資源簡介

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第三章
水溶液中的離子反應與平衡
第三節鹽類的水解第一課時
人教版高中化學選擇性必修—
學習目標
● 1.掌握鹽溶液呈現不同酸堿性的原因，理解鹽類水解的本質， 特點和規律。
● 2.掌握鹽類水解的離子方程式的書寫原則，會書寫鹽類水解的離 子方程式。
● 3.能根據鹽類水解理論判斷鹽溶液的酸堿性。
● 重點：鹽類水解的本質，特點和規律，鹽類水解的離子方程式的 書寫。
● 難點：鹽類水解的本質，特點和規律。
知識回顧
思考：Na CO 是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點加工時用與 中和酸并使食物松軟或酥脆，也常用于油污的清洗等。為什么Na CO 可
以被當作“堿”使用呢
知識回顧
酸 + 堿 = 鹽 + 水 ( 中 和 反 應 )
根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類
強酸
酸
弱酸
H CO 、CH C00H
1 、強酸強堿鹽
FeCl 、NH CI
CH C00Na、K CO
CH CO0NH 、(NH ) CO
強堿
堿
弱堿
NH ·H 0
NaCI
6大強酸
HCI
H SO
HNO
HBr
HI
HC10
2、強酸弱堿鹽
3、強堿弱酸鹽
4、弱酸弱堿鹽
4大強堿
NaOH KOH
Ca(OH) Ba(OH)
生成的鹽
① FeCl ②NaC10 ③AgNO ④Na S ⑤NH I ⑥NaF⑦NH C10
例2:等物質的量濃度的下列溶液，其pH由小到大的順序是④⑤③①②
① CH COONa ②NaOH ③NaNO ④HCI ⑤CH CO0H
鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
鹽溶液酸堿性 中性 酸性
堿性
新知探究
一、鹽溶液酸堿性
規律：誰強顯誰性，同強顯中性
例1:下列鹽溶液中，呈酸性：
① ③⑤⑦, 呈堿性：②④⑥
新知探究
鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
純水中： H O 一 H+ +OH-
當分別加入NaCl、NH CI、CH COONa形成溶液后，請思考：
(1)相關的電離方程式
(2)鹽溶液中存在哪些粒子
(3)哪些粒子間可能結合(生成弱電解質)
(4)對水的電離平衡有何影響
(5)相關的化學方程式
(1)電離方程式
H O 一 H++OH-
NaCI = CI-+Na+
(2)c(H+)和c(OH-)相對大小
c(H+)=c(OH-)
(3)鹽溶液的酸堿性
中性
(4)鹽溶液中的粒子
Na+、Cl-、H+、OH-、H O
(5)有無弱電解質生成
無(對水的電離平衡無影響)
(6)相關化學方程式
無
往水中加NaCI形成溶液：
新知探究

