3.3鹽類的水解第一課時(shí)課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

酸+堿=鹽+水（中和反應(yīng)）6大強(qiáng)酸【課前站讀】4大強(qiáng)堿HClH2SO4HNO3HBrHIHClO4NaOHKOHCa(OH)2Ba(OH)2第1課時(shí)第三節(jié)鹽類的水解學(xué)習(xí)目標(biāo)1.學(xué)會(huì)判斷鹽溶液的酸堿性；2.會(huì)分析鹽溶液顯酸堿性的原因；3.掌握鹽類水解化學(xué)方程式和離子方程式的書寫。復(fù)習(xí)判斷溶液酸堿性的方法？一、鹽溶液的酸堿性1.最簡(jiǎn)易方案：常溫下用pH試紙或者pH計(jì)來(lái)測(cè)pH。2.根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱，將下表中鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類。鹽溶液NaClKNO3CH3COONaNa2CO3NH4Cl(NH4)2SO4酸堿性鹽類型

堿性

堿性

酸性

中性

酸性

中性發(fā)現(xiàn)規(guī)律鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱有以下關(guān)系：①?gòu)?qiáng)堿弱酸鹽的水溶液呈堿性；②強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液呈酸性；③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液呈中性；規(guī)律：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性例：下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性哪些呈堿性

。①FeCl3②NaClO③AgNO3④Na2S⑤NH4I⑥NaF①③⑤②④⑥及時(shí)練習(xí)H2OH++OH–純水中：當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請(qǐng)思考：（1）相關(guān)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(duì)水的電離平衡有何影響？（5）相關(guān)的化學(xué)方程式？二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1.理論分析⑴電離方程式⑵鹽溶液中的粒子⑶能否生成弱電解質(zhì)⑷鹽溶液的酸堿性⑸c(H+)和c(OH–)相對(duì)大?、氏嚓P(guān)化學(xué)方程式無(wú)（對(duì)水的電離平衡無(wú)影響）往水中加NaCl形成溶液往水中加NH4Cl形成溶液。⑴電離方程式⑵鹽溶液中的粒子⑶能否生成弱電解質(zhì)⑷鹽溶液的酸堿性⑸c(H+)和c(OH–)相對(duì)大?、氏嚓P(guān)化學(xué)方程式H2OH++OH–NH4ClCl–+NH4+NH3·H2O+能（且促進(jìn)水的電離）NH4Cl+H2ONH3·H2O+HClNH4++H2ONH3·H2O+H+往水中加CH3COONa形成溶液。⑴電離方程式⑵鹽溶液中的粒子⑶能否生成弱電解質(zhì)⑷鹽溶液的酸堿性⑸c(H+)和c(OH–)相對(duì)大小⑹相關(guān)化學(xué)方程式H2OOH–+H+CH3COONaNa++CH3COO–+CH3COOH能（且促進(jìn)水的電離）CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO–+H2OCH3COOH+OH–2.鹽類水解的概念、條件概念：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)，叫做鹽類的水解。條件：鹽溶于水；鹽能電離出弱離子。3.鹽類水解的實(shí)質(zhì)、特點(diǎn)實(shí)質(zhì)：生成弱電解質(zhì)后促進(jìn)水的電離。使c(H+)≠c(OH–)特點(diǎn)：⑴可逆⑵吸熱⑶微弱：鹽+水酸+堿水解中和一般不用“↑”或“↓”；一般不寫“”，而寫“”4.鹽類水解的規(guī)律（1）有弱才水解，越弱越水解；（2）誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性?！菊n堂小結(jié)】1、鹽類的水解：（2）水解的條件：鹽溶于水鹽電離出弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子。（1）概念：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)，叫做鹽類的水解。(3)實(shí)質(zhì)：

生成弱電解質(zhì)，破壞、促進(jìn)水的電離。使c(H+)≠c(OH–)（4）特點(diǎn)：（5）水解規(guī)律：（1）有弱才水解，越弱越水解；（2）誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。

在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（

）A、ClO–B、CO32–C、Fe3+D、SO42–下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（

）

哪些呈堿性（

）①FeCl3

②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3

⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤【課堂練習(xí)】4.在1molNa2S溶液中，c(Na+)與c(S2–)之比值（

）3.等物質(zhì)的量濃度、等體積的酸HA與堿NaOH混合后，溶液的酸堿性是（

）A、酸性B、中性C、堿性D、不能確定DA、大于2B、小于2C、等于2D、無(wú)法確定A課前站讀：鹽類水解規(guī)律①有弱才水解—含有弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子才水解。②誰(shuí)弱誰(shuí)水解—弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子才會(huì)水解。③越弱越水解—弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大。弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，水解程度越大。④都弱雙水解—鹽的弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子都發(fā)生水解，相互促進(jìn)。⑤誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性—若鹽是強(qiáng)酸和弱堿形成的，其水溶液顯酸性；反之，堿性。⑥同強(qiáng)顯中性—若鹽是強(qiáng)酸和強(qiáng)堿形成的，其水溶液顯中性。三、鹽類水解方程式的書寫（1）很多鹽的水解方程式用“?”;（2）水解程度小，產(chǎn)物少，通常不寫↑、↓符號(hào)；生成不穩(wěn)定物質(zhì)如H2CO3、NH3·H2O也不寫分解產(chǎn)物。關(guān)鍵：找弱離子，與水中的H+或OH-形成弱電解質(zhì)。（3）多元弱酸鹽分步水解,以第一步為主,水解方程式通常只寫第一步。（4）多元弱堿鹽分步水解，但水解方程式一步書寫到位。HCO3–+H2O?H2CO3+OH–CO32–+H2O?HCO3–+OH–(主)(次)例Na2CO3溶液:Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+如：AlCl3溶液:練1、一元弱酸強(qiáng)堿鹽如：CH3COONa、NaF化學(xué)方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化學(xué)方程式：離子方程式：NaF+H2OHF+NaOHF–

+H2OHF+OH–及時(shí)練習(xí)關(guān)鍵：找弱離子，與水中的H+或OH-形成弱電解質(zhì)。NH4+

+H2ONH3·H2O+H+NH4Cl+

H2O

NH3·H2O+HCl及時(shí)練習(xí)練2、一元弱堿強(qiáng)酸鹽如：NH4Cl關(guān)鍵：找弱離子，與水中的H+或OH-形成弱電解質(zhì)。練3.寫出下列鹽的水解方程式NaHCO3、Na2S、Na2HPO4、CuSO4、AlCl3。（主）（次）HS-+H2OH2S+OH-S2-+H2OHS-+OH-HCO3–+H2OH2CO3+OH–HPO42–+H2OH2PO4-+OH–H2PO4–+H2OH3PO4+OH–Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+（5）特殊：強(qiáng)堿的酸式鹽①NaHSO4只電離，不水解，溶液顯酸性NaHSO4=Na++H++SO42-②當(dāng)水解和電離同步進(jìn)行時(shí)，溶液的酸堿性取決于水解和電離程度的相對(duì)大?。∪纾篘aHCO3和NaHS溶液，水解>電離，顯堿性。如：NaHSO3和NaH2PO4溶液，電離>水解，顯酸性。課堂小結(jié)鹽類的水解鹽類水解的概念鹽類水解的實(shí)質(zhì)水解的規(guī)律水解方程式書寫鹽類水解的特點(diǎn)×××√××【練習(xí)】【練習(xí)7】下列離子方程式中，屬于水解反應(yīng)的是：A、CH3COOH+OH–?CH3COO–+H2OB、HCO3–+H2O?H3O++CO32–C、H2PO4–+H2O=H3PO4+OH–D、HS–