弱电解质的电离盐类的水解演示文稿

弱电解质的电离盐类的水解演示文稿第一页，共五十九页。优选弱电解质的电离盐类的水解第二页，共五十九页。300多年前的一天早晨，英国化学家、物理学家波义耳(1627～1691)，在一次实验中，不小心将浓盐酸溅到一束紫罗兰上，为了洗掉花瓣上的酸，他把花浸泡在水中。过了一会儿，他惊奇地发现紫罗兰变成了红色。意外的发现，使波义耳极度兴奋。第三页，共五十九页。他请助手把紫罗兰花瓣分成小片投到其他的酸溶液中，结果花瓣都变成了红色。他敏锐地觉察到，把紫罗兰花瓣投进一种溶液中，就能确定这种溶液是否显酸性。波义耳从各种花和一些植物中提取汁液，并用它制成了试纸。用试纸对酸性溶液和碱性溶液进行多次试验，终于发明了我们今天还在使用的酸碱指示剂。问题：你了解酸碱指示剂的变色原理吗？第四页，共五十九页。提示：酸碱指示剂是有机色素，一般是有机弱酸(HIn)或有机弱碱(InOH)，在水里存在电离平衡：如用HIn代表石蕊分子，则：

HInH＋＋In－红色(酸色)蓝色(碱色)溶液酸碱性的变化，会影响酸碱指示剂平衡移动的方向，指示的颜色也随之发生变化。第五页，共五十九页。第六页，共五十九页。一、弱电解质的电离平衡1．对电解质知识的综合分析：强、弱电解质的判断依据是化合物在水溶液或熔融状态下________电离。常见的强电解质有________、________、________，常见的弱电解质有________、________、________。是否完全强酸强碱大多数盐弱酸弱碱水第七页，共五十九页。2．弱电解质的电离平衡的建立与特征(1)弱电解质的电离平衡指的是在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率________时，电离过程就达到了平衡状态，其电离平衡的建立可用下图表示。相等第八页，共五十九页。(2)电离平衡的特征电离平衡与化学平衡相似，也具有“等”“定”“动”“变”等特点：不变第九页，共五十九页。(3)电离方程式：强电解质的电离一步完成，如HClH＋＋Cl－，Ba(OH)2Ba2＋＋2OH－；弱电解质的电离是可逆过程，其中多元弱酸的电离是________进行的，以第________步电离为主，一级比一级难电离。3．描述弱电解质电离程度大小的物理量：电离平衡常数(1)电离平衡常数：是指在一定条件下，弱电解质达到________时，弱电解质电离形成的各种离子的____________与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数；用K表示(弱酸在水中的电离常数用Ka表示，弱碱在水中的电离常数用Kb表示)。浓度的乘积分步一电离平衡第十页，共五十九页。(2)表示方法：以HAH＋＋A－，MOHM＋＋OH－为例，Ka＝，Kb＝。(3)意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的________。即：弱酸的电离常数越________，达到电离平衡时电离出的H＋越________，酸性越强；反之，酸性越弱。故可用同一温度下电离平衡常数的大小来判断弱电解质电离能力的相对强弱。多大小大第十一页，共五十九页。4．电离度(1)定义：当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度，通常用α表示。(2)表达式：α＝________×100%。(3)意义：①电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的________。②温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度是不同的，a越________，表示酸类的酸性越________。③同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越________，电离度越________。(2)已电离的弱电解质分子数/原有的弱电解质分子数(3)电离程度大强稀大第十二页，共五十九页。二、影响电离平衡的因素1．内因：弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小主要是由电解质________决定的。2．外界条件对电离平衡的影响(1)温度：由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向________方向移动，弱电解质的电离程度将________。(2)浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向________方向移动，但电解质的电离程度________；稀释溶液时，电离平衡将向________方向移动，且电解质的电离程度________。二、1.本身的性质2．(1)电离增大(2)电离减小电离增大第十三页，共五十九页。(3)加入试剂：增大弱电解质电离出的某离子的浓度[如在CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，增大了c(CH3COO－)]，电离平衡将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将________；减小弱电解质电离出的离子的浓度[如在CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小]，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将________。3．以0.1mol·L－1的CH3COOH为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋)，当改变外界条件，其平衡移动的方向、Ka、n(H＋)、导电性的变化：(3)减小增大第十四页，共五十九页。平衡移动方向平衡常数Kan(H＋)[H＋]导电性电离度加水稀释加冰CH3COOH升温加CH3COONa加NaOH第十五页，共五十九页。平衡移动方向平衡常数Kan(H＋)[H＋]导电性电离度加水稀释右移不变增大减小减弱增大加冰CH3COOH右移不变增大增大增强减小升温右移增大增大增大增强增大加CH3COONa左移不变减小减小增强减小加NaOH右移不变减小减小增强增大答案：第十六页，共五十九页。三、盐类的水解1．盐类水解的原理(1)盐类水解的实质：在溶液中，由于盐电离产生的离子和水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而________了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为________过程。盐＋水水解中和酸＋碱。(2)盐类水解的类型及规律：①判断盐类能否水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱，其水解的规律是：破坏

