資源簡介

(共22張PPT)
第1講 鹽類的水解
新人教版 化學 選擇性必修一
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
CaSO4
Fe2(SO4)3
Al2(SO4)3
MgSO4
SiO2
CaCO3
NaCl
Na2CO3
模塊一 鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
H2O H+ + OH–
純水中：
溶液呈酸性、堿性還是中性，取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。
酸性 堿性 中性
c(H+)>c(OH-) c(H+)一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
H2O H+ + OH–
Na+、Cl–、H+、OH–、H2O
無
c(H+) c(OH–)
=
中性
(對水的電離平衡無影響)
NaCl Cl– + Na+
=
鹽溶液中的粒子：
離子間能否相互作用生成弱電解質：
c(H+)和c(OH-) 的相對大?。?br/>NaCl溶液
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
NH4Cl溶液
H2O H+ + OH–
NH4Cl Cl– + NH4+
=
NH3·H2O
鹽溶液中的粒子：
離子間能否相互作用生成弱電解質：
c(H+)和c(OH-) 的相對大?。?br/>NH4+、Cl–、H+、OH–、H2O、NH3·H2O
生成NH3·H2O
c(H+) c(OH–)
>
酸性
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
NH4Cl溶液
H2O H+ + OH–
NH4Cl Cl– + NH4+
=
NH3·H2O
酸性
(促進水的電離)
NH4Cl + H2O HCl + NH3·H2O
總反應：
離子方程式：
NH4+ + H2O H+ + NH3·H2O
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
CH3COONa溶液
H2O OH– + H+
CH3COONa Na+ + CH3COO–
=
CH3COOH
鹽溶液中的粒子：
離子間能否相互作用生成弱電解質：
c(H+)和c(OH-) 的相對大?。?br/>Na+、CH3COO–、H+、OH–、H2O、CH3COOH
生成CH3COOH
c(H+) c(OH–)
<
堿性
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
CH3COONa溶液
H2O OH– + H+
CH3COONa Na+ + CH3COO–
=
CH3COOH
堿性
(促進水的電離)
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
總反應：
離子方程式：
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
1.鹽類的水解
在水溶液中，鹽電離出來的離子跟水電離出來的 H+或 OH- 結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。
弱酸陰離子
或弱堿陽離子
弱酸或弱堿
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
2.鹽類水解的實質
弱酸陰離子
弱堿陽離子
結合H+
破壞了水的電離平衡
促進水的電離
c(H+)≠c(OH-)
使鹽溶液呈現酸性或堿性
鹽電離
結合OH-
生成
弱電解質
是中和反應的逆反應
CaSO4
Fe2(SO4)3
Al2(SO4)3
MgSO4
SiO2
CaCO3
NaCl
Na2CO3
試寫出以下鹽水解的方程式
NaClO
(NH4)2SO4
NaHCO3
FeCl3
ClO- + H2O OH- +HClO
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
HCO3- + H2O OH- +H2CO3
Fe3+ + 3H2O 3H+ + Fe(OH)3
3.水解方程式的書寫
“治廢”——探究鹽堿地的堿性
寫出Na2CO3水解離子方程式
Na2CO3 溶液為什么顯堿性？
H2CO3 ====HCO3– + H+ Ka1 =4.2 × 10-7
HCO3– ===CO32– + H+ Ka2 =5.6 × 10-11
問題2：Na2CO3 的水解是一步還是分步？
任務： “治廢”——探究鹽堿地的堿性
H+ = H2CO3
CO32– + H+ = HCO3–
c(CO2)
鹽酸
HCO3– +
Na2CO3溶液
VHCl
CO32– + H2O HCO3– + OH–
Na2CO3溶液
第一步水解：
第二步水解：
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
第二步水解程度很小
平衡時溶液中H2CO3 的濃度很小
不會放出CO2 氣體
微提醒
第一步水解程度比第二步水解程度大得多(與電離類似)，以第一步為主，絕對不能兩步合并寫。
鹽類水解(單一離子水解)一般是比較微弱的過程
通常用“ ”表示，水解生成的難溶物及氣體，
一般不標“↓”或“↑”
多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的（多元弱堿一步寫完）
問題：0.1mol/L的NH4Cl 溶液中NH4+ 反應了多少？
H2O H+ + OH-
10 -5 10 -9
鹽類的水解：可逆、微弱
消耗NH4+
10 -5 - 10 -9
一、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
可逆、微弱、吸熱，存在水解平衡狀態
有弱才水解，無弱不水解；
都弱都水解，越弱越水解；
誰強顯誰性，同強顯中性。
4.鹽類水解的特點
5.鹽類水解的規律
課堂檢測
1.寫出下列鹽類水解的離子方程式：
①NaClO：_______________________________________________，
②(NH4)2SO4：______________________________________________，
③Na2CO3：______________________________________________，
④AlCl3：_________________________________________________。
ClO－＋H2O HClO＋OH－
NH4+＋H2O NH3·H2O＋H＋
CO32-＋H2O HCO3－＋OH－
Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋
課堂檢測
2．下列有關鹽類水解的說法不正確的是(　　)
A．鹽類的水解過程破壞了純水的電離平衡
B．鹽類的水解是酸堿中和反應的逆過程
C．鹽類水解的結果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3水解的實質是Na＋與H2O電離出的OH－結合生成了NaOH
答案　D
課堂檢測
3.下列關于鹽溶液呈酸性或堿性的說法錯誤的是(　　)
A．鹽溶液呈酸性或堿性的原因是鹽的水解破壞了水的電離平衡
B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C．在CH3COONa溶液中，由水電離出的c(OH－)≠c(H＋)
D．水電離出的H＋和OH－與鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子結合，造成鹽溶液呈堿性或酸性
答案　C

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