鹽類的水解第一課時(shí)課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

鹽類的水解——第一課時(shí)通過(guò)實(shí)驗(yàn)歸納鹽溶液的酸堿性與其類型之間的關(guān)系，進(jìn)一步探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，總結(jié)其規(guī)律。熟練掌握鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫。教學(xué)目標(biāo)目標(biāo)問(wèn)題情景如果覺(jué)得胃部灼熱，甚至疼痛，或有呃酸的現(xiàn)象時(shí)，可以一小匙(約0.5克)食用小蘇打，加一杯(約200mL)溫開(kāi)水，緩慢喝下(有點(diǎn)咸味)，過(guò)一陣子，會(huì)有胃酸與小蘇打中和后所產(chǎn)生的二氧化碳?xì)怏w從口中逸出，所有的癥狀立即可以獲得舒解。油脂中含有酯基，在堿性條件下可以發(fā)生水解而溶于水，將沾有油污的櫥柜用溫水泡的小蘇打洗滌擦拭，能將櫥柜保持光亮如新......小蘇打（NaHCO3）屬于鹽，為什么能當(dāng)“堿”使用呢？一.探究鹽溶液的酸堿性H2OH++OH-酸性溶液：c(H+)>c(OH-)中性溶液：c(H+)=c(OH-)堿性溶液：c(H+)<c(OH-)酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，那么？①判斷溶液酸堿性的依據(jù)？②加酸或堿對(duì)水的電離平衡有什么影響？③鹽溶液是否都顯中性？?思考：物質(zhì)pH試紙顏色pH值物質(zhì)pH試紙顏色pH值性質(zhì)>7=7<

7<

7CH3COONa中性堿性酸性NaClNa2SO4Na2CO3>

7(NH4)2SO4=7鹽溶液不一定都是中性，有的呈酸性，也有的呈堿性。NH4Cl1.探究鹽溶液的酸堿性一.探究鹽溶液的酸堿性物質(zhì)NaClNa2CO3NH4ClNa2SO4CH3COONa(NH4)2SO4鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽物質(zhì)生成該鹽的鹽的類型溶液酸堿性酸堿CH3COONaCH3COOHNaOHNa2CO3H2CO3NaOHNH4ClHClNH3·H2O(NH4)2SO4H2SO4NH3·H2ONaClHClNaOHNa2SO4H2SO4NaOH誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性，同弱多樣性強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽堿性酸性中性一.探究鹽溶液的酸堿性二.鹽溶液顯示不同酸堿性的原因思考與討論？NaCl溶液中存在的電離平衡：H2OH++OH-NaCl

＝Na++Cl-

兩個(gè)電離平衡互不影響，c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液的電離2.強(qiáng)酸弱堿鹽溶液的電離二.鹽溶液顯示不同酸堿性的原因NH4Cl溶液中存在的電離平衡：H2OH++OH-

NH4Cl

＝Cl-+NH4+NH3·H2O+NH4++H2O

NH3·H2O+H+

強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中，鹽電離出的弱堿陽(yáng)離子結(jié)合水電離出的氫氧根生成弱堿，水的電離正向移動(dòng)，c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性性2.強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的電離二.鹽溶液顯示不同酸堿性的原因CH3COONa溶液中存在的電離平衡：H2OH++OH-

CH3COONa

＝

CH3COO-

+Na+CH3COOH+CH3COO?+H2OCH3COOH+OH?強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中，鹽電離出的弱酸陰離子結(jié)合水電離出的氫離子生成弱酸，水的電離正向移動(dòng)，c(H+)＜c(OH-)，溶液呈酸性性三.鹽類的水解1.定義：溶液中鹽電離的離子（弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子）與水電離的H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。NH4++H2O

NH3·H2O+H+

CH3COO?+H2OCH3COOH+OH?2.水解的實(shí)質(zhì)：破壞水電離平衡，促進(jìn)了水的電離,引起C(H+)≠C(OH-)3.鹽水解的條件三.鹽類的水解①鹽必須溶于水

②有弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子常見(jiàn)弱酸根:CH3COO-

、

CO32-

、S2-

、F-、PO43-

、HCO3-

、SO32-

、

ClO-等常見(jiàn)弱堿陽(yáng)離子:NH4+

、Fe3+、Al3+、Mg2+、Cu2+等4.水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿鹽+水中和水解鹽類的水解的特征逆鹽類的水解是可逆的，時(shí)中和反應(yīng)的逆過(guò)程吸中和反應(yīng)是放熱的，鹽類的水解是吸熱的弱鹽類的水解很微弱，不生成沉淀和氣體三.鹽類的水解回歸情景問(wèn)題解析so小蘇打（NaHCO3）能當(dāng)“堿”使用的原理是什么呢？碳酸氫鈉使酚酞變紅H2OH++OH-

NaHCO3

＝HCO3-+Na+NaHCO3溶液存在的電離：HCO3-的水解：HCO3-+

H2OH2CO3+OH-注意：水解是很微弱的，所以H2CO3不可以分解成CO2和H2O(1)“有弱才水解，無(wú)弱不水解”鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子才水解，若沒(méi)有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。(2)“越弱越水解”弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，其水解程度越大。如：醋酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的CH3COONa溶液的水解程度小于NaClO溶液。(3)“都弱都水解”弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子都發(fā)生水解，且相互促進(jìn)。四．鹽類水解的規(guī)律(4)“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”當(dāng)鹽中的陰離子對(duì)應(yīng)的酸比陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離時(shí)，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強(qiáng)酸弱堿鹽顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數(shù)Ka1小于NH3·H2O的電離常數(shù)Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。(5)“同強(qiáng)顯中性”①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的電離常數(shù)Kb與鹽中的陰離子對(duì)應(yīng)的酸的電離常數(shù)Ka相等時(shí)，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性。四．鹽類水解的規(guī)律課堂檢測(cè)(1)NaClO：____________________________________；(2)(NH4)2SO4：____________________________________。2．多元弱酸根離子的水解分步進(jìn)行，水解以第一步為主。如：Na2CO3：__________________________________、__________________________________。3．多元弱堿陽(yáng)離子水解反應(yīng)過(guò)程復(fù)雜，只要求一步寫到底。如AlCl3：_____________________________________。4.已知常溫下，Ka(HCN)＝6.2×10－10，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HNO2)＝5.6×10－4。物質(zhì)的量濃度均為0.1mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的順序正確的是(

)A．NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaFB．NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCNC．NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaFD．NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2課堂檢測(cè)C5.(2023·十堰高中聯(lián)合體高二期中聯(lián)考)現(xiàn)有SO3(2－)、NH4(＋)、Al3＋、

Na＋、SO4(2－)、Fe3＋、HCO3(－)、CH3COO－、Cl－等離子,下列說(shuō)法中不正確的是(

)A