資源簡介

(共24張PPT)
第三章第三節第一課時
鹽類的水解
1.實驗探究鹽溶液的酸堿性，掌握鹽的類型與其溶液酸堿性的關系
2.能分析鹽溶液呈現不同酸堿性的原因，掌握鹽類水解的原理及鹽 溶液呈現不同酸堿性的規律
3.理解鹽類水解的概念，認識鹽類水解有一定的限度，能正確書寫 鹽類水解的離子方程式和化學方程式
學習目標
Na CO 是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，
常在面點加工時用于中和酸并使食品松軟或酥
脆，為什么Na CO 可被當作“堿”使用呢
新課引入-
生成的鹽
堿
1.強酸強堿鹽
NaCl 、K SO
知識回顧
根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類
酸+堿=鹽+水(中和反應)
3.強堿弱酸鹽
CH COONa 、K CO
2.強酸弱堿鹽
FeCl 、NH Cl
強酸
弱 酸
強堿
弱堿
4.弱酸弱堿鹽
酸
思考與討論
如何驗證Na CO 溶液的酸堿性
Na CO 溶液+酚酞 pH試紙 pH計
【結論】
①鹽溶液并不都顯中性，有的顯酸性，有的顯堿性。
②鹽溶液的酸堿性與鹽的類型有關： “誰強顯誰性，都強顯 中性”。
鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
鹽溶液的酸堿性 中性 酸性
堿性
探究一：鹽溶液的酸堿性
Na CO 是強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，這
就是它常被當做“堿”使用的原因!
溶液酸堿性的本質：氫離子濃度和氫氧根 離子濃度的相對大小
中性溶液：c(H+)=c(OH-)
酸性溶液：c(H+)>c(OH-)
堿性溶液：c(H+)【思考】N a CO 既不能電離出H+, 也不能 電離出OH-,它們的水溶液為什么有的顯酸性， 有的顯堿性呢
純
堿
Na CO
思考與討論一
酸度調節劑碳酸鈉
深入思考
【思考】NH Cl溶液中能否電離出H+和OH-
【答】能 ，H+和OH-來自于水的電離。
(注：水電離出的H+和OH-相等)
【思考】根據我們之前學習的溶液酸堿性的判斷方法，NH Cl 溶液 顯什么性
【答】中性
【思考】是什么原因造成不同類型的鹽溶液中c(H+) 和 c(OH-) 相對大小的差異呢
探究二：鹽溶液呈現不同酸堿性的原因一
微觀探究：以 NH Cl溶液為例探究溶液中的微粒
【思考】在該溶液中，除了H+與
OH-可以結合生成水，哪些微粒可 以相互反應呢
純水中：H O = H++OH-
NH Cl溶于水：NH Cl= Cl-+NH +
Cl
OH
Cl
H+
H O
NH +
NH
CI-
H+
H O
NH +
OH-
微觀探究與方程式一
以NH Cl 溶液為例探究溶液中的微粒
c(H+)>c(OH-)
促進水的電離
H O=H+1 + OH-1
十
NH Cl =Cl-+ NH +
兒
NH ·H O 弱電解質
CI-
OH-
NH ·H O
Cl-
NH H O
OH-
NH +
NH +
H O
CI
H+
H+
H O
NH +
【思考】如何用方程式描述水解過程呢
化學方程式
NH Cl+H O = NH ·H O+HCl
離子方程式
NH ++H O = NH ·H O+H+
以NH Cl 溶液為例探究溶液中的微粒
H O 一 H++ OH-
十
NH Cl =Cl-+ NH +
微觀探究與方程式
一 NH ·H O
弱電解質
水解方程式
CH COONa 溶液
促進水的電離
H O 一 OH-
一 CH COOH
CH COONa=Na++
化學方程式
CH COONa+H O = CH COOH+NaOH
離子方程式
CH CO0-+H O = CH COOH+OH-
+ H+
十
| CH CO0-
弱電解質
c(H+)鹽溶液 NH CI NaCI
CH COONa
溶液中存在的離子 Cl、NH +、H+、OH- Na+、Cl、H+、OH-
Na+、CH CO 、
