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高中化学|《盐类的水解》课堂教学
高中化学|《盐类的水解》课堂教学
高中化学选择性必修一化学反应原理 一、导入：盐溶液一定显中性吗？ 生活中熟知的纯碱 Na₂CO₃ 属于盐类物质，但其水溶液呈碱性，常用来中和面食酸味、去除油污。 通过实验测定常见盐溶液的酸碱性： NH₄Cl 溶液 pH=5.3，显酸性 NaCl 溶液 pH=7.0，显中性 CH₃COONa 溶液 pH=8.6，显碱性 结论：盐溶液不一定呈中性，酸碱性由盐的组成决定。 根据形成盐的酸碱强弱，将盐分为四类： 1. 强酸强碱盐 如NaCl、KNO₃：溶液呈中性 2. 强酸弱碱盐 如NH₄Cl、(NH₄)₂SO₄：溶液呈酸性 3. 强碱弱酸盐 如CH₃COONa、Na₂CO₃：溶液呈碱性 4. 弱酸弱碱盐： 如CH₃COONH₄，酸碱性看弱酸、弱碱相对强弱 规律：谁强显谁性，都强显中性 Na₂CO₃是强碱弱酸盐，溶液显碱性，这就是它可以当作“碱”使用的原因。 
二、盐溶液呈现酸碱性的原因 溶液酸碱性判断标准： c(H⁺) ＞ c(OH⁻)，溶液显酸性 c(H⁺) ＝ c(OH⁻)，溶液显中性 c(H⁺) ＜ c(OH⁻)，溶液显碱性 1. 强酸弱碱盐（以 NH₄Cl 为例） 电离：NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl⁻ 水的电离：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ NH₄⁺ 为弱碱阳离子，会结合水电离出的 OH⁻，生成弱电解质 NH₃·H₂O，破坏水的电离平衡，促进水的电离。最终溶液中 c(H⁺) ＞ c(OH⁻)，溶液显酸性。 水解离子方程式： NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺ （水解是中和反应的逆过程） 2. 强碱弱酸盐（以 CH₃COONa 为例） 电离：CH₃COONa = CH₃COO⁻ + Na⁺ 水的电离：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ CH₃COO⁻ 为弱酸阴离子，结合水电离出的 H⁺，生成弱电解质 CH₃COOH，促进水的电离。最终溶液中 c(OH⁻) ＞ c(H⁺)，溶液显碱性。 水解离子方程式： CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ 3. 强酸强碱盐（以 NaCl 为例） 电离出的 Na⁺、Cl⁻ 均不与水电离的离子结合，水的电离平衡不移动，c(H⁺) ＝ c(OH⁻)，溶液始终显中性，不发生水解。 总结 
三、盐类水解定义、实质与特点 1. 定义 盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子，与水电离出的 H⁺ 或 OH⁻ 结合生成弱电解质的反应。 2. 实质 消耗水电离的离子，促进水的电离，使溶液中氢离子、氢氧根离子浓度不相等。 3. 水解条件 盐可溶于水； 盐中含有弱酸根离子或弱碱阳离子。 4. 核心特点 可逆反应、程度微弱、吸热反应、盐类水解是中和反应的逆反应。 5. 规律 有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，谁强显谁性。 
四、多元弱根离子水解规律 多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主，后续水解程度极弱，可忽略。 以 Na₂CO₃ 水解为例： 第一步（主要）：CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻ 第二步（极微弱）：HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻ 五、常见盐类水解方程式练习 1. NH₄Br： NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺ 2. Al₂(SO₄)₃： Al³⁺ + 3H₂O ⇌ Al(OH)₃ + 3H⁺（程度微弱，不标↓，明矾净水原理） 3. NaF： F⁻ + H₂O ⇌ HF + OH⁻ 4. FeCl₃： Fe³⁺ + 3H₂O ⇌ Fe(OH)₃ + 3H⁺ 5. NaClO： ClO⁻ + H₂O ⇌ HClO + OH⁻ 6. NaHCO₃： HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻ 7. NaAlO₂： AlO₂⁻ + 2H₂O ⇌ Al(OH)₃ + OH⁻ 8. Na₂S 分步水解 S²⁻ + H₂O ⇌ HS⁻ + OH⁻ HS⁻ + H₂O ⇌ H₂S + OH⁻ 
六、水解方程式书写注意事项 1. 水解为微弱可逆反应，必须写可逆符号 ⇌，不能用等号； 2. 水解程度极小，一般不生成沉淀、气体（产物不写分解形式如H₂CO₃不写二氧化碳），方程式不标沉淀、气体符号； 3. 多元弱酸阴离子：分步水解，以第一步为主； 4. 多元弱碱阳离子：水解复杂，一步书写。
第三章第三节第一课时：盐类的水解
