鹽類水解 課件 2023-2024學(xué)年高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三節(jié)鹽類的水解3.3.1鹽類的水解1.通過實(shí)驗(yàn)探究鹽溶液的酸堿性，掌握鹽的類型與其溶液酸堿性的關(guān)系。2.能分析鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，掌握鹽類水解的原理及鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的規(guī)律。3.理解鹽類水解的概念，認(rèn)識(shí)鹽類水解有一定限度，能正確書寫鹽類水解的離子方程式和化學(xué)方程式。學(xué)習(xí)目標(biāo)1、Na2CO3俗稱純堿，經(jīng)常用于面食制作和油污清洗等，明明是鹽，為什么叫純堿?Na2CO3溶液呈堿性思考2、酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性，那么鹽溶液呢?一定呈中性嗎?鹽溶液可能呈中性、酸性、也可能呈堿性3、我們知道，酸＋堿=鹽＋水(中和反應(yīng))；那么根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來分，鹽可以分成哪幾類?思考酸強(qiáng)酸弱酸弱堿強(qiáng)堿堿生成的鹽1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽2.強(qiáng)酸弱堿鹽3.強(qiáng)堿弱酸鹽4.弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO34、如何測定以下鹽溶液的酸堿性?思考生成的鹽1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽2.強(qiáng)酸弱堿鹽3.強(qiáng)堿弱酸鹽4.弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3一、鹽類的水解1、鹽溶液的酸堿性(1)實(shí)驗(yàn)探究：用pH計(jì)(PH試紙，酸堿指示劑)測定下列溶液的pH與7的關(guān)系，按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類完成下表鹽NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4鹽溶液的酸堿性中性堿性酸性中性堿性酸性鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽

弱酸強(qiáng)堿鹽

強(qiáng)酸弱堿鹽

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽

弱酸強(qiáng)堿鹽

強(qiáng)酸弱堿鹽

(2)實(shí)驗(yàn)結(jié)論：(鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關(guān)系)鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性規(guī)律：誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性鹽溶液有的顯酸性，有的顯堿性，還有的顯中性。5、溶液呈酸性、堿性還是中性，取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。什么原因造成不同類型的鹽溶液中c(H+)和c(OH-)相對大小的差異呢?思考2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽——以NaCl為例溶液中存在的粒子H2O?H＋＋OH－NaCl=Na＋＋Cl－(Na+、Cl-、H+、OH-、H2O)離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)否c(H＋)和c(OH－)的相對大小溶液中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性理論解釋水的電離平衡不發(fā)生移動(dòng)，溶液中c(H＋)＝c(OH－)(2)強(qiáng)酸弱堿鹽——以NH4Cl為例溶液中存在的粒子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)是c(H＋)和c(OH－)的相對大小溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性理論解釋NH4+和OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，使溶液中c(H＋)>c(OH－)總反應(yīng)離子方程式NH4+＋H2O?NH3·H2O＋H＋NH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2O(3)強(qiáng)堿弱酸鹽——以CH3COONa為例H+、Na+、OH-、CH3COO-、H2O、CH3COOH溶液中存在的粒子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)是c(H＋)和c(OH－)的相對大小溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性理論解釋CH3COO－和H＋結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH，使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，使溶液中c(H＋)<c(OH－)總反應(yīng)離子方程式CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－3、鹽類水解(1)概念：在水溶液中，鹽電離出來的弱酸根陰離子或弱堿陽離子跟水電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解【弱酸(弱酸根離子)、弱堿】(2)實(shí)質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡鹽電離弱酸陰離子結(jié)合H+弱堿陽離子結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)水的電離水的電離程度增大c(H＋)≠c(OH－)溶液呈堿性或酸性(3)水解條件：鹽中必須有弱酸根陰離子或弱堿根陽離子，即有弱才水解，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，無弱不水解(4)鹽類水解的特點(diǎn)①可逆：鹽類的水解是可逆反應(yīng)，是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)②吸熱：中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，因此鹽類的水解是吸熱反應(yīng)③微弱：通常情況下，鹽類的水解程度很微弱，一般不用“↑”或“↓”，不寫“=”，而寫“?”④分布：鹽類的水解是分步水解，和弱酸的分步電離類似(5)水解的規(guī)律：有弱才水解(必須含有弱酸陰離子或弱堿陽離子才能發(fā)生水解)無弱不水解(強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解)誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性(強(qiáng)酸弱堿鹽顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽顯堿性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽顯中性)越弱越水解(酸根離子對應(yīng)的酸越弱(或陽離子對應(yīng)的堿越弱)，水解程度就越大)都弱雙水解(弱酸弱堿鹽發(fā)生雙水解，少數(shù)可以完全水解）同強(qiáng)顯中性(一樣強(qiáng)時(shí)呈中性)鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽實(shí)例NaCl、KNO3NH4Cl、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解否是是水解的離子無NH4+、Cu2＋CH3COO－、CO32－溶液的酸堿性中性酸性堿性溶液的pH(25℃)pH＝7pH<7pH>7①“越弱越水解”指的是鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，鹽溶液的堿性(或酸性)越強(qiáng)，若酸性HA>HB，那么相同濃度的NaA和NaB溶液，后者的堿性強(qiáng)如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性強(qiáng)，則相同濃度時(shí)，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的堿性強(qiáng)②同濃度的正鹽比其酸式鹽水解程度大

