(教案)第3章 第3节 第1课时 盐类的水解 影响盐类水解的主要因素-【提分教练】2022-2023学年新教材高中化学选择性必修1(人教版2019)

第三节　盐类的水解 第1课时　盐类的水解　影响盐类水解的主要因素 学习任务目标 1．从宏观角度(盐溶液的酸碱性)认识盐类水解的存在和从微观角度认识盐类水解的本质(促进水的电离)。 2．通过实验探究，认识盐类水解的存在，知道影响盐类水解的主要因素。 3．能运用化学平衡原理，从水的电离及平衡移动分析盐类水解的实质，及其影响因素。 1．碳酸钠俗称纯碱，其水溶液显碱性。碳酸氢钠的溶液显碱性。 2．常见的强酸有盐酸、硝酸、硫酸、氢溴酸(HBr)、氢碘酸(HI)、高氯酸(HClO4)等。 3．常见的强碱有NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 4．根据形成盐的酸、碱的强弱进行分类：NaCl强酸强碱盐；NH4Cl强酸弱碱盐；NaHCO3强碱弱酸盐；CH3COONH4弱酸弱碱盐。 一、盐溶液的酸碱性 1．盐溶液酸碱性的实验探究 盐溶液 pH(25 ℃) 盐类型 酸碱性 NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性 Na2SO4 pH＝7 Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性 NaHCO3 pH>7 CH3COONa pH＞7 FeCl3 pH＜7 强酸弱碱盐 酸性 (NH4)2SO4 pH＜7 2．盐溶液呈酸碱性的原因分析 (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－， NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用 生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)>c(OH－)，呈酸性 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方向移动，使溶液中c(H＋)> c(OH－) 总反应离子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)<c(OH－)，呈碱性 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方向移动，使溶液中c(H＋)<c(OH－) 总反应离子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 二、盐类的水解 1．实质 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，破坏了水的电离平衡。 2．条件 (1)盐必须溶于水中。 (2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。 (3)特点 ①盐类的水解促进水的电离，使溶液呈酸性、碱性或中性； ②盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应： 盐＋水 酸＋碱 ③盐类水解一般是微弱的； ④盐类水解是吸热(填“吸热”或“放热”)反应。 3．表示方法 (1)用化学方程式表示： 盐＋水酸＋碱 如NH4Cl的水解：NH4Cl＋H2OHCl＋NH3·H2O。 (2)用离子方程式表示： 盐的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋) 如①NH4Cl的水解：NH＋H2OH＋＋NH3·H2O。 ②CH3COONa的水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 ③Na2CO3的水解(分步进行)： 第一步：CO＋H2OHCO＋OH－； 第二步：HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 碳酸钠的第二步水解程度很小，平衡时溶液中H2CO3的浓度很小，不会放出CO2气体。 4．水解规律 (1)强酸弱碱盐：电离产生的阳离子发生水解，使c(H＋)＞c(OH－)，溶液显酸性。 (2)强碱弱酸盐：电离产生的阴离子发生水解，使c(H＋)<c(OH－)，溶液显碱性。 三、影响盐类水解的主要因素 1．主要因素——反应物的性质 2．反应条件——外界条件 FeCl3水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 填写外界条件对FeCl3水解平衡的影响： 条件 移动方向 n(H＋) pH 水解程度 升温 向右 增多 减小 增大 加FeCl3晶体 向右 增多 减小 减小 加入浓盐酸 向左 增多 减小 减小 加入浓氢氧 化钠溶液 向右 减小 增大 增大 加水稀释 向右 增多 增大 增大 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)盐的水解反应是吸热反应，其实质是盐使H2O的电离平衡右移。(√) (2)25 ℃时，正盐水溶液的pH均为7。 (×) (3)25 ℃时，酸式盐溶液的pH均小于7。 (×