吸热

第十七页，共五十九页。②盐的类型及溶液的酸、碱性盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐实例NaCl、K2SO4NH4Cl、CuSO4、FeCl3Na2S、Na2CO3、NaHCO3是否水解不水解水解水解水解离子无

、Cu2＋、Fe3＋S2－、、第十八页，共五十九页。盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐溶液酸碱性________性________性________性pHpH________7pH________7pH________7(2)中酸碱＝<

>2.盐类水解离子方程式的书写(1)盐类的水解离子方程式一般用________连接，单离子的水解过程是可逆的，并且由于水解程度较小，生成的弱电解质即便是难溶、易挥发或不稳定的物质也只能写化学式，且不能标上“↑、↓”等符号。(2)多元弱酸根(如、S2－等)的水解________且以________水解为主，写出的水解离子方程式：______________________________。2．(1)“”

(2)分步进行第一步＋H2O＋OH－，＋H2OH2CO3＋OH－第十九页，共五十九页。(3)多元弱碱的阳离子的水解离子方程式在中学阶段只要求一步书写到底，如Fe3＋、Cu2＋的水解离子方程式分别为：________________，______________________。(4)弱酸弱碱盐中的弱离子的水解相互促进，水解彻底的用“

”，不彻底的仍用“”。如Al3＋与相互促进时水解较完全，则其水解离子方程式为：Al3＋＋3Al(OH)3↓＋3CO2↑；而NH与CH3COO－虽相互促进但仍可大量共存，其水解离子方程式为：NH＋CH3COO－＋H2ONH3·H2O＋CH3COOH。(3)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋

Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋第二十页，共五十九页。3．盐类水解平衡及其影响因素(1)盐类水解平衡和化学平衡、电离平衡一样，具备平衡的特征，如v正＝v逆等，若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒·夏特列原理。(2)影响盐类水解的因素：主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子所对应的碱)越________其水解程度就越________；此外还受外界条件的影响。①温度：盐类的水解是________热反应，因此升高温度，水解程度________。②浓度：加水稀释时可以促进盐的水解且盐的浓度越小，其水解程度越________。③外加酸、碱：对于＋H2O＋OH－而言，加入碱抑制水解；加入酸则可促进水解。弱

大

吸

增大

大

第二十一页，共五十九页。

填写以下空白：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－(正反应吸热)。[CH3COO－][CH3COOH][OH－][H＋]pH水解程度升温降低加H2O降低加CH3COOH(s)升高加CH3COONa(s)降低加HCl升高加NaOH升高第二十二页，共五十九页。升高升高降低升高增大降低降低升高降低增大升高降低升高降低减小升高升高升高降低升高降低降低升高降低增大升高降低升高降低减小答案：4.盐类水解的应用(1)配制某些物质的水溶液时加相应酸及碱的原因。(2)比较溶液中离子浓度的大小及判断离子能否大量共存。(3)判断溶液的酸、碱性。(4)热的纯碱溶液去污能力强。第二十三页，共五十九页。第二十四页，共五十九页。弱电解质的电离平衡