，例如:0.1mol/L的Na2CO3>0.1molL的NaHCO3③同濃度的NaHCO3和CH3COONa溶液相比，CH3COOH的酸性比H2CO3的酸性強(qiáng)，所以相同濃度時(shí)，NaHCO3比CH3COONa溶液堿性強(qiáng)④同濃度的NH4Cl和Mg(NO3)2溶液相比，Mg(OH)2的堿性比NH4OH的堿性強(qiáng)，所以相同濃度時(shí)，NH4Cl比Mg(NO3)2溶液的酸性強(qiáng)【幾點(diǎn)強(qiáng)調(diào)】2、常溫下，下列溶液pH小于7的是()A.KBrB.CuSO4C.NaFD.Ba(NO3)23、下列溶液顯堿性的是()A.K2CO3B.NaHSO4C.Na2SD.FeCl31、下列離子在水溶液中不會(huì)發(fā)生水解的是()A.NH4+B.SO42_

C.Al3+D.F_BBAC【練一練】4、在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（

）

A、ClO–B、CO32–C、Fe3+

D、SO42–D5、下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（

）①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3

⑤Na2S

⑥K2SO4①③④②⑤【練一練】6、下列物質(zhì)分別加入到水中，因促進(jìn)水的電離而使溶液呈酸性的是（）A、硫酸B、NaOHC、硫酸鋁D.碳酸鈉C酸性堿性7、在Na2S溶液中，c

(Na+)與c

(S2–)之比值（）于2。A、大B、小C、等D、無法確定A【練一練】二、鹽類水解方程式的書寫1、書寫形式鹽中的弱酸根陰離子＋水?弱酸+OH－如：R－＋H2O?HR＋OH－

顯堿性鹽中弱堿陽離子＋水?弱堿+H+如：M+＋H2O?MOH＋H+

顯酸性

2、書寫要求鹽類水解程度一般很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此書寫水解的離子方程式時(shí)，一般用“?”連接，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式3、不同類型鹽水解的離子方程式(1)一元弱酸強(qiáng)堿鹽CH3COONa：CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－；NaClO：ClO－＋H2O?HClO＋OH－(2)一元弱堿強(qiáng)酸鹽NH4Cl：NH4+＋H2O?NH3·H2O＋H＋；(NH4)2SO4：NH4+＋H2O?NH3·H2O＋H＋(3)多元弱酸強(qiáng)堿鹽(正鹽)：多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，但以第一步為主。書寫時(shí)可以只寫第一步，也可以兩步都寫，但是絕對不能各步合并。Na2CO3：①CO32－＋H2O?HCO3－＋OH－(主)

②HCO3－＋H2O?H2CO3＋OH－(次)Na2S：①S2－＋H2O?HS－＋OH－(主)

