(讲义)专题3 第3单元 基础课时20 盐类水解的原理-【提分教练】2023-2024学年新教材高中化学选择性必修1(苏教版2019)

第三单元　盐类的水解 基础课时20　盐类水解的原理 1．通过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，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 2．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，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。 一、盐溶液的酸碱性 1．探究盐溶液的酸碱性 【实验步骤】 (1)将NaCl、Na2CO3、NH4Cl、CH3COONa、AlCl3分别盛放在 5个烧杯中，加水溶解。 (2)用 pH 试纸分别测定五种溶液的酸碱性。 【实验记录】 盐溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl CH3COONa AlCl3 盐的类型 强酸 强碱盐 弱酸 强碱盐 强酸 弱碱盐 弱酸 强碱盐 强酸 弱碱盐 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 碱性 酸性 【实验结论】强酸弱碱盐溶液呈酸性；强酸强碱盐溶液呈中性；强碱弱酸盐溶液呈碱性。 2．盐溶液呈现酸碱性的理论分析 (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－ 3．盐类的水解 (1)概念：盐在水溶液中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，称为盐类的水解。 (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。 (3)盐类水解的特点 【特别提醒】　盐类的水解反应可以看成酸碱中和反应的逆过程。我们可以根据生成盐的酸和碱的相对强弱，来判断盐溶液的酸碱性。 　(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)盐类的水解过程促进了水的电离 (√) (2)酸式盐溶液一定显酸性 (×) (3)酸碱恰好中和生成的盐溶液一定显中性 (×) (4)盐溶液显酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小 (√) (5)盐水解后，溶液不是呈酸性就是呈碱性 (×) 二、盐类水解的表示方法 1．盐类水解可以用化学方程式或离子方程式表示，一般模式：盐＋水酸＋碱或盐的离子＋水弱酸(或弱碱)＋ OH－(或H＋)。 2．分类表示 (1)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应趋向完全，所以盐类的水解反应是很微弱的，盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的化学方程式或离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。 如： CH3COONa：CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH；CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如： AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 　(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋ (×) (2)NaHS溶液：HS－＋H2OH2S＋OH－ (√) (3)K2CO3溶液：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－ (×) (4)NH4NO3溶液：NH＋H2O===NH3·H2O＋H＋ (×) (5)NaHCO3溶液：HCO＋H2OCO2↑＋H2O (×) (6)NaHSO3溶液：HSO＋H2OH3O＋＋SO (×) 盐类水解的实质和规律 用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。 盐溶液 pH 盐类型 酸碱性 NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性