资源简介

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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（Na CO ）溶液清洗油污，二是农民在施用铵态氮肥（如NH Cl）时避免与草木灰（含K CO ）混合，三是实验室配制FeCl 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FeCl 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、NH Cl、CH COONa、Na CO 、AlCl 、KNO 、CH COONH ）。
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、KNO ）、强酸弱碱盐（如NH Cl、AlCl ）、强碱弱酸盐（如CH COONa、Na CO ）、弱酸弱碱盐（如CH COONH ），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、KNO ）溶液pH=7（中性）；强酸弱碱盐（NH Cl、AlCl ）溶液pH<7（酸性）；强碱弱酸盐（CH COONa、Na CO ）溶液pH>7（碱性）；弱酸弱碱盐（CH COONH ）溶液pH≈7（中性，因CH COO 与NH 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CH COONH ；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CH COONa为例）
微观分析：CH COONa是强电解质，在水中完全电离：CH COONa=CH COO +Na ；水是弱电解质，存在电离平衡：H O H +OH 。CH COO 是弱酸（CH COOH）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CH COOH分子：CH COO +H CH COOH。
平衡移动：CH COO 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CH COO 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CH COONa溶液呈碱性。
水解方程式书写：将上述过程综合，得到CH COONa的水解方程式：CH COO +H O CH COOH+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NH Cl为例）
类比分析：NH Cl完全电离：NH Cl=NH +Cl ；水的电离平衡：H O H +OH 。NH 是弱碱（NH ·H O）的阳离子，与水电离出的OH 结合生成难电离的NH ·H O：NH +OH NH ·H O。
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，NH Cl溶液呈酸性。
水解方程式：NH +H O NH ·H O+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CH COONa与Na CO 溶液的碱性强弱。因酸性CH COOH>H CO （根据电离常数，CH COOH的K 大于H CO 的K ），则对应的酸根离子水解程度CO >CH COO ，因此相同浓度下Na CO 溶液的碱性强于CH COONa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（CH COO ）：CH COO +H O CH COOH+OH ；②多元弱酸根离子（CO ）：第一步CO +H O HCO +OH （为主），第二步HCO +H O H CO +OH （程度极小）。
（2）强酸弱碱盐：①一元弱碱阳离子（NH ）：NH +H O NH ·H O+H ；②多元弱碱阳离子（Al ）：Al +3H O Al(OH) +3H （简化为一步）。
（3）弱酸弱碱盐（CH COONH ）：CH COO +NH +H O CH COOH+NH ·H O（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Al 与CO ）：2Al +3CO +3H O=2Al(OH) ↓+3CO ↑（用“=”，标“↑”“↓”）。
即时练习：让学生书写Na SO 、FeCl 、NH Ac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FeCl 水解平衡的因素
实验原理：FeCl 的水解方程式为Al +3H O Al(OH) +3H ，水解后溶液呈酸性，Al(OH) 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FeCl 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FeCl 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Fe 水解（水解吸热，升温平衡正向移动）；②加FeCl 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Fe 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Fe 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Na CO 与NaHCO ，因H CO 的酸性弱于HCO ，则CO 的水解程度大于HCO ，Na CO 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FeCl 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Fe 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CO 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CH COONa溶液中加CH COONH ，CH COO 浓度增大，CH COONa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AlCl 溶液中加Na CO ，Al 与CO 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(SO ) ·12H O）溶于水后，Al 发生水解：Al +3H O Al(OH) （胶体）+3H 。Al(OH) 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（Na CO ）溶于水后，CO 水解使溶液呈碱性：CO +H O HCO +OH ，HCO +H O H CO +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Al (SO ) 溶液和NaHCO 溶液，二者混合后，Al 与HCO 发生双水解反应：Al +3HCO =Al(OH) ↓+3CO ↑，生成的CO 气体和Al(OH) 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NH Cl、(NH ) SO ）不能与草木灰（主要成分为K CO ）混合施用。因为NH 是弱碱阳离子，CO 是弱酸根离子，二者混合后会相互促进水解：NH +CO +H O NH ·H O+HCO ，NH ·H O易分解为NH 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FeCl 、AlCl 溶液时，加入少量浓盐酸抑制Fe 、Al 的水解；配制CH COONa溶液时，加入少量NaOH溶液抑制CH COO 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MgCl 溶液中的FeCl 杂质，可加入MgO或Mg(OH) ，MgO与H 反应使溶液pH升高，Fe 水解平衡正向移动，生成Fe(OH) 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FeCl 溶液制备Fe(OH) 胶体，需向沸水中滴加FeCl 饱和溶液，加热促进Fe 水解，生成Fe(OH) 胶体；制备TiO 时，向TiCl 溶液中加入大量水，加热促进Ti 水解：TiCl +2H O TiO ↓+4HCl↑，过滤灼烧得到TiO 。
