高中化学第三节盐类的水解第1课时导学案新人教版.doc

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1、第三节　盐类的水解第1课时　盐类水解的实质与规律[学习目标定位]　1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。一　盐类水解1.水的电离与溶液的酸碱性(1)在水中加入酸(或碱)，溶液中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的电离平衡向逆反应方向移动。(2)溶液呈酸碱性的根本原因是c(H＋)≠c(OH－)。溶液呈中性是因为c(H＋)＝c(OH－)，呈酸性是因为c(H＋)>c(OH－)，呈碱性是因为c(H＋)

2、OH－)。2.通过实验测定下列0.1mol·L－1盐溶液的pH，填写下表：盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaCl强酸强碱盐pH＝7中性CH3COONa弱酸强碱盐pH>7碱性NH4Cl强酸弱碱盐pH<7酸性3.CH3COONa水溶液呈碱性的原因(1)电离方程式CH3COONa溶液中存在水的电离平衡：H2OOH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完全电离：CH3COONa===Na＋＋CH3COO－。(2)水电离平衡的影响溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动。(

3、3)溶液的酸碱性溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)

4、移动。(3)溶液的酸碱性溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。(4)水解方程式①化学方程式是NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl；②离子方程式是NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。5.NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。6.用pH试纸测定相同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液的pH。结果是Na2CO3溶液的p

5、H>(填“>”、“<”或“＝”，下同)CH3COONa溶液的pH；测定相同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的pH，结果是前者>后者。归纳总结1.盐类水解的实质在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示酸性、碱性或中性。2.盐类水解的规律在可溶性盐溶液中：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。常见的“弱”离子弱碱阳离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。弱酸根离子：CO、HCO、AlO、S

6、O、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。3.盐类水解的特点盐类水解的特点可概括为微弱、吸热、可逆。1.有关盐类水解的说法不正确的是(　　)A.盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程C.盐类水解的结果使溶液不一定呈中性D.Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH答案　D解析　Na2CO3水解的实质是CO与H2O电离出的H＋结合生成HCO和H2CO3，使溶液中c(H11＋)

7、液呈酸性的是(　　)A.NaClB.NaHSO4C.Na2CO3D.NH4Cl答案　D解析　A项，NaCl对水的电离平衡无影响，溶液呈中性；B项，NaHSO4中的H＋抑制水电离，且溶液呈酸性；C项，Na2CO3水解促进水电离，溶液呈碱性；D项，NH4Cl水解促进水电离，溶液呈酸性。3.物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　)A.HX、HZ、HYB.HX、HY、HZC.HZ、HY、HXD.HY、HZ、HX答案　B解析　利用盐类水解规

8、律“越弱越水解，谁强显谁性”，结合同浓度三种酸对应的钠盐的溶液的pH可推知，碱性越强则对应的酸越弱。二　盐类水解离子方程式的书写有下列五种盐溶液：①NaClO、②(NH4)2SO4、③Na2CO3、④AlCl3、⑤KNO3。回答下列问题：(1)不能破坏水的电离平衡的是⑤，溶液呈酸性的是②④，pH>7的是①③。(2)根据盐类水解的实质(弱离子＋H