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第三单元盐类的水解第1课时盐类的水解反应影响盐类水解的因素1．水的离子积Kw只受温度的影响，如何理解酸、碱溶液中H＋、OH－浓度的相对大小不同？【答案】不同酸碱性溶液中H＋浓度与OH－浓度的相对大小不同，但在一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw(常数)。25℃时，Kw＝1×10－14。水电离出的c(H＋)与c(OH－)始终是相等的，有时某一种需要忽略，但“越少越不能忽略”，意思是酸中c(OH－)很小，但这完全是由水电离出来的，不能忽略，同理碱中的c(H＋)也不能忽略。2．强酸、强碱的稀释与弱酸、弱碱的稀释有何不同？【答案】强酸、强碱稀释时，当c(H＋)10－5mol·L－1不考虑水的电离，当c(H＋)10－5mol·L－1时，要考虑水的电离，即酸不能稀释成碱，碱不能稀释成酸。弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得浓度的具体数值，只能确定其pH的范围。如pH＝3的醋酸稀释100倍后，3pH5。1．掌握盐类水解的规律。2．掌握盐类水解方程式的书写。3．了解影响盐类水解平衡的因素。探究盐溶液的酸碱性实验探究：室温下，测定盐溶液的pH如下表：笃学一盐溶液的酸碱性盐溶液NaClNa2SO4Na2CO3Na2SO3CH3COONaNH4ClAl2(SO4)3pHpH＝7pH＝7pH＞7pH＞7pH＞7pH＜7pH＜7盐的类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐溶液酸碱性________________________中性碱性酸性笃学二盐溶液呈现不同酸碱性的原因盐溶液酸碱性的理论分析(1)NH4Cl溶液①电离过程：____________________，____________________。②水的电离平衡的移动NH＋4和OH－结合生成弱电解质____________，使水的电离平衡向____的方向移动，当达到新的平衡时，使c(H＋)____c(OH－)，溶液显____性。NH4Cl===NH＋4＋Cl－H2OH＋＋OH－NH3·H2O电离酸③总反应的离子方程式：________________________________。(2)CH3COONa溶液①电离过程：____________________________，____________________。②水的电离平衡的移动________与____结合成____________分子，使水的电离平衡__________，当达到新平衡时，c(OH－)____c(H＋)，即溶液呈____性。NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋CH3COONa===CH3COO－＋Na＋H2OH＋＋OH－CH3COO－H＋CH3COOH向右移动碱③总反应的离子方程式为____________________________________。(3)NaCl溶液在NaCl溶液中存在下列电离：____________________，____________________。溶液里____弱电解质生成，H2O的电离平衡未受影响，c(H＋)____c(OH－)，溶液显____。CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－NaCl===Na＋＋Cl－H2OH＋＋OH－没有＝中性1.定义在水溶液中盐电离产生的________或__________与水电离产生的____或____结合生成__________的反应。2．结果生成弱酸或弱碱，____了水的电离。3．特点(1)与____________互为可逆反应；(2)是____热反应；(3)水解程度____；(4)符合化学平衡移动原理。笃学三盐类的水解阳离子阴离子OH－H＋弱碱或弱酸酸碱中和反应吸很弱【慎思1】盐发生水解的前提条件是什么？【答案】(1)盐能溶于水或易溶于水。(2)盐在水中能电离出弱酸根离子(如CH3COO－)或弱碱阳离子(如NH＋4)。【慎思2】强酸强碱盐不发生水解，那么强酸强碱盐溶液一定呈现中性吗？【答案】不一定。如NaHSO4不发生水解，但NaHSO4在水中完全电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4，使溶液呈现酸性。【慎思3】盐类水解离子方程式的书写应注意什么问题？【答案】(1)盐类水解反应一般是微弱的，反应式用“”，只有某些互相促进的盐类水解才能彻底进行，用“===”。通常盐类水解生成的弱电解质是难溶物或易挥发性物质，不用标“↓”“↑”等状态符号。例如：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。(2)多元弱酸的酸根离子是分步水解的，且以第一步水解为主。因此书写离子方程式时，应分步书写，一般可以只写第一步。例如：Na2CO3水解的离子方程式写作：CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－。(3)多价弱碱阳离子的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步。例如：FeCl3水解可写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。(4)能彻底水解的离子组，由于不形成水解平衡，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合：Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。【慎思4】下列关于盐类水解的叙述中，错误的是________(填字母)。A．盐类水解是中和反应的逆反应B．盐类水解是吸热过程C．酸式盐的水溶液一定显酸性D．盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱1．盐类的水解规律盐类水解的规律及影响因素2．影响因素因素对盐类水解程度的影响内因组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大外因温度升高温度能够促进水解浓度盐溶液浓度越小，水解程度越大外加酸碱水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然外加盐加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解【例1】为使Na2S溶液中c(Na＋)/c(S2－)的值减小，可加入的物质是()A．盐酸B．适量的NaOH溶液C．适量的KOH溶液D．