化學《鹽類的水解》教案
作為一位不辭辛勞的人民教師，通常會被要求編寫教案，教案是教學藍圖，可以有效提高教學效率。優秀的教案都具備一些什么特點呢？下面是小編整理的化學《鹽類的水解》教案，供大家參考借鑒，希望可以幫助到有需要的朋友。
化學《鹽類的水解》教案1
教學重點：
1.影響鹽類水解的因素，與水解平衡移動。
2.鹽類水解的應用。
教學難點：鹽類水解的應用。
教學設計：
師生共同鞏固第一課時相關。
(1)根據鹽類水解規律分析
醋酸鉀溶液呈 性，原因 ;
氯化鋁溶液呈 性，原因 ;
【設疑】影響鹽類水解的內在因素有哪些?
【講解】主要因素是鹽本身的性質。
組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度也越大，堿性就越強， 越高。
組成鹽的陽離子對應的堿越弱，水解程度也越大，酸性就越強， 越低。
【設疑】影響鹽類水解的外界因素主要有哪些?
【講解】
(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大。
(2)濃度：鹽濃度越小，水解程度越大;
鹽濃度越大，水解程度越小。
(3)外加酸堿能促進或抑制鹽的'水解。例如水解呈酸性的鹽溶液加入堿，就會中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移動而促使水解，若加酸則抑制水解。
【設疑】如何判斷鹽溶液的酸堿性?
【講解】根據鹽的組成及水解規律分析。“誰弱誰水解，誰強顯誰性”作為常規判斷依據。
分析： 溶液是顯酸性?還是顯堿性?為什么? 溶液是顯酸性?還是顯堿性?為什么?
【設疑】如何比較溶液中酸堿性的相對強弱?
【講解】“越弱越水解”
例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱?
∵ 的酸性比 酸性強。
∴ 水解程度大于 水解程度。
∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。
【設疑】如何比較溶液中離子濃度的大小?
【講解】電解質水溶液K存在著離子和分子，它們之間存在著一些定量關系，也存在量的大小關系。
(1)大小比較：
①多元弱酸溶液，根據多元酸分步電離，且越來越難電離分析。如：在 溶液中，
②多元弱酸正鹽溶液，根據弱酸根分步水解分析。如：在 溶液中，
③不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對其影響因素。
④混合溶液中各離子濃度比較，要進行綜合分析，要考慮電離、水解等因素。
(2)定量關系(恒等式關系)
①應用“電荷守恒”分析：
電解質溶液呈電中性，即溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等。如 溶液中，陽離子有 和 ，陰離子有 ， ， ，根據電荷守恒原理有：
②應用“物料守恒”分析。
電解質溶液中某一組份的原始濃度(起始濃度) 應等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：晶體 中，在 溶液中：
總結、擴展
1.影響鹽類水解的因素及其影響原理。
2.鹽類水解知識的應用：
(1)配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。
(2)除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。
3.擴展
泡沫滅火劑包括 溶液(約1mol/L)， 溶液(約1mol/L)及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是 。 溶液和 溶液的體積比約是 。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為 ;若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為 。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是 。
板書設計：
1.水解的一般規律
(1)誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質(酸性或堿性)的常規分析方法。
(2)越弱越水解。
①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。
②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。
(3)水解是微弱的。
(4)都強不水解。
2.外界條件對鹽水解的影響
(1)溫度(實驗1)
(2)溶液的酸、堿性(實驗2)
3.鹽類水解利用
(1)應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸，抑制 水解。
(2)除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。
化學《鹽類的水解》教案2
教學目的
1.使學生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。
2.培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質。
3.培養學生的實驗技能，對學生進行科學態度和科學方法教育。
教學重點 鹽類水解的本質
教學難點 鹽類水解方程式的書寫和分析
實驗準備 試管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸餾水、酚酞試液、pH試紙。
教學方法 啟發式實驗引導法
教學過程
［提問引入］ 酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液是否都顯中性？
［演示］ 1.用酚酞試液檢驗Na2CO3溶液的酸堿性。
2.用pH試紙檢驗NH4Cl、NaCl溶液的酸堿性。（通過示范說明操作要領，并強調注意事項）
