3.3盐类的水解 教学设计- 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

3.3盐类的水解 教学设计 一、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：通过测定不同盐溶液的pH，宏观判断盐溶液的酸碱性差异；从离子相互作用的微观角度，理解盐类水解的本质是弱电解质的生成破坏了水的电离平衡，建立“宏观溶液性质—微观离子行为”的关联认知。 2.变化观念与平衡思想：认识盐类水解平衡的建立与移动过程，理解温度、浓度、外加酸或碱等因素对水解平衡的影响，能用平衡移动原理分析水解平衡的变化规律，深化动态平衡的化学思想。 3.证据推理与模型认知：基于盐溶液酸碱性的实验证据，推理盐的类型与溶液酸碱性的对应关系；构建盐类水解方程式的书写模型、水解平衡影响因素的分析模型，运用模型解决水解相关问题。 4.科学探究与创新意识：设计探究盐溶液酸碱性与盐类型关系的实验方案，通过控制变量法分析影响盐类水解平衡的因素，培养实验设计、操作与数据分析能力，激发创新探究思维。 5.科学态度与社会责任：结合盐类水解在生活（如明矾净水、纯碱去污）、农业（如化肥施用）、工业（如溶液配制）中的应用，认识化学原理的实用价值；通过实验操作培养严谨求实的科学态度，树立合理利用化学知识解决实际问题的意识。 二、教学重难点 1.教学重点 盐类水解的本质：盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质，破坏水的电离平衡，使溶液呈酸碱性。盐类水解的规律：“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，都弱都水解”。盐类水解方程式的书写：用“⇌”表示可逆性，多元弱酸根离子分步水解（以第一步为主），不标“↑”“↓”。影响盐类水解的因素：温度（升温促进水解）、浓度（稀释促进水解）、外加酸或碱（抑制或促进水解）。盐类水解的应用：解释生活、生产中的相关现象，解决实际问题。 2.教学难点 理解盐类水解的本质是水的电离平衡被破坏，辨析“盐溶液呈酸碱性”与“盐本身电离出H⁺或OH⁻”的误区；掌握多元弱酸根离子分步水解的规律，避免水解方程式书写中“一步完成”的错误；运用平衡移动原理分析复杂体系（如混合盐溶液、含外加物质的盐溶液）中水解平衡的移动方向；结合水解平衡解释盐类水解的应用，建立“原理—应用”的逻辑关联；理解水解平衡与电离平衡的相互影响（如弱酸弱碱盐的水解）。 三、教学环节 （一）情境导入：从生活疑问引发探究 展示三组生活场景：一是厨师用纯碱（Na₂CO₃）溶液清洗油污，二是农民在施用铵态氮肥（如NH₄Cl）时避免与草木灰（含K₂CO₃）混合，三是实验室配制FeCl₃溶液时需加入少量盐酸。提问：“纯碱是盐，为什么其溶液能清洗油污（油污在碱性条件下易乳化）？铵态氮肥与草木灰混合会降低肥效，原因是什么？配制FeCl₃溶液时加盐酸的目的是什么？这些现象都与盐溶液的性质有关，盐溶液都呈中性吗？”通过生活和实验中的疑问，激发学生探究盐溶液酸碱性的兴趣，自然导入课题。 （二）新课讲授：盐溶液的酸碱性——实验探究与规律总结 1.实验探究：盐溶液酸碱性的测定 实验目的：测定不同类型盐溶液的pH，探究盐的类型与溶液酸碱性的关系。 实验用品：pH试纸、标准比色卡、玻璃棒、玻璃片、待测盐溶液（NaCl、NH₄Cl、CH₃COONa、Na₂CO₃、AlCl₃、KNO₃、CH₃COONH₄）。 