西吉回中齊娟娥第三節鹽類的水解一.探究鹽溶液的酸堿性0.1mol/L鹽溶液NH4ClCH3COONaNaCl溶液的酸堿性鹽的類型0.1mol/L鹽溶液(NH4)2SO4Na2CO3Na2SO4溶液的酸堿性鹽的類型①請用PH試紙測定表中所列溶液的酸堿性。酸性強酸弱堿鹽酸性強酸弱堿鹽堿性強堿弱酸鹽中性強酸強堿鹽堿性強堿弱酸鹽中性強酸強堿鹽提示：根據形成該鹽的酸和堿的強弱，可將表中的鹽按強酸強堿鹽、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽分類。如CH3COONa：NaOH+CH3COOH=CH3COONa+H2O強堿弱酸強堿弱酸鹽②根據有關提示將表中的鹽分類。一.探究鹽溶液的酸堿性0.1mol/L鹽溶液NH4Cl(NH4)2SO4CH3COONaNa2CO3NaClNa2SO4鹽的類型

鹽溶液的酸堿性強酸弱堿鹽酸性強堿弱酸鹽強酸強堿鹽堿性中性鹽溶液的酸堿性與鹽的類型有什么關系嗎結論⒈鹽溶液有的顯酸性，有的顯堿性，還有的顯中性。2.“誰強顯誰性,都強顯中性”！為什么鹽溶液可呈中性、酸性或堿性呢？1、分析過程↓這些過程在我們化學上該如何表達呢？總化學方程式

NH4Cl+H2ONH3·

H2O+HCl離子方程式歸納：由于NH4Cl溶液電離出NH4+與水電離出OH—作用生成弱電解質—弱堿NH3·H2O

，消耗溶液中OH—

，使水的電離平衡向電離方向移動,最終導致溶液中C(H+)>C(OH—）溶液呈現酸性。↑

二.鹽溶液呈現不同酸堿性的原因NH4Cl＝NH4＋＋Cl－＋NH3·H2OH2OOH-

＋H＋

NH4++H2ONH3·H2O+H+陽生陽

鹽水堿酸研究性學習

CH3COONa是

鹽,其溶液顯

性.是否也有類似NH4Cl溶液的變化？

請分析其過程，并思考：強堿弱酸鹽顯堿性的本質原因。強堿弱酸鹽堿2、鹽類水解的定義

3、鹽類水解的實質

鹽類水解促進水的電離在水溶液中鹽電離產生的離子與水電離產生的H+或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質,使水的電離平衡被破壞,水的電離平衡向電離方向移動,直至建立新的平衡。結果，溶液里C（H+）不等于C（OH-），鹽溶液顯不同酸堿性。思考與交流

根據下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子即粒子間的相互作用進行比較分析，從中找出不同類鹽溶液呈現不同酸堿性的原因鹽NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液鹽的類別c(H+)c(OH-)相對大小溶液中的粒子有無弱電解質生成強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2OH+、Na+、OH-、CH3COO-、H2O、CH3COOH無有有鹽NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液鹽的類別強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽c(H+)c(OH-)相對大小c(H+)=c(OH-)

中性c(H+)>c(OH-)

酸性c(H+)<c(OH-)

堿性溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2OH+、Na+、OH-、CH3COO-、H2O、CH3COOH有無弱電解質生成無有有分析下表，歸納哪些鹽類可以水解？水解后的水溶液的酸堿性有何規律？鹽+水酸

+堿水解中和鹽的水解反應是吸熱反應5、特點a鹽類水解的反應可以看成是酸堿中和反應的逆反應是吸熱反應b水解程度小c鹽類水解反應為可逆反應有弱才水解;無弱不水解;誰弱誰水解;誰強顯誰性;同強顯中性;4規律—1判斷下列鹽溶液的酸堿性,并分析原因練習鹽溶液KFNH4NO3

CuSO4Na2SO4

NaHSO4類型溶液酸堿性強堿弱酸鹽

呈堿性強酸弱堿鹽呈酸性呈酸性強酸弱堿鹽強酸強堿鹽呈中性強酸強堿酸式鹽呈酸性2.等物質的量濃度等體積的酸HA與堿NaOH混合后，溶液的酸堿性是：A、酸性 B、中性 C、堿性 D、不能確定3.CH3COOH溶液與NaOH溶液反應，若反應后溶液PH值為7，那么：A、CH3COOH與NaOH的質量相等B、CH3COOH與NaOH的物質的量相等C、NaOH過量 D、CH3COOH過量3.下列物質中的陰離子使水的電離平衡正向移動的是：A、NaClB、NH4ClC、AlCl3D、CH3COOK4.在Na2