資源簡介

鹽類的水解
第三節(jié)
新課導(dǎo)入
純堿是什么?
從組成上看是哪類物質(zhì)?
為什么叫純堿?
Na2CO3
鹽類
其水溶液呈堿性
根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？
酸+堿==鹽+水(中和反應(yīng))
酸
強酸
弱酸
弱堿
強堿
堿
生成的鹽
1.強酸強堿鹽
2.強酸弱堿鹽
3.強堿弱酸鹽
4.弱酸弱堿鹽
NaCl、 K2SO4
FeCl3、NH4Cl
CH3COONH4、(NH4)2CO3
CH3COONa、K2CO3
新探究
H2O
酸性
酸
H2O
堿性
堿
H2O
？性
鹽
鹽溶液
NaCl
Na2SO4
Na2CO3
NaHCO3
CH3COONa
NH4Cl
(NH4)2SO4
鹽類型
酸堿性
強酸
強堿鹽
強酸
強堿鹽
中性
中性
堿性
堿性
堿性
酸性
酸性
強堿弱酸鹽
強堿弱酸鹽
強堿弱酸鹽
強酸弱堿鹽
強酸弱堿鹽
用pH試紙分別測定下表溶液的酸堿性
實驗：
為什么鹽溶液可呈中性、酸性或堿性？
根據(jù)下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子即粒子間的相互作用進行比較分析，從中找出不同類鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因
鹽
NaCl溶液
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
鹽的類別
c(H+) c(OH-)
相對大小
溶液中的粒子
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
弱酸強堿鹽
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)Na+、Cl-、H+、OH-、H2O
NH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2O
H+、Na+、 OH-、CH3COO-、H2O、 CH3COOH
不能
能
能
思考與交流?
NH4Cl +H2O ?NH3·H2O + HCl
NH4Cl ==== NH4+ + Cl-
+

NH3·H2O
離子方程式：
促進水的電離
水解方程式：
為什么NH4Cl溶液呈酸性？
生成弱
電解質(zhì)
H2O 　　　OH－ + H+
c(H+)增大
c(OH－)減小
c(H+) > c(OH－)
溶液顯酸性
NH4+ + H2O ? NH3·H2O + H+
微觀探究
CH3COONa +H2O ?CH3COOH + NaOH
CH3COONa ==== Na+ ＋CH3COO－
　+

CH3COOH
離子方程式：
促進水的電離
水解方程式：
CH4COONa溶液呈堿性的原因
生成弱
電解質(zhì)
H2O　　　　 OH－　 + H+
c(H+)減小
c(OH－)增大
c(H+) ＜ c(OH－)
溶液顯堿性
CH3COO－ + H2O ? CH3·COOH + OH－
微觀探究
探究3：NaCl溶液為何顯中性？
NaCl = Na+ + Cl–
H2O OH- + H+
c(H＋) = c(OH－)，呈中性
鹽電離產(chǎn)生的陰、陽離子都不能與溶液中的H+和OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，對水的電離平衡無影響，
H2O H + + OH -
CH3COONa = Na+ + CH3COO-
NH4Cl = Cl- + NH4+
探討與交流 （CH3COONa和NH4Cl的水解機理）：
1.室溫下，pH=10的醋酸鈉溶液中由水電離出的OH- 的濃度
2.室溫下，pH=4的氯化銨溶液中由水電離出的H+的濃度
分析計算
NH4+ +H2O NH3·H2O + H+
CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-
c(OH－)水= c(OH－)溶液
c(H＋)水 = c(H＋)溶液
= 1×10-4mol/L
=1×10-4mol/L
可見，
可見，
結(jié)論：鹽類的水解促進了水的電離
> 1×10-7mol/L
> 1×10-7mol/L
問題：水電離出的H+以什么微粒形式存在？
H+、CH3COOH
問題：水電離出的OH-以什么微粒形式存在？
OH－、NH3·H2O
1、定義：
在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。
2、實質(zhì)：
弱酸陰離子
弱堿陽離子
結(jié)合H+
破壞了水的電離平衡
促進水的電離
c(H+)≠c(OH-)
使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性
鹽電離
結(jié)合OH-
生成弱電解質(zhì)
一、鹽類的水解
鹽 + 水 酸 + 堿
3、水解的特點：
⑴ 可逆
⑵ 吸熱
⑶ 一般很微弱
中和
水解
一般不用“↑”或“↓”；
一般不寫“ ”，而寫 “ ”。
，必有弱酸或弱堿生成
△H＞0
水溶液中的兩個微弱:
弱酸弱堿電離程度微弱;
鹽類水解程度微弱.