实验步骤：①将玻璃片和玻璃棒洗净烘干；②取不同盐溶液，分别滴在pH试纸上；③待颜色稳定后，与标准比色卡对比，记录pH值，并判断溶液酸碱性；④根据盐的组成，将盐分为强酸强碱盐（如NaCl、KNO₃）、强酸弱碱盐（如NH₄Cl、AlCl₃）、强碱弱酸盐（如CH₃COONa、Na₂CO₃）、弱酸弱碱盐（如CH₃COONH₄），总结不同类型盐溶液的酸碱性规律。 实验现象与结果：强酸强碱盐（NaCl、KNO₃）溶液pH=7（中性）；强酸弱碱盐（NH₄Cl、AlCl₃）溶液pH<7（酸性）；强碱弱酸盐（CH₃COONa、Na₂CO₃）溶液pH>7（碱性）；弱酸弱碱盐（CH₃COONH₄）溶液pH≈7（中性，因CH₃COO⁻与NH₄⁺水解程度相近）。 2.规律总结：盐溶液酸碱性与盐类型的关系 引导学生根据实验结果，归纳盐的类型与溶液酸碱性的对应规律：①强酸强碱盐溶液呈中性；②强酸弱碱盐溶液呈酸性；③强碱弱酸盐溶液呈碱性；④弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于两种离子的水解程度相对大小（水解程度相同则中性，如CH₃COONH₄；某一离子水解程度大则显对应性质）。 提出问题：“为什么不同类型的盐溶液会呈现不同的酸碱性？盐本身不能电离出H⁺或OH⁻（除酸式盐外），溶液中的H⁺和OH⁻只能来自水的电离，盐溶液的酸碱性差异必然与盐电离出的离子影响水的电离平衡有关。”自然过渡到盐类水解本质的探究。 （三）新课讲授：盐类水解的本质——离子相互作用与水的电离平衡 1.强碱弱酸盐的水解（以CH₃COONa为例） 微观分析：CH₃COONa是强电解质，在水中完全电离：CH₃COONa=CH₃COO⁻+Na⁺；水是弱电解质，存在电离平衡：H₂O⇌H⁺+OH⁻。CH₃COO⁻是弱酸（CH₃COOH）的酸根离子，具有结合H⁺的能力，会与水电离出的H⁺结合生成难电离的CH₃COOH分子：CH₃COO⁻+H⁺⇌CH₃COOH。 平衡移动：CH₃COO⁻与H⁺结合，使水中的H⁺浓度减小，水的电离平衡正向移动，OH⁻浓度逐渐增大，当水的电离平衡与CH₃COO⁻的结合平衡达到新的平衡时，溶液中OH⁻浓度大于H⁺浓度，因此CH₃COONa溶液呈碱性。 水解方程式书写：将上述过程综合，得到CH₃COONa的水解方程式：CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻。强调：①用“⇌”表示水解的可逆性；②水解的实质是盐电离出的弱离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质；③水解方程式中不标“↑”“↓”（因水解程度小，产物浓度低，不形成沉淀或气体）。 2.强酸弱碱盐的水解（以NH₄Cl为例） 类比分析：NH₄Cl完全电离：NH₄Cl=NH₄⁺+Cl⁻；水的电离平衡：H₂O⇌H⁺+OH⁻。NH₄⁺是弱碱（NH₃·H₂O）的阳离子，与水电离出的OH⁻结合生成难电离的NH₃·H₂O：NH₄⁺+OH⁻⇌NH₃·H₂O。 平衡移动：OH⁻浓度减小，水的电离平衡正向移动，H⁺浓度增大，最终溶液中H⁺浓度大于OH⁻浓度，NH₄Cl溶液呈酸性。 水解方程式：NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺。 3.强酸强碱盐不水解（以NaCl为例） 分析：NaCl完全电离：NaCl=Na⁺+Cl⁻。Na⁺是强碱（NaOH）的阳离子，不与水电离出的OH⁻结合；Cl⁻是强酸（HCl）的阴离子，不与水电离出的H⁺结合。水的电离平衡未被破坏，溶液中H⁺浓度等于OH⁻浓度，因此NaCl溶液呈中性。 4.