選修一專題33.3.1鹽類水解的原理核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)1.能根據(jù)電離平衡、化學(xué)平衡移動(dòng)的觀點(diǎn)分析鹽類水解的本質(zhì)1.認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理學(xué)習(xí)目標(biāo)課前導(dǎo)入1、純堿是什么?2、從組成上看是哪類物質(zhì)?3、為什么叫純堿?實(shí)驗(yàn)回顧：向Na2CO3溶液中滴加酚酞溶液，可觀察到什么現(xiàn)象？結(jié)論：Na2CO3溶液呈堿性一、鹽溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4Cl酸堿性鹽類型鹽溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性鹽類型堿性酸性中性中性堿性堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽酸性一、鹽溶液的酸堿性鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的酸堿性中性酸性堿性【誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性】二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH+

+OH–純水中：當(dāng)分別加入CH3COONa、NH4Cl、NaCl形成溶液后，請(qǐng)思考：（1）相關(guān)的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些粒子？（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？（4）對(duì)水的電離平衡有何影響？（5）相關(guān)的化學(xué)方程式？二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因溶劑溶質(zhì)物質(zhì)存在的離子平衡移動(dòng)宏觀現(xiàn)象相互反應(yīng)c(H+)

c(OH-)溶劑溶質(zhì)物質(zhì)存在的離子平衡移動(dòng)宏觀現(xiàn)象相互反應(yīng)強(qiáng)堿弱酸鹽:CH3COONaCH3COONaH2OCH3COO-Na++H+

OH-

++CH3COOH正向c(H+)

c(OH-)＜溶液呈堿性CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH化學(xué)方程式：離子方程式：溶劑溶質(zhì)物質(zhì)存在的離子平衡移動(dòng)宏觀現(xiàn)象相互反應(yīng)c(H+)

c(OH-)強(qiáng)酸弱堿鹽:NH4Cl

NH4Cl=

Cl-

+

NH4+

H2O

H++

OH-+NH3·H2O正向＞溶液呈酸性

NH4++H2O

NH3·H2O+H+

NH4Cl+H2O

NH3·H2O+HCl離子方程式：化學(xué)方程式：結(jié)論：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽對(duì)水的電離平衡無(wú)影響溶液顯中性NaCl

=Na++Cl-

H2O

OH-+H+強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽:二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因二、鹽溶液呈現(xiàn)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(duì)大小溶液中的粒子有無(wú)弱電解質(zhì)生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽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(wú)有有規(guī)律：有弱才水解；無(wú)弱不水解。越弱越水解；都弱雙水解。誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性；都強(qiáng)顯中性鹽類水解1.定義：在溶液中鹽電離出來(lái)的離子與水所電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)（中和反應(yīng)的逆反應(yīng)）4．結(jié)果

:生成弱酸或弱堿，_______了水的電離。促進(jìn)①鹽必須溶于水

②鹽必須有“弱”離子(有弱才水解)3.水解的實(shí)質(zhì)：弱離子發(fā)生水解，導(dǎo)致c(H+)≠c(OH–)5.水解的特點(diǎn)：可逆、吸熱（△H〉0）、一般很微弱、動(dòng)態(tài)平衡2.條件：習(xí)題研究

在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（）

A、ClO–B、CO32–C、Fe3+D、SO42–D下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（）

①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤三、鹽類水解離子方程式的書寫找“弱”離子CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、S2－、HS－、ClO－、SiO32－、CH3COO－、F－、AlO2－等。弱堿陽(yáng)離子弱酸陰離子NH4＋、金屬活動(dòng)性順序表Na之后的金屬陽(yáng)離子，如Mg2＋、Al3＋、Fe3＋等。三、鹽類水解離子方程式的書寫找“弱”離子。不生成沉淀或氣體，也不會(huì)發(fā)生分解。用“”不寫“↑”“↓”注意：NH3·H2O、H2CO3寫化學(xué)式3.多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。4.多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。

弱離子+水弱酸(或弱堿)+OH–(或H+)“陰生陰，陽(yáng)生陽(yáng)”陰離子水解生成OH–，陽(yáng)離子水解生成H+5.書寫規(guī)律：三、鹽類水解離子方程式的書寫1.一元弱酸強(qiáng)堿鹽CH3COONa化學(xué)方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO–+H2OCH3COOH+OH–三、鹽類水解離子方程式的書寫2.多元弱酸強(qiáng)堿鹽Na2CO3離子方程式：HCO3–+H2OH2CO3+OH–CO3

2–

+H2OHCO3–+OH–(主)(次)一步加一氫，一水，生成一氫氧根三、鹽類水解離子方程式的書寫3.弱堿強(qiáng)酸鹽水解NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+(多元弱堿鹽的水解，視為一步完成)三、鹽類水解離子方程式的書寫(a)部分雙水解NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度較小，仍是部分水解，書寫時(shí)仍用“”表示弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)

NH4++CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2O4.弱酸弱堿鹽例：將氯化銨溶液與醋酸鈉溶液混合NH4++H2O?

NH3·H2O+H+CH3COO-+H2O?

CH3COOH+OH-三、鹽類水解離子方程式的書寫(b)完全雙水解：若兩種離子水解趨于完全水解（徹底雙水解/強(qiáng)烈雙水解），生成氣體或沉淀，書寫時(shí)用“═”表示弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)Al3++3HCO3-═Al(OH)3↓+3CO2↑4.弱酸弱堿鹽例：將氯化鋁溶液與碳酸氫鈉溶液混合Al3++3H2O?Al(OH)3↓+3H+HCO3–+H2O?H2CO3+OH–(1)鹽類水解的離子方程式遵循質(zhì)量守恒定律和電荷守恒定律三、鹽類水解離子方程式的書寫(2)將鹽的電離方程式與鹽類水解的離子方程式區(qū)別開來(lái)(3)能發(fā)生雙水解的離子，在同一溶液中不能大量共存HS-+H2OS2-+H3O+是HS-的電離方程式HS-+H2OH2S+OH-是HS-的水解方程式Al3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、SiO3-、HS-、S2-、ClO-Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、SiO3-、ClO-因水解相互促進(jìn)而不能大量共存的離子組合NH4+與AlO2-、SiO3-習(xí)題研究①NaHCO3水解的離子方程式:

②FeCl3水解的離子方程式:

HCO3–+H2OH2CO3+OH–Fe3+

+3H2OFe(OH)3

+3H+2.寫出下列物質(zhì)的水解的離子方程式三、鹽類水解離子方程式的書寫5.多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3①②①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3

–+H2OH2SO3+OH

–①②HSO3

–+H2OSO32–+H3O

+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸⑶NaH2PO4溶液呈弱酸性⑷Na2HPO4溶液呈弱堿性HCO3

–+H2OH2CO3+OH

–HCO3

–+H2OCO32–+H3O

+5.弱酸的酸式鹽溶液酸堿性判斷弱酸的酸式酸根既能水解又能電離，其鈉鹽所形成的水溶液酸堿性，取決于其水解和電離程度的相對(duì)大小NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等，電離程度＞水解程度，溶液呈酸性Na