第3章 第3节 第1课时 盐类的水解影响盐类水解的主要因素(Word教参)-【优化指导】2022-2023学年新教材高中化学选择性必修1（人教版2019）

第三节　盐类的水解 第1课时　盐类的水解　影响盐类水解的主要因素 课程标准 核心素养目标 1.认识盐类水解的原理。 2．能从离子反应、水解平衡的角度分析溶液的性质，如酸碱性、导电性等。 3．认识影响盐类水解的主要因素。 通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的原理及盐溶液呈现酸碱性的规律。基于勒夏特列原理，分析外界条件对盐类水解平衡的影响及结果。(变化观念与平衡思想) 通过实验探究盐溶液的酸碱性，认识盐的类型与其溶液酸碱性之间的关系，基于证据，从宏观和微观相结合角度，认识盐在水溶液中的变化。(证据推理与模型认知) 知识点一　盐类的水解 1.实验探究盐溶液的酸碱性 利用pH计测量0.1 mol/L下列物质的水溶液的pH，判断溶液的酸碱性及盐的类型。 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐 KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 实验结论：有些盐溶液呈酸性，有些盐溶液呈中性，有些盐溶液呈碱性。 盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 盐溶液酸碱性 中性 酸性 碱性 2．盐溶液呈现不同酸碱性的原因(理论分析) (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2O⇌H＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)>c(OH－)，呈酸性 理论解释 NH和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，溶液中c(H＋)>c(OH－) 总反应离子方程式 NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋ (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)<c(OH－)，呈碱性 理论解释 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋)<c(OH－) 总反应离子方程式 CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－ 3.盐类的水解 (1)概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 (2)实质：生成弱酸或弱碱，破坏水的电离平衡，促进了水的电离而建立起新的平衡。 (3)盐类水解的特点 盐类水解的规律图解 知识点二　影响盐类水解的主要因素 1.反应物本身性质的影响 盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解。 2．反应条件对盐类水解平衡的影响 FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，溶液的pH变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 溶液的 酸碱性 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，溶液的pH变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动 温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动 探究一　盐类的水解及水解方程式的书写 ►情境探究 在生活、生产和科学研究中，人们常运用盐类水解的原理解决实际问题。例如，利用Na2CO3溶液清洗厨房的油污，利用NH4Cl溶液除去钢铁制品表面的铁锈。 [问题设计] 1．利用Na2CO3溶液清洗厨房的油污，其原理是什么？请结合离子方程式加以分析。 提示：Na2CO3发生水解：CO＋H2O⇌HCO＋OH－，溶液呈碱性，油污在碱性溶液中水解生成易溶于水的物质，从而除去油污。 2．铁锈的主要成分是Fe2O3·xH2O，利用NH4Cl溶液除去钢铁制品表面的铁锈的原理是什么？请结合离子方程式加以分析。 提示：NH4Cl发生水解：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋，溶液呈酸性，