3.3.1盐类水解 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

组织建设 第三节　盐类的水解 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 课时1 盐类的水解 Na2CO3俗称纯碱，经常用于油污清洗和面食制作等，明明是盐，为什么叫纯碱？酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么盐溶液呢？一定呈中性吗？ Na2CO3溶液呈碱性! 盐溶液可能呈中性、酸性、也可能呈碱性。 教学引入 一、盐溶液的酸碱性及原因 1.根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？ 酸 强酸 弱酸 弱碱 强碱 碱 酸＋碱 =盐＋水（中和反应） 1．强酸强碱盐 2．强酸弱碱盐 3．强碱弱酸盐 4．弱酸弱碱盐 盐 NaCl、 K2SO4 FeCl3、NH4Cl CH3COONH4、(NH4)2CO3 CH3COONa、Na2CO3 如何比较不同类型盐溶液酸碱性？ 教学内容 pH试纸法 酸碱指示剂法 pH计法 2、测试盐溶液的酸碱性方法 注意：pH试纸不能用水湿润 教学内容 3、盐的类别与盐溶液酸碱性 盐类 PH值 酸碱性 盐的类别 NaCl KNO3 (NH4)2SO4 NH4Cl Na2CO3 CH3COONa =7 <7 <7 >7 >7 中性 酸性 酸性 中性 碱性 碱性 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸弱碱盐 强碱强酸盐 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 =7 盐的组成与盐溶液酸碱性的关系： 强碱弱酸盐的水溶液——显碱性 强酸弱碱盐的水溶液——显酸性 强酸强碱盐的水溶液——显中性 测试下表所列盐溶液的酸碱性，根据所形成的盐溶液的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类。 什么原因造成不同类型的盐溶液呈不同的酸碱性？ 教学内容 H2O H+ + OH– NaCl===Na＋＋Cl－ NaCl对水的电离平衡无影响 c(H+) = c(OH-) 中性 (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) H2O H+ + OH– NH4Cl===Cl－＋N 有弱电解质生成； 水的电离平衡向右移动。 c(H+) > c(OH-) 酸性 +OH- NH3·H2O 总反应： +H2O NH3·H2O+H+ 或 NH4Cl + H2O NH3 · H2O + HCl 理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 教学内容 (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) H2O ⇌ H+ + OH– CH3COONa ===CH3COO－+Na+ 有弱电解质生成； 水的电离平衡向右移动。 c(OH-)>c(H+) 碱性 H+ + CH3COO- ⇌CH3COOH 总反应： CH3COO- +H2O ⇌ CH3COOH + OH- 或CH3COONa + H2O ⇌CH3COOH + NaOH 4. 盐类的水解 盐溶液的酸碱性，与盐在水中电离出来的离子和水电离出来H+或OH-能否结合生成弱电解质有关，导致c(H+) ≠c(OH-) 教学内容 4、盐类水解的实质、条件及特点 条 件 ①盐必须溶于水中。 ②盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。 特点 ①盐类的水解是分步的; ②盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应; ③盐类水解一般是微弱的; ④盐类水解是吸热反应。 教学内容 有弱才水解，无弱不水解， 谁强显谁性，同强显中性， 都弱都水解，越弱越水解。 必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解 强酸强碱盐不发生水解 强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性，强酸强碱盐显中性 弱酸弱碱盐发生双水解，少数可以完全水解 酸根离子对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大 盐类水解的规律 【注意】 弱碱阳离子：NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+等。 弱酸根离子：CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、S2-、HS-、SiO32-、ClO-、CH3COO-、F-等。 教学内容 二、盐类水解方程式的书写 1. 盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解离子方程式时，一般用“⇌”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： 2. 多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： 3. 