(1)電離方程式
H O=H++
NH CI =Cl-+
(2)c(H+)和c(OH-)相對大 小
OH
NH +
NH ·H 0
c(H+)>c(OH-)
(3)鹽溶液的酸堿性
酸性
(4)鹽溶液中的粒子
Cl-、NH +、H+、OH-、H O、 NH ·H O
(5)有無弱電解質生成
有(促進水的電離)
(6
NH Cl +H O=NH ·H O+HCI
NH *+H O=NH ·H O +H+
往水中加NH CI形成溶液： 新知探究
水解方程式
新知探究
往水中加CH CO0Na 形成溶液： (1)電離方程式 H O=OH-+ CH C00Na =Na++ H CH C00 -
CH C00H
(2)c(H+)和c(OH-)相對大 小 c(H+)水解方程式
H O 一
NH Cl 亡
鹽電離的
即鹽發生了水解 使鹽溶液呈酸堿性 c(H+)≠c(OH-)
小結： 新知探究
CH COOH
破壞水的電離
弱酸陰離子
弱堿陽離子
H O 一
CH COONa
結合H+
結合OH-
H+
十
CH CO0-
OH- 十
=Na++'
生成弱電 解質
OH-
十
NH
H+
Cl
十
+!
NH H O
鹽類別 實例 能否 水解 引起水解 的離子 對水電離 平衡的影 響 溶液的 酸堿性
強堿弱酸鹽 CH C00Na 能 弱酸陰 離子 促進水的 電離 堿性 強酸弱堿鹽 NH Cl 能 弱堿陽 離子 促進水的 電離 酸性 強堿強酸鹽 NaCI 不能 無 無 中性 弱酸弱堿鹽 CH C00NH 能 弱酸陰離 子、弱堿 陽離子 促進
新知探究
新知探究
二、鹽類的水解：
1.定義：鹽溶液中，鹽電離出的弱離子與水電離的H+或OH-結合生成 弱電解質(弱酸或弱堿)的反應，叫鹽類的水解。
2.實質：生成弱電解質，破壞、 促進水的電離。
常見的“弱”離子：
(1)弱堿陽離子：NH4 、AI + 、Fe + 、Cu + 等。
(2)弱酸根離子：CO3- 、HCO 、AlO2 、SO3- 、S - 、HS- 、 C1O- 、CH CO07 、F- 等。
新知探究
3.鹽類水解的特點：可逆；吸熱；一般微弱
4.水解的規律：
(1)有弱才水解，誰弱誰水解；
(2)越弱越水解，越稀越水解；
(3)誰強顯誰性，同強顯中性。
例3:已知 Ka(HF)>Ka(CH C00H), 同溫度下，等濃度的NaF和 CH C0ONa溶液，哪一個的pH大 CH C00Na
①根據”誰強顯誰性，同強顯中性“判斷
②弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性：弱酸根和弱堿根都水解，即發生雙水解
鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
鹽溶液酸堿性 中性 酸性
堿性
25℃時，醋酸： K=1.75×10-5
碳酸：K =4.30×10-7
K =5.61×10-11
HF: K=3.53×10-4
NH ·H 0: K=1.8×10-5
5.鹽溶液酸堿性的判斷 新知探究
(1)強酸的酸式鹽溶液顯酸性，如NaHSO ,因為強酸的酸式根只電離 不水解。 NaHSO =Na++H++S0 2
(2)弱酸的酸式鹽酸堿性：
由弱酸酸式根水解程度和電離程度的相對大小決定
弱酸酸式鹽溶液的酸堿性取決于其電離程度和水解程度的相對大小： 若水解程度大于電離程度，則溶液呈堿性。
如 ：NaHCO 、NaHS 、Na HPO 溶 液 等 。
若電離程度大于水解程度，則溶液呈酸性。
如 ：NaHSO 、KHC O 、NaH PO 溶 液 等 。
③酸式鹽溶液的酸堿性：
新知探究
6、鹽類水解的離子方程式 (新知探究
書寫時方程式一般用“一”符號；通常不用“↓”、“個”符號， 但完全雙水解要用“=”,標“個”、“↓”。
NH ++H O 一 NH ·H O+H+
CH C00-+H O=CH CO0H+OH-
① 多元弱酸根離子分步水解，水解程度第一步最大，水解方程式分步
② 多元弱堿鹽的水解方程式一步完成
Fe ++3H O Fe(OH) +3H+
書寫。
CO 2-+H O
HCO -+H O
HCO -+0H- (為主)
H CO +0H-
新知探究
③完全雙水解：
即弱酸陰離子與弱堿陽離子水解相互促進，水解程度較大，能反應 徹底。
能發生完全雙水解反應的離子組合：
Al + 與 Al0 -、CO -、HCO -、 HS-、S -、SiO 2-
Fe + 與 Al0 -、CO 2-、HCO -
NH + 與 SiO 2-、Al0 -
2AI ++3C0 -+3H O=2AI(OH) ↓+3CO 個
Al ++3HCO -=AI(OH) ↓+3CO 個
新知探究
練習4:判斷以下水解方程式是否正確
(1)FeCl 溶液：Fe ++3H O—Fe(OH) ↓+3H+( × )
(2)NaHS 溶液：HS-+H O—H S+OH-( √ )
(3)K CO 溶液：CO3-+2H O—H CO +2OH-( × )
(4)NH NO 溶液：NH≠+H O===NH ·H O+H+(× )
(5)NaHCO 溶 液 ：HCO +H O—CO 個 +H O( × )
1. 定義：鹽溶液中，鹽電離出的弱離子與水電離的H+或OH-結合生成
弱電解質(弱酸或弱堿)的反應，叫鹽類的水解。
2.實質： 生成弱電解質，破壞、促進水的電離。
3.鹽類水解的特點：可逆；吸熱；一般微弱
4.水解的規律：
(1)有弱才水解，誰弱誰水解；
(2)越弱越水解，越稀越水解；(3)誰強顯誰性，同強顯中性。
課堂小結
規律：誰強顯誰性，同強顯中性
一、鹽溶液酸堿性
二、鹽類的水解：
課 程 結 束

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