课件43张PPT。第二节 水的电离和溶液的酸碱性第一课时知识回顾：1、什么是pH？酸性的pH_______;中性的pH_________;碱性的pH_________。2、水的pH_________，水中有没有H+、OH- ？一、水的电离H2O + H2O H3O+ + OH-[定性讨论]
纯水的组成微粒有哪些？
作为弱电解质，水的电离平衡受哪些外界因素影响？
温度、离子浓度（H+、OH-）等影响 在水中投入金属钠，对水的电离平衡有无影响？ [定量讨论]阅读教材P45---P46
思考1:纯水中c(H+)与c(OH-)大小有何关系？
思考2:在25℃下， c(H+) 、 c(OH-)等于多少?
说明水的电离程度如何？
由水电离出的H+、OH-的物质的量相等25℃时，水电离出来的 c(H+) = c(OH-)=10-7mol/L
水是一种极弱的电解质（通常的电流表无法检验其中离子）一、水的电离 室温下 1L(55.6mol)水中电离的只有10—7mol
1000/18:10—7= n :1 55.6 :10—7 = n :1 ——水的离子积常数例、水是一种极弱的电解质，在室温下,平均每n个分子只有1个分子发生电离，则n值是：
A、10-14 B、55.6×107 C、107 D、55.6 25℃ 时纯水KW = c(H+) . c(OH-) =10—141.水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:分析下表中的数据有何规律，并解释之 讨论：2.水的离子积常数Kw= c(H+) . c(OH-)1)表达式：注：常数无单位KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。2)影响KW的因素KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高， KW值增大思考:含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？
任何酸中只含H+ ，任何碱中只含OH-吗?
结论:
在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-) （Kw 25℃ =10-14 ）如：KW25℃=10-14 KW100℃=10-12一、水的电离讨论：对常温下的纯水进行下列操作，完成下表： 中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不变碱性←↓↑＜不变小结：加入酸或碱都抑制水的电离1) 升高温度，Kw增大。
已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水中的c(H+)等于多少？
2) 温度不变,加入溶质对水的电离平衡及KW的影响。
加入酸或碱对水的电离有什么影响？(促进还是抑制？)Kw呢？
酸碱由于电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变
加入NaAc或NH4Cl对水的电离平衡又有什么影响？
Ac-、NH4+等“弱离子”因结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变
加入NaCl呢？3.条件改变对水的电离平衡及Kw的影响无影响一、水的电离练习：水的电离平衡的移动2.水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是：
A、c(H+)随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 c(H+) ＞c(OH-)
C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃
D、水的电离是一个吸热过程D← ↑ ↓ —
→ ↓ ↑ —
— — — —
→ ↑ ↑ ↑2)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
1)判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。
3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 4.利用Kw的定量计算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)√××c(H+) = 0.01mol/L c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L 3)0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？一、水的电离3)25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B 中 c(OH-) = 5?10—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？
4) 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸A ＞ C ＞ BB中c(H+) = KW / c(OH-) =2 ? 10—8mol/L C中c(H+) = 10—.4mol/L ③ ＞ ④ ＞ ① ＞ ②思考讨论
1)0.01mol/L盐酸溶液中。由水电离出的c(H+) H2O、 c(OH-) H2O分别是多少？为什么？
2)0.01mol/L NaOH溶液中。由水电离出的c(H+) H2O、 c(OH-) H2O分别是多少？为什么？
4.利用Kw的定量计算——2.求c(H+) H2O或c(OH-) H2O任何水溶液中由水电离出来的
c(H+) H2O与 c(OH-) H2O相等 一、水的电离计算
1、某溶液中由水电离产生的c(H+) H2O= 10-12 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？2、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+) H2O大小关系为：①盐酸 ②醋酸溶液 ③硫酸溶液 ④氢氧化钠溶液 解答： c(H+) H2O= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L
若c(H+) aq= c(H+) H2O= 10-12 mol/L 则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
若c(OH-) aq= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性② ＞ ① =④ ＞ ③第二节 水的电离和溶液的酸碱性第二课时判断：
1、任何水溶液中都存在KW = 10-14。
2、某水溶液中c(H+) =10-6 一定是酸性溶液。
3、向纯水中加入溶质，水的电离平衡将向逆向移动
4、如果由水电离出的H+浓度为10-10，则Kw=10-20复习练习计算：
1、常温下，10-4mol/L 的盐酸溶液.
溶液中， c(OH-) =________mol/L.
