知識回顧鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽、堿式鹽

按生成鹽的酸強酸強堿鹽、強酸弱堿鹽和堿的強弱分強堿弱酸鹽、弱酸弱堿鹽

按溶解性分：易溶性鹽微溶性鹽難溶性鹽思考1

生活中Na2CO3和NaHCO3被視作“堿”用于油污清洗和面食制作,特別是Na2CO3，俗稱純堿。明明是鹽，為什么叫“堿”呢？

被測物酸堿性NaCl溶液Al2(SO4)3溶液Na2SO4溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液Na2CO3溶液中性中性堿性堿性酸性酸性第三節鹽類的水解科學探究一、探究鹽溶液的酸堿性第三節鹽類的水解科學探究一、探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液分類酸堿性NaCl溶液Na2SO4溶液NH4Cl溶液Al2(SO4)3溶液Na2CO3溶液CH3COONa溶液中性堿性酸性強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽強酸強堿鹽

CH3COONa、NH4Cl、NaCl三種鹽溶液的酸堿性為什么不同？它在水中以什么形式存在？其水溶液中存在哪些微粒？這些微粒能相互反應嗎？若反應，結果怎么樣？思考2第三節鹽類的水解講授新課第三節鹽類的水解科學探究二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因CH3COONa=CH3COO-+Na+H2OH++OH-+CH3COOHCH3COO?+H2OCH3COOH+OH?∴c(H+)<c(OH-)溶液呈堿性1.鹽水解原理第三節鹽類的水解科學探究二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因

NH4++H2ONH3·

H2O

+

H+

NH4Cl=NH4++Cl-+NH3·H2OH2OOH-+

H+

∴c(H+)>c(OH-)溶液呈酸性1.鹽水解原理NaCl=Na++Cl-H2OOH-+

H+

∴c(H+)=c(OH-)溶液呈中性第三節鹽類的水解科學探究二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因1.鹽水解原理NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液c(H+)和c(OH-)相對大小溶液中的粒子有無弱電解質生成c(H+)>c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)<c(OH-)Na+Cl-H+OH-H2O無NH4+Cl-

NH3·H2O

H+OH-H2O有NH3·H2O生成Na+CH3COO-CH3COOHH+OH-H2O有CH3COOH生成第三節鹽類的水解思考與交流二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因分析比較找出不同類鹽溶液呈現不同酸堿性的原因在鹽溶液中，鹽電離出的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子）跟水所電離出的H+或OH-結合生成弱電解質分子的反應就叫做鹽類的水解。

H2OH++

OH-CH3COONa=Na++CH3COO-NH4Cl=Cl-+NH4+

結合CH3COONa和NH4Cl的水解機理，分析歸納…第三節鹽類的水解講授新課二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因

定義第三節鹽類的水解講授新課二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因

特點⑴是中和反應的逆反應，存在水解平衡⑵吸熱反應，溶質微粒數增多(3)鹽類水解程度較小，故水解產物較少，鹽溶液的酸堿性相對較弱CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-△H>012鹽+水

酸+堿中和水解2.鹽水解特點鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽Na2CO3強酸弱堿鹽Al2(SO4)3強酸強堿鹽KNO3能弱酸陰離子促進水的電離堿性能弱堿陽離子促進水的電離酸性不能無無中性Al3+CO32-第三節鹽類的水解比較歸納要生成弱電解質【有弱才水解】破壞了水的電離平衡,使c(H+)≠c(OH-)

【促進水的電離】

誰弱誰水解;誰強顯誰性;兩強不水解;溶液顯中性;雙弱雙水解;比K定其性.