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}鹽類
溶液酸堿性
規(guī)律
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
弱酸弱堿鹽
中性
酸性
堿性
無弱不水解，同強顯中性
誰弱誰水解，誰強顯誰性
都弱都水解，同弱顯中性，誰強顯誰性
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，同強顯中性，規(guī)律要記清。
4.鹽類水解規(guī)律
問題1：已知電離常數(shù)HF 大于 CH3COOH ，同溫下等濃度的NaF和CH3COONa溶液，CH3COONa溶液pH大，誰的水解程度大？
越弱越水解
問題2：查閱資料可知，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)幾乎相等，請問CH3COONH4溶液顯啥性？為什么？
中性
同弱的情況，水解產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)，故顯中性
CH3COONa
【思考與討論】
問題4：NaCl溶液與CH3COONH4溶液都顯中性，那么兩溶液中水的電離程度相同么？
不相同，CH3COONH4溶液中水的電離程度大
問題3：查閱資料可知，HF的電離常數(shù)大于NH3·H2O的電離常數(shù)，請問NH4F溶液顯啥性？為什么？
酸性
都弱都水解，同弱顯中性，誰(較)強顯誰性
【思考與討論】
5.水解方程式的書寫：
（1）鹽類水解是可逆反應(yīng),反應(yīng)方程式要寫可逆符號 ;
（2）一般水解程度較小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成氣體和沉淀，不寫↑↓符號，不穩(wěn)定的生成物如H2CO3、NH3·H2O也不寫分解產(chǎn)物
一元弱酸鹽基本形式：
弱酸陰離子 + H2O 弱酸 + OH-
弱堿陽離子 + H2O 弱堿 + H+
陽離子水解生成H+ ，陰離子水解生成OH-。
（3）關(guān) 鍵: 找“弱”離子，誰弱寫誰，都弱都寫。
一元弱堿鹽基本形式：
（5）多元弱堿鹽分步水解但不分步書寫方程式，一步書寫到位。
HCO3 – + H2O ? H2CO3 + OH –
CO3 2– + H2O?HCO3 – + OH –
(主)
(次)
（4）多元弱酸鹽分步水解,第一步為主,水解方程式通常只寫第一步
Al 3++3H2O ? Al(OH)3+3H+
如：AlCl3
弱酸鹽水解的離子方程式（通式）：
Rn- + H2O HR(n-1) - + OH-
強酸弱堿鹽水解的離子方程式（通式）：
Mn+ + n H2O ? M(OH)n + n H+
①PO43-+ H2O HPO42- + OH -
②HPO42-+ H2O H2PO4- + OH -
③ H2PO4- + H2O H3PO4 + OH -
K3PO4溶液中粒子濃度大小為：
K+﹥PO43- ﹥OH -﹥HPO42- ﹥H2PO4-﹥H3PO4﹥H+
寫出K3PO4水解離子方程式；
分析其溶液中含有哪些微粒？并比較其微粒濃度大小
（6）弱酸弱堿鹽水解
① 、一般的雙水解：程度不是很大，陰陽離子仍能在溶液中大量共存的，如NH4HCO3 、 NH4F 、 （NH4）2CO3
若不能同時產(chǎn)生沉淀和氣體，水解不完全,進行“一般雙水解”用 ?