②HS－＋H2O?H2S＋OH－(次)(4)多元弱堿強(qiáng)酸鹽：多元弱堿強(qiáng)酸鹽水解，由于中間過程復(fù)雜，中學(xué)階段寫成一步CuCl2：Cu2＋＋2H2O?Cu(OH)2＋2H＋；AlCl3：Al3＋＋3H2O?Al(OH)3＋3H＋強(qiáng)酸弱堿鹽水解的離子方程式（通式）：Mn++nH2O?M(OH)n+nH+強(qiáng)堿弱酸鹽水解的離子方程式（通式）：Rn-

+H2O?HR(n-1)-+OH-(5)弱酸弱堿鹽水解a、一般的雙水解：程度不是很大，陰陽離子仍能在溶液中大量共存的，因?yàn)樗獠煌耆荒墚a(chǎn)生沉淀和氣體，用“?”,如NH4HCO3、CH3COONH4、（NH4)2CO3等CH3COO–+NH4++H2O?CH3COOH+NH3·H2Ob、完全雙水解：某些鹽溶液在混合時(shí)，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子，相互促進(jìn)對方的水解，使兩種離子的水解趨于完全，這樣的水解反應(yīng)稱為完全(徹底)雙水解，此類反應(yīng)的離子方程式用“=”而不用“?”表示，并標(biāo)“↑”和“↓”①離子方程式書寫技巧：書寫離子方程式時(shí)，一般要根據(jù)水解的特征、水解生成的酸和堿的特點(diǎn)確定反應(yīng)物和生成物，以離子的電荷守恒和質(zhì)量守恒相結(jié)合的方法進(jìn)行配平Na2S與AlCl3溶液混合：____________________________________AlCl3溶液和Na2CO3溶液混合：____________________________2Al3++3S2-+6H2O＝2Al(OH)3↓+3H2S↑2Al3++3CO32-+3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑②常見的能發(fā)生完全雙水解反應(yīng)(因而不能大量共存)的離子組合有Ⅰ.Al3+和CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SiO32－、ClO－Ⅱ.Fe3+和CO32－、HCO3－、AlO2－、SiO32－、ClO－

Ⅲ.NH4+和AlO2－、SiO32－2Al3++3S2-+6H2O＝2Al(OH)3↓+3H2S↑2Al3++3CO32-+3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑Al3++3AlO2-+6H2O＝4Al(OH)3↓Al3++3HCO3-＝Al(OH)3↓+3CO2↑③NH4+與S2－、HCO3-、CO32-、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度仍然很小，離子間可以大量共存，水解方程式仍用可逆符號(hào)表示，不標(biāo)“↑”和“↓”，不穩(wěn)定產(chǎn)物也忽略其分解。因此，NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存，NH4+＋CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋NH3·H2OD【練一練】8、下列水解離子方程式正確的是

()A、Fe3++3H2O?Fe(OH)3↓+3H+B、Br-+H2O?HBr+OH-C、CO32-+H2O?H2CO3+2OH-D、NH4++H2O?NH3.H2O+H+

8、判斷下列鹽溶液的酸堿性,寫出水解反應(yīng)的離子方程式:KF、NH4NO3

、Na2SO4

、CuSO4、NaHCO3、NaHSO4KF:F—+H2O?HF+OH—呈堿性NH4NO3:NH4+

+H2O?NH3·H2O+H+呈酸性Na2SO4:不水解,呈中性CuSO4

:Cu2++H2O?Cu(OH)2+2H+呈酸性NaHCO3：HCO3—+H2O?H2CO3+OH—呈堿性NaHSO4：不水解，電離產(chǎn)生H+，呈酸性【練一練】4、酸式強(qiáng)堿鹽溶液酸堿性的判斷酸式(酸根中含氫元素)強(qiáng)堿鹽的水溶液呈什么性質(zhì)，這要看該鹽的組成微粒的性質(zhì)(1)強(qiáng)酸的酸式鹽：只電離，不水解，一定顯酸性如NaHSO4：NaHSO4=Na+＋H+＋SO42－HA－?H++A2－

(電離，顯酸性)HA－+H2O?H2A+OH－

(水解，顯堿性)(2)弱酸的酸式鹽：存在兩種趨勢，既存在電離平衡又存在水解平衡：NaHA=Na+＋HA－①若電離程度大于水解程度，則顯酸性，常見的酸式鹽中，顯酸性的有：NaHSO3、