《2018-2019學(xué)年高中化學(xué)魯科版選修四 第3章第2節(jié)第2課時(shí) 鹽類的水解 課件（37張）》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2018-2019學(xué)年高中化學(xué)魯科版選修四 第3章第2節(jié)第2課時(shí) 鹽類的水解 課件（37張）（37頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。
1、第2課時(shí)鹽類的水解第3章物質(zhì)在水溶液中的行為 1.掌握鹽的水解原理及規(guī)律，并能正確書寫水解方程式。2.了解影響鹽類水解的因素以及水解平衡的移動(dòng)，了解鹽類水解的利用。 1.水的電離與溶液的酸堿性(1)水的電離方程式是_，若在水中加入酸或堿,水的電離平衡移動(dòng)方向是向_移動(dòng)，理由是_。(2)溶液呈酸堿性的根本原因是_,溶液呈中性是因?yàn)開(kāi)，呈酸性是因?yàn)開(kāi)，呈堿性是因?yàn)開(kāi)。逆反應(yīng)方向增大了水中H或OHHOHHOHHOH 2.(1)寫出下列中和反應(yīng)的化學(xué)方程式：鹽酸與NaOH溶液：_，鹽酸與氨水：_，醋酸與NaOH溶液：_，醋酸與氨水：_。(2)上述反應(yīng)物中，屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是_，屬于弱電解質(zhì)的是_。(3)
2、若按酸、堿強(qiáng)弱不同，上述反應(yīng)生成的四種鹽可分為四種不同的類型，分別為NaCl_，NH 4Cl_,CH 3COONa_，CH 3COONH 4_。H Cl、NaOHCH 3COOH、NH 3H 2O強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽弱酸弱堿鹽 3.醋酸溶液中加入氫氧化鈉溶液，反應(yīng)的離子方程式是_，若在反應(yīng)后的溶液中加入鹽酸， 反應(yīng)的離子方程式是_。 知識(shí)點(diǎn)一鹽類水解的原理 自主學(xué)習(xí)1.鹽類水解的定義在溶液中由鹽電離產(chǎn)生的_與水電離產(chǎn)生的_ 或_ 結(jié)合生成_的反應(yīng)，叫做鹽類的水解反應(yīng)，簡(jiǎn)稱鹽類的水解。離子HOH弱電解質(zhì) 2鹽類水解的實(shí)質(zhì)在溶液中鹽電離產(chǎn)生的弱酸_離子或弱堿_離子與水電離產(chǎn)生的_或_ 結(jié)
3、合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡。3鹽類水解的特征(1)可逆性：鹽類水解是_反應(yīng)的逆反應(yīng)，在一定條件下可達(dá)到平衡狀態(tài)。(2)熱效應(yīng)：鹽類水解是_熱的。(3)反應(yīng)程度：一般_，水解產(chǎn)物很少，無(wú)明顯_或_生成。酸根陽(yáng)HOH中和吸很小沉淀體 4鹽類水解的規(guī)律及鹽溶液的酸堿性的判斷方法有_才水解,無(wú)_不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)_,都弱都_；越弱越水解；誰(shuí)_顯誰(shuí)性,_顯中性。弱弱水解水解強(qiáng)同強(qiáng) C解析：A是電離方程式；B代表的是化學(xué)平衡；D是H S的電離方程式，故答案為C。 2物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，下列既能跟NaOH溶液反應(yīng)又能跟鹽酸反應(yīng)的溶液中，pH最大的是()ANa2CO3溶液 BNH 4H CO3溶液CN
4、aH CO3溶液 DNaH SO4溶液解析：選項(xiàng)中NH 4H CO3溶液和NaH CO3溶液既能與堿反應(yīng)又能與酸反應(yīng)，排除選項(xiàng)A和D；銨根離子水解呈酸性，碳酸氫根離子水解呈堿性，因此可知NaH CO3溶液的pH大于NH 4H CO3溶液的pH。C 探究釋疑1.鹽類水解規(guī)律鹽的水解規(guī)律可概括為“有弱才水解，無(wú)弱不水解；越弱越水解；都弱雙水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”。具體理解如下：(1)“有弱才水解，無(wú)弱不水解”是指鹽中有弱酸的酸根離子或者是弱堿的陽(yáng)離子才能水解；若沒(méi)有，則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。 (2)“越弱越水解”是指弱酸酸根離子對(duì)應(yīng)的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，就越容易水解。因
