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鹽類水解的原理

高二化學選修4化學反應原理

22、溶液的酸堿性與溶液中[H+]、

[OH-]的相對大小有何關系？【溫故思新】3、影響水的電離平衡的因素有哪些？如何影響？探究加鹽對水的電離平衡有何影響？鹽溶液的酸堿性如何？是否都顯中性？1、根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可分為哪幾類？3鹽類水解的原理學習目標：1、通過課前自主學習與課堂合作探究，掌握鹽類水解的原理及規律。2、通過對鹽類水解原理的探究，學會正確書寫鹽類水解的離子方程式。3、通過“活動?探究”和“交流?研討”等活動，體會到綜合、分析、歸納等方法在解決水溶液問題中的應用。4環節一【實驗?探究】探究鹽溶液的酸堿性各小組利用所提供的實驗用品，用pH試紙測定0.1mol?L-1鹽溶液的pH，填入學案表格一。【用pH試紙測定溶液pH的方法】在潔凈干燥的表面皿上放一片pH試紙，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液，滴在試紙的中部，將試紙顯示的顏色與標準比色卡對照，讀出對應的pH。5

鹽

pH

酸堿性鹽的類別CH3COONaNa2CO3NaClKNO3NH4ClAl2(SO4)3=7<7>7>7=7<7中性

中性

酸性酸性堿性堿性強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽的類別與鹽溶液酸堿性的關系？6某種鹽H2O?酸性堿性中性7

大多數鹽既不能電離出H+，也不能電離出OH-

，為什么不同類型鹽溶液的酸堿性不同呢？

分組討論、交流

……環節二探究原因，尋求規律8

提示：

可以從下列角度和順序思考：①寫出溶質和溶劑的電離方程式。②鹽溶液中存在哪些離子？③哪些離子間可能相互結合？為什么可以結合?④離子結合后對水的電離平衡有何影響？【理論探究】以CH3COONa溶液為例探討強堿弱酸鹽溶液呈堿性的原因。以NH4Cl溶液為例探討強酸弱堿鹽溶液呈酸性的原因。9H2OH++OH-

CH3COONa=CH3COO-+Na+

CH3COOH最終[OH-]>[H+]溶液呈堿性促進水的電離弱酸根結合H+

破壞水的電離平衡水的電離平衡向右移動10

NH4Cl=NH4++Cl-

+

H2OOH-+H+

NH3·H2O

最終[H+]>[OH-]溶液呈酸性促進水的電離弱堿陽離子結合OH-破壞水的電離平衡水的電離平衡向右移動11NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液C(H+)和C(OH-)相對大小溶液中的粒子有無弱電解質生成對水的電離平衡有何影響結合交流、研討的結果，

填寫表格二。>有促進Cl-、NH4+、H+、OH-、H2O、NH3·H2O=

無

無影響Na+、Cl-、H+、OH-、H2O<有促進Na+、CH3COO-H+、OH-、H2O、CH3COOH12

鹽類的水解1.

定義：2.

實質：環節三歸納，整合弱酸根離子或弱堿陽離子在溶液中由鹽電離產生的離子跟水電離產生的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解反應，簡稱鹽類的水解。生成弱電解質，破壞了水的電離平衡。133.鹽類水解的規律能能不能弱堿陽離子弱酸陰離子無弱堿弱酸無酸性堿性中性無___不水解，誰___顯誰性，同強

顯中性。有___才水解，—條件—結果弱弱強小結：越弱越水解。類型實例能否水解鹽中水解的離子生成的弱電解質溶液的酸堿性強酸弱堿鹽FeCl3強堿弱酸鹽NaClO強酸強堿鹽NaNO3

144.鹽類水解方程式的書寫離子方程式：CH3COO—+H2OCH3COOH+OH—化學方程式：CH3COONa

+H2OCH3COOH+NaOH離子方程式：

NH4++H2ONH3·H2O

+H+化學方程式：

NH4Cl

+H2ONH3·H2O

+HCl鹽+H2O酸+堿一般模式：15中和水解思考與交流

觀察鹽類水解反應的化學方程式的一般模式，想一想鹽類水解與酸堿中和反應有何關系？鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。鹽+H2O酸+堿一般模式：16（1）鹽類水解是可逆反應，水解方程式中用“”連接，而不使用“==”。（2）一般水解程度小，水解產物少，通常不生成沉淀和氣體，不標“↓”“↑”符號，生成物（如H2CO3、NH3.H2O

）也不寫成分解產物。（3）多元弱酸根離子分步水解，一般第二步水解程度很小，往往可以省略。（4）多元弱堿陽離子也分步水解，一般較復雜，通常以總反應表示。鹽類水解方程式的書寫注意事項：17【檢測?評價】1、下列離子在水溶液中不會發生水解的是（）A.Al3+B.NH4+C.SO42-D.ClO-2、下列物質分別加入到水中，能促進水的電離且使溶液顯酸性的是（）A.NH4NO3B.H2SO4

C.NaHSO4D.NaHCO33、下列說法正確的是（）A.所有的鹽都能發生水解反應B.鹽的離子水解生成的弱酸越難電離，其水解程