化学课件比赛课件：3.1.1《盐类的水解》（苏教版选修4）

(共13张PPT)
廉江中学
学习目标：
1、理解盐类水解产生的原因;
2、能运用盐类水解规律判断盐溶液的酸碱性；
第三单元　盐类的水解
加入强酸
增大[OH-]
增大[H+]
减小[H+]：
减小[OH-]：
升高温度
降低温度
加入强酸的酸式盐。
抑制水电离
促进水电离
加入弱酸
加入强碱
加入弱碱
【复习与回顾】
盐类的水解规律
【思考】1.酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么，　盐溶解于水后，所形成的水溶液是否呈中性？
　　2.Na2CO3俗称“纯碱”，但它明明属于盐类，为什么叫它“纯碱”？
到底是酸性还是碱性呢？
使用pH试纸
使用pH计
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
课本P79《活动与探究》
盐溶液 NaCl CH3COONa NH4Cl
溶液的酸碱性
盐的分类
中性
碱性
酸性
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
一、盐的类型和溶液的酸碱性
(1)NaCl、CH3COONa、NH4Cl溶液中存在着几种离子？
(2)哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？
(3)为什么它们的溶液分别显中性、碱性和酸性？
二、盐水解的原理
设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响
设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响
设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响
CH3COONa = CH3COO- + Na+
H2O
H+ + OH-
+
CH3COOH
(弱酸,弱电解质)
水中c(H+) , 平衡向 移动, c(OH-) , 最后c(H+) c(OH-), 溶液呈 性.
减小
右
增大
＜
碱
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO- + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH-
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
水解方程式
水解离子方程式
设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响
NH4Cl = NH4+ + Cl-
H2O
OH- + H+
+
NH3·H2O
(弱碱,弱电解质)
水中c(OH-) , 平衡向 移动, c(H+) , 最后c(H+) c(OH-), 溶液呈 性.
减小
右
增大
＞
酸
NH4Cl+H2O NH3·H2O + HCl
NH4+ + H2O NH3·H2O + H
+
在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，导致水的电离平衡发生了移动, 使得c(H+)≠c(OH-),从而使这类盐溶液呈现酸碱性.盐和水的这种作用称之为“盐类的水解”.
⑴含弱酸阴离子的盐：
CH3COO - 、CO3 2- 、F - 、S 2- 等
⑵含弱碱阳离子的盐：
NH4+ 、Al3+ 、Cu2+ 、Fe3+ 、Ag+等
三、盐类水解的定义
结合盐类水解的定义，探究下列问题：
⒈从盐的组成角度分析盐类水解的条件、实质是什么？
⒉盐类水解反应与中和反应的关系如何？反应程度如何？
水解的实质：
水解反应与中和反应的关系:
水解的条件：
易溶于水、生成弱电解质。
破坏了水的电离平衡。
　　盐类水解后生成酸和碱，即盐类的水解反应可看作是酸碱中和反应的逆反应。
酸＋碱　　　盐＋水
中和
水解
四、 盐类水解的规律
水解
水解
不水解
弱碱
阳离子
弱酸
阴离子
无
弱碱
弱酸
无
酸性
碱性
中性
无弱不水解。
谁强显谁性，
同强显中性。
有弱才水解，
`
类型
实例
是否水解
水解的离子
生成的弱电解质
溶液的酸碱性
强酸弱碱盐
NH4Cl
强碱弱酸盐
CH3COONa

强酸强碱盐
NaCl

越弱越水解，
都弱都水解。
—条件
—结果
—程度
五、盐类水解的化学、离子方程式的书写：
⒈盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写 符号，不写“＝”符号。
⒉盐类水解的程度一般很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↓”、“↑”符号，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成分解产物的形式。
⒊多元弱酸盐分步水解，以第一步水解为主，水解方程式一般只写第一步；多元弱碱盐的水解不分步书写。