資源簡介

第三單元　鹽類的水解
第一課時　鹽類水解的原理
學習目標　1.認識鹽類水解的原理。2.根據實驗探究鹽溶液呈現不同酸、堿性的原因，并總結其規律。3.會判斷鹽溶液的酸堿性，學會鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫。
一、鹽溶液的酸堿性
1.鹽溶液的酸堿性
通過實驗測定室溫時下列0.1 mol·L－1鹽溶液的pH，填寫下表。
鹽溶液 鹽的類型 溶液pH 酸堿性
NaCl pH____7
CH3COONa pH____7
NH4Cl pH____7
Na2CO3 pH____7
AlCl3 pH____7
2.鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
(1)鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
①鹽溶液的酸堿性與鹽在水中電離出來的離子和水電離出來的H＋或OH－能否結合生成__________有關。
②強酸弱堿鹽溶于水時，鹽電離產生的________與水電離出的________結合生成________，使溶液中c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈________。例如，在NH4Cl的水溶液中：
NH4Cl與水反應的化學方程式為_____________________________________
_____________________________________________________________________。
③強堿弱酸鹽溶于水時，鹽電離產生的陰離子與水電離出的________結合生成________，使溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈________。例如，在CH3COONa的水溶液中：
CH3COONa水解的化學方程式為___________________________________
_____________________________________________________________________。
④強酸強堿鹽溶于水時，鹽電離產生的陰、陽離子都不能與水電離出的H＋、OH－結合生成弱電解質，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈_____________________________________________________________________。
(2)鹽類的水解
在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的________________結合生成____________的反應，叫做鹽類的水解。
3.鹽類水解的實質
鹽電離―→―→
破壞了水的電離平衡―→水的電離程度__________―→可能使c(H＋)≠c(OH－)―→溶液的酸堿性可能發生變化。
4.鹽類水解的特征
(1)一般是________反應，在一定條件下達到化學平衡。
(2)鹽類水解反應是中和反應的逆反應：鹽類水解是________熱反應。
(3)中和反應一般都完全反應，則其逆反應鹽的水解反應一般很微弱。
5.鹽類水解的規律
(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸根離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。
常見的“弱”離子有
弱堿陽離子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。
弱酸根離子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。
(2)“越弱越水解”——弱酸根離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。如醋酸的酸性強于次氯酸，則相同濃度的CH3COONa的水解程度小于NaClO。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸根離子和弱堿陽離子都發生水解，且相互促進。
(4)“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時(即鹽中陰陽離子對應的酸堿電離常數Ka＞Kb)，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。如HF的電離常數大于NH3·H2O的電離常數，故NH4F溶液呈酸性。
(5)“同強顯中性”——①強酸強堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應的堿的電離常數Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數Ka相等時，鹽溶液呈中性。如CH3COONH4溶液呈中性。
6.酸式鹽溶液的酸堿性
(1)只電離不水解(如NaHSO4)的顯酸性。
(2)電離大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的顯酸性。
(3)水解大于電離(如NaHCO3、NaHS)的顯堿性。
1.水溶液呈酸性的是(　　)
A.NaCl B.NaHSO4
C.CH3COONa D.NaHCO3
2.下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是(　　)
A.鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C.在CH3COONa溶液中，由水電離的c(OH－)≠c(H＋)
D.水電離出的H＋或OH－與鹽中弱離子結合，造成鹽溶液呈酸堿性
3.下列物質因水解而使其水溶液呈酸性的是(　　)
A.NH4Cl B.Na2CO3
C.HCl D.CH3COONa
4.物質的量濃度相同的下列溶液中，按pH由小到大的順序排列的是(　　)
A.Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B.Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C.(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D.NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3
二、鹽類水解離子方程式的書寫
1.鹽類水解離子方程式的書寫要點
2.常見6種鹽類水解反應的離子方程式的書寫
一般形式：鹽的弱堿陽離子(或弱酸根離子)＋H2O弱堿(或弱酸)＋H＋(或OH－)。
一元強堿弱酸鹽 如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
一元強酸弱堿鹽 如NH4Cl溶液：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
多元弱酸強堿鹽(正鹽) 多元弱酸根離子的水解是分步進行的，應分步書寫，如Na2CO3溶液中：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
多元弱酸的酸式鹽 如NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－；如Na2HPO4 溶液：HPO＋H2OH2PO＋OH－，H2PO＋H2OH3PO4＋OH－
多元弱堿強酸鹽 如Al2(SO4)3溶液：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
