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第一章
化学反应的热效应
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
本节重点
盐类的水解原理和规律
第1课时 盐类的水解原理
方法导引
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
酸＋碱＝盐＋水 （中和反应）
酸
强酸
弱酸
强碱
弱碱
碱
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
练习：NaCl、Na2CO3、NH4Cl、KNO3、
CH3COONa、（NH4）2SO4分别是哪种类别的盐？
弱酸弱碱盐
【实验探究】1、盐溶液的酸碱性
选择合适的方法测试下表所列盐溶液的酸碱性。
盐溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
酸碱指示剂法
酸度计法
主题1:盐类的水解原理和规律
主题1:盐类的水解原理和规律
思考与讨论
1.盐的类型与盐溶液酸碱性的关系
盐溶液 NaCl KNO3 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4
分类 酸碱性
结论 c(H+)、c(OH-)的大小 强酸强碱盐
中性
中性
强碱弱酸盐
碱性
碱性
强酸弱碱盐
酸性
酸性
c(H+)＝c(OH-)
c(H+)＜c(OH-)
c(H+)＞c(OH-)
谁强显谁性，同强显中性
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(1) CH3COONa型盐的水解
强碱弱酸盐
[分析] CH3COONa溶液呈碱性的原因
①CH3COONa溶液中存在的离子：
②对水电离平衡的影响：
H2O H+ + OH－
CH3COONa CH3COO － + Na+
+
CH3COOH
促进了水的电离
最终c(OH-)>c(H+)，
溶液呈碱性。
总反应：CH3COONa+H2O CH3COOH + NaOH
离子方程式：CH3COO- +H2O CH3COOH + OH-
主题1:盐类的水解原理和规律
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(2)NH4Cl型盐的水解
强酸弱碱盐
[分析] NH4Cl溶液呈酸性的原因
①NH4Cl溶液中存在的离子：
②对水电离平衡的影响：
H2O H+ + OH－
NH4Cl Cl － + NH4+
+
NH3·H2O
促进了水的电离
最终c(OH-)溶液呈酸性。
总反应：NH4Cl+H2O NH3·H2O + HCl
离子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
主题1:盐类的水解原理和规律
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(3)NaCl型盐
强酸强碱盐
[分析] NaCl溶液呈中性的原因
①NaCl溶液中存在的离子：
②对水电离平衡的影响：
H2O H+ + OH－
NaCl Cl － + Na+
无影响
最终c(OH-)=c(H+)，溶液呈中性。
H2O OH- + H+
+
弱碱阳离子
弱碱
+
弱酸根离子
弱酸
盐类的水解
主题1:盐类的水解原理和规律
盐类的水解
(1) 定义：
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。
(2) 条件：
盐必须溶于水；必须有“弱”离子
主题1:盐类的水解原理和规律
盐类的水解
(3) 实质：
生成弱电解质；促进水的电离。
在溶液中盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH -结合生成弱电解质，从而促进了水的电离平衡，增大了水的电离度。
盐电离
弱酸阴离子
结合H+
弱碱阳离子
结合OH-
生成
弱电解质
破坏了水的电离平衡
促进水的电离
c(H+)≠c(OH-)
使盐溶液呈现酸性或碱性
主题1:盐类的水解原理和规律
盐类的水解
(4) 特点：
①微弱：盐类水解程度较微弱
②可逆：盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应
盐 + 水 酸 + 碱
③吸热：盐类的水解是吸热反应，升温促进水解
④移动：外界条件改变时，水解平衡可能发生移动
(5) 规律：
有弱才水解, 无弱不水解
谁强显谁性, 同强显中性
越弱越水解；都弱双水解
主题1:盐类的水解原理和规律
课堂检测
1、下列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
D
2.相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①Na2CO3 ②NaHSO4 ③NaCl ④NH4Cl，按pH值由大到小的顺序排列是： .