條件

實質

規律第三節鹽類的水解講授新課二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因3.鹽類水解①強酸弱堿鹽的水解，溶液呈酸性，pH<7，②強堿弱酸鹽的水解，溶液呈堿性，pH＞7，③強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，pH=7，④弱酸弱堿鹽能發生的水解程度相對較大：a.生成弱酸的電離程度>弱堿的電離程度，溶液呈酸性。如NH4F溶液。b.生成弱堿的電離程度<弱酸的電離程度，溶液呈堿性。如NH4CN溶液。c.生成弱堿的電離程度=弱酸的電離程度，溶液呈中性。如CH3COONH4溶液。第三節鹽類的水解鹽類水解規律釋疑第三節鹽類的水解講授新課4.相互促進水解完全的鹽①將硫酸鋁飽和溶液與碳酸氫鈉飽和溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑②將硫酸鐵溶液與碳酸氫鈉溶液混合Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑

①水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成離子。②水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，通常情況下，鹽的水解程度很小，產物的量很少，因此方程式中不標“↑”、“↓”符號。③多元酸鹽的水解是分步進行的，應分步書寫，水解程度主要取決于第一步。5.書寫鹽的水解離子方程式第三節鹽類的水解講授新課二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因

注意

CO32?+H2OHCO3?+OH?

多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步，如：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+Al3++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3?+H2OH2CO3+OH?

第三節鹽類的水解講授新課二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因

注意5.書寫鹽的水解離子方程式思考31.若某鹽溶液呈中性，能否判斷該鹽未發生水解反應？該鹽可能是什么鹽？2.酸式鹽的水溶液一定顯酸性嗎？第三節鹽類的水解不能。可能是水解程度相同的弱酸弱堿鹽。第三節鹽類的水解6.酸式鹽溶液的酸堿性講授新課NaHSO4=Na++H++SO42-例NaHSO3、NaH2PO4

例Na2HPO4、NaHCO3、NaHS

②

電離程度﹥水解程度

③

水解程度﹥電離程度

酸性酸性堿性

①

不水解的酸式鹽

第三節鹽類的水解講授新課三、影響鹽類水解的因素1.內因：鹽的本性【越弱越水解】對應的酸越弱酸越難電離水解后OH-濃度越大pH越大酸根離子與H+的結合能力越強堿性越強①不同弱酸對應的鹽NaClONaHCO3NH4ClMgCl2AlCl3對應的酸HClOH2CO3<>堿性②不同弱堿對應的鹽對應的堿酸性>>NH3·H2OMg(OH)2Al(OH)3<<注意：比較溶液pH時相同濃度第三節鹽類的水解講授新課三、影響鹽類水解的因素③同一弱酸對應的鹽Na2CO3NaHCO3對應的酸HCO3-H2CO3<>堿性∴正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度>④同一元素形成的不同鹽的溶液的酸堿性關系Na3PO4Na2HPO4NaH2PO4H3PO4Na2SO3Na2SO4NaHSO3NaHSO4pH值>>>>>>⑤弱酸弱堿鹽：水解程度較大（能生成沉淀或氣體的雙水解可以進行到底）第三節鹽類的水解講授新課三、影響鹽類水解的因素2.外因：水解反應的特點：吸熱反應，溶質微粒數增多①溫度：CH3COONa的酚酞溶液加熱后顏色：加深②濃度：Fe3+

+3H2OFe(OH)3

+3H+加水稀釋，加FeCl3固體，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-△H>0平衡右移，c(H+)減小平衡右移，c(H+)增大濃度越小，水解程度越大。升溫促進水解，降溫抑制水解。③外加酸堿：促進或抑制！

在FeCl3稀溶液中已知存在如下水解平衡，填寫下列表格：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

條件移動方向H+數pH值Fe3+的水解率現象升溫通HCl加水加NaHCO3正反應增加降低增大顏色變深逆反應正反應正反應增加增加減少降低升高升高減小增大增大顏色變淺顏色變淺紅褐色沉淀無色氣泡

練習第三節鹽類的水解第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用1.判斷溶液的酸堿性例1：判斷下列鹽溶液酸堿性①NH4Cl②NaHCO3③NaHSO3④NaHS例2：0.1mol/L的下列溶液①CH3COONa②Na2CO3③NaClO④NaHCO3，pH由小到大順序為：

。①④

③②第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用2.判斷溶液的離子濃度大小例3：CH3COONa溶液中離子濃度的大小分析（1）一個不等式（除水外）c(Na+)>c(CH3COO-)＞＞c(OH-)＞c(CH3COOH)＞＞c(H+)CH3COONa=CH3COO-+Na+CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-H2OH+

