鹽類的水解課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三節(jié)鹽類水解第一課時(shí)鹽類的水解

素養(yǎng)目標(biāo)1.掌握鹽的類型與其溶液酸堿性的關(guān)系2.能分析鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因3.理解鹽類水解的概念，能正確書(shū)寫(xiě)鹽類水解的離子方程式學(xué)習(xí)目標(biāo)

中性堿性酸性中性堿性酸性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽①?gòu)?qiáng)酸（六大強(qiáng)酸）

HCl、HBr、HI、H2SO?、HNO?、HClO?②強(qiáng)堿（四大強(qiáng)堿）

KOH、Ba(OH)?、NaOH、Ca(OH)?

誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性。【練一練】①NaClO②CaI2③(NH4)2SO4④CuSO4⑤CH3COOK⑥Na2S⑦FeCl3⑧Al(NO3)3⑨KBr⑩NaF以上溶液中，呈酸性的有

，堿性的有

，中性的有

。③④⑦⑧①⑤⑥⑩②⑨【練一練】【探究2】NH4Cl溶液為什么呈酸性？H2OH++OH–純水中：c(H＋)=c(OH－)加NH4Cl后：NH4ClCl–+NH4+NH3·H2O減小增大+c(H＋)＞c(OH－)使得NH4Cl電離出來(lái)的NH4+能與水電離出來(lái)的OH–結(jié)合生成弱電解質(zhì)—NH3·H2O，使水的電離平衡向右移動(dòng)，最終使得溶液中c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。

離子方程式為：NH4++H2O?NH3·H2O+H+總反應(yīng)為：NH4Cl+H2O?NH3·H2O+HCl【探究3】CH3COONa溶液為什么呈堿性？CH3COONa電離出來(lái)的CH3COO-能與水電離出來(lái)的H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)—CH3COOH，使水的電離平衡向右移動(dòng)，最終使得溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性。

離子方程式為：CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH-總反應(yīng)為：CH3COONa+H2O?CH3COOH

+NaOHH2OH++OH–純水中：c(H＋)=c(OH－)CH3COONa=CH3COO_

+Na+加醋酸鈉：+CH3COOH減小增大c(H＋)＜c(OH－)使得【探究1】NaCl溶液為什么呈中性？c(H＋)=c(OH－)c(Na＋)=c(Cl－)NaCl電離產(chǎn)生的Na+和Cl–

均不能與水電離產(chǎn)生的H+

和

OH–相互作用生成弱電解質(zhì)。即加NaCl后不影響水的電離平衡。不反應(yīng)不反應(yīng)加NaCl后：NaClCl–+Na+純水中：H2OH+

+OH–

三、鹽類的水解1、定義：在水溶液中，鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。2、實(shí)質(zhì)：弱酸陰離子弱堿陽(yáng)離子結(jié)合H+破壞了水的電離平衡促進(jìn)水的電離c(H+)≠c(OH-)使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性鹽電離結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)有弱才水解，不弱不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解有弱才水解，不弱不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解試分析FeCl3NaClO(NH4)2SO4溶液顯酸堿性的原因

【思考與討論】Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點(diǎn)加工時(shí)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?第一步(主要)HCO3－Na2CO3＝2Na＋＋CO32－

＋總離子方程式：Na2CO3的水解：H2O

?OH－

＋H＋CO32－＋H2O

?OH－＋HCO3－HCO3－＋H2O

?OH－＋H2CO3＋H2O

?OH－

＋H＋H2CO3Na2CO3的水解分兩步進(jìn)行，第一步是CO32－與水電離出來(lái)的H＋結(jié)合生成HCO3－，第二步是HCO3－又與H＋結(jié)合生成H2CO3，使水的電離平衡向右移動(dòng)，最終使得溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性。第一步水解后溶液顯堿性，抑制了第二步水解，故第一步的水解程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，平衡時(shí)H2CO3的濃度很小，不會(huì)放出CO2氣體。第二步(次要)酸堿促進(jìn)

KAl(SO4)2·12H2O水解規(guī)律：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性有弱才水解，不弱不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解化學(xué)作業(yè)：用離子方程式表示下列鹽溶液顯酸堿性的原因：1、(NH4)2SO4

NH4++H2O?NH3·H2O+H+2、CuSO4

Cu2++2H2O?Cu(OH)2+2H+

3、NaClO

ClO－＋H2O

?OH－＋HClO4、Na2CO3

CO32－＋H2O

?OH－＋HCO3－HCO3－＋H2O

?OH－＋H2CO35、AlCl3

Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+6、Na2S

S2－＋H2O

?OH－＋HS－

HS－＋H2O

?OH－＋H2S用離子方程式表示下列鹽溶液顯酸堿性的原因：1、FeCl32Na2SO33KAl(SO4)2課本P786金版P94活學(xué)活用2、

金版P95例2活學(xué)4課本P7845、25℃，0.01mol/LNH4Cl溶液的PH=56、25℃，PH=4醋酸和氯化銨溶液中，水電離出的H+的濃度各多少？請(qǐng)用離子方程式表示下列溶液的顯酸堿性的原因1、Na2SO32、NaHCO33、FeCl3影響鹽類水解的因素

常溫下，CH3COOH,HF,HClO電離常數(shù)Ka分別是1.75x10-5,6.3x10-4,4.0x10-8測(cè)得某等濃度的CH3COONa,NaF,NaClO的PH大小比較越弱越水解金版P105越弱越水解金版P105影響鹽類水解的因素：內(nèi)因：越弱越水解外因：1、溫度：越熱越水解2、濃度：越稀越水解3、外加溶液：同性，抑制

異性

，促進(jìn)E加水稀釋F通入HClGNaOH

思考：鹽類水解的應(yīng)用：課本P78課本P89水溶液中粒子濃度關(guān)系請(qǐng)思考：1、請(qǐng)用離子方程式表示NH4Cl溶液呈酸性的原因2、0.1mol/LNH4Cl溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=0.1mol/L?

若不等，它們是什么關(guān)系？3、0.1mol/L(NH4)2SO4溶液

c(NH4+)=2c(SO42-)=0.2mol/L?

若不等，它們是什么關(guān)系？水溶液中離子濃度關(guān)系4、0.1mol/LCH3COO