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。NH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)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＋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、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等；弱酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、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、K2SO4NH4Cl、CuSO4、FeCl3Na2S、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、Cu2＋、Fe3＋S2－、CO、HCO溶液酸碱性中性酸性碱性溶液pHpH＝7pH<7pH>73．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＋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：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋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＋H2OH2CO3＋OH－。(6)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进：①NH与HCO、CO、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＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O②Al3＋和CO或HCO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===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()A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4ClB．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD．NH4Cl、(NH4)...
