高中化学人教版 (2019)选择性必修1第三节 盐类的水解精品学案

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1第三节 盐类的水解精品学案，共5页。学案主要包含了盐类的水解，影响盐类水解的主要因素，盐类水解的应用，盐类水解常数——Kh，溶液中粒子浓度大小的比较等内容，欢迎下载使用。

（一）盐的分类
1、按组成分：正盐：电离时生成的阳离子是金属离子（或铵根），阴离子为酸根离子的盐
酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。
碱式盐：电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH4+）的盐。
2、按溶解性：易溶盐（NaCl）；微溶盐（CaSO4）；难溶盐（BaCO3）
3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO3）、强酸弱碱盐（NH4Cl）、
强碱弱酸盐（NaF）、弱酸弱碱盐（CH3COONH4）
（二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解
1、定义：在溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解
2、实质：
→溶液呈酸性或碱性
表示为：盐+H2O酸+碱
3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡
（2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应
4、规律：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性
注：（1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。例如：水解程度：Na2CO3 >CH3COONa，因为酸性：H2CO3 （2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。例如：0.1ml/L的Na2CO3 >0.1ml/L的NaHCO3
（3）弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。HCO3-、HPO42-、HS- 以水解为主→显碱性
HSO3-、H2PO4- 以电离为主→显酸性
5、盐类水解方程式的书写
（1）一般原则：①必须写“”
②不写“↑”“↓”
③H2CO3、H2SO3等不拆开
④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完
⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实
（2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）
举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-
NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+
Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-+ OH-（第一步水解） HCO3-+ H2OH2CO3+ OH-（第二步水解）
FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
（3）双水解——阴阳离子都水解
①非彻底型：用“”连接
例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性）
②彻底型：用“=”连接。特点：有“↑”或“↓”生成，能同时离开体系
Al2S3：2Al3++ 3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
Fe2(CO3)3：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑
二、影响盐类水解的主要因素
（一）内因：反应物的性质。越弱越水解，越水解其酸（或碱）性越强
（二）外因：（1）温度：升高温度，促进水解
（2）浓度：加水稀释→向右移动→水解程度大→酸（或碱）性减弱
盐的浓度越高→向右移动→水解程度小→酸（或碱）性增强
（3）同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解
小结：越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，加酸或碱抑制或促进水解
（三）举例：以CH3COONa溶液为例分析外因对盐类水解平衡的影响情况：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-
三、盐类水解的应用
（一）在化学实验中的应用
1、判断溶液的酸碱性确定pH范围
2、盐溶液中微粒种类的判断
3、配制和贮存易水解的盐溶液
（1）配制强酸弱碱盐溶液时，加强酸抑制水解。例如：配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中
（2）配制强碱弱酸盐溶液时，加强碱抑制水解
（3）配制Al2S3只能在干态条件下把铝粉和硫粉的混合物加热，不能在水溶液中得到
（4）试剂的贮存：Na2CO3、Na2SiO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放
4、判断盐溶液蒸干产物
（1）不水解不分解的盐（如NaCl、K2SO4）
水解生成不挥发性酸的盐（如Al2(SO4)3）
（2）水解生成挥发性酸的盐（CuCl2、Fe(NO3)3、MgBr2）
（3）较低温度下受热分解的盐（KMnO4、NaHCO3）
（4）易被氧化的盐（如：FeSO4→Fe2(SO4)3，Na2SO3→Na2SO4）
（5）其他：NaClO溶液
5、活泼金属与强酸弱碱盐反应产生氢气：例：Mg与NH4Cl（或FeCl3、AlCl3、CuCl2）反应，产生H2
6、判断离子共存：Al3+、Fe3+、Cu2+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-生成气体或沉淀的双水解不能共存
7、制备胶体：饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解得到Fe(OH)3胶体。FeCl3+3H2OFe(OH)3（胶体）+3HCl
8、物质的提纯：
（1）KNO3(Fe(NO3)3)促进Fe(NO3)3水解→除去Fe3+
（2）MgCl2(FeCl3)
促进Fe3+水解→Fe(OH)3→除杂
9、酸碱中和时指示剂的选择
强碱滴定弱酸时（生成的盐溶液水解呈碱性）常用酚酞做指示剂
强酸滴定弱碱时（生成的盐溶液水解呈酸性）常用甲基橙做指示剂
（二）在日常生活中的应用
1、去污：热的纯碱去污能力强。CO32-+H2OHCO3-+OH- 温度升高→促进水解→c(OH-)升高
2、灭火：泡沫灭火器
3、食品：炸油条时加入
注： CO2使油条变得松脆可口
4、净水：明矾净水：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+
铁盐净水：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
Al(OH)3和Fe(OH)3都具有吸附性
5、水垢：主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，不会生成MgCO3，因为MgCO3微溶，受热水解生成更难溶的Mg(OH)2
（三）在工农业生产中的应用
1、化肥的合理施用
（1）长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+水解，使土壤酸性增强：NH4++H2ONH3·H2O+H+
（2）铵态氮肥与草木灰（K2CO3）不能混合施用：CO32-+H2OHCO3-+OH- NH4++OH-=NH3·H2O= NH3↑+H2O
生成NH3降低肥效
（3）普钙（或过磷酸钙）（Ca(H2PO4)2）与草木灰不能混合施用：

2、焊接时用NH4Cl溶液除锈：利用其水解后溶液显酸性，溶解铁锈
3、制备纳米材料：用TiCl4制备TiO2：TiCl4+（x+2）H2O（过量）TiO2·xH2O↓+4HCl
四、盐类水解常数——Kh
（一）表达式：用HA表示酸，MOH表示碱，MA表示由它们生成的盐。若MA为强碱弱酸盐，则其水解的离子方程式为：A-+H2OHA+OH-，该反应的平衡常数可表示为：
（二）水解常数与电离常数、水的离子积的关系
（Ka是酸的电离平衡常数） （Kb是碱的电离平衡常数）
（三）影响因素：
水解平衡常数只受温度的影响，因水解是吸热反应，故水解平衡常数随温度的升高而增大
五、溶液中粒子浓度大小的比较
（一）溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：任何电中性溶液中，阴离子所带负电荷总数恒等于阳离子所带正电荷总数
例：Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
2、元素质量守恒：即原子个数守恒或质量守恒
例：K2S：c(K+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]
（二）溶液中粒子浓度大小的比较
1、多元弱酸：根据其分步电离来分析，例：H2CO3：c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)
2、多元弱酸的正盐：根据弱酸根的分步水解来分析，例：Na2S：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)
3、多元弱酸的酸式盐：看其弱酸根离子的电离与水解程度的大小
例：水解>电离：NaHCO3：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)
电离>水解：NaHSO3：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)
4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响
例：0.1ml/L的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中c(NH4+)的大小顺序：
(NH4)2SO4> NH4HSO4> NH4Cl > CH3COONH4
6、混合溶液中离子浓度的大小判断
（1）混合前后不反应：
①电离>水解：同浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合：c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+)
同浓度的CH3COONa与CH3COOH混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
②水解>电离：同浓度的NaCN与HCN混合：c(Na+)>c(CN-)> c(OH-)> c(H+)
（2）混合前后反应：
①完全反应形成单一溶液：
②不完全反应形成混合液，看电离与水解的程度大小c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解程度
加热
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加水
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加CH3COOH
增大
增大
减小
增大
减小
减小
加CH3COONa
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加HCl
减小
增大
减小
增大
减小
增大
加NaOH
增大
减小
增大
减小
增大
减小