Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點加工時用于中和酸并使食品松軟或酥脆，也常用于油污的清洗等。【課程導(dǎo)入】思考1：鹽的定義？思考3：酸溶液呈酸性、

堿溶液呈堿性、那么鹽溶液？思考4：鹽溶液的酸堿性與鹽的類型之間有什么關(guān)系？思考2：碳酸鈉為啥叫純堿？第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡3.3.1鹽類的水解目錄01鹽的基礎(chǔ)知識02鹽類的水解原理03鹽類的水解方程式的書寫04課堂小結(jié)

1.判斷鹽溶液的酸堿性。2.理解鹽類水解的實質(zhì)和規(guī)律。

3.理解鹽類水解反應(yīng)的特點?！緦W(xué)習(xí)目標(biāo)】4.掌握鹽類水解離子方程式的書寫方法。一、鹽的基礎(chǔ)知識1、鹽的定義：金屬離子或銨根離子（NH4+）和酸根離子的化合物2、鹽的分類方式：按照酸堿是否完全反應(yīng)：正鹽：NaCl、KNO3、BaCl2酸式鹽：NaHCO3

、NaHSO3

堿式鹽:Cu(OH)2CO3

按照對應(yīng)酸堿的強弱：強酸強堿鹽：強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽弱酸弱堿鹽可電離出H+可電離出OH-電離無H+和OH-NaCl、KNO3、BaCl2CH3COONa、NaClO、Na2CO3NH4Cl(NH4)2SO4CH3COONH4鹽溶液的酸堿性如何呢?與鹽的類型之間有什么關(guān)系?酸強酸弱酸弱堿強堿堿二、鹽類水解原理鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性鹽的類型c(H+)和c(OH-)的相對大小中性堿性酸性中性堿性酸性強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸強堿鹽c(H+)＝c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)c(H+)＝c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)1、探究鹽溶液的酸堿性誰_____顯誰性同強顯_____性強中溶液呈酸性、堿性還是中性，取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。是什么原因造成不同類型的鹽溶液中c(H+)和c(OH-)相對大小的差異呢?弱酸陰離子弱堿陽離子結(jié)合H+破壞了水的電離平衡促進水的電離c(H+)≠c(OH-)使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性鹽電離結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)（1）定義：在溶液中鹽電離出來的弱酸根陰離子或弱堿陽離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、鹽類的水解的實質(zhì)CH3COO-、CO32-

、F-、HCO3-、SO32-

等Fe3+、Fe2+、Cu2+、Al3+等（2）實質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，促進水的電離NH4Cl溶液呈酸性的原因電離方程式

總化學(xué)反應(yīng)方程式總離子反應(yīng)方程式溶液中離子濃度的變化H2OH++OH-NH4ClCl-+NH4+

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HClH+OH-NH4+有弱電解質(zhì)生成NH4++H2ONH3·H2O+H+2、鹽類的水解的實質(zhì)生成弱電解質(zhì)水的電離平衡正向移動，當(dāng)達到平衡時溶液中c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性c(Cl－)不變

c(Cl－)＞c(NH4＋)電荷守恒：c(H＋)

+c(NH4＋)=c(OH－)+c(Cl－)

CH3COONa溶液呈堿性的原因電離方程式總化學(xué)反應(yīng)方程式總離子反應(yīng)方程式溶液中離子濃度的變化H2OOH-+H+

Na+不變H+OH-CH3COO-CH3COONaNa++CH3COO-

CH3COO-+H2OCH3COOH

+OH-CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOH有弱電解質(zhì)生成2、鹽類的水解的實質(zhì)生成弱電解質(zhì)c(CH3COO-

)＜c(Na＋)水的電離平衡正向移動，當(dāng)達到平衡時溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性電荷守恒：c(H＋)

+c(Na＋)=c(OH－)+c(CH3COO-

)

3、鹽類的水解的特征水解反應(yīng)的特征CH3COONa溶液CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOH特征可逆反應(yīng)CH3COO-+H2OCH3COOH

+OH-鹽+水酸+堿中和水解吸熱反應(yīng)