［學生實驗］ 用pH試紙檢驗CH3COONa、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸堿性。
［討論］ 由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系。
［學生小結］ 鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：
強堿弱酸鹽的水溶液 顯堿性
強酸弱堿鹽的水溶液 顯酸性
強酸強堿鹽的水溶液 顯中性
［講述］ 下面我們分別研究不同類鹽的水溶液酸堿性不同的原因。
［板書］
一、 鹽類的水解
1鼻考釗跛嵫蔚乃解
［討論］ （1）CH3COONa溶液中存在著幾種離子？
（2）哪些離子可能相互結合，對水的電離平衡有何影響？
（3）為什么CH3COONa溶液顯堿性？
［播放課件］ 結合學生的討論，利用電腦動畫模擬CH3COONa的水解過程，生動形象地說明CH3COONa的'水解原理。
［講解］CH3COONa溶于水時，CH3COONa電離出的CH3COO-和水電離出的H+結合生成難電離的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的電離平衡向右移動，產生更多的OH-，建立新平衡時，c（OH-）＞c（H+），從而使溶液顯堿性。
［小結］（投影）
（1）這種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。
（2）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH-結合生成弱電解質。
（3）鹽類水解使水的電離平衡發生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。
（4）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。
（5）鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“”號。
［討論］分析Na2CO3的水解過程，寫出有關反應的離子方程式。
［板書］（2）Na2CO3的水解
第一步：CO32- + H2O HCO3- + OH-（主要）
第二步：HCO3- + H2O H2CO3 + OH-（次要）
［強調］（1）多元弱酸的鹽分步水解，以第一步為主。
（2）一般鹽類水解的程度很小，水解產物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解。在書寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）寫成其分解產物的形式。
［板書］ 2.強酸弱堿鹽的水解
［討論］ 應用鹽類水解的原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關的離子方程式。
［學生小結］NH4Cl溶于水時電離出的NH4+與水電離出的OH-結合成弱電解質NH3H2O，消耗了溶液中的OH-，使水的電離平衡向右移動，產生更多的H+，建立新平衡時，c（H+）＞c（OH-），從而使溶液顯酸性。
［討論］以NaCl為例，說明強酸強堿鹽能否水解。
［學生小結］ 由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出的OH-或H+結合生成弱電解質，所以強酸強堿鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。
［總結］各類鹽水解的比較
鹽類 實例 能否水解 引起水解的離子 對水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性
強堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進水的電離 堿性
強酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽離子 促進水的電離 酸性
強酸強堿鹽 NaCl 不能 無 無 中性
（投影顯示空表，具體內容由學生填）
［鞏固練習］
1迸卸舷鋁醒穩芤旱乃峒钚裕若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）CuSO4
2痹贜a2CO3溶液中，有關離子濃度的關系正確的是（ ）。
A.c（Na+）=2c（CO3-） B.c（H+）＞c（OH-）
C.c（CO3-）＞c（HCO3-） D.c（HCO3-）＞c（OH-）
化學《鹽類的水解》教案3
目標：
1．影響鹽類水解的因素，與水解平衡移動。
2．鹽類水解的應用。
教學設計：
1．師生共同復習鞏固第一課時相關知識。
（1）根據鹽類水解規律分析
醋酸鉀溶液呈 性，原因 ；
氯化鋁溶液呈 性，原因 ；
（2）下列鹽溶于水高于濃度增大的是
A． B． C． D．
2．應用實驗手段，啟發思維
實驗1．在溶液中滴加幾滴酚酞試液，觀察現象，分析為什么？將溶液分成二等份裝入二支干凈試管中，一支加熱，另一支保持室溫，進行比較。
現象 ；
原因分析 ；
實驗2．將新制備的 膠體中，分裝于二支試管中，一支試管加入一滴鹽酸，與另一支試管對照比較。
現象 ；
原因分析 。
教學過程（）：
影響鹽類水解的因素
1．主要因素是鹽本身的性質。
組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度也越大，堿性就越強， 越高。
組成鹽的陽離子對應的堿越弱，水解程度也越大，酸性就越強， 越低。
2．影響鹽類水解的外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。
（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大。
（2）濃度：鹽濃度越小，水解程度越大；
鹽濃度越大，水解程度越小。