将上述盐酸稀释 10倍，溶液中 c(H+) =_______ mol/L 、
c(OH-) =_____ mol/L 。
将上述溶液稀释10000倍，溶液中c(H+) =___ ______ 、
c(OH-) =___ _______ _ 。
2、常温下，某溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×10-24mol/L，该溶液的[H+] 可能为 _______ 10-1010-510-9接近10-7接近10-710-12 mol/L 或10-2 mol/L 讨论：溶液的酸碱性跟H+ 和OH-浓度有什么关系？常温下c(H+) = c(OH-) c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-) 讨论：KW100℃=10-12
在100 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？
c(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不能用 c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较100℃ 时， c(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？练习：
1)10-5mol/L、0.1mol/L、 0.5mol/L、 1mol/L、
3mol/L盐酸溶液的pH值分别为多少？
2) 10-5mol/L、0.1mol/L 、1mol/LNaOH溶液的pH值为多少？
计算碱溶液pH值应先算c(OH-) ，再利用KW计算出c(H+)
若pOH用OH-物质的量浓度的负对数来表示 ，
则0.1mol/LNaOH 溶液的pOH值为多少？1、意义：pH的大小能反映出溶液中c(H+)的高低,
即表示稀溶液酸、碱性的强弱。2、表示：用H+物质的量浓度的负对数来表示。pH=-lgc(H+) pH+ pOH =14(一)pH值概念∵表示较小的c(H+)=10-12mol/L时，很麻烦但应用广
∴所以引入了一种方便方案：
c(H+) →
10-12mol/L → 负对数—— p
H+（hydrogen）——Hlg2=0.3
lg3=0.477
lg5=0.7
Lg5.5=0.74二、溶液的酸碱性与pH(二)溶液的pH值与酸碱性强弱的关系pH =7pH＜7pH＞7讨论：
pH值变化与酸碱性变化的关系怎样？（未给明条件时）不能用pH值等于多少来判断溶液酸、碱性。一般都是未注明条件都是指常温。 pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强练习:KW100℃=10-12，试求在100 ℃时纯水的pH值
pH=6是否说明100 ℃时纯水成弱酸性？pH值有关判断正误1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。
2、强酸溶液的pH值一定小。
3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。
4、pH值相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。
5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强
6、pH值有可能等于负值。
7、常温下，由水电离出的c(H+) 10-12mol/L，则溶液pH定为12
8、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等×
×
×
√
×
√
×
√练：pH相同的等体积的两份溶液A和B；A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确是的 （ ）
①反应所需要的时间B＞A ②开始反应时的速率A＞B ③参加反应的锌的物质的量A＝B ④反应过程的平均速率B＞A ⑤盐酸里有锌剩余 ⑥醋酸里有锌剩余
A．③④⑤ B．③④⑥
C．②③⑤ D．②③⑤⑥A(三)pH值测定方法1.定性测定：酸碱指示剂法（书P49阅读）2.定量测定：pH试纸法（书P47阅读） 、pH计法等酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。
以HIn代表石蕊分子 3.1—4.45.0—8.08.0—10.0指示剂的变色范围HIn（红色） H+ +In- （蓝色）讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
能否用pH试纸测出pH=7.1来？
标准比色卡中的数据都是整数
如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：
A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比1、pH试纸使用操作中正确的是 （ ）
A.将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色的变化
B.将pH试纸浸入溶液一会儿，再取出跟标准比色卡相比较
C.用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照
D.先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照C练习酸过量c(H +)== 10 -4mol/L pH=42、将10mL 0.21mol/L 的盐酸和10mL 0.1mol/L的Ba(OH)2 溶液混合 ,再加入水稀释至1L . 取出10mL滴入 、甲基橙、石蕊试液分别呈现什么颜色？
3、某溶液取少量滴在pH试纸上，半分钟后，试纸呈深蓝色，此溶液中不可能大量共存的离子是：
A.PO43- B.HCO3- C.Al3+ D.K+酚酞B、C溶液的pH值 c(H+) 酸性增强碱性增强pH值越大碱性越强，酸性越弱当c(H+) >1mol/L或小于10-14 （ c(OH-) >1mol/L）时，使用pH值更不方便。所以用物质的量浓度表示更好。
pH值一般表示1mol/L以下c(H+)的浓度。pH值越小酸性越强，碱性越弱第二节 水的电离和溶液的酸碱性第三课时pH值的计算一—— 直接求酸和碱的PHpH=-lgc(H+) pOH=-lgc(OH-)
常温下：pH+pOH=14
1、求0.05mol/L的H2SO4溶液的PH。
2、求0.5mol/L的Ba(OH)2溶液的H+浓度及PH.(四)有关pH 的计算——1.简单计算（单一溶液）(四)有关pH 的计算——1.简单计算（单一溶液）2、下列溶液在常温下酸性最强的是 （ ）
A、pH=4的溶液
B、1L 溶液里溶有22.4mL(STP)HCl的溶液
C、c(OH-) 10-12mol/L的溶液
D、 c(H+) =10-3mol/L的溶液3、pH=0的溶液，下列叙述正确的是 （ ）
A、是酸性最强的溶液