1．弱电解质在水溶液中电离的特点(1)弱电解质难电离弱电解质分子里原子之间的共价键键能较大，原子之间相互结合得比较牢固，所以只能部分电离。(2)可逆性弱电解质溶于水后，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，同时离子又可以重新结合成分子。因此，弱电解质的电离过程是可逆的，如：CH3COOHCH3COO－＋H＋。(3)能量变化弱电解质分子电离成离子的过程是吸热过程，离子之间相互结合成弱电解质分子的过程是放热过程。第二十五页，共五十九页。2．弱电解质的电离平衡(1)弱电解质的电离平衡指的是在一定条件(如温度、压强)下，当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。弱电解质的电离平衡的建立可用下图表示：第二十六页，共五十九页。例如弱酸(设分子式为HA)和弱碱(设分子式为BOH)的电离过程。①电离方程式：HAH＋＋A－，BOHB＋＋OH－。②HA电离过程中各粒子浓度的变化。[H＋][A－][HA]HA初溶于水时接近于0接近于0最大达到电离平衡前增大增大减小达到电离平衡时不变不变不变(2)电离平衡与化学平衡相似，也具有“逆”“等”“动”

“定”

“变”等特点。第二十七页，共五十九页。电离平衡

(3)探究影响电离平衡的条件①内因：电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。②外因a．温度：由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，其电离程度将增大。第二十八页，共五十九页。b．浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小，稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。c．加入试剂：增大与弱电解质电离出的相同离子的浓度(如在CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，增大了[CH3COO－])，电离平衡将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；)减小弱电解质电离出的离子的浓度(如在CH3COOH溶液中加NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使[H＋]减小)，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。第二十九页，共五十九页。

欲使醋酸溶液中的CH3COO－浓度增大，且不放出气体，可向醋酸中加入少量固体(

)A．NaOH

B．NaHCO3C．CH3COOKD．Mg解析：A项由于加入NaOH会减少H＋的物质的量，使平衡向右移动；C项由于加入CH3COOK会增加CH3COO－的物质的量，故A、C均可以。B项中加入NaHCO3会降低H＋的物质的量浓度，使平衡右移，但产生了CO2；D项中加入Mg会降低H＋的物质的量浓度，使平衡右移，但产生了H2，故B和D错误。答案：AC第三十页，共五十九页。电离平衡常数

1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(酸用Ka表示，碱用Kb表示)。2．表示方法：ABA＋＋B－

K＝3．电离平衡常数的意义(1)电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。Ka值越大，电离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：第三十一页，共五十九页。H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO(2)多元弱酸溶液中的离子浓度比较依据如H3PO4三步电离，第一步最强(Ka1＝7.5×10－3mol·L－1)，第二步较弱(Ka2＝6.2×10－8mol·L－1)，第三步最弱(Ka3＝4.5×10－13mol·L－1)。则有[H＋]>[]>[]>[]。第三十二页，共五十九页。在25℃时，0.1mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是(

)A．HNO2

B．HCOOHC．HCND．H2CO3解析：电离平衡常数大小可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，K(多元弱酸则比较Ka1)越小，其电离程度越小，[H＋]越小，题中4.9×10－10最小，则HCN酸性最弱，[H＋]最小。答案：C第三十三页，共五十九页。

已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2HCN＋NaNO2；NaCN＋HFHCN＋NaF；NaNO2＋HFHNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(

)A．K(HF)＝7.2×10－4B．K(HNO2)＝4.9×10－10C．根据两个反应即可得出结论D．K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)第三十四页，共五十九页。解析：相同温度下的弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的条件之一；根据三个反应可知三种一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO2>HCN；由此可判断：K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其对应数据依次为：K(HF)＝7.2×10－4K(HNO2)＝4.6×10－4K(HCN)＝4.9×10－10答案：B第三十五页，共五十九页。探究电离度

1．定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度，通常用α表示。2．表达式：α＝×100%3．意义：(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。(2)温度和浓度相同时，不同弱电解质的电离度是不同的，α越大，表示酸类的酸性越强。(3)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。第三十六页，共五十九页。25℃时，在0.5L0.2mol·L－1的HA溶液中，有0.01mol的HA电离成离子。求该温度下的电离常数和电离度。解析：由题意可得如下“电离平衡模式”：

HA

H＋＋A－起始物质的量/mol

0.5×0.2

0

0已电离的物质的量/mol

0.01

0.01

0.01平衡时的物质的量/mol

0.09

0.01

0.01该溶液中含H＋和A－的物质的量浓度为：[H＋]＝[A－]＝0.01mol/0.5L＝0.02mol·L－1。HA分子的平衡浓度为：[HA]＝0.09mol/0.5L＝0.18mol·L－1。故HA的电离平衡常数为：第三十七页，共五十九页。第三十八页，共五十九页。探究盐类水解的实质、类型和规律

1．盐类水解的定义在溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应叫做盐类水解。2．盐类水解的实质在溶液中，由于盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热过程。盐＋水

