高中化学新人教版选择性必修1 第三章 第三节 盐类的水解(第1课时) 学案

第三节盐类的水解第1课时盐类的水解
学习目标
核心素养
1．通过实验探究，认识盐类水解的原理。

2．能用化学用语正确表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。

3．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类的水解原理判断盐溶液的酸碱性。

1．从宏观和微观两个角度认识盐类水解，培养宏观辨识和微观探析能力。

2．运用化学平衡原理分析盐类水解的实质，培养变化观念与平衡思想。

3．设计简单实验方案检验盐溶液的酸碱性，培养科学探究与创新意识。

新课情境呈现
某日上午10点左右，家住某市区的李阿伯与邻居到附近的山上采草药时，不慎被蜜蜂蜇伤，当时他并未在意。

回家后李阿伯感到伤处疼痛加重、呼吸困难、意识不清，家人急忙拨打急救电话，经医生对症处理，李阿伯已脱离危险。

请问这次险情是什么原因造成的呢？当黄蜂或蜜蜂叮咬后应如何利用家庭常用的物质加以处理？
你知道纯碱水溶液为什么显碱性吗？
课前素能奠基
新知预习
一、盐溶液的酸碱性
1．实验探究：
(1)实验操作。

①pH计测定：取待测盐溶液于烧杯中，插入pH计，读出数值；
②pH试纸测定：取一片pH试纸放在洁净的玻璃片上，用__玻璃棒__蘸取待测盐溶液滴在试纸的__中央__，待颜色不变后与标准比色卡比对，读出数值。

(2)实验结果。

盐pH 溶液的酸碱性盐的类型NaCl pH＝7
__中__性强酸强碱盐KNO3pH＝7
Na2CO3pH>7
__碱__性__强碱弱酸__盐CH3COONa pH>7
NH4Cl pH＜7
__酸__性__强酸弱碱__盐(NH4)2SO4pH<7
2．实验结论：
(1)强酸强碱盐的水溶液显中性；
(2)强碱弱酸盐的水溶液显__碱__性；
(3)强酸弱碱盐的水溶液显__酸__性。

3．盐溶液呈现不同酸碱性的原因：
(1)以NH4Cl溶液为例：
电离方
程式
微粒变化NH＋4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
溶液中c(H＋)__＞__c(OH－)，溶液呈__酸__性
水解离子
方程式
__NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋__
(2)CH3COONa溶液：
①电离过程：CH3COONa===__CH3COO－＋Na＋__，H2O__H＋＋OH－__。

②水的电离平衡移动：
CH3COO－与水电离出的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，当达到新平衡时，溶液中c(OH－)__＞__c(H＋)，溶液显__碱__性。

③总反应的离子方程式为：__CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－__。

(3)NaCl溶液：
①电离过程：NaCl===__Na＋＋Cl－__，H2O__H＋＋OH－__。

②水的电离平衡的移动：溶液里__没有__弱电解质生成，H2O的电离平衡未受到影响，c(H ＋)__＝__c(OH－)，溶液显__中__性。

4．结论
(1)当强酸弱碱盐溶于水时，盐电离产生的__阳__离子与水电离出的__OH－__结合生成__弱碱__，使溶液中的c(H＋)__＞__c(OH－)，溶液呈__酸__性。

(2)当强碱弱酸盐溶于水时，盐电离产生的__阴__离子与水电离出的__H＋__结合生成__弱酸__，使溶液中的c(OH－)__＞__c(H＋)，溶液呈__碱__性。

(3)当强酸强碱盐溶于水时，盐电离产生的阴离子、阳离子都不能与水电离出的H＋或OH －结合生成弱电解质，即强酸强碱盐__不水解__，溶液中的c(OH－)__＝__c(H＋)，溶液呈__中__性。

二、盐类水解
1．概念：
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．条件
(1)盐必须溶于水中。

(2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解，都强不水解)。

3．表示方法：
(1)用化学方程式表示：盐＋水酸＋碱
如AlCl3的水解：__AlCl3＋3H2O3HCl＋Al(OH)3__。

(2)用离子方程式表示：
盐的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)
如Na2CO3的水解(分步进行)：
第一步：__CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－__；
第二步：__HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－__。

4．水解规律：
(1)强酸弱碱盐：电离产生的__阳__离子发生水解，使c(H＋)__＞__c(OH－)，溶液显__酸__性。

(2)强碱弱酸盐：电离产生的__阴__离子发生水解，使c(H＋)__＜__c(OH－)，溶液显__碱__性。

预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。

(√)
(2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。

(×)
(3)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同。

(√)
(4)Na2CO3的水解：CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－。

(×)
(5)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同。

(×)
(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离。

(×)
2．下列离子方程式属于盐的水解，且书写正确的是(D)
A．FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3H＋
B．Na2S溶液：S2－＋2H2O H2S＋2OH－
C．NaHCO3溶液：HCO－3＋H2O H2O＋CO2＋OH－
D．NH4Cl溶液：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋
解析：A项，应用“”且Fe(OH)3不应标“↓”；B项，S2－应分步水解；C项，应该写H2CO3，不应拆开。

