『壹』 鹽類水解與沉澱平衡實驗注意事項
鹽類的水解和沉澱溶解平衡
一、鹽類的水解原理及其應用
（一）、鹽類水解的定義和實質
1、定義：鹽電離產生的某一種或多種離子與水電離出來的H + 或OH - 生成弱電解質的反應。
2、鹽類水解的實質：鹽類的水解是鹽跟水之間的化學反應，水解（反應）的實質是生成弱電解質使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。
3、鹽類水解的條件：（1）、鹽必須溶於水中；（2）、鹽中必須有弱酸根陰離子或弱鹼陽離子。
4、鹽類水解反應離子方程式的書寫
（1）、一般鹽類水解程度很小，水解產物也很少，通常不生成沉澱或氣體，書寫水解方程式時，一般不用「↓」或「↑」，鹽類水解是可逆反應，寫可逆號。
（2）、多元弱酸根的正酸根離子的水解是分步進行的，其水解離子方程式要分步寫。（3）、雙水解反應：弱酸根和弱鹼陽離子相互促進水解，直至完全的反應。
如：Al3+ + 3 HCO3- = Al(OH)3↓+ 3 CO2↑
注意：常見的能發生雙水解反應的離子，Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-；NH4+與SiO32-等。
（二）、鹽類水解平衡的影響因素
1、內因：鹽本身的性質
（1）、弱鹼越弱，其陽離子的水解程度就越大，溶液酸性越強。
（2）、弱酸越弱，其陰離子的水解程度就越大，溶液鹼性越強。
即：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰強顯誰性。
2、外因
（1）、溫度：升高溫度，水解平衡正向移動，水解程度增大。
（2）、濃度：
①、增大鹽溶液的濃度，水解平衡正向移動，水解程度減小，但水解產生的離子濃度增大；
②、加水稀釋，水解平衡正向移動，水解程度增大，但水解產生的離子濃度減小。
③、增大c（H + ），促進強鹼弱酸鹽的水解，抑制強酸弱鹼鹽的水解；增大c（OH-），促進強酸弱鹼鹽的水解，抑制強鹼弱酸鹽的水解。
1. 在難容電解質的溶液中，當時，就會生成沉澱。據此，加入沉澱劑析出沉澱，是分離、除雜常用的方法。
注意：
① 利用生成沉澱分離或除去某種離子，首先要使生成沉澱的反應能夠發生：其次，沉澱生成的反應進行的越完全越好。
② 不可能使要除去的離子全部通過沉澱除去。一般認為，殘留在溶液中的離子濃度小於時，沉澱就達完全。由的表達式可知，使除去的離子在溶液中殘留的濃度盡可能小，需要加入過量的沉澱劑。
2、當時，沉澱會溶解。
常用的方法有：
① 酸鹼溶解法。加入酸或鹼與沉澱溶解平衡體系中的相應離子反應，境地相應離子的濃度，是平衡向沉澱溶解的方向進行。
②發生氧化還原反應使沉澱溶解。某些金屬硫化物，其溶度積特別小，故可用氧化性酸使之還原為可溶性物質。
『貳』 高中化學鹽類的水解！如何理解質子守恆
比如NaAc的水解：Ac-+H2O==(可逆)HAc+OH-
電荷守恆、質量守恆顯而易見，質子守恆么就是就是方程式左右兩邊，左邊參加水解反應的物質質子數之和等於右邊生成物的質子數之和（最好以碳酸鈉等舉例，不過打起來不方便）
『叄』 如何進行化學集體備課
首先確定課題，然後自己對這一節的設計有什麼想法，比如說引入、創設情境激發興趣，講解時的重點與難點的確立與突破，要有一個思路，在集體備課時，各抒已見，取長補短，最後形成一套完整的方案。
『肆』 化學鹽類的水解知識點
在溶液中，強鹼弱酸鹽，強酸弱鹼鹽或弱酸弱鹼鹽電離出來的離子與水電離出來的H+與OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類水解。
基本介紹
1.定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類的水解。
2.條件：鹽必須溶於水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱鹼陽離子。
3.實質：弱電解質的生成，破壞了水的電離，促進水的電離平衡發生移動的過程。
4.規律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性（適用於正鹽），同強顯中性，弱弱具體定；越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。
（即鹽的構成中出現弱鹼陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應的鹼或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解後溶液的酸鹼性由構成該鹽離子對應的酸和鹼相對強弱決定，酸強顯酸性，鹼強顯鹼性。）
5.特點：
(1)水解反應和中和反應處於動態平衡，水解進行程度很小。
(2)水解反應為吸熱反應。
(3)鹽類溶解於水，以電離為主，水解為輔。
(4)多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。
6.鹽類水解的離子反應方程式
因為鹽類的水解是微弱且可逆的，在書寫其水解離子反應方程式時應注意以下幾點：
（1）應用可逆符號表示，
（2）由於鹽類的水解程度通常很小，因此在書寫水解離子方程式時不標「↓」「↑」，但是如果存在雙水解的情況，通常需要標注「↓」「↑」，且可逆符號要換成等於號。
（3）多元弱酸根的水解分步進行且步步難，以第一步水解為主。
7.水解平衡的因素