（3）外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。例如水解呈酸性的鹽溶液加入堿，就會中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移動而促使水解，若加酸則抑制水解。
鹽類水解知識的應用
1．鹽溶液的酸堿性判斷
根據鹽的組成及水解規律分析。“誰弱誰水解，誰強顯誰性”作為常規判斷依據。
例題：分析： 溶液是顯酸性？還是顯堿性？為什么？
分析： 溶液是顯酸性？還是顯堿性？為什么？
2．比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”
例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？
∵ 的酸性比 酸性強。
∴ 水解程度大于 水解程度。
∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。
3．溶液中離子濃度大小的比較
電解質水溶液K存在著離子和分子，它們之間存在著一些定量關系。也存在量的大小關系。
（1）大小比較：
①多元弱酸溶液，根據多元酸分步電離，且越來越難電離分析。如：在 溶液中， ；
②多元弱酸正鹽溶液，根據弱酸根分步水解分析。如：在 溶液
中， ；
③不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對其影響因素。
④混合溶液中各離子濃度比較，要進行綜合分析，要考慮電離、水解等因素。
（2）定量關系（恒等式關系）
①應用“電荷守恒”分析：
電解質溶液呈電中性，即溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等。如 溶液中，陽離子有 和 ，陰離子有 ， ， ，根據電荷守恒原理有：
②應用“物料守恒”方法分析。
電解質溶液中某一組份的原始濃度（起始濃度） 應等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：晶體 中，
在 溶液中：
例題分析：
在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：
A．
B．
C．
D．
解題思路：
溶液中存在二個守恒關系
a．電荷守恒，即
b．物料守恒，即晶體中：
在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及
將（2）－（1）得
綜上分析，關系正確的有A．C．D。答案：［B］
隨堂練習
1．在 溶液中存在的下列關系不正確的是（ ）
A．
B．
C．
D．
2．為了除去 酸性溶液中的 ，可在加熱攪拌下加入一種試劑過濾后，再加入適量鹽酸，這種試劑是（ ）
A．B． C． D．
3．下列各物質中，指定微粒的物質的量為1：1的是（ ）
A． 中的 和 B． 的純水中 和
C． 中電子和中子 D．明礬溶液中 與
4．下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質固體的是（ ）
A． B． C． D．
總結、擴展
1．影響鹽類水解的因素及其影響原理。
2．鹽類水解知識的應用：
（1）配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。
（2）除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。
3．擴展
泡沫滅火劑包括 溶液（約1mol/L）， 溶液（約1mol/L）及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是 。 溶液和 溶液的體積比約是 。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為 ；若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為 。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是 。
板書設計：
1．水解的一般規律
（1）誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質（酸性或堿性）的常規分析方法。
（2）越弱越水解。
①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。
②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。
（3）水解是微弱的。
（4）都強不水解。
2．外界條件對鹽水解的影響
（1）溫度（實驗1）
（2）溶液的酸、堿性（實驗2）
3．鹽類水解利用
（1）應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸（ ），抑制 水解。
（2）除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。
4．典型例題
5．擴展
探究活動
探究實驗
本節教學中以“是否鹽溶液都顯中性？”為設問，以實驗探究形式引入教學，在本節課后，也可做進一步的探究活動，如：在了解正鹽溶液的酸堿性的本質后，提出問題“酸式鹽的水溶液是否都顯酸性？”
用pH試紙分別測 NaHSO4、 NaHSO3、 NaHCO3三種溶液的pH值，找出答案，并討論分析原因。
分析：結果是有的酸式鹽顯酸性，有的'酸式鹽卻顯堿性，運用所學知識，通過討論分析，拓寬知識面，活躍學生思維。
探究習題
一題多變
原題 ：在氯化銨溶液中，下列關系正確的是（ ）
(A) [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] (B) [NH4+]>[ Cl-]>[H+]>[OH-]
(C) [ Cl-]=[NH4+]>[H+]>[OH-] (D) [NH4+]=[ Cl-]>[H+]>[OH-]
