第3章第3节 盐类的水解（第1课时 盐类的水解）(教师版）-2021-2022学年高二化学同步精品学案（新教材人教版选择性必修1）

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《2021-2022 学年高二化学同步精品学案（新人教版选择性必修 1）》
第三章 水溶液中离子反应与平衡
第三节　盐类的水解 第 1课时　盐类的水解
一、盐溶液的酸碱性及原因
1．盐溶液的酸碱性
【实验探究】
盐溶液 盐类型 酸碱性 实验结论
NaCl 强酸强碱盐 中性 请归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型有何联系？
谁强显谁性
同强显中性
KNO3强酸强碱盐 中性
Na2CO3强碱弱酸盐 碱性
CH3COONa 强碱弱酸盐 碱性
NH4Cl 强酸弱碱盐 酸性
(NH4)2SO4强酸弱碱盐 酸性
〔理解应用〕下列盐溶液：① K2CO3②CuSO4③NaHCO3④FeCl3⑤K2SO4⑥NaClO⑦lAgNO3⑧NaAlO2
呈酸性的是________(填序号，下同)，呈碱性的是________，呈中性的是________。
【答案】②④⑦　①③⑥⑧　⑤
〔解析〕CuSO4、AgNO3、FeCl3属于强酸弱碱盐，溶液呈酸性；K2CO3、NaClO 、NaHCO3、NaAlO2 属于强碱弱酸
盐，溶液呈碱性；K2SO4属于强酸强碱盐，溶液呈中性。
2．理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因
盐的类型
强酸强碱盐
（NaCl）
强酸弱碱盐（NH4Cl） 强碱弱酸盐（CH3COONa）
状态分析
NaCl = Na+ + Cl－
H2O OH－ + H+
NH4Cl = NH4
＋＋ Cl－
H2O OH－ ＋ H＋
CH3COONa = Na＋ ＋CH3COO－
H2O OH－ ＋ H＋
离子间能否
相互结合生
成弱电解质
Cl －或Na+都不能与
水电离出的 H+或OH
－生成弱电解质
NH4
＋与水电离出来的 OH－结合
生成弱电解质 NH3·H2O。
CH3COO－与水电离出来的 H＋结合生成
弱电解质 CH3COOH。
理论解释
水的电离平衡未受影
响，溶液中
c(H+) ＝c(OH－)，
溶液呈 中 性。
破坏了水的电离平衡，使 H2O
的电离平衡向 右 移动，当达
到新的平衡时，溶液中 c(H+)＞
c(OH－)，溶液呈 酸 性。
破坏了水的电离平衡，使 H2O的电离平
衡向 右 移动，当达到新的平衡时，溶
液中 c(H+) ＜ c(OH－)，溶液呈 碱 性。
化学方程式
离子方程式 NH＋H2O NH3·H2O＋H＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
3．盐类水解
（1）概念：在水溶液中，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，叫做盐类的水解。
（2）实质：盐电离―→―→生成了弱电解质，破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→c(H＋) ≠ c(OH－)―→
溶液呈碱性或酸性。
（3）条件：①盐必须溶于水中；②盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
（4）特征
→水解反应是可逆反应；
　 |
→水解反应是酸碱中和反应的逆反应： 盐+水 酸+碱，中和反应是放热的；
|
→水解反应程度很微弱
【归纳总结】盐类的水解规律
（1）无弱不水解、有弱才水解：判断某种盐是否水解。
（2）谁弱谁水解、都弱都水解：判断盐溶液中哪种微粒水解，据此书写水解的离子方程式。
（3）谁强显谁性、同强显中性：判断某种盐溶液的酸碱性。
【规范格式】盐类水解方程式的书写
（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“ ”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，如果产
物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解以第一步为主。如 Na2CO3的水解离子方程式：
CO ＋ H 2O HCO ＋ OH －
（主）、HCO ＋ H 2O H2CO3＋ OH －
（次）。
（3）多元弱碱阳离子的水解反应过程复杂，只要求一步写，如 FeCl3的水解离子方程式：
Fe 3
＋
＋ 3H 2O Fe(OH)3＋ 3H ＋
。
〔理解应用〕对于易溶于水的正盐 MnRm（M为正价）溶液：
（1）若 pH<7，则水解的离子方程式 M m
＋
＋ m H 2O M(OH)m＋ m H ＋
；
（2）若 pH>7，则水解的离子方程式 R n
－
＋ H 2O HR (
n
－
1)
－
＋ OH －
。
【拓展延伸】酸式盐溶液酸碱性分析
（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性，如 NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
（2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
【方法导引】电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒
（1）电荷守恒：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈中性。如