弱酸、弱堿鹽 (1)NH與S2－、HCO、CO、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，書寫時仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 (2)Al3＋與CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋與CO、HCO等組成的鹽水解相互促進非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時用“===”表示。如泡沫滅火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
1.下列離子方程式屬于鹽的水解，且書寫正確的是(　　)
A.FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3H＋
B.Na2S溶液：S2－＋2H2OH2S＋2OH－
C.NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2O＋CO2＋OH－
D.NH4Cl溶液：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
2.寫出下列物質發生水解反應的離子方程式，并指明水溶液的酸堿性。
(1)Na2S：______________________________________________________________
顯________性。
(2)CuSO4：____________________________________________________________
顯________性。
(3)CH3COONa：_______________________________________________________
顯________性。
1.下列關于鹽類水解的敘述錯誤的是(　　)
A.鹽類水解是中和反應的逆反應
B.鹽類水解過程是吸熱過程
C.含有弱酸根離子的鹽的水溶液一定顯堿性
D.鹽溶液的酸堿性主要取決于形成鹽的酸和堿的相對強弱
2.物質的量濃度相同的下列溶液：①AlCl3、②Na2CO3、③KNO3、④HCl，其pH由小到大的順序為(　　)
A.④①③② B.②①③④
C.①③④② D.①②③④
3.下列離子方程式中，屬于水解反應的是(　　)
A.CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
B.CO2＋H2OHCO＋H＋
C.CO＋H2OHCO＋OH－
D.HS－＋H2OS2－＋H3O＋
4.相同物質的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則同溫同體積同濃度的HCN和HClO說法正確的是(　　)
A.酸性：HCN>HClO
B.酸根離子濃度：c(CN－)C.pH：HClO>HCN
D.與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO>HCN
5.(1)NaHCO3是強堿弱酸的酸式鹽，溶液中存在著三種平衡(寫出相應的離子方程式)：
①水的電離平衡：_______________________________________________________；
②HCO的電離平衡：_________________________________________________；
③HCO的水解平衡：_______________________________________________。
(2)常溫下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH為8.4，說明HCO的電離程度和水解程度中相對較強的是____________________________________________。
第一課時　鹽類水解的原理
一、1.強酸強堿鹽?。健≈行浴妷A弱酸鹽　>　堿性　強酸弱堿鹽　<　酸性　強堿弱酸鹽　>　堿性　強酸弱堿鹽　<　酸性　2.(1)①弱電解質?、陉栯x子　OH－　弱堿　酸性　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl?、跦＋　弱酸　堿性　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH?、苤行浴?2)H＋或OH－　弱電解質　3.H＋　OH－　增大　4.(1)可逆　(2)吸
對點訓練
1.B　[NaCl是強酸強堿鹽，不能水解，其水溶液呈中性，A不符合題意；NaHSO4是強酸的酸式鹽，屬于強電解質，在水溶液中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，故其水溶液呈酸性，B符合題意；CH3COONa屬于強堿弱酸鹽，在水溶液中可以完全電離，電離產生的CH3COO－可以發生水解，其水解的離子方程式為CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，故其水溶液呈堿性，C不符合題意；NaHCO3是強堿弱酸鹽，HCO既能發生電離又能發生水解，但其水解程度大于電離程度，故其水溶液呈堿性，D不符合題意。]
2.C　[鹽溶液呈酸堿性的原因，就是破壞了水的電離平衡，使溶液中c(H＋)≠c(OH－)，A項正確；溶液顯酸性則一定有c(H＋)>c(OH－)，B項正確；根據水的電離方程式：H2OH＋＋OH－，水在任何溶液中電離出的c(OH－)＝c(H＋)，但在CH3COONa溶液中，由于生成了弱電解質CH3COOH，使得c(OH－)>c(H＋)，故顯堿性，C項錯誤；水電離出的H＋和OH－與鹽中弱酸陰離子或弱堿陽離子結合生成弱電解質，是鹽溶液呈酸堿性的原因，D項正確。]
3.A　[NH4Cl溶液呈酸性的原因是NH的水解；Na2CO3溶液和CH3COONa溶液由于水解呈堿性；HCl呈酸性的原因是由于發生了電離。]
4.C　[(NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH水解而呈酸性，同濃度的(NH4)2SO4溶液中的NH濃度大于NH4Cl溶液中NH濃度，故前者pH?。籒aNO3溶液呈中性(pH＝7)；Na2S溶液因S2－水解而呈堿性(pH>7)，選C。]
二、
對點訓練
1.D　[A項應用“”且Fe(OH)3不應標“↓”；B項S2－應分步水解，正確的是S2－＋H2OHS－＋OH－；C項HCO水解生成H2CO3而不應拆寫成CO2和H2O。]
2.(1)S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－　堿
(2)Cu2＋＋2H2O?Cu(OH)2＋2H＋　酸
(3)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　堿
解析　Na2S、CH3COONa為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性；CuSO4為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性。
課堂達標訓練
1.C　[鹽類水解可以看作中和反應的逆反應，該過程是吸熱過程，鹽溶液的酸堿性主要取決于形成鹽的酸和堿的相對強弱，A、B、D項正確；含有弱酸根離子的鹽的水溶液不一定顯堿性，如醋酸銨有弱酸根離子，但醋酸銨的水溶液呈中性，C項錯誤。]
2.A　[Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，①顯弱酸性；CO＋H2OHCO＋OH－，②顯弱堿性；KNO3是強酸強堿鹽，不水解，③顯中性；鹽酸為強酸，④顯強酸性，故pH由小到大的順序為④①③②。]
3.C　[A項，CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋實際上是CH3COOHCH3COO－＋H＋，即CH3COOH的電離方程式，錯誤；B項相當于碳酸的第一步電離，錯誤；C項為CO的第一步水解，正確；D項實質是HS－的電離方程式，錯誤。]
4.B
5.(1)①H2OH＋＋OH－　②HCOH＋＋CO
③HCO＋H2OH2CO3＋OH－
(2)水解程度

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