資源簡介

第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
第1課時 鹽類的水解
學習目標
1.掌握鹽的類型與其溶液酸堿性的關系
2.分析鹽溶液呈現不同酸堿性的原因，掌握鹽類水解的原理及鹽溶液呈現不同酸堿性的規律（重點、難點）
3.能正確書寫鹽類水解的離子方程式和化學方程式（重點、難點）
Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點加工時用于中和酸并使食品松軟或酥脆，也常用于油污的清洗等。
為什么 Na2CO3可被當作“堿”使用呢?
新課導入
那么，鹽溶液的酸堿性如何呢？
酸溶液
呈酸性
堿溶液
呈堿性
大鹿化學工作室
新知探究
鹽溶液可能呈中性、酸性、也可能呈堿性。
鹽溶液的酸堿性與鹽的類型之間有什么關系？
一、鹽溶液的酸堿性
酸
強酸
弱酸
弱堿
強堿
堿
酸＋堿 =鹽＋水 （中和反應）
根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？
鹽的類型

實例
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
弱酸弱堿鹽
NaCl、
KNO3
NH4Cl、
FeCl3
CH3COONa、Na2CO3
CH3COONH4、(NH4)2CO3
回顧·舊知
一、鹽溶液的酸堿性
一、鹽溶液的酸堿性
酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性。那么，鹽溶液的酸堿性如何呢？與鹽的類型有什么關系？
【提出問題】
{5C22544A-7EE6-4342-B048-85BDC9FD1C3A}鹽
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
（1）選擇合適的方法測試下表所列鹽溶液的酸堿性。
pH試紙法
酸堿指示劑法
pH計法
新知探究
{5C22544A-7EE6-4342-B048-85BDC9FD1C3A}鹽
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
鹽溶液的酸堿性
鹽的類型
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
【結果和討論】
分析上述實驗結果，歸納鹽溶液的酸堿性與鹽的類型之間的關系。
{5C22544A-7EE6-4342-B048-85BDC9FD1C3A}鹽的類型
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
鹽溶液的酸堿性
中性
酸性
堿性
誰強顯誰性
同強顯中性
新知探究
一、鹽溶液的酸堿性
中性
中性
堿性
酸性
堿性
酸性
1.將下列8種鹽：NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4 ，按生成鹽的酸、堿的強弱分類，填入下列空白處。
(1)強酸強堿鹽
(2)強酸弱堿鹽
NaCl、K2SO4
FeCl3、 (NH4)2SO4
(3)強堿弱酸鹽
Na2CO3、CH3COONa
(4)弱酸弱堿鹽
(NH4)2CO3 CH3COONH4
課堂·練習
2.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、堿性或中性
D
Na2CO3是強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，這就是它常被當做“堿”使用的原因！
Na2CO3
溶液酸堿性的本質：氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小
中性溶液： c（H+）= c（OH-）
酸性溶液： c（H+）> c（OH-）
堿性溶液： c（H+）< c（OH-）
【思考】鹽既不能電離出H+，也不能電離出OH-,是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·交流
鹽溶液
NaCl溶液
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
溶液中存在的離子
離子間能否相互作用生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小
根據下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子以及粒子間的相互作用進行比較分析，從中找出不同類鹽溶液呈現不同酸堿性的原因。
思考·交流
二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
鹽溶液
NaCl溶液
溶液中存在的微粒
離子間能否相互作用生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小
c(H＋)___c(OH－)
能
＝
Na+、 Cl-、 H+ 、OH-、H2O
（ H2O）
思考·交流
二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
根據下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子以及粒子間的相互作用進行比較分析，從中找出不同類鹽溶液呈現不同酸堿性的原因。
NaCl ══ Cl- + Na+
H2O ? H+ + OH-
水的電離平衡不移動
鹽溶液
NH4Cl溶液
溶液中存在的微粒
離子間能否相互作用生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小
c(H＋)___c(OH－)
＞
H2O ? H+ + OH-
?
NH3·H2O
+
NH4Cl = Cl- + NH4+
NH4+、Cl-、H+ 、OH-、NH3·H2O、H2O
能
（ H2O、
NH3·H2O ）
OH-離子濃度降低，
水的電離正向移動
思考·交流
二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
NH4Cl + H2O NH3 · H2O + HCl
總化學反應方程式：
總離子反應方程式
NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+
試仿照NH4Cl溶液呈酸性的分析過程，說CH3COONa溶液呈堿性的原因。
鹽溶液
CH3COONa溶液
溶液中存在的微粒
離子間能否相互作用生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小
c(H＋)___c(OH－)
＜
H2O ? OH- + H+
?
