第三節(jié)鹽類的水解

1、黑龍江省龍江縣第一中學(xué) 張桂萍,第三節(jié)　鹽類的水解,【課堂實(shí)驗(yàn)】,用pH試紙分別測(cè)定CH3COONa、 NH4Cl、 NaCl、 Na2CO3 ﹑ Al2(SO4)3、 KNO3 溶液的酸堿性,并將結(jié)果記錄下來。,實(shí)驗(yàn)記錄,>7,<7,＝ 7,堿性,酸性,中性,>7,<7,＝ 7,堿性,酸性,中性,中性,堿性,堿性,酸性,中性,堿性,酸性,酸性,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)酸強(qiáng)堿

2、鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,根據(jù)形成鹽的酸堿性的強(qiáng)弱，將鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽進(jìn)行分類。,一、探究鹽溶液的酸堿性,鹽溶液酸堿性與鹽類型的關(guān)系,中　性,酸　性,堿　性,結(jié)論,鹽溶液的酸堿性與鹽的類型有關(guān)：“誰強(qiáng)顯誰性”，“兩強(qiáng)顯中性”。,二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因,大多數(shù)鹽在水中完全電離為離子，但不產(chǎn)生H＋和OH－，不能使溶液顯酸堿性；純水會(huì)微弱電離產(chǎn)生H+ 和OH-，但c(H+) ＝c(OH-) ，顯中

3、性；鹽溶液顯酸（堿）性，說明溶液中c(H+) ≠c(OH-)；是什么原因使得溶液中c(H+) ≠c(OH-)？可能是鹽與水之間發(fā)生了某種反應(yīng)。,對(duì)三類不同鹽溶液中存在的各種粒子進(jìn)行比較、分析、從中找出不同類型鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因,c(H+) =c(OH-),c(H+) >c(OH-),c(H+) <c(OH-),Na＋ Cl- H+ OH- H2O,NH4＋ Cl- H+ OH- H2O NH3·

4、;H2O,Na＋ CH3COO- OH - H+ H2O CH3COOH,無,有NH3·H2O,有CH3COOH,,,+,CH3COOH,CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH,CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-,溶液中c(H+)<c(OH-）,顯堿性。本質(zhì)是弱酸陰離子與水電離出的H＋作用生成弱電解質(zhì)。,CH3COONa

5、 CH3COO- + Na+,NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl,+,NH3·H2O,溶液中c(H+)>c(OH-）,顯酸性。本質(zhì)是弱堿陽離子與水電離出的OH-作用生成弱電解質(zhì)。,NaCl Na+ + Cl- 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽電離出的陰、陽離子都不能與水電離出的H+ 或 OH-生成弱電解質(zhì)，也就是說強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不跟水反應(yīng)，溶液中c(H+)=c

6、(OH-），顯中性。,結(jié)論：有弱離子的鹽才能水解,⒈鹽類水解定義：　　鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H＋或OH－生成弱電解質(zhì)— 弱堿或弱酸的反應(yīng)叫做鹽類的水解。⒉鹽類水解的本質(zhì)：　　鹽的離子破壞了水的電離平衡，使溶液中c(H+) ≠c(OH-)。⒊鹽類水解的特點(diǎn)：　　水解是微弱的、可逆的、程度小、吸熱反應(yīng)、動(dòng)態(tài)平衡。 4.鹽類水解的條件：①鹽必須溶于水 ②鹽中必須有弱離子,水解規(guī)律,有弱才水解,無弱不水解,不溶不水解,

7、誰強(qiáng)顯誰性,,,同強(qiáng)顯中性,越弱越水解,小結(jié),,1、在鹽的水解過程中，下列敘述正確的是（ ）A、鹽的電離平衡被破壞； B、水的電離平衡被破壞；C、沒有中和反應(yīng)發(fā)生；D、溶液的PH一定大；2、某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液等體積混合后，所得溶液的pH為7，原酸溶液和原堿溶液的物質(zhì)的量濃度（ ）A、大于 B、小于C、等于D、不能確定,B,D,3、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的順序是 ______________