H+、OH-
離子間能否相互作 用生成弱電解質 能(H O、NH · H O) 能(H O)
能(H O、CH COOH)
c(H+)和c(OH-)的 相對大小 c(H+)>c(OH-) c(H+)=c(OH-)
c(H+)對水的電離的影響 促進 無影響
促進
沒有發生水解
【思考】什么樣的鹽溶液可以發生水解反應呢
有弱才水解，無弱不水解
微觀探究一
強堿弱酸鹽 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽
鹽類的水解
1.概念：在水溶液中，鹽 電離出來的離子和水電離出來的H+或OH 結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。
鹽電離
陽離子
十
OH- 十
弱堿
鹽類的水解
鹽電離
陰離子
十
H+
H O=
弱酸
弱酸陰離子
弱堿陽離子
c(H+)≠c(OH-) 促進水的電離
鹽類的水解
2.實質：
使鹽溶液呈現酸 性或堿性
結合H+
結合OH-
破壞了水的 電離平衡
生成
弱電解質
鹽電離
鹽類的水解
3.規律：
有弱才水解，無弱不水解，誰強顯誰性，同強顯中性
4.特點： 水解
中和
(1)可逆的
(2)吸熱的 △H>0
(3)一般很微弱
鹽+水 酸+堿
【思考】Na CO 是如何水解的呢
Na CO 的水解是分兩步進行的
第一 步：CO -水解(主要)
CO 2-+H O—HCO -+ OH-
第二步，生成的HCO - 進一步水解 HCO -+H O —H CO +OH-
思考與討論一
Na CO
5.水解方程式書寫注意事項
(1)鹽類水解是可逆反應，要寫“ — ”,如：
CH CO0 +H O=CH COOH+OH-
(2)一般鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，在書寫時一 般不標“↓”或“個”,也不把生成物寫成分解產物的形式，如：
NH ++H O=NH ·H O+H+
(3)多元弱酸鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主。如： CO -+H O HCO -+OH-
HCO +H O=H CO +OH-
(4)多元弱堿的陽離子水解較復雜，一般按一步水解處理。如：
Fe ++3H O—Fe(OH) +3H+
課堂練習 寫出以下溶液的水解離子方程式。
①NH Br NH *+H O—NH H O+H+
②Al (SO ) Al ++3H O— Al(OH) +3H+
F-+H O — HF+OH-
ClO-+H O HClO+OH-
S -+H O —HS-+OH- HS-+H O—H S+OH-
③NaF
④NaClO
⑤Na S
1.下列鹽的水溶液中
哪些不能水解( ⑥ ) 哪些呈酸性( ①③④ ) 哪些呈堿性( ②⑤ )
課堂練習
③(NH ) SO
⑥ K SO
②NaClO
⑤Na S
① FeCl
④AgNO
有弱才水解
誰強顯誰性
解題秘訣
課堂練習
2.下列物質分別加入到水中，因促進水的電離而使溶液呈 酸性的是( C )
A、硫酸 B 、NaOH C、硫 酸 鋁 D. 碳酸鈉
抑制 抑制 促進 促進
課堂練習
3.下列各組離子因發生相互促進的水解反應而不能大量共存的是( A )
A.NH Al(SO ) 溶液中：Na+ 、Mg + 、HCO 、NO
B.pH=1 的溶液中：Fe +、Al +、NO 、Cl
C. 常溫下，水電離出的c(H+)=1×10- 2mol-L- 的溶液中： Al + 、Ca + 、NO 、Cl-
D. 加入鋁粉產生氫氣的溶液中：Cu + 、NH * 、HCO 、Br-
鹽類水解的實質
弱酸的陰離子或弱堿的陽
離子破壞水的電離平衡
鹽的水解 鹽類水解方程式的書寫
鹽溶液酸堿性規律
有弱才水解；無弱不水解； 誰強顯誰性；同強顯中性
課堂小結
希望同學們學有所獲!

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