2019-2020年高中化學(xué) 3.3《鹽類的水解》學(xué)案 舊人教版必修2.doc

2019-2020年高中化學(xué) 3.3鹽類的水解學(xué)案 舊人教版必修2一、學(xué)習(xí)目標：1、知識與技能目標：使學(xué)生初步掌握鹽類水解的概念，理解鹽類水解的實質(zhì)，并能夠運用鹽類水解知識判斷鹽溶液的酸堿性，解釋生產(chǎn)生活實際中遇到的相關(guān)問題。2、過程與方法目標：通過鹽類水解概念的引出、討論，引導(dǎo)學(xué)生總結(jié)規(guī)律，培養(yǎng)學(xué)生運用這些知識來認識問題，解決問題的思維能力；并由此加深對特殊的弱電解質(zhì)水的電離平衡的影響因素的理解，由此培養(yǎng)學(xué)生抽象概括，形成規(guī)律，運用規(guī)律的能力。3、情感態(tài)度與價值觀目標：體驗科學(xué)探究方法和合作學(xué)習(xí)二、學(xué)習(xí)重點、難點重點：鹽類水解的本質(zhì)難點：鹽類水解方程式的書寫和分析；根據(jù)鹽類水解比較溶液中離子濃度的大小關(guān)系。三、學(xué)習(xí)過程第三節(jié) 鹽類的水解用PH試紙檢驗CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3溶液的酸堿性。實驗證明，CH3COONa、Na2CO3溶液顯堿性，NH4Cl、Al2(SO4)3溶液顯酸性，NaCl、KNO3溶液顯中性。同樣為鹽溶液，Na2CO3、NaCl、NH4Cl三種溶液，卻表現(xiàn)出不同的酸堿性，其根本原因是什么？OH-與H+毫無疑問都來自于水的電離；也就是說，由水電離出來的H+和OH-的物質(zhì)的量濃度總是相等的，即OH=H+，為什么會出現(xiàn)不相等的情況呢？我們就先以NH4Cl溶液為例來分析。在溶液中，存在兩種電解質(zhì)NH4Cl和H2O，所以存在兩個電離：NH4Cl=NH4+Cl，H2O HOH，電離之后，我們發(fā)現(xiàn)四種離子并不是都參與了反應(yīng)，只有NH+4與OH-反應(yīng)能結(jié)合成弱電解質(zhì)，才能不斷地反應(yīng)，所以溶液中OH不斷減小，水的電離平衡就不斷地向正反應(yīng)方向移動。在新平衡中，自然有OHH+，所以溶液顯酸性。其他鹽溶液表現(xiàn)不同的酸堿性也是相似的道理。一、鹽類的水解1、鹽類水解的定義在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2、鹽類水解的實質(zhì)鹽電離出的弱酸或弱堿離子與水電離出的H或OH結(jié)合，使水的電離平衡發(fā)生移動（促進水的電離）。 *鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，一般水解反應(yīng)的程度較小思考：酸有強酸和弱酸之分，堿有強堿和弱堿之分，它們相互形成的鹽就有四種，它們是否都水解？水解的離子是什么？水解之后的酸堿性又如何？3、鹽類水解的規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，誰強顯誰性；兩弱都水解。強酸強堿鹽如NaCl不水解，中性；強酸弱堿鹽如NH4Cl，弱堿陽離子如NH+4水解，酸性；弱酸強堿鹽如Na2CO3，弱酸陰離子如CO2-3水解，堿性；弱酸弱堿鹽，由水解所得的弱酸和弱堿來決定，所以應(yīng)該由它們的相對強弱來決定酸堿性。如NH4Ac水解的產(chǎn)物分別是NH3H2O與HAc，其強弱相當，故顯中性；而Al2S3水解的產(chǎn)物H2S與Al（OH）3相比，H2S較強，顯酸性。這種情況較復(fù)雜，應(yīng)該具體問題具體分析。思考：如何書寫水解化學(xué)反應(yīng)方程式和離子方程式？4、水解離子方程式的書寫鹽類水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式中要寫“ ”一般水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，不用“”、“”符號，生成物（如H2CO3、NH3H2O等）也不寫分解產(chǎn)物；多元弱酸鹽分步水解，第一步為主，水解方程式一般只寫第一步。例：以NH4Cl、Na2CO3為例，書寫水解離子方程式：NH4+H2ONH3H2O+H+ ； CO32-+ H2O HCO3-+OH-練習(xí)：判斷下列鹽溶液的酸堿性，若能水解的寫出水解反應(yīng)的離子方程式。NaNO3、Cu(NO3)2、Na2S、NaHCO3（溶液略顯堿性，HCO3-的水解程度略大于電離）FeCl3、NaClO、AlCl3、NaAlO25、影響鹽類水解的因素（1）主要因素是鹽本身的性質(zhì)（越弱越水解） 組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱，水解程度也越大，堿性就越強，pH越高。 組成鹽的陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度也越大，酸性就越強，pH 越低。 （2）影響鹽類水解的外界因素（遵循勒夏特列原理）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度水解程度增大。 濃度：鹽濃度越小，水解程度越大；鹽濃度越大，水解程度越小。（越稀越水解，） *外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。例如水解呈酸性的鹽溶液加入堿，就會中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移動而促使水解，若加酸則抑制水解。 小結(jié)：鹽的類型引起水解的離子對水的電離平衡的影響性溶液酸堿性實例水解離子方程式強堿弱酸鹽弱酸陰離子促進水的電離堿性CH3COONaCH3COOH2O CH3COOHOH強酸弱堿鹽弱堿陽離子促進水的電離酸性NH4ClNH4H2O HH2O強酸強堿鹽不水解不影響中性NaCl水解的實質(zhì)中和水解鹽電離出的弱酸或弱堿離子與水電離出的H或OH結(jié)合，使水的電離平衡發(fā)生移動與中和反應(yīng)關(guān)系酸堿 鹽 水二、鹽類水解的應(yīng)用1、判斷鹽溶液的酸堿性：以鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性。例1：已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的酸性強弱為：HAHB2、配制溶液：（1）配制FeCl3溶液（加入少量HCl抑制水解）；（2）配制Na2CO3溶液不能用玻璃塞的玻璃瓶；（3）NaF溶液不能存于玻璃瓶中； （4）配制AlCl3溶液（加入少量HCl抑制水解）；3、判斷離子能否共存：看離子之間是否相互促進水解（雙水解）。例2：下列離子在溶液中不能大量存在的是 （AB） A、K+、MnO4-、Cl-、H+ B、AlO2-、Na+、Al3+、Cl-C、Fe2+、SO42-、Cl-、Na+ D、OH-、AlO2-、Na+、Cl-解析：A中酸性環(huán)境下，MnO4-可把Cl-氧化，B中AlO2-和Al3+水解程度均較大，前者水解呈堿性，后者水解呈酸性，二者水解互相促進，發(fā)生雙水解生成Al(OH) 3.,4、判斷鹽溶液中離子種類的多少及比較鹽溶液中離子濃度的大小：例3：物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（D） A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2S 例4：在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是（AD ） A、Na+=2HS-+2S2-+H2S B、Na+H+=OH-+HS-+2S2- C、Na+>S2->OH->HS- D、OH-=HS-+H+H2S說明：在比較溶液中離子濃度時，還常常用到電解質(zhì)溶液中的兩個重要守恒關(guān)系： 電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負電荷總數(shù)。 物料守恒：某一分子或離子的原始濃度應(yīng)等于它在溶液中各種存在形式的濃度之總和，即元素的原子守恒。Na2S溶液中存在下列平衡：Na2S=2Na+S2- H2O H+OH- S2-+H2OHS-+OH- HS-+H2OH2S+OH- 根據(jù)電荷守恒： Na+H+=2S2-+HS-+OH-，所以B正確；根據(jù)物料守恒：（鈉與硫的物質(zhì)的量21） Na+=2S2-+2HS-+2H2S，所以A錯；根據(jù)水電離的H+與OH-守恒：（兩式相減）OH-=HS-+H+2H2S，所以D錯。5、蒸發(fā)鹽溶液得到的產(chǎn)物：（NH4）2S、FeCl3、AlCl3等。例5： 把三氯化鐵溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是（D ） A、無水三氯化鐵 B、氫氧化鐵 C、氧化亞鐵 D、三氧化二鐵 解析：在三氯化鐵的溶液中存在著鹽類的水解平衡FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl-Q在蒸發(fā)去水的過程中，由于水解是吸熱的，又由于HCl氣體的不斷逸出，而使水解平衡不斷的向水解的方向移動，當蒸干溶液時，水解完全，而生成Fe(OH)3.又由于Fe(OH)3是難溶堿，灼燒時分解為Fe2O3及水。2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O所以把氯化鐵溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是三氧化二鐵。6、施用化肥：銨鹽不能與草木灰混合使用。 原理：2NH4+CO32-=2NH3 +CO2 +H2O7、明礬的凈水原理，F(xiàn)e（OH）3膠體的制備。（高三具體學(xué)）8、泡沫滅火器的原理：Al3+3HCO3=Al(OH)3+3CO2 9、Na2CO3溶液具有去油污能力的原理： （提示：堿性溶液具有去油污能力）