多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如： NaClO (NH4)2SO4 ＋H2O OH－＋ +H2O NH3·H2O+H+ ＋H2O OH－＋H2CO3 ClO＋H2O OH－＋HClO Al3+＋3H2O 3H+＋Al(OH)3 Na2CO3 AlCl3 教学内容 4. 弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 (1)与S2－、、、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进， 但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。 如：＋CH3COO－＋H2O ⇌ CH3COOH＋NH3·H2O。 (2)Al3＋与、、S2－、HS－、，Fe3＋与、等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。 如Al3＋＋3===Al(OH)3↓＋3CO2↑(一般要有弱碱沉淀生成)。 教学内容 【例题】写出下列物质发生水解反应的离子方程式，并指明水溶液的酸碱性： (1)Na2S：_____________________________________________________。 (2)CuSO4：__________________________________。 (3)CH3COONa：________________________________________。 (4)Fe2(SO4)3：__________________________________。 (5)NH4NO3：__________________________________。 教学巩固 盐类的水解 定义:盐电离出的弱阴离子与水电离出的H+(或 OH-)结合生成弱电解质的反应 实质:破坏水的电离平衡，促进水的电离 规律:有弱才水解, 无弱不水解；谁强显谁性, 同强显中性 书写注意事项： ②多元弱酸水解——要分步书写 多元弱碱水解——要一步到位 ①用“⇌”，不标“”和“”，也不分解 课堂小结 1、下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是(　　) D 教学巩固 2．室温下，下列溶液的浓度均为0.1mol/L，pH最大的是（ ） A．Na2CO3溶液 B．NaHSO4溶液 C．NH4Cl溶液 D．KNO3溶液 A 3.相同物质的量浓度的下列化合物的水溶液，按pH减小顺序排列的是(　　) A.NaHSO4　NH4Cl　NaNO3　CH3COONa B.NaNO3　CH3COONa　NaHSO4　NH4Cl C.CH3COONa　NaNO3　NH4Cl　NaHSO4 D.NaNO3　CH3COONa　NH4Cl　NaHSO4 C 教学巩固 ——水解程度相对大小 Kh＝ c ( HA).c( OH－ ) c(A－) ＝ c ( HA).c( OH－ ).c(H＋ ) c(A－).c(H＋ ) ＝ Kw Ka Kh＝ c (MOH).c(H＋) c(M＋) ＝ c ( MOH). c(H＋) .c ( OH－ ) c(M＋).c(OH－ ) ＝ Kw Kb （1）强碱弱酸盐 A－＋H2O HA ＋OH－ 盐类水解平衡常数Kh （2）强酸弱碱盐 M＋＋H2O MOH＋H＋ 越弱越水解 延伸1：从平衡常数的角度解析越弱越水解的原理 教学巩固 CO32－＋H2O OH－＋HCO3－ HCO3－＋H2O OH－＋H2CO3 Na2CO3溶液的第一步水解 NaHCO3溶液的水解 思考与讨论1：在相同温度下，为什么同浓度Na2CO3溶液的pH比NaHCO3溶液的pH要大？用平衡常数解释。（碳酸的电离常数Ka1=4.5x10-7，Ka2=4.7x10-11) c(HCO3-)·c(OH-) c(CO32-) Kh1 ＝ = c(H2CO3)·c(OH-) c(HCO3-) Kh2 ＝ = Kw Ka1 Kw Ka2 因为Ka2《Ka1 所以Na2CO3的水解比NaHCO3的水解程度大，碱性强 所以：Kh1>Kh2 Ka越小，酸越难电离（酸性越弱），对应的盐水解程度越大；同浓度盐溶液碱性越强（pH越大）。 Kb越小，碱越难电离（碱性越弱），对应的盐水解程度越大；同浓度盐溶液酸性越强（pH越小） 教学巩固 思考与讨论2：在常温下，为什么NaHCO3溶液显碱性而NaHSO3溶液显酸性？用平衡常数解释。（碳酸、亚硫酸的电离常数查课本P125） HCO3－＋H2O OH－＋H2CO3 HCO3－ H+－＋CO32- Ka2=4.7x10-11 NaHCO3水解程度大于电离程度,水解为主，溶液显碱性 HSO3－＋H2O OH－＋H2SO3 HSO3－ H+＋SO32- Ka2=6.0x10-8 Kw Kh ＝ = 7.1x10-13 Ka1 NaHSO3电离程度大于水解程度,电离为主，溶液显酸性 Kh ＝ = 2.2x10-8 Ka1 Kw 教学巩固 延伸：常见弱酸酸式盐溶液酸碱性小结: 弱酸酸式盐水解，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 (1)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。 (2)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。 教学巩固 思考与讨论3：弱酸弱碱盐溶液根据组成不同，发生双水解后可能呈中性，也可能呈酸性或碱性。试根据上述水解常数与电离常数的关系，推论弱酸弱碱盐溶液的酸碱性与电离常数的关系。 Ka Kw Kb Kw ＞ 若Ka Kb ＜ 溶液呈___性 同理： Ka Kb ＞ 溶液呈____性 Ka Kb = 溶液呈____性(如NH4AC) 碱 酸 中 谁强显谁性，相等显中性 Kh (弱酸离子) ＞ Kh (弱碱离子) 教学巩固 $