第3章 第2节 第2课时 盐类的水解-2020-2021学年高中化学选修4【导学教程】同步辅导（鲁科版） word

第2课时　盐类的水解 [学习目标] 1.了解盐类水解的原理和规律。 2.了解影响盐类水解的主要因素。 3.通过介绍与水解平衡相关的知识，认识水溶液在化学中的重要作用。 要点一　盐类水解的原理 1.定义 在溶液中，由盐电离产生的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2.实质 盐的离子结合水电离产生的H＋或OH－生成弱电解质，促进了水的电离，使溶液中[H＋]和[OH－]不再相等，而使溶液呈酸性或碱性。 3.特征 (1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。 (2)盐类的水解反应是中和反应的逆反应：盐＋水酸＋碱，中和反应是放热的，盐类的水解是吸热的。 4.规律 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。 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 实例 NaCl、K2SO4 NH4Cl、CuSO4、FeCl3 Na2S、Na2CO3 是否水解 不水解 水解 水解 水解离子 无 NH、Cu2＋、Fe3＋ S2－、CO 溶液酸碱性 中性 酸性 碱性 pH pH＝7 pH＜7 pH＞7 [来源:学科网] 盐类水解离子方程式的书写 1.盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质即使是难溶或易挥发或不稳定的物质也应写其化学式，一般不标“↓”“↑”等状态符号。 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CO水解的离子方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主要) HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次要) 3.多元弱碱阳离子的水解反应也是分步进行的，中学阶段只要求一步写到底即可。 如Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 4.弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 (1)NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。 如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O (2)Al3＋和CO或HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。 如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 【特别提醒】　(1)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。 (2)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－＋H2OS2－＋H3O＋是HS－的电离方程式，而HS－＋H2OH2S＋OH－是HS－水解的离子方程式。 (3)常见的能发生完全水解相互促进的离子组合有：Al3＋和CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋和CO、HCO。 1.(双选)下列水解离子方程式中，正确的是 A.Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ B.Br－＋H2OHBr＋OH－ C.CO＋2H2OH2CO3＋2OH－ D.NH＋2H2ONH3·H2O＋H3O＋ E.HS－＋H2OS2－＋H3O＋ 解析　解题关键是会判断哪些是弱离子，并注意多元弱酸是分步电离的，其酸根离子是分步水解的。Br－是强酸的酸根离子，不能水解，B项错误；CO是多元弱酸的酸根离子，水解时应分步进行，不能一步完成，C项错误；E表示的是电离过程，不是水解反应，E项错误。 答案　AD 要点二　影响盐类水解的因素 1.内因——盐的本身性质 相同条件下，弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 2.外因 (1)温度：由于盐类的水解是吸热过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。 (2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；若增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。 (3)外加酸碱：H＋可抑制弱碱阳离子水解，OH－能抑制弱酸酸根离子水解。 (4)两种水解离子的相互影响。 弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 盐溶液中的守恒关系及微粒浓度的比较 1.守恒关系 类别 意义 实例 电荷守恒 电解质溶液中阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数 Na2CO3溶液中存在Na＋、CO、H＋、OH－、HCO、H2CO3和H2O，其中[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[HCO]＋[OH－] 物料守恒 电解质溶液中，某种粒子的初始浓度等于它的各种存在形态的浓度之和 Na2S溶液中n(Na)＝2n(S) [Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S] 质子守恒 任何水溶液中水电离产生的H＋和OH－的物质的量均相等 Na2CO3溶液中[OH－]＝[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3] 2.微粒浓度的比较方法 (1)多元弱酸溶液，根据分步电