盐类水解的本质总结 定义：在水溶液中，盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 本质：盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液中H⁺和OH⁻浓度不再相等，从而呈现酸碱性。 关键条件：“有弱才水解”，即盐中必须含有弱酸根离子或弱碱阳离子，才能发生水解反应；“无弱不水解”，即强酸强碱盐因不含弱离子，不发生水解。 （四）新课讲授：盐类水解的规律与方程式书写——规范与应用 1.盐类水解的核心规律 结合前面的实验与分析，总结盐类水解的规律：①有弱才水解，无弱不水解；②谁弱谁水解，谁强显谁性（水解的是弱离子，溶液的酸碱性由强的离子对应的酸或碱决定）；③越弱越水解（弱酸根离子或弱碱阳离子对应的酸或碱越弱，水解程度越大，溶液的酸碱性越强）；④都弱都水解（弱酸弱碱盐中两种离子都水解，溶液酸碱性取决于水解程度相对大小）；⑤越稀越水解（稀释盐溶液，水解平衡正向移动，水解程度增大）；⑥越热越水解（水解是吸热反应，升温促进水解）。 实例应用：比较相同浓度的CH₃COONa与Na₂CO₃溶液的碱性强弱。因酸性CH₃COOH>H₂CO₃（根据电离常数，CH₃COOH的Kₐ大于H₂CO₃的Kₐ₁），则对应的酸根离子水解程度CO₃²⁻>CH₃COO⁻，因此相同浓度下Na₂CO₃溶液的碱性强于CH₃COONa溶液。 2.盐类水解方程式的书写规范 基本原则：①用“⇌”表示可逆性（水解程度小，反应不完全）；②多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主，分步书写水解方程式；③多元弱碱阳离子水解简化为一步书写（因分步水解程度相近，书写复杂）；④水解方程式中，产物不标“↑”“↓”（水解产物浓度低，不形成沉淀或气体，若水解相互促进至完全，则标“↑”“↓”，用“=”，即双水解反应）；⑤遵循质量守恒与电荷守恒。 具体示例： （1）强碱弱酸盐：①一元弱酸根离子（CH₃COO⁻）：CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻；②多元弱酸根离子（CO₃²⁻）：第一步CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻（为主），第二步HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻（程度极小）。 （2）强酸弱碱盐：①一元弱碱阳离子（NH₄⁺）：NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺；②多元弱碱阳离子（Al³⁺）：Al³⁺+3H₂O⇌Al(OH)₃+3H⁺（简化为一步）。 （3）弱酸弱碱盐（CH₃COONH₄）：CH₃COO⁻+NH₄⁺+H₂O⇌CH₃COOH+NH₃·H₂O（两种离子都水解，相互促进）。 （4）双水解反应（水解相互促进至完全，如Al³⁺与CO₃²⁻）：2Al³⁺+3CO₃²⁻+3H₂O=2Al(OH)₃↓+3CO₂↑（用“=”，标“↑”“↓”）。 即时练习：让学生书写Na₂SO₃、FeCl₃、NH₄Ac的水解方程式，教师针对性点评，纠正“多元弱酸根一步水解”“漏写可逆符号”等错误。 （五）新课讲授：影响盐类水解的因素——平衡移动原理的应用 1.实验探究：影响FeCl₃水解平衡的因素 实验原理：FeCl₃的水解方程式为Al³⁺+3H₂O⇌Al(OH)₃+3H⁺，水解后溶液呈酸性，Al(OH)₃为红褐色沉淀，可通过溶液颜色变化（水解程度增大，溶液颜色加深）或沉淀生成情况判断水解平衡的移动方向。 