CH3COO– + NH4+ + H2O ? CH3COOH + NH3·H2O
NH4+ + F- + H2O NH3 · H2O + HF
弱酸弱堿鹽的酸堿性：
通過電離常數(shù)判斷酸堿強弱，誰強顯誰性，同強顯中性
1. 如NH4F溶液：
因K(HF)___K(NH3·H2O)，故NH4F溶液顯___性。
酸
2. 如NH4CN溶液：
因K(HCN)___K(NH3·H2O)，故NH4CN溶液顯__性。
堿
3. 如CH3COONH4溶液：
因K(NH3·H2O)___K(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液
顯___性。
中
>
<
=
若同時產(chǎn)生沉淀和氣體，水解趨于完全
“完全雙水解”的，用“ =”、“↑”、“↓”。
②、完全雙水解：水解進行完全，陰陽離子不能在溶液中大量共存的：
Al3+ 與 AlO2-、CO32-、HCO3- 、HS-、S2-、
Fe3+ 與 AlO2-、CO32-、HCO3-
NH4+ 與 SiO32-、AlO2-
練習(xí)：寫出下列離子組在水溶液中相遇時的離子反應(yīng)方程式：(1)Fe3+與CO32- (2)Al3+與AlO2-
(3)Fe3+與HCO3- (4) NH4+與AlO2-
(5)Al3+與S2-
(1)2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑
(2)Al3+ + 3AlO2- + 6H2O = 4Al(OH)3 ↓
(3)Fe3+ + 3HCO3- = Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
(4) NH4+ + AlO2- + H2O = NH3↑ + Al(OH)3 ↓
(5)2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S ↑
答 案：
注意：“雙水解”要用“ =”、“↑”、“↓”。
（7）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：
⑴ NaHCO3
HCO3–+H2O?H2CO3+OH–
①
②
HCO3–+H2O?CO32–+H3O+
① 水解
② 電離
程度：
>
∴溶液呈 性
堿
⑵ NaHSO3
HSO3 –+H2O?H2SO3+OH–
①
②
HSO3 –+H2O? SO32– +H3O+
① 水解
② 電離
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
⑶ NaH2PO4
溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4
溶液呈弱堿性
[練習(xí)1]室溫下pH=12的某溶液中，由水電離的c(OH—)為（ ）
A. 1.0×10-7mol/L B. 1.0×10-6mol/L
C. 1.0×10-2mol/L D. 1.0×10-12mol/L
C D
[練習(xí)2]在Na2S溶液中，c (Na+) 與 c (S2–) 之比值（ ）于2。
A、大 B、小 C、等 D、無法確定
A
[練習(xí)3]在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中,設(shè)由水電離產(chǎn)生的OH-濃度分別為a mol·L-1與b mol·L-1,則a和b的關(guān)系為(　　)。
A.a>b B.a=10-4b C.b=10-4a D.a=b
B
5．常溫下，pH=6鹽酸和NH4Cl溶液，其中水電離出的c(H+)值分別是xmol/L、ymol/L。兩者關(guān)系是 （ ）
A．相等 B．x＞y C．x=10-2y D．x=102y
C
4.常溫下，一定濃度的某溶液中由水電離出的c(OH-)為1.0×10—5 mo1/L，則該溶液中的溶質(zhì)可能是( )
A．Al2(SO4)3 B．CH3COONa C．NaOH D．KHSO4
A B
水的電離被促進
pH=5
pH=9
練6：下列各組離子中，能大量共存的是( )
A.Ag+、NO3-、Cl-、K+
B.Al3+、Cl-、HCO3-、Na+
C.Fe2+、NO3-、SO42-、H+
D.Fe3+、Na+、Cl-、HSO3-
E.Ca2+、HCO3—、C1—、K+
F.Al3+、A1O2—、HCO3—、Na+
G.Fe3+、SCN—、Na+、CO32—
E
產(chǎn)生沉淀
發(fā)生雙水解
發(fā)生氧化還原反應(yīng)
發(fā)生氧化還原反應(yīng)
發(fā)生雙水解
發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)和雙水解
