第三章 第三节 第1课时 盐类水解（教参word）2022-2023学年高二新教材化学选择性必修一【勤径学升·同步练测】（人教版）

第1课时　盐类的水解 学习目标 核心素养 1．认识盐类水解的原理。 2．能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。 3．能应用盐类水解规律判断盐溶液酸碱性。 1．宏观辨识与微观探析：从宏观认识盐溶液呈现的酸碱性，从微观探究盐溶液呈现酸碱性的原因。 2．科学探究与创新意识：根据不同盐溶液的酸碱性，设计实验方案，运用化学实验等方法进行实验探究。 一、盐溶液的酸碱性 1．实验探究：测定盐溶液的pH（室温） 盐溶液 NaCl KNO3 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl （NH4）2SO4 pH ＝7 ＝7 ＞7 ＞7 ＜7 ＜7 盐的 类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 溶液 酸碱性 中性 碱性 酸性 2．盐溶液呈现不同酸碱性的原因 （1）NH4Cl溶液 微粒变化 N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 水解方程式 N＋H2ONH3·H2O＋H＋ （2）CH3COONa溶液 微粒变化 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动 平衡时 酸碱性 使溶液中c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性 水解方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ （3）NaCl溶液：H2OH＋＋OH－，NaClCl－＋Na＋。 理论解释：溶液中不生成弱电解质，水的电离平衡未受影响，溶液中c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。 1．下列物质中溶于水发生水解使溶液的pH小于7的是 （　　） A．NaHCO3　　　　　　 B．NH4Cl C．Na2SO4 D．NaHSO4 答案　B 二、盐类的水解 1．概念 在水溶液中，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。 2．实质 3．特征 4．水解离子方程式的书写 （1）水解离子方程式一般用“”连接，且一般不标明“↑”“↓”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，水解以第一步为主。例如：C水 解的离子方程式为C＋H2OHC＋OH－，HC＋H2OH2CO3＋OH－。 （3）多元弱碱阳离子的水解比较复杂，一般一步写出。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，因为其水解生成的量极少，不会生成沉淀。例如：Fe3＋水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋。 （4）水解相互促进的盐 同一溶液中一种盐的阳离子与另一种盐的阴离子都发生水解，使两种离子水解趋于完全，此时用“”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物和气体标明“↓”和“↑”。例如：Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 2．下列各离子方程式中，属于水解反应且书写正确的是 （　　） A．CH3COOH＋H2OH3O＋＋CH3COO－ B．C＋2H2OH2CO3＋2OH－ C．HC＋H2OH3O＋＋C D．HS－＋H2OH2S＋OH－ 答案　D 要点一　盐类水解的规律 1．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、NH4Cl溶液和Na2CO3溶液？ 提示：将三种溶液各取少许装入试管中，分别滴入紫色石蕊溶液，溶液不变色的为NaCl溶液，变红色的为NH4Cl溶液，变蓝色的为Na2CO3溶液。 2．怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由C水解引起的？ 提示：向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去，可说明Na2CO3溶液呈碱性是由C水解引起的。 1．盐溶液的酸碱性规律 盐的 类别 溶液的 酸碱性 原因 强酸 弱碱 盐 呈酸性， pH＜7 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c（H＋）＞c（OH－） 水解实质：盐电离出的阴离子或阳离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质 强碱 弱酸 盐 呈碱性， pH＞7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c（OH－）＞c（H＋） 续表 强酸 强碱盐 呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解 弱酸的 酸式盐 若电离程度＞水解程度，c（H＋）＞c（OH－），呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4 若电离程度＜水解程度，c（H＋）＜c（OH－），呈碱性，如NaHCO3、NaHS 2．盐类水解的规律 （1）有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 （2）无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。 （3）谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。 （4）谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子（碱性阳离子）是强酸根（强碱的阳离子），则显酸（碱）性。 （5）都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解