第三章第三节《盐类的水解》学案
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第三节 盐类的水解
第1课时 盐类水解
【今日目标】
1.了解盐类水解的原理。
2．掌握外界条件对盐类水解平衡的影响。
3．掌握盐类水解的方程式。
【学习过程】
一、探究盐溶液的酸碱性
【科学探究】
(1)将NaCl、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、Na2SO4、CH3COONa、(NH4)2SO4分别装在7只小烧杯中，加足量蒸馏水，制成溶液，贴上标签。
(2)分别用pH试纸测7种盐的pH，记录测定结果。
【实验记录】
盐溶液 酸碱性 盐类型
NaCl pH＝7 强酸强碱盐
Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐
NaHCO3 pH>7 强碱弱酸盐
NH4Cl pH<7 强酸弱碱盐
Na2SO4 pH＝7 强酸强碱盐
CH3COONa pH>7 强碱弱酸盐
(NH4)2SO4 pH<7 强酸弱碱盐
【实验结论】
强酸弱碱盐：NH4Cl、(NH4)2SO4等溶液呈酸性。
强酸强碱盐：NaCl、Na2SO4等溶液呈中性。
强碱弱酸盐：Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa等溶液呈碱性。
【思考】
FeCl3溶液，NaClO溶液，KNO3溶液分别呈什么性(酸性、碱性、中性)?【提示】 FeCl3溶液—酸性，NaClO溶液—碱性，KNO3溶液—中性。
二、盐溶液呈现不同酸、碱性的原因
1.理论分析
(1)NH4Cl溶液
理论解释 NH4＋和OH－结合生成弱电解质NH3•H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动。
平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性
总的离子方程式 NH4＋＋H2O NH3•H2O＋H＋
(2)CH3COONa溶液
理论解释 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离的方向移动
平衡时
酸碱性 使溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性
总的离子
方程式 CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
(3)NaCl溶液
H2O OH－＋H＋，NaCl===Na＋＋Cl－，溶液中盐电离的离子不能与H2O电离出的H＋或OH－生成弱电解质。c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。
2．定义和实质
在溶液中盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH－，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。[来源:Z&xx&k.Com]
3．影响盐类水解的因素
因素 对盐类水解 程度的影响
内因 组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大
外界条件 温度 升高温度能够促进水解
浓度 盐溶液浓 度越小，水解程度越大
外加酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
外加盐 加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解
【思考】
(1) NaHSO4溶液、(NH4)2SO4溶液都呈酸性，其原理相同吗？【提示】 (1)不同，NaHSO4===N
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