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(共25張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第三節(jié) 鹽類的水解
第1課時(shí)
鹽類的水解
人教版
選擇性必修一
Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點(diǎn)加工時(shí)用于中和酸并使食品松軟或酥脆，也常用于油污的清洗，為什么 Na2CO3可被當(dāng)作“堿”使用呢
情景引入
【導(dǎo)】
素養(yǎng)目標(biāo)
重點(diǎn)難點(diǎn)
課標(biāo)要求 核心素養(yǎng)
1、通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究鹽溶液的酸堿性，認(rèn)識(shí)鹽的類型與其溶液酸堿性之間的關(guān)系。 2、能分析鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理及鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性的規(guī)律。 1、證據(jù)推理與模型認(rèn)知：通過(guò)實(shí)驗(yàn)分析、推理等方法認(rèn)識(shí)鹽類水解的實(shí)質(zhì)、掌握鹽溶液呈酸、堿性的原因和規(guī)律，能根據(jù)鹽的組成判斷溶液的酸、堿性。
2、變化觀念與平衡思想：認(rèn)識(shí)鹽類水解有一定限度，理解鹽類水解的概念，能正確書(shū)寫(xiě)鹽類水解的離子方程式和化學(xué)方程式。
教學(xué)重點(diǎn)：鹽類水解的定義、本質(zhì)、規(guī)律、水解方程式的書(shū)寫(xiě)
【導(dǎo)】
教學(xué)難點(diǎn)：鹽類水解的本質(zhì)
根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來(lái)分，鹽可以分成哪幾類？
酸 + 堿 = 鹽 + 水 （中和反應(yīng)）
酸
強(qiáng)酸
弱酸
弱堿
強(qiáng)堿
堿
(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽
(2)強(qiáng)酸弱堿鹽
(3)強(qiáng)堿弱酸鹽
(4)弱酸弱堿鹽
一、鹽的分類
將下列8種鹽：按生成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱分類，移入對(duì)應(yīng)的分類。
一、鹽的分類
【課堂活動(dòng)1】
鹽溶液
酸堿性
鹽的類型
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
中性
堿性
酸性
中性
堿性
酸性
強(qiáng)酸
強(qiáng)堿鹽
強(qiáng)堿
弱酸鹽
強(qiáng)酸
弱堿鹽
強(qiáng)酸
強(qiáng)堿鹽
強(qiáng)堿
弱酸鹽
強(qiáng)酸
弱堿鹽
（2）根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱，將下表中的鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽進(jìn)行分類。
（1）選擇合適的方法測(cè)試鹽溶液的酸堿性。
PH值
7.0
11.0
4.0
7.0
9.0
5.9
二、鹽溶液的酸堿性
【探究】（課本71頁(yè)）
【展】
鹽的類型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽
溶液的酸堿性
分析以上實(shí)驗(yàn)結(jié)果，歸納鹽溶液的酸堿性與鹽的類型之間的關(guān)系。
中性
酸性
堿性
判斷鹽溶液的酸堿性口訣：“誰(shuí)_____顯誰(shuí)性”，“同強(qiáng)顯______性”。
強(qiáng)
中
【探究原因】
c(H+) ＝ c(OH-)
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
中性
酸性
堿性
上述鹽既不能電離出H+，也不能電離出OH-，那是什么原因造成不同類型的鹽溶液中C(H+)或C(OH-)的差異呢？
【結(jié)果與討論】
鹽溶液 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在的離子
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)
c(H+) 和c(OH-) 相對(duì)大小
