高中化学第三章第三节盐类的水解学案新人教版选修4

高中化学第三章第三节盐类的水解学案新人教版选修4

- 1 - / 10 盐类的水解

（第1课时）

【学习目标】

1.了解盐溶液呈现不同酸碱性的原因及规律。

2.掌握盐类水解方程式书写的方法。

3.理解外界条件对盐类水解平衡的影响。

【学习过程】

1．盐类水解的实质：在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。

（1）CH3COONa水溶液呈碱性的原因：溶液中都存在水的电离平衡：H2OOH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完全电离：CH3COONa=Na＋＋CH3COO－，溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，溶液中有关离子的浓度变化是c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)小于c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈碱性。化学方程式是CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH，离子方程式是CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。

（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：NH4Cl溶液中的电离方程式：H2OH＋＋OH－，NH4Cl===Cl－＋NH＋4。NH＋4与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O，水的电离平衡移动方向是电离的方向，溶液中有关离子浓度的变化是c(NH＋4)减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，NH4Cl溶液呈酸性。化学方程式是NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl，离子方程式是NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋。

（3）NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。

2．盐类水解的规律：在可溶性盐溶液中“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性”。常见的“弱”离子有：弱碱阳离子：NH＋4、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等；弱酸根离子：CO2－3、HCO－3、AlO－2、SO2－3、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。

盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐

实例 NaCl、K2SO4 NH4Cl、CuSO4、FeCl3 Na2S、Na2CO3、NaHCO3

是否水解 (无弱)不水解 (谁弱谁)水解 (谁弱谁)水解

水解离子 无 NH＋4、Cu2＋、Fe3＋ S2－、CO2－3、HCO－3 高中化学第三章第三节盐类的水解学案新人教版选修4

- 2 - / 10 溶液酸碱性 中性 酸性 碱性

溶液pH pH＝7 pH<7

pH>7

3．盐类水解的特点：可溶、微弱、吸热、可逆。

4.盐类水解方程式的书写：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；盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“”。

(1)一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。

(2)一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例：NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋。

(3)多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－，HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。

(4)多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。

(5)多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例：HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。

(6)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进：

①NH＋4与HCO－3、CO2－3、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋4＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O

②Al3＋和CO2－3或HCO－3等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

5.影响盐类水解平衡的因素

(1)主要因素是盐本身的结构和性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。

(2)外界因素：

①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。

②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。

③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。

【当堂检测】

1. 物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的顺序排列的是( ) 高中化学第三章第三节盐类的水解学案新人教版选修4

- 3 - / 10 A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl

C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3

2. 实验室有下列试剂，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是( )

①NaOH溶液 ②水玻璃 ③Na2S溶液 ④Na2CO3溶液 ⑤NH4Cl溶液 ⑥澄清石灰水 ⑦浓HNO3 ⑧浓H2SO4

A．①⑥ B．①②③④⑥ C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧

3.化学方程式是化学用语中重要的部分，它包括电离方程式、化学反应方程式、水解方程式等，准确、规范书写各种方程式是学好化学的保证。请按要求写出下列方程式。

(1)NaHCO3在水中的电离方程式：______________________________________________。

(2)实验室制取NH3的化学反应方程式：_______________________________。

(3)用离子方程式表示Al2(SO4)3溶液显酸性的原因：________________________。

4. 常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表，请回答：

编号 HA物质的量浓度(mol·L－1) NaOH物质的量浓度(mol·L－1) 混合溶液的pH

① 0.1 0.1 pH＝9

② c 0.2 pH＝7

③ 0.2 0.1 pH<7

(1)从①组情况分析，HA是强酸还是弱酸________。

(2)②组情况表明，c________0.2(填“>”、“<”或“＝”，下同)。混合溶液中离子浓度c(A－)________c(Na＋)。

(3)从③组实验结果分析，说明HA的电离程度______NaA的水解程度(填“大于”、“小于”或“等于”)，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是_______________。

(4)从以上实验分析，将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的HA溶液等体积混合，所得混合溶液中c(OH－)____________ __c(H＋)(填“>”、“<”或“＝”)。

5. 25 ℃时，如果取0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合(混合后溶液体积的变化不计)，测得混合溶液的pH＝8，试回答以下问题：

(1)混合溶液的pH＝8的原因(用离子方程式表示)：_______________。

(2)混合溶液中由水电离出的c(H＋)________(填“<”“>”或“＝”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水电离出的c(H＋)。

(3)已知NH4A溶液为中性，又知将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，试推断(NH4)2CO3溶液的pH________7(填“<”“>”或“＝”)。

(4)将相同温度下相同浓度的五种溶液：①(NH4)2CO3 ②NH3·H2O ③(NH4)2SO4④NH4Cl ⑤CH3COONH4，按c(NH＋4)由大到小的顺序排列__________________(填序号)。

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- 4 - / 10 答案与解析

题号 答案 解析

1

C (NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH＋4水解而呈酸性。(NH4)2SO4中的NH＋4浓度大于NH4C1溶液的，故前者pH小；NaNO3溶液呈中性(pH＝7)；Na2S溶液因S2－水解而呈碱性(pH>7)

2

B

3 (1)NaHCO3===Na＋＋

HCO－3、

HCO－3H＋＋CO2－3

(2)Ca(OH)2＋2NH4Cl

=====△CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

(3)Al3＋＋3H2O

Al(OH)3＋3H＋

(1)NaHCO3的电离方程式，HCO－3是不完全电离。(2)实验室是用Ca(OH)2和NH4Cl加热来制备NH3的。(3)Al2(SO4)3溶液显酸性是因为Al3＋水解

4

(1)弱酸

(2)> ＝

(3)大于 c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)

(4)<

(1)实验①恰好完全反应，得到NaA溶液，由于pH＝9知，HA为弱酸。(2)由pH＝7知，实验②中HA过量，c>0.2，根据电荷守恒，溶液中c(A－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，pH＝7时，c(H＋)＝c(OH－)，故c(A－)＝c(Na＋)。(3)实验③得到的是等物质的量浓度的HA和NaA的混合溶液，由pH<7知，HA的电离程度大于A－的水解程度，溶液中离子浓度由大到小的顺序为：c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。(4)由于HA为弱酸，所以pH＝3的HA溶液中c(HA)≥10－3 mol·L－1，而在pH＝11的NaOH溶液中c(NaOH)＝10－3 mol·L－1，当两溶液等体积混合后，HA过量很多，故混合溶液中c(OH－)

(1)等量的HA与NaOH混合，恰好完全反应生成盐NaA，由于溶液显碱性，说明NaA是强碱弱酸盐，A－发生了