5、為酸越弱，就越難電離出H，說(shuō)明其弱酸酸根離子結(jié)合H能力越強(qiáng)，所以酸對(duì)應(yīng)的弱酸酸根離子就越容易結(jié)合H 2O電離出的H而水解；同理，堿越弱其弱堿陽(yáng)離子就越容易結(jié)合H 2O電離出來(lái)的OH而水解。(3)“都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸酸根離子和弱堿陽(yáng)離子都發(fā)生水解，且相互促進(jìn)。(4)“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”是指若鹽當(dāng)中的弱酸酸根離子對(duì)應(yīng)的酸比弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離，則水解后鹽溶液顯酸性；反之，就顯堿性。 答案B 變式訓(xùn)練1.溫度相同、濃度均為0.2 molL1的(NH 4)2SO4、NaNO3、NH 4H SO4、NH 4NO3、Na2CO3、CH 3COONa溶液，它們的pH由小到大的排列順序?yàn)?/p>
6、()A BC D 解析：選A。六種溶液中，水解顯酸性， pH7；電離出H，顯強(qiáng)酸性， pH7；不水解， pH7；水解顯堿性， pH7。比較,中NH 大,水解生成的H大，pH小。比較,后者電離出的H比前者水解出的H大,pH小。比較， H 2CO3酸性比醋酸弱，其正鹽水解生成的OH大， pH大。綜合以上可得pH由小到大順序?yàn)椋?A正確。 知識(shí)點(diǎn)二影響鹽類水解的因素 自主學(xué)習(xí)1.內(nèi)因鹽的本性相同條件下，弱酸酸性越弱，其形成的鹽_水解，鹽溶液的堿性_；弱堿堿性越弱，其形成的鹽_水解，鹽溶液的_越強(qiáng)。越易越強(qiáng)越易酸性 2.外因(1)溫度：由于鹽類的水解是_過(guò)程，升溫可使水解平衡_移動(dòng)，水解程度_。(2)
7、濃度:稀釋鹽溶液可使水解平衡_移動(dòng),水解程度_;若增大鹽的濃度,水解平衡_移動(dòng),但水解程度_。(3)外加酸堿：H可抑制弱堿陽(yáng)離子水解，OH能抑制弱酸酸根離子水解。(4)兩種水解離子的相互影響：弱堿陽(yáng)離子和弱酸酸根離子在同一溶液中,兩種水解相互_,使兩種水解程度都_,甚至反應(yīng)完全。而兩種弱堿陽(yáng)離子(或兩種弱酸酸根離子)處于同一種溶液,二者水解相互_,使離子水解程度都_。吸熱向右增大向右增大向右減小促進(jìn)增大抑制減小 探究釋疑影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱)，水解程度就越大。另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)
8、，因此升高溫度，水解程度增大。(2)濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。 條件移動(dòng)方向n(H) 數(shù)pH Fe3水解程度現(xiàn)象升高溫度通H Cl加H 2O加Mg粉加NaH CO3加少量NaF加少量NaOH向右增減增大顏色變深(黃紅棕)向左增減減小顏色變淺向右增增增大顏色變淺向右減增增大紅褐色沉淀，無(wú)色氣體向右減增增大紅褐色沉淀，無(wú)色氣體向右減增增大顏色變深向右減增增大紅褐色沉淀 條件CH 3COO CH 3COOH OH H pH水解程度升溫加水加醋酸加醋酸鈉加H Cl加NaOH減小增大增大減小增大增大減小減小減小增大減小增大增大增大減小增大減小減小增大增大增大減小增大減小
9、減小增大減小增大減小增大增大減小增大減小增大減小 互動(dòng)講練 下列關(guān)于FeCl3水解的說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A水解達(dá)到平衡時(shí)無(wú)論加FeCl3的飽和溶液還是加水稀釋，平衡均向正方向移動(dòng)B濃度為5 molL1和0.5 molL1的兩種FeCl3溶液，其他條件相同時(shí)，F(xiàn)e3水解程度前者比后者小C有50 和20 的同濃度FeCl3溶液，其他條件相同時(shí)，F(xiàn)e3的水解程度前者比后者小D為抑制Fe 3水解，較好地保存FeCl3溶液應(yīng)加入少量H Cl解析鹽類水解為吸熱過(guò)程，升高溫度(50 20 )促進(jìn)Fe3水解， C項(xiàng)錯(cuò)誤。C A 1.水解是中和反應(yīng)的逆過(guò)程，水解屬于吸熱反應(yīng)，屬于復(fù)分解反應(yīng)。2.pH2(25 )的溶液呈酸性，故可能是酸溶液，也可能是鹽溶液(如NH 4Cl)。酸溶液中H水OH水1012 mol/L(抑制水電離)，水解鹽(如NH 4Cl)溶液中H水OH水102 mol/L(促進(jìn)水電離)。pH12(25 )的溶液與以上類似。 本 部 分 內(nèi) 容 講 解 結(jié) 束按ESC鍵退出全屏播放
2018-2019學(xué)年高中化學(xué)魯科版選修四 第3章第2節(jié)第2課時(shí) 鹽類的水解 課件（37張）