酸＋碱(正反应吸热)第三十九页，共五十九页。3．盐类水解的类型和规律判断盐类能否水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱，其水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。举例(具体分析如下表)：盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐实例NaCl、K2SO4NH4Cl、CuSO4、FeCl3Na2S、Na2CO3、NaHCO3是否水解不水解水解水解水解离子无

、Cu2＋、Fe3＋S2－、

、

溶液酸碱性中性酸性碱性pHpH＝7pH<7pH>7第四十页，共五十九页。小结：①弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S，水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全。水解后溶液的酸、碱性由水解所生成的酸、碱的相对强弱决定(比较电离常数大小)，如CH3COONH4溶液pH＝7。②酸式盐溶液是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。若电离能力比水解能力强(如NaHSO3、NaH2PO4)，则水溶液呈酸性，NaHSO4只电离不水解也显酸性。若水解能力超过电离能力(如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS)，则水溶液显碱性。4．盐类水解离子方程式的书写技巧(1)盐类的水解的离子方程式一般应用“”连接，并且水解生成的弱电解质即使是难溶或易挥发不稳定的物质也应写其化学式，且不标“↑”“↓”等状态符号。第四十一页，共五十九页。(2)多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解是以第一步水解为主，如水解的离子方程式为：＋H2O＋OH－(主要)

＋H2OH2CO3＋OH－(次要)若写成＋2H2OH2CO3＋2OH－或＋H2OCO2＋2OH－等，则都是错误的。(3)多元弱碱的阳离子水解应也是分步进行的，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱即使是难溶物也不标“↓”等状态符号，因其水解生成的量极少，不会生成沉淀(但可形成胶体)，如Al3＋水解的离子方程式常写成：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋。第四十二页，共五十九页。(4)弱酸、弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解。如与S2－、、、CH3COO－等虽然相互促进，仍是部分水解。＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O(5)盐类水解的离子方程式同样遵循质量守恒定律和电荷守恒规律。(6)要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。如HS－＋H2OS2－＋H3O＋是HS－的电离方程式，而HS－＋H2OH2S＋OH－是HS－水解的离子方程式。第四十三页，共五十九页。关于FeCl3水解的说法错误的是(

)A．稀FeCl3溶液水解达到平衡时无论加FeCl3的饱和溶液还是加水稀释，平衡均向正反应方向移动B．浓度为5mol·L－1和0.5mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋水解程度前者比后者低C．有50℃和20℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者低D．为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液，应加入少量HCl第四十四页，共五十九页。解析：解本题时应依据平衡移动的原理，从影响盐类水解的因素入手，抓住盐类水解主要受浓度、温度等因素的影响。A项，加FeCl3饱和溶液或稀释FeCl3溶液均使Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋的平衡正向移动，故A项正确。B项中FeCl3的浓度越大，其水解程度越小，所以B项也正确。C项中水解是中和反应的逆过程，即水解反应是吸热过程，故温度越高，Fe3＋的水解程度越大，故C项错误。FeCl3水解呈酸性，故加入HCl能抑制FeCl3的水解，可以较好地保存FeCl3溶液，故D项正确。答案：C第四十五页，共五十九页。影响盐类水解平衡的因素