Na+、 CH3COO-、 H+ 、OH-、CH3COOH、H2O
CH3COOH
+
CH3COONa = Na+ + CH3COO-
能
（ H2O、
CH3COOH ）
氫離子濃度降低，
水的電離正向移動
思考·交流
二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
CH3COONa + H2O CH3COOH +NaOH
總化學反應方程式：
總離子反應方程式
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
NaCl
H2O OH- + H+
無弱電解質生成
NH4Cl
H2O OH- + H+
有弱電解質生成
CH3COONa
H2O OH- + H+
有弱電解質生成
鹽類的水解
歸納·總結
二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
在水溶液中，鹽電離出來的離子和水電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。
強堿強酸鹽顯中性
強堿弱酸鹽顯堿性
強酸弱堿鹽顯酸性
三、鹽類的水解
1、定義
在水溶液中，鹽電離出來的離子(弱酸的酸根離子或弱堿的陽離子)與水電離出來的H+或OH-離子結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。
2、條件
溶液中存在弱酸的酸根離子或弱堿的陽離子，生成弱電解質
3、實質
鹽電離出來的弱離子破壞了水的電離平衡。
生成弱電解質，促進水的電離
有弱才水解，無弱不水解
新知探究
弱酸陰離子
弱堿陽離子
結合H+
破壞了水的電離平衡
促進水的電離
c(H+)≠c(OH-)
使鹽溶液呈現酸性或堿性
鹽電離
結合OH-
生成弱電解質
新知探究
有弱才水解，
無弱不水解。
4、鹽類水解的特征
①鹽類的水解是可逆的過程
鹽 + 水 酸 + 堿
中和
水解
②鹽類的水解程度很微弱
③鹽類的水解是吸熱反應
④鹽類的水解的產物中必有弱酸(或弱酸的酸式酸根)或弱堿
是中和反應的逆過程
⑤當v水解 = v中和時，水解達到了動態平衡
新知探究
三、鹽類的水解
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
弱酸弱堿鹽
無弱不水解，同強顯中性
中性
誰弱誰水解，誰強顯誰性
酸性
誰弱誰水解，誰強顯誰性
堿性
都弱都水解，越弱越水解
不確定
鹽類水解的規律——判斷鹽溶液酸堿性的方法
鹽類水解的規律
歸納·總結
有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性，
【思考】Na2CO3是如何水解的呢？怎么用化學方程式表示？
Na2CO3的水解是分兩步進行的
CO32- + H2O HCO3- + OH-
第二步，生成的HCO3- 進一步水解
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
第一步：CO32- 水解（主要）
Na2CO3
思考·交流
練習1、在溶液中，不能發生水解的離子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2–
C、Fe 3+ D、SO4 2–
D
練習2、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 B、NaOH C、硫酸鋁 D. 碳酸鈉
C
練習3.下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（ ） 哪些呈堿性（ ）
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4
④ Cu(NO3)2 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4
①③④
②⑤
課堂·練習
有弱才水解，無弱不水解；
誰強顯誰性，同強顯中性，
5、水解方程式的書寫
弱酸根離子＋H2O 弱酸 ＋ OH-
弱堿根離子＋H2O 弱堿 ＋ H+
要點：
①寫“?”，不寫“＝”
②產物不標“↑”、“↓”，不穩定的產物不分解
③多元弱酸的酸根離子分步水解
④多元弱堿的陽離子一步水解
新知探究
三、鹽類的水解
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
寫出以下溶液的水解離子方程式。
①NH4Br
②Al2(SO4)3
③NaF
④FeCl3
⑤NaClO
⑥NaHCO3
⑦NaAlO2
⑧Na2S
NH4+ +H2O NH3·H2O + H+
Al3+ +3H2O Al(OH)3 +3H+
F- +H2O HF + OH-
Fe3+ +3H2O Fe(OH)3 +3H+
ClO- +H2O HClO + OH-
HCO3- +H2O H2CO3 + OH-
AlO2- +2H2O Al(OH)3 + OH-
