第3章 第2节 第2课时 盐类的水解（Word教参）-【优化指导】2023-2024学年新教材高中化学选择性必修1（鲁科版2019）

第2课时　盐类的水解 课程标准要求 学业质量水平 1．认识盐类水解的原理。 2．能从离子反应、水解平衡的角度分析溶液的性质，如酸碱性、导电性等。 1．能收集和表述实验证据，基于实验事实得出结论。(水平2) 2．能运用宏观、微观、符号等方式描述、说明盐类变化的本质和规律。(水平3) 一、盐溶液的酸碱性 1．实验探究 利用pH试纸测定0.10 mol/L下列盐溶液的pH，判断溶液的酸碱性及盐的类型。 盐 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl Al2(SO4)3 KNO3 盐溶液 的酸碱性 碱性 碱性 中性 酸性 酸性 中性 盐的类型 弱酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸 强碱盐 强酸 弱碱盐 强酸弱碱盐 强酸强 碱盐 [结论]　盐的水溶液并非都呈中性，有些盐溶液呈酸性，有些盐溶液呈碱性，且酸性或碱性的强弱也不同。 2．理论分析 (1)CH3COONa溶液呈碱性的原因分析 CH3COONa溶液中存在下列过程： ①CH3COONa电离产生的CH3COO－与水电离出的H＋结合生成弱电解质CH3COOH分子，使水的电离平衡向电离的方向移动，最终导致溶液中c平(OH－)>c平(H＋)，因此CH3COONa溶液呈碱性。 ②上述过程通常表示为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 (2)NH4Cl溶液呈酸性的原因分析 NH4Cl溶液中存在下列过程： ①NH4Cl电离产生的NH与水电离出的OH－结合生成弱电解质NH3·H2O分子，使水的电离平衡向电离的方向移动，最终导致溶液中c平(H＋)>c平(OH－)，因此NH4Cl溶液呈酸性。 ②上述过程通常可表示为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 二、盐类的水解 1．盐类的水解 (1)在溶液中，由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程，叫作盐类的水解。 (2)盐类的水解在水溶液中可以建立一类重要的化学平衡——水解平衡。 2．盐类水解的规律 (1)盐电离产生的离子有弱酸酸根离子，弱酸酸根离子的水解会导致溶液中OH－的浓度增大；弱酸的酸性越弱，其酸根离子的水解能力就越强，溶液中OH－的浓度增大得就越多。 (2)盐电离产生的阳离子有弱碱阳离子，弱碱阳离子的水解会导致溶液中H＋的浓度增大；弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解能力越强，溶液中H＋的浓度增大得就越多。 (3)盐类水解规律示意图 3．水解平衡常数 (1)水解反应的平衡常数叫作水解平衡常数或水解常数，用Kh表示。Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。 (2)水解常数Kh可由与水解平衡相关的平衡常数导出，存在定量关系：Kw＝Kh·Ka，Kw＝Kh·Kb。 巧判断(对的打“√”，错的打“×”) (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＋，使溶液中c平(OH－)>c平(H＋)，溶液呈碱性(　√　) (3)CuSO4溶液中，Cu2＋结合水电离出的OH－，使溶液中c平(H＋)>c平(OH－)，溶液呈酸性(　√　) (4)CH3COONH4溶液呈中性，则该盐是强酸强碱盐，不发生水解(　×　) (5)盐类溶于水，发生水解反应，结合水电离出的H＋或OH－而促进水的电离(　√　) 学习任务　探究盐类水解的原理 阅读教材P100～103，结合教材中“盐类水解的原理”内容，交流讨论。 1．CH3COONa溶液中存在哪些离子？哪些离子之间可能相互作用？对水的电离有什么影响？ 提示　CH3COO－、Na＋、H＋和OH－；CH3COO－和H＋可能结合生成CH3COOH；促进水的电离。 2．NH4Cl溶液中存在哪些离子？哪些离子之间可能相互作用？对水的电离有什么影响？ 提示　NH、Cl－、H＋和OH－；NH和OH－可能结合生成NH3·H2O；促进水的电离。 3．NaCl溶液为什么呈中性？NaCl晶体溶于水，是否对水的电离产生影响？ 提示　NaCl电离出的Na＋、Cl－不能和水电离出的OH－、H＋结合生成弱电解质，不发生水解，故NaCl溶液呈中性；无影响。 4．用离子方程式表示NH4Cl、CH3COONa及K2CO3溶液呈现不同酸碱性的原因。 提示　NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 1．盐类水解的条件和实质 (1)盐类水解的条件 ①盐必须溶于水中； ②盐必须电离出弱酸酸根或弱碱阳离子(有弱才水解，强酸强碱盐不水解)。 (2)盐类水解的实质 盐电离出的离子(弱酸根阴离子或弱碱阳离子)与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)并建立平衡，从而破坏了水的电离平衡，