高中化学-第3章 物质在水溶液中的行为教学课件设计

盐类的水解（第1课时）第3章物质在水溶液中的行为学习目标

1.正确理解盐类水解的原理

2.掌握盐类水解的规律3.正确书写盐类水解的方程式重点难点盐类水解的原理盐【思考】酸的溶液呈酸性,碱的溶液呈碱性,那么盐的溶液一定显中性吗？【活动·探究】分别用pH试纸检验以下盐溶液的酸碱性，并思考原因：实验步骤：①取pH试纸放在表面皿中②用干净的玻璃棒分别蘸取对应的溶液点在试纸中央③观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对照，读数④记录实验结果，并完成学案表格对应的内容注意事项：①注意操作的规范。②合理分工，团结协作。③每测完一种溶液需把玻璃棒洗干净，并用滤纸擦干。盐盐的类别溶液的酸碱性

【活动探究】>7<7<7=7=7碱性碱性酸性酸性中性中性强碱弱酸盐强酸弱碱盐强酸强碱盐>7探究原因盐溶液为什么会呈现不同的酸碱性？在CH3COONa溶液中，请思考：（1）有哪些物质发生了电离？（2）盐溶液中存在哪些离子？（3）哪些离子间可能结合（生成弱电解质）？（4）对水的电离平衡有何影响？（5）相关的化学方程式？试分析NH4Cl溶液为什么显酸性？NH4ClNH4+

+Cl-H2OOH-

+H++NH3·H2Oc(H+)>c(OH–)溶液显酸性试分析NaCl溶液为什么显中性？NaClNa++Cl-

H2OOH—

+H+c(H+)=c(OH–)溶液显中性（水的电离平衡不移动）一、盐类水解的原理归纳总结：2、水解的实质：促进了水的电离平衡。3、水解的结果：并破坏水的电离平衡，导致溶液里［H+］和［OH–］可能不再相等，因而使溶液呈酸性或碱性。在水溶液中盐电离出来的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）跟水所电离出来的H+或OH

–结合生成弱电解质(弱酸、弱碱)的反应，叫做盐类的水解。1、概念：一、盐类水解的原理归纳总结：4、水解的条件：盐易溶于水且必须有弱酸的酸根离子或弱碱的阳离子。常见的“弱离子”有：阳离子：NH4+、Fe3+、Al3+、Fe2+、Cu2+、Ag+；

阴离子：CH3COO–、CO32–、HCO3–、ClO–、F–、S2–、HS–、PO43–、HPO42–、H2PO4–、SiO32–等。有弱才水解，无弱不水解例1抑制水电离的措施：【例2】pH均为4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度前者与后者比较（）A.大于B.小于C.等于D.无法确定B影响水的电离平衡的因素降温、加酸、碱、NaHSO4、CO2、NH3促进水电离的措施：升温、加活泼金属Na、加易水解的盐等。盐的类型水解的离子结合的离子生成的弱电解质分子［H+］、［OH–］相对大小溶液的酸碱性强酸弱碱盐如NH4Cl强碱弱酸盐如CH3COONa强酸强碱正盐如NaCl探究2、水解的规律：NH4+无OH—H

+无NH3.H2OCH3COOH无[H+]＞[OH-][OH-]＞[H+][OH-]=[H+]酸性碱性中性弱酸弱碱盐H

+OH—NH3.H2O？？CH3COOH资料在线:25℃,0.1mol/LCH3COOH溶液，Ka=1.7×10-5;25℃,0.1mol/LNH3·H2O溶液，Kb=1.7×10-5见课本110页[OH-]=[H+]中性有弱才水解，无弱不水解。都弱都水解，谁强显谁性。【结论】13例3盐类水解方程式的书写：探究三：CO32－

+H2OHCO3－

+OH－

HCO3－+H2OH2CO3+OH－

先找“弱”离子。一般水解程度小，水解产物少。所以常用“”；不写“==”、“↑”、“↓”；也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成分解产物的形式。多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。如：4.多元弱碱的阳离子水解过程复杂，常写成一步完成。如：

5.注意遵循原子守恒和电荷守恒。Fe3＋

＋3H2OFe(OH)3+3