第一課時 鹽類的水解

第三節(jié)

鹽類的

水解Hydrolysisofsalts第一課時鹽類水解的概念、規(guī)律及表示方法學習目標1.知識與技能1）理解鹽類水解的原理。2）了解鹽溶液的酸堿性。3）掌握鹽類水解的化學方程式和離子方程式。2.過程與方法能通過與老師、同學的交流合作等手段，應用有關知識來完成鹽類水解的題目。3.情感態(tài)度與價值觀通過研究鹽類水解及生活中的重要作用,能解釋生活中的一些問題，培養(yǎng)學習化學的興趣。根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸+堿==鹽+水（中和反應）酸強酸弱酸弱堿強堿堿【知識回顧】強酸強堿鹽如：NaCl強酸弱堿鹽如：NH4Cl弱酸強堿鹽如Na2CO3弱酸弱堿鹽如CH3COONH4侯德榜我國制堿工業(yè)的先驅(qū)資料卡片碳酸鈉（俗稱：純堿、蘇打）Na2CO3

侯氏制堿法（聯(lián)合制堿法）——中國化學家對世界文明所作的重大貢獻

【回憶思考】分別往Na2CO3和NaHCO3的溶液中滴加酚酞，可觀察到什么現(xiàn)象？？NaHCO3溶液Na2CO3溶液純堿???叫堿不是堿純堿純水酸性堿性加酸加堿加鹽c(H＋)＜c(OH－)

c(H＋)＞c(OH－)

c(H＋)=c(OH－)H2OOH-+H+？水溶液的酸堿性由溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小決定實驗●探究

用PH計分別測量下列三組溶液的PH第一組：Na2SO4、NaCl第二組：NH4Cl、Al2(SO4)3、MgCl2第三組：Na2CO3、CH3COONa實驗記錄結(jié)論:鹽溶液不一定都呈中性,

有的呈酸性,有的呈堿性第一組：Na2SO4、NaCl第二組：NH4Cl、Al2(SO4)3、MgCl2第三組：Na2CO3、CH3COONaPH=7都呈中性PH＜7都呈酸性PH＞7都呈堿性鹽溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4Cl酸堿性鹽類型鹽溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4MgCl2酸堿性鹽類型尋找規(guī)律探究鹽溶液的酸堿性中性堿性堿性酸性中性堿性酸性強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽P54酸性強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸弱堿鹽

根據(jù)上述實驗事實，請歸納鹽的類型與鹽溶液的酸堿性之間的關系，你能試著從電離平衡的角度加以解釋嗎？

歸類求同對比求異一、鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關系：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性？誰強顯誰性，都強顯中性記住啦！探究原因鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH+

+OH–純水中：當分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：（1）相關的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些粒子？（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？（4）對水的電離平衡有何影響？（5）相關的化學方程式？分析后，填寫書P55表格【探究1】往水中加NaCl形成溶液。⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質(zhì)生成⑹相關化學方程式H2OH+

+OH–NaCl

Cl–+Na+Na+、Cl–、H+、OH–、H2O無c(H+)c(OH–)=中性無（對水的電離平衡無影響）⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大?、躯}溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質(zhì)生成⑹相關化學方程式【探究2】往水中加NH4Cl形成溶液。H2OH+

+OH–NH4ClCl–+NH4++有（促進水的電離）

NH3

·H2O

c(H+)c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、NH3

·H2ONH4Cl+H2ONH3

·H2O+HClNH4++H2ONH3

·H2O+H+水解方程式⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大?、躯}溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質(zhì)生成⑹相關化學方程式【探究3】往水中加CH3COONa形成溶液。H2OOH–+H+CH3COONaNa++CH3COO–

+有（促進水的電離）

CH3COOH

c(H+)c(OH–)<堿性Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH

+

NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–水解方程式結(jié)合CH3COONa和NH4Cl的水溶液顯堿（酸）原因，分析歸納…H2OH+