S2- +H2O HS- + OH-
HS- +H2O H2S + OH-
課堂·練習
若溶液中同時存在弱酸的酸根離子以及弱堿的陽離子，水解反應會如何發生？
以NH4+與CH3COO-為例
NH4+ + H2O ? NH3·H2O + H+
CH3COO- + H2O ? CH3COOH + OH-
+
＝
H2O
H+濃度減小
OH-濃度減小
平衡均正移
當溶液中同時存在弱酸的酸根離子以及弱堿的陽離子，二者的水解反應會相互促進，使得水解程度變大，簡稱雙水解。
思考·交流
6、雙水解
①部分雙水解
例如：CH3COO-與NH4+
二者單獨存在時，水解非常微弱。
CH3COO-＋H2O ?CH3COOH＋OH-
NH4+＋H2O ? NH3 · H2O＋H+
二者在同一溶液中時，水解相互促進，比單獨存在水解程度大，但水解程度仍然很小。
書寫雙水解方程式時仍用可逆號，且不打沉淀氣體符號
NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-
常見部分雙水解組合：
CH3COO-＋NH4+＋H2O ? CH3COOH＋NH3 · H2O
能夠大量共存
新知探究
三、鹽類的水解
6、雙水解
②完全雙水解
例如：Fe3+與HCO3-
二者單獨存在時，水解非常微弱。
Fe3+＋3H2O ? Fe(OH)3＋3H+
HCO3-＋H2O ? H2CO3＋OH-
二者在同一溶液中時，水解相互促進，導致水解程度增大至水解完全。
即Fe3+會全部水解成Fe(OH)3沉淀，HCO3-全部水解成H2CO3（分解成CO2和水）
完全雙水解方程式的書寫用等號，且需標出沉淀氣體符號。
Fe 3+＋3HCO3– = Fe(OH)3↓＋3CO2↑
不能大量共存
新知探究
三、鹽類的水解
微提醒
酸式鹽 (NaHA) 的酸堿性
①強酸的酸式鹽只有電離而無水解，則呈酸性(如NaHSO4)
②弱酸的酸式鹽既有電離又有水解，取決于兩者相對大小
電離：HA- ? H+ + A2- （顯酸性）
水解：HA- + H2O ? H2A + OH- （顯堿性）
電離＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-
電離＜水解，呈堿性：如HCO3-、HS-、 HPO42-
新知探究
三、鹽類的水解
鹽的水解
鹽溶液的水解
鹽溶液的酸堿性
鹽溶液酸堿性的原因
誰強顯誰性；同強顯中性
弱酸的陰離子或弱堿的陽離子破壞水的電離平衡
課堂總結
實質
特征
水解方程式及水解規律
有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性，
雙水解
酸式鹽
1.常溫下，有pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液，回答下列問題：
(1)該NH4Cl溶液中c水(H＋)的值為______。
(2)該CH3COONa溶液中c水(H＋)的值為______。
(3)該NH4Cl溶液中c水(H＋)與pH＝4的鹽酸中c水(H＋)比值為______。
NH4+＋H2O NH3·H2O＋H+
?
同理pH＝4的NH4Cl溶液中水電離的c水(H＋)＝10－4 mol·L－1
pH＝4的鹽酸中水電離的c水(H＋)＝10－10 mol·L－1
106
課堂·練習
【常見題型】
10－4
10－4
CH3COO- +H2O CH3COOH + OH-
CH3COONa溶液呈堿性，其中OH－全部來自水的電離，
根據水的離子積常數，c(OH－)＝10－1410－10 mol·L－1＝10－4 mol·L－1。
?
2.下列屬于水解方程式且正確的打“√”，不屬于水解方程式或水解方程式錯誤的打“×”。
CO32?＋H2O OH－＋HCO3?
?
HS－＋H2O OH－＋ H2S
×
×
×
√
√
不屬于水解方程式
Mg2+＋2H2O 2H+＋Mg(OH)2
×
×
【常見題型】
課堂·練習
4、 CH3COONa溶液呈堿性的原因_______________________________________（用離子方程式）。
5、FeCl3的水溶液呈_____(填”酸”、”中”、”堿”)性，常溫時的pH____7(填“＞”、“=”、“＜”)，原因是：_____________________________________(用離子方程式表示)。
酸
<
Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
?
CH3COO-+H2O ? CH3COOH +OH-
?
課堂·練習
【常見題型】
3.下列各組離子中，在溶液里能大量共存，且溶液為無色透明的是（ ）
A.NH4+、NO3-、Al3+、Cl-
B.Na+、SiO32-、NO3-、Fe3+
C.Na+、MnO4-、K+、SO42-
D.Na+、HCO3-、SO42-、Al3+
A
×
×
×
×

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