鹽類的水解 市賽獲獎 詳細(xì)版課件

1、鹽類的水解酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，那么鹽溶液顯什么性？碳酸鈉是鹽，俗名叫純堿，明明是鹽為何要叫“堿”？課前思考鹽溶液NaClCH3COONaNH4Cl酸堿性鹽類型 中性 酸性 堿性強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽某些鹽溶液的酸堿性及鹽的類型一、探究鹽溶液的酸堿性生成該鹽的酸堿HClCH3COOHHClNaOHNaOHNH3.H2OH2OOH- H+ +CH3COOHCH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-溶液中c(H+)c(OH-）,顯酸性。本質(zhì)是弱堿陽離子與水電離出的OH-作用生成弱電解質(zhì)。鹽的電離 水的電離 鹽溶液酸

2、堿性與鹽類型的關(guān)系鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽溶液的酸堿性中性酸性堿性鹽溶液不都顯中性，有的顯酸性，有的顯堿性鹽溶液的酸堿性與鹽的類型有關(guān)：“誰強顯誰性”，“兩強顯中性”。二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1.鹽在水中完全電離為離子，但不產(chǎn)生H和OH，不能使溶液顯酸堿性；2.純水會微弱電離產(chǎn)生H+ 和OH-，但c(H+)c(OH-) ，顯中性；3.鹽溶液顯酸（堿）性，說明溶液中c(H+) c(OH-)；4.是什么原因使得溶液中c(H+) c(OH-)？5.可能是鹽與水之間發(fā)生了某種反應(yīng)。鹽溶液溶液中的粒子有無弱電解質(zhì)生成c(H+) 和c(OH-)相對大小NaClCH3COONaNH4Cl

3、Na Cl- H+ OH- H2ONH4 Cl- H+ OH- H2O NH3H2ONa CH3COO- OH - H+ H2O CH3COOH無有NH3H2O有CH3COOHc(H+) =c(OH-)c(H+) c(OH-)c(H+) c(OH-) 對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子進(jìn)行比較、分析、從中找出不同類型鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因NaCl Na+ + Cl-H2O H+ + OH-“有弱就水解，無弱不水解”強酸強堿鹽電離出的陰、陽離子都不能與水電離出的H+ 或 OH-生成弱電解質(zhì)，也就是說強酸強堿鹽不跟水反應(yīng)（即不水解），溶液中c(H+)=c(OH-），顯中性。鹽類水解定義：鹽電離產(chǎn)

4、生的離子與水電離產(chǎn)生的H或OH生成弱電解質(zhì) 弱堿或弱酸的反應(yīng)叫做鹽類的水解。理解水解的實質(zhì)：破壞了水的電離平衡,使溶液中c(H+) c(OH-)。水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿 鹽+水中和水解水解的條件：鹽必須溶于水，必須含弱酸陰離子或弱堿陽離子。生成弱電解質(zhì)。2.鹽類水解的特點： 可逆（中和的逆反應(yīng)）、微弱、吸熱。 3.鹽類水解的規(guī)律：有弱就水解，無弱不水解。誰弱誰水解，誰強顯誰性。水的電離平衡；鹽的離子與H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的平衡。 4.鹽類的水解存在兩個平衡：思考題：NH4NO3固體溶于水有何變化？1、粒子變化：NH4NO3 NH4+ NO3 NH3H2O溶液中：C(H) C(

5、OH) ，呈酸性2、水的電離程度增大H2O OH- H條件：生成弱電解質(zhì)實質(zhì)：水的電離平衡被破壞三、水解方程式的書寫（3）多元弱酸根離子分步水解，第一步為主，水解方程式一般只寫第一步；多元弱堿陽離子可看作是一步水解。（1）鹽類水解是可逆反應(yīng)，方程式中用“ ”表示 （2）一般水解程度小，水解產(chǎn)物少，通常不生成 沉淀和氣體，不標(biāo)“ ”“ ”符號。生成物如（H2CO3、NH3.H2O ）也不寫分解產(chǎn)物。NH4Cl + H2O NH3H2O + HClNH4+H2ONH3H2O+ H+（水解離子方程式） （水解離子方程式）Na2CO3CO32- +H2O HCO3- + OH-HCO3- +H2O H2CO3 + OH- 板書設(shè)計 一、鹽類水解 定義：鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H或OH生成弱電解質(zhì)（ 弱堿或弱酸）的反應(yīng)。2.實質(zhì)：破壞了水的電離平衡,使溶液中c(H+) c(OH-)。3.特點：可逆（中和的逆反應(yīng)）、微弱、吸熱。4.鹽類水解的規(guī)律：有弱就水解，無弱不水解。誰弱誰水解，誰強顯誰性。水的電離平衡；鹽的離子與H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的平衡。 5.鹽類的水解存在兩個平衡：二、水解方程式的書寫（2）一般水解程度小，水解產(chǎn)物少，通常不生成 沉淀和氣體，不標(biāo)“ ”“ ”符號.生成物如（H2CO