PAGEPAGE6第一課時鹽類水解的原理[課標要求]1．了解不同鹽溶液的酸堿性。2．理解鹽溶液的水解規律。3．駕馭鹽類水解方程式的書寫方法。1.鹽類水解的規律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性。即強酸弱堿鹽溶液顯酸性，強堿弱酸鹽溶液顯堿性。2．水解離子方程式書寫“兩規則”：(1)多元弱酸陰離子是分步水解的，以第一步水解為主。(2)多元弱堿陽離子水解困難，可一步寫出。eq\a\vs4\al(鹽類的水解)1．探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4pHpH＝7pH＝7pH>7pH>7pH>7pH<7pH<7鹽的類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽溶液酸堿性中性堿性酸性2.鹽溶液呈現不同酸堿性的緣由(1)CH3COONa溶液微粒改變CH3COO－和H＋結合生成弱電解質CH3COOH，使水的電離平衡向電離方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性水解方程式CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－(2)NH4Cl溶液微粒改變NHeq\o\al(＋,4)和OH－結合生成弱電解質NH3·H2O，使水的電離平衡向電離的方向移動平衡時酸堿性使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性水解方程式NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋(3)NaCl溶液：H2OH＋＋OH－，NaCl=Cl－＋Na＋。理論說明：溶液中不生成弱電解質，水的電離平衡未受影響，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。3．鹽類的水解(1)概念在溶液中，由鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應。(2)實質：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。(3)特征①一般是可逆反應，在肯定條件下達到化學平衡。②鹽類水解反應是中和反應的逆反應。③鹽類水解是吸熱反應。[特殊提示]HF、CH3COOH均為弱酸，且酸性HF>CH3COOH，依據越弱越水解可知，等濃度的CH3COONa的堿性強于NaF。推斷鹽類是否發生水解以及水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子所對應的酸和堿的相對強弱。已知常溫下有下列溶液：①Na2S溶液②AlCl3溶液③Na2CO3溶液④NaNO3溶液。[問題思索]1．溶液①中哪種離子發生了水解反應，水溶液呈什么性？溶液④能否發生水解反應？提示：溶液①中S2－發生了水解反應，Na2S溶液呈堿性；溶液④不能發生水解反應。2．溶液③和NaOH溶液都呈堿性，它們對水的電離影響是否相同？提示：不相同，Na2CO3溶液由于COeq\o\al(2－,3)的水解呈堿性，促進了水的電離；NaOH電離出的OH－抑制了水的電離。3．已知相同溫度下，CH3COOH的電離常數與NH3·H2O的電離常數相等，請推斷CH3COONH4溶液的酸堿性。提示：CH3COONH4溶液呈中性。1．鹽類水解的規律(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解，且相互促進。(4)“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更簡單電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。2．弱酸酸式鹽水解的規律弱酸酸式鹽水解，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。(1)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。(2)若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性，如NaHCO3、Na2HPO4等。1．下列溶液中，因為電離產生的離子發生水解而顯酸性的是()A．Na2CO3 B．NaHSO4C．CuSO4 D．Ca(NO3)2解析：選CNa2CO3溶液顯堿性；Ca(NO3)2溶液顯中性；NaHSO4因電離出H＋而顯酸性；CuSO4溶液顯酸性是因為Cu2＋水解。2．下列有關鹽類水解的說法不正確的是()A．鹽類的水解過程破壞了水的電離平衡B．鹽類的水解是酸堿中和反應的逆反應C．鹽類水解的結果是使溶液不肯定呈中性D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)是c(COeq\o\al(2－,3))的2倍解析：選D鹽類水解是中和反應的逆反應，其實質是鹽電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結合，破壞了水的電離平衡，使鹽溶液呈酸性或堿性。Na2CO3溶液中因COeq\o\al(2－,3)水解，故有：c(Na＋)∶c(COeq\o\al(2－,3))>2∶1。3．物質的量濃度相同的下列溶液，pH由大到小排列正確的是()A．Ba(OH)2、Na2SO3、FeCl3、KClB．Na2SiO3、Na2SO3、KNO3、NH4ClC．NH3·H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4D．NaHCO3、HClO、C2H5OH、HCl解析：選BA項pH由大到小依次為Ba(OH)2>Na2SO3>KCl>FeCl3；B中正確；C中應為NH3·H2O>Na2SO4>H3PO4>H2SO4；D中應為NaHCO3>C2H5OH>HClO>HCl。4．有下列鹽溶液：①KNO3②AgNO3③K2CO3④FeCl3⑤K2SO4⑥NaClO⑦NH4Cl呈酸性的是________，呈堿性的是________，呈中性的是________。解析：AgNO3、FeCl3、NH4Cl屬于強酸弱堿鹽，溶液呈酸性；K2CO3、NaClO屬于強堿弱酸鹽，溶液呈堿性；KNO3、K2SO4屬于強酸強堿鹽，溶液呈中性。答案：②④⑦③⑥①⑤eq\a\vs4\al(鹽類水解離子方程式)1．一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產物的形式。2．鹽類水解是可逆反應，是中和反應的逆反應，而中和反應是趨于完全的反應，所以鹽的水解反應是微弱的。鹽類水解的離子方程式一般不寫“=”而寫“”。3．鹽類水解方程式的常見類型一元弱酸的強堿鹽以CH3COONa為例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－一元弱堿的強酸鹽以NH4Cl為例：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋多元弱酸的強堿鹽(正鹽)多元弱酸的陰離子水解是分步進行的，以第一步水解為主。如Na2CO3的水解：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－多元弱堿的強酸鹽多元弱堿的陽離子水解困難，可看作一步水解，如AlCl3的水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋互促水解反應某些鹽溶液在混合時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子，在一起都發生水解，相互促進對方的水解，水解趨于完全。如：Al3＋與HCOeq\o\al(－,3)的水解反應：Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑[特殊提示](1)誤把電離方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式為HS－的電離方程式，不是HS－的水解方程式，因為其化簡可寫為HS－S2－＋H＋。HS－的水解方程式應為HS－＋H2OH2S＋OH－。(2)書寫鹽類水解方程式常見錯誤有：①把“”誤寫為“=”。如Fe3＋＋3H2O=Fe(OH)3＋3H＋是錯誤的，正確的為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。②水解產物量很小時，標上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是錯誤的，正確的為Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。1．下列各物質常溫下發生水解，對應的離子方程式正確的是()A．Na2CO3：COeq\o\al(2－,3)＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH－B．NH4Cl：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋OH－C．CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋D．NaF：F－＋H2O=HF＋OH－解析：選C多元弱酸根離子分步水解，多元弱堿陽離子一步完成，故A錯誤，C正確；B中電荷不守恒；D應用“”。2．向純堿溶液中滴入酚酞溶液。(1)視察到的現象是_______________________________________________________，緣由是___________________________________________________________________________________________________________________(用離子方程式表示)。(2)若微熱溶液，視察到的現象是___________________________________________，緣由是___________________________________________________________。解析：Na2CO3溶液顯堿性，遇酚酞變紅色，加熱，水解程度增大，堿性增加，紅色加深。答案：(1)溶液變紅色COeq\o\al(2－,3)＋H2OOH－＋HCOeq\o\al(－,3)(2)紅色加深加熱，水解程度變大，溶液堿性增加3．明礬水溶液呈________性，緣由是______________