資源簡介

新授課
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第7課時 鹽類水解
【學習目標】
1.理解鹽類水解的本質，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的酸堿性。 2.能運用鹽類水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性，能正確書寫水解方程式。
【學習活動】
學習任務
目標一：理解鹽類水解的本質，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的酸堿性。 任務1：閱讀教材p69-p71內容，完成下列問題。 1.用合適的方法測試下表所列鹽溶液的酸堿性（濃度均為 0.10 mol/L）。小組交流完成表格有關內容。 鹽CH3COONaNa2CO3NaClNH4ClAl2(SO4)3KNO3溶液的pH溶液中存在的微粒哪些微粒可能發生相互作用溶液呈現酸性或堿性的原因
2.向純水中加入CH3COONa這種鹽，根據醋酸電離平衡分析，再次平衡時溶液中c(H+)與c(OH-)什么關系 3.問題1中的鹽既不能電離出H+，也不能電離出OH-，它們的水溶液是否都呈中性 為什么 【概念生成】 鹽類的水解：在溶液中由鹽電離產生的弱酸酸根離子或弱堿陽離子與水中的H＋或OH－結合生成弱電解質的過程，叫做鹽類的水解。 任務2： 1.由上述實驗結果結合下表分析：鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系？ 測試對象生成該鹽的酸、堿鹽的類型溶液酸堿性CH3COONaCH3COOHNaOHNa2CO3H2CO3NaOHNH4ClHClNH3·H2OAl2(SO4)3H2SO4Al(OH)3NaClHClNaOHKNO3HNO3KOH
2.對比CH3COONa、NH4Cl、NaCl的水解情況，分析歸納鹽類水解的條件和規律。 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CH3COONa強酸弱堿鹽NH4Cl強酸強堿鹽NaCl
3.通過分析和的水解情況，歸納鹽類水解的實質？ 【知識小結】 鹽類水解的規律可以歸納為“有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性” 有弱才水解——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。 越弱越水解——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。 誰強顯誰性——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。 同強顯中性——強酸強堿鹽不水解，顯中性。
目標二：能運用鹽類水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性，能正確書寫水解方程式。 任務1：判斷鹽類是否發生水解以及水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子所對應的酸和堿的相對強弱。已知常溫下有下列溶液：①NaF溶液、②AlCl3溶液、③Na2CO3溶液、④NaNO3溶液。據此思考： （1）哪些溶液能發生水解反應？溶液①中哪種離子發生了水解反應，水溶液呈什么性？如何用化學用語表示其水解過程？ （2）根據鹽類水解的方程式你是否可以判斷水解反應是吸熱反應還是放熱反應？水解反應的特點是什么？ （3）純堿溶液和NaOH溶液都呈堿性，它們對水的電離影響是否相同？寫出Na2CO3溶液的水解離子方程式。 【方法小結】 1.水解反應的表示方法 鹽的離子＋水弱酸(弱堿)＋OH－(H＋) 2.鹽類水解離子方程式的書寫 (1)鹽類水解的離子方程式一般應用“”連接，由于水解程度較小，水解生成的弱電解質的濃度很小，即一般不生成沉淀或氣體，一般不標“↓”或“↑”符號。 (2)多元弱酸酸根離子水解方程式應分步書寫，水解是以第一步為主，如S2—水解方程式為：S2—＋H2OHS—＋OH－(主)，HS—＋H2OH2S＋OH－(次)。 (3)多元弱堿陽離子水解較為復雜，通常以總反應表示。如Fe3＋水解方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 任務2：1.水解反應的平衡常數叫作水解平衡常數或水解常數，用Kh表示。 (1)寫出CH3COO—的水解常數表達式，試著推導它與醋酸電離常數的關系？ (2)水解常數有何意義？ 2.（1）已知室溫時,Na2CO3溶液的水解常數Kh=2×10-4,則當溶液中c(HC)∶c(C)=2∶1時,該溶液的pH為多少 （2）已知:常溫下,H2C2O4的電離常數分別是Ka1≈5.0×10-2,Ka2≈6.0×10-5。草酸的鉀鹽有K2C2O4、KHC2O4。常溫下,KHC2O4的水解常數Kh2約為多少 KHC2O4溶液的酸堿性如何
【學習總結】
2新授課
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第7課時 鹽類水解
【學習目標】
1.理解鹽類水解的本質，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的酸堿性。 2.能運用鹽類水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性，能正確書寫水解方程式。
【學習活動】
學習任務
目標一：理解鹽類水解的本質，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的酸堿性。 任務1：閱讀教材p69-p71內容，完成下列問題。 1.用合適的方法測試下表所列鹽溶液的酸堿性（濃度均為 0.10 mol/L）。小組交流完成表格有關內容。 鹽CH3COONaNa2CO3NaClNH4ClAl2(SO4)3KNO3溶液的pH>7>7＝7<7<7＝7溶液中存在的微粒CH3COO－、Na＋、H＋、OH－Na＋、CO、HCO、H＋、OH－Na＋、Cl－、H＋、OH－NH、Cl－、H＋、OH－Al3＋、SO、 H＋、OH－K＋、NO、H＋、OH－哪些微粒可能發生相互作用CH3COO－、H＋CO、HCO、H＋——NH、OH－Al3＋、OH－——溶液呈現酸性或堿性的原因弱酸根離子或弱堿陽離子結合了水電離產生的H＋或OH－，破壞了水的電離平衡，使溶液中的c(H＋)與c(OH－)不等。
