鹽類的水解第一課時(shí)課件 2024-2025學(xué)年高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三章人教版高中化學(xué)選擇性必修一第三節(jié)鹽類的水解

第一課時(shí)水溶液中的離子反應(yīng)與平衡學(xué)習(xí)目標(biāo)1．掌握鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，理解鹽類水解的本質(zhì)，特點(diǎn)和規(guī)律。2.掌握鹽類水解的離子方程式的書寫原則，會(huì)書寫鹽類水解的離子方程式。3.能根據(jù)鹽類水解理論判斷鹽溶液的酸堿性。重點(diǎn):鹽類水解的本質(zhì)，特點(diǎn)和規(guī)律，鹽類水解的離子方程式的書寫。難點(diǎn)：鹽類水解的本質(zhì)，特點(diǎn)和規(guī)律。知識(shí)回顧思考：Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點(diǎn)加工時(shí)用與中和酸并使食物松軟或酥脆，也常用于油污的清洗等。為什么Na2CO3可以被當(dāng)作“堿”使用呢？酸+堿=鹽

+水（中和反應(yīng)）酸強(qiáng)酸弱酸弱堿強(qiáng)堿堿生成的鹽1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽2、強(qiáng)酸弱堿鹽3、強(qiáng)堿弱酸鹽4、弱酸弱堿鹽6大強(qiáng)酸根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來分，鹽可以分成哪幾類？NaClFeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO34大強(qiáng)堿HClH2SO4HNO3HBrHIHClO4NaOHKOHCa(OH)2Ba(OH)2H2CO3、CH3COOHNH3·H2O知識(shí)回顧新知探究規(guī)律：誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性①③⑤⑦②④⑥鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性一、鹽溶液酸堿性例2：等物質(zhì)的量濃度的下列溶液，其pH由小到大的順序是①CH3COONa

②NaOH

③NaNO3

④HCl

⑤CH3COOH④⑤③①②例1：下列鹽溶液中，呈酸性:，

呈堿性:

①FeCl3②NaClO③AgNO3

④Na2S⑤NH4I⑥NaF⑦NH4ClO4

新知探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa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？新知探究往水中加NaCl形成溶液:⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對(duì)大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質(zhì)生成⑹相關(guān)化學(xué)方程式H2OH++OH–NaClCl–+Na+Na+、Cl–、H+、OH–、H2O無c(H+)c(OH–)=中性無（對(duì)水的電離平衡無影響）新知探究H2OH++OH–⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對(duì)大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質(zhì)生成⑹相關(guān)化學(xué)方程式

往水中加NH4Cl形成溶液：+有（促進(jìn)水的電離）c(H+)c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、NH3

·H2ONH4Cl+H2ONH3·H2O+HClNH4++H2ONH3·H2O+H+水解方程式NH4ClCl–+NH4+NH3·H2O新知探究H2OOH–+H+⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對(duì)大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質(zhì)生成⑹相關(guān)化學(xué)方程式往水中加CH3COONa形成溶液：CH3COONaNa++CH3COO–

+有（促進(jìn)水的電離）CH3COOHc(H+)c(OH–)<堿性Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO–+H2OCH3COOH+OH–水解方程式新知探究弱酸陰離子弱堿陽(yáng)離子結(jié)合H+破壞水的電離c(H+)≠c(OH-)使鹽溶液呈酸堿性鹽電離的結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)即鹽發(fā)生了水解小結(jié)：新知探究鹽類別實(shí)例能否水解引起水解的離子對(duì)水電離平衡的影響

溶液的酸堿性

CH3COONa能弱酸陰離子促進(jìn)水的電離堿性NH4Cl能弱堿陽(yáng)離子促進(jìn)水的電離酸性NaCl不能無無中性強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽弱酸弱堿鹽CH3COONH4能弱酸陰離子、弱堿陽(yáng)離子促進(jìn)？新知探究1.定義：鹽溶液中，鹽電離出的弱離子與水電離的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）的反應(yīng)，叫鹽類的水解。二、鹽類的水解：2.實(shí)質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，破壞、促進(jìn)水的電離。新知探究3.鹽類水解的特點(diǎn)：可逆；吸熱；一般微弱4.水解的規(guī)律：(1）有弱才水解，誰弱誰水解；（2）越弱越水解，越稀越水解；（3）誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。例3：已知Ka(HF)>Ka(CH3COOH)，同溫度下，等濃度的NaF和CH3COONa溶液，哪一個(gè)的pH大？CH3COONa新知探究5.鹽溶液酸堿性的判斷①根據(jù)”誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性“判斷鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性②弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性：弱酸根和弱堿根都水解，即發(fā)生雙水解25℃時(shí),醋酸：K=1.75×10-5

碳酸：K1=4.30×10-7

K2=5.61×10-11

HF：K=3.53×10-4

NH3·H2O：K=1.8×10-5

新知探究（2）弱酸的酸式鹽酸堿性：

由弱酸酸式根水解程度和電離程度的相對(duì)大小決定弱酸酸式鹽溶液的酸堿性取決于其電離程度和水解程度的相對(duì)大小：若水解程度大于電離程度，則溶液呈堿性。如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液等。若電離程度大于水解程度,則溶液呈酸性。

如：NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液等。③酸式鹽溶液的酸堿性：（1）強(qiáng)酸的酸式鹽溶液顯酸性，如NaHSO4,因?yàn)閺?qiáng)酸的酸式根只電離不水解。NaHSO4=Na++H++SO42-新知探究6、鹽類水解的離子方程式NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋（為主）①

多元弱酸根離子分步水解，水解程度第一步最大，水解方程式分步書寫。CO32－＋H2OHCO3－＋OH－HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－

書寫時(shí)方程式一般用“”符號(hào)；通常不用“↓”、“↑”符號(hào)，但完全雙水解要用“=”，標(biāo)“↑”、“↓”。

②

多元弱堿鹽的水解方程式一步完成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋新知探究③完全雙水解：即弱酸陰離子與弱堿陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)，水解程度較大，能反應(yīng)徹底。能發(fā)生完全雙水解反應(yīng)的離子組合：Al3+

與AlO2-、CO32-、HCO3-

、HS-、S2-、SiO32-Fe3+

與AlO2-、CO32-、HCO3-NH4+

與SiO32-、AlO2-2Al3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Al(OH)3↓＋3CO2↑Al3＋＋3HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑×√×××練習(xí)4：判斷以下水解方程式是否正確新知探究課堂小結(jié)一、鹽溶液酸堿性規(guī)律：誰強(qiáng)顯誰