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第三单元盐类的水解第1课时盐类水解的实质与规律[核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：认识盐类水解有一定限度，理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。
2.证据推理与模型认知：通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈现酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。
一、盐类水解的实质与规律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。
盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaCl强酸强碱盐pH＝7中性CH3COONa弱酸强碱盐pH>7碱性NH4Cl强酸弱碱盐pH<7酸性2.盐溶液呈现酸碱性的理论分析(1)CH3COONa水溶液呈碱性的原因①电离方程式CH3COONa溶于水完全电离：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋。
水的电离：H2O H＋＋OH－。
②水电离平衡的影响CH3COO－能与H＋结合生成弱电解质CH3COOH。
使水的电离平衡向电离的方向移动。
③溶液的酸碱性溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)<c(OH－)，故CH3COONa溶液呈碱性。
④水解方程式化学方程式：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH。
离子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
(2)NH4Cl溶液呈酸性的原因①电离方程式NH4Cl溶于水完全电离：NH4Cl===NH＋4＋Cl－。
水的电离：H2O H＋＋OH－。
②水电离平衡的影响NH＋4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。
③溶液的酸碱性溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。
④水解方程式化学方程式：NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl。
离子方程式：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
第三节盐类的水解第一课时盐类的水解1．盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
2．影响盐类水解的“三因素”：(1)升高温度，促进盐类的水解；(2)加水稀释，促进盐类的水解；(3)加入H＋，促进阴离子的水解；加入OH－，促进阳离子的水解。
3．水解离子方程式书写“两规则”：(1)多元弱酸阴离子是分步水解的，以第一步水解为主。
(2)多元弱碱阳离子水解复杂，可一步写出。
探究盐溶液的酸碱性[自学教材·填要点][实验操作](1)将NaCl、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、Na2SO4、CH3COONa、(NH4)2SO4分别装在7只小烧杯中，加足量蒸馏水，制成溶液，贴上标签。
(2)分别用pH试纸测7种盐的pH，记录测定结果。
[实验记录]盐溶液pH 盐类型NaCl pH＝7 强酸强碱盐Na2CO3pH>7 强碱弱酸盐NaHCO3pH>7 强碱弱酸盐NH4Cl pH＜7 强酸弱碱盐Na2SO4pH＝7 强碱强酸盐CH3COONa pH＞7 强碱弱酸盐(NH4)2SO4pH＜7 强酸弱碱盐[实验结论](1)强碱弱酸盐：Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa等溶液呈碱性。
(2)强酸强碱盐：NaCl、Na2SO4等溶液呈中性。
(3)强酸弱碱盐：NH4Cl、(NH4)2SO4等溶液呈酸性。
[师生互动·解疑难](1)常见的强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等。
常见的强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。
(2)常见的弱酸：HCOOH(甲酸)、醋酸(CH3COOH)、HClO、H2CO3、H2SiO3、HF、H2SO3、H3PO4、H2S等。
常见的弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。
(3)盐溶液的酸碱性：盐的类型是否水解溶液的pH强酸弱碱盐水解pH<7强碱弱酸盐水解pH>7强酸强碱盐不水解pH＝71．有下列盐溶液：①KNO3②CuSO4③K2CO3④FeCl3⑤K2SO4⑥NaClO⑦NH4Cl呈酸性的是________，呈碱性的是________，呈中性的是________。
第1课时盐类的水解规律和影响因素学习目标：1.了解盐类水解的原理。
(重点)2.掌握盐类水解的离子方程式的书写。
3.掌握影响盐类水解平衡移动的外界因素以及水解程度的变化。
(重点)[自主预习·探新知]一、盐溶液的酸碱性1．盐溶液的酸碱性探究2.(1)NaCl溶液H 2O H＋＋OH－NaCl===Cl－＋Na＋解释：溶液中不生成弱电解质，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。
(2)NH4Cl溶液NH(3)CH3COONaCH1．定义：在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应。
