高中化學(xué)-鹽類的水解教學(xué)課件設(shè)計

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為第2節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解第二課時魯科版選修4Na2CO3俗稱純堿、面堿等，明明是鹽，為什么稱為“堿”呢？教學(xué)目標(biāo)1.掌握鹽的水解原理。

2.掌握水解的表示方法，并能正確書寫水解方程式。3.理解溫度、濃度、外加酸堿對水解的影響。重點：掌握鹽的水解原理及規(guī)律，理解溫度、濃度、外加酸堿對水解的影響。難點：理解溫度、濃度、外加酸堿對水解的影響。

一、鹽溶液酸堿性的探究：

1、鹽的分類(按生成鹽的酸、堿的強弱劃分)

強酸強堿鹽：如NaCl

強酸弱堿鹽：如NH4Cl

強堿弱酸鹽：如Na2CO3、CH3COONa

弱酸弱堿鹽：CH3COONH4、NH4HCO3【注意PH試紙的正確使用：使前不能潤濕！】2:鹽溶液的酸堿性的實驗探究：【結(jié)論】鹽溶液不一定都是中性,有的呈酸性,有的呈堿性.實驗操作：取一片PH試紙放在玻璃片上，用滴管取待測液點到試紙上，帶顏色變化后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行對比。要求：1.組內(nèi)分工合作，每人測一種鹽溶液的PH.2.把對應(yīng)溶液的PH值記錄(記錄的形式為PH〈7或PH〉7PH=7)鹽溶液Na2CO3酸堿性鹽溶液酸堿性【科學(xué)探究】P83CH3COONaNaClKNO3Al2(SO4)3NH4ClPH〉7PH〉7PH=7PH〈7PH〈7PH=7某些鹽H2O?酸性堿性中性3、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因CH3COONa=CH3COO-+Na++CH3COOH思考與交流（以CH3COONa溶液例）：C(H+)<C(OH-)堿性CH3COONa

溶液

H2OH++OH-NH4Cl溶液的情況又如何呢？NH4Cl=NH4++Cl-+NH3·H2OH2OOH-+

H+

酸性

NH4Cl溶液

C(OH-)<C(H+)思考與交流（以NH4Cl溶液例）：上述反應(yīng)的離子方程式分別為：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl+H2ONH3·H2O+HClCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-NH4++H2ONH3·H2O

+H+NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液溶液酸堿性C(H+)和C(OH-)相對大小溶液中的粒子有無弱電解質(zhì)生成相關(guān)化學(xué)方程式C(H+)=C(OH-)C(H+)>C(OH-)C(H+)<C(OH-)Na+、Cl-、H2O、

H+OH-NH4+、Cl-、H2O、H+、OH-

NH3·H2ONa+、CH3COO-H2O、H+、OH-

CH3COOH無有有NH4Cl+

H2ONH3·H2O+HClCH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH中性酸性堿性無【思考與交流】P55填表、討論

在鹽溶液中，鹽電離出的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子）跟水所電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）的反應(yīng)就叫做鹽類的水解。

二、鹽類的水解1.概念：水解的條件①鹽中必須有“弱”離子常見的能水解的弱堿陽離子有NH4+、Al3+Fe3+等弱酸陰離子：CH3COO-、HCO3-、CO32-、HS-、S2-等②鹽必須易溶于水2.鹽類水解的實質(zhì)生成弱電解質(zhì)破壞了水的電離平衡3.特點：可逆、微弱、吸熱。CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl鹽+水酸+堿水解中和4、鹽類水解方程式的書寫①鹽類水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式要用“”符號；③多元弱酸鹽分步水解，第一步為主，水解方程式一般只寫第一步;④多元弱堿鹽的水解也是分步進(jìn)行的，中學(xué)階段水解方程式可一步寫。②一般水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，不用“”、“”符號，生成物(H2CO3、

NH3·H2O)也不寫分解產(chǎn)物;↑5.水解平衡的移動因素

對鹽類水解

的影響內(nèi)因

組成鹽的酸或堿越弱，水解程度越大外因溫度

升高溫度促進(jìn)水解

濃度

鹽濃度越小，水解程度越大

外加酸堿

水解顯酸性的鹽溶液，加堿會促進(jìn)水解，加酸抑制水解，反之亦然

外加鹽

加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會促進(jìn)鹽的水解

練習(xí)測學(xué)1.D2.A3.D訓(xùn)練展示1.AD2.AD3.(1)KF堿性（2）NH4NO3（3）NaNO3

不水解（4）Na2CO3

堿性

(5)AlCl3酸性F-+H2OHF＋OH－

NH4++H2ONH3.H2O+H+CO32－+H2OHCO3－

+OH－Al3++3H2O