影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質。
①組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度越大，鹼性就越強，PH越大；
②組成鹽的陽離子對應的鹼越弱，水解程度越大，酸性越強，PH越小；
外界條件對平衡移動也有影響，移動方向應符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例：
①.溫度：水解反應為吸熱反應，升溫平衡右移，水解程度增大。
②.濃度：改變平衡體系中每一種物質的濃度，都可使平衡移動。鹽的濃度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸鹼度：加入酸或鹼能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入鹼，就會中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移動而促進水解；若加入酸，則抑制水解。
『伍』 化學備考：解題時在哪些情況下考慮「鹽的水解」
化學備考：解題時在哪些情況下考慮「鹽的水解」
鹽的離子跟水電離出來的氫離子或氫氧根離子生成弱電解質的反應，稱為鹽類的水解。鹽類水解是中學化學學習中的重點和難點，也是高考的熱點之一。哪么在哪些情況下考慮鹽的水解呢？
1。分析判斷鹽溶液酸鹼性時要考慮水解。 （馬上點標題下藍字'高中化學'關注可獲取更多學習方法、干貨！）
2。確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解。 如Na2c(Na )>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H或:c(Na) +c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-34234制備某些鹽時要考慮水解AlS3 ,MgS,Mg32 等物質極易與水作用,它們在溶液中不能穩定存在,所以製取這些物質時,不能用復分解反應的方法在溶液中製取,而只能用干法制備。
5如Mg,Al,Zn等活潑金屬與NH44332232判斷中和滴定終點時溶液酸鹼性,選擇指示劑以及當pH=7時酸或鹼過量的判斷等問題時,應考慮到鹽的水解.如CH3COOH與NaOH剛好反應時pH>7,若二者反應後溶液pH=7,則CH3COOH過量。指示劑選擇的總原則是,所選擇指示劑的變色范圍應該與滴定後所得鹽溶液的pH值范圍相一致。即強酸與弱鹼互滴時應選擇甲基橙;弱酸與強鹼互滴時應選擇酚酞。7
制備氫氧化鐵膠體時要考慮水解.
FeCl323(膠體)+3HCl 8
分析鹽與鹽反應時要考慮水解。
兩種鹽溶液反應時應分三個步驟分析考慮:
(1)能否發生氧化還原反應;
(2)能否發生雙水解互促反應;
(3)以上兩反應均不發生,則考慮能否發生復分解反應.
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加熱蒸發和濃縮鹽溶液時,對最後殘留物的判斷應考慮鹽類的水解
(1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質.
(2)加熱濃縮Na23(3)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最後得到FeCl32(4)加熱蒸干(NH42343(5)加熱蒸干Ca(HCO3(6)加熱Mg(HCO3232103+ ,FeCl3等均可作凈水劑,應從水解的角度解釋。
(2)化肥的使用時應考慮水解。如草木灰不能與銨態氮肥混合使用。
(3)小蘇打片可治療胃酸過多。
(4)純鹼液可洗滌油污。
(5)磨口試劑瓶不能盛放Na2323
凡此種種,不一而舉。學習中要具體情況具體分析,靈活應用之。
『陸』 高中化學鹽類的水解，都有什麼重要規律及其詳解，必採納，速度
（一）鹽類水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰強顯誰性。
（1）有弱才水解
要求鹽要有弱酸根離子或者弱鹼金屬離子（包括銨離子）。
如：NaCl中的Na+對應的鹼是強鹼NaOH，則Na+是強鹼金屬離子，不會水解。NaCl中的Cl-對應的酸是強酸HCl ，則Cl-是強酸根離子，也不會水解。
所以，NaCl在水溶液中不會發生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-對應的是弱酸CH3COOH，則CH3COO-是弱酸根離子，會水解。消耗H2O電離出的H+，結合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。
所以，CH3COONa的水溶液顯鹼性。
（2）越弱越水解
鹽中的離子對應的酸或鹼的酸性越弱或鹼性越弱，水解的程度越大。
如：Na2CO3和Na2SO3
CO3^2-對應的酸是H2CO3；SO3^2-對應的酸是H2SO3
由於H2CO3的酸性弱於H2SO3
則，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，結合的H+更多。
所以，Na2CO3的鹼性比NaSO3的鹼性強。
（3）雙弱雙水解
