3.3.1 盐类的水解 教学课件(共24张PPT)高中化学人教版（2019）选修一

(共24张PPT)
3.3.1 盐类的水解
核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：
宏观层面：学生能够通过实验观察，从宏观现象建立起盐溶液酸碱性与盐的类型之间的初步联系，认识到不同类型的盐溶液可能呈现酸性、碱性或中性。
微观层面：从微观粒子相互作用的角度深入理解盐类水解的本质。
2.变化观念与平衡思想：
动态平衡观念：认识到盐类水解是一个动态平衡过程，如同化学平衡、弱电解质电离平衡一样，当条件改变时，平衡会发生移动。
定量平衡思想：借助水的离子积常数以及盐类水解的相关知识，从定量角度分析盐溶液中 H 和 OH 浓度的变化。
3.科学态度与社会责任：
社会应用意识：关注盐类水解在日常生活、生产实践和环境保护等领域的广泛应用，认识到化学知识对解决实际问题的重要价值。
学习重难点
学习重点
1.盐类水解的原理：深刻理解盐类水解的定义。
2.盐类水解的规律：熟练掌握 “有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性” 的盐类水解规律。
3.盐类水解离子方程式的书写：学会正确书写盐类水解的离子方程式，这是表示盐类水解反应的重要化学用语。
学习难点
1.盐类水解本质的理解：从微观层面深入理解盐类水解如何破坏水的电离平衡，以及这种破坏与溶液酸碱性变化之间的内在联系是教学的难点。
2.影响盐类水解平衡的因素及应用：理解温度、浓度、外加酸碱等因素对盐类水解平衡的影响，并能够运用这些知识解释实际生活和生产中的相关现象和问题。
课前导入
Na2CO3是日常生活中常用的盐，俗称纯碱，常在面点加工时用于中和酸并使食品松软或酥脆，也常用于油污的清洗等。为什么Na2CO3可被当作“碱”使用呢？
溶液的酸碱性
PART 01
1.溶液的酸碱性
【提出问题】
酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性。那么，盐溶液的酸碱性如何呢？与盐的类型之间有什么关系？
【实验探究】
（1）选择合适的方法测试下表所列盐溶液的酸碱性。
（2）根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐进行分类。
1.溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
酸碱性
盐类型
中性
碱性
碱性
酸性
中性
酸性
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
谁强显谁性，同强显中性
【结果和讨论】
分析上述实验结果，归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。
1.溶液的酸碱性
原来，Na2CO3是强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，这就是它常被当作“碱”使用的原因！
溶液酸碱性的本质：氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小
中性溶液： c(H+)= c(OH-)
酸性溶液： c(H+)> c(OH-)
碱性溶液： c(H+)< c(OH-)
那么，是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和 c(OH-)相对大小的差异呢？
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（1）三类不同的盐溶液（NaCl溶液、NH4Cl溶液、CH3COONa溶液）中存在的离子、离子间的相互作用、溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小如表所示：
盐溶液 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在的离子
离子间能否相互作用生成弱电解质
c(H+)和c(OH-)的相对大小
Na+、Cl-、H+、OH-
NH4+、Cl-、H+、OH-
Na+、CH3COO-、H+、OH-
能，生成H2O
能，生成H2O、NH3·H2O
能，生成H2O、CH3COOH
c(H+)=c(OH-)
c(H+)＞c(OH-)
c(H+)＜c(OH-)
结论：盐在水中电离出来的离子和水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质决定了盐溶液的酸碱性。
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（3）盐溶液的酸碱性分析
① 强酸强碱盐的水解分析—以NaCl溶液为例：
NaCl Na+ + Cl-
H2O H+ + OH-
不影响水的电离平衡， c(H+)=c(OH-) ，溶液显中性
纯水：
加入氯化钠：
（2）盐类水解的定义
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
② 强酸弱碱盐的水解分析—以NH4Cl溶液为例：
+
NH3·H2O
平衡正向移动
(弱电解质)
促进水的电离， c(H+)>c(OH-)，溶液显酸性
总反应为：NH4Cl + H2O NH3 H2O + HCl
离子方程式：NH4+ + H2O NH3H2O + H+
H2O OH- + H+
NH4Cl NH4+ + Cl-
纯水：
加入NH4Cl：
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