①>③>④>②
课堂检测
3．常温时，下列水溶液的浓度均为0.1 mol/L，请你按溶液pH由大到小的顺序将它们排列起来为：
（1）Na2S溶液（2）NaOH 溶液（3）H2SO4溶液（4）CuSO4 溶液 （5）NaNO3溶液
酸性： H2SO4溶液＞CuSO4 溶液
碱性： NaOH 溶液＞Na2S溶液
中性： NaNO3溶液
pH由大到小顺序为：(2)＞(1)＞(5)＞(4)＞(3)
1.水解方程式的书写
（1）一般盐类水解程度很小，中间用“ ”，水解产物很少，通常不用“↓”、“↑”符号，生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）也不写成分解产物；
盐的类型 实例 水解的离子方程式
一元弱酸盐/弱碱盐 NH4Cl
CH3COONa
+ H2O NH3·H2O + H+
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
主题2:水解平衡常数
1.水解方程式的书写
（2）多元弱酸，其酸根离子的水解是分步进行的，水解反应必须分步表示，不能合并，以第一步为主，第二步很微弱。
盐的类型 实例 水解的离子方程式
多元弱酸盐 Na2CO3
Na2S
CO32–+H2O HCO3–+OH–
HCO3–+H2O H2CO3+OH–
S2- + H2O HS- + OH-
HS- + H2O H2S + OH-
主题2:水解平衡常数
1.水解方程式的书写
（2）多元弱酸，其酸根离子的水解是分步进行的，水解反应必须分步表示，不能合并，以第一步为主，第二步很微弱。
（3）多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但通常简化为一步表示。
多元弱碱盐 FeCl3
CuCl2
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+
主题2:水解平衡常数
1.水解方程式的书写
（4）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别
NaHCO3
电离：HCO3- H+ + CO32- （显酸性）
水解：HCO3- + H2O H2 CO3 + OH- （显碱性）
电离＜水解，呈碱性
NaHSO3
电离：HSO3- H+ + SO32- （显酸性）
水解：HSO3- + H2O H2 SO3 + OH- （显碱性）
电离＞水解，呈酸性：
电离＜水解，呈碱性： NaHCO3、NaHS、 Na2HPO4
电离＞水解，呈酸性： NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4
主题2:水解平衡常数
课堂检测
结合所学的盐类水解方程式，试着归纳书写盐类水解方程式的注意事项？
AD
1、先找“弱”离子
2．盐的水解一般是微弱的，且反应可逆。故书写时要用" "，
一般不标"↓"或"↑"。
3.多元弱酸盐的水解分步写，但以第一步为主。
4．多元弱碱盐的水解一步写
2.水解平衡常数
Kh＝
c ( HA)·c( OH－ )
c(A－)
＝
c ( HA)·c( OH－ )·c(H＋ )
c(A－)·c(H＋ )
＝
Kw
Ka
（1）强碱弱酸盐 A－＋H2O HA ＋OH－
（2）强酸弱碱盐 M＋＋H2O MOH＋H＋
Kh＝
c(MOH)·c(H＋)
c(M＋)
＝
c(MOH)·c(H＋)·c(OH－)
c(M＋)·c(OH－)
＝
Kw
Kb
Kw
Ka
1
越弱越水解
(Ka)Kb Kh =Kw
主题2:水解平衡常数
课堂检测
试一试：Na2CO3溶液的水解平衡常数如何表示呢？（已知：H2CO3的电离平衡常数 分别为Ka1 和 Ka2
Na2CO3溶液中的水解平衡：
CO3 2- + H2O HCO3-+ OH_
Kw
Ka2
Kh1 ＝
HCO3- + H2O H2CO3+ OH_
Kw
Ka1
Kh2 ＝
H2CO3的电离常数 Ka1＝4.2×10-7 ，Ka2＝5.6×10-11。
等浓度CH3COONa 、Na2CO3溶液都显碱性，但Na2CO3溶液pH值更大
课堂检测
3.已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2、 Ka2＝6.0×10－8 。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
在NaHSO3溶液中存在如下两个平衡：
电离平衡： + H+
Ka2＝6.0×10－8
水解平衡： +H2O H2SO3+ OH－
Kh
因为Ka2>Kh，
所以： c(H+)> c(OH-) ，溶液呈酸性。
课堂检测
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是_____________________________。
CH3COONaNa2CO3溶液：Kh1≈2.1×10－4
NaHCO3溶液：Kh≈2.2×10－8
CH3COONa溶液： Kh
盐类水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液酸、碱性越强
(即越弱越水解)
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋；
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，
电离平衡：HA－ A2－＋H＋
水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－
溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
主题2:水解平衡常数
25℃时,醋酸： K =1.75×10-5
碳酸： K1=4. 30×10-7 K2=5.61×10-11
HF： K=3.53×10 -4
NH3·H2O： K=1.8×10-5
（由弱酸和弱碱的电离常数大小判断）
K越小越弱
CH3COONH4：
中性
NH4HCO3：
碱性
NH4F：
酸性
CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O
①水解相互促进，只是部分水解(可以大量共存）
主题2:水解平衡常数
——弱酸根和弱碱阳离子都水解，即发生双水解
(3)判断弱酸弱碱盐的酸碱性
②水解彻底，即发生完全双水解（不能大量共存）
Al3+ 与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)]4-等；
Fe3+与 CO32-、HCO3-等；
常见“完全双水解”的弱离子组合——
完全双水解，一般生成沉淀和气体，用“ = ”、“↑”、“↓”。
2Al3+ +3CO32- +3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑
主题2:水解平衡常数
(3)判断弱酸弱碱盐的酸碱性
——弱酸根和弱碱阳离子都水解，即发生双水解
②水解彻底，即发生完全双水解（不能大量共存）
②Al3+与CO32－、HCO3－ 、SO32－、HSO3－、
S2－、HS－ 、AlO2－、SiO32－、ClO－
③NH4+ 与 SiO32－、 [Al(OH)]4－等。
①Fe3+与CO32－、HCO3－、ClO－、SiO32－、[Al(OH)]4－
弱酸弱碱盐发生完全水解，相互促进，通常用“ = ”表示，水解生成的难溶物及气体，标“↓”或“↑”
主题2:水解平衡常数
(3)判断弱酸弱碱盐的酸碱性
——弱酸根和弱碱阳离子都水解，即发生双水解
课堂检测
1.写出Al3+和S2-、HCO3-发生双水解的离子方程式。
2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Al3+ + 3HCO3- = Al(OH) 3↓+ 3CO2↑
课堂小结
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