2017-2018学年高中化学人教版选修4（课件+课时跟踪检测+教学案）：第三章 第三节 盐类的水解（9份）

第三节盐类的水解 第一课时　盐类水解的原理 [课标要求] 1．了解不同盐溶液的酸碱性。 2．理解盐溶液的水解规律。 3．掌握盐类水解方程式的书写方法。 　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。 即强酸弱碱盐溶液显酸性，强碱弱酸盐溶液显碱性。 2．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。 1．探究盐溶液的酸碱性 盐溶液 NaCl Na2SO4 Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4 pH pH＝7 pH＝7 pH>7 pH>7 pH>7 pH<7 pH<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 2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因 (1)CH3COONa溶液 微粒变化 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性 水解方程式 CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－ (2)NH4Cl溶液 　 微粒变化 NH和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 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 水解方程式 NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋ (3)NaCl溶液：H2O??H＋＋OH－，NaCl===Cl－＋Na＋。 理论解释：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－)，溶液呈中性。 3．盐类的水解 (1)概念 在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的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盐类水解是吸热反应。 [特别提醒]　HF、CH3COOH均为弱酸，且酸性HF>CH3COOH，依据越弱越水解可知，等浓度的CH3COONa的碱性强于NaF。 判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子所对应的酸和碱的相对强弱。已知常温下有下列溶液：①Na2S溶液　②AlCl3溶液　③Na2CO3溶液 ④NaNO3溶液。 [问题思考] 1．溶液①中哪种离子发生了水解反应，水溶液呈什么性？溶液④能否发生水解反应？ 提示：溶液①中S2－发生了水解反应，Na2S溶液呈碱性；溶液④不能发生水解反应。 2．溶液③和NaOH溶液都呈碱性，它们对水的电离影响是否相同？ 提示：不相同，Na2CO3溶液由于CO的水解呈碱性，促进了水的电离；NaOH电离出的OH－抑制了水的电离。 3．已知相同温度下，CH3COOH的电离常数与NH3·H2O的电离常数相等，请判断CH3COONH4溶液的酸碱性。 提示：CH3COONH4溶液呈中性。 1．盐类水解的规律 (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，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。 2．弱酸酸式盐水解的规律 弱酸酸式盐水解，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 (1)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。 (2)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。 1．下列溶液中，因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是(　　) A．Na2CO3　　　　　　 B．NaHSO4 C．CuSO4 D．Ca(NO3)2 解析：选C　Na2CO3溶液显碱性；Ca(NO3)2溶液显中性；NaHSO4因电离出H＋而显酸性；CuSO4溶液显酸性是因为Cu2＋水解。 2．有下列盐溶液：①KNO3　②AgNO3　③K ... ...