高中化學(xué)-鹽類水解的原理教學(xué)課件設(shè)計

高二化學(xué)第三章物質(zhì)在水溶液中的行為第二節(jié)鹽類水解酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液顯什么性呢？是否都顯中性？【回憶】HClO、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等除HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4之外的酸

NH3.H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3等除NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2之外的堿常見的弱酸:常見的弱堿：1、

鹽類水解的定義、條件、實質(zhì)、特征及水解規(guī)律；

學(xué)習(xí)目標(biāo)：2、了解鹽類水解的應(yīng)用。鹽類的水解第一課時[實驗]把少量0.1mol/lCH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3的溶液分別加入6支盛有蒸餾水的試管中，然后分別用pH試紙加以檢驗。（以小組為單位，填寫下表格）舉例

鹽的類型pH溶液的酸堿性CH3COONaNa2CO3NH4ClAl2(SO4)3NaClKNO3強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽>7<7=7>7<7=7堿性酸性中性中性酸性堿性誰強(qiáng)顯誰性同強(qiáng)顯中性結(jié)論：鹽溶液不一定都是中性,有的呈酸性,有的呈堿性1、以CH3COONa溶液為例探討強(qiáng)堿弱酸鹽溶液呈堿性的原因?！舅伎寂c交流1、2、3】提示：從下列角度思考：溶液中存在哪些離子？哪些離子間可能相互結(jié)合？對水的電離平衡有何影響？3、

以(NaCl)溶液為例探討強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽鹽溶液呈中性的原因。2、以NH4Cl溶液為例探討強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性的原因。

H2OH++OH-

CH3COONa=CH3COO-+Na+

CH3COOH離子方程式:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-最終[OH-]>[H+]溶液呈堿性促進(jìn)水的電離化學(xué)方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH弱酸根結(jié)合H+

破壞水的電離平衡水的電離平衡向右移動

NH4Cl=NH4++Cl-

+

H2OOH-+H+

NH3·H2O

離子方程式：NH4++H2ONH3·H2O+H+最終[H+]>[OH-]溶液呈酸性促進(jìn)水的電離化學(xué)方程式：NH4Cl+H2ONH3.H2O+HCl弱堿陽離子結(jié)合OH-破壞水的電離平衡水的電離平衡向右移動NaCl=Na++Cl-H2OOH-+H+【思考與交流3】水的電離平衡不移動不破壞水的電離平衡一、鹽類的水解1、定義：溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2、條件：①鹽必須溶于水②鹽必須有“弱”離子

（弱堿陽離子或弱酸根離子）3、實質(zhì)：破壞了水的電離平衡，促進(jìn)水的電離，并建立了水解平衡。注：往水中加入酸或堿抑制水的電離①屬可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。②水解程度一般比較微弱。③鹽類水解是吸熱的。④當(dāng)V水解=V中和時≠0，水解達(dá)到了平衡。4、特征：5、鹽類水解的規(guī)律：

有弱才水解，都弱都水解；越弱越水解，無弱不水解；

誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)呈中性。【即時訓(xùn)練】判斷FeCl3、NaHCO3、(NH4)2SO4、BaCl2的水溶液能否水解。（提示：能水解的請依據(jù)【思考與交流1、2、3】寫出相應(yīng)的方程式）Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-NH4++H2ONH3·H2O+H+注：離子方程式應(yīng)遵循電荷守恒1.下列溶液PH小于7的是A、溴化鉀B,硫酸銅C,硫化鈉D,硝酸鋇2.下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是A、碳酸鉀B、硫酸氫鈉C、碳酸氫鈉D、氯化鐵3.下列離子在水溶液中不會發(fā)生水解的是A、NH4+B、SO42_

C、Al3+D、F_課堂練習(xí)：