12.1盐类水解程序.doc

盐类水解 授课主题 盐类水解 教学目标 1. 理解盐类水解的实质，强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解过程 2. 能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式 3. 通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律 重点难点 1.强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解过程 2.盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式 3.应用电解质溶液中的三大守恒关系――电荷守恒、物料守恒和质子守恒 教学内容 知识梳理+经典例题 一、盐溶液的酸碱性 1.用pH试测试下列各溶液酸碱性。 盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸碱性 中性 碱性 碱性 酸性 盐类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 Cu(NO3)2 酸碱性 中性 碱性 酸性 酸性 盐类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 强酸弱碱盐 2.根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类并分析上述实验结果，归纳其与盐的类型间的关系，并从电离平衡的角度寻找原因 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性 [例1]物质的量浓度相同的下列溶液，pH由大到小排列正确的是A．Ba(OH)2、 Na2SO3、FeCl3、KClB．Na、Na2SO3、KNO3、NH4Cl C．NH3·H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4D．NaHCO3、C6H5COOH、C2H5OH、HCl [例2]在室温下等体积的酸和碱溶液，混合后pH一定小于7的是（ ） A．pH=3的硝酸跟pH =11的氢氧化钾溶液 B．pH=3的盐酸跟pH=11的NH3·H2O溶液 C．pH=3的醋酸跟pH =11的氢氧化钡溶液D．pH=3的硫酸跟pH =11的氢氧化钠溶液 [例3]pH=4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度的关系前者与后者比较 A．大于 B．小于 C．等于 D． [例4]25℃时，pH=1的NaOH溶液中，由水电离出的H+离子浓度是 A．1×10-7molL B、1×10-13mol/L C．1×10-2molL D．1×10-14molL 二、盐类的水解 1）盐溶液酸碱性的理论分析 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 H＋和OH－大小　 H＋＝OH－ [H＋＞OH－ [H＋＜OH－ 溶液中的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2O CH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH 有无弱电解质生成 无 有NH3·H2O 有CH3COOH 相关化学方程式 H2OH+＋OH- NaCl ＝Na+ + Cl- H2OH+＋OH- NH4++ OH-NH3·H2O H2OH+＋OH- CH3COO- + H+ CH3COOH 理论分析 Na+与Cl-不能结合OH-和H+，故水电离出的H+和OH-不受影响，溶液呈中性 NH4+与OH-结合生成NH3·H2O 使得水的电离向右移动，从而 [H＋＞OH－CH3COO-与H+ 结合生成CH3COOH，使水的电离向右移动，从而[H＋＜OH－ 盐类的水解 ①定义：在盐的水溶液中，盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-互相作用生成弱电解质的反应。 ②实质：盐电离出的弱酸根阴离子或弱碱阳离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）打破水的平衡，导致溶液中的[H＋OH－ 盐 + 水 酸 + 碱 盐类的水解规律及水解类型 水解看组成，有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，弱弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。 酸 碱 盐的类型 是否水解 盐溶液酸碱性 强 强 强酸强碱盐NaCl 否(无弱不水解) 中性 弱 强 弱酸强碱盐CH3COONa 是(酸弱酸水解) 碱 强 弱 强酸弱碱盐(NH4)2SO4 是(碱弱碱水解) 酸 弱 弱 弱酸弱碱盐CH3COONH4NH4)2S 是(都弱都水解) 谁强显谁性 ①弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4，(NH4)2S，水解程度比CH3COONa，(NH4)2SO4要大，但不能完全水解，水解后溶液的酸碱性由水解生成的酸、碱相对强弱决定。比如CH3COONH4溶液pH=7，而(NH4)2S溶液pH＞7。 ②酸式盐显酸性还是碱性，要看其酸式根的电离和水解程度相对强弱，若电离能力比水解能力强(比如NaHSO3， NaH2PO4