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第三节　盐类的水解
第1课时　盐类的水解
素养·目标定位
目 标 素 养
1.认识盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素
2.了解盐类水解的类型和规律,并能正确书写盐类水解的离子方程式
3.了解盐类水解的应用,会分析溶液中离子浓度的等量关系和大小关系
4.能综合应用离子反应、化学平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题
知 识 概 览
课前·基础认知
一、盐溶液的酸碱性
1.探究盐溶液的酸碱性。
通过实验测定室温时下列0.1 mol·L-1盐溶液的pH,填写下表。
盐 盐的类型 盐溶液的pH 盐溶液的酸碱性
NaCl 强酸强碱盐 pH = 7 中性
KNO3
Na2CO3 强碱弱酸盐 pH > 7 碱性
CH3COONa
NH4Cl 强酸弱碱盐 pH < 7 酸性
(NH4)2SO4
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
(1)NH4Cl溶液。
理论解释 与OH-结合生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡向电离的方向移动
平衡时溶液酸碱性 使溶液中c(H+) > c(OH-),溶液呈酸性
离子方程式 +H2O NH3·H2O+H+
(2)Na2CO3溶液。
(3)NaCl溶液。
H2O OH-+H+,NaCl===Na++Cl-,溶液中盐电离的离子不能与H2O电离出的H+或OH-生成弱电解质。c(H+) = c(OH-),呈中性。
微思考1在某些肉类制品中加入适量NaNO2,可改善食品的外观和增加香味。但NaNO2有毒,其外观和食盐很相似且有咸味,因而将它误认为食盐食用而发生中毒的事件时有发生,你知道如何用简单的方法进行鉴别吗 (已知HNO2为弱酸)
提示:用pH试纸来测盐溶液的酸碱性,pH>7的溶液是NaNO2溶液,pH=7的溶液是NaCl溶液。
微解读分类探究盐溶液的酸碱性时,一般指正盐。强酸弱碱盐溶液显酸性,强碱弱酸盐溶液显碱性,强酸强碱盐溶液显中性。对于酸式盐水溶液的酸碱性,需具体分析。强酸的酸式酸根离子在溶液中完全电离,溶液显酸性,如NaHSO4;弱酸的酸式酸根离子既能水解,又能电离,溶液的酸碱性取决于两者进行程度的相对大小。若酸式酸根离子的水解程度大于其电离程度,促进水的电离,其水溶液显碱性,如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等;若酸式酸根离子的水解程度小于其电离程度,其溶液显酸性,抑制水的电离,如NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等。
二、盐类的水解
1.定义:在水溶液中,由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。
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.特征:
(1)水解程度很小,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。
(3)盐类水解是吸热(填“吸热”或“放热”)反应。
4.表示方法。
(1)用化学方程式表示。
盐+水 酸+碱。
如AlCl3的水解:AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl。
(2)用离子方程式表示。
盐的离子+水 酸(或碱)+OH-(或H+)。
如AlCl3的水解:Al3++3H2O Al(OH)3+3H+。
微思考2发生水解的盐溶液一定呈现酸性或碱性吗
提示:不一定,也可能呈中性。若是弱酸弱碱盐,且弱酸根离子结合H+的能力与弱碱阳离子结合OH-的能力相同,使得c(H+)=c(OH-),则溶液呈中性,如CH3COONH4。
微判断(1) 、I-在水溶液中均能水解。(　　)
(2)pH=11的Na2CO3溶液和NaOH溶液中水电离出的H+浓度相同。(　　)
(3)含有弱酸根离子的盐的水溶液一定呈碱性。(　　)
(4)某盐的水溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。(　　)
(5)常温下,水电离出的H+浓度为1×10-5 mol·L-1,则溶液的pH可能为5或9。(　　)
×
×
×
×
√
课堂·重难突破
一、盐类水解的实质与规律
问题探究
海洋面积约占地球表面积的71%。海水中主要含有Na+、
海水呈弱碱性(pH约为8.1),海水的弱碱性有利于海洋生物利用碳酸钙形成介壳。
1.请从化学的角度分析海水呈碱性的原因。