1．盐类水解平衡当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒·夏特列原理。2．实验探究——水解平衡的移动对教材中“活动·探究”的解释(P97)现象结论将滴有酚酞的CH3COONa溶液加热红色加深加热促进水解向有白色沉淀的SnCl2溶液中加盐酸白色沉淀溶解加盐酸抑制SnCl2水解第四十六页，共五十九页。CH3COONa和NH4Cl溶液中的水解平衡在下列情况下的移动情况及水解程度变化如表：因素水解平衡水解程度(1)增加溶液中溶质的量，使盐的浓度加倍右移减小(2)将盐的浓度稀释为原来的一半右移增大(3)微微加热溶液右移增大(4)向溶液中滴加少量浓盐酸右移增大左移减小(5)向溶液中滴加少量浓NaOH溶液左移减小右移增大第四十七页，共五十九页。3.实验结论——影响盐类水解平衡的因素主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。(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：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。(3)外加酸碱：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，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。下面具体分析不同条件对FeCl3和CH3COONa水解平衡的影响情况。a．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(正反应吸热)第四十八页，共五十九页。条件移动方向H＋数pHFe3＋水解率现象升高温度向右增降增大颜色变深(黄→红棕)通HCl向左增降减小颜色变浅加H2O向右增升增大颜色变深加Mg粉向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加NaHCO3向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加少量NaF向右减升增大颜色变深加少量NaOH向右减升增大红褐色沉淀加少量NaHCO3向右减升增大红褐色沉淀，无色气体第四十九页，共五十九页。b.CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－(正反应为吸热反应)[CH3COO－][CH3COOH][OH－][H＋]pH水解程度升温降低升高升高降低升高升高加水降低升高升高降低降低升高加醋酸升高升高降低升高降低降低加醋酸钠升高升高升高降低升高降低加HCl降低升高降低升高降低升高加NaOH升高降低升高降低升高降低第五十页，共五十九页。(1)欲使Na2S(aq)中N(Na＋)∶N(S2－)接近2∶1，应加入适量________。(2)配制FeSO4(aq)时，常加入少量Fe粉，目的是________；常加入少量H2SO4，目的是______________。解析：(1)Na2S(aq)中存在S2－的水解反应：S2－＋H2OHS－＋OH－HS－＋H2OH2S＋OH－加入少量NaOH，加入了Na＋，同时使上述平衡左移，因此可使N(Na＋)∶N(S2－)＝2∶1。(2)FeSO4(aq)中，Fe2＋易被空气氧化为Fe3＋：12Fe2＋＋3O2＋6H2O8Fe3＋＋4Fe(OH)3↓第五十一页，共五十九页。这样，加入Fe粉，可使Fe3＋转化为Fe2＋：2Fe3＋＋Fe3Fe2＋，加入H2SO4可防止Fe(OH)3沉淀的生成。同时FeSO4又能发生水解反应：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋，加入H2SO4可抑制Fe2＋的水解。答案：(1)NaOH(s)[或浓NaOH(aq)]

(2)使氧化生成的Fe3＋转化为Fe2＋反应掉氧化生成的Fe(OH)3、抑制Fe2＋的水解点评：关于加入H2SO4的作用，多数认识不到防止生成Fe(OH)3沉淀，究其根本原因是对Fe2＋的氧化过程认识不清所致，Fe2＋(aq)的氧化反应是测试题中多次涉及的反应，应该掌握这个变化过程，即：12FeSO4＋3O2＋6H2O4Fe2(SO4)3＋4Fe(OH)3↓。第五十二页，共五十九页。盐类水解的应用

1．判断(比较)溶液的酸、碱性(1)判断如Na2CO3、CuSO4、NaCl等溶液的酸、碱性。(2)比较如相同条件下相同浓度的NH4Cl、Na2CO3、NaCl、NaClO等pH的相对大小(利用了越弱越水解的原理)。2．某些水溶液的配制与保存如SnCl2溶液、FeCl3溶液配制时加盐酸的目的及Na2CO3溶液不能盛放在带玻璃塞子的试剂瓶中的原因。3．解释有关盐的化学反应如分析Mg和NH4Cl溶液、Mg和FeCl3溶液反应时要考虑盐类的水解。第五十三页，共五十九页。4．日常生活、生产中化学现象的解释(1)明矾为什么能净水？(2)FeCl3溶液制备时加入盐酸的原因。(3)草木灰和铵盐不能混用。(4)泡沫灭火器的反应原理。(5)热纯碱去污效果好的原因。5．判断离子共存(1)先看能否发生复分解反应：生成沉淀、气体、弱电解质或彻底双水解。(2)再看能否发生氧化还原反应：强氧化性离子和强还原性离子、介质条件。第五十四页，共五十九页。6．比较溶液中离子浓度的大小(要抓住“一弱三守恒”)“一弱”是指发生了水解反应的离子占少数，“三守恒”是指：元素、电荷、质子守恒。(1)不等关系：如NH4Cl：NH4ClNH＋Cl－，H2OH＋＋OH－。如果不考虑水解因素，则[]＝[Cl－]>[H＋]＝[OH－]，实际情况是有少量水解变为NH3·H2O而使的浓度略微减小，并使溶液呈酸性，最终结果是[Cl－]>[]>[H＋]>[OH－]。(2)等量关系如Na2CO3溶液第五十五页，共五十九页。7．加热浓缩或灼烧盐溶液时剩余物质的判断(分5种情况加以分析)(1)CuCl2：CuCl2＋