鹽類的水解課件

1、 一、實(shí)驗(yàn)探究：一、實(shí)驗(yàn)探究：鹽溶液的酸堿性鹽溶液的酸堿性堿性堿性CH3COOHNaOH堿性堿性堿性堿性中性中性中性中性酸性酸性酸性酸性H2CO3 NaOHH2CO3 NaOHHCl NaOHH2SO4 NaOHHCl NH3 H2OH2SO4 NH3 H2O強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽討論：討論： 由上述實(shí)驗(yàn)由上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析結(jié)果分析：鹽溶液的酸堿鹽溶液的酸堿性性與生成該鹽與生成該鹽的的酸和堿的強(qiáng)酸和堿的強(qiáng)弱弱間有什么間有什么關(guān)系？關(guān)系？ 規(guī)律規(guī)律：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性選擇合適的方法選擇合適的方法測(cè)試下表中所列測(cè)試下表中所列鹽溶液的酸堿

2、性鹽溶液的酸堿性 +化學(xué)方程式：化學(xué)方程式：離子方程式：離子方程式：弱酸根離子弱酸根離子水的電離平衡水的電離平衡向右移動(dòng)向右移動(dòng)破壞水的電離平衡破壞水的電離平衡歸納：由歸納：由CHCH3 3COONaCOONa溶液溶液電離出電離出CHCH3 3COOCOO- -與水電離出與水電離出H H+ +作用生作用生成弱電解質(zhì)成弱電解質(zhì)弱酸弱酸CHCH3 3COOHCOOH ，消耗溶液中消耗溶液中H H+ + ，使水的電離使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，平衡向電離方向移動(dòng)，最終導(dǎo)致溶液中最終導(dǎo)致溶液中C(C(O OH H- -) ) C(HC(H+ +) )。鹽類的水解鹽類的水解分析過(guò)程分析過(guò)程總化學(xué)方程式

3、總化學(xué)方程式 NH4Cl + H2O NH3 H2O + HCl鹽類的水解鹽類的水解離子方程式離子方程式歸納：歸納：由由NHNH4 4ClCl溶液溶液電離出電離出NHNH4 4+ +與水電離出與水電離出OHOH- -作用生成弱電解質(zhì)作用生成弱電解質(zhì)弱堿弱堿NHNH3 3H H2 2O O ，消耗溶液中消耗溶液中OHOH- - ，使水的電離平衡向使水的電離平衡向電離電離方向移動(dòng)，方向移動(dòng)，最終導(dǎo)致溶液中最終導(dǎo)致溶液中C(HC(H+ +) ) C(OHC(OH- -) )。 鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因NH3H2OH2O OH- H NH4+ + H2O NH3 H2O+H

4、+NaClNaCl電離出的電離出的NaNa+ +和和ClCl- -都不會(huì)結(jié)合都不會(huì)結(jié)合H H2 2O O電離出電離出的的OHOH- -和和H H+ +，不會(huì)影響，不會(huì)影響H H2 2O O的電離。的電離。NaClNaCl沒(méi)有發(fā)生水解沒(méi)有發(fā)生水解! !NaCl溶液溶液NH4Cl溶液溶液CH3COONa溶液溶液c(H+)和和c(OH-)相對(duì)相對(duì)大小大小溶液中的粒溶液中的粒子子有無(wú)弱電解有無(wú)弱電解質(zhì)生成質(zhì)生成鹽溶液呈不同酸堿性的原因鹽溶液呈不同酸堿性的原因是否水解是否水解否否是是是是鹽類水解鹽類水解方程式的書寫：方程式的書寫：多元弱堿強(qiáng)酸鹽的水解多元弱堿強(qiáng)酸鹽的水解 FeCl FeCl3 3 = Fe= Fe3+ 3+ + 3Cl+ 3Cl- -FeFe3+3+ + 3H + 3H2 2O FeO Fe（OHOH）3 3+3OH+3OH- -M Mn n+ + +n H+n H2 2O M(OH)n + n HO M(OH)n + n H+ +Na2CO3=2Na+CO32- 第一步水解第一步水解: CO32-+H2O HCO3-+OH-第二步水解第二步水解: HCO3-+H2O H2CO3+OH- R Rn n- - + H+ H2 2O HRO HR(n-1(n-1）- - + OH + OH- -課堂課堂練習(xí)練習(xí) R Rn n- - + H+ H2 2O HRO H