资源简介

(共26张PPT)
第1讲 盐类的水解
新人教版 化学 选择性必修一
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
为什么Na2CO3可被当作“碱”使用呢？
复习导入
酸+碱==盐+水(中和反应)
酸
强酸
弱酸
弱碱
强碱
碱
生成的盐
1.强酸强碱盐
2.强酸弱碱盐
3.强碱弱酸盐
4.弱酸弱碱盐
NaCl、 K2SO4
FeCl3、NH4Cl
CH3COONH4、(NH4)2CO3
CH3COONa、K2CO3
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
这些盐溶液的酸碱性是怎样呢？
模块一 盐溶液的酸碱性
一、盐溶液的酸碱性
一、盐溶液的酸碱性
盐溶液 盐的类型 酸碱性
NaCl溶液
KNO3溶液 NH4Cl溶液
(NH4) 2SO4溶液 Na2CO3溶液
CH3COONa溶液 中性
碱性
酸性
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
强酸强碱盐
谁强显谁性，同强显中性
什么原因呢？
模块二 盐溶液呈现不同酸碱性的原因
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
H2O H+ + OH–
纯水中：
溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
酸性 碱性 中性
c(H+)>c(OH-) c(H+)二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
H2O H+ + OH–
Na+、Cl–、H+、OH–、H2O
能（H2O）
c(H+) c(OH–)
=
中性
(对水的电离平衡无影响)
NaCl Cl– + Na+
=
盐溶液中的粒子：
离子间能否相互作用生成弱电解质：
c(H+)和c(OH-) 的相对大小：
NaCl溶液
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
NH4Cl溶液
H2O H+ + OH–
NH4Cl Cl– + NH4+
=
NH3·H2O
盐溶液中的粒子：
离子间能否相互作用生成弱电解质：
c(H+)和c(OH-) 的相对大小：
NH4+、Cl–、H+、OH–、H2O、NH3·H2O
生成NH3·H2O、 H2O
c(H+) c(OH–)
>
酸性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
NH4Cl溶液
H2O H+ + OH–
NH4Cl Cl– + NH4+
=
NH3·H2O
酸性
(促进水的电离)
NH4Cl + H2O HCl + NH3·H2O
总反应：
离子方程式：
NH4+ + H2O H+ + NH3·H2O
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
CH3COONa溶液
H2O OH– + H+
CH3COONa Na+ + CH3COO–
=
CH3COOH
盐溶液中的粒子：
离子间能否相互作用生成弱电解质：
c(H+)和c(OH-) 的相对大小：
Na+、CH3COO–、H+、OH–、H2O、CH3COOH
生成CH3COOH、 H2O
c(H+) c(OH–)
<
碱性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
CH3COONa溶液
H2O OH– + H+
CH3COONa Na+ + CH3COO–
=
CH3COOH
碱性
(促进水的电离)
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
总反应：
离子方程式：
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1.盐类的水解
在水溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH- 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
弱酸阴离子
或弱碱阳离子
弱酸或弱碱
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
2.盐类水解的实质
在溶液中盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH -结合生成弱电解质，从而促进了水的电离平衡，增大了水的电离度。
弱酸阴离子
弱碱阳离子
结合H+
破坏了水的电离平衡
促进水的电离
c(H+)≠c(OH-)
使盐溶液呈现酸性或碱性
盐电离
结合OH-
生成
弱电解质
是中和反应的逆反应
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
可逆、微弱、吸热，存在水解平衡状态
有弱才水解，无弱不水解；
都弱都水解，越弱越水解；
谁强显谁性，同强显中性。
3.盐类水解的特点
4.盐类水解的规律
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
