3.3.2酸堿中和與鹽類水解（二）第3章

水溶液中的離子反

應(yīng)與平衡滬科版（2020)選擇性必修101酸堿中和滴定02鹽類水解目錄Content本課學(xué)習(xí)目標(biāo)深刻理解鹽類水解的定義。熟練掌握“有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”的鹽類水解規(guī)律。學(xué)會正確書寫鹽類水解的離子方程式，這是表示鹽類水解反應(yīng)的重要化學(xué)用語。從微觀層面深入理解鹽類水解如何破壞水的電離平衡，以及這種破壞與溶液酸堿性變化之間的內(nèi)在聯(lián)系02鹽類水解Chapter

新課導(dǎo)入Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點加工時用于中和酸并使食品松軟或酥脆，也常用于油污的清洗等。為什么Na2CO3可被當(dāng)作“堿”使用呢？Na2CO3

是鹽，溶于水后，溶液卻呈堿性，為什么？二、鹽類水解1.溶液的酸堿性【提出問題】酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性。那么，鹽溶液的酸堿性如何呢？與鹽的類型之間有什么關(guān)系？【實驗探究】（1）選擇合適的方法測試下表所列鹽溶液的酸堿性。（2）根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱，將下表中的鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽進(jìn)行分類。二、鹽類水解1.溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性鹽類型中性堿性堿性

酸性中性酸性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性【結(jié)果和討論】分析上述實驗結(jié)果，歸納鹽溶液的酸堿性與鹽的類型之間的關(guān)系。二、鹽類水解1.溶液的酸堿性原來，Na2CO3是強(qiáng)堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，這就是它常被當(dāng)作“堿”使用的原因！溶液酸堿性的本質(zhì)：氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小中性溶液：c(H+)=c(OH-)酸性溶液：c(H+)>c(OH-)堿性溶液：c(H+)<c(OH-)那么，是什么原因造成不同類型的鹽溶液中c(H+)和

c(OH-)相對大小的差異呢？二、鹽類水解2.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因（1）三類不同的鹽溶液（NaCl溶液、NH4Cl溶液、CH3COONa溶液）中存在的離子、離子間的相互作用、溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小如表所示：鹽溶液NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液溶液中存在的離子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)c(H+)和c(OH-)的相對大小Na+、Cl-、H+、OH-NH4+、Cl-、H+、OH-Na+、CH3COO-、H+、OH-能，生成H2O能，生成H2O、NH3·H2O能，生成H2O、CH3COOHc(H+)=c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)結(jié)論：鹽在水中電離出來的離子和水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)決定了鹽溶液的酸堿性。二、鹽類水解（3）鹽溶液的酸堿性分析①

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水解分析—以NaCl溶液為例：NaClNa++Cl-H2OH++OH-不影響水的電離平衡，

c(H+)=c(OH-)

，溶液顯中性純水：加入氯化鈉：（2）鹽類水解的定義在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。二、鹽類水解2.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因②

強(qiáng)酸弱堿鹽的水解分析—以NH4Cl溶液為例：+NH3·H2O平衡正向移動(弱電解質(zhì))促進(jìn)水的電離，

c(H+)>c(OH-)，溶液顯酸性總反應(yīng)為：NH4Cl+H2ONH3?H2O+HCl

H2OOH-+H+NH4ClNH4++Cl-純水：加入NH4Cl：二、鹽類水解2.鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因③

強(qiáng)堿弱酸鹽的水解分析—以CH3COONa溶液為例：CH3COONaCH3COO-+Na+

H2OH++OH-+CH3COOH平衡正向移動(弱電解質(zhì))純水：加入醋酸鈉：總反應(yīng)為：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH離子方程式:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-促進(jìn)水的電離，

c(H+)＜c(OH-)溶液顯堿性二、鹽類水解3.鹽類水解的實質(zhì)鹽弱酸陰離子弱堿陽離子結(jié)合H+結(jié)合OH-弱電解質(zhì)破壞了水的電離平衡促進(jìn)水的電離可能導(dǎo)致溶液中c(H+)≠c(OH-)結(jié)果鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性二、鹽類水解（1）規(guī)律強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解，溶液呈中性；強(qiáng)酸弱堿鹽水解，溶液呈酸性；強(qiáng)堿弱酸鹽水解，溶液呈堿性。有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。4.鹽類水解的規(guī)律與特征（2）特征①