3．如图表示的是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是(D)
A．CO2－3B．HCO－3
C．Na＋D．NH＋4
解析：离子X水解显酸性所以只能是NH＋4，CO2－3、HCO－3水解均显碱性，Na＋不发生水解。

4．纯碱和小苏打是日常生活中的必需品，是食品制作中的必需添加剂。

两者的溶液都显碱性。

25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3与Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是(C)
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH－)前者大于后者
D．Na2CO3溶液中水的电离程度更大
解析：NaHCO3、Na2CO3均属于强碱弱酸盐，都存在水解平衡，同时还存在H2O的电离平衡，A正确；Na2CO3、NaHCO3溶液中都含有Na＋、CO2－3、HCO－3、H2CO3、H＋、OH－、H2O，它们存在的粒子种类相同，B正确；CO2－3的水解能力大于HCO－3，故Na2CO3溶液中的c(OH－)大，水的电离程度更大，C错误，D正确。

课堂素能探究
知识点盐类水解的实质和规律
问题探究：
1．pH均为4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水电离出的c(H＋)相等吗？
2．某盐溶液显中性，该盐一定是强酸强碱盐吗？
3．等浓度的醋酸钠的pH 小于次氯酸钠溶液的pH ，由此能否确定醋酸与次氯酸的酸性强弱？
探究提示：
1．不相等。

H 2SO 4抑制水的电离，NH 4Cl 能水解，促进水的电离，所以NH 4Cl 溶液中水的电离程度大。

2．不一定。

也可能是弱酸弱碱盐，如CH 3COONH 4溶液显中性。

3．由“越弱越水解”可知，等浓度的醋酸钠的水解程度小于次氯酸钠溶液的水解程度，由此确定醋酸的酸性大于次氯酸。

知识归纳总结： 1．盐类水解的实质：
盐电离→⎩
⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪
⎫弱酸的阴离子→结合H ＋
弱碱的阳离子→结合OH －→破坏了水的
电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。

2．盐类水解的特点： 可逆→水解反应是可逆反应 |
吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应 |
微弱→水解反应程度很微弱 3．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。

如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO 3溶液的水解程度小于NaClO 溶液。

(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。

如：碳酸的电离常数K a1小于NH 3·H 2O 的电离常数K b ，故NH 4HCO 3溶液显碱性。

(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数
K b与盐中的阴离子对应的酸的电离常数K a相等时，盐溶液显中性。

如K b(NH3·H2O)＝K a(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。

典例125 ℃时浓度都是1 mol·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X－)＝1 mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。

下列说法正确的是(A)
A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)
B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH
C．稀释相同倍数，溶液pH变化BX等于BY
D．将浓度均为1 mol·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY 解析：A项，根据BY溶液的pH＝6，B＋比Y－更易水解，则BOH比HY更难电离，因此电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)；B项，根据AX、BX、BY溶液的pH，则AX为强酸强碱盐，BX为强酸弱碱盐，BY为弱酸弱碱盐，则AY为弱酸强碱盐，溶液的pH>7，故AY溶液的pH大于BY溶液的pH；C项，稀释相同倍数，BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH变化大于BY溶液；D项，HX为强酸，HY为弱酸，浓度相同时，稀释10倍后，HY 的电离程度增大，但仍不可能全部电离，故HX溶液的酸性强，pH小。

〔变式训练1〕盐MN溶于水存在如下过程：
下列有关说法中不正确的是(B)
A．MN是强电解质
B．总反应离子方程式为N－＋H2O===OH－＋HN
C．该过程使溶液中的c(OH－)>c(H＋)
D．MOH为强碱
解析：由MN===M＋＋N－可看出MN是强电解质，A项正确；总反应离子方程式为：N－＋H2O OH－＋HN，B项不正确；由图知，N－与H＋结合成HN，使水的电离平衡右移，c(OH －)＞c(H＋)，C项正确；由图知，M＋不能与水电离出的OH－结合，说明MOH为强碱，D项正确。

知识点盐类水解方程式的书写
问题探究：
1．NaHS水解的方程式写作HS－＋H2O H3O＋＋S2－正确吗？为什么？
2．FeCl3溶液与NaHCO3溶液混合：Fe3＋＋3HCO－3Fe(OH)3↓＋3CO2↑
探究提示：
1．不正确。