CO32– + H2O HCO3– + OH–
Na2CO3溶液
第一步水解：
第二步水解：
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
第二步水解程度很小
平衡时溶液中H2CO3 的浓度很小
不会放出CO2 气体
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微提醒
第一步水解程度比第二步水解程度大得多(与电离类似)，以第一步为主，绝对不能两步合并写。
盐类水解(单一离子水解)一般是比较微弱的过程
通常用“ ”表示，水解生成的难溶物及气体，
一般不标“↓”或“↑”
多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微提醒
弱酸弱碱盐发生双水解（完全水解）
NH4+ 与 CH3COO－、 HCO3－、 S2－、CO32－
虽然发生相互促进，但水解程度较小，能大量共存。
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微提醒
弱酸弱碱盐发生双水解（完全水解）
Al3+ 和 HCO3－ 在溶液中完全水解
+
Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
HCO3－ + H2O H2CO3 + OH－
H2O
两离子产生的 H+、OH－相反应生成水，促使两水解平衡均向右移动。当 H2CO3 浓度增大到一定程度时便放出 CO2，同时析出 Al(OH)3 沉淀，最终促使 HCO3－、Al3+ 均完全水解。
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微提醒
弱酸弱碱盐发生双水解（完全水解）
②Al3+与CO32－、HCO3－ 、SO32－、HSO3－、
S2－、HS－ 、AlO2－、SiO32－、ClO－
③NH4+ 与 SiO32－、 AlO2－等。
①Fe3+与CO32－、HCO3－、ClO－、SiO32－、AlO2－
弱酸弱碱盐发生完全水解，相互促进，通常用“ = ”
表示，水解生成的难溶物及气体，标“↓”或“↑”
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微提醒
酸式盐 (NaHA) 的酸碱性
①强酸的酸式盐只有电离而无水解，则呈酸性(如NaHSO4)
②弱酸的酸式盐既有电离又有水解，取决于两者相对大小
电离：HA- H+ + A2- （显酸性）
水解：HA- + H2O H2A + OH- （显碱性）
电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-
电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、 HPO42-
课堂检测
1.写出下列盐类水解的离子方程式：
①NaClO ②(NH4)2SO4 ③Na2CO3 ④AlCl3 ⑤ NaHCO3 ⑥Na2S
⑦ FeCl3 ⑧ MgCl2 ⑨CH3COONH4
课堂检测
2．下列有关盐类水解的说法不正确的是(　　)
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH
答案　D
课堂检测
3.下列关于盐溶液呈酸性或碱性的说法错误的是(　　)
A．盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡
B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C．在CH3COONa溶液中，由水电离出的c(OH－)≠c(H＋)
D．水电离出的H＋和OH－与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合，造成盐溶液呈碱性或酸性
答案　C
谢谢欣赏盐类的水解
教学目标：认识盐类水解的原理
能初步根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
能正确书写盐类水解方程式
体会平衡思想在水溶液中的应用
教学重点：水解原理
教学难点：水解原理
教学方法：实验探究——分析推理——归纳总结
教学用具：学生实验所需仪器和药品，多媒体
教学过程设计
教学环节 教师活动 学生活动 设计意图
环节1情景引入复习导课 烟灰的“妙用” 将烟灰缸中积聚的烟灰（主要成分是K2CO3）加水搅拌后，既可以用它洗涤沾满油污的碟子和饭碗，也可以将其涂抹在锅灶上，12小时后用水冲洗干净，锅灶油垢即可除尽。而且效果不是一般的好，而是出奇的干净。[复习提问]水的电离及溶液的酸碱性。请大家思考，如果向纯水中加入盐，溶液会表现出怎样的酸碱性？ 倾听、思考、回答。 激发学生学习兴趣，调动学生学习积极性 温故而知新，将新知识与旧知识联系在一起，有助于学生形成较完整较全面的知识网络，并通过质疑，激起学生强烈的求知欲。
环节2探究现象 [指导实验]用pH试纸检验六种溶液的酸碱性。指导学生规范实验。 按照pH试纸的规范操作，检验六种溶液的酸碱性，结果分别显示为碱性、中性、酸性。 观察到明显的实验现象，为下面的讨论找出本质原因作好铺垫。