發(fā)生化學(xué)反應(yīng)
[練習(xí)7](1)相同物質(zhì)的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH分別為7、8、9，則相同物質(zhì)的量濃度的 HX、HY、HZ的酸性強弱順序為 。
HX>HY>HZ
(2)K(HNO2) > K(CH3COOH) > K(HClO)推測相同濃度的 NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由大到小的順序是：
NaClO > CH3COONa > NaNO2
分析：相同濃度的上述物質(zhì)的溶液，水解程度越大，c(OH-)越大，pH越大；若要pH相同同，則水解程度越小的，所需溶質(zhì)濃度越大。
(3)pH相同的?CH3COONa? NaHCO3 ?Na2CO3溶液的物質(zhì)的量濃度大小為______________。
CH3COONa > NaHCO3 > Na2CO3
8．NH4Cl溶于重水后，產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子均正確的是( )
A．NH2D·H2O和D3O+ B．NH3·D2O和HD2O+
C．NH3·DHO和D3O+ D．NH2D·HDO和H2DO+
9．在氯化銨溶液中,下列關(guān)系式正確的是（ ）
A．c(Cl-) ＞c(NH4+) ＞c(H+) ＞c(OH-)
B．c(NH4+)＞c(Cl-) ＞c(H+) ＞c(OH-)
C．c(NH4+)=c(Cl-) ＞c(H+) =c(OH-)
D．c(NH4+)=c(Cl-) ＞c(H+) ＞c(OH-)
C
A
練習(xí)10:下列各變化的表達式中,屬于水解反應(yīng)且正確的是( )
5．H2O + H2O == H3O+ + OH—
Fe(OH)3↓+3H+
2．Fe3++3H2O
H2CO3+OH-
1．CO32-+H2O
3．CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH—
4．CH3COOH+H2O
CH3COO —+ H3O+
H2CO3+OH-
6．HCO3-+H2O
CO32-+H3O+
7．HCO3-+H2O
CO32-+H2O
8．HCO3-+ OH-
9.H2PO4- +H2O H3PO4 + OH-
×
√
×
×
×
×
√
√
分步水解
醋酸分子的電離
水分子的電離
HCO3-的電離
HCO3-與強堿的反應(yīng)離子方程式
10.HPO42-+H2O H2PO4-+OH-
√
HPO42-水解的第一步
注意:①電離以水為載體；
②水解反應(yīng)中，水是反應(yīng)物之一。
11、下列各組離子因發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)而不能大量共存的是（ ）
A．NH4Al(SO4)2溶液中：Na＋、Mg2＋、HCO3-、NO3-
B．pH＝1的溶液中：Fe2＋、Al3＋、NO3-、Cl－
C．常溫下，水電離出的c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1的溶液中：
Al3＋、Ca2＋、NO3-、Cl－
D．加入鋁粉產(chǎn)生氫氣的溶液中：Cu2＋、NH4+、HCO3-、Br－
A
12、25 ℃時，實驗測得0.10 mol·L－1的NaHB溶液的pH＝9.1。下列說法中正確的是(　　)
A．NaHB的電離方程式為：NaHB = Na+＋H+＋B2-B．HB－在水溶液中只存在HB－的水解平衡
C．HB－的水解程度大于電離程度
D．溶液中水電離出的c(H＋)為10－9.1 mol·L－1
C
A
B
C
D
堿性
AOH＞BOH
AOH＜BOH
AOH＞BOH
AOH＜BOH
酸性
HC＞HD
HC＞HD
HC＜HD
HC＜HD
13、有四種物質(zhì)的量濃度相等且都由一價陽離子A＋和B＋及一價陰離子C－和D－組成的鹽溶液。據(jù)測定常溫下AC和BD溶液的pH＝7，AD溶液的pH>7，BC溶液的pH<7，則 (　　)
A
誰強顯誰性！
Na2CO3和NaHCO3都呈堿性，為何碳酸鈉可用于去除油污，而碳酸氫鈉很少這樣應(yīng)用？為何碳酸氫鈉可以用作胃藥，而碳酸鈉不可以？
【情境引入 】
→同濃度下，碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉，
碳酸鈉去污效果更好，但對胃的腐蝕也更強。
為什么“同濃度下，碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉”？
→影響鹽類水解程度大小的因素是什么？有什么規(guī)律嗎？
二、影響鹽類水解的主要因素
