《鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律》參考課件1

第2課時鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律第3章物質(zhì)在水溶液中的行為第2節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律

本節(jié)知識目錄學(xué)習(xí)探究目標(biāo)定位知識回顧自我檢測探究點二鹽類水解離子方程式的書寫探究點一鹽類水解學(xué)習(xí)目標(biāo)定位1.通過實驗歸納鹽溶液的酸堿性與其類型之間的關(guān)系，進(jìn)一步探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，總結(jié)其規(guī)律。2.熟練掌握鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫。學(xué)習(xí)重難點：鹽類水解的實質(zhì)及規(guī)律。知識回顧1．水的電離與溶液的酸堿性H2O

H＋＋OH－逆反應(yīng)方向增大了水中[H＋]或[OH－][H＋]≠[OH－][H＋]＝[OH－][H＋]>[OH－][H＋]<[OH－]知識歸納(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的H＋直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡向右移動。外界條件對水的電離平衡的影響(1)因水的電離是吸熱過程，故溫度升高，會促進(jìn)水的電離，[H＋]、[OH－]都增大，水仍呈中性。(2)外加酸或堿，水中[H＋]或[OH－]增大，會抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。知識回顧HCl＋NaOH===NaCl＋H2OHCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2OCH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2OHCl、NaOHCH3COOH、NH3·H2O弱酸弱堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽學(xué)習(xí)探究探究點一：鹽類水解

1．通過實驗測定下列0.1mol·L－1鹽溶液的pH，填寫下表。強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽pH＝7pH>7pH<7中性

堿性

酸性

中性堿性酸性學(xué)習(xí)探究溶液中都存在水的電離平衡：

，CH3COONa溶于水后完全電離：_____________________________，溶液中的CH3COO－能與水中的H＋結(jié)合生成

的醋酸分子，從而使水的電離平衡向

移動，溶液中有關(guān)離子的濃度變化是[CH3COO－]

，[H＋]

，[OH－]

，[H＋]

[OH－]，所以CH3COONa溶液呈堿性?；瘜W(xué)方程式是

，離子方程式是

。2．CH3COONa水溶液呈堿性的原因疑難解析CH3COONa===CH3COO-+Na+H2OH+＋OH-＋CH3COOHH2O

OH－＋H＋CH3COONa===Na＋＋CH3COO－難電離電離的方向減小減小增大小于CH3COONa＋H2O

CH3COOH＋NaOHCH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－使[H＋]減小，使水的電離平衡正向移動，溶液中[OH-]>

[H＋]

。學(xué)習(xí)探究疑難解析H2O

H＋＋OH－NH4Cl===Cl－＋NH4OH-NH4NH3·H2O電離的方向NH4與水電離的OH－結(jié)合生成了難電離的NH3·H2O[NH4]減小，[OH－]減小，[H＋]增大>酸性NH4Cl＋H2O

NH3·H2O＋HCl＋H2O

NH3·H2O＋H＋H2OOH－

＋H+NH4Cl===NH4＋Cl-NH3·H2O＋NH4與水電離的OH－結(jié)合形成弱電解質(zhì)NH3·H2O

，使[OH－]減小，使水的電離平衡正向移動，溶液中[H＋]>[OH－]。+++＋＋NH4++學(xué)習(xí)探究NaCl溶于水后電離產(chǎn)生Na＋和Cl－，不能與水電離出的OH－、H＋結(jié)合成難電離的物質(zhì)，水的電離平衡不發(fā)生移動，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。4．NaCl溶液呈中性的原因：學(xué)習(xí)探究歸納總結(jié)有弱才水解，無弱不水解，都弱都水解，誰強(qiáng)顯誰性。1．鹽類水解的實質(zhì)在溶液中鹽電離出來的離子(弱堿的陽離子或弱酸的陰離子)結(jié)合水電離出的OH－或H＋生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。2．鹽類水解的規(guī)律常見的弱離子3．鹽類水解的特點吸熱反應(yīng)、程度微弱、可逆反應(yīng)。題目解析學(xué)習(xí)探究活學(xué)活用DNa2CO3水解的實質(zhì)是CO3與H2O電離出的H＋結(jié)合生成HCO3-和H2CO3，使溶液中[H＋]<[OH－]。2-題目解析學(xué)習(xí)探究D對水的電離平衡無影響，溶液呈中性H＋抑制水電離，且溶液呈酸性Na2CO3水解促進(jìn)水電離，溶液呈堿性NH4Cl水解促進(jìn)水電離，溶液呈酸性學(xué)習(xí)探究探究點二：鹽類水解離子方程式的書寫

⑤②④①③ClO－＋H2O

HClO＋OH－NH4＋H2O

NH3·H2O＋H＋CO3＋H2O

HCO3＋OH－、HCO3＋H2O

H2CO3＋OH－Al3＋＋3H2O

Al(OH)3＋3H＋+2---學(xué)習(xí)探究×√×××水解微弱不標(biāo)“↑”、“↓”

多元弱酸根分步書寫，多元弱堿陽離子一步完成。水解是可逆的要用可逆號水解微弱不標(biāo)“↑”、“↓”

學(xué)習(xí)探究歸納總結(jié)多元弱酸根分步書寫，多元弱堿陽離子一步完成。書寫鹽類水解離子方程式的方法思路(1)一般形式：(2)方法要求一判斷：判斷弱離子，書寫化學(xué)式。二規(guī)范：寫“”，不標(biāo)“↑”、“↓”。三注意：弱離子＋H2O弱電解質(zhì)＋H＋(或OH－)題目解析學(xué)習(xí)探究活學(xué)活用是HCOOH的電離是HS-的電離C應(yīng)為H2CO3學(xué)習(xí)探究學(xué)習(xí)探究學(xué)習(xí)小結(jié)自我檢測1234A

可以是強(qiáng)酸弱堿鹽任何水溶液都含有H+和OH-自我檢測1234A

多元弱酸分步水解，水解方程式分步表示或只寫第一步為CH3COOH的電離是醋酸與可溶性強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)的離子方程式自我檢測1234C無弱不水解NH3是非電解質(zhì)，溶于水后生成弱堿在N