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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解 課時2
1.會分析外界條件對鹽類水解平衡的影響；
2.認識鹽的水解平衡常數，并能運用鹽的水解平衡常數解釋鹽溶液顯酸堿性的原因。
鹽類的水解
實質
1.生成弱電解質
2.破壞水的電離平衡
誰弱誰水解 誰強顯誰性
越弱越水解 無弱不水解
都弱雙水解
條件
1.鹽中必須有弱根
2.鹽必須溶于水
規律
【知識回顧】
F- + H2O HF + OH-
CN- + H2O HCN +OH-
已知濃度相同的NaF和NaCN溶液, NaCN溶液的pH遠大于NaF,分析其原因
酸性
HF>HCN
HCN酸性弱,
CN-水解程度大,
生成的OH- 濃度大，
【問題與思考】
越弱越水解
NaCN堿性強。
一、影響鹽類水解的因素
1.內因
H2O H+ + OH-
+
MA = A- + M+
HA
對于強堿弱酸鹽來說，生成鹽的弱酸酸性越弱，即越 電離（電離常數越小），該鹽的水解程度越 。同理，對于強酸弱堿鹽來說，生成鹽的弱堿堿性越弱，該鹽的水解程度越 。
鹽類水解程度的大小，主要是由 所決定的。例如，對于強堿弱酸鹽（MA）的水解：
鹽的性質
難
大
大
NH4Cl < AlCl3
2.比較等濃度 NH4Cl溶液與AlCl3溶液的酸性：
1.已知酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-，
比較等濃度CH3COONa，Na2CO3，NaHCO3，NaClO堿性
Na2CO3 > NaClO > NaHCO3> CH3COONa
【練一練】
2. 外因(外界條件)： 鹽類的水解是可逆反應，水解平衡受到鹽的濃度、溫度等反應條件的影響——符合勒夏特列原理。
實驗探究——反應條件對FeCl3水解平衡的影響
[提出問題]
問題一：FeCl3溶液呈酸性還是堿性？寫出FeCl3發生水解的離子方程式。
問題二：從反應條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？
[實驗探究]
實驗用品：
試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、pH計、藥匙、酒精燈、火柴、0.01 mol/L FeCl3溶液、FeCl3晶體、濃鹽酸、濃NaOH溶液
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
溫度
反應物的濃度
生成物的濃度
（1）驗證溫度對水解平衡的影響
（2）驗證反應物濃度對水解平衡的影響
（3）驗證生成物濃度對水解平衡的影響
加氫氧化鈉
加蒸餾水
加鹽酸
加蒸餾水
向FeCl3溶液中加入少量濃酸或濃堿，觀察溶液顏色變化。
影響因素 實驗現象 解釋
溫度 （升溫）溶液顏色 . 溫度升高，平衡向 的方向移動
反應物的濃度 （增加）溶液顏色 . c(Fe3+)增大，平衡向 的方向移動
生成物的濃度 （加酸）溶液顏色 . 加入鹽酸，c(H+)增大，平衡向
方向移動
（加堿）溶液顏色 . 加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡向
的方向移動
加深
加深
變淺
加深
FeCl3水解
FeCl3水解
FeCl3水解的逆反應
FeCl3水解
應用平衡移動原理分析CH3COONa的水解，列舉可能影響水解反應程度的因素，并說明所依據的原理。
c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度
加熱
加水
加CH3COOH
加CH3COONa
加HCl
加NaOH
減小
增大
增大
減小
增大
增大
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
增大
增大
增大
減小
增大
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
【思考與交流】
1.比較下列溶液的pH大小（填“>”“<”或“=”）
（1）0.2mol/LNH4Cl溶液____0.1mol/LNH4Cl溶液
（2）0.1mol/LNa2CO3溶液____0.1mol/LNaHCO3溶液
（3）25℃1mol/LFeCl3溶液___80℃1mol/LFeCl3溶液
（4）0.1mol/L(NH4)2CO3溶液___0.1mol/LNa2CO3溶液
