《鹽類的水解》目標素養1.認識鹽類水解的原理和影響鹽類水解的主要因素。2.了解鹽類水解的類型和規律并正確書寫鹽類水解離子方程式。3.了解鹽類水解的應用并掌握溶液中離子濃度的比較。知識概覽自主預習一、鹽溶液的酸堿性1.探究鹽溶液的酸堿性。通過實驗測定室溫時下列0.1mol·L-1鹽溶液的pH,填寫下表。2.鹽溶液呈現不同酸堿性的原因。(1)NH4Cl溶液。(2)Na2CO3溶液。

(3)NaCl溶液。H2OOH-+H+,NaCl══Na++Cl-,溶液中鹽電離的離子不能與H2O電離出的H+或OH-生成

弱電解質

。c(H+)

=

c(OH-),呈

中性

。

微思考1Na2CO3俗稱純堿,常在生活中用于油污的清洗等,為什么Na2CO3可被當作“堿”使用呢?提示:Na2CO3是強堿弱酸鹽,其溶液呈堿性,可促進油脂的水解,便于清洗油污。這就是它常被當作“堿”使用的原因。二、鹽類的水解1.定義:在水溶液中,由鹽電離出來的

離子

與水電離出來的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)水解程度很小,一般是可逆反應,在一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

(填“吸熱”或“放熱”)反應。

4.表示方法。(1)用化學方程式表示。微思考2發生水解的鹽溶液一定呈現酸性或堿性嗎?提示:不一定,也可能呈中性。若是弱酸弱堿鹽,且弱酸根離子結合H+的能力與弱堿陽離子結合OH-的能力相同,使得c(H+)=c(OH-),則溶液呈中性,如CH3COONH4。預習檢測1.判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“×”。

(2)pH=11的Na2CO3溶液和NaOH溶液中水電離出的H+濃度相同。(

)(3)含有弱酸根離子的鹽的水溶液一定呈堿性。(

)(4)某鹽的水溶液呈酸性,該鹽一定發生了水解反應。(

)(5)常溫下,水電離出的H+濃度為1×10-5mol·L-1,則溶液的pH可能為5或9。(

)××××√2.在鹽類水解的過程中,下列說法正確的是(

)。A.鹽的電離平衡被破壞B.水的電離程度一定會增大C.溶液的pH一定會增大D.c(H+)與c(OH-)的乘積一定會增大答案:B解析:鹽類水解是促進水電離的過程。A項,多數鹽屬于強電解質,不存在電離平衡;C項,強酸弱堿鹽溶液的pH減小;D項,溫度不變,KW=c(H+)·c(OH-)不變。答案:D解析:能發生水解的離子是弱酸陰離子或弱堿陽離子,D項中CH3COO-能發生水解反應。3.下列能發生水解的粒子是(

)。

4.下列物質的水溶液由于水解作用而呈堿性的是(

)。A.NaHSO4 B.Na2SO4C.K2CO3 D.NH3答案:C解析:NaHSO4溶液因電離呈酸性,A項錯誤;Na2SO4溶液呈中性,B項錯誤;K2CO3溶液中

水解使溶液呈堿性,C項正確;NH3的水溶液因電離呈堿性,D項錯誤。5.(1)KHSO4溶液顯

(填“酸”“堿”或“中”)性,其原因是

(用電離方程式表示)。(2)KHCO3溶液顯

(填“酸”“堿”或“中”)性,其原因是

(用離子方程式表示)。(3)將上述兩溶液混合后,反應的離子方程式為

。解析:(1)KHSO4是強酸酸式鹽,在水溶液中完全電離。一

鹽類水解的實質與規律重難歸納1.鹽類水解的實質。鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸陰離子)與水電離出來的OH-或H+結合生成弱堿或弱酸,從而破壞了水的電離平衡,導致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等,則溶液表現出一定的酸堿性。2.鹽類水解的特點——逆、吸、弱、動。

3.鹽類的水解規律(常溫下)。

(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容易電離時,水解后鹽溶液呈酸性,反之,呈堿性,即強酸弱堿鹽水解使溶液呈酸性,強堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性。(5)“同強顯中性”——當鹽中的陰離子對應的酸與陽離子對應的堿電離程度相同時,水解后鹽溶液呈中性。溫馨提示

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。呈酸性的溶液是否一定是酸溶液或強酸弱堿鹽的溶液?提示:不一定。強酸的酸式鹽發生電離,使溶液呈酸性,如NaHSO4;弱酸弱堿鹽發生水解時,若弱堿陽離子水解程度大也會使溶液呈酸性;有的弱酸酸式鹽的溶液也呈酸性。典例剖析

(1)水解使溶液呈堿性的離子是

。

(2)水解使溶液呈酸性的離子是

。

(3)既能在酸性較強的溶液里大量存在,又能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有

。

(4)既不能在酸性較強的溶液里大量存在,又不能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有

。

學以致用1.常溫下,已知0.1mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,其pH分別為8、9、10,則HX、HY、HZ的酸性強弱排列正確的是(

)。A.HX>HY>HZB.HY>HX>HZC.HZ>HY>HXD.HZ>HX>HY答案:A解析:酸性越弱,酸根陰離子的水解程度越大,物質的量濃度相同時,其鈉鹽溶液的pH越大,根據pH的大小可推知Z-水解程度最大,HZ的酸性最弱,而HX的酸性最強,則三種酸的酸性由強到弱的順序為HX>HY>HZ。2.有下列鹽的水溶液:①KNO3、②AgNO3、③K2CO3、④FeCl3、⑤K2SO4、⑥NaClO、⑦NH4Cl,上述鹽形成的水溶液中,呈酸性的是

,呈堿性的是

,呈中性的是

。

答案:②④⑦

③⑥

①⑤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。二

鹽類水解離子方程式的書寫重難歸納1.鹽類水解反應的離子方程式書寫的一般模式:陰(或陽)離子+H2O弱酸(或弱堿)+OH-(或H+)。2.注意事項。(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。(3)陰、陽離子水解相互促進生成沉淀或氣體,水解趨于完全時,可用“══”連接,可注“↑”或“↓”。3.鹽類水解方程式的常見類型。

水解后分別呈酸性和堿性的兩種離子的溶液混合時,是否一定會相互促進對方的水解?提示:不一定。例如Cu2+水解呈酸性,S2-水解呈堿性,但兩者相遇時,不是相互促進對方的水解,而是直接結合,生成極難溶的CuS沉淀:Cu2++S2-══CuS↓。典例剖析下列各物質常溫下發生水解,對應的離子方程式正確的是(

)。答案:C【拓展延伸】(1)已知酸性:HF>H2CO3,等物質的量濃度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的順序是

。

(2)等物質的量濃度的“典例剖析”中的四種物質的溶液中陰離子數目最大的是

。

答案:(1)Na2CO