2.向純水中加入CH3COONa這種鹽，根據醋酸電離平衡分析，再次平衡時溶液中c(H+)與c(OH-)什么關系 參考答案：醋酸的電離平衡:CH3COOHH++CH3COO-。水中加入CH3COONa電離產生CH3COO-，此時由于沒有CH3COOH，所以醋酸的正向電離速率為0，逆向CH3COO-與水電離出的H+結合為CH3COOH分子速率大于醋酸正向電離速率，所以醋酸電離平衡逆向進行。醋酸電離平衡逆向進行導致c(H+)降低，所以導致水的電離平衡正向移動，直至再次平衡。顯然由于水電離的一部分H+與CH3COO-結合為CH3COOH分子，所以造成c(H+)2.對比CH3COONa、NH4Cl、NaCl的水解情況，分析歸納鹽類水解的條件和規律。 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CH3COONa能CH3COO－促進堿性強酸弱堿鹽NH4Cl能NH促進酸性強酸強堿鹽NaCl不能——無影響中性
【總結】鹽類水解的條件是鹽中有弱根離子，鹽必須溶于水。弱酸的酸性越弱，其酸根離子的水解能力就越強；弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解能力就越強。 3.通過分析和的水解情況，歸納鹽類水解的實質？ 參考答案： 【知識小結】 鹽類水解的規律可以歸納為“有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性” 有弱才水解——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。 越弱越水解——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。 誰強顯誰性——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。 同強顯中性——強酸強堿鹽不水解，顯中性。
目標二：能運用鹽類水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性，能正確書寫水解方程式。 任務1：判斷鹽類是否發生水解以及水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子所對應的酸和堿的相對強弱。已知常溫下有下列溶液：①NaF溶液、②AlCl3溶液、③Na2CO3溶液、④NaNO3溶液。據此思考： （1）哪些溶液能發生水解反應？溶液①中哪種離子發生了水解反應，水溶液呈什么性？如何用化學用語表示其水解過程？ 參考答案：溶液①、②、③存在水解反應。 溶液①中F－發生了水解反應，NaF溶液呈堿性； 為了表示鹽類水解的過程，通常用鹽類水解方程式來表示其水解過程： NaF的水解反應化學方程式寫為NaF＋H2OHF＋NaOH，水解離子方程式為F－＋H2OHF＋OH－。 （2）根據鹽類水解的方程式你是否可以判斷水解反應是吸熱反應還是放熱反應？水解反應的特點是什么？ 參考答案：鹽類水解可視為酸堿中和反應的逆反應，因此應為吸熱反應。鹽類水解是可逆反應，而且程度很微弱。鹽類的水解在水溶液中可以建立一種平衡狀態，稱為水解平衡。 （3）純堿溶液和NaOH溶液都呈堿性，它們對水的電離影響是否相同？寫出Na2CO3溶液的水解離子方程式。 參考答案：Na2CO3溶液由于CO的水解呈堿性，促進了水的電離；NaOH電離出的OH－抑制了水的電離。 CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 【方法小結】 1.水解反應的表示方法 鹽的離子＋水弱酸(弱堿)＋OH－(H＋) 2.鹽類水解離子方程式的書寫 (1)鹽類水解的離子方程式一般應用“”連接，由于水解程度較小，水解生成的弱電解質的濃度很小，即一般不生成沉淀或氣體，一般不標“↓”或“↑”符號。 (2)多元弱酸酸根離子水解方程式應分步書寫，水解是以第一步為主，如S2—水解方程式為：S2—＋H2OHS—＋OH－(主)，HS—＋H2OH2S＋OH－(次)。 (3)多元弱堿陽離子水解較為復雜，通常以總反應表示。如Fe3＋水解方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 任務2：1.水解反應的平衡常數叫作水解平衡常數或水解常數，用Kh表示。 (1)寫出CH3COO—的水解常數表達式，試著推導它與醋酸電離常數的關系？ (2)水解常數有何意義？ 參考答案： (1)方法1： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ = =·[c(H+)·c(OH—)] =·KW。 方法2： Kh＝ ①H2OH++OH—　 KW ②H++CH2COO—CH2COOH　 ①+②得：H2O+CH2COO-CH2COOH+OH— Kh=·KW (2)Kh表示水解反應趨勢的大小∶Kh數值越大，水解趨勢越大。 2.（1）已知室溫時,Na2CO3溶液的水解常數Kh=2×10-4,則當溶液中c(HC)∶c(C)=2∶1時,該溶液的pH為多少 參考答案：Kh==2×10-4,又c(HC)∶c(C)=2∶1,則c(OH-)=10-4 mol·L-1,結合Kw=1.0×10-14,可得c(H+)=10-10 mol·L-1,pH為10。 （2）已知:常溫下,H2C2O4的電離常數分別是Ka1≈5.0×10-2,Ka2≈6.0×10-5。草酸的鉀鹽有K2C2O4、KHC2O4。常溫下,KHC2O4的水解常數Kh2約為多少 KHC2O4溶液的酸堿性如何 參考答案：Kh2==≈=2×10-13<6.0×10-5,說明HC2的電離程度大于其水解程度,KHC2O4溶液顯酸性。
【學習總結】
回顧本課所學，畫出思維導圖
2

展開更多......

收起↑