B、与0.5mol/L H2SO4溶液中c(H+)相同
C、 c(H+) ＝0的溶液
D、与1mol/L CH3COOH溶液中c(H+)同1、甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，则甲溶液中c(H+)与乙溶液中c(H+)之比为 （ ）
A、100 B、1/100 C、3 D、1/3pH相差a，c(H+)相差10aＣＢB(四)有关pH 的计算——1.简单计算（单一溶液）4、0.1mol/L盐酸、硫酸、醋酸pH大小关系如何？
pH(醋酸) > pH(盐酸 ) > pH(硫酸)
pH=1 的盐酸、硫酸、醋酸中[H+]、物质的量浓度关系如何？
[H+]相等；
物质的量浓度：[弱]>[一元强]>[多元强]（酸或碱均符合） 现有pH值、体积相等的H2SO4、HCl、醋酸三种酸溶液，投入足量的相同形状、大小的锌粒，开始瞬间反应速率大小关系是_ ______，充分反应后生成H2体积大小（相同状况）关系是__________。5、某温度下，纯水中c(H+)=2×10-7mol/L。
则此时纯水中的c(OH-) =_____mol/L；
滴入盐酸使c(H+) =5 ×10-6mol/L，则c(OH-) =______mol/L；
滴入NaOH溶液使得c(OH-) = 5 ×10-6mol/L，则pH=_____。
6、pH=3的盐酸 pH增大1， c(H+)差多少倍？盐酸浓度差多少倍？
c(H+)相差10倍；物质的量浓度强酸相差10倍
pH=3的醋酸 pH增大1， c(H+)差多少倍？醋酸浓度差多少倍？
c(H+)相差10倍；物质的量浓度弱酸相差＞10倍相等醋酸＞硫酸＝盐酸1）酸的稀释：
在25℃时，pH=5的盐酸稀释到原来的10倍，pH值等于多少？
如果稀释到1000倍后， pH值又等于多少呢？pH=-lgc(H+)= -lg10—5/10=-lg10—6=6[H+]水=[OH-]水([H+]水+10-8). [H+]水=10-14 [H+]=[H+]水+10-8 =1.05×10-7
pH≈7(四)有关pH 的计算——2.溶液的稀释关键：
1、抓住氢离子进行计算！
2、当酸提供的[H+]很小时，不能忽略水电离出的[H+]
将pH=5的醋酸溶液稀释。
① 稀释10倍，求pH值（范围）
（5，6） pH值、V相同的不同酸, 稀释相同的倍数pH弱
② 要使醋酸的pH值由5 变到 6，加水稀释____10倍(填< 、> 、=)
＞，因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大于10倍(四)有关pH 的计算——2.溶液的稀释练：1、pH=3的醋酸溶液加水稀释到原溶液体积的2倍，则稀释后溶液的pH值约为 （ ）
A、2.8 B、3.2 C、3.3 D、4B2、pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH值与溶液体积V的关系如图所示。下列说法正确的是：
A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等
稀释后，A溶液的酸性比B溶液强
a=5时，A是强酸，B是弱酸
若A、B都是弱酸，则5＞a＞2C、D2） 碱的稀释 在25℃时，pH=9的NaOH溶液稀释到10倍，pH值等于多少？C(OH—)=10—5/10≈10—6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH—)=-lg10—8=8(四)有关pH 的计算——2.溶液的稀释向100mL纯水中加入1滴（0.05mL）0. 2mol/LBa(OH)2溶液，pH变为多少了？关键：
1、抓住氢氧跟离子进行计算！（先求OH-，在转换成H+ ）
在25℃时，pH=9的NaOH溶液稀释到1000倍后， pH值为多少？pH＝11的氨水稀释到pH＝10，则NH3·H2O的电离平衡向_______方向移动，所得氨水的物质的量浓度 （填大于、小于或等于）原溶液浓度的1/10。2、当碱提供的[OH-]很小时，不能忽略水电离出的[OH-]1、强酸与强酸混合在25℃时，pH=1的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸溶液1000L混合，混合后溶液的pH值等于多少？关键：
1、抓住氢离子进行计算！
2、当相加、减的两个量相差100倍以上时，小的可忽略(四)有关pH 的计算——3.溶液的混合pH=-lgc(H+)=-lg[（1×10—1+1000×10—4）/（1+1000）]=-lg[2×10—4 ]=4-lg2=3.71、强酸与强酸混合(四)有关pH 的计算——3.溶液的混合pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝ 。
pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝ 。两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
pH=3的盐酸和pH=4的硫酸溶液体积比按1∶1混合后溶液的pH＝ 。△pH=1 时，pH混=pH小+0. 262、强碱与强碱混合(四)有关pH 的计算——3.溶液的混合例：将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液中的氢离子浓度最接近于 （ ）
A、 mol·L-1 B、 mol·L-1
C、(10-8＋10-10)mol·L-1 D、2×10-10 mol·L-1 C(OH-)=（ 1 × 10—6 +1×10—4) / (1+1) = 5×10-5 mol/L pH=14- pOH=9.7=10 - lg2=-lg(10-14/ 5×10-5 )= 9.7=-lg(2×10-10 )关键：抓住OH- 进行计算！再转化为H+D2、强碱与强碱混合(四)有关pH 的计算——3.溶液的混合1、pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液体积比按1∶3混合后的pH值______。
2、pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液体积比按1∶1混合后的pH值______。两种pH值不同的强碱等体积混合时
△pH≥2 时， pH混=pH大- 0.3
△pH=1 时， pH混= pH大- 0.26 3、pH=13 的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液体积比按
1∶1混合后的pH值______。3、强酸与强碱混合—— 一般中和(四)有关pH 的计算——3.溶液的混合在25℃时，100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
碱过量抓住氢氧跟离子进行计算！NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.043、强酸与强碱混合—— 一般中和(四)有关pH 的计算——3.溶液的混合1、把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为_____。
