3.3 盐类的水解 第1课时 课件 -2025-2026学年高二上学期化学苏教版（2019）选择性必修1

专题3 水溶液中的离子反应 第三单元 盐类的水解 3.3.1 盐类水解的原理 核心素养目标 科学态度与社会责任： 以严谨科学态度探究盐类水解原理，理解其在生活、生产中的应用价值，认识化学知识对改善生活、保护环境的重要意义，增强社会责任感 。 证据推理与模型认知： 构建盐类水解原理的认知模型，依据实验现象、数据及水解原理进行推理，判断盐溶液酸碱性、推导水解离子方程式，解决盐类水解相关实际问题 。 宏观辨识与微观探析： 能从宏观盐溶液酸碱性表现，深入理解微观盐类水解过程，明晰盐类水解对水的电离平衡的影响，用微观粒子相互作用解释宏观溶液酸碱性成因 。 教学重难点 重点 深刻理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的实质 。 熟练运用盐类水解规律，判断不同类型盐溶液的酸碱性 。 正确书写盐类水解的离子方程式，清晰区分盐的电离方程式与水解离子方程式 。 难点 精准分析盐类水解平衡的影响因素，并运用平衡移动原理阐释水解平衡移动对溶液性质的影响 。 深入理解 “越弱越水解” 规律的本质，灵活运用该规律比较不同弱离子的水解程度、判断盐溶液酸碱性强弱及相关离子浓度大小关系 。 课前导入 在生活中，我们会发现有趣的化学现象：纯碱溶液能去除油污，草木灰不宜与铵态氮肥混用 。这些现象背后，都与 “盐类的水解” 密切相关 。盐溶于水后，看似简单的溶解过程，实则在微观层面发生着离子间的 “微妙作用”，影响着水的电离平衡，进而改变溶液的酸碱性 。今天，就让我们走进盐类水解的世界，探究盐溶液酸碱性的成因，解锁盐类水解原理，揭秘生活与生产中这些化学现象的本质，感受化学知识的实用魅力 。 01 盐溶液的酸碱性 盐溶液的酸碱性 【提出问题】 我们已经知道，酸的水溶液显酸性，碱的水溶液显碱性。那么，有的盐溶液为什么也有一定的酸碱性呢？ 【实验探究】 1. 根据形成该盐的酸和碱的强弱，将表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类填空。 2. 请选择合适的实验方法测定下列溶液的酸碱性，并将结果记录在表中。 盐溶液的酸碱性 【实验步骤】 ①将等物质的量的NaCl、Na2CO3、NH4Cl、CH3COONa、AlCl3分别盛放在5个烧杯中，加相同体积的水溶解 ②用pH试纸分别测定5种溶液的酸碱性 【实验记录】 盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性 NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性 CH3COONa 弱酸强碱盐 pH>7 碱性 NH4Cl 强酸弱碱盐 pH<7 酸性 Na2CO3 弱酸强碱盐 pH＞7 碱性 AlCl3 强酸弱碱盐 pH＜7 酸性 【实验结论】 并非所有盐的溶液都显中性。一般来说，强酸强碱盐（如NaCl、KNO3等）的溶液显中性， 强酸弱碱盐［如NH4Cl、AlCl3、Fe2(SO4)3等］的溶液显酸性， 强碱弱酸盐（如Na2SO3、K2CO3、CH3COONa等）的溶液显碱性。 盐溶液的酸碱性分析 （1）NaCl溶液 ①溶液中存在的电离情况：NaCl=Na＋＋Cl－、H2OH＋＋OH－ ②由于NaCl溶于水电离出的Na＋和Cl－都不能与水电离出的H＋或OH－结合，故NaCl对水的电离不产生影响，水的电离平衡不发生移动。 ③溶液中c（H＋）=c（OH－），溶液显中性 盐溶液的酸碱性分析 ② NH4Cl溶液 NH4Cl电离出的与H2O电离出的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，导致溶液中c(H＋)>c(OH－)，因而NH4Cl溶液呈酸性。 盐溶液的酸碱性分析 ③ CH3COONa溶液 CH3COONa电离出的CH3COO－与H2O电离出的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动，导致溶液中c(OH－)>c(H＋)，因而CH3COONa溶液呈碱性。 盐溶液的酸碱性分析 ①强酸强碱盐不影响水的电离，故溶液中c（H＋）=c（OH－），溶液显中性 ②强酸弱碱盐电离出的弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱电解质，促使水的电离平衡向着水电离的方向移动， 导致溶液中c(H＋)>c(OH－)，因而溶液呈酸性。 ③强碱弱酸盐电离出的弱酸阴离子与水电离出的H+结合生成弱电解质，促使水的电离平衡向着水电离的方向移动， 导致溶液中(OH－)>c(H＋)，因而溶液呈碱性。 02 盐类水解的原理 盐类的水解 →盐类水解的定义： 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，叫盐类的水解。 →盐类水解的条件： ①盐能溶于水或易溶于水 ②盐在水溶液中能电离出弱酸阴离子（如CH3COO-、、、S2-、、ClO-、F-、等）或弱碱阳离子（如、Fe3+、Cu2+、Al3+等） 盐类水解的实质 盐 弱酸阴离子 弱碱阳离子 结合H+ 结合OH- 弱电解质 破坏了水的电离平衡 促进水的电离 可能导致溶液中c(H+)≠c(OH-) 结果 盐溶液呈现不同酸碱性 盐类水解的特征 ① 可逆：大多数盐类水解反应是可逆反应。 ② 微弱：大多数盐类水解反应的程度很微弱。 ③ 吸热：盐类的水解反应可看成酸碱中和反应的逆反应，酸碱中和反应放热，而盐类的水解反应吸热。 盐类水解反应可表示为盐+水酸+碱，其特征如下： 盐类的水解反应可以看作酸碱中和反应的逆过程 盐类水解的规律 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。 谁弱谁水解 无弱不水解 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 弱酸弱碱盐 pH＜7 pH＞7 pH=7 越弱越水解 强酸强碱盐 同强显中性 谁强显谁性 盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、、、Br－、I－、； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 盐类水解的规律 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞，水解程度：CH3COO－＜＜CN－＜。 盐类水解反应的离子方程式 （1）盐类水解是可逆反应，要写“ ”，如： CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- （2）一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，在书写时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物写成分解产物的形式，如： NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ （3）多元弱酸盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如： CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 盐类水解反应的离子方程式 （4）多元弱碱的阳离子水解较复杂，一般按一步水解处理。如： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ （5）弱酸弱碱盐的弱酸根和弱碱根都水解，即发生双水解。如： CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O （6）能彻底水解的离子组，由于水解趋于完全，书写时要用“ ”并且要标“↑”和“↓”。 常见“完全双水解”的弱离子组合——Al3+ 与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)4]-等；Fe3+与 CO32-、HCO3-等； 2Al3+ +3CO32- +3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑ 03 课堂小结 04 课堂练习 1．有下列盐：①FeCl3，②CH3COONa，③NaCl，其水溶液的pH由大到小排列正确的是(　　) A．①>③>②　　　 B．②>③>① C．③>②>① D．①>②>③ B 2．下列有关盐类水解的说法不正确的是(　　) A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡 B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程 C．盐类水解的结果是使溶液不一定呈中性 D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)是c()的2倍 D 3．一元酸HA的溶液中，加入一定量的一元强碱MOH的溶液后，恰好完全反应，则关于反应后的溶液，下列判断一定正确的是(　　) A．c(A－)≥c(M＋) B．c(A－)＝c(M＋) C．若MA不水解，则c(OH－)<c(H＋) D．若MA水解，则c(OH－)>c(H＋) D 4．常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　) A．HCl B．NaHSO4 C．NH4Cl D．NaCl C 感谢您的聆听 $$