高中化學 3.3鹽類的水解課件 新人教版選修4.ppt
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第三章 水溶液中的離子平衡,第三節(jié) 鹽類的水解,第 1 課時 鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律,課內(nèi)探究,1．用PH試紙測定下列鹽溶液的酸堿性，并根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強弱，將這些鹽按強酸強堿鹽、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽分類。,NaCl溶于水后電離產(chǎn)生Na＋和Cl－，不能與水電離出的OH－、H＋結(jié)合成難電離的物質(zhì)，水的電離平衡不發(fā)生移動，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。,1．NaCl溶液呈中性的原因：,2.NH4Cl溶液為什么顯酸性？,+,NH3 · H2O,化學方程式：,離子方程式：,C(H+) ＞C(OH-),離子方程式：,化學方程式：,3. CH3COONa 溶液為什么顯堿性？,+,CH3COOH,CH3COONa = CH3COO_ +Na+,+,所以： C(OH-) ＞ C(H+) ,溶液呈堿性,,歸納總結(jié),可逆。,吸熱、,微弱、,3．鹽類水解的特點,常見的“弱”離子,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。,2．鹽類水解的規(guī)律,1．鹽類水解的實質(zhì),在溶液中鹽電離出來的離子(弱堿的陽離子或弱酸的陰離子)結(jié)合水電離出的OH－或H＋生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。,下載提示(請認真閱讀)
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