當鹽中的陽離子對應的鹼是弱鹼並且鹽中的陰離子對應的是弱酸時，則鹽的這兩種離子都會發生水解。陽離子水解結合水電離出的OH-；陰離子水解結合水電離出的H+，所以雙水解發生的程度往往較大。
如：CH3COONH4 中的NH4+對應的鹼是弱鹼NH3*H2O ；CH3COO-對應的酸是弱酸CH3COOH
則NH4+和CH3COO-都會發生水解，NH4+結合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-結合H+形成CH3COOH，相互促進，水解程度較大。
（4）誰強顯誰性
主要是針對雙水解的鹽，即弱酸弱鹼鹽，由於鹽中的陰離子水解結合H+，陽離子水解結合OH-
要判斷鹽溶液的酸鹼性，則要比較陰離子的水解成度和陽離子的水解程度的大小。
如：(NH4)CO3 ，由於NH3的鹼性比H2CO3的酸性強（實際上比較的是兩者的電離度，中學不做要求，只需記憶），則NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。
所以，(NH4)2CO3 溶液顯鹼性。
又如：CH3COONH4，由於NH3的鹼性和CH3COOH的酸性相當，則NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。
所以CH3COONH4溶液顯中性。
再如：(NH4)2SO3，由於NH3的鹼性比H2SO3的酸性弱，則NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。
所以，(NH4)2SO3溶液顯酸性。
（二）根據鹽類的不同，可分為：強酸強鹼鹽（不水解）；強酸弱鹼鹽；強奸弱酸鹽；弱酸弱鹼鹽
（1）強酸弱鹼鹽
如：NH4Cl的水解離子方程式：
NH4+ + H2O =可逆= NH3*H2O + H+
強酸弱鹼鹽的水溶液一定顯酸性。
（2）強鹼弱酸鹽
如：CH3COONa的水解離子方程式：
CH3COO- + H2O =可逆= CH3COOH + OH-
強奸弱酸鹽的水溶液一定顯鹼性。
（3）弱酸弱鹼鹽
如：CH3COONH4的水解：
CH3COO- + NH4+ + H2O =可逆= CH3COOH + NH3*H2O
CH3COONH4水溶液顯中性
如：NH4F的水解：
NH4+ + F- + H2O =可逆= NH3*H2O + HF
NH4F的水溶液顯酸性。
如：NH4ClO的水解離子方程式;
NH4+ ClO- + H2O =可逆= NH3*H2O + HClO
NH4ClO的水溶液顯鹼性。
弱酸弱鹼鹽的酸鹼性和陰離子與陽離子有關。
（三）多元弱酸或多元弱鹼形成的鹽的水解
多元弱酸或多元弱鹼形成的鹽的水解是分步進行的，一般第一步進行的程度最大，第二步甚至更多步的水解程度就很弱了。
如：Na2CO3的水解：
第一步程度很大： CO3^2- + H2O =可逆= HCO3- + OH-
第二步程度很小： HCO3- + H2O =可逆= H2CO3 + OH-
【注意】：
大部分的鹽的水解都不能進行徹底，所以一般鹽的水解都要是可逆符號。
水解度較大的鹽有Al2S3可認為幾乎雙水解徹底。
【以上都是一種鹽中的離子水解。】
【第二種情況】：
另外，還有2種鹽中，分別有弱酸根離子和弱鹼根離子，也會互相促進，發生雙水解。
如：NaHCO3和AlCI3兩種鹽，如果把它們的溶液相混合，則會發生雙水解，水解離子方程式如下：
3HCO3- + Al^3+ == Al(OH)3↓ + 3CO2↑
注意：Al^3+和HCO3-雙水解較徹底，可以用「==」而不用「可逆符號」
另外，所有的水解過程中一定有水參加，但是由於該水解反應，生成物中有水，可以和反應物中的水剛好相互抵消，但方程式中沒有水出現並不表明沒有水參加。
【附】
（1）常見的弱酸根離子：SO3^2- ；HSO3-；CO3^2-；HCO3-；PO4^3-；HPO4^2-；ClO-；S^2-；HS-；CH3COO-；SCN-；F-；AlO2-；C6H5O（苯酚根）；NO2-（亞硝酸根）
常見弱酸的酸性排序：
H2SO3 > H3PO4> HF >HCOOH>C6H5-COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S
亞硫酸 磷酸 氫氟酸 甲酸 苯甲酸 醋酸 碳酸 氫硫酸
> HClO>C6H5-OH>HAlO2
次氯酸 苯酚 偏鋁酸
（2）常見的弱鹼離子：NH4+；Cu^2+；Fe^2+；Fe^3+；Al^3+
其中鹼性排序：Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Cu(OH)2 > NH3*H2O > Al(OH)3
『柒』 化學中鹽類的水解這一部分學不好 怎麼辦啊 同上
一是學懂弱電解質的電離平衡,這是水解的原因；
二是要清晰了解電離和水解的程度,一般像醋酸、氨水這樣的弱酸鹼電離度都在1%附近；
三是鹽類水解的程度與對應的酸鹼的強弱成反比,醋酸根、銨離子的水解是比較弱的,但碳酸根的水解就比較強.
在做題的時候多進行假設和求問,這方面是一點有突破,到處是坦途.
『捌』 我們現在在上高二化學鹽類水解，具體應該怎麼判斷呢應該怎樣寫電離方程式
鹽類的水解反應就是酸鹼中和反應的逆反應，從理論上講強酸強鹼鹽不水解，弱酸強鹼鹽、弱鹼強酸鹽都水解。鹽類水解反應一般是可逆反應，其離子方程式要用可逆符號，當生成物有碳酸、氨水等易分解易揮發的物質，像氫氧化鋁、氫氧化銅等難溶於水的物質時，這些物質一般仍用原分子式表示，也不需要標上氣體上升符號、沉澱下降符號。