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第三章　水溶液中的离子反应与平衡
第三节　盐类的水解
盐类的水解
(1)概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。
(2)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，使溶液显酸性、碱性或中性。
若在常温下溶液中水电离出的c(H＋)＞10－7mol·L－1，则溶液中应存在能水解的盐。
影响盐类水解的主要因素
1.内因(反应物的性质)
盐类水解程度的大小，主要是由盐的性质决定的。生成盐的弱酸酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。同理，生成盐的弱碱碱性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。
2.外因
浓度 加水稀释可促进水解，即盐的浓度越小，水解程度越大
温度 盐的水解吸热，升高温度，水解程度增大
外加酸碱 水解显酸性的盐溶液，加OH－促进水解，加H＋抑制水解；水解显碱性的盐溶液，加OH－抑制水解，加H＋促进水解
外加水解的盐 加入与其水解后酸碱性相反的盐促进其水解；加入与其水解后酸碱性相同的盐抑制其水解
盐类水解的应用
1.利用水解
应用 举例
判断溶液的酸碱性
比较酸碱性强弱 0.1 mol·L－1 的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX＞
HY＞HZ
判断盐溶液中离子浓度的大小
判断离子能否大量共存
判断盐溶液蒸干并灼烧后所得产物 AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、Fe(OH)3，灼烧后得到Al2O3、Fe2O3；CuSO4溶液蒸干后得到CuSO4固体
应用 举例
盐溶液的保存 实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞，应用橡胶塞
胶体的制取
制备无机化合物
判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量；CH3COOH与NaOH反应至中性，CH3COOH过量
物质的提纯 除去MgCl2溶液中混有的FeCl3，可加入MgO或Mg(OH)2调节溶液的pH，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀而除去
应用 举例
解释生活中的现象或事实 可溶性铝盐、铁盐作净水剂
热纯碱溶液去油污 加热，促进Na2CO3的水解，c(OH－)增大，去污能力增强
化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不能混合施用
泡沫灭火器的原理
NH4Cl、ZnCl2溶液作除锈剂
2.抑制水解
溶液配制 配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需的浓度，目的是增大c(H＋)抑制Fe3＋水解
制备无水盐 加热AlCl3、FeCl3溶液制无水AlCl3、FeCl3，应在HCl的气流中加热蒸干
2.两大理论
(1)电离理论
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子很少，同时考虑水的电离。
②多元弱酸的电离分步进行，以第一步电离为主。
(2)水解理论
①离子的水解是微弱的(互相促进的水解除外)。
②多元弱酸的酸根阴离子分步水解，以第一步水解为主。
②正盐溶液：考虑水解。
如Na2CO3溶液：
电荷守恒
元素守恒
粒子浓度大小关系
③弱酸酸式盐(NaHA)溶液：考虑弱酸的酸式酸根离子的电离程度与水解程度。
电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)
元素守恒 c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
粒子浓度大小关系 若HA－水解为主 c(Na＋)＞c(HA－)＞c(OH－)＞c(H2A)＞c(H＋)＞c(A2－)
若HA－电离为主 c(Na＋)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(H2A)
(3)混合溶液
①混合后溶质不反应
a.同浓度、同体积HA(弱酸)与NaA溶液混合
电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
元素守恒 2c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)
粒子浓度大小关系 若混合后pH＜7 c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)
若混合后pH＞7 c(HA)＞c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
b.同浓度、同体积MOH(弱碱)与MCl溶液混合
电荷守恒 c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
元素守恒 2c(Cl－)＝c(MOH)＋c(M＋)
粒子浓度
大小关系 若混合后pH＞7 c(M＋)＞c(Cl－)＞c(MOH)＞c(OH－)＞c(H＋)
若混合后pH＜7 c(MOH)＞c(Cl－)＞c(M＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH(常温下)
强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7
强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 酸性 pH＜7
弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 碱性 pH＞7
C
浓度相同的溶液pH 大小的比较方法：
先对物质分类，pH ：碱＞盐＞酸。
同类物质的pH 的一般规律
碱：二元强碱＞一元强碱＞一元弱碱；
酸：一元弱酸＞一元强酸＞二元强酸；
盐：强碱弱酸盐＞强酸强碱盐＞强酸弱碱盐。
已知在25 ℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示：
(1)醋酸在水溶液中的电离方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　。根据上表可知，酸性：H2CO3　　　　(填“＞”“＜”或“＝”，下同)H2SO3，在相同条件下，试比较同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液的pH：Na2CO3　　　　Na2SO3。
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
(2)CH3COONa在溶液中水解的离子方程式为　　　　　　　　　　　。向0.1mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量下列物质，其水解程度增大的是　　　　(填字母)。
A. NaCl溶液　　　　 B. Na2CO3固体
C. NH4Cl溶液　　　 D. CH3COONa固体
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
酸性
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
＞
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
③根据硫元素质量守恒，写出该溶液中的元素守恒关系式：　　　　　　　。
酸 电离平衡常数
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
比较盐溶液中某离子浓度时，首先看完全电离产生的离子浓度关系，再考虑其他离子的存在对该离子浓度的影响；分析电解质溶液中水的电离程度时，首先看水的电离是否受到促进或抑制，再分析对水的电离影响程度的相对大小。
溶液中粒子浓度的大小比较
1.单一溶液中各粒子浓度的解题模型
2.混合溶液中各粒子浓度的解题模型
(2024·浙江宁波鄞州中学高三考前测试)室温下，向100 mL 0.2 mol·L－1的NH3·H2O中缓慢通入HCl，随着HCl通入量的不同，下列溶液中微粒对应关系(不考虑溶液体积变化)正确的是(　　)
选项 n(HCl)/mol 溶液中各微粒的物质的量浓度关系
A 0
B 0.005
C 0.01
D 0.02
B
溶液混合后粒子浓度大小比较的解题步骤

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