+

OH–

CH3COONa=Na++CH3COO–NH4Cl=Cl

–+NH4+

有弱酸陰離子或弱堿陽離子結(jié)合水電離出的H+或OH-，促進了水的電離。鹽類的水解三、鹽溶液呈不同酸堿性的原因：發(fā)生了鹽類的水解四、鹽類水解1、定義：鹽電離出來的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子）跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。⑴含弱酸陰離子的鹽：

CH3COO-

、CO3

2-

、F-

、S2-等⑵含弱堿陽離子的鹽：

NH4+

、Al3+

、Cu2+

、Fe3+

、Ag+等弱酸或弱堿類型實例是否水解水解的離子生成的弱電解質(zhì)溶液的酸堿性強酸弱堿鹽NH4Cl強堿弱酸鹽NaAc強酸強堿鹽NaCl水解水解不水解弱堿陽離子弱酸陰離子無弱堿弱酸無酸性堿性中性五.鹽類水解的規(guī)律①鹽溶于水1.

鹽類水解的條件：②鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子，與水電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）不溶不水解，無弱不水解，有弱才水解。誰弱誰水解，都弱雙水解。記住啦！3.

實質(zhì)：促進水的電離。生成了弱電解質(zhì)2.水解的結(jié)果：促進了水的電離，使溶液呈酸堿性。誰強顯誰性，都強顯中性，都弱相對性。使c(H+)≠c(OH–)記住啦！4、水解的特點：⑴是中和反應的逆反應，存在水解平衡；鹽+水酸+堿水解中和⑵吸熱反應，必有弱酸或弱堿生成，溶質(zhì)微粒數(shù)增多；CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

△H>0

(3)水解程度一般很小，通常用“”表示，故水解產(chǎn)物較少，鹽溶液的酸堿性一般較弱。方程式中一般不用“↑”或“↓”。雙水解的程度比單水解的大，但顯的性質(zhì)不一定強4、水解的特點：（4）水解平衡（動態(tài)）（5）多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，以第一步水解為主。故相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，前者溶液堿性強。（6）多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。（7）多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進行，溶液中既存在水解平衡，又存在電離平衡。例題1：在鹽類的水解過程中，下列敘述正確的是（）A.鹽的電離平衡被破壞B.水的電離平衡被破壞C.沒有中和反應發(fā)生D.溶液的PH值一定變大B例題2：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-）的措施是（）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D一試身手

1.在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是()A、ClO-B、CO32-C、Fe3+D、SO42-D能否用方程式表示出相應的水解過程？下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（）①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤六、鹽類水解的表示方法

——水解方程式的書寫鹽+

水酸+

堿鹽+水酸+堿鹽類水解方程式的書寫方法：先找“弱”離子。一般水解程度小，水解產(chǎn)物少。常用“”；不寫“==”、“↑”、“↓”；也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式。多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。弱離子+水弱酸(or弱堿)+OH–(orH+)四、鹽類水解方程式的書寫：（一）一元弱酸強堿鹽如：CH3COONa、NaF、NaAlO2化學方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+

NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–離子方程式：F–

+H2OHF+OH–離子方程式：AlO2–

+2H2OAl(OH)3

+OH–四、鹽類水解方程式的書寫：（二）多元弱酸強堿鹽如：Na2CO3、Na3PO4離子方程式：HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–CO3

2–

+

H2OHCO3–

+OH–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5種離子，2種分子。？在定量計算時，常只考慮第一步水解，而后面的忽略不計；在定性分析時，則必須考慮每一步水解。（三）弱堿強酸鹽水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+（四）弱酸弱堿鹽水解1、一般雙水解，如：CH3COONH4CH3COO–

+NH4+

+H2OCH3COOH+

NH3·H2O(NH4)2CO3

NH4HCO32、“完全雙水解”的，用“==”、“↑”、“↓”。Al3+

+

3HCO3–

Al(OH)3

+

3CO2請書寫下列物質(zhì)水解的方程式：

Al2S3、Mg3N2

Al2S3+6H2O2Al(OH)3+3H2SMg3N2+6H2O3Mg(OH)2+2NH3

以上為“完全雙水解”，進行得非常充分，故用“==”連接，且標上“”、“”符號。Al3+與AlO2–、HCO3–、CO32–、S2–、

HS–、ClO–Fe3+與AlO2–、HCO3–、CO32–NH4+與SiO32–常見“完全雙水解”的弱離子組合——如:(NH4)2CO3

、NH4HCO3、

CH3COONH4但有些弱酸弱堿鹽是進行“一般雙水解”。用連接。（五）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴

NaHCO3HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–①②HCO3

–

+H2OCO32–+H3O

+①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵

NaHSO3HSO3

–

+H2OH2SO3

+OH

–①②HSO3

–

+H2OSO32–+H3O

+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸⑶

NaH2PO4溶液呈弱酸性⑷

Na2HPO4、HS-溶液呈弱堿性1.下列溶液pH小于7的是A、氯化鉀B、硫酸銅

C、硫化鈉D、硝酸鋇2.下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是碳酸鉀B.硫酸氫鈉

C.碳酸氫鈉D.氯化鐵【課堂練習】3.下列離子在水溶液中不會發(fā)生水解的是NH4+B.SO42–

C.Al3+D.F–4.

氯化銨溶液中離子濃度從大到小排列正確的是A.NH4+

、H+

、OH–、Cl

–

B.Cl

–

、NH4+

、H+

、OH–

C.H+、

Cl

–

、

NH4+

、OH–

D.Cl

–

、

NH4+

、OH–

、H+【課堂練習】水解離子方程式的書寫技巧————缺啥補啥法按照弱離子參與水解的原則，首先找出弱離子，弱離子與水反應生成對應的同電性的離子氫離子或氫氧根離子，然后等式兩邊缺啥補啥，最后配平。如CuSO4：參與水解的是Cu2+，生成對應的陽離子H+，Cu2+＋H2OH+·OH-=？＋H+把水看成是H+·OH-，顯然，陽離子將與OH-結(jié)合生成CuOH2。Cu2+＋H2O=CuOH2＋H+，將其配平即得水解離子方程式：

Cu2+＋2H2O=CuOH2＋2H+HCO3-＋H2OH+·OH-=？＋OH-將HCO3-

與H+結(jié)合生成H2CO3代替？，再配平，即得水解離子方程式：HCO3-

＋H2O=H2CO3＋OH-如NaHCO3水解；參與水解的是HCO3-，生成對應的陰離子OH-。Cu2++2H2O

Cu(OH)2+2H+第一步：S2-+H2OHS-+OH-

第二步：HS-+H2OH2S+OH-

1.請分別寫出Na2S、CuSO4

發(fā)生水解反應的離子方程式。隨堂練習Na2S溶液:CuSO4溶液:隨堂練習2.下列水解離子方程式正確的是()A．Fe3++3H2OFe(OH)3↓

+3H+

B．Br-+H2OHBr+OH-C．CO32-+2H2OH2CO3+2OH-D．NH4++2H2ONH3·H2O+H3O+DE.CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+【課堂小結(jié)】一、鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關系：二、鹽溶液呈不同酸堿性的原因：三、鹽類水解：1、概念：2、水解的條件：3、水解的實質(zhì)：4、水解的特點：5、水解的規(guī)律：溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H+

或OH–結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。鹽易溶，有弱離子。破壞水的電離平衡。生成弱電解質(zhì)；可逆；吸熱；一般微弱；水解平衡。⑴有弱就水解；無弱不水解；⑵越弱越水解；都弱雙水解；⑶誰強顯誰性；同強顯中性。四、鹽類水解：課本59頁第1、2題課后作業(yè)

2、弱酸弱堿鹽能否水解？若能水解，弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性如何確定？說明理由。課后探究

：

1、鹽類水解程度的大小是否一樣，若不一樣，主要受什么因素的影響？都弱都水解！活動一：課后探究：據(jù)科學實驗證明：CH3COONH4的水溶液呈中性，為什么？活動二：

在百度網(wǎng)頁上搜索下列相關資料，了解鹽類水解知識在日常生產(chǎn)生活中的應用中央電教館：http:///；

百度百科—滅火器：http:///

研究性學習活動：下列鹽的水