資源簡介

(共14張PPT)
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 鹽溶液的酸堿性與鹽類的水解
條件改變 電離程度 c(H+) c(OH-) Kw
升高溫度
通HCl(g)
加少量冰醋酸
加少量NaOH(s)
通NH3(g)
加少量NaCl(s)
加少量CH3COONa(s)
加少量NH4Cl(s)
增大
↑
增大
↑
不變
↑
↓
減小
不變
↑
↓
減小
不變
↑
↓
減小
不變
↑
↓
減小
不變
不變
不變
不變
不變
↑
↓
增大
不變
↑
↓
增大
酸溶液抑制水的電離
堿溶液抑制水的電離
能與水中H+或OH-反應的鹽促進水的電離
上
節
研
究
本
節
研
究
回顧：水的電離的影響因素
c(H+)＜c(OH-),溶液顯酸性
c(H+)＞c(OH-),溶液顯堿性
問題：酸、堿因為電離出H+或OH-顯酸堿性，為什么一些鹽溶液也會顯酸堿性？
任務一 實驗探究鹽溶液的酸堿性
回顧：什么叫做鹽？鹽有哪些分類方法？
酸
強酸
弱酸
弱堿
強堿
堿
為了研究問題的方便，根據形成鹽的酸和堿的強弱，將鹽進行新的分類！
鹽溶液 NaCl KNO3 NH4Cl (NH4)2SO4 Na2CO3 NaAc NH4Ac
鹽類型
強酸
強堿鹽
強堿
弱酸鹽
強酸
弱堿鹽
強堿
弱酸鹽
強酸
強堿鹽
強酸
弱堿鹽
弱酸
弱堿鹽
六大強酸：
HCl HNO3
H2SO4 HBr
HI HClO4
四大強堿：
KOH NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2
任務一 實驗探究鹽溶液的酸堿性
用合適方法分別測定0.1mol/L 下列溶液的PH并判斷酸堿性。
鹽溶液 NaCl KNO3 NH4Cl (NH4)2SO4 Na2CO3 NaAc
鹽類型
pH
溶液 酸堿性
強酸
強堿鹽
強堿
弱酸鹽
強酸
弱堿鹽
強堿
弱酸鹽
強酸
強堿鹽
強酸
弱堿鹽
7.00
7.00
5.87
5.79
11.45
8.65
中性
堿性
酸性
堿性
中性
酸性
規律：
1.鹽溶液不一定呈中性，有的顯酸性，有的顯堿性。
2.鹽溶液酸堿性與鹽類型的關系：誰強顯誰性，同強顯中性。
任務二 鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
問題1：從微觀角度分析NH4Cl呈現酸性的原因
反應實質：氯化銨電離出的NH4＋ 和水電離出的OH－結合生成弱電解質。
c(H＋) ＞ c(OH－)
c(Cl－) ＞ c(NH4＋)
不僅吸引
而且結合
只吸引不結合
純水中：
加入NH4Cl后：
H2O H+ + OH-
NH4Cl = Cl- + NH4+
生成弱電解質
化學方程式：
離子方程式 ：
NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
NH4+ +H2O NH3·H2O + H+
水的電離平衡右移，結果是：溶液中c(H+)＞c(OH-)，使溶液呈酸性。
任務二 鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
問題2：從微觀角度分析CH3COONa呈現堿性的原因
c(H＋) ＜ c(OH－)
c(CH3COO- ) ＜c(Na＋)
只吸引不結合
不僅吸引
而且結合
純水中：
加醋酸鈉：
H2O H+ + OH-
CH3COONa = CH3COO- + Na+
生成弱電解質
反應實質：醋酸鈉電離出的CH3COO－和水電離出的H＋結合生成弱電解質
化學方程式：
離子方程式 ：
水的電離平衡右移，結果是：溶液中c(H+)＜c(OH-)，使溶液呈堿性。
CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH
CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-
任務二 鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
問題3：從微觀角度分析NaCl呈現中性的原因
c(H＋) =c(OH－)
c(Na＋) =c(Cl－)
只吸引不結合
只吸引不結合
純水中：
加入NaCl后：
H2O H+ + OH-