【思考與討論】根據(jù)前面的探究結(jié)果，對(duì)三類不同的鹽溶液(NaCl溶液、NH4Cl 溶液和CH3COONa溶液)中存在的各種離子，以及離子間的相互作用進(jìn)行分析，嘗試找出不同類型鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。
Na＋ 、Cl- 、
H+ 、OH-
能
（H2O）
c(H+) = c(OH-)
三、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因
【思】
NH4+、Cl-、H+ 、OH-
Na+、CH3COO-、 H+ 、OH-
能
（H2O、NH3·H2O）
能
（H2O、CH3COOH）
c(H+)＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
鹽溶液 NH4Cl溶液（強(qiáng)酸弱堿鹽）
溶液中存在的離子
溶液中存在的粒子
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)？
c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小
NH3·H2O
NH4Cl = Cl- + NH4+
NH4+、Cl-、H+ 、OH-、NH3·H2O、H2O
OH-離子濃度降低，水的電離正向移動(dòng)，促進(jìn)水的電離
NH4+、Cl-、H+ 、OH-
c(H＋) =c(OH－)
減小
增大
+
【評(píng)】
c(H＋) ＞ c(OH－) 溶液呈酸性
鹽溶液 CH3COONa溶液（強(qiáng)堿弱酸鹽）
溶液中存在的離子
溶液中存在的粒子
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)？
c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小
Na+、 CH3COO-、 H+ 、OH-
Na+、 CH3COO-、 H+ 、OH-、CH3COOH、H2O
H2O H+ + OH–
c(H＋) =c(OH－)
CH3COONa = CH3COO_ + Na+
減小
增大
+
CH3COOH
H+離子濃度降低，水的電離正向移動(dòng)，促進(jìn)水的電離
【評(píng)】
c(H＋) ＜c(OH－) 溶液呈堿性
1、定義：
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)，叫鹽類的水解。
2、實(shí)質(zhì)：
弱酸陰離子
弱堿陽(yáng)離子
結(jié)合H+
破壞
水的電離平衡
促進(jìn)水的電離
c(H+)≠c(OH-)
使鹽溶液呈現(xiàn)
酸性或堿性
鹽電離
結(jié)合OH-
生成
弱電解質(zhì)
3、表達(dá)：
四、鹽類的水解
【評(píng)】
鹽易溶，有弱離子（弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子）。
4、水解的條件：
5、水解的特點(diǎn)：
口訣：有弱才水解, 無(wú)弱不水解
⑵ 水解吸熱：鹽類水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，升溫促進(jìn)水解。
⑶ 水解程度很微弱：水解產(chǎn)物很少。一般不用“↑”或“↓”
⑴ 水解可逆：在一定條件下可達(dá)到平衡狀態(tài)。方程式用“ ”
6、水解的規(guī)律：
越弱越水解，都弱雙水解
有弱才水解, 無(wú)弱不水解
誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性, 同強(qiáng)顯中性
不一定，查閱資料可知，CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)幾乎相等，如CH3COONH4溶液顯中性
【思考與交流】
1、某種鹽溶液發(fā)生水解，一定呈酸性或堿性嗎？
2、Na2CO3堿性比CH3COONa的強(qiáng)，為什么？
碳酸比醋酸的酸性弱，CO32-越容易結(jié)合水電離出來(lái)的H+，
水解程度：CO32-＞CH3COO-
越弱越水解
3、討論 Na2CO3 的水解：
第一步：Na2CO3電離出來(lái)的CO32-與水電離出來(lái)的H+結(jié)合生成HCO3-
第二步：生成HCO3-繼續(xù)與水電離出來(lái)的H+結(jié)合成弱電解質(zhì)H2CO3
Na2CO3在水溶液中電離出來(lái)的CO32-與水電離出來(lái)的H+結(jié)合生成HCO3-，HCO3-又與水電離出來(lái)的H+結(jié)合生成H2CO3，促進(jìn)水繼續(xù)電離，溶液中c(H+)Na2CO3第二步水解的程度比第一步小得多，平衡時(shí)溶液中H2CO3的濃度很小，不會(huì)放出CO2氣體。
