3.3.1 盐类水解的原理-2021-2022学年高中化学选修4【名师导航】同步Word教参(人教版)

第三节　盐类的水解 课时1　盐类水解的原理 目标与素养：1.从组成盐的离子成分角度分析盐类水解的本质。(宏观辨识与微观探析)2.以动态平衡的观点分析盐类水解对水电离平衡的影响，掌握盐类水解的规律。(科学探究与平衡思想)3.正确书写水解离子方程式。(模型认知) 一、探究盐溶液的酸碱性 通过实验测定室温时下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。 盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性 Na2SO4 NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性 Na2CO3 CH3COONa NaHCO3 强碱弱酸盐 pH>7 碱性 NH4Cl FeCl3 强酸弱碱盐 pH<7 酸性 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1．理论分析 (1)NH4Cl溶液 理论解释 NH和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 离子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ (2)CH3COONa溶液 理论解释 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离的方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性 离子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ (3)NaCl溶液 H2OOH－＋H＋，NaCl===Na＋＋Cl－，溶液中盐电离的离子不能与H2O电离出的H＋或OH－生成弱电解质。c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。 2．盐类水解的定义 盐溶于水，电离出的阴离子或阳离子结合水电离出的H＋或OH－生成弱电解质的反应称为盐的水解。 　25 ℃，pH＝5的NH4Cl溶液中，水电离出的c(H＋)H2O为多少？ [答案]　1×10－5 mol·L－1。 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)盐电离出的CO、SO、I－均能水解。 (　　) (2)pH＝11的Na2CO3和NaOH溶液中水电离出的H＋浓度相同。 (　　) (3)不水解的盐溶液一定呈中性，水解的盐溶液一定呈酸或碱性。 (　　) (4)25 ℃，水电离出的H＋浓度为1×10－5 mol·L－1，则溶液的pH可能为5或9。 (　　) [答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ 2．在盐类水解的过程中，下列说法正确的是(　　) A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度一定会增大 C．溶液的pH一定会增大 D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大 B　[盐类水解是促进水电离的过程。A项，多数盐属于强电解质，不存在电离平衡；C项，强酸弱碱盐溶液的pH减小；D项，温度不变，KW＝c(H＋)·c(OH－)不变。] 3．现有SO、NH、Al3＋、Na＋、SO、Fe3＋、HCO、Cl－等离子，请按要求回答下列问题： (1)在水溶液中，水解使溶液呈碱性的离子有_______________ _____________________________________________________。 (2)在水溶液中，水解使溶液呈酸性的离子有_______________ _____________________________________________________。 [答案]　(1)SO、HCO　(2)NH、Al3＋、Fe3＋ 盐类水解的实质、规律和特征 1.实质 盐电离―→―→ 破坏了水电离平衡―→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性或酸性。 2．规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 (2)“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。 (3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。 (4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。 3．特征 科学探究：酸式盐的酸碱性探究 酸式盐的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 (1)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。 (2)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。 (3)若酸式根离子只电离不水解，溶液显酸性，如NaHSO4等。 1．如图所示是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是(　　) A．CO　　　　 B．HCO C．Na＋ D．NH D　[NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。] 2．下列说法不正确的是(　　) A．同温下，0.01 mol·L－1的NaHCO3溶液