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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解
学习目标
1.理解盐类水解的本质、盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律；
2.能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性，能正确分析和书写盐类水解的离子方程式。
为什么碳酸钠可被当作“碱”使用呢？
纯碱不是“碱”，而是“盐”。碳酸钠俗称纯碱，常用作食品的膨松剂，也可用于油污清洁等。
情景导入
思考
下表所列盐溶液的浓度均为0.1mol.L-1，用pH试纸测定它们的pH。
盐类 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
溶液的pH =7 >7 >7 <7 =7 >7 <7
酸碱性
盐溶液不一定呈中性，有的呈酸性，有的呈碱性。
中性
酸性
碱性
酸性
中性
碱性
碱性
探究一：盐溶液的酸碱性
1.测定盐溶液的pH
结论
测试对象 盐的类型 溶液的
酸碱性
NaCl
Na2SO4
NH4Cl
(NH4)2SO4
CH3COONa
Na2CO3
HCl
NaOH
H2SO4
NaOH
强酸强碱盐
HCl
NH3 H2O
强酸弱碱盐
H2CO3
NaOH
NaOH
CH3COOH
弱酸强碱盐
H2SO4
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
酸
碱
生成该盐的酸和碱
中性
酸性
碱性
中性
酸性
碱性
NaHCO3
NH3 H2O
H2CO3
NaOH
弱酸强碱盐
碱性
探究一：盐溶液的酸碱性
2. 盐的类型与其溶液的酸碱性
NH4Cl
= NH4+ + Cl-
NH3·H2O
c(H+)＞c(OH-)
显酸性
H2O
OH- + H+
探究 二：盐的水溶液呈现酸碱性的原因
NH4Cl溶液为何显酸性？
c(OH- ) = c(H+)
思考
H2O H+ + OH-
CH3COONa = CH3COO - + Na+
CH3COOH
弱酸根结合H+
促进水的电离
水的电离平衡
向右移动
c（OH-）> c（H+），
显碱性
探究 二：盐的水溶液呈现酸碱性的原因
思考
为什么CH3COONa溶液呈碱性？
谷氨酸钠
OH－＋Na＋≠NaOH (强电解质)
H＋＋Cl－≠HCl (强电解质)
NaCl = Na+ + Cl -
对水的电离平衡无影响c(OH－) = c(H＋)， 溶液呈中性。
H2O OH- + H+
探究 二：盐的水溶液呈现酸碱性的原因
为什么NaCl 溶液呈中性？
思考
定义
在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的H+或OH-
结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。
弱酸阴离子或弱碱阳离子
弱酸或弱碱
盐 + 水 酸 + 碱
中和
水解
盐类水解
1.盐类水解
实质
条件
①盐必须溶于水 ②盐必须有“弱”离子
盐电离出弱酸阴离子，结合水电离出的H+，或盐电离出弱碱阳离子，结合水电离出的OH-，生成弱电解质,破坏了水的电离平衡,促使平衡向电离方向移动，导致c（OH-）≠ c（H+）。
盐类水解可以看作是中和反应的逆反应
盐类水解
在可溶性盐溶液中：
盐类水解
盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，
若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；
弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。
弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。
当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，
即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。
有弱才水解，
无弱不水解
越弱越水解
都弱都水解
谁强显谁性
归纳总结
特征
①盐类水解属可逆反应，当V水解 =V中和时，水解达到了平衡，外界条件改变，水解平衡发生移动。
②盐类水解是吸热的。
③水解程度一般比较微弱，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性相对较弱。
盐类水解
盐的离子＋水 弱酸(弱碱)＋OH－(H＋)
化学方程式: CH3COONa +H2O CH3COOH + NaOH
例如：CH3COONa水解
盐 + 水 酸 + 碱
盐类水解
再如：NH4Cl水解
离子方程式：
化学方程式：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
离子方程式: CH3COO- +H2O CH3COOH + OH-
2.水解方程式
注意
事项
(1)盐类水解的离子方程式一般应用“ ”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。
(2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO32-水解方程式为
(3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为
（第一步为主）
CO32－＋H2O HCO3－＋OH－
HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－
盐类水解
（第二步微弱）
Fe3＋ ＋3H2O Fe（OH）3+ 3H+
课堂小结
条件
盐类
水解
实质
定义
注意事项
表示
特征
规律
谢 谢

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