2.在预测NaHCO3溶液的酸碱性时,甲同学认为NaHCO3为酸式盐,其溶液应呈酸性;乙同学认为 会水解,溶液应呈碱性;丙同学认为 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。上述三位同学的观点哪个是正确的
3.NaHCO3、Na2CO3同样为碳酸盐,试分析同浓度时二者溶液的碱性强弱。
归纳总结
1.盐类水解的特点——逆、吸、弱、动。
2.盐类的水解规律(常温下)。
(1)“有弱才水解,无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解,若没有,则是强酸强碱盐,不发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱,水解程度越大;弱碱阳离子对应的碱越弱,其水解程度越大。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解,且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时,水解后盐溶液呈酸性,反之,呈碱性,即强酸弱碱盐水解使溶液呈酸性,强碱弱酸盐水解使溶液呈碱性。
(5)“同强显中性”——当盐中的阴离子对应的酸与阳离子对应的碱电离程度相同时,水解后盐溶液呈中性。
典型例题
(1)水解使溶液呈碱性的离子是　 。
(2)水解使溶液呈酸性的离子是　 。
(3)既能在酸性较强的溶液里大量存在,又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有　 。
(4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在,又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有　　　　。
碱
正盐
大于

二、盐类水解离子方程式的书写
问题探究
硫氢化钠为无色针状结晶,味苦,易潮解,易溶于水和醇。其水溶液呈强碱性,遇酸反应生成硫化氢。染料工业将其用于合成有机中间体和制备硫化染料的助剂;制革工业将其用于生皮的脱毛及鞣革;化肥工业将其用于脱去活性炭脱硫剂中的单质硫;采矿工业将其大量用于铜矿选矿。
NaHS是一种常见的弱酸的酸式盐,下面是有关HS-的两个常见平衡:
①HS-+H2O S2-+H3O+
②HS-+H2O H2S+OH-
你能看出上述两个平衡式子的区别吗
提示:HS-+H2O S2-+H3O+是HS-的电离方程式,而HS-+H2O H2S+OH-是HS-水解的离子方程式。
归纳总结
1.盐类水解反应的离子方程式书写的一般模式:阴(或阳)离子+H2O 弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。
2.注意事项。
(1)一般盐类水解程度很小,水解产物很少,通常不生成沉淀和气体,也不发生分解,因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”,也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
(2)盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“ ”。
(3)阴、阳离子水解相互促进生成沉淀或气体,水解趋于完全时,可用“===”连接,可注“↑”或“↓”。
3.盐类水解方程式的常见类型。
多元强酸
弱碱盐 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 的水解反应为
Al3++3 ===Al(OH)3↓+3CO2↑(注意:水解程度较大,加符号“↓”“↑”)
典型例题
【例3】 下列各物质常温下发生水解,对应的离子方程式正确的是(　　)。
C.CuSO4:Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+
D.NaF:F-+H2O===HF+OH-
C
【拓展延伸】 (1)已知酸性:HF>H2CO3,等物质的量浓度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的顺序是 　。
(2)等物质的量浓度的上述四种物质的溶液中阴离子数目最大的是　　　　。
提示:(2)等物质的量浓度的四种物质的溶液,若不水解,阴离子数目相同,但Na2CO3中 分步水解,阴离子数目最多。
Na2CO3>NaF>NH4Cl
Na2CO3
【例4】写出下列物质发生水解反应的离子方程式,并指明水溶液的酸碱性。
(1)Na2S:　　　　 　　　　　　　　　　　　　　;溶液呈　　　　　　　　。
(2)CH3COONa:　　 　　　　　　　　　　　　　;溶液呈　　　　　　　。
(3)Fe2(SO4)3:　　　　　　　　　　　　　　　　;溶液呈　　　　　　　　　。
碱性
碱性
酸性