把pH=12 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。则V1：V2= _________；
把pH=11的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。则V1：V2= _________；
把pH=13 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。则V1：V2= _________； 强酸(pHa)与强碱(pHb)混合呈中性 , 体积比与pH之和（X）关系
pHa+pHb=14 ，两溶液中[H+]=[OH-]，Va: Vb=1；
pHa+pHb＜14 ， 两溶液中 [H+]＞[OH-]， Va: Vb=1: 10 14-X ＜ 1；
pHa+pHb＞14，两溶液中[H+] ＜[OH-]， Va: Vb=10X-14: 1 ＞1。1.将pH=2的H2SO4溶液和pH=10的NaOH溶液相混合，混和后溶液pH=7，H2SO4溶液和NaOH溶液的体积比为 （ ）
A.1∶10 B.1∶20 C.1∶9 D.1∶1002.25℃时，将某强酸和某强碱溶液按10∶1的体积比混合溶液恰好呈中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 （ ）
A.12 B.13 C.14 D.15练习3.把1ml 0.1mol/L的硫酸加水稀释制成2L溶液,在此溶液中由水电离产生的H+其浓度接近于.
A.1X10-4mol/L B.1X10-8mol/l
C.1X10-11mol/l D.1X10-10mol/l４.常温下，将某强酸溶液和某强碱溶液按体积比1∶10混和，所得溶液的pH=7，混合前强酸溶液和强碱溶液的pH值关系正确的( )
A.pH酸+pH碱=15 B.pH酸>pH碱
C.pH酸+pH碱=13 D.pH酸=10pH碱５.取PH均等于2的盐酸和醋酸分别稀释2倍后，再分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（ ）
A.醋酸和锌反应放出的氢气多
B.盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多
C.醋酸和锌反应速率较大
D.盐酸和醋酸分别与锌反应速率一样大ＣＣ6.25℃时，若体积为Va、pH＝a的某一元强酸与体积为Vb、pH＝b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a＝0.5b。请填写下列空白； (1)a值可否等于3(填“可”或“否”) ，
其理由是 。 (2)a值可否等于5(填“可”或“否”) ，
其理由是 。 (3)a的取值范围是 。?? 1)否；若a＝3，b＝6，溶液显酸性，与题意不符，故a≠3 (2)否；若a＝5，c(H+)a＝10-5mol·L-1，则b＝10，c(OH-)b＝10-4mol·L-1， ???????????＞1，不符合题意，故a≠5 (3) ?＜a＜ ??( ????????????????????????? ＝10(a+b-14)＜1 所以(a＋b－14)＜0，而a＝0.5b，即3a＜14，a＜14/3。 又pH＝b＝2a＞7，a＞7/2。所以，7/2＜a＜14/3) 2、中和相同体积、相同pH值的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三种稀溶液，所用相同物质的量浓度的盐酸的体积分别为V1、V2、V3，则三者关系为 ： （ ）
A、V1>V2>V3 B、V1C、V1 醋酸过量，使得溶液呈酸性
c(H+) 、c(Na+)、c(OH-) 、c(CH3COO-) 从大到小的顺序是？
c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)D作业、50mLpH=1的硫酸和盐酸的混合液与50mLBa(OH)2溶液相混合，充分反应后过滤，得到沉淀0.466g，滤液的pH为13。
⑴原混合酸液中SO42-和Cl-的物质的量浓度；
⑵Ba(OH)2的物质的量浓度。再见课件12张PPT。普通高中课程标准实验教科书 人教版选修4 化学反应原理第三章 水溶液中的离子平衡 4、难溶电解质的溶解平衡1.理解难溶电解质的溶解度。
2.掌握沉淀的生成、溶解、转化的规律。
3. 提高“总结、概括、归纳”的能力
5.领会“本质决定现象,现象是本质的具体体现”的科学思想
6.体会“实验方法、逻辑推理、科学抽象法”在自然科学研究中的应用 .学习目标及要求：1、盐类的水解实质：2、水解规律：3、影响因素有弱才水解,无弱不水解;
谁弱谁水解,谁强显谁性;
越弱越水解,都弱双水解。盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或OH –
结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。课前复习一、Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？难溶电解质的溶解平衡1、谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。
2、根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。一、Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？难溶电解质的溶解平衡Cl-(aq)+Ag+(aq) AgCl(s)沉淀溶解 生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。例如，AgCl 20°C时在100g水中仅能溶解1.5×10-4 g。尽管AgCl溶解很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。因此，生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。二、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成难溶电解质的溶解平衡二、沉淀反应的应用
2、沉淀的溶解难溶电解质的溶解平衡 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。例如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中：CaCO3 Ca2+ + CO32-+H+HCO3- H2CO3 → H2O+CO2↑难溶电解质的溶解平衡二、沉淀反应的应用
3、沉淀的转化（1）沉淀转化的方法 对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀。