适量的NaHS溶液解析在Na2S溶液中存在如下水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－。A项加入盐酸时，H＋＋OH－H2O，水解平衡右移，c(S2－)减小，c(Na＋)/c(S2－)的值增大；B项加入适量的NaOH溶液，c(OH－)增大，使平衡左移，c(S2－)增大，而c(Na＋)增大的更多，故c(Na＋)/c(S2－)的值增大；C项加入适量的KOH溶液，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，而c(Na＋)不变，故c(Na＋)/c(S2－)的值减小；D项加入适量的NaHS溶液，c(HS－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，而c(Na＋)也增大，不符。答案C分析化学平衡移动的方向应注意两点：一要明确改变了什么条件，中学化学中一般只分析改变一个条件的情况；二要明确该条件改变时，化学平衡移动导致相关的变量相应地如何变化。【体验1】欲使0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)/c(CH3COO－)更接近于1∶1，应采取的措施是________(填字母)。A．加入NaOH固体B．加入适量CH3COOHC．加入KOH固体D．加水稀释E．加入适量CH3COOK固体【答案】BCE【解析】在CH3COONa溶液中存在平衡：CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH。当加入NaOH后，虽然c(OH－)增大，使平衡逆向移动，但同样使c(Na＋)增大，故A不正确而C正确；当加入适量CH3COOH时，平衡逆向移动，所以B正确；加水稀释，促进CH3COONa的水解，所以D不正确。1．正盐溶液(1)强酸弱碱盐：水解显酸性，如NH4Cl。(2)强碱弱酸盐：水解显碱性，如Na2CO3。(3)强酸强碱盐：不水解，溶液呈中性，如NaNO3。(4)弱酸弱碱盐——溶液的酸碱性取决于生成该盐的弱酸和弱碱的相对强弱。盐溶液酸碱性的判断方法2．酸式盐溶液(1)强酸的酸式盐只电离、不水解，溶液一定呈酸性，如NaHSO4。(2)弱酸的酸式盐盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。酸式酸根离子――→电离＞水解溶液呈酸性，如HSO－3、H2PO－4。――→电离＜水解溶液呈碱性，如HS－、HCO－3。【例2】相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH由小到大的顺序为________(填序号)。①Na2SO4②NaHSO4③Na2CO3④NaHCO3解析Na2SO4、NaHSO4均不水解，NaHSO4电离除生成Na＋和SO2－4外还生成H＋；CO2－3水解程度比HCO－3水解程度大，碱性强。答案②①④③(1)判断正盐溶液的酸碱性时，首先要判断盐的类型，因此要熟记常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱及它们的相对强弱。(2)判断酸式盐溶液的酸碱性，要了解常见酸式酸根离子电离程度与水解程度的相对大小。【体验2】在0.5mol·L－1的NaHSO3溶液中滴入石蕊，溶液变红。试回答有关问题：(1)该溶液中HSO－3的电离程度________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)HSO－3的水解程度；c(H2SO3)________c(SO2－3)。(2)在Na2SO3溶液中滴入酚酞，溶液变红。若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是______________________，其原因是(以离子方程式和简要文字说明)_______________________________。【答案】(1)大于小于(2)产生白色沉淀，且红色褪去在Na2SO3溶液中，SO2－3水解：SO2－3＋H2OHSO－3＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO2－3===BaSO3↓(白色)，由于c(SO2－3)减小，SO2－3水解平衡左移，c(OH－)减小，酚酞褪色【解析】HSO－3电离生成H＋和SO2－3，HSO－3水解生成OH－和H2SO3，由于NaHSO3溶液显酸性，故HSO－3的电离程度大于水解程度。酸、碱的水溶液对水的电离产生抑制作用，可水解的盐对水的电离产生促进作用。(1)不论温度高低，何种溶液，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)。实验探究十四酸、碱、可水解的盐对水的电离的影响(2)常温时，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－amol·L－1；①若a7，该溶液的pH＝a(碱溶液)或14－a(酸溶液)；②若a7，该溶液的pH＝a(强酸弱碱盐的水溶液)或14－a(强碱弱酸盐的水溶液)；③若a＝7，该溶液的pH＝a(水或强酸强碱盐的水溶液)。(3)常温时pH＝a的溶液：①若a7，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－amol·L－1(碱溶液)或1×10a－14mol·L－1(强碱弱酸盐的水溶液)；②若a7，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10a－14mol·L－1(酸溶液)或1×10－amol·L－1(强酸弱碱盐的水溶液)；③若a＝7，由H2O电离的c(OH)－＝c(H＋)＝1×10－7mol·L－1(水或强酸强碱盐的水溶液)。【案例】常温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为：甲：1.0×10－7mol·L－1；乙：1.0×10－6mol·L－1；丙：1.0×10－2mol·L－1；丁：1.0×10－12mol·L－1。其中你认为正确的数据是()A．甲、乙B．乙、丙C．丙、丁D．乙、丁【答案】C【解析】pH＝12的溶液为碱性溶液，其中c(H＋)总＝1.0×10－12mol·L－1，c(OH－)总＝1.0×10－2mol·L－1，但碱性溶液的形成是多方面的：(1)若溶质为碱，则碱电离出的OH－抑制了水的电离，溶液中的OH－来自两个方面，一是碱电离的，二是水电离的；但溶液中的H＋无疑都是水电离的，即c(H＋)水＝c(H＋)总＝1.0×10－12mol·L－1，而水电离生成的H＋和OH－是等物质的量，所以c(OH－)水＝1.0×10－12mol·L－1。(2)若溶质为强碱弱酸盐，则盐的水解促进水的电离，这时溶液中的H＋和OH－都是水电离生成的，要注意水电离出的H＋并非完全存在于溶液中，而是部分存在于溶液中