鹽類的水解課件高二上學期化學人教版選擇性必修13

鹽類的水解第1課時第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第3節(jié)鹽類的水解化學與生活NH4Cl溶液可除鐵銹熱的純堿溶液去油污效果好根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸強酸弱酸弱堿強堿堿酸＋堿＝鹽＋水（中和反應(yīng)）

強酸強堿鹽

強酸弱堿鹽

強堿弱酸鹽

弱酸弱堿鹽練習：NaCl、Na2CO3、NH4Cl、KNO3、

CH3COONa、（NH4）2SO4分別是哪種類別的鹽？知識回顧鹽溶液NaClKNO3Na2CO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4分類酸堿性結(jié)論c(H+)、c(OH-)的大小一、鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關(guān)系c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性

堿性酸性中性

堿性酸性

強酸強堿鹽

強酸弱堿鹽

強堿弱酸鹽誰強顯誰性，同強顯中性酸性中性堿性實驗探究練習：判斷下列鹽溶液的酸堿性：FeCl3Na2SO4NaClO課本P71思考與討論

鹽溶液

NH4Cl溶液

CH3COONa溶液NaCl溶液電離方程式離子間能否反應(yīng)生成新弱電解質(zhì)

c(H+)和c(OH-)的相對大小

溶液酸堿性離子方程式：理論分析二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)NH3

·H2O

CH3COOH

H2O

H+

+OH-CH3COONa

===

CH3COO–

+

Na+H2OOH-+H+NH4ClNH4++Cl–++H2OOH-+H+NaCl=Na++Cl-酸性堿性中性NH4++H2ONH3·H2O+H+CH3COO–+H2OCH3COOH+OH–----------------------課本P72思考與討論在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+

或OH–結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。課本P73劃(1)定義：(2)條件：鹽必須溶于水；必須有“弱”離子鹽類的水解二、、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(3)實質(zhì)：生成弱電解質(zhì)；促進水的電離。鹽類的水解二、、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

在溶液中鹽電離出來的弱酸根陰離子或弱堿陽離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而促進了水的電離平衡，增大了水的電離度。弱酸陰離子弱堿陽離子結(jié)合H+破壞了水的電離平衡促進水的電離c(H+)≠c(OH-)使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性鹽電離結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)(4)特點：鹽+水酸+堿鹽類的水解②可逆：鹽類的水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)③吸熱：鹽類的水解是吸熱反應(yīng)，升溫促進水解①微弱：鹽類水解程度較微弱④移動：外界條件改變時，水解平衡可能發(fā)生移動(5)規(guī)律：2.下列物質(zhì)分別加到水中，因促進水的電離使溶液呈酸性的是()

A、H2SO4B、NaClC、Al2(SO4)3

D、Na2CO3有弱才水解，誰強顯誰性，同強顯中性二、、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因BC

油污（酯類）在堿性條件下水解而除去，加熱使其水解程度增大，溶液堿性增強，所以熱的純堿溶液去污效果更好。學以致用

為何熱的純堿溶液去油污能力強？NH4Cl溶液除鐵銹，原理是什么？因為NH4+水解呈酸性，能與金屬表面的氧化物反應(yīng)。AD結(jié)合所學的鹽類水解方程式，試著歸納書寫鹽類水解方程式的注意事項？1、先找“弱”離子2．鹽的水解一般是微弱的，且反應(yīng)可逆。故書寫時要用""，一般不標"↓"或"↑"。3.多元弱酸鹽的水解分步寫，但以第一步為主。4．多元弱堿鹽的水解一步寫

三、鹽類水解方程式的書寫

下述反應(yīng)是否屬于水解方程式？

H+該反應(yīng)實為電離方程式

若溶液中既有Fe3+又有CO32-，兩者同時水解，彼此是否存在影響？

結(jié)合成水，互相促進水解

弱酸弱堿鹽發(fā)生雙水解（完全雙水解）②Al3+與CO32－、HCO3－

、SO32－、HSO3－、

S2－、HS－

、AlO2－、SiO32－、ClO－③NH4+

與SiO32－、AlO2－等。①Fe3+與CO32－、HCO3－、ClO－、SiO32－、AlO2－弱酸弱堿鹽發(fā)生完全水解，相互促進，通常用“=”表示，水解生成的難溶物及氣體，標“↓”或“↑”弱酸弱堿鹽發(fā)生雙水解（微弱/部分雙水解）④NH4+

與CH3COO－、HCO3－、S2－、CO32－雖然發(fā)生相互促進，但水解程度較小，能大量共存。自主小結(jié)