<
>
>
<
【練一練】
2.向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固體(忽略溶液體積變化)，則CH3COO－濃度的變化依次為 (　　)
A．減小、增大、減小　　
B．增大、減小、減小
C．減小、增大、增大
D．增大、減小、增大
A
二、鹽的水解常數Kh
在一定溫度下，能水解的鹽在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸（或弱堿）濃度和氫氧根離子（或氫離子）濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子（或弱堿的陽離子）的濃度之比是一個常數，該常數稱為水解平衡常數。
水解平衡常數是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數。
它只受溫度影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。
1.強堿弱酸鹽(HA為弱酸) A－＋H2O HA ＋OH－
Kh＝
c ( HA).c( OH－ )
c(A－)
＝
c ( HA).c( OH－ ).c(H＋ )
c(A－).c(H＋ )
＝
Kw
Ka
Kh＝
c (MOH).c(H＋)
c(M＋)
＝
c ( MOH). c(H＋) .c ( OH－ )
c(M＋).c(OH－ )
＝
Kw
Kb
2.強酸弱堿鹽（MOH為弱堿） M＋＋H2O MOH＋H＋
越弱越水解
試解釋：1.酸式鹽NaHCO3顯堿性
2.酸式鹽NaH2PO4溶液為酸性，Na2HPO4為堿性？
幾種多元弱酸的電離常數（25℃）
弱酸 電離常數 弱酸 電離常數
H2CO3 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 H2C2O4 （草酸） K1＝5.4×10－2
K2＝5.4×10－5
H3PO4 K1＝7.1×10－3 K2＝6.3×10－8 K3＝4.2×10－13 H3C6H5O7 （檸檬酸） K1＝7.4×10－4
K2＝1.73×10－5
K3＝4×10－7
（1）NaHCO3
①水解
②電離
程度：
>
∴溶液呈 性
堿
①HCO3 －＋H2O H2CO3＋OH－ Kh
②HCO3－＋H2O CO32－＋H3O＋ Ka2＝4.7×10－11
Kh＝
c(H2CO3).c(OH－)
c(HCO3－)
＝
Kw
Ka1
＝
c(OH－).c(H＋)
c(HCO3－).c(H＋)
c(H2CO3)
＝
10－14
4.4×10－7
＝2.3×10－8
Ka2＝4.7×10－11
∴Kh＞Ka2
（2）NaH2PO4
①H2PO4 －＋H2O H3PO4＋OH－ Kh
＝
10－14
7.1×10－3
＝1.4×10－12
Ka2＝6.3×10－8
∴Ka2＞Kh
Kh＝
c (H3PO4).c(OH－)
c(H2PO4－)
＝
Kw
Ka1
＝
c(OH－).c(H＋)
c(H2PO4－).c(H＋)
c(H3PO4)
②電離
①水解
程度：
>
∴溶液呈 性
酸
③HPO42－ PO43－＋H＋ Ka3
②H2PO4－ HPO42－＋H＋ Ka2＝6.3×10－8
（3）Na2HPO4
①HPO4 2－＋H2O H2PO4－＋OH－ Kh
②HPO42－ PO43－＋H＋ Ka3＝4.2×10－13
＝
10－14
6.3×10－8
＝1.6×10－7
Ka3＝4.2×10－13
Kh＝
c (H2PO4－).c( OH－ )
c(HPO42－)
＝
Kw
Ka2
＝
c( OH－ ).c(H＋ )
c(HPO42－).c(H＋ )
c(H2PO4－)
程度：
∴Kh＞Ka3
①水解
②電離
>
∴溶液呈 性
堿
2.弱酸酸式鹽溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的相對大小
顯酸性(電離大于水解)：NaH2PO4 NaHSO3 NaHC2O4
顯堿性(水解大于電離)：NaHCO3 Na2HPO4 NaHS
★酸式鹽溶液酸堿性判斷
1.強酸酸式鹽(NaHSO4)只電離不水解，溶液呈酸性
歸納總結
【練一練】
影響鹽類水解的因素
1.決定因素（內因）：
2.外界條件(外因)：
（1）溫度
（2）反應物濃度
（3）生成物濃度
越弱越水解
3.鹽的水解常數Kh

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