2．盐类水解的特点可逆→水解一般是可逆反应，在一定条件下达到平衡状态|吸热→可看作是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应|微弱→通常情况下，盐水解的程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大 3．表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水酸＋碱 如AlCl 3的水解：AlCl 3＋3H 2O 3HCl ＋Al(OH)3。
(2)用离子方程式表示： 盐的弱离子＋水酸(或碱)＋OH －(或H ＋)如AlCl 3的水解：Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋。
4．盐类水解的影响因素[基础自测]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)所有的盐在水溶液中都发生水解反应。
( )(2)Na2CO3溶液显碱性，用离子方程式解释可表示为CO2－3＋H2O H2CO3＋2OH－。
( )(3)某盐溶液呈酸性，则一定是盐发生了水解反应。
( )(4)降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动。
( )【答案】(1)×(2)×(3)×(4)×2．常温下，下列盐溶于水后发生水解反应，溶液显酸性的是( )A．(NH4)2SO4B．NaClOC．Na2S D．KNO3A[A中NH＋4水解：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋，溶液显酸性；B中ClO－水解：ClO－＋H2O HClO＋OH－溶液显碱性；C中S2－水解，S2－＋H2O HS－＋OH－，溶液显碱性；D项KNO3不水解，溶液为中性。
] 3．下列各式中属于正确的水解方程式的是( )A．NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋B．S2－＋2H2O H2S＋2OH－C．CH3COOH＋H2O CH3COO－＋H3O＋D．CH3COOH＋OH －CH3COO－＋H2OA[选项B为多元弱酸根离子的水解，要分步书写，故错误，正确的水解方程式为S2－＋H2O HS－＋OH－、HS－＋H2O H2S＋OH－；选项C为电离方程式；选项D为酸碱中和反应的离子方程式。
][合作探究·攻重难]试纸中部，在半分钟内与标准比色卡相对照，判断pH>7、pH<7或pH＝7，并记录。
实验结果：1．分析表中数据可知NaCl溶液、Na2SO4溶液呈中性，分析其原因。
【提示】NaCl、Na2SO4属于强酸强碱盐，其电离的离子不能与H＋或OH－结合生成弱电解质，溶液中水的电离未受影响，c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性。
2．据表中数据分析酸式盐一定呈酸性吗？为什么？以NaHCO3为例说明原因。
【提示】不一定。
NaHCO 3溶液呈碱性。
HCO－3可以发生电离：HCO－3CO2－3＋H＋；也可以发生水解反应HCO－3＋H 2O H2CO3＋OH－。
从NaHCO3溶液实际呈碱性可说明HCO－3的水解程度大于其电离程度。
3．已知同浓度的溶液其碱性Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa，从水解反应的角度解释其原因。
【提示】Na 2CO3溶液呈碱性的原因是CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，NaHCO3是因为：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－；CH 3COONa是因为CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，说明水解程度：CO2－3>HCO－3>CH3COO－。
(1)盐类的水解规律①无弱(弱离子：弱酸提供的阴离子或弱碱提供的阳离子)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(强离子：强酸提供的阴离子或强碱提供的阳离子)显谁性、同强(都为强离子或同为弱离子但弱的程度相同)显中性：判断某种盐溶液的酸碱性。
(2)弱酸弱碱盐的酸碱性问题弱酸弱碱盐也水解，如CH3COONH4、(NH4)2S等，它们的水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，但不能水解完全，溶液中存在水解平衡。
水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱的相对强弱决定(比较电离常数大小)，如：①NH 4F＋H2O NH3·H2O＋HF由于K(HF)>K(NH3·H2O)，所以NH4F溶液显酸性。
②NH 4CN＋H2O NH3·H2O＋HCN由于K(NH3·H2O)>K(HCN)，所以NH4CN溶液显碱性。
③CH 3COONH4＋H2O NH3·H2O＋CH3COOH由于K(NH3·H2O)≈K(CH3COOH)，所以CH3COONH4溶液显中性。
(3)酸式盐溶液酸碱性的判断酸式盐的水溶液显什么性，这要看该盐的组成微粒的实际表现。
如果不考虑阳离子水解的因素，单纯考虑酸式酸根离子，即讨论强碱的酸式弱酸盐，那么酸式酸根离子在水溶液中既可以电离也可以水解。
①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。
如NaHSO4溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
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。