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
S2-+H2O HS-+OH-、HS-+H2O H2S+OH-
成果验收站　
1.下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　)。
A.水的电离程度增大
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH-)
C.在CH3COONa溶液中,由水电离的c(H+)与c(OH-)不相等
D.水电离出的H+和OH-与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合,导致盐溶液不呈中性
C
2.下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是(　　)。
B
3.相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断错误的是(　　)。
酸 HA HB HC
电离常数K 9×10-8 9×10-6 1×10-2
A.三种酸的酸性强弱关系:HC>HB>HA
B.相同物质的量浓度的盐溶液NaA、NaB、NaC中,NaA水解程度最大
C.相同物质的量浓度的盐溶液NaA、NaB、NaC,pH依次减小
D.反应HB+C-═HC+B-能够发生
D
解析:由表格数据可知,三种酸的电离常数大小顺序为HC>HB>HA,则三种酸的酸性强弱顺序为HC>HB>HA,A项正确。由盐类水解规律可知,相同物质的量浓度的盐溶液NaA、NaB、NaC中,NaA水解程度最大,B项正确。相同物质的量浓度的盐溶液NaA、NaB、NaC的pH依次减小,C项正确。由强酸制弱酸的原理可知,HB溶液不能与溶液中的C-反应,D项错误。
4.由一价离子组成的四种盐溶液AX、AY、BX、BY均为1 mol·L-1。在室温下,AX和BY两种溶液的pH=7,AY溶液的pH>7,BX溶液的pH<7,则下列说法错误的是(　　)。
A.碱性:AOH>BOH
B.酸性:HX>HY
C.Ka(HY)=Kb(BOH)
D.BY抑制水的电离
D
解析:盐AX和盐BY的水溶液的pH都等于7,说明两种盐为强酸强碱盐或弱酸弱碱盐;AY的水溶液的pH>7,说明AY是强碱弱酸盐,则AOH是强碱、HY是弱酸;BX的水溶液的pH<7,说明BX为强酸弱碱盐,则BOH为弱碱、HX是强酸。根据分析可知,AOH是强碱、BOH为弱碱,则碱性:AOH>BOH,A项正确。HX是强酸、HY是弱酸,则酸性:HX>HY,B项正确。HY是弱酸、BOH为弱碱,BY是弱酸弱碱盐,已知BY溶液的pH=7,说明两者的水解程度相同,电离常数相等,即Ka(HY)=Kb(BOH),C项正确。BY是弱酸弱碱盐,可发生水解反应,促进水的电离,D项错误。
5.室温下,在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中,设由水电离产生的OH-浓度分别为a mol·L-1和b mol·L-1,则a和b的关系为(　　)。
A.a>b B.a=10-4b C.b=10-4a D.a=b
解析:NaOH抑制水的电离,所以由水电离出的c(OH-)等于溶液中的c(H+)等于10-9 mol·L-1;CH3COONa水解,促进水的电
B
6.25 ℃时,如果0.1 mol·L-1 NaA溶液的pH=8。回答以下问题。
(1)依据题意推测HA酸为　　　　　(填“强酸”或“弱酸”)。
(2)该溶液的pH=8的原因:　　　　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。
(3)该溶液中由水电离出的c(OH-)　　(填“>”“<”或“=”)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。
(4)该溶液中各离子浓度的大小比较:
　　　　　　　　　　　　　　　　　。
弱酸　
A-+H2O HA+OH-　
>
c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
解析:(1)25 ℃时,0.1 mol·L-1 NaA溶液显碱性,则A-发生水解, HA为弱酸。
(2)A-发生水解使溶液呈碱性,水解方程式为A-+H2O HA+OH-。
(3)NaOH抑制水的电离,NaA水解促进水的电离,所以NaA溶液中由水电离出的c(OH-)>0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。
(4)A-发生水解,溶液呈碱性,则该溶液中各离子浓度的大小为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。

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