HS－＋H2O H3O＋＋S2－是HS－的电离方程式，水解方程式应写为HS－＋H2O H2S＋OH－。

2．错误。

Fe3＋与HCO－3互相促进水解，能进行到底，用等号表示。

知识归纳总结：
1．盐类水解离子方程式的书写：
2．常见5种盐类水解反应的离子方程式的书写：
一般形式：盐的弱碱阳离子(或弱酸根离子)＋H2O弱碱(或弱酸)＋H＋(或OH－)。

一元强碱
弱酸盐
如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
一元强酸
弱碱盐
如NH4Cl溶液：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋
多元弱酸强碱盐(正盐) 多元弱酸阴离子的水解是分步进行的，应分步书写，如Na2CO3溶液中：CO2－3＋H 2O HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2O H 2CO3＋OH－
多元弱酸的酸式盐如NaHCO3溶液：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－；如Na2HPO4溶液：HPO2－4＋H2O H2PO－4＋OH－，H2PO－4＋H2O H3PO4＋OH－
多元弱碱强酸盐多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但中学阶段不要求分步表示，如Al2(SO4)3溶液：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋
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＋与CO2－3、HCO－3、S2－、HS－，Fe3＋与CO2－3、HCO－3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↑。

③区分盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式
如HS－＋H2O S2－＋H3O＋是HS－的电离方程式，而HS－＋H2O H2S＋OH－是HS－水解的离子方程式。

典例2下列水解离子方程式表达正确的是(D)
A．CH3COONa的溶液：CH3COO－＋H2O===CH3COOH＋OH－
B．AlCl3的溶液：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3↓＋3H＋
C．Na2CO3的溶液：CO2－3＋3H2O===H2CO3＋2OH－
D ．NH 4Cl 的溶液：NH ＋
4＋H 2O
NH 3·H 2O ＋H ＋
解析：CH 3COONa 的溶液中水解离子为CH 3COO －
＋H 2O CH 3COOH ＋OH －
，A 项错
误；AlCl 3溶液中水解离子方程式为Al 3＋
＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋
，B 项错误；Na 2CO 3溶液
中水解离子方程式为CO 2－
3＋H 2O
HCO －
3＋OH －
，HCO －
3＋H 2O
H 2CO 3＋OH －
，C 项错误；
NH 4Cl 溶液中水解离子方程式为NH ＋
4＋H 2O
NH 3·H 2O ＋H ＋
，D 项正确。

〔变式训练2〕在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是( A ) A ．NH ＋
4＋2H 2O NH 3·H 2O ＋H 3O ＋
B ．HCO －
3＋H 2O
H 3O ＋
＋CO 2－
3
C ．HS －
＋H ＋
===H 2S D ．Cl 2＋H 2O H ＋
＋Cl －＋HClO
解析：B 项是HCO －
3的电离；C 项是HS －
和强酸的反应；D 项是Cl 2与水的反应，故选A 。

名师博客呈现
如何计算醋酸溶液中的c (H ＋
)和c (OH －
)
在CH 3COOH 溶液中同时存在水的电离平衡，其中醋酸的电离能力远强于水的电离能力。

醋酸电离出较多的H ＋
，促使水的电离平衡向结合成水分子的方向移动，抑制了水的电离，因此CH 3COOH 溶液中绝大部分的H ＋
是由醋酸电离产生的，由水电离产生的H ＋
极少。

当然，溶液中还存在着极少量由水电离产生的OH －。

利用电离平衡常数可以计算醋酸溶液中H ＋
和OH －
的浓度。

25 ℃时，醋酸的电离常数K a
为1.7×10－
5mol·L －
1，设浓度为0.10 mol·L －1
的CH 3COOH 溶液中醋酸电离达到平衡时H ＋
的
浓度为x 。

CH 3COOH
H ＋
＋ CH 3COO －
初始浓度 0.10 mol·L －1 0 0 平衡浓度 0.10 mol·L －
1－x x x K a ＝c (H ＋
)·c (CH 3COO －
)c (CH 3COOH )＝x 2
0.10 mol·L －
1－x
当K a 数值很小时，x 的数值很小，可做近似处理：0.10 mol·L －
1－x ≈0.10 mol·L －
1，所以K a ＝x 2
0.10 mol·L －1
x ＝K a ×0.10 mol·L －
1＝ 1.7×10－
5mol·L －
1×0.10 mol·L －
1＝1.3×10－
3mol·L －
1 即c (H ＋
)＝1.3×10－3
mol·L －1
，c (OH －
)＝K w c (H ＋)＝1.0×10－
14mol 2·L －
21.3×10－3mol·L
－1＝7.7×10
－12mol·L －1。