专题3 第三单元 第1课时 盐类水解的原理-【正禾一本通】2023-2024学年新教材高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义教师用书（苏教版）

第三单元　盐类的水解 第1课时　盐类水解的原理 [素养发展目标]　1．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．认识盐类水解的原理，会判断盐溶液的酸碱性。3．根据实验探究盐溶液呈现不同酸、碱性的原因，并总结其规律。 一、盐溶液的酸碱性及原因 1．盐溶液酸碱性的实验探究 (1)根据形成盐的酸和碱的强弱，将下表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类填空。常温下，用pH试纸(或pH计)测量下表所列盐溶液的酸碱性。 盐溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl CH3COONa AlCl3 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 碱性 酸性 (2)分析上述实验结果，归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型间的关系 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 2．盐溶液酸碱性的理论分析 (1)CH3COONa溶液呈碱性的原因 CH3COONa电离出的CH3COO－和H2O电离出的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动，导致溶液中c(OH－)>c(H＋)，因而CH3COONa溶液呈碱性。 (2)NH4Cl溶液呈酸性的原因 NH4Cl电离出的NH和H2O电离出的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，导致溶液中c(H＋)>c(OH－)，因而氯化铵溶液呈酸性。 (3)NaCl溶液呈中性的原因 NaCl溶于水后电离出的Na＋和Cl－均不能与水电离出的OH－或H＋结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，因而NaCl溶液呈中性。 【即学即练】 1．下列盐溶液： ①KNO3　②CuSO4　③K2CO3　④FeCl3　⑤K2SO4　⑥NaClO　⑦NH4Cl　⑧AgNO3 呈酸性的是 (填序号，下同)，呈碱性的是 ，呈中性的是 。 提示：②④⑦⑧　③⑥　①⑤ 二、盐类的水解 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。 2．实质 盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性。 3．特征 (1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。 (2)盐类水解反应是中和反应的逆反应：盐类水解是吸热反应。 4．盐类水解方程式的书写 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： ①NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－； ②(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)盐类水解方程式的常见类型 一元弱酸的强碱盐 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 一元弱碱的强酸盐 以NH4Cl为例：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 多元弱酸的强碱盐(正盐) 多元弱酸的阴离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主。如Na2CO3的水解：CO＋H2OHCO＋OH－ 多元弱碱的强酸盐 多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作一步水解，如AlCl3的水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 相互促进水解反应 某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。 如Al3＋与HCO的水解反应：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 【即学即练】 2．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)盐溶液呈酸性，说明该盐一定发生了水解反应(×) (2)K2CO3溶液中，CO结合水电离出的H＋而使溶液呈碱性(√) (3)CH3COONH4溶液呈中性，则该盐是强酸强碱盐，不发生水解(×) (4)NaHS溶液：HS－＋H2OH2S＋OH－(√) (5)NaHCO3溶液：HCO＋H2OCO2↑＋H2O(×) 盐类水解的规律 1．室温下，测得等浓度的CH3COONa、NaClO和NaHCO3的pH，发现NaClO溶液的pH最大，CH3COONa溶液pH最小，试分析原因。 提示：因为酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO，故CH3COO－、HCO和ClO－在溶液中的水解能力依次增强，因此NaClO溶液的pH最大，CH3COONa溶液的pH最小。 2．在预测NaHCO3溶液的酸碱性时，甲同学认为NaHCO3为酸式盐，应呈酸性；乙同学认为HCO会水解，溶液应呈碱性；丙同学认为HCO既会发生电离又会发生水解，溶液的酸碱性取决于电离程度、水解程度的相对大小