3.3.1 盐类水解讲与练2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

3.3.1 盐类水解 核心素养发展目标 1、了解不同盐溶液的酸碱性，理解盐溶液的水解规律 2、掌握盐类水解方程式的书写方法 考点梳理 一、盐类的水解 1、盐的分类 ①按组成分： 正盐：电离时生成的阳离子是金属离子（或铵根），阴离子为酸根离子的盐 酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。 碱式盐：电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH4+）的盐。 ②按溶解性：易溶盐（NaCl）；微溶盐（CaSO4）；难溶盐（BaCO3） ③按形成盐的酸碱的强弱不同： 强酸强碱盐（KNO3）、强酸弱碱盐（NH4Cl）、强碱弱酸盐（NaF）、弱酸弱碱盐（CH3COONH4） 2、盐溶液的酸碱性 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的 酸碱性 中性 碱性 酸性 中性 碱性 酸性 盐的类型 强酸强碱盐　 弱酸强碱盐　 强酸弱碱盐　 强酸强碱盐　 弱酸强碱盐　 强酸弱碱盐　 实验结论 盐的类型 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 溶液的酸碱性 酸性 中性 碱性 2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 (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 溶液中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性 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 是 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 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 是 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性 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－ 3、盐类水解 (1)概念：在溶液中，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，叫做盐类的水解 (2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡 表示为：盐+H2O酸+碱 (3)条件：盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱根阳离子，即有弱才水解，强酸强碱盐不水解 (4)盐类水解的特点 (5)水解的规律：有弱才水解；越弱越水解；谁强显谁性；同强显中性；同弱双水解。 盐的类型 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐 实例 NH4Cl、FeCl3 CH3COONa、NaHCO3 NaCl、KNO3 是否水解 水解 水解 不水解 水解离子 Fe3+、 CH3COO-、 无 溶液酸碱性 酸性 碱性 中性 【微点拨】 （1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。例如：水解程度：Na2CO3 >CH3COONa，因为酸性：H2CO3 <CH3COOH （2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。例如：0.1mol/L的Na2CO3 >0.1mol/L的NaHCO3 （3）弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。HCO3-、HPO42-、HS- 以水解为主→显碱性 HSO3-、H2PO4- 以电离为主→显酸性 二、盐类水解方程式的书写 1、一般原则： ①必须写“” ②不写“↑”“↓” ③H2CO3、H2SO3等不拆开 ④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完 ⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实 2、书写模式： 盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+） 举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH- NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+ Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-+ OH-（第一步水解） HCO3-+ H2OH2CO3+ OH-（第二步水解） FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ （3）双水解——阴阳离子都水解 ①非彻底型：