Na 2CO3的水解方程式为：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－[思考交流]1．书写多元弱酸酸根离子应注意哪些问题？【提示】分步水解。
例如：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－。
2．一般盐类水解方程式中标沉淀符号或气体符号吗？【提示】一般盐类水解的程度都比较微弱，水解方程式中不标沉淀符号或气体符号。
盐类水解的离子方程式(1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的量较少，即一般不生成气体或沉淀，一般不标“↑”、“↓”等符号。
(2)多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解是以第一步水解为主，如CO2－3水解的离子方程式为：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－(主要)HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(次要)(3)多元弱碱的阳离子水解反应也是分步进行的，中学阶段只要求一步写到底即可。
如Fe3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H＋(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进①NH＋4与S2－、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，书写时仍用“”表示。
如NH＋4＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋和CO2－3或HCO－3、S2－、HS－、AlO－2等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。
如Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
[当堂达标·固双基]题组1 盐溶液的酸碱性1．下列物质的水溶液由于水解而呈酸性的是( )A．NaHSO4B．Na2SO4C．NaHCO3D．NH4ClD[本题考查水解的实质及规律。
A项，NaHSO4是强酸的酸式盐，不发生水解；B项，Na2SO4是强酸强碱盐，不水解；C项是弱酸的酸式盐，水解使溶液呈碱性；D项，NH4Cl是强酸弱碱盐，水解使溶液呈酸性。
故选D。
] 2．下列说法正确的是( )A．盐溶液都是中性的B．盐溶液的酸碱性与盐的类型无关C．碳酸钠溶液显碱性，是因为溶液中c(OH－)>c(H＋)D．NaHCO3溶液显酸性C[盐溶液有的显酸性、有的显碱性，并不是所有的盐溶液都显中性，所以A错；盐溶液的酸碱性和盐的类型有密切关系，所以B错；溶液呈酸性或碱性，决定于溶液中c(OH－)和c(H＋)的相对大小，碳酸钠溶液显碱性，则说明溶液中c(OH－)>c(H＋)，所以C对；NaHCO3虽是酸式盐，但其水溶液显碱性，所以D项错。
] 题组2 盐类水解离子方程式的书写3．下列各式中，水解反应的离子方程式正确的是( )【导学号：73702199】A．NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋B．S2－＋2H 2O H2S＋2OH－C．CH 3COOH＋H2O CH3COO－＋H3O＋D．CH 3COOH＋OH－CH3COO－＋H2OA[B为多元弱酸根的水解，要分步书写，以第一步水解为主，故错误；C为电离方程式；D为酸碱中和反应。
]4．下列离子方程式属于盐的水解，且书写正确的是( )A．FeCl 3溶液：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋B．NaHS溶液：HS－＋H 2O H2S＋OH－C．Na 2CO3溶液：CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－D．NH4Cl溶液：NH＋4＋H2O===NH3·H2O＋H＋B[A项Fe(OH)3不应标“↓”；C项CO2－3应分步水解；D项应用“”。
]题组3 盐类水解的规律5．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液和0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH的大小关系是( )A．前者大B．相等C．前者小D．不能肯定A[比较盐水解后的酸的酸性强弱，若酸越弱，则盐溶液的碱性越强，即“越弱越水解”。
]6．常温下某溶液中，水电离出的c(OH－)＝10－4mol·L－1，该溶液中的溶质可能是( )A．硫酸铝B．醋酸钠C．氢氧化钠D．硫酸氢钠B[常温下由水电离出的c(OH－)＝10－4mol·L－1，说明所加的溶质促进水的电离，结合选项知，只能是水解呈碱性的强碱弱酸盐醋酸钠。
]做此类题目要看清c ＋或c－是水溶液中的还是水电离出来的。
常温下，若c＋或c－－7mol/L ，说明水的电离受到抑制，不可能有促进水电离的离子；同样若c＋或c－－7mol/L ，则无抑制水电离的离子。
题组4 盐类水解的影响因素7．在一定条件下，Na 2CO 3溶液存在水解平衡：CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －。
下列说法正确的是( )【导学号：73702200】A ．稀释溶液，水解平衡常数增大B ．通入CO 2，平衡朝正反应方向移动C ．升高温度，c－3c 2－3减小D ．加入NaOH 固体，溶液pH 减小B [平衡常数只与温度有关，故A 项错；通入CO 2会消耗溶液中的OH －，使平衡正向移动，故B 项正确；C选项，水解反应是吸热反应，升温平衡正向移动，c (HCO －3)增大，c (CO 2－3)减小，所以c－3c2－3增大，C 项错；D选项，加碱pH 增大。
