高中化學-鹽類的水解教學課件設計

第三節(jié)鹽類水解(第一課時)第四章水溶液中的離子平衡【回顧】（1）常見的六大強酸有

、

、

、

、

、

。（2）常見的四大強堿有

、

、

、

。（3）日常生活中常見的鹽有

、

、

、

、

等。

根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸+堿==鹽+水（中和反應）酸強酸弱酸弱堿強堿堿生成的鹽1、強酸強堿鹽2、強酸弱堿鹽3、強堿弱酸鹽4、弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3【回顧】問題一：探究鹽溶液的酸堿性【分組實驗】測一測：用PH試紙測定室溫下同濃度的不同鹽溶液的酸堿性要求：將pH試紙放在點滴板上，用滴管取溶液滴在pH試紙上，對照比色卡，判斷溶液的酸堿性。（1）組：CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、NaCl溶液（2）組：Na2CO3溶液、AlCl3溶液Na2SO4溶液

1鹽溶液NaClNa2CO3NH4Cl酸堿性鹽類型鹽溶液Na2SO4CH3COONaAlCl3酸堿性鹽類型2尋找規(guī)律中性堿性酸性中性堿性強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關系：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性酸性(1)(2)（3）結論：鹽溶液不一定都是中性的,有的呈酸性,有的呈堿性。規(guī)律：誰強顯誰性，同強顯中性3遷移應用判斷下列鹽溶液的酸堿性①KNO3

②Na2S③CuSO4

鹽既不會電離出H+，也不會電離出OH-，溶液之所以顯示酸性或堿性，是由于c(H+)和c(OH-)不相等。最初由水電離出相等濃度的H+、OH-

，是什么打破了這一等量關系？它是如何改變c(H+)與c(OH-)的？

？問題二、探究鹽溶液顯酸堿性的原因(1)CH3COONa溶液顯堿性(2)NH4Cl溶液顯酸性(3)NaCl溶液顯中性910【思考】（1）在CH3COONa溶液中存在著哪些電解質的電離？（2）電離出的離子哪些會相互結合形成弱電解質？（3）離子相互結合對c(H＋)和c(OH－)的大小有何影響？【探究1】往水中加CH3COONa形成溶液。問題二、探究原因鹽溶液呈現不同酸堿性的原因H2OH+

+OH–純水中：當分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：（1）相關的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些粒子？（3）哪些粒子間可能結合（生成弱電解質）？（4）對水的電離平衡有何影響？（5）相關的化學方程式？CH3COONa=CH3COO-+Na++CH3COOHC(H+)<C(OH-)顯堿性H2OH++OH-CH3COONa+H2OCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CH3COOH+NaOH12OHHHHHCOO-HHHHCOO-HO++CH3COONa水解示意圖：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-離子方程式：NH4Cl溶液呈酸性的原因：NH4ClNH4++Cl-H2OOH-+H+NH3·H2O

+

c(H+)>

c(OH-)所以溶液顯酸性NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl[類比分析]NaCl溶液呈中性的原因：NaClNa++Cl-不反應所以：c(H+)＝

c(OH-)溶液顯中性H2OOH-+H+16問題三、鹽類的水解

在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H+

或OH

–結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。(弱酸、弱堿)1、定義：弱酸陰離子或弱堿陽離子生成弱電解質，破壞水的電離平衡。2、實質：3、規(guī)律：誰弱誰水解，無弱不水解⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大?、躯}溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質生成⑹相關化學方程式【探究2】往水中加NH4Cl形成溶液。H2OH+

+OH–NH4ClCl–+NH4++有（促進水的電離）

NH3

·H2O

c(H+)c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、NH3

·H2ONH4Cl+H2ONH3

·H2O+HClNH4++H2ONH3

·H2O+H+水解方程式

氯化銨的水解NH4++H2ONH3·H2O+H+【探究3】往水中加NaCl形成溶液。⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大?、躯}溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質生成⑹相關化學方程式H2OH+

+OH–NaClCl–+Na+Na+、Cl–、H+、OH–、H2O無c(H+)c(OH–)=中性無（對水的電離平衡無影響）⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質生成⑹相關化學方程式【探究3】往水中加CH3COONa形成溶液。H2OOH–+H+CH3COONaNa++CH3COO–

+有（促進水的電離）

CH3COOH

c(H+)c(OH–)<堿性Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–水解方程式21三、鹽類的水解

在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出

來的H+

或OH

–結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。(弱堿、弱酸或弱酸酸根)1、定義：弱堿、弱酸或弱酸酸根)2、水解的條件：鹽易溶，有弱離子。3、水解的實質：生成弱電解質；促進水的電離。使c(H+)≠c(OH–)弱酸陰離子或弱堿陽離子H2OH+

+

OH–

CH3COONa==Na++CH3COO–NH4Cl==Cl

–+NH4+

二、鹽溶液呈不同酸堿性的原因：鹽類的水解三、鹽類水解：

在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H+

或OH

–結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。(弱酸、弱堿)以CH3COONa和NH4Cl的水溶液的酸堿性為例：1、概念：鹽+

水酸+

堿鹽+水酸+堿4、水解的特點：⑴是中和反應的逆反應⑵吸熱⑶一般很微弱⑷水解平衡（動態(tài)）中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不寫“”，而寫“”。必有弱酸或弱堿生成5、水解的規(guī)律：⑴有__就水解；無__不水解；⑵越__越水解；都__雙水解；⑶誰__顯誰性；同強顯__性。弱弱弱弱強中鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸強堿鹽NaAc能弱酸陰離子促進水的電離堿性NH4Cl能弱堿陽離子促進水的電離酸性NaCl不能無無中性記住啦！

在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（）

A、ClO

–B、CO32

–C、Fe

3+D、SO42

–DExercises下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（）①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤Exercises3.等物質的量濃度、等體積的酸HA與堿NaOH

混合后，溶液的酸堿性是（）A、酸性 B、中性 C、堿性 D、不能確定D4.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