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第三节　盐类的水解
第4课时 水解平衡常数
第三章　 水溶液中的离子反应与平衡
模块一
水解平衡常数表达式
水解平衡常数
基本概念
1、定义：盐的水解反应的平衡常数，用Kh 表示。
2、表达式：书写方法与其他平衡常数一致，固体、H2O不参与
【例1】：氯化铵水解：
NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+
Kh＝
c(NH3 · H2O ) ·c(H+)
c(NH4+ )
3、意义：
Kh越大，水解程度越大。
4、影响因素：
只受温度影响，升温，Kh增大
【例1】、书写下列水解平衡常数的表达式。
①、Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
③、S2-+H2O HS-+OH-
④、HS-+H2O H2S+OH-
②、Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+
固体和溶剂水不出现
水解平衡常数
c3 (H+)
Kh=
c (Fe3+)
c2 (H+)
Kh=
c (Cu2+)
Kh1＝
c(HS-) ·c(OH )
c(S2-)
Kh2＝
c(H2S) ·c(OH )
c(HS-)
水解常数与电离常数
思考1
弱酸根离子的水解平衡常数（Kh），与弱酸的电离平衡常数（Ka）之间有什么关系？
【例2】以CH3COONa溶液为例：
溶液中同时存在着CH3COO-离子的水解平衡，与CH3COOH的电离平衡
①、分别写出CH3COO- 水解方程与CH3COOH的电离方程
②、分别写出溶液中Kh表达式与Ka表达式
CH3COO- 水解：
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Kh＝
c(CH3COOH) ·c(OH )
c(CH3COO- )
CH3COOH 电离：
CH3COOH CH3COO- + H+
Ka＝
c(CH3COO-) · c(H+)
c(CH3COOH)
③、将水解方程与电离方程相加，你有什么发现？
④、写出Kh、Ka与Kw之间的关系
Kw＝ Kh · Ka
方程相加
H2O H++OH-
平衡常数相乘
水解常数与电离常数
总结：Kh、Ka与Kw的关系
①、强碱弱酸盐溶液中（弱酸根离子水解）：
Kh＝
Kw
Ka
Kh与Ka成反比
酸性越强 → Ka越大 → Kh越小 → 水解程度越弱
②、强酸弱碱盐溶液中（弱碱阳离子水解）：
Kh＝
Kw
Kb
Kh与Kb成反比
碱性越强 → Kb越大 → Kh越小 → 水解程度越弱
水解常数与电离常数
思考2
二元弱酸的Kh与Ka之间有什么关系？
【例3】已知：水的离子积常数为Kw，
二元弱酸H2CO3的两步电离常数为Ka1、Ka2 ; CO32-的两步水解常数为Kh1、Kh2
①、分别写出H2CO3的两步电离方程与CO32-的两步水解方程
CO32- + H2O HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O H2CO3+ OH-
Kh1
Kh2
H2CO3 HCO3- + H+
HCO3- CO32- + H+
Ka1
Ka2
电离
水解
水解常数与电离常数
CO32- + H2O HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O H2CO3+ OH-
Kh1
Kh2
H2CO3 HCO3- + H+
HCO3- CO32- + H+
Ka1
Ka2
电离
水解
Kw＝ Ka1 · Kh2
Kw＝ Ka2 · Kh1
Kh1＝
Kw
Ka2
Kh2＝
Kw
Ka1
水解常数与电离常数
模块二
水解平衡常数的应用
水解常数 · 课堂练习
(2)25 ℃时，等浓度的碳酸钠溶液和碳酸氢钠溶液谁的碱性强？
CO32- + H2O HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O H2CO3+ OH-
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
4.5×10－7
≈ 2× 10－8
Kh1 ＞＞ Kh2
水解程度
CO32- ＞＞ HCO3-
Na2CO3溶液
碱性强
【练习1】、已知：25 ℃时，碳酸的电离常数为Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。
(1)请写出碳酸钠水解的离子方程式，并计算其水解常数(Kh1、Kh2)。
Kh1＝
Kw
Ka2
＝
1×10-14
4.7×10－11
≈ 2 × 10－4
应用1：已知Ka求Kh
【练习1-2】、已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO3-)∶c(CO32-)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝_________。
9
＝2 × 10－3
Kh1＝
c(HCO3-) c(OH-)
c(CO32-)
c(OH-)=1 × 10－3 mol/L
c(H+)=1 × 10－9 mol/L
CO32- + H2O HCO3-+ OH-
水解常数 · 课堂练习
变式应用1：已知Kh求解PH
【练习1-3】、在室温下，0.175 mol/L 醋酸钠溶液的pH约为__________
[已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5]。
9
Kh＝
c(CH3COOH) c(OH-)
c(CH3COO-)
Kh＝
Kw
Ka
1 × 10－14
1.75×10－5
＝
c(OH-)=
Kh c(CH3COO-)
CH3COO-+H2O CH3COOH +OH-
变式应用1：已知Kh求解PH
水解常数 · 课堂练习
c(OH-) = c(CH3COOH）
c(CH3COO-）≈ 0.175mol/L（水解微弱）
c(OH-)
＝10－5 mol·L－1
【练习2】、已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为______________________。
①Na2CO3溶液　 ②NaHCO3溶液　 ③NaClO溶液　 ④CH3COONa溶液
①＞③＞②＞④
水解常数 · 课堂练习
应用2：已知Ka，比较盐溶液PH
水解常数 · 课堂练习
应用3：酸式盐溶液酸碱性判断
【练习3-1】已知：25 ℃时，H2SO3的电离常数为Ka1=1.4×10-2，Ka2=6.0×10-8。请问NaHSO3溶液显酸性还是碱性？
NaHSO3 = Na+ + HSO3-
HSO3-
HSO3- + H2O H2SO3+ OH-
HSO3- H++ SO32-
电离：
水解：
溶液最终呈酸性或碱性取决于
HSO3- 电离程度与水解程度谁更大
比较Ka和Kh
Ka2＝6.0×10－11
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
1.4×10－2
≈ 7×10－13
Ka2 ＞ Kh2
电离＞水解
NaHSO3
溶液显酸性
水解常数 · 课堂练习
【练习3-2】已知：25 ℃时，H2S的电离常数为Ka1=1.1×10-7、Ka2=1.3×10-13。请问NaHS溶液显酸性还是碱性？
HS- + H2O H2S+ OH-
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
1.1×10－7
≈ 1×10－7
HS- H++ S2-
Ka2＝1.3×10－13
电离：
水解：
HS-
Kh2 ＞ Ka2
水解＞电离
NaHS溶液显碱性
应用3：酸式盐溶液酸碱性判断
【练习4】、在一定条件下，Na2CO3溶液中存在下列平衡：CO32- + H2O HCO3-+ OH- 。下列说法不正确的是（ ）
A、稀释溶液， 增大
B、通入CO2，溶液pH减小
C、升高温度，平衡常数增大
D、加入NaOH固体， 减小
A
c(CO32- )
c(HCO3-) ·c（OH-）
c(CO32- )
c(HCO3-)
水解常数 · 课堂练习
应用4：Kh的影响因素
【练习5】、常温下，三种酸的电离常数如下表所示。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
回答下列问题：
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_______。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是________。
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显_____性，
原因是_____________________________________________________________________________________。
NaX
NaZ
酸
HX的电离常数Ka=
9×10-7，NaX的水解常数Kh=
1×10-14
9×10－7
＜Ka，混合溶液显酸性
水解常数 · 课堂练习
综合应用练习

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