（2）沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
（3）沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
①锅炉除水垢难溶电解质的溶解平衡锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4 SO42- + Ca2+ +
CO32-CaCO3②对一些自然现象的解释 P64
科学视野：溶度积 P64
资料：氟化物防治龋齿的化学原理 P65课堂练习1、下列说法中正确的是（ ）
A.不溶于不的物质溶解度为0
B.绝对不溶解的物质是不存在的
C.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
D．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
2、下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的是（ ）
①I－ ClO－ NO3－ H＋ ②K＋ NH4＋ HCO3－ OH－
③ SO42－ SO32- Cl－ OH－ ④Fe3+ Cu2+ SO42－ Cl －
⑤H＋ K＋ AlO2－ HSO3－ ⑥Ca2＋ Na＋ SO42- CO32-
A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④BB课堂练习3、以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、Pb2+、Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净的MnCl2。根据上述实验事实，可推知MnS具有的相关性质是（ ）
A.具有吸附性
B.溶解度与CuS、PbS、CdS等相同
C.溶解度大于CuS、PbS、CdS
D．溶解度小于CuS、PbS、CdSC课堂练习4、试利用平衡移动原理解释下列事实：
(1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中
(2)CaCO3难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中
(3)分别用等体积的蒸馏水和0．010mol/L硫酸洗涤
BaSO4沉淀，用水洗涤造成BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤的损失量课件34张PPT。第一课时&3-1弱电解质的电离知识回顾：电解质：
非电解质：
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。
①NaCl溶液、②NaOH 、③HCl、
④Cu、 ⑤CH3COOH、 ⑥NH3·H2O、
⑦CO2、 ⑧乙醇、 ⑨水
②③⑤⑥⑨⑦⑧ 根据实验现象，探索下列问题：
（1）反应的实质是什么？影响反应的速率的因素是什么？
（2）当酸溶液的物质的量浓度相等时，pH 值是否相等，即c(H+)是否相等？ 实验3-1：体积相同，浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值 快慢13一、强弱电解质 开始0.1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明0.1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为0.1mol/L，说明HCl完全电离；而开始0.1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于0.1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。探究结果：溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度决定。强电解质：
弱电解质： 在水溶液里或熔融状态下能全部电离的电解质(其离子无 分子化倾向) 。 在水溶液里只有部分电离的电解质(其离子有分子化倾向) 。
CaCO3、HNO3属于强电解质
CH3COOH 、 Fe(OH)3属于弱电解质本质区别：是否完全电离!小结：离子化合物大部分的盐类强 碱共价化合物强 酸弱 酸弱 碱 水弱
电
解
质强电解质离子型氧化物电解质非
电
解
质多数有机物某些非金属氧化物化合物课堂练习：习题1C课堂练习：习题2D课堂练习：DBD混合物
AD2000年
上海 7二、弱电解质的电离平衡思考与讨论： (2)当V电离 = V结合时，可逆过程达到一种什么样的状态。 (1)开始时，V电离 和 V结合怎样变化？ (3)关于上述电离平衡，什么条件的改变会使平衡向电离的方向移动？电离平衡状态建立反应速率V(电离)V(结合)V(电离) = V(结合) 电离平衡状态弱电解质电离平衡状态建立示意图时间电离平衡和化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒夏特列原理。 思考与交流(见课本P44)1.写出弱酸、弱碱的电离方程式；
2.填写下表的空白：达到电离平衡时最小最小最大变大变大变小不变不变不变最大最大最小变小变小变大电离平衡 1.定义：2.特点： 在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态—动 电离平衡是一种动态平衡 定 条件不变，溶液里既有离子又有分子，且各分子、离子的浓度不变。变 条件改变时，电离平衡发生移动。 等 V电离=V结合≠0逆 弱电解质的电离是可逆的思考与讨论： 在醋酸溶液中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、CH3COONa溶液、水、加热对平衡有什么影响？逆正逆正正CH3COOH CH3COO－+H＋3.影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。(2)外因：①温度
电离过程是吸热过程，温度升高平衡向电离方向移动。
②浓度
浓度越大，电离程度越小。
③其他因素问题探讨弱电解质加水稀释时，电离程度_____,离子浓度________? （填变大、变小、不变或不能确定） 变大不能确定 画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。1 .一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固） BD课堂练习： 2.把Ca(OH)2放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡:
Ca(OH)2(s) Ca2+ + 2OH-
加入以下溶液，可使Ca(OH)2减少的是（ ）
A、Na2S溶液 B、AlCl3溶液
C 、NaOH溶液 D、CaCl2溶液
B课堂练习： 3.