③ 强碱弱酸盐的水解分析—以CH3COONa溶液为例：
CH3COONa CH3COO- + Na+
H2O H+ + OH-
+
CH3COOH
平衡正向移动
(弱电解质)
纯水：
加入醋酸钠：
总反应为：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
离子方程式: CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
促进水的电离， c(H+)＜c(OH-) 溶液显碱性
3.盐类水解的实质
盐
弱酸阴离子
弱碱阳离子
结合H+
结合OH-
弱电解质
破坏了水的电离平衡
促进水的电离
可能导致溶液中c(H+)≠c(OH-)
结果
盐溶液呈现不同酸碱性
（1）规律
有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
4.盐类水解的规律与特征
（2）特征
① 可逆：大多数盐类水解反应是可逆反应。
② 微弱：大多数盐类水解反应的程度很微弱。
③ 吸热：盐类的水解反应可看成酸碱中和反应的逆反应，酸碱中和反应放热，而盐类的水解反应吸热。
盐类水解的离子方程式
PART 02
1.盐类水解的离子方程式
（1）盐类水解是可逆反应，要写“ ”，如：
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
（2）一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，在书写时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物写成分解产物的形式，如：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
（3）多元弱酸盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如：
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
1.盐类水解的离子方程式
（4）多元弱碱的阳离子水解较复杂，一般按一步水解处理。如：
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
（5）弱酸弱碱盐的弱酸根和弱碱根都水解，即发生双水解。如：
CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O
（6）能彻底水解的离子组，由于水解趋于完全，书写时要用“ ”并且要标“↑”和“↓”。
常见“完全双水解”的弱离子组合——Al3+ 与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)4]-等；Fe3+与 CO32-、HCO3-等；
2Al3+ +3CO32- +3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑
2.水解与电离的区别
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
⑴ NaHCO3
①
②
HCO3 – + H2O CO32– + H3O +
HCO3 – CO32– + H +
>
① 水解
② 电离
程度：
∴溶液呈 性
碱
2.水解与电离的区别
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
⑵ NaHSO3
①
②
<
① 水解
② 电离
程度：
∴溶液呈 性
酸
HSO3 – + H2O SO32– + H3O +
HSO3 – SO32– + H +
(3)多元强酸酸式酸根只电离：
HSO4 – = SO42– + H +
电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒
在0.1mol/LNa2CO3溶液中，各种微粒之间存在下列关系，其中不正确的是（ ）
A．c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
B．c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)= 0.1mol/L
C．c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
D．c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)
电荷守恒
电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等
元素质量守恒
电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
H2O H+ + OH–
所以c(HCO3-)＜c(OH-)
D
√
√
√
随堂测试
1.下列属于水解方程式且正确的打“√”，不属于水解方程式或水解方程式，错误的打“×”。
×
×
×
√
√
随堂测试
2.能使水的电离平衡向电离方向移动，并使溶液中的c (H+)＞c(OH-)的措施（ ）
A. 向纯水中加入几滴稀盐酸
B. 将水加热煮沸
C. 向水中加入碳酸钠
D. 向水中加入氯化铵
D
随堂测试
5.常温下，下列溶液 pH小于7的是( )
A. KBr B. CuSO4 C. NaF D. Ba(NO3)2
6.下列溶液显碱性的是( )
A. K2CO3 B. NaHSO4 C. Na2S D. FeCl3
4.下列离子在水溶液中不会发生水解的是( )
A. NH4+ B. SO42_ C. Al3+ D. F_
B
B
AC
谢谢观看