可逆：大多數(shù)鹽類水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)。②

微弱：大多數(shù)鹽類水解反應(yīng)的程度很微弱。③

吸熱：鹽類的水解反應(yīng)可看成酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，酸堿中和反應(yīng)放熱，而鹽類的水解反應(yīng)吸熱。二、鹽類水解5.鹽類水解的離子方程式（1）鹽類水解是可逆反應(yīng)，要寫“”，如：CH3COO-+H2OCH3COOH

+OH-（2）一般鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，在書寫時一般不標(biāo)“↓”或“↑”，也不把生成物寫成分解產(chǎn)物的形式，如：

NH4++H2ONH3·H2O+H+

（3）多元弱酸鹽的陰離子水解是分步進(jìn)行的，以第一步為主。如：CO32-+H2OHCO3-

+OH-HCO3-+H2OH2CO3

+OH-二、鹽類水解5.鹽類水解的離子方程式（4）多元弱堿的陽離子水解較復(fù)雜，一般按一步水解處理。如：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+（5）弱酸弱堿鹽的弱酸根和弱堿根都水解，即發(fā)生雙水解。如：CH3COO–+NH4++H2OCH3COOH+NH3·H2O（6）能徹底水解的離子組，由于水解趨于完全，書寫時要用“”并且要標(biāo)“↑”和“↓”。常見“完全雙水解”的弱離子組合——Al3+

與

CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)4]-等；Fe3+與CO32-、HCO3-等；2Al3++3CO32-+3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑二、鹽類水解6.影響鹽類水解平衡的因素（1）內(nèi)因——鹽本身的性質(zhì)如相同溫度下，等濃度的CH3COONa與NaClO溶液的堿性誰更強(qiáng)？越弱越水解HClOCH3COOH酸性：＜NaClOCH3COONa堿性：＞識記常見弱酸的酸性順序:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO二、鹽類水解（2）外因①

溫度：鹽類的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度促進(jìn)鹽類的水解，降低溫度抑制鹽類的水解。②

濃度：增大鹽溶液的濃度，水解平衡正向移動，但水解程度減小；加水稀釋可以促進(jìn)水解，水解平衡正向移動，水解程度增大。越熱越水解越稀越水解③

外加酸、堿、鹽：加酸：抑制弱堿陽離子的水解；加堿：抑制弱酸陰離子的水解；加能水解的鹽：取決于兩種鹽的水解形式相同，相互抑制相反，相互促進(jìn)二、鹽類水解7.鹽的水解常數(shù)（1）鹽的水解常數(shù)表達(dá)式若MA為強(qiáng)堿弱酸鹽，則其水解的離子方程式為：A-

+H2OHA+OH-該反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh=，Kh稱為鹽的水解常數(shù)。c(HA)·c(OH-)c(A-)水解平衡常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。它只受溫度影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。二、鹽類水解（2）Kh與Ka(Kb)、Kw的關(guān)系①

若常溫下一元弱酸HA的電離平衡常數(shù)為Ka，水的離子積常數(shù)為Kw。請分析水溶液中NaA的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。兩式相乘KaKh×=Kw同理：得到：Ka=

∴KwKaKh＝KwKbKh＝A-+H2OHA+OH-HAA-+H+又：二、鹽類水解(2)水的離子積常數(shù)為Kw，二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，則分別分析Na2CO3、NaHCO3的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。

NaHCO3：HCO3-+H2O?H2CO3+OH-

Ka2=

電離：H2CO3

?H++HCO3-HCO3-?H++CO32-Ka1=

Na2CO3：CO32-+H2O?HCO3-+OH-

二、鹽類水解8.水解與電離的區(qū)別HCO3–+H2OH2CO3+OH–⑴NaHCO3①②HCO3–+H2OCO32–+H3O+HCO3–CO32–+H+>①水解②電離程度：故溶液呈

性堿二、鹽類水解8.水解與電離的區(qū)別HSO3–

+H2OH2SO3

+OH–⑵NaHSO3①②<①水解②電離程度：故溶液呈

性酸HSO3–+H2OSO32–+H3O+HSO3–SO32–+H+(3)多元強(qiáng)酸酸式酸根只電離：HSO4–

=SO42–+H+

隨堂小測A1.向三份0.1mol/LCH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固體(忽略溶液體積變化)，則CH3COO－濃度的變化依次為

(

)A．減小、增大、減小

B．增大、減小、減小C．減小、增大、增大

D．增大、減小、增大

隨堂小測D2.能使水的電離平衡向電離方向移動，并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的措施（

）A.向純水中加入幾滴稀鹽酸B.將水加熱煮沸C.向水中加入碳酸鈉D.向水中加入氯化銨

隨堂小測