2019-2020年高中化學《鹽類的水解》教案2 蘇教版選修4.doc
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2019-2020年高中化學《鹽類的水解》教案2 蘇教版選修4 一. 本周教學內容： 鹽類的水解 二. 教學目標： 1、理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解 2、理解鹽類水解的實質，能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性 3、能正確書寫鹽類水解的離子方程式 三. 教學重點、難點： 鹽類水解的實質及其影響因素；鹽類水解方程式的書寫和分析 四. 教學過程： （一）鹽類的水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。 通式為：酸＋堿鹽＋水 如：醋酸鈉溶液 總的化學方程式：CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH； 總的離子方程式：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 說明：①溶液中c（H＋）＜c（OH－），呈堿性；②生成弱電解質CH3COOH ，水的電離平衡被破壞，并向電離的方向移動，因而促進了水的電離。 再如氯化銨溶液中（分析方法同上） 總的化學方程式：NH4Cl＋H2O＝NH3H2O＋HCl； 總的離子方程式：NH4＋＋H2O ＝NH3H2O＋H＋。 說明：①溶液中c（H＋）＞c（OH－），呈酸性。 ②生成弱電解質NH3H2O，水的電離平衡被破壞，并向電離方向移動，因而促進了水的電離。 說明： 1、鹽類水解反應可以看成是酸堿中和反應的逆反應，通式為：酸＋堿鹽＋水。由于中和反應進行程度較大，因而水解反應進行程度較小，為可逆反應。中和反應為放熱反應，因而鹽類水解反應為吸熱反應。 2、只有與H＋或OH－結合生成弱電解質的離子，如弱酸陰離子和弱堿陽離子，才能使水的電離平衡發(fā)生移動。 3、鹽類水解規(guī)律——有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性，同強顯中性。 具體分以下幾種情況： ①強堿弱酸的正鹽：弱酸的陰離子發(fā)生水解，水解顯堿性；如：Na2CO3、NaAc等 ②強酸弱堿的正鹽：弱堿的陽離子發(fā)生水解，水解顯酸性；如：NH4Cl、FeCl3、CuCl2等； ③強酸強堿的正鹽，不發(fā)生水解；如：Na2SO4、NaCl、KNO3等； ④弱酸弱堿的正鹽：弱酸的陰離子和弱堿的陽離子都發(fā)生水解，溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱，誰強顯誰性； ⑤強酸的酸式鹽只電離不水解，溶液顯酸性，如：NaHSO4；而弱酸的酸式鹽，既電離又水解，此時必須考慮其電離和水解程度的相對大?。喝綦婋x程度大于水解程度，則溶液顯酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4；若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。 4、影響水解程度的因素： 主要因素是鹽本身的性質，組成的鹽的酸根對應的酸越弱（或陽離子對應的堿越弱），水解程度就越大，另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。 ①溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大； ②濃度：鹽的濃度越小，水解程度越大，但溶液的酸堿性一般越弱； ③外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解，使鹽的水解程度降低，但由于酸（或堿）的加入，使溶液的酸（堿性）增強。 ④能水解的陽離子與能水解的陰離子混合，會相互促進水解。常見的含下列離子的兩種鹽混合時，會發(fā)生較徹底的雙水解反應：陽離子：Fe3＋、Al3＋；陰離子：CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SO32－、HSO3－等。 ⑤Fe3＋與S2－、HS－、SO32－、HSO3－等還原性離子發(fā)生氧化還原反應，而不是發(fā)生雙水解反應。 ⑥HCO3－與AlO2－在溶液中也不能共存，可發(fā)生反應產生白色沉淀，但不是由于雙水解反應，而是：HCO3－＋H2O＋AlO2－＝Al（OH）3↓＋CO32－。 （二）鹽類的水解方程式和水解反應的離子方程式書寫時的注意事項： 說明： 1、找出鹽類組成中會發(fā)生水解的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子），直接寫出鹽類水解的離子方程式。 2、鹽類的水解反應是中和反應的逆反應，中和反應的程度很大，水解反應的程度很小，故寫鹽類的水解反應方程式或離子方程式時，一般不寫“＝”而寫“”。 3、一般鹽類水解的程度很小，水解產物也少，通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫鹽類水解的離子方程式時一般不標“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH3H2O、H2CO3）寫成其分解產物的形式。 4、多元弱酸的鹽中弱酸根離子分步水解，第一步比較容易發(fā)生，第二步比第一步難。水解時以第一步為主。多元弱酸的水解反應式應分步書寫，而多元弱堿的水解反應不分步書寫。 5、某些鹽溶液在混合時，由于一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子都能發(fā)生水解，水解后溶液的性質相反，它們在一起時就能相互促進對方的水解，使兩種離子的水解趨于完全。稱為雙水解。如：鋁鹽和碳酸鹽混合：2Al3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Al（OH）3↓＋3CO2↑。雙水解反應中如果有復分解反應的條件（沉淀、氣體、水等生成），則反應比較完全。書寫時一般用“＝”，標“↑”或“↓”。 6、多元弱酸的酸式根離子既有水解傾向，又有電離傾向。以水解為主的，溶液顯堿性，此時要寫水解反應離子方程式；以電離為主的，溶液顯酸性，此時要寫電離過程的離子方程式。 例1. pH＝4的醋酸和氯化銨溶液中，水的電離程度的關系前者與后者比較 A. 大于 B. 小于 C. 等于 D. 無法確定 解析： 在醋酸溶液中，由于醋酸電離出的［H＋］大于水電離出的［H＋］，所以醋酸會抑制水的電離，使水的電離程度小于純水中水的電離程度。在氯化銨溶液中，由于氯化銨完全電離出的銨離子會與水電離出的OH－結合成弱電解質NH3H2O，從而促進了水的電離，使水的電離程度大于純水中水的電離程度，故前者小于后者。 答案：B 例2. 物質的量相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是 A. CaCl2 B. CH3COONa C. NH3 D. K2S 解析： 由于H2O的存在，四種溶液都存在H2O、H＋、OH－三種微粒。 CaCl2不水解，應存在Ca2＋、Cl－二種微粒； CH3COONa電離產生CH3COO－、Na＋，CH3COO－水解產生CH3COOH分子，故溶液中存在有CH3COOH、CH3COO－、Na＋三種微粒； NH3與H2O反應生成NH3H2O，由于NH3H2ONH4＋＋OH－，溶液中有NH3、NH3H2O、NH4＋三種微粒； K2S溶液中因電離產生K＋、S2－，S2－水解產生HS－，HS－繼續(xù)水解產生H2S分子，所以溶液中有：K＋、S2－、HS－、H2S四種微粒。 故每種溶液中除H2O、H＋、OH－三種微粒外，K2S中還有四種微粒，種類最多。 答案：D 例3. 相同物質的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則對同溫同體積同濃度的HCN和HClO說法正確的是 A. 酸性：HCN>HClO B. pH：HClO>HCN C. 酸根離子濃度：c（CN－）
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