△H＞0多元弱酸根離子、多元弱堿陽離子是分步水解鹽類的水解反應(yīng)促進水的電離鹽類的水解程度很微弱，水解的產(chǎn)物中必有弱酸(或弱酸的酸式酸根)或弱堿有弱才水解，越弱越水解誰強顯誰性，同強顯中性強酸強堿鹽NaCl強酸弱堿鹽NH4Cl強堿弱酸鹽Na2CO3弱酸弱堿鹽無弱不水解，同強顯中性中性誰弱誰水解，誰強顯誰性酸性誰弱誰水解，誰強顯誰性堿性都弱都水解，越弱越水解不確定鹽類水解的規(guī)律4、鹽類的水解的規(guī)律--判斷酸堿性方法弱酸的酸性越弱，其對應(yīng)的弱酸根離子水解程度大，導(dǎo)致溶液堿性增強；弱堿的堿性越弱，其對應(yīng)的弱堿根離子水解程度大，導(dǎo)致溶液酸性增強。注意：CH3COONH4溶液呈中性例如：酸性CH3COOH>HCN,則相同條件下溶液的堿性NaCN>CH3COONa1、水中加入下列溶液對水電離平衡不產(chǎn)生影響的是（）A．NH4HSO4溶液

B．NaF溶液

C．KAl(SO4)2溶液

D．KI溶液D隨堂練習(xí)2．pH＝4的醋酸和氯化銨溶液中，水的電離程度(

)A．前者大于后者 B．前者小于后者C．前者等于后者 D．無法確定隨堂練習(xí)3.下列說法正確的是()A．鹽溶液都是中性的B．鹽溶液的酸堿性與鹽的類型無關(guān)C．碳酸鈉溶液顯堿性，是因為溶液中c（OH－）>c（H＋）D．NaHCO3溶液顯酸性C隨堂練習(xí)4.25℃時，下列說法正確的是（）A．NaHA溶液呈酸性，可以推測H2A為強酸B．可溶性正鹽BA溶液呈中性，該鹽一定為強酸強堿鹽C．將濃度為0.10mol/L的醋酸溶液稀釋，電離平衡正向移動，c(H+)減小D．pH=10.0的Na2CO3溶液中水電離出H+的物質(zhì)的量為1.0×10-4molC隨堂練習(xí)三、水解方程式書寫1、弱堿鹽的水解方程式書寫弱堿根離子＋水弱堿＋H+強酸弱堿鹽一元強酸弱堿鹽NH4Cl水解：____________________________NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+FeCl3水解：____________________________Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+①寫“?”，不寫“＝”（可逆反應(yīng)）②一般水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”，不穩(wěn)定的產(chǎn)物不分解多元弱酸強堿鹽:CO32-、S2-、SO32-

等鹽

多元弱酸陰離子的水解是分步進行的，以第一步為主。CO32-＋H2OHCO3-

＋OH-Na2CO3水解：____________________________(主)____________________________HCO3-＋H2OH2CO3＋OH-(次)水解程度很小，平衡時H2CO3濃度很小，不會放出CO2氣體2、弱酸鹽的水解方程式書寫弱酸根離子＋水弱酸＋OH-強堿弱酸鹽一元強堿弱酸鹽CH3COONa水解：__________________________________NaF水解：F-+H2OHF+OH-

CH3COO-

＋

H2OCH3COOH

＋

OH-3、弱酸酸式鹽的水解方程式的書寫弱酸根離子＋水弱酸＋OH-強堿弱酸鹽弱酸酸式鹽:HCO3-、HS-、HSO3-HPO42-H2PO4-等鹽存在電離和水解

NaHCO3溶液電離：___________________________水解：___________________________1、NaHCO3

、NaHS

、Na2HPO4

溶液呈堿性，水解程度大于電離程度

2、NaHSO3

、NaH2PO4

、NaHC2O4

溶液呈酸性，電離程度大于水解程度

HCO3-＋H2OH2CO3＋OH-HCO3-

CO32-＋H+c(H+)>c(OH-)溶液呈酸性NaHSO3溶液電離：___________________________水解：___________________________HSO3-＋H2OH2SO3＋OH-HSO3-

SO32-＋H+c(OH-)>c(H+)溶液呈堿性Na2S溶液與A1Cl3溶液混合_________________________________________

NaHCO3溶液與A12(SO4)3溶液混合______________________________________3S2-＋2Al3+＋6H2O＝3H2S↑＋2Al(OH)3↓3HCO3-＋Al3+＝3CO2↑＋Al(OH)3↓弱酸弱堿鹽相互促進的水解，陰、陽離子均水解，二者相互促進，水解程度較大，水解反應(yīng)一般能進行到底，書寫水解離子方程式時要用”＝““↑”“↓”等。4、雙水解方程式的書寫Al3+與HCO3-

、CO32-、S2-、HS-、

ClO-、[Al(OH)4]-

Fe3+與HCO3-

、CO3