高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第2节 弱电解质的电离、盐类的水解 第2课时 盐类的水解学案 鲁科版选修4-鲁科版高二选修4化学学案VIP免费

第2课时盐类的水解学习目标：1.掌握盐的水解原理及规律，并能正确书写水解方程式。(重点)2.了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动。(重点)[自主预习·探新知]1．盐类水解的原理(1)盐类水解的定义：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。(2)盐类水解的实质(3)盐类水解的四个特征①可逆：水解反应一般是可逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。③微弱：由于生成的产物很少，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。(4)盐类的水解规律及溶液酸碱性①水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，都弱都水解；越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。②盐类水解的类型及溶液酸碱性。盐的类型水解的离子溶液的酸碱性实例强酸弱碱盐弱碱阳离子弱酸性，pH＜7AlCl3、Fe2(SO4)3、NH4Cl等强碱弱酸盐弱酸根阴离子弱碱性，pH＞7CH3COONa、Na2CO3等强酸强碱盐不水解中性，pH＝7NaCl、KNO3等弱酸弱碱盐弱酸根阴离子、弱碱阳离子谁强显谁性CH3COONH4、NH4HCO3等(5)水解反应的表示方法盐的离子＋水弱酸(弱碱)＋OH－(H＋)如NH4NO3的水解反应离子方程式写为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；KF的水解反应离子方程式写为F－＋H2OHF＋OH－。2．影响盐类水解的因素(1)内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。(2)外因①温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。②浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。③外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸阴离子的水解。④两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。微点拨：电离平衡、水解平衡、化学平衡均遵循勒·夏特列原理。[基础自测]1．判断对错(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)(1)盐类的水解过程对水的电离无影响。()(2)盐类水解是中和反应的逆反应。()(3)盐类的水解反应都是放热反应。()(4)NH4Cl溶液中，[NH]＝[Cl－]。()(5)NaHS溶液中HS－的水解离子方程式为HS－＋H2OH3O＋＋S2－。()(6)CuSO4溶液呈碱性。()[提示](1)×盐类的水解过程促进水的电离。(2)√(3)×盐类水解是吸热反应。(4)×NH4Cl溶液中[NH]＜[Cl－]。(5)×正确的离子方程式为HS－＋H2OH2S＋OH－。(6)×由于Cu2＋水解：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋，故CuSO4溶液显酸性。2．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是()A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中[H＋]＞[OH－]C．在稀CH3COONa溶液中，由水电离的[OH－]≠[H＋]D．水电离出的H＋或OH－与盐中的弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性C[在水溶液中，盐电离出的弱离子和水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质，溶液中[H＋]和[OH－]不相等，导致溶液呈酸碱性，即破坏了水的电离平衡，故A、D项正确；氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解导致溶液中[H＋]＞[OH－]，则溶液呈酸性，故B项正确；任何稀的电解质溶液中由水电离的[OH－]＝[H＋]，与电解质溶液的酸碱性无关，故C项错误。]3．下列水解反应方程式正确的是()【导学号：41722157】A．NH4Cl＋H2O===NH3·H2O＋HClB．CH3COONa＋H2O===CH3COOH＋NaOHC．Na2CO3＋2H2OCO2↑＋H2O＋2NaOHD．FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HClD[A项，应为NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl；B项，应为CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH；C项，应为Na2CO3＋H2ONaHCO3＋NaOH。][合作探究·攻重难]盐类水解的原理和规律常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，分别进行编号为①、②、③的实验，实验数据记录如下表。实验编号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pH①0.10.1pH＝9②c0.2pH＝7③0.20.1pH＞7[思考交流]1．根据实验①，分析混合液的pH＝9的原因是什么？(用离子方程式表示)[提示]A－＋H2OHA＋OH－。2．根据实验②分析c与0.2的相对大小？[Na＋]与[A－]的相对大小？[提示]c＞0.2；[Na＋]...