1、內(nèi)因(鹽本身的性質(zhì))：
即：越弱越水解。
鹽所對應(yīng)的酸越弱，其陰離子越易發(fā)生水解,鹽的堿性越強
鹽所對應(yīng)的堿越弱，其陽離子越易發(fā)生水解,鹽的酸性越強
【例1】已知酸性強弱：CH3OOH ＞ H2CO3
則同溫時水解程度：CH3COONa Na2CO3，
同濃度溶液堿性：CH3COONa Na2CO3

＜
＜
[例2]已知堿性：NH3·H2O > Mg(OH)2 > Al(OH)3
則同濃度溶液酸性：NH4Cl MgCl2 AlCl3
< <
1. 比較同濃度Na2CO3、NaHCO3溶液的pH大小？
對應(yīng)的酸
H2CO3
水解的程度：
堿 性：
Na2CO3 > NaHCO3
pH:
<
HCO3-
酸性：
越弱越水解
Na2CO3> NaHCO3
∴ 堿 性: 正鹽 > 酸式鹽
Na2CO3 > NaHCO3
∵正鹽的水解程度 > 酸式鹽的水解程度
結(jié) 論：
③加入酸、堿、鹽等物質(zhì)：
課本P73--探究
FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl
①濃度
②溫度
你認(rèn)為有哪些因素會影響該水解平衡？
2.影響鹽類水解的外因
影響因素
現(xiàn) 象
平衡移動方向
PH值
Fe3+的水解程度
升高溫度
加水
加FeCl3晶體
加濃HCl
加濃NaOH
加NaHCO3
溶液顏色加深
溶液顏色加深
溶液顏色變淺
溶液顏色變淺
有紅褐色沉淀生成
生成氣體和紅褐色沉淀
右移
變小
減小
右移
變大
增大
左移
變小
減小
右移
變小
增大
右移
變大
增大
右移
變大
增大
FeCl3 +3H2O Fe(OH)3+3HCl
棕黃色
紅褐色膠體
Fe3+ + 3HCO3- = Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
發(fā)生雙水解：
符合勒夏特列原理
2.影響鹽類水解的外因
2、外因
③加入酸、堿等物質(zhì)：
①溫度：升高溫度， 鹽類的水解
促進
②濃度：
(1)增大C(鹽):
(2)加水稀釋:
平衡朝水解方向移動，但鹽的水解程度減小。
平衡朝水解方向移動，且鹽的水解程度增大。
可能促進，也可能抑制鹽的水解。
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
加鹽酸:
加NaOH：
促進
抑制
結(jié)論：
越弱越水解；越熱越水解；越稀越水解；
加酸、堿可抑制或促進水解！
1．水解平衡正向移動，鹽的水解程度一定增大嗎？
提示：不一定。升高溫度(或加水稀釋)，水解平衡正向移動，鹽的水解程度增大；增大鹽的濃度，水解平衡正向移動，鹽的水解程度反而減小。

2．有人認(rèn)為，向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，會與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH－反應(yīng)，使水解平衡正向移動，這種說法對嗎？為什么？

1.在25℃時，在1mol/L的①(NH4)2SO4 ②(NH4)2CO3 ③NH4Cl ④NH3·H2O
⑤(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，C(NH4+)由大到小的順序為 。
2.在Al3+ + 3H2O Al（OH）3 +3H+的平衡體系中，要使平衡向水解方向移動，且使溶液的PH值增大，應(yīng)采取的措施是（ ）
A.加熱 B.通入HCl
C.加入適量的NaOH D.加入NaCl溶液
CD
⑤ > ① > ② > ③ >④
3、為了使Na2CO3溶液中C（Na+）：C (CO32-)接近2：1，應(yīng)加入（ ）
A.NaOH B.K2CO3 C.KOH D.H2O
BC
4、物質(zhì)的量相同的下列溶液中含微粒種類最多的是( )
A.CaCl2 B.CH3COONa C.NH3 D.K2S
D
鹽類的水解往往使得溶液中微粒種類增多！
5.向盛有Na2CO3溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩, 現(xiàn)象是 ,
原因用離子方程式表示是 。
然后對溶液加熱，現(xiàn)象是： 。最后向溶液中再滴入過量的BaCl2溶液, 現(xiàn)象為 ,
原因用離子方程式表示是 。
溶液變紅
CO32-＋H2O HCO3- +OH-
產(chǎn)生白色沉淀,且紅色褪去
Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓
溶液紅色變深
請設(shè)計一個簡單的實驗:證明Na2CO3溶液呈堿性是由于CO32-水解的原因.
