2020年高中化学 第03章 水溶液中的离子平衡

2020年高中化学 第03章 水溶液中的离子平衡

‎3-3-1‎‎ 盐类水解（第一课时）‎ 教学目标 ‎1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解，理解盐类水解的实质 ‎2、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式 ‎3、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质 ‎4、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。‎ 教学重点：‎ 盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。‎ 教学难点：‎ 盐类水解方程式的书写和分析。‎ 教学过程：‎ ‎【科学探究】1、选择合适的方法测试下表所列盐溶液（可酌情替换、增加）的酸碱性 ‎2、根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类 盐溶液 NaCl ‎ Na2CO3‎ NaHCO3‎ NH4Cl 酸碱性 中性 碱性 碱性 酸性 盐类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 盐溶液 Na2SO4‎ CH3COONa ‎(NH4)2SO4‎ 酸碱性 中性 碱性 酸性 盐类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 ‎3、分析上述实验结果，归纳其与盐的类型间的关系，并从电离平衡的角度寻找原因 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性 ‎【引入】我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。‎ ‎【板书】 第三节 盐类的水解 ‎ 一、探究盐溶液的酸碱性 ‎【问】由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？ ‎ ‎【板书】强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 ‎ ‎ 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 ‎ 8‎ 强酸强碱盐的水溶液，呈中性 ‎【过渡】下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。‎ ‎【思考与交流】根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。‎ NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 C（H＋）和C（OH－）相对大小　‎ C（H＋）＝C（OH－）‎ C（H＋）＞C（OH－）‎ C（H＋）＜C（OH－）‎ 溶液中的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2O CH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH 有无弱电解质生成 无 有 有 相关化学方程式 H2OH+＋OH-‎ NaCl ＝Na+ + Cl-‎ H2OH+＋OH-‎ NH4++ OH-‎ NH3·H2O H2OH+＋OH-‎ CH3COO-+ H+ CH3COOH ‎【讲】请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性，即[H+]>[OH-]‎ ‎【板书】二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 ‎【讲】CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。）‎ ‎【投影】CH3COONa ═ CH3COO- + Na+ （1）‎ ‎【问】把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？‎ ‎【投影】 H2O H+ + OH- （2）‎ ‎【讲】我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。‎ ‎【投影】CH3COO- + H+ CH3COOH （3）‎ ‎【讲】把（1）（2）（3）式联立，可得到 ‎【投影】水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH ‎【讲】这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。把上述化学方程式改写成离子方程式。‎ ‎【投影】CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-‎ ‎【讲】随着CH3‎ 8‎ COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。‎ ‎【投影】1、弱酸强碱盐，水解显碱性 CH3COONa = CH3COO− + Na+‎ ‎ + ‎ H2O H+ + OH−‎ ‎   ‎ CH3COOH ‎ CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH ‎ CH3COO− + H2OCH3COOH + OH−‎ ‎【思考与交流】NH4Cl溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？‎ ‎【投影】2、强酸弱碱盐水解 NH4Cl = NH4+ + Cl−‎ ‎ +‎ ‎ H2O OH− + H+‎ ‎ NH3·H2O ‎ NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl ‎ NH4+ + H2O NH3·H2O + H+‎ ‎【讲】大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。由上可知，强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！‎ ‎【讲】说得好！是不会。因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H+或OH-发生反应，比如NaCl，电离出来的Na+和Cl-都不会与水电离出来的H+或OH-反应。那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？‎ ‎【投影】3、强酸强碱盐：不水解 弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。‎ ‎【讲】根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？‎ ‎【板书】1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-‎ 8‎ 结合生成弱电解质的过程中。‎ ‎【讲】在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。‎ ‎【板书】2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 中和 水解 ‎ 酸 + 碱 盐 + 水 ‎【讲】通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。‎ ‎【问】盐类水解过程中，水的电离程度有何变化？ 增大 ‎【讲】可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。‎ ‎【板书】3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离 ‎【讲】盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。‎ ‎【讲】CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和强碱NaOH生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。‎ ‎【板书】4、盐类水解的类型及规律 ‎【讲】由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，‎ 弱酸根的盐，常会发生水解。NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。对于弱酸弱碱盐（NH‎4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。‎ ‎【板书】（1）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。‎ ‎【讲】强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性。弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定。‎ ‎【板书】（2） 组成盐的酸越弱，水解程度越大 ‎【讲】例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。‎ ‎【投影】酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3‎ 8‎ ‎【板书】（3） 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。‎ ‎（4） 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性 ‎【问】请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？‎ ‎【板书】5、盐类水解离子方程式的书写 ‎【讲】一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。‎ ‎【讲】盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微弱的，盐类水解不写==，而用“”‎ ‎【板书】（1） 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋ ，阴离子水解生成OH― ；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。‎ ‎【讲】多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体，‎ ‎【投影】以CO32― 为例，的水解的离子方程式：‎ CO32― +H2O HCO3― +OH― (主要)‎ HCO3― +H2O H2CO3 +OH― (次要)‎ Al3＋ 水解的离子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3 +3H＋‎ ‎【板书】（2） 注意的问题：‎ 水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。‎ 水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）‎ 多元酸盐的水解是分步进行的。如：‎ CO32−+ H2OHCO3− +OH−‎ HCO3− +H2O H2CO3 + OH−‎ 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如： ‎ Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ ‎ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+‎ 8‎ ‎【讲】多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。‎ ‎【板书】（3） 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。‎ ‎【讲】在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。‎ ‎【投影】①能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O ，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O ，有“==”和“↑”和“↓”‎ ‎② 书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋ 与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2― 、CO32― 、HCO3― ；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。‎ ‎【小结】各类盐水解的比较。‎ 盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性 强碱弱酸盐 CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水电离 碱性 强酸弱碱盐 NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水电离 酸性 强碱强酸盐 NaCl 不能 无 无 中性 ‎【随堂练习】‎ ‎1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是( C )‎ ‎ A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl ‎ C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3‎ ‎【规律小结】水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强。‎ ‎2、下列反应不属于水解反应生成或水解方程式不正确的是(D )‎ ‎① HCl+H2OH3O+ +Cl―‎ 8‎ ‎② ZnCl2 +H2OZn(OH)2 +2HCl ‎ ‎③ Na2CO3+H2OH2CO3 +2NaOH ‎ ‎④ Al2(SO4)3 +6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3 ‎ A、①② B、③④ C、①②④ D、全部 板书设计：‎ 第三节 盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性 强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 ‎ 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 ‎ 强酸强碱盐的水溶液，呈中性 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 ‎1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。‎ ‎2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 中和 水解 ‎ 酸 + 碱 盐 + 水 ‎3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离 ‎4、盐类水解的类型及规律：‎ ‎（1）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。‎ ‎（2） 组成盐的酸越弱，水解程度越大 ‎（3） 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。‎ ‎（4） 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-，HS-，HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-，H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性 ‎5、盐类水解离子方程式的书写 ‎（1） 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H+，阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。‎ ‎（2） 注意的问题：‎ 水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。‎ 水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）‎ 8‎ 多元酸盐的水解是分步进行的。 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步 ‎（3）双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。‎ 8‎