高中化学 专题3 第三单元 第1课时 盐类的水解反应规律学案 苏教版选修.doc

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1、第三单元　盐类的水解第1课时　盐类的水解反应规律[学习目标定位]　1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。1．水的电离与溶液的酸碱性(1)水的电离方程式是H2OH＋＋OH－，若在水中加入酸或碱，水的电离平衡移动方向是向逆反应方向移动，理由是增大了水中c(H＋)或c(OH－)。(2)溶液呈酸碱性的根本原因是c(H＋)≠c(OH－)，溶液呈中性是因为c(H＋)＝c(OH－)，呈酸性是c(H＋)>c(OH－)，呈碱性是c(H＋)

2、)写出下列中和反应的化学方程式：①盐酸与NaOH溶液：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O；②盐酸与氨水：HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O；③醋酸与NaOH溶液：CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O；④醋酸与氨水：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O。(2)上述反应物中，属于强电解质的是HCl、NaOH，属于弱电解质的是CH3COOH、NH3·H2O。(3)若按酸、碱强弱不同，上述反应生成的四种盐可分为四种不同的类型，分别为NaCl强酸强碱盐，NH4Cl强酸弱碱盐，CH3COONa弱酸强碱盐，CH3COO

3、NH4弱酸弱碱盐。探究点一　盐类的水解反应1．酸溶液的pH<7，碱溶液的pH>7。通过实验测定下列0.1mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。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：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。2．CH3COONa水溶液呈碱性的原因分析(1)溶液中都存在水的电离平衡：H2OOH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完

4、全电离：CH3COONa===Na＋＋CH3COO－，溶液中的离子可能结合生成新的弱电解质是CH3COOH。(2)因为CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，溶液中有关离子的浓度变化是c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)小于c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈碱性。(3)化学方程式是CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH，离子方程式是CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。3．请根据上述方法思路，分析NH4Cl溶液呈酸性的原因(1)NH4Cl溶液中的电离

5、(写出电离方程式)：H2OH＋＋OH－，NH4Cl===Cl－＋NH。溶液中的离子可能结合生成新的弱电解质是NH3·H2O。(2)水的电离平衡移动方向是电离的方向，其原因是NH与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；溶液中有关离子的浓度变化是c(NH)减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，NH4Cl溶液呈酸性。(3)化学方程式是NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl，离子方程式是NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。4．试分析NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H

6、＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。[归纳总结](1)盐类水解的实质在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。(2)盐类水解的规律在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。弱碱阳离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。弱酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、SiO、ClO－、CH3COO－、F－等。(3)盐类水解的特点①与酸碱中和

7、反应互为可逆反应，是吸热反应。②一般情况下，盐类水解程度极其微弱。③符合化学平衡移动的原理。[活学活用]1．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．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH答案　D解析　Na2CO3水解的实质是CO与H2O电离出的H＋结合生成HCO和H2CO3，使溶液中c(H＋)

8、3D．NH