變題一：100毫升0.1摩／升鹽酸與50毫升0.2摩／升氨水溶液混和，在所得溶液中（ ）
(A) [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] (B) [NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-]
(C) [Cl-]=[NH4+]>[H+]>[OH-] (D) [NH4+]=[Cl-]>[H+]>[OH-]
變題二：將pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混和后，溶液中離子濃度關系正確的是（ ）
(A) [NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-] (B) [NH4+]>[Cl-]>[OH-]>[H+]
(B) [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] (D) [Cl-]>[NH4+]>[OH-]>[H+]
變題三：一種一元強酸HA溶液加入一種堿MOH反應后，溶液呈中性，下列判斷一定正確的是（ ）
(A)加入的堿過量 (B)酸與堿等物質的量混和
(C)生成的鹽不水解 (D)反應后溶液中[A-]=[M+]
答案：
A； A； B； D。
點撥：通過改變設問角度，改變化學過程，改變或增減已知條件，能大大提高思維的敏捷性、靈活性和深刻性。一題多變有效的兩種形式為：⑴對同一知識點，按思維層次遞進一題多變。⑵對同一知識點進行題型變換和條件變換。
上題中，按照思維層次的遞進原則進行設計，能有效地提高學生綜合運用知識的能力，培養了學生思維的創造性。
化學《鹽類的水解》教案4
鹽類的水解（第一課時）
教學目標
1．使學生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。
2．培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質。
3．培養學生的實驗技能，對學生進行科學態度和科學方法教育。
教學重點 鹽類水解的本質
教學難點 鹽類水解方程式的書寫和分析
實驗準備 試管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸餾水、酚酞試
液、pH試紙。
教學方法 啟發式實驗引導法
教學過程（）
酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液是否都顯中性？
1．用酚酞試液檢驗Na2CO3溶液的酸堿性。
2．用pH試紙檢驗NH4Cl、NaCl溶液的酸堿性。（通過示范說明操作要領，并強調注意事項）
用pH試紙檢驗CH3COONa、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸堿性。
由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系。
鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：
強堿弱酸鹽的水溶液 顯堿性
強酸弱堿鹽的水溶液 顯酸性
強酸強堿鹽的水溶液 顯中性
下面我們分別研究不同類鹽的水溶液酸堿性不同的原因。
一、鹽類的水解
1．強堿弱酸鹽的水解
（1）CH3COONa溶液中存在著幾種離子？
（2）哪些離子可能相互結合，對水的電離平衡有何影響？
（3）為什么CH3COONa溶液顯堿性？
結合學生的討論，利用電腦動畫模擬CH3COONa的水解過程，生動形象地說明CH3COONa的水
解原理。
CH3COONa溶于水時，CH3COONa電離出的CH3COO－和水電離出的H+結合生成難電離的CH3COOH，
消耗了溶液中的H+，使水的電離平衡向右移動，產生更多的OH－，建立新平衡時，
c（OH－）>c（H+），從而使溶液顯堿性。
（1）CH3COONa的水解
CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH
或 CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－
（投影）
（1）這種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。
（2）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH－結合生成弱電解質。
（3）鹽類水解使水的電離平衡發生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。
（4）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。
（5）鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“ ”號。
分析 Na2CO3的水解過程，寫出有關反應的離子方程式。
（2）Na2CO3的水解
第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
（1）多元弱酸的鹽分步水解，以第一步為主。
（2）一般鹽類水解的程度很小，水解產物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解。在書
寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）寫成其分解產物的
形式。
2．強酸弱堿鹽的水解
應用鹽類水解的`原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關的離子方程式。
NH4Cl溶于水時電離出的NH4+與水電離出的OH－結合成弱電解質NH3·H2O，消耗了溶液中的
OH－，使水的電離平衡向右移動，產生更多的H+，建立新平衡時，c（H+）＞c（OH－），從而使溶液顯
酸性。