NaCl = Cl- + Na+
因為不能生成弱電解質
水的電離平衡不移動，溶液中c(H＋) =c(OH－)，溶液呈中性。
任務三 鹽類的水解
像NH4Cl、CH3COONa這樣，在水溶液中，鹽電離出來的離子(弱酸陰離子或弱堿陽離子)與水電離出來的H+或OH—結合生成弱電解質的反應 。
1.概念
2.實質
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
3.條件
有弱才水解，無弱不水解
任務三 鹽類的水解
4.表示方法
CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-
鹽 + 水 酸 + 堿 ΔH>0
中和
水解
5.特點
⑵ 水解吸熱：鹽類水解是中和反應的逆反應，升溫促進水解。
⑶ 水解程度很微弱：水解產物很少。一般不用“↑”或“↓”
⑴ 水解可逆：在一定條件下可達到平衡狀態。方程式用“ ”
NH4+ +H2O NH3·H2O + H+
任務三 鹽類的水解
6.水解方程式書寫
單個弱離子水解——請寫出下列鹽溶液的水解離子方程式
（1）NaClO溶液
(2) (NH4)2SO4溶液
（3）AlCl3溶液
（4）Na2CO3溶液
ClO- + H2O HClO + OH-
NH4++H2O NH3·H2O+H+
CO32- + H2O HCO3- + OH- (主要)
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ 3H+
兩個弱離子水解——下節課講解
①先找“弱”離子誰弱寫誰，都弱都寫。。
②鹽的水解一般是微弱的，且反應可逆。故書寫時要用
" "，一般不標"↓"或"↑"。
④多元弱酸鹽的水解分步寫，但以第一步為主，不可合并。
③多元弱堿鹽的水解一步寫
課堂練習
下列哪些鹽能發生水解？溶液顯酸性、堿性還是中性？
①FeCl3
③NaHCO3
⑥NaClO
②NaF
④(NH4)2SO4
能水解的鹽：__________________
鹽溶液呈酸性的有：______________________
鹽溶液呈中性的有：______________________
鹽溶液呈堿性的有：______________________
⑤Na2CO3
⑦KNO3 ⑧(Al)3SO4
①②③④⑤⑥⑧
①④⑧
⑦
②③⑤⑥
誰強顯誰性；同強顯中性
有弱才水解；無弱不水解
課堂練習
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
酸性
堿性
下列離子方程式屬于鹽的水解，且書寫正確的是
A.FeCl3溶液：Fe3++3H2O=Fe(OH)3↓+3H+
B.Na2S溶液：S2-+2H2O H2S+2OH-
C.NaHCO3溶液：HCO3-+2H2O H2O+CO2↑+OH-
D.NH4Cl溶液：NH4++H2O=NH3·H2O+H+
D
任務四 電離與水解對水的影響
pH=3 HCl
pH=3 NH4Cl
pH=11 NaOH
pH=11 CH3COONa
已知：分別求出下列各溶液中c(H+)溶、c(OH-)溶、c(H+)水、c(OH-)水
c(H+)溶 =10-3 c(OH-)溶=10-11 c(H+)水= c(OH-)水=10-11
c(H+)溶 =10-3 c(OH-)溶=10-11 c(H+)水= c(OH-)水=10-3
c(H+)溶 =10-11 c(OH-)溶=10-3 c(H+)水= c(OH-)水=10-11
c(H+)溶 =10-11 c(OH-)溶=10-3 c(H+)水= c(OH-)水=10-3
規律：酸堿電離抑制水的電離，能水解的鹽促進水的電離
水電離的氫離子為10-3，溶液可以顯酸性也可以顯堿性
水電離的氫離子為10-11，溶液可以顯酸性也可以顯堿性
課堂練習
常溫下，某濃度的NH4Cl溶液的pH為4，回答下列問題。
（1）該氯化銨溶液中含氮的粒子有 。
（2）該溶液中c(Cl-) （填“>”“<”“=”）c(NH4+)。
（3）該氯化銨溶液中水電離的氫離子濃度 （填“>”“<”“=”）pH=4鹽酸中水電離的氫離子濃度。
（4）該氯化銨溶液中c水(H+)與pH=4鹽酸中c水（H+）的比值為 。
NH4+、NH3·H2O
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