高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡 第三节 盐类的水解（第1课时）盐类水解的原理教学案 新人教版选修4-新人教版高二选修4化学教学案

第三节 盐类的水解第一课时 盐类水解的原理[课标要求]1．了解不同盐溶液的酸碱性。2．理解盐溶液的水解规律。3．掌握盐类水解方程式的书写方法。 1.盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。即强酸弱碱盐溶液显酸性，强碱弱酸盐溶液显碱性。2．水解离子方程式书写“两规则”：(1)多元弱酸阴离子是分步水解的，以第一步水解为主。(2)多元弱碱阳离子水解复杂，可一步写出。1．探究盐溶液的酸碱性盐溶液NaClNa2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4pHpH＝7pH＝7pH>7pH>7pH>7pH<7pH<7盐的类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐溶液酸碱性中性碱性酸性2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因(1)CH3COONa 溶液微粒变化CH3COO － 和 H ＋ 结合生成弱电解质 CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动平衡时酸碱性使溶液中 c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性水解方程式CH3COO－＋H2OCH3COOH ＋ OH － (2)NH4Cl 溶液 微粒变化NH 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－)，溶液呈酸性水解方程式NH＋H2ONH3·H2O ＋ H ＋ (3)NaCl 溶液：H2OH＋＋OH－，NaCl===Cl－＋Na＋。理论解释：溶液中不生成弱电解质，水的电离平衡未受影响，溶液中 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。3．盐类的水解(1)概念在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的 H＋或 OH－结合生成弱电解质的反应。(2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。(3)特征① 一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。② 盐类水解反应是中和反应的逆反应。③ 盐类水解是吸热反应。[特别提醒] HF、CH3COOH 均为弱酸，且酸性 HF>CH3COOH，依据越弱越水解可知，等浓度的 CH3COONa 的碱性强于 NaF。判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子所对应的酸和碱的相对强弱。已知常温下有下列溶液：① Na2S 溶液 ② AlCl3溶液 ③ Na2CO3溶液④NaNO3溶液。[问题思考]1．溶液①中哪种离子发生了水解反应，水溶液呈什么性？溶液④能否发生水解反应？提示：溶液①中 S2－发生了水解反应，Na2S 溶液呈碱性；溶液④不能发生水解反应。2．溶液③和 NaOH 溶液都呈碱性，它们对水的电离影响是否相同？提示：不相同，Na2CO3溶液由于 CO 的水解呈碱性，促进了水的电离；NaOH 电离出的 OH－抑制了水的电离。3．已知相同温度下， CH3CO...