選修4第三章物質(zhì)在水溶液中的行為第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解第二課時(shí)鹽類的水解實(shí)驗(yàn)演示：分別向Na2CO3

溶液和Al2(SO4)3溶液中滴加石蕊試液，觀察現(xiàn)象課時(shí)目標(biāo)2了解鹽類水解的特征和規(guī)律3了解鹽類水解的平衡常數(shù)及其意義1知道鹽類水解的原理和實(shí)質(zhì)檢測(cè)下列鹽溶液的酸堿性：(均取0.1mol/L)

CH3COONa溶液

NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONaNa2CO3

NaClAl2(SO4)3NH4Cl堿性酸性中性堿性酸性整體歸納實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象：討論：CH3COONa溶液中存在哪幾種離子？哪些離子的相互結(jié)合對(duì)水的電離有影響？有何影響？為什么CH3COONa溶液顯堿性？CH3COONa溶液顯堿性的原因2.鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子破壞了水的電離平衡

水的電離程度增大c(OH-)≠c(H+)

溶液呈堿性或酸性

在溶液中，鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解一·鹽類水解的原理1.鹽類水解的概念NH4Cl溶液顯酸性的原因？討論:1.NH4Cl溶液中存在哪些物質(zhì)的電離？2.哪些離子的相互結(jié)合對(duì)水的電離有影響？有何影響？3.溶液顯酸性的原因？

H2OH＋＋OH-NH4ClCl-＋NH4＋＋NH3·H2O

NH4Cl溶液中

c(H+)>c(OH-)=??平衡向右移動(dòng)根據(jù)Na2CO3

和Al2(SO4)3鹽溶液的酸堿性，寫出這兩種鹽水解的離子方程式討論：Al+3H2O?Al(OH)3+3H+3—CO32-＋H2OHCO3-＋OH-

?第一步（主要）

HCO3-＋H2O?H2CO3

＋OH-

第二步（次要）注：水解程度較小，水解生成的弱電解質(zhì)的濃度很小，即一般不生成沉淀或氣體，一般不標(biāo)“↓”或“↑”等符號(hào)。3.鹽溶液酸堿性的判斷：1.CH3COONa、Na2CO3都屬于強(qiáng)堿弱酸鹽（Na2S、NaF、NaClO)，水溶液顯堿性。2.NH4Cl、Al2(SO4)3

都屬于強(qiáng)酸弱堿鹽（FeCl3、CuSO4、NH4NO3），水溶液顯酸性。3.NaCl屬于強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽（K2SO4、NaNO3），水溶液顯中性。鹽類水解是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。鹽+水酸+堿水解中和可逆4.鹽類水解的特征：微弱吸熱5.鹽類水解的平衡常數(shù)(簡(jiǎn)稱:水解常數(shù)）KwKaKh=___________[CH3COOH][OH-][CH3COO-]=_______________[CH3COOH][OH-][H＋][CH3COO-][H＋]___________=CH3COO-＋H2O?

CH3COOH＋OH-思考：鹽溶液的酸堿性強(qiáng)弱與對(duì)應(yīng)生成的弱電解質(zhì)的酸堿性強(qiáng)弱有什么關(guān)系？鹽類的水解弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子促進(jìn)了水的電離，使溶液中c(H+)≠c(OH-)。在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水所電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類水解。規(guī)律1：有弱才水解,越弱越水解概念實(shí)質(zhì)水解平衡常數(shù)：Kh=——KwKa酸堿性判斷：1.強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液——顯堿性；2.強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液——顯酸性；3.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液——顯中性規(guī)律2：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。特點(diǎn)：a.可逆b.微弱c.吸熱1.下列物質(zhì)在水中能促進(jìn)水的電離的是()

①Na2SO3②NaOH③NaHSO4④CH3COONa練習(xí)①④2.常溫下，濃度為0.1mol/L的某物質(zhì)的水溶液，且PH=5.1，則此物質(zhì)應(yīng)是下列中的()A.HCl

B.NH4ClC.K2CO3D.CH3COONaB練習(xí)3.用離子方程式表示0.1mol/LNaF溶液、0.1mol/LNaClO溶液顯堿性的原因，并比較鹽溶液的堿性強(qiáng)弱已知：Ka(HF)=7.2×10－4mol/LKa(HClO)=2.95×10－8mol/L練習(xí)溶液堿性:NaClO

>NaF知識(shí)支持：pH(NaClO)=10.3

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