专题3 第三单元 盐类的水解-【导与练】2022-2023学年新教材高中化学选择性必修1同步全程学习全书word（苏教版）

第三单元　盐类的水解 第1课时　盐类的水解反应 学习目标 课程标准 学业评价 认识盐类水解的原理。 能根据电离平衡、化学平衡移动的观点分析盐类水解的本质。 素养解读: 1.变化观念与平衡思想:认识盐类水解有一定限度,理解盐类水解的概念,能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。 2.证据推理与模型认知:通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈现酸碱性的原因和规律,能根据盐的组成判断溶液的酸碱性。 知识点一　盐类水解的实质与规律 　　　　　　 　　　　　 　　　　　 1.盐溶液呈酸碱性的原因 (1)盐的类型和溶液的酸碱性关系。 ①实例。 盐溶液 溶液的酸碱性 盐的类型 NaCl 中性 强酸强碱盐 Na2CO3 碱性 弱酸强碱盐 NH4Cl 酸性 强酸弱碱盐 ②一般规律。 并不是所有的盐溶液都呈中性,通常强酸强碱盐的溶液呈中性,强酸弱碱盐的溶液呈酸性,弱酸强碱盐的溶液呈碱性。 (2)盐溶液酸碱性的理论分析。 ①NH4Cl溶液。 图示 解释 N结合H2O电离产生的OH-生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡正向移动,使c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性 表示 N+H2ONH3·H2O+H+ ②CH3COONa溶液。 图示 解释 CH3COO-结合H2O电离产生的H+生成弱电解质CH3COOH,使水的电离平衡正向移动,使 c(H+)<c(OH-),溶液呈碱性 表示 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- ③NaCl溶液。 溶液中无弱电解质生成,水的电离平衡未被破坏,溶液中c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。 2.盐类水解的概念和本质 (1)概念:盐在水溶液中电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,称为盐类的水解。 (2)实质:盐电离产生的阳离子或阴离子能结合水电离产生的OH-或H+生成弱电解质,从而促进水的电离平衡朝着电离方向移动。 (3)特征。 微弱:盐类的水解非常微弱,进行程度小,一般无沉淀、气体产生。 可逆:盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应。 吸热:盐类的水解是吸热反应。 [想一想]Na2CO3溶液和NaOH溶液都呈碱性,它们对水的电离的影响是否相同? 提示:不相同。Na2CO3溶液由于C的水解呈碱性,促进了水的电离;NaOH电离出的OH-抑制了水的电离。 1.盐类水解的规律 (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,其水解程度越大;弱碱阳离子对应的碱越弱,其水解程度越大。如HF、CH3COOH均为弱酸,且酸性HF>CH3COOH,依据越弱越水解可知,等浓度的CH3COONa溶液的碱性强于NaF溶液的。 (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,同强显中性”——强酸弱碱盐显酸性,强碱弱酸盐显碱性。而CH3COOH的电离常数与NH3·H2O的电离常数相等,所以CH3COONH4溶液显中性。 2.强碱的弱酸酸式盐溶液酸碱性规律 强碱的弱酸酸式盐溶液的酸碱性,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。 (2)若电离程度小于水解程度,溶液显碱性,如NaHCO3。 (以下选择题有1个或2个选项符合题意) 1.下列说法中正确的是(　AC　) A.显酸性的溶液不一定是酸溶液 B.盐促进水的电离,酸、碱抑制水的电离 C.常温下,某溶液中水电离出的氢离子浓度为1×10-9 mol·L-1,该溶液不一定是碱溶液 D.中性溶液即pH=7的溶液 解析:显酸性的溶液可能是酸溶液,也可能是强酸的酸式盐溶液等,A项正确;不是所有盐都能促进水的电离,B项错误;酸、碱都能抑制水的电离,C项正确;随着温度的变化,中性溶液pH不一定为7,D项错误。 2.常温下,浓度相同的下列溶液:①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤CH3COONa,它们的pH由小到大的排列顺序是(　A　) A.③①④②⑤ B.①③⑤④② C.③②①⑤④ D.⑤②④①③ 解析:①(NH4)2SO4、④NH4NO3水解显酸性,pH<7;③NH4HSO4电离出H+显酸性,pH<7;②NaNO3不水解,pH=7;⑤CH3COONa水解显碱性,pH>7,①④比较,前者c(N)大,水解生成c(H+)大,pH小,①③比较,后者电离出c(H+)比前者水解出c(H+)大,pH小,综上pH由小到大的顺序是③①④②⑤。 3.有下列盐溶液: ①KNO3　②AgNO3　③K2CO3　④FeCl3 ⑤K2SO4 ⑥NaC