实验方案：①取适量FeCl₃溶液于试管中，观察溶液颜色（黄色）；②将试管加热，观察溶液颜色变化；③向另一支试管中加入少量FeCl₃固体，溶解后观察颜色变化；④向第三支试管中滴加几滴浓盐酸，观察颜色变化；⑤向第四支试管中滴加几滴NaOH溶液，观察现象。 实验现象与分析：①加热：溶液颜色加深（黄色→深黄色），说明升温促进Fe³⁺水解（水解吸热，升温平衡正向移动）；②加FeCl₃固体：溶液颜色加深，说明增大盐的浓度，水解平衡正向移动，但水解程度减小（离子浓度增大，结合H⁺的机会增多，但总浓度增长更显著）；③加浓盐酸：溶液颜色变浅，说明H⁺浓度增大，水解平衡逆向移动（抑制Fe³⁺水解）；④加NaOH溶液：生成红褐色沉淀，说明OH⁻与H⁺反应，H⁺浓度减小，水解平衡正向移动（促进Fe³⁺水解）。 2.影响盐类水解的因素归纳 内在因素（主要因素）：盐本身的性质，即弱离子对应的酸或碱的强弱。弱离子对应的酸或碱越弱，水解程度越大。例如，相同浓度的Na₂CO₃与NaHCO₃，因H₂CO₃的酸性弱于HCO₃⁻，则CO₃²⁻的水解程度大于HCO₃⁻，Na₂CO₃溶液的碱性更强。 外在因素：①温度：水解反应是吸热反应（破坏化学键需要吸热），根据勒夏特列原理，升温使水解平衡正向移动，水解程度增大。例如，加热纯碱溶液，其碱性增强，去污能力提升。②浓度：稀释盐溶液，会降低水解产物的浓度，使水解平衡正向移动，水解程度增大（“越稀越水解”）；增大盐的浓度，水解平衡正向移动，但水解程度减小。例如，稀释FeCl₃溶液，水解程度增大，但溶液颜色变浅（因浓度降低的影响大于水解程度增大的影响）。③外加酸或碱：外加酸会增大H⁺浓度，抑制弱碱阳离子的水解（如加盐酸抑制Fe³⁺水解），促进弱酸根离子的水解；外加碱会增大OH⁻浓度，抑制弱酸根离子的水解（如加NaOH抑制CO₃²⁻水解），促进弱碱阳离子的水解。④外加盐：加入含相同弱离子的盐，会抑制盐的水解（同离子效应），如向CH₃COONa溶液中加CH₃COONH₄，CH₃COO⁻浓度增大，CH₃COONa的水解平衡逆向移动；加入含可促进水解的离子的盐，会促进水解（双水解效应），如向AlCl₃溶液中加Na₂CO₃，Al³⁺与CO₃²⁻相互促进水解至完全。 （六）新课讲授：盐类水解的应用——原理与实际结合 1.生活中的应用 明矾净水：明矾（KAl(SO₄)₂·12H₂O）溶于水后，Al³⁺发生水解：Al³⁺+3H₂O⇌Al(OH)₃（胶体）+3H⁺。Al(OH)₃胶体具有吸附性，能吸附水中的悬浮杂质并沉降，达到净水目的。 纯碱去污：纯碱（Na₂CO₃）溶于水后，CO₃²⁻水解使溶液呈碱性：CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻，HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻。油污（主要成分为油脂）在碱性条件下发生皂化反应，生成易溶于水的物质，从而达到去污效果。加热纯碱溶液，水解程度增大，碱性增强，去污能力更强。 泡沫灭火器原理：泡沫灭火器中装有Al₂(SO₄)₃溶液和NaHCO₃溶液，二者混合后，Al³⁺与HCO₃⁻发生双水解反应：Al³⁺+3HCO₃⁻=Al(OH)₃↓+3CO₂↑，生成的CO₂气体和Al(OH)₃泡沫能隔绝空气，达到灭火目的。 2.农业生产中的应用 化肥的合理施用：铵态氮肥（如NH₄Cl、(NH₄)₂SO₄）不能与草木灰（主要成分为K₂CO₃）混合施用。因为NH₄⁺是弱碱阳离子，CO₃²⁻是弱酸根离子，二者混合后会相互促进水解：NH₄⁺+CO₃²⁻+H₂O⇌NH₃·H₂O+HCO₃⁻，NH₃·H₂O易分解为NH₃挥发，导致铵态氮肥的肥效降低。 