1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。
开始反应时产生氢气的速率__________________，
最终收集到的氢气的物质的量_________________。
pH都为1的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。
开始反应时产生氢气的速率 __________________，
最终收集到的氢气的物质的量 ________________。硫酸＞盐酸＞醋酸硫酸＞盐酸=醋酸三者相等醋酸＞硫酸=盐酸课堂练习：小结：1.强电解质、弱电解质2.弱电解质的电离平衡①电离平衡状态②电离平衡特点③影响电离平衡的因素广州市第44中学
黄橄荣第二课时&3-1弱电解质的电离知识回顾：一、强弱电解质强电解质：在水溶液中能全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液中只部分电离成离子的电解质。二、弱电解质的电离平衡 1.定义2.特点3.影响电离平衡的因素
4、电离方程式的书写强电解质在溶液中完全电离，用“＝”
弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。NaCl = Na++Cl-强等号、弱可逆、多元弱酸分步写课堂练习：
课堂练习： 把Ca(OH)2放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡:
Ca(OH)2(s) Ca2+ + 2OH-
加入以下溶液，可使Ca(OH)2减少的是（ ）
A、Na2S溶液 B、AlCl3溶液
C 、NaOH溶液 D、CaCl2溶液
B 请写出Na2SO4、HClO、NH3·H2O 、H2CO3、Fe(OH)3在水溶液中的电离方程式。
Na2SO4 = 2Na+ +SO42－HClO H++ClO－NH3·H2O NH4++OH－H2CO3 H++HCO3－HCO3－ H++CO32－Fe(OH)3 Fe3++3OH－课堂练习：三、电离常数—— 科学视野对于一元弱酸 HA H++A-对于一元弱碱 BOH B++OH-注意：K值只随温度变化。探究实验：[实验3-2] 课本P42
你能否推测CH3COOH、H3BO3、H2CO3三种弱酸的相对强弱，及其与电离常数大小的关系？写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H+ + H2PO4-H2PO4-H+ + HPO42-HPO42-H+ + PO43-你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？多元弱酸是分步电离的，K1》K2》K3
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸 意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。填表：0.1mol/L的CH3COOH溶液
CH3COOH CH3COO-+H+增大增大减小减弱不变增大增大增大增强增大减小减小减小增强不变减小增大增大增强不变增大减小减小增强不变课堂练习：作业1、2、书本p46习题4
3、习题书p96考题12
4、习题书p98-p99剩下的题，第8、第10不用做课件20张PPT。第一节 弱电解质的电离 第三章 水溶液中的离子平衡人教版选修四《化学反应原理》电解质： 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物叫做电解质。不同的电解质电离程度是否相同呢？？ 盐酸与醋酸是生活中经常用到的酸。如果上述两种酸用于卫生洁具的清洁或除水垢,常用盐酸还是醋酸？想一想实验3-1：比较相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸与等量镁条反应及溶液的pH值 实验探究：大小快慢（3）为什么相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸中，H+浓度却不同？根据实验现象，讨论下列问题（小组讨论）（1）镁条和酸的反应的实质是什么？影响反应速率的因素是什么？（2）当酸溶液的物质的量浓度相等时，溶液中的H+浓度是否相等？怎么判断？反应速率不同，pH不同，说明盐酸和醋酸中的H+浓度是不同的。说明HCl和CH3COOH的电离程度不同。 部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。强电解质： 能全部电离成离子的电解质(其离子无 分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱。弱电解质：一、强电解质和弱电解质根据：是否完全电离下列电解质哪些是强电解质？哪些是弱电解质呢？H2SO4
NaOH
NaCl
NH3·H2O
CH3COOH醋酸在电离过程中各微粒浓度的变化二、弱电解质的电离 CH3COOH CH3COO - + H+最小最小最大不变不变不变开始时V离子化 和 V分子化怎样变化？当V离子化 = V分子化时，可逆过程达到一种什么样的状态？你能画出这个过程的V～t图吗？V离子化= V分子化平衡状态V分子化t1弱电解质电离的V-t图V离子化 CH3COOH CH3COO - + H+电离平衡状态 在一定条件下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这种状态叫做电离平衡状态。 由于醋酸溶液中醋酸根离子浓度的增大，使得醋酸的电离平衡逆向移动。 醋酸中加入醋酸铵，醋酸的电离平衡会移动吗？ CH3COOH CH3COO - + H+弱电解质的电离平衡符合勒夏特列原理 在CH3COOH溶液中分别加入下列物质，对CH3COOH的电离平衡各有什么影响？ CH3COOH CH3COO—+H+问题探讨逆逆正正正影响弱电解质电离的因素温度升高温度有利于电离
