越低。
2．影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
（2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大；
盐浓度越大，水解程度越小。
（3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
盐类水解知识的应用
1．盐溶液的酸碱性判断
根据盐的组成及水解规律分析。“谁弱谁水解，谁强显谁性”作为常规判断依据。
例题：分析：溶液是显酸性？还是显碱性？为什么？
分析：溶液是显酸性？还是显碱性？为什么？
2．比较溶液中酸碱性的相对强弱。“越弱越水解”
例题：分析溶液与溶液的碱性强弱？
∵的酸性比酸性强。
∴水解程度大于水解程度。
∴溶液碱性强于溶液碱性。
3．溶液中离子浓度大小的比较
电解质水溶液K存在着离子和分子，它们之间存在着一些定量关系。也存在量的大小关系。
（1）大小比较：
①多元弱酸溶液，根据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。如：在溶液中，；
②多元弱酸正盐溶液，根据弱酸根分步水解分析。如：在溶液
中，；
③不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素。
④混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合分析，要考虑电离、水解等因素。
（2）定量关系（恒等式关系）
①应用“电荷守恒”分析：
电解质溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。如溶液中，阳离子有和，阴离子有，，，根据电荷守恒原理有：
②应用“物料守恒”方法分析。
电解质溶液中某一组份的原始浓度（起始浓度）应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如：晶体中，
在溶液中：
例题分析：
在溶液中存在的下列关系中不正确的是：
A．
B．
C．
D．
解题思路：
溶液中存在二个守恒关系
a．电荷守恒，即
…………（1）
b．物料守恒，即晶体中：
在溶液中S元素存在形式有三种：，及
∴………………（2）
将（2）－（1）得
综上分析，关系正确的有A．C．D。答案：［B］
随堂练习
1．在溶液中存在的下列关系不正确的是（）
A．
B．
C．
D．
2．为了除去酸性溶液中的，可在加热搅拌下加入一种试剂过滤后，再加入适量盐酸，这种试剂是（）
A．B．C．D．
3．下列各物质中，指定微粒的物质的量为1：1的是（）
A．中的和B．的纯水中和
C．中电子和中子D．明矾溶液中与
4．下列溶液加热蒸干后，不能析出溶质固体的是（）
A．B．C．D．
总结、扩展
1．影响盐类水解的因素及其影响原理。
2．盐类水解知识的应用：
（1）配制某些盐溶液，如配制澄清溶液。
（2）除去溶液中某些杂质离子。如除去溶液中混有的。
3．扩展
泡沫灭火剂包括溶液（约1mol/L），溶液（约1mol/L）及起泡剂。使用时发生的化学反应方程式是。溶液和溶液的体积比约是。若用等体积、等浓度的溶液代替溶液，在使用时喷不出泡沫，这是因为；若用固体代替溶液，在使用时也喷不出泡沫，这是因为。泡沫灭火器内的玻璃筒里盛硫酸铝溶液，铁筒里盛碳酸氢钠溶液，不能把硫酸铝溶液盛在铁筒里的原因是。
板书设计：
1．水解的一般规律
（1）谁弱谁“水解”，谁强显谁“性”，可作为盐溶液性质（酸性或碱性）的常规分析方法。
（2）越弱越水解。
①碱越弱，对应阳离子水解程度越大，溶液酸性越强，对应弱碱阳离子浓度越小。
②酸越弱，酸根阴离子水解程度越大，溶液碱性越强，对应酸根离子浓度越小。
（3）水解是微弱的。
（4）都强不水解。
2．外界条件对盐水解的影响
（1）温度（实验1）
（2）溶液的酸、碱性（实验2）
3．盐类水解利用
（1）应用水解知识，配制某些盐溶液。如配制澄清溶液。方法：加酸（），抑制水解。
（2）除去溶液中某些杂质离子：如溶液中混有杂质。方法：加热，促使水解，使生成除去。
4．典型例题
5．扩展
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