（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NH Cl与NH Ac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：NH Cl是强酸弱碱盐，NH 水解：NH +H O NH ·H O+H ，溶液呈酸性；NH Ac是弱酸弱碱盐，NH 与Ac 都发生水解：NH +H O NH ·H O+H ，Ac +H O CH COOH+OH 。由于NH ·H O的电离常数与CH COOH的电离常数相近，NH 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NH Cl溶液pH小于NH Ac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Al 与CO 、HCO 、S 、HS 等，Fe 与CO 、HCO 等。例如，Fe 与HCO 的双水解反应：Fe +3HCO =Fe(OH) ↓+3CO ↑。
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，NH 与CO 的水解相互促进，但产物NH ·H O和HCO 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.NH NO B.Na SO C.K CO D.AlCl
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FeCl 水解的说法，正确的是（）
A.水解方程式为FeCl +3H O=Fe(OH) ↓+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.CH COONaB.Na CO C.NaClD.NH Cl
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.FeCl 溶液B.NaCl溶液C.CH COONa溶液D.Al (SO ) 溶液
（二）能力提升题
6.写出下列盐的水解方程式：
（1）NaHCO （2）CuSO （3）Na S（4）NH HCO
7.分析下列条件变化对CH COONa水解平衡（CH COO +H O CH COOH+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CH COOH：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FeCl 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Na CO 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Na CO 溶液；②测定其中一支试管中溶液的pH（记为pH ）；③将另一支试管加热至沸腾，测定溶液的pH（记为pH ）；④对比pH 与pH 的大小，分析温度对水解平衡的影响。
（1）预期实验现象：pH ______pH （填“>”“<”或“=”），原因是______；
（2）若实验中测得pH （3）请改进该实验方案，确保实验结果的准确性。
10.已知25℃时，CH COOH的K =1.8×10 ，NH ·H O的K =1.8×10 ，判断CH COONH 溶液的酸碱性，并说明原因。若将CH COONH 溶液加热，溶液的pH会发生怎样的变化？为什么？
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：NH NO 、AlCl 是强酸弱碱盐，溶液呈酸性；Na SO 是强酸强碱盐，溶液呈中性；K CO 是强碱弱酸盐，CO 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CH COONH ），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：FeCl 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：CH COONa、Na CO 是强碱弱酸盐，溶液呈碱性；NaCl是强酸强碱盐，溶液呈中性；NH Cl是强酸弱碱盐，溶液呈酸性，pH最小，故选D。
5.答案：B
解析：FeCl 、Al (SO ) 是强酸弱碱盐，需加酸抑制水解；CH COONa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）NaHCO 的水解（HCO 为主）：HCO +H O H CO +OH （HCO 既水解又电离，水解程度大于电离程度）；
（2）CuSO 的水解：Cu +2H O Cu(OH) +2H ；
（3）Na S的水解（分步）：S +H O HS +OH （为主），HS +H O H S+OH ；
（4）NH HCO 的水解：NH +HCO +H O NH ·H O+H CO 。
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CH COOH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Al 水解生成Al(OH) 胶体，胶体吸附悬浮杂质净水。离子方程式：Al +3H O Al(OH) （胶体）+3H ；
（2）铵态氮肥中的NH 与草木灰中的CO 相互促进水解，NH ·H O分解为NH 挥发，降低肥效。离子方程式：NH +CO +H O NH ·H O+HCO ，NH ·H O=NH ↑+H O；
（3）NaOH电离出的OH 与Fe 水解生成的H 反应，促进Fe 水解至完全，生成Fe(OH) 沉淀。离子方程式：Fe +3OH =Fe(OH) ↓。
（三）拓展创新题答案与解析
9.答案：
（1）>；Na CO 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CO 水解生成的H CO 分解为CO 气体逸出，导致CO 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Na CO 溶液，防止CO 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。
10.答案：
（1）中性。原因：CH COONH 是弱酸弱碱盐，CH COO 水解：CH COO +H O CH COOH+OH ，NH 水解：NH +H O NH ·H O+H 。由于CH COOH的K 与NH ·H O的K 相等，CH COO 与NH 的水解程度相同，H 与OH 生成量相等，溶液呈中性。
（2）加热后溶液pH不变。原因：水解是吸热反应，升温促进CH COO 与NH 的水解，但二者水解程度仍保持相等，H 与OH 浓度仍相等，因此pH不变。
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