土壤pH的调节：盐碱地（pH过高）不利于农作物生长，可通过施用铵态氮肥（水解呈酸性）来降低土壤pH；酸性土壤（pH过低）可通过施用草木灰（水解呈碱性）来提高土壤pH，以适应农作物生长需求。 3.化学实验与工业生产中的应用 溶液的配制：配制易水解的盐溶液时，需加入相应的酸或碱抑制水解。例如，配制FeCl₃、AlCl₃溶液时，加入少量浓盐酸抑制Fe³⁺、Al³⁺的水解；配制CH₃COONa溶液时，加入少量NaOH溶液抑制CH₃COO⁻的水解，防止溶液变浑浊（生成沉淀）。 盐溶液的除杂：利用水解反应除去杂质，如除去MgCl₂溶液中的FeCl₃杂质，可加入MgO或Mg(OH)₂，MgO与H⁺反应使溶液pH升高，Fe³⁺水解平衡正向移动，生成Fe(OH)₃沉淀而除去，且不引入新杂质。 工业制备：制备某些金属氢氧化物时，可利用盐的水解。例如，用FeCl₃溶液制备Fe(OH)₃胶体，需向沸水中滴加FeCl₃饱和溶液，加热促进Fe³⁺水解，生成Fe(OH)₃胶体；制备TiO₂时，向TiCl₄溶液中加入大量水，加热促进Ti⁴⁺水解：TiCl₄+2H₂O⇌TiO₂↓+4HCl↑，过滤灼烧得到TiO₂。 （七）课堂讨论：深度辨析水解平衡的核心问题 提出讨论主题：“相同浓度的NH₄Cl与NH₄Ac溶液，pH是否相同？为什么？请结合盐类水解的规律与平衡移动原理进行分析。” 引导学生分析：NH₄Cl是强酸弱碱盐，NH₄⁺水解：NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺，溶液呈酸性；NH₄Ac是弱酸弱碱盐，NH₄⁺与Ac⁻都发生水解：NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺，Ac⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻。由于NH₃·H₂O的电离常数与CH₃COOH的电离常数相近，NH₄⁺与Ac⁻的水解程度相同，H⁺与OH⁻的生成量相等，溶液呈中性。因此，相同浓度的NH₄Cl溶液pH小于NH₄Ac溶液pH。 教师总结：“盐类水解的程度不仅取决于盐本身的性质，还与溶液中其他离子的水解情况有关。弱酸弱碱盐的酸碱性由两种离子的水解程度相对大小决定，这是‘都弱都水解’规律的具体体现。” （八）拓展延伸：双水解反应的类型与判断 介绍双水解反应的分类：双水解反应分为相互促进的水解和相互抑制的水解。相互促进的水解又分为部分促进和完全促进（双水解反应）。完全促进的双水解反应需满足“水解产物易脱离反应体系”（生成沉淀和气体），常见的组合有Al³⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻、S²⁻、HS⁻等，Fe³⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻等。例如，Fe³⁺与HCO₃⁻的双水解反应：Fe³⁺+3HCO₃⁻=Fe(OH)₃↓+3CO₂↑。 判断方法：若两种离子水解分别生成沉淀和气体，且沉淀和气体不反应，则发生完全双水解反应，方程式用“=”，标“↑”“↓”；若水解产物不能脱离反应体系，则发生部分促进的水解，方程式用“⇌”。例如，NH₄⁺与CO₃²⁻的水解相互促进，但产物NH₃·H₂O和HCO₃⁻仍在溶液中，因此是部分促进，方程式用“⇌”。 四、核心知识归纳 1.盐类水解的本质与条件 （1）本质：盐电离出的弱离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质，破坏水的电离平衡，促进水的电离，使溶液呈酸碱性。 （2）条件：盐中含有弱酸根离子或弱碱阳离子（有弱才水解）。 2.盐类水解的规律 （1）基本规律：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，都弱都水解；越稀越水解，越热越水解。 （2）具体应用：判断盐溶液酸碱性、比较水解程度大小、分析水解平衡移动方向。 3.水解方程式的书写规范 （1）用“⇌”（完全双水解用“=”），不标“↑”“↓”（完全双水解标）。 （2）多元弱酸根分步水解（以第一步为主），多元弱碱阳离子一步书写。 （3）遵循质量守恒与电荷守恒。 4.影响水解的因素 （1）内在因素：弱离子对应的酸或碱的强弱（越弱越水解）。 （2）外在因素：升温促进水解，稀释促进水解；外加酸抑制弱碱阳离子水解，外加碱抑制弱酸根离子水解；同离子效应抑制水解，双水解效应促进水解。 5.盐类水解的应用 （1）生活：明矾净水、纯碱去污、泡沫灭火器。 （2）农业：化肥施用、土壤pH调节。 （3）实验与工业：溶液配制、除杂、物质制备。 6.核心误区辨析 （1）盐溶液呈酸碱性≠盐电离出H⁺或OH⁻：酸碱性来自水的电离平衡被破坏，H⁺或OH⁻来自水的电离。 （2）水解程度大≠溶液酸碱性强：还与盐的浓度有关，稀溶液水解程度大但离子浓度低，酸碱性可能较弱。 （3）双水解≠完全水解：只有产物为沉淀和气体时才完全水解，否则为部分促进。 （4）配制盐溶液加酸/碱≠改变盐的性质：是抑制水解，保持溶液澄清，不改变盐的主要成分。 五、课堂练习 （一）基础巩固题 1.下列盐溶液中，呈碱性的是（） A.NH₄NO₃B.Na₂SO₄C.K₂CO₃D.AlCl₃ 2.关于盐类水解的说法，错误的是（） A.盐类的水解促进水的电离B.盐类的水解是中和反应的逆反应 C.盐类的水解一定使溶液呈酸性或碱性D.盐类的水解与温度有关 3.下列关于FeCl₃水解的说法，正确的是（） A.水解方程式为FeCl₃+3H₂O=Fe(OH)₃↓+3HCl B.升高温度促进水解C.加入浓盐酸促进水解D.稀释溶液抑制水解 4.相同浓度的下列盐溶液，pH最小的是（） A.CH₃COONaB.Na₂CO₃C.NaClD.NH₄Cl 5.配制下列溶液时，不需要加入相应酸或碱抑制水解的是（） A.FeCl₃溶液B.NaCl溶液C.CH₃COONa溶液D.Al₂(SO₄)₃溶液 （二）能力提升题 6.写出下列盐的水解方程式： （1）NaHCO₃（2）CuSO₄（3）Na₂S（4）NH₄HCO₃ 7.分析下列条件变化对CH₃COONa水解平衡（CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻ΔH>0）的影响，填写下列空白： （1）升高温度：水解平衡______移动，水解程度______，溶液pH______； （2）加入少量CH₃COOH：水解平衡______移动，水解程度______，溶液pH______； （3）加入少量NaOH固体：水解平衡______移动，水解程度______，溶液pH______； （4）加水稀释10倍：水解平衡______移动，水解程度______，溶液pH______（填“增大”“减小”或“不变”）。 8.解释下列现象，并写出相关的离子方程式： （1）明矾溶于水后能净水； （2）铵态氮肥与草木灰混合施用会降低肥效； （3）向FeCl₃溶液中滴加NaOH溶液，生成红褐色沉淀。 （三）拓展创新题 9.某实验小组探究“温度对Na₂CO₃溶液水解平衡的影响”，实验步骤如下：①取两支试管，分别加入等浓度、等体积的Na₂CO₃溶液；②测定其中一支试管中溶液的pH（记为pH₁）；③将另一支试管加热至沸腾，测定溶液的pH（记为pH₂）；④对比pH₁与pH₂的大小，分析温度对水解平衡的影响。 （1）预期实验现象：pH₂______pH₁（填“>”“<”或“=”），原因是______； （2）若实验中测得pH₂<pH₁，可能的原因是什么？ （3）请改进该实验方案，确保实验结果的准确性。 六、练习答案与解析 （一）基础巩固题答案与解析 1.答案：C 解析：NH₄NO₃、AlCl₃是强酸弱碱盐，溶液呈酸性；Na₂SO₄是强酸强碱盐，溶液呈中性；K₂CO₃是强碱弱酸盐，CO₃²⁻水解使溶液呈碱性，故选C。 2.答案：C 解析：盐类水解促进水的电离，A正确；水解是中和反应的逆反应（中和反应放热，水解吸热），B正确；弱酸弱碱盐若两种离子水解程度相同，溶液呈中性（如CH₃COONH₄），C错误；水解是吸热反应，温度影响水解平衡，D正确，故选C。 3.答案：B 解析：FeCl₃水解程度小，方程式用“⇌”，不标“↓”，A错误；升温促进水解，B正确；加浓盐酸增大H⁺浓度，抑制水解，C错误；稀释促进水解，D错误，故选B。 4.答案：D 解析：CH₃COONa、Na₂CO₃是强碱弱酸盐，溶液呈碱性；NaCl是强酸强碱盐，溶液呈中性；NH₄Cl是强酸弱碱盐，溶液呈酸性，pH最小，故选D。 5.答案：B 解析：FeCl₃、Al₂(SO₄)₃是强酸弱碱盐，需加酸抑制水解；CH₃COONa是强碱弱酸盐，需加碱抑制水解；NaCl是强酸强碱盐，不水解，无需加酸或碱，故选B。 （二）能力提升题答案与解析 6.答案： （1）NaHCO₃的水解（HCO₃⁻为主）：HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻（HCO₃⁻既水解又电离，水解程度大于电离程度）； （2）CuSO₄的水解：Cu²⁺+2H₂O⇌Cu(OH)₂+2H⁺； （3）Na₂S的水解（分步）：S²⁻+H₂O⇌HS⁻+OH⁻（为主），HS⁻+H₂O⇌H₂S+OH⁻； （4）NH₄HCO₃的水解：NH₄⁺+HCO₃⁻+H₂O⇌NH₃·H₂O+H₂CO₃。 7.答案： （1）正向；增大；增大（升温促进水解，OH⁻浓度增大）； （2）逆向；减小；减小（加CH₃COOH增大分子浓度，抑制水解，OH⁻浓度减小）； （3）逆向；减小；增大（加NaOH增大OH⁻浓度，抑制水解）； （4）正向；增大；减小（稀释促进水解，但OH⁻浓度降低，pH减小）。 8.答案： （1）明矾电离出的Al³⁺水解生成Al(OH)₃胶体，胶体吸附悬浮杂质净水。离子方程式：Al³⁺+3H₂O⇌Al(OH)₃（胶体）+3H⁺； （2）铵态氮肥中的NH₄⁺与草木灰中的CO₃²⁻相互促进水解，NH₃·H₂O分解为NH₃挥发，降低肥效。离子方程式：NH₄⁺+CO₃²⁻+H₂O⇌NH₃·H₂O+HCO₃⁻，NH₃·H₂O=NH₃↑+H₂O； （3）NaOH电离出的OH⁻与Fe³⁺水解生成的H⁺反应，促进Fe³⁺水解至完全，生成Fe(OH)₃沉淀。离子方程式：Fe³⁺+3OH⁻=Fe(OH)₃↓。 （三）拓展创新题答案与解析 9.答案： （1）>；Na₂CO₃水解是吸热反应，升温促进水解，OH⁻浓度增大，pH增大； （2）可能的原因：加热时CO₃²⁻水解生成的H₂CO₃分解为CO₂气体逸出，导致CO₃²⁻水解程度减小，OH⁻浓度降低，pH减小；或测量时pH试纸未冷却至室温，导致读数误差。 （3）改进方案：①使用pH计进行测量，提高精度；②在密闭容器中加热Na₂CO₃溶液，防止CO₂逸出；③加热后将溶液冷却至室温再测量pH，避免温度对pH计读数的影响。 学科网（北京）股份有限公司 $