碳酸钠溶液中的电荷守恒式为 c (Na ＋
) ＋ c (H ＋
) ＝ c (HCO) ＋ c (OH －
) ＋ 2 c (CO) 。
（2）元素质量守恒：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含
的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。如 0.1 mol·L-1 碳酸钠溶液中，根据碳元素质
量守恒，可得关系式：
c (Na ＋
) ＝ 2[ c (CO) ＋ c (HCO) ＋ c (H 2CO3)]= 0.2 mol·L -1
。
〔理解应用〕NaHCO3是强碱弱酸的酸式盐。
（1）溶液中存在着三种平衡(写出相应的离子方程式)：
①水的电离平衡：________________________________________________________；
②HCO 电离平衡：_______________________________________________________；
③HCO 水解平衡：________________________________________________________。
（2）常温下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的 pH 为8.4，说明HCO 的电离程度和水解程度中相对较强的是___________
_。
（3）NaHCO3溶液电荷守恒式：______________________________________。
（4）NaHCO3溶液元素质量守恒式：______________________________________。
【答案】（1）① H2O H＋＋OH－　② HCO H＋＋CO　③ HCO＋H2O H2CO3＋OH－
（2）水解程度
（3）c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH—)＋2c(CO)
（4）c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)= 0.1 mol·L-1
【预习检验】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）盐类水解的实质是促进水电离，水电离平衡右移。(　√　)
（2）盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱(　√　)
（3）Na2CO3溶液中 c(Na＋)与c(CO)之比为2∶1(　×　)
（4）在 CH3COONa 溶液中，由水电离 的 c(OH－)≠c(H＋) (　×　)
（5）pH＝4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度相同(　×　)
（6）同浓度的 Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者 pH 小(　√　)
（7）25 ℃，pH＝11 的Na2CO3溶液中水电离出的 c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1(　×　)
（8）Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同(　√　)
2．〔双选〕一元酸 HA 溶液中，加入一定量强碱 MOH 溶液后，恰好完全反应，下列判断正确的是(　　)
A．若 MA 水解，则 c(OH－)＞c(A－) B．c(A－)≤c(M+)
C．若 MA 水解，则 c(OH－)＞c(H+) D．c(A－)= c(M+)
【答案】BC
〔解析〕若 MA 不水解，溶液呈中性，c(OH－)＝c(H＋)，c(A－)= c(M+)；
若MA 水解，说明HA 为弱酸，A－水解，则 MA 溶液中 c(OH－)>c(H＋)，c(A－)＜c(M+)。
3．下列水解的离子方程式正确的是(　　)
A．Br－＋H2O HBr＋OH－
B．NH＋2H2O NH3·H2O＋H3O＋
C．CO＋2H2O H2CO3＋2OH－
D．Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋
【答案】B
〔解析〕A项，Br－对应的 HBr 为强酸，不水解，错误；B项，原式子相当于 NH＋H2O NH3·H2O＋H＋，属于
水解，正确；C项，CO 水解应该分步，错误；D项，Fe(OH)3不写沉淀号，错误。
4．25 ℃时，某一元酸(HB)对应的盐 NaB 的水溶液呈碱性，下列叙述正确的是(　　)
A．HB 的电离方程式为 HB===H＋＋B－
B．NaB 溶液中：c(Na＋)> c(OH－) >c(B－)>c(H＋)
C．NaB 溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HB)＋c(B－)
D．0.1 mol/L NaB 溶液中水电离出的 OH－浓度大于 10－7 mol/L
【答案】D
〔解析〕NaB 的水溶液呈碱性，说明HB 是弱酸，A项中的电离方程式中应用“ ”；B项，B－微弱水解，生
成的 OH－浓度应小于剩余的B－浓度，应为 c(Na＋)>c(B－)>c(OH－)>c(H＋)；C项应为 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(B－)；
D项中B－水解促进了水的电离，故水电离出的 OH－浓度大于 10－7 mol/L。
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