(因为电离过程是吸热的) 浓度稀释有利于电离加入与弱电解质具有相同离子的
强电解质会抑制电离加入能与弱电解质电离产生的某种
离子反应的物质可促进电离 NH3·H2O NH4 + + OH -正逆逆正练习1 .在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？练一练HCl
NH3·H2O
Fe(OH)3
H2CO3 2、写出下列物质在水溶液中的电离方程式。H+ +Cl-NH4++OH—H++HCO3—Fe3++3OH—HCO3—H++CO32—练一练3．下列有关强、弱电解质的说法
正确的（ ）
A．弱电解质的水溶液都不能导电
B．强电解质溶液的导电能力一定比弱电
解质溶液强
C．H2SO4、HCl、H2CO3都是强电解质
D．能够全部电离的电解质称为
强电解质D小 结强弱电解质都是电解质，在水溶液中均能电离 完全电离部分电离不可逆过程可逆过程水合离子分子和水合离子 谢谢！
祝同学们学习进步！课件24张PPT。第三节 盐类的水解酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液显什么性？
碳酸钠是盐，俗名叫纯碱，明明是盐为何要叫“碱”？ 中性 碱性 碱性 酸性 中性 碱性 酸性 酸性强酸强碱盐强碱弱酸盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐强酸弱碱盐某些盐溶液的酸碱性及盐的类型一、探究盐溶液的酸碱性盐溶液酸碱性与盐类型的关系中 性酸 性碱 性⒈盐溶液不都显中性，有的显酸性，有的显碱性⒉盐溶液的酸碱性与盐的类型有关：“谁强显谁性”，“两强显中性”。二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因盐在水中完全电离为离子，但不产生H＋和OH－，不能使溶液显酸碱性；
纯水会微弱电离产生H+ 和OH-，但c(H+) ＝c(OH-) ，显中性；
盐溶液显酸（碱）性，说明溶液中c(H+) ≠c(OH-)；
是什么原因使得溶液中c(H+) ≠c(OH-)？
可能是盐与水之间发生了某种反应。
对三类不同盐溶液中存在的各种粒子进行比较、分析、从中找出不同类型盐溶液呈现不同酸碱性的原因c(H+) =c(OH-)c(H+) >c(OH-)c(H+) c(OH-）,显酸性。本质是弱碱阳离子与水电离出的OH-作用生成弱电解质。+CH3COOHCH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-溶液中c(H+)本质是弱酸阴离子与水电离出的H＋作用生成弱电解质。CH3COONa CH3COO- + Na+NaCl Na+ + Cl-
H2O H+ + OH-
强酸强碱盐电离出的阴、阳离子都不能与水电离出的H+ 或 OH-生成弱电解质，也就是说强酸强碱盐不跟水反应（即不水解），溶液中c(H+)=c(OH-），显中性。“有弱就水解，无弱不水解”⒈盐类水解定义：
盐电离产生的离子与水电离产生的H＋或OH－生成弱电解质— 弱碱或弱酸的反应叫做盐类的水解。
⒉盐类水解的本质：
盐的离子破坏了水的电离平衡，使溶液中c(H+) ≠c(OH-)。
⒊盐类水解的特点：
水解是微弱的、可逆的。存在着水解平衡。
三、影响盐类水解的主要因素⒈盐的组成：
“越弱越水解”
盐类水解的实质是盐与水作用生成弱电解质（弱酸或弱碱），生成弱电解质的倾向越大（生成的弱电解质越难电离），对水电离平衡的影响越大，也就是水解程度越大。
例：酸性：乙酸＞碳酸＞碳酸氢根离子
水解程度：乙酸钠＜碳酸氢钠＜碳酸钠
即pH : CH3COONa 增大盐的浓度可使平衡向水解方向移动，溶液的酸性（或碱性）增大，盐的水解程度减小；
盐溶液中加水稀释，也可使平衡向水解方向移动，但溶液酸性（或碱性）减小，盐的水解程度增大。
例：碳酸钠溶液加水稀释，水解程度增大，溶液的碱性减小（pH变小）。三、影响盐类水解的主要因素⒊溶液的酸碱性：
溶液的酸碱性可以抑制或促进盐的水解。
例：
加酸：H+与OH-反应生成水，降低了生成物浓度，平衡向水解方向移动。即促进了CH3COONa的水解。
加碱：增加了OH-浓度，使平衡向逆反应方向移动，即抑制了CH3COONa的水解。 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-三、影响盐类水解的主要因素⒋温度：
盐类水解的逆反应是中和反应，则盐类的水解反应是 热反应。
升温，水解平衡向 反应方向移动。
问题：蒸干并灼烧ACl3溶液，最后得到什么物质？吸正（Al2O3)四、盐类水解原理的应用⒈配制某些易水解盐溶液
例：配制FeCl3溶液，由于：
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 +3H+
因生成难溶的Fe(OH)3而得不到澄清溶液，可加入少量盐酸以防止浑浊。
配制FeCl3、SnCl2等溶液时，先用少量浓盐酸溶解 ，再加水稀释到所需的浓度。
四、盐类水解原理的应用⒉热的碳酸钠溶液去油污
CO32- + H2O HCO3- + OH-
升温可使水解平衡向正反应方向移动，提高了c(OH-)，增强了去污力。
⒊铁盐、铝盐作净水剂
许多盐在水解时，可生成难溶于水的氢氧化物，当生成的氢氧化物呈胶状且无毒时，可用作净水剂。如明矾，硫酸铁等。
四、盐类水解原理的应用⒋制取纳米材料
若盐的浓度较低时，也可以利用水解反应来获得纳米材料。
⒌制取某些无机化合物
当水解程度很大时，可用来制取某些物质：
TiCl4 +(x+2)H2O (过量） TiO2·xH2O↓ + 4HCl 四、盐类水解原理的应用⒍泡沫灭火器工作原理
泡沫灭火器中的反应物分别是硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液，它们是如何产生二氧化碳的？
Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
混合时， H+ + OH- H2O
两个平衡相互促进， Al(OH)3形成沉淀， H2CO3 分解为CO2，总反应为：
Al3+ + 3HCO3- Al(OH)3 ↓+3CO2↑五、盐溶液中离子浓度间关系“三个守恒”：以Na2CO3溶液为例。
⒈电荷守恒：因溶液是电中性的，所以溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
⒉物料守恒：关键元素的原子数目之比守恒。
c(Na+)=2[c(CO32-)+ c(HCO3-)+c(H2CO3)]
⒊水的电离守恒：
c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)
练习：写出醋酸钠溶液中的三个守恒关系。五、盐溶液中离子浓度间关系“大小比较”
⒈ CH3COONa溶液
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
⒉Na2CO3溶液
c(Na+)>c(CO32-)> c(OH-)>c(HCO3-)> c(H+)
⒊NH4Cl溶液
c(Cl-)>c(NH4+)> c(H+)>c(OH-)
练习:已知等物质的量浓度醋酸与醋酸钠混合溶液呈酸性，写出混合溶液中各离子浓度大小关系。c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _________________
①H2SO4 ② NH3·H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2 2、将10 mL0.2 mol/L氨水和10 mL0.1 mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )
A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+)
B. c (Cl-)> c(NH4+)> c (H+) > c (OH-)
C. c(NH4+) > c (Cl--)> c (OH-)> c (H+)
D. c (Cl-)> c (H+) > c (NH4+) > c (OH-)AC⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①练习：课件12张PPT。盐类的水解第一幕 寻找规律水呈中性，是因为水中的H+的浓度与OH-的浓度相等；
酸呈酸性，是因为酸能够电离出H+而使溶液中的H+的浓度大于OH-的浓度；
碱呈碱性，则是由于碱能够电离出OH-而使溶液中的OH-的浓度大于H+的浓度的缘故。
那么，盐呢？ 问题●思考探索●研究选择合适的方法测出实验台上盐溶液的酸碱性。
可供选择的药品、仪器：
1组：NH4Cl溶液、Na2CO3溶液、NaCl溶液。pH试纸、石蕊试液、酚酞试液。
2组：Al2(SO4)3溶液、CH3COONa溶液、Na2SO4溶液。pH试纸、石蕊试液、酚酞试液。
3组：(NH4)2SO4溶液、NaHCO3溶液、KNO3溶液。pH试纸、石蕊试液、酚酞试液。
4组：NH3NO3溶液、Na3PO4溶液、KCl溶液。
pH试纸、石蕊试液、酚酞试液。交 流 研 讨结 论（1）在农业中大量施用铵肥会导致土壤酸化，为什么？
（2）Na2CO3在工业上更多被称作纯碱，为什么？ 实践◆应用第二幕 探究原因 盐，既不会电离出H+，也不会电离出OH-，为什么也会显示出酸碱性？第一小组以NH4Cl溶液为例，讨论：为什么强酸弱碱盐显酸性？选择一名中心发言人宣读讨论结果。其他组员补充。
第二小组以CH3COONa为例，讨论：为什么强碱弱酸盐显碱性？选择一名中心发言人宣读讨论结果。其他组员补充。
第三小组以NaCl为例，讨论：为什么强碱强酸盐显中性？选择一名中心发言人宣读讨论结果。其他组员补充。
第四小组任选一例讨论，并选四位同学点评第一、第二、第三小组的讨论结果。
附：交流问题如下：
（1）盐溶液中存在哪些粒子？
（2）哪些粒子间可能结合？
（3）对水的电离平衡有何影响？
（4）相关的电离方程式、化学方程式？交流◎研讨（1）___________________________________叫做盐类的水解。
（2）NH4Cl等强酸弱碱盐，其中发生水解的离子为________，溶液显_____性；CH3COONa等强碱弱酸盐中，发生水解的离子_________，溶液显_____性。可总结为：谁____谁水解，谁____显谁性。
（3）盐类水解的实质为盐中的__________与水中的_______发生了_________反应。规律总结1、试判断下列盐溶液的酸碱性，并用离子方程式说明原因：
（1）NaHS：_________；___________________________________
（2）FeCl3：_________；___________________________________
（3）Na2CO3：_________；___________________________________
（4）Al2(SO4)3：_________；___________________________________练习◇拓展2、泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈现碱性的原因是____________________；
灭火器内另一容器中装有Al2(SO4)3溶液，
该溶液呈酸性的原因______________________。
当意外失火时，是泡沫灭火器倒过来即可使
药液混合，喷出CO2和Al(OH)3，阻止火势蔓延，
其相关的化学方程式为______________________
________________。练习◇拓展