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第三節　鹽類的水解
第1課時　鹽的水解
第三章　 水溶液中的離子反應與平衡
鹽溶液的酸堿性 · 判斷方法
Na2CO3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，也常用于油污的清洗等。為什么Na2CO3可被當作“堿”使用呢
鹽溶液的酸堿性 · 判斷方法
NH4Cl溶液
NaCl溶液
Na2CO3溶液
酸性
中性
堿性
同為鹽類物質，溶液的酸堿性卻各不相同
酸 + 堿 = 鹽 + 水
依據生成鹽的酸、堿強弱進行分類，鹽可分為：
強酸弱堿鹽
強酸強堿鹽
強堿弱酸鹽
“誰強顯誰性，雙強顯中性”
鹽溶液酸堿性的判斷方法：
弱酸弱堿鹽
CH3COONH4溶液
【練習1】對下列8種鹽進行分類，并判斷溶液酸堿性
CH3COONa、NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3
強酸強堿鹽：______________________________。
強酸弱堿鹽：______________________________。
NaCl、K2SO4
FeCl3、 (NH4)2SO4
強堿弱酸鹽：______________________________。
Na2CO3、CH3COONa
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
從電解質電離的角度分析，下列3個鹽溶液中含有哪些離子？
思考1
鹽溶液 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
鹽溶液中 存在的離子
注意：任何溶液中，均存在H2O的微弱電離，產生H+、OH-
Na+ Cl-
H+ OH-
NH4+ Cl-
H+ OH-
Na+ CH3COO-
H+ OH-
為什么“誰強顯誰性”？
從離子共存的角度分析，上述3個鹽溶液中，可能存在什么問題？
思考2
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
NH4Cl——酸性
水：
NH4Cl：
H2O H+ + OH-
NH4Cl = Cl- + NH4+
只吸引
不結合
吸引并且結合
（結合生成弱電解質）
NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+
NH4+的
水解方程:
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
①、NH4Cl溶液中c(OH-)如何變化？
思考3
②、 NH4Cl溶液中水的電離平衡是否移動？
③、 NH4Cl溶液中溶液中c(H+)如何變化？
④、簡述NH4Cl溶液顯酸性的酸原因
OH-被NH4+結合，所以c(OH-)減小
水的電離平衡正移（被促進）
c(H+)增大
OH-結合NH4+形成弱電解質，使溶液中OH-濃度降低，促進了水的電離，生成更多H+
使溶液中c(H+) > c(OH-),所以溶液顯酸性
NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
CH3COONa——堿性
水：
H2O H+ + OH-
CH3COONa = CH3COO- + Na+
CH3COONa：
只吸引
不結合
吸引并且結合
（結合生成弱電解質）
簡述CH3COONa溶液顯堿性的原因
思考4
CH3COO-結合H+形成弱電解質，使溶液中H+濃度降低，同時促進了水的電離，生成更多OH-
使溶液中c(OH-) > c(H+),所以溶液顯堿性
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
CH3COO-的
水解方程:
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
NaCl——中性
水：
NaCl：
H2O H+ + OH-
NaCl = Cl- + Na+
只吸引不結合
（因為形成的是強電解質）
水的電離平衡
不移動
溶液中
c(H＋) = c(OH－)
溶液顯
中性
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
原理總結
水解定義：
在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，
水解本質：生成弱電解質
水解特點：微弱、吸熱、動態平衡（可逆反應）
鹽溶液的酸堿性 · 水解原理
①、鹽溶液中陰陽離子一定會相互吸引，但能否結合取決于二者能不能生成弱電解質
②、弱酸根離子結合H2O電離的H+形成弱酸分子——使溶液顯堿性；
弱堿陽離子結合H2O電離的OH-形成弱堿分子——使溶液顯酸性
規律總結
③、水解反應可以看作是中和反應的逆反應
④、鹽的水解，促進了水的電離
⑤、“無弱不水解；有弱才水解；誰弱誰水解；都弱雙水解”
【練習2】、在溶液中，不能發生水解的離子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2– C、Fe 3+ D、SO4 2–
D
【練習3】、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( )
A、硫酸 B、NaOH C、硫酸鋁 D. 碳酸鈉
C
課堂練習
【練習4】下列哪些鹽能發生水解？溶液顯酸性、堿性還是中性？
①FeCl3
③Na2SiO3
⑦NaClO
②Na2S
⑤NaF
⑧KNO3
能水解的鹽：_______________________
⑥FeCl2
④CuSO4
鹽溶液呈酸性的有：______________________
鹽溶液呈中性的有：______________________
鹽溶液呈堿性的有：______________________
①②③④⑤⑥⑦
①④⑥
⑧
②③⑤⑦
課堂練習
【練習5】下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是( )
A、鹽溶液呈酸堿性的原因是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＋(或OH－)與鹽中的弱酸根離子(或弱堿陽離子)結合，造成鹽溶液呈堿
(或酸)性
C
課堂練習
水解方程式的書寫
水解方程式的書寫
書寫步驟：
①、先找弱離子——無弱不水解
②、弱酸根離子 + H2O 對應弱酸 + OH-
③、弱堿陽離子 + H2O 對應弱堿 + H+
方程示例：
NH4Cl水解： NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+
CH3COONa水解：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
水解方程式的書寫
③、一般鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，一般不標“↓”或“↑” 。
①、鹽類水解是可逆反應，用“”符號連接。
水解方程式的書寫
書寫規則：
②、反應物 ——“弱離子”+ H2O ；產物 —— 生成的弱酸/堿 + OH- / H+
①、 NaClO ②、NaF ③、(NH4)2SO4
書寫以下鹽的水解方程：
書寫練習1：
水解方程式的書寫
書寫以下鹽的水解方程：
水解方程式的書寫
書寫練習2：
④、 NaHCO3 ⑤、Na2CO3 ⑥、CuSO4
特別注意：
1、多元弱酸根分步水解，以第一步水解為主
2、多元弱堿陽離子書寫時，寫作一步完成
第一步：
第二步：
CO32- + H2O HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O H2CO3+ OH-
多元弱酸根離子的水解
CO32-水解（兩步）
HCO3- 水解（一步）
常見多元弱酸根：
CO32-、SO32-、S2-、PO43-
【練習6】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
【練習7】、下列關于鹽類水解反應說法正確的是（ ）
A、任何鹽都可發生水解反應
B、鹽只能發生水解反應而不能發生其他反應
C、鹽水解反應肯定能破壞水的電離平衡且促進水的電離
D、鹽的水溶液為中性時，則鹽一定不發生水解反應
C
課堂練習
【練習8】、下列化合物：
①HCl ②NaOH ③CH3COOH ④NH3·H2O ⑤CH3COONa ⑥NH4Cl
1、溶液呈堿性的有______________(填序號)。
2、常溫下0.01 mol/L HCl溶液的pH=___；pH=11的CH3COONa溶液中由水電離產生的c(OH－)=______________。
3、 CH3COONa溶液呈堿性的原因_______________________________________（用離子方程式）。
4、FeCl3的水溶液呈_____(填”酸”、”中”、”堿”)性，常溫時的pH____7(填“＞”、“=”、“＜”)，原因是：_____________________________________(用離子方程式表示)。
②④⑤
2
10-3mol/L
酸
<
CH3COO-+H2O CH3COOH +OH-
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
課堂練習

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