在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2 – C、Fe 3+ D、SO4 2 –
D
等濃度的下列物質(zhì)的溶液中：①BaCl2 ②Na2CO3 ③NH4Cl ④CH3COONa ,其pH值由大到小的順序是 。
②＞④＞①>③
【課堂練習(xí)2】
【課堂練習(xí)3】
【檢】
鹽的類型 實(shí)例 水解的離子方程式
一元弱酸鹽/弱堿鹽 NH4Cl
CH3COONa
五、水解方程式的書(shū)寫(xiě)
鹽的類型 實(shí)例 水解的離子方程式
多元弱酸鹽 Na2CO3
Na2S
2、多元弱酸，其酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，水解反應(yīng)必須分步表示，不能合并，以第一步為主，第二步很微弱。
3、多元弱堿陽(yáng)離子的水解也是分步進(jìn)行的，但通常簡(jiǎn)化為一步表示。
多元弱堿鹽 FeCl3
CuCl2
4、弱酸弱堿鹽水解
（1）一般的雙水解（ ）：不能同時(shí)產(chǎn)生沉淀和氣體，水解程度不是很大，陰陽(yáng)離子仍能在溶液中大量共存的，如NH4HCO3、（NH4）2CO3
例：CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O
（2）完全雙水解（ =）：若同時(shí)產(chǎn)生沉淀和氣體，水解趨于完全，陰陽(yáng)離子不能在溶液中大量共存的，用“ =”、“↑”、“↓”。
①Al3+ 與 AlO2-、CO32-、HCO3- 、 HS-、S2-、SiO32-
② Fe3+ 與 AlO2-、CO32-、HCO3-
③ NH4+ 與 SiO32-、AlO2-
例：Al3++3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
下列水解離子方程式正確的是 ( )
A、Fe3++3H2O Fe(OH)3↓+3H+
B、Br-+H2O HBr+OH-
C、CO32-+H2O H2CO3+2OH-
D、NH4++ H2O NH3.H2O +H+
D
【課堂練習(xí)4】
【檢】
2Al3+ + 3S2- + 6H2O ＝ 2Al(OH)3↓+3H2S↑
2Al3+ + 3CO32- + 3H2O ＝ 2Al(OH)3↓+3CO2↑
Al3+ + 3AlO2- + 6H2O ＝ 4Al(OH)3↓
Al3+ + 3HCO3-＝ Al(OH)3↓+3CO2 ↑
雙水解的離子方程式的書(shū)寫(xiě)：
（1） Al3+ 與 CO32- （2） Al3+ 與 HCO3-
（3） Al3+ 與 S2- （4）Al3+ 與 AlO2-
【課堂練習(xí)5】
【檢】
5、多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別
電離＜水解，呈堿性：NaHCO3、NaHS、 Na2HPO4
電離＞水解，呈酸性：如 NaHSO3、NaH2PO4
電離：HCO3- H+ + CO32- （顯酸性）
水解：HCO3- + H2O H2 CO3 + OH- （顯堿性）
電離＜水解，呈堿性
電離：HSO3- H+ + SO32- （顯酸性）
水解：HSO3- + H2O H2 SO3 + OH- （顯堿性）
電離＞水解，呈酸性：
NaHCO3
NaHSO3
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)
水解方程式書(shū)寫(xiě)
鹽類水解的特點(diǎn)
水解的規(guī)律
1、下列物質(zhì)分別加入到水中，因促進(jìn)水的電離而使溶液呈酸性的是（ ）
A、硫酸 B、NaOH C、硫酸鋁 D. 碳酸鈉
C
酸性
堿性
2、在Na2S溶液中，c (Na+) 與 c (S2–) 之比值（ ）于2。
A、大 B、小 C、等 D、無(wú)法確定
A
【鞏固訓(xùn)練】
【檢】
3、判斷下列鹽溶液的酸堿性, 寫(xiě)出水解反應(yīng)的離子方程式:
KF、NH4NO3 、Na2SO4 、CuSO4 、NaHCO3、NaHSO4
KF: F-+ H2O HF + OH- 呈堿性
NH4NO3 : NH4+ +H2O NH3·H2O+H+ 呈酸性
Na2SO4 : 不水解，呈中性
CuSO4 : Cu2+ +H2O Cu(OH)2+2H+ 呈酸性
NaHCO3： HCO3-+H2O H2CO3+OH-呈堿性
NaHSO4： 不水解，電離產(chǎn)生H+，呈酸性
謝謝觀看！

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