+OH-（2）三個守恒①物料守恒:是指某一成份的原始濃度應該等于該成份在溶液中各種存在形式的濃度之和。在晶體中：n(Na+)

=n(CH3COO-)在溶液中：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)第三節鹽類的水解②電荷守恒：是指溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數等于溶液中所有陰離子所帶的負電荷總數。整個溶液呈電中性。

講授新課四、鹽類水解反應的利用2.判斷溶液的離子濃度大小c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-

)+c(OH-)注意：電中性：不是c(H+)=

c(OH-)，而是正電荷總數=負電荷總數。③水電離的OH-與H+守恒在純水中：c(H+)=

c(OH-)在溶液中：c(OH-)

=

c(H+)+c(CH3COOH)H2OH+

+OH-講授新課四、鹽類水解反應的利用第三節鹽類的水解例4：向100mL0.1mol/LNaOH溶液中逐滴加入0.1mol/LCH3COOH溶液時，溶液的pH有何變化？分析所得溶液中離子濃度的大小？pH>7c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-

)>c(H+)pH=7pH<7電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=

c(CH3COO-

)+c(OH-)c(Na+)>c(CH3COO-

)>c(OH-)>c(H+)c(Na+)=c(CH3COO-

)>c(OH-)=c(H+)c(CH3COO-

)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)CH3COOH的電離大于CH3COONa的水解，所以溶液顯酸性。（酸稍過量）（酸過量較多）第三節鹽類的水解1、在Na2S的水溶液中存在著多種離子和分子，下列關系不正確的是（）A.c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S)B.c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)C.c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)D.c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)A第三節鹽類的水解【練習】NaHCO3溶液:溶液中離子濃度大小關系：

c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)溶液中電荷守恒關系：

c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)溶液中物料守恒關系：

c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)溶液中質子守恒關系（忽略HCO3-的電離）：

c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)第三節鹽類的水解三個守恒關系的應用【練習】三個守恒關系的應用【練習】注意：強酸與弱堿的反應情況HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O“恰好完全反應”與“溶液呈中性”兩句話的區別pH≠7堿肯定過量1mol1mol1mol有關指示劑的選擇強酸強堿反應的終點：酚酞或甲基橙強酸+弱堿：甲基橙弱酸+強堿：酚酞第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用3.某些鹽溶液的配制與保存配制溶液：容易水解的鹽溶液配制時要滴加少量相應的酸或堿抑制水解以防止渾濁。塑料瓶練習：（1）盛放Na2CO3(aq)、Na2S(aq)的試劑瓶能否用磨口玻璃活塞？（2）怎樣保存NH4F(aq)?第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用4.某些物質制備要考慮鹽類的水解TiCl4+（x+2）H2O（過量）=TiO2·xH2O↓+4HCl（2）不能用濕法制取弱酸弱堿鹽2AlCl3+3Na2S+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑+6NaCl（1）制備納米材料。利用水解反應可制得納米材料（氫氧化物變為氧化物）。如TiO2的制備：2Al+3SAl2S3△（3）蒸發結晶：若希望通過蒸發結晶來得到溶質晶體，則要考慮水解因素。AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼燒Al2O3MgCl2·6H2OMg(OH)2MgO△△上述晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水鹽，為何？第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用4.某些物質制備要考慮鹽類的水解AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼燒Al2O3原因：在AlCl3溶液中存在如下水解平衡：AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl加熱蒸干和灼燒過程中，HCl揮發，Al(OH)3分解：2Al(OH)3===Al2O3+3H2O↑△第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用4.某些物質制備要考慮鹽類的水解第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用5.泡沫滅火器的原理-雙水解的應用玻璃筒鐵筒NaHCO3Al2(SO4)3Al3++3HCO3

-

Al(OH)3

↓+3CO2↑

Al3++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-2Al3++3CO32-+3H2O==2Al(OH)3↓+3CO2↑第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水解反應的利用6.離子的大量共存要考慮鹽類的水解Al3+與AlO2-、

CO32-、

HCO3-、

S2-、

HS-Fe3+與AlO2-、

CO32-、

HCO3-不能大量共存CuSO4+Na2S==CuS↓+Na2SO4一些特殊情況分析第三節鹽類的水解講授新課四、鹽類水