以 NaCl為例，說明強酸強堿鹽能否水解。
由于 NaCl電離出的 Na+和Cl－ 都不能與水電離出的OH－或 H+結合生成弱電
解質，所以強
酸強堿鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。
各類鹽水解的比較
鹽類
實例
能否水解
引起水解的離子
對水的電離平衡的影響
溶液的酸堿性
強堿弱酸鹽
CH3COONa
能
弱酸陰離子
促進水的電離
堿性
強酸弱堿鹽
NH4Cl
能
弱堿陽離子
促進水的電離
酸性
強酸強堿鹽
NaCl
不能
無
無
中性
（投影顯示空表，具體內容由學生填）
1．判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。
（1）KF（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）CuSO4
2．在Na2CO3溶液中，有關離子濃度的關系正確的是（）。
A．c（Na+）＝2c（CO32－） B．c（H+）＞c（OH－）
C．c（CO32－）＞c（HCO3－） D．c（HCO3－）＞c（OH－）
課本習題 一、二、三
化學《鹽類的水解》教案5
教學設計
1．采用實驗手段啟發學生思考，激發學生學習興趣，調動學生學習積極性。（此實驗可在教師指導下由學生完成）
（1）用蒸餾水配制溶液，溶液，溶液。
（2）用試紙測定三種鹽溶液的，并記錄：
教師設疑：
（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？
（2）同呈中性的和其實質是否相同呢？
2．鹽類水解實質
教師通過對強堿弱酸所生成鹽的水解的分析，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解。
教師引導學生進行歸納：
鹽溶液是堿性，溶液中增大？為什么會增大呢？是從哪來的呢？
鹽溶液呈酸性，溶液中增大？為什么會增大呢？是從哪來的呢？
3．引導歸納鹽組成與其水解和溶液酸堿性的內在聯系。
教學步驟
（一）知識準備
酸＋堿＝鹽＋水（中和反應，可以理解鹽可以由相應的酸和堿反應生成）
（二）引入新課
1．準備四種鹽溶液。分別測定它們。并作記錄：
溶液酸堿性分析
（1）溶液。
（2）溶液。
（3）溶液。
（4）溶液。
2．根據現象引導思考：
（1）鹽溶液是否一定都呈中性？從實驗現象你認為哪些鹽溶液可呈中性？
（2）為什么鹽溶液有的呈酸性，有的呈堿性呢？
（3）同呈中性的和其實質是否相同呢？
3．點題
本節討論的鹽類水解知識幫助我們來解決這些問題。
（1）鹽類水解實質：
①溶液（弱堿強酸鹽，水溶液，呈酸性）
（鹽電離強電解質電離是完全的）
（水電離，弱電解電離是部分的，可逆的）
由于生成難電離的弱電解質促使水的電離，使溶液中增大，從而使溶液呈酸性。
水解方程式：
水解離子方程式：
②溶液（強堿弱酸鹽，水溶液，呈堿性）
（鹽，弱電解質，完全電離）
（水，弱電解質，存在電離平）
由于生成難電離的.弱電解質分子，使溶液中減少，促使的電離，從而使溶液中增大，溶液呈現堿性。
③溶液
（鹽，強電解質，完全電離）
由于結合的能力與的能力相當，使溶液中與仍相等，所以溶液呈中性。
（三）隨堂練習
1．在水中加入下列物質，可使水的電離平向電離方向移動的是（）
A．B．&n→wwwshubaoccom←bsp C．D．
2．判斷下列鹽類水解的敘述中正確的是（）
A．溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽
B．含有弱酸根鹽的。水溶液一定呈堿性
C．鹽溶液的酸膿性主要決定于形成鹽的酸和堿的相對強弱
D．碳酸溶液中氫離子物質的量濃度是碳酸根離子物質的量濃度的兩倍
3．物質的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（）
A．B．C．D．
4．下列各組離子，在強堿性溶液中可以大量共存的是（）
A．B．
C．D．
5．為了使溶液中的比值變小，可加入的物質是（）
A．適量鹽酸B．適量溶液
C．適量KOH溶液D．適量KHS溶液
（四）總結、擴展
1．鹽類水解的實質
在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的和生成弱電解質，從而破壞水的電離平，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。
2．鹽類水解的類型和規律
（1）通常鹽類水解程度是很小的，而且是可逆的。
（2）水解規律：
有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。
①強酸弱堿生成的鹽水解：溶液呈酸性，是弱堿的陽離子水解生成對應的弱堿，使溶液顯酸性。如：等。
②強堿弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性，原因是弱酸根發生水解，生成對應弱酸，使溶液顯堿性，如：等。
③強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，如等。
④弱酸弱堿鹽強烈水解。（此內容大綱不作要求，不宜向學生補充）
a．酸強于堿，顯酸性，如；
b．堿強于酸，顯堿性，如
c．酸堿相當，顯中性，如
⑤弱酸酸式鹽水解：取決于酸式酸根的電離程度和水解程度相對大小。
a．若電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，如等。
b．若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性，如等。
3．擴展
氮、磷、鉀是植物生長的重要營養元素，洗衣粉中加入由磷酸脫水制得的多磷酸的鈉鹽作配料，能起到軟化水的作用，但使用此類洗衣粉會造成水質污染。
（1）試簡述污染水質的原因。
（2）某種無磷洗衣粉中加入了硅酸鈉作配料，試說明這種配料的有關性質和作用。
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