环节3探究本质 [质疑]同样为盐溶液，不同溶液却表现出不同的酸碱性，其根本原因是什么？[质疑]OH-与H+毫无疑问都来自于水的电离；也就是说，由水电离出来的H+和OH-的物质的量浓度总是相等的，即[OH-]=[H+]，为什么在盐溶液中会出现不相等的情况呢？ 是因为溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度之间的关系不同，具体来说，存在三种关系：CH3COONa中，[OH-]>[H+]，碱性；NaCl， [OH-]=[H+]，中性； NH4Cl， [OH-]< [H+] ,酸性。这种情况与溶质有关。盐的组成不同，就可能出现相等或不相等的情况。 不断地设置台阶，由学生熟悉的旧知识入手，一点点分析，逐渐由旧知识引出新知识。从观察到不同的盐类呈现不同的酸碱性开始，经过层层分析讨论，最后找到本质原因—盐类水解，到此，可以使学生意识到，本质决定现象，现象是本质的具体体现。在一系列的讨论过程中，培养学生分析问题，认识问题的思维能力，并使其获得乐趣。
[质疑]如果盐不同，则情况可能不同，我们就先以CH3COONa溶液为例来分析。在溶液中，存在两种电解质CH3COONa和H2O，所以存在两个电离CH3COONa=CH3COO-+Na+H2O H++OH-，电离之后，按理说，也应该有[OH-]=[H+]，最终不相等的原因只能是什么呢？ 只能来自离子之间的反应，溶液电离出的离子与水电离出的H+或OH-反应。
[质疑]四种离子是不是都参与反应呢？具有什么样的条件才能反应呢？反应造成的结果是什么？请同学们讨论一下。 讨论、并回答：并不是都参与反应，只有CH3COO-与H+反应能结合成弱电解质，才能不断地反应，所以溶液中[H+]不断减小，水的电离平衡就不断地向正反应方向移动。在新平衡中，自然有[OH-]〉[H+]，所以溶液显碱性。
[练习]同样道理，大家自己练习一下，NH4Cl溶液为什么显酸性？ 电离之后的四种离子中，只有NH4+能与OH-结合成弱电解质，不断减少，水不断电离，最终使溶液显酸性。 培养学生认识问题的思维能力，学会类推。
环节4形成并理解概念 [板书]由以上分析知道，在CH3COONa、NH4CL、溶液中，盐电离出的离子CH3COO-、NH+4分别与水电离出的H+、OH-反应生成了弱电解质CH3COOH、NH3·H2O，使水的电离平衡发生移动（促进水的电离），这就是盐类水解的概念及实质。 理解概念及其和中和反应的关系 记录，并认真理解。 盐与水反应生成酸和碱，而酸与碱发生中和反应可得盐和水，所以盐类水解反应可看作是酸碱中和反应的逆反应。 通过工整的板书以及醒目的重点号，提醒学生对概念的理解要深入。并初步撑握盐类水解的概念，理解盐类水解的实质及特点。
环节5探寻规律 [组织讨论]现在已经理解了盐类水解的概念及实质，接下来，我们就不同种类的盐的水解进行分组练习。酸有强酸和弱酸之分，碱有强碱和弱碱之分，它们相互形成的盐就有四种，它们是否水解？水解的离子是什么？水解之后的酸碱性又如何？ 分组讨论，结果如下：强酸强碱盐如NaCl不水解，中性；强酸弱碱盐如NH4Cl，弱碱阳如离子NH4+水解，酸性；弱酸强碱盐如Na2CO3，弱酸阴离子如CO32-水解，碱性；弱酸弱碱盐，讨论激烈，意见不统一。 培养学生用盐类水解概念认识问题，解决问题的能力。
[评价]前三组的结果很正确，并不是所有的盐都会水解，只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才能水解。 记录，体会。 及时归纳总结，培养学生良好的学习习惯。
[质疑]对于问题的焦点—弱酸弱碱盐，它电离出的弱酸根阴离子和弱碱阳离子都会发生水解，那么溶液的酸碱性最终由什么来决定呢？ 从以上的结论可以知道，水解的产物是弱酸与弱碱，溶液的酸碱性应该由两种产物共同决定
[释疑]由水解所得的弱酸和弱碱来决定，所以应该由它们的相对强弱来决定酸碱性，如CH3COO NH4水解的产物分别是NH3·H2O与CH3COOH其强弱相当，故显中性，而（NH4)2CO3水解的产物NH3·H2O与HCO3_，相比，NH3·H2O较强,显碱性。这种情况较复杂，应该具体问题具体分析（留待以后逐步学习） 学生因意见不一致，所以都认真接受来自此问题的信息。 这个疑难共性问题留待讨论之后解决，激起学生强烈的好胜心，另外，简单问题已经分组练习，对于复杂问题才进行详细分析，突出了难点，针对性较强。
环节6形成规律 [总结规律]结论都已经出来了，为了方便记忆，我们一起来总结盐类水解的规律。 在老师的指导下，最后得出：谁弱谁水解，谁强显谁性，都强不水解，都弱都水解，双弱具体定。 引导学生总结规律，培养学生抽象概括，形成规律的能力。并使学生获得乐趣，由此喜爱化学。
环节7小结巩固布置作业 总结本节课的内容和方法， 布置作业（课本59页6,8题。）
环节8课后探究 1.用PH试纸测试家中食盐、味精、米醋、苏打、小苏打溶液的酸碱性。2.你能说出烟灰除油的的化学原理吗？能试着写出变化的化学方程式吗？ 呼应开篇，同时为下节课讲水解方程式奠定基础
环节9随堂检测 基础练习提高训练 检测盐类水解的概念，以及运用盐类水解知识判断盐溶液酸碱性强弱的能力。
板书设计 第三节 盐类的水解
概念
条件
实质
特点
规律

展开更多......

收起↑