2.然后逐滴加入BaCl2溶液直至過量，若溶液紅色逐漸變淺直至消失，則說明上述觀點。
1.向Na2CO3溶液中滴加幾點酚酞試液后，溶液顯紅色；
2、表達式：
Kh＝
c(HA) ·c(OH?)
c(A-)
3、意義：
Kh越大，水解程度越大。
三、水解平衡常數(shù)
?
?
Kh＝
c(MOH) ·c(H+)
c(M+)
1、概念：鹽的水解反應(yīng)的平衡常數(shù)，用Kh 表示。
4、影響因素：
只受溫度影響，升溫，Kh增大
例、書寫下列水解平衡常數(shù)的表達式。
①Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
?
②S2-+H2O ? HS-+OH-
?
③HS-+H2O ? H2S+OH-
?
④ClO-+H2O ? HClO+OH-
?
⑤Cu2++2H2O ? Cu(OH)2+2H+
?
⑥NH4++H2O ? NH3?H2O+H+
?
固體和溶劑水不出現(xiàn)
c3 (H+)
Kh=
c (Fe3+)
Kh1＝
c(HS-) ·c(OH?)
c(S2-)
Kh＝
c(NH3?H2O) ·c(H+)
c(NH4+)
Kh2＝
c(H2S) ·c(OH?)
c(HS-)
思考與討論
若常溫下，弱酸HA的電離平衡常數(shù)為Ka，水的離子積常數(shù)為Kw。請分析水溶液中NaA的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。
HA ? H+ + A-
?
Ka＝
c(H+) ·c(A?)
c(HA)
A- + H2O ? HA + OH-
?
Kh＝
c(HA) ·c(OH?)
c(A-)
兩式相加得
Kw＝ c(H+) ·c(OH?)
H2O ??? H+ + OH-
?
Kw＝Kh · Ka
Kh＝
Kw
Ka
或 Kh＝
Kw
Kb
思考與討論
水的離子積常數(shù)為Kw，二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，則分別分析NaHCO3、Na2CO3的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。
CO32- + H2O ? HCO3-+ OH-
?
HCO3- + H2O ? H2CO3 + OH-
?
Kh1＝
Kw
Ka2
Kh2＝
Kw
Ka1
HCO3- ? H+ + CO32-
?
H2CO3 ? H+ + HCO3-
?
Kh＝
Kw
Ka
或 Kh＝
Kw
Kb
越弱越水解
5、Kh、 Ka（或Kb ）和Kw 的關(guān)系
Kh1＝
Kw
Ka2
Kh2＝
Kw
Ka1
一元弱酸（或弱堿）
二元弱酸
Ka和Kh成反比關(guān)系，電離常數(shù)越小，水解常數(shù)則越大。
6、平衡常數(shù)的應(yīng)用
?
c(NH3·H2O)· c(H+)
c(NH4+)
Kh=
=0.1K
0.1c(NH3·H2O)× 0.1c(H+)
0.1c(NH4+)
Q=
< Kh
{22838BEF-8BB2-4498-84A7-C5851F593DF1}操作
平衡移動方向
NH4+水解程度
c(H+)
加水稀釋為10倍
加NH4Cl固體
向右
向右
增大
減小
減小
增大
c(NH3·H2O)· c(H+)
c (NH4+)↑
Q=
< Kh
（1）、平衡移動方向的判斷
(2)判斷鹽溶液酸堿性強弱(水解程度大小)
已知常溫下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，
則同濃度的下列四種溶液的pH由大到小的順序為________________。
①Na2CO3溶液　②NaHCO3溶液　③NaClO溶液　④CH3COONa溶液
①＞③＞②＞④
（3）、酸式鹽酸堿性的判斷
已知：25 ℃時，亞硫酸的電離常數(shù)為Ka1=1.4×l0-2，Ka2=6.0×l0-8。請問NaHSO3溶液顯酸性還是堿性？
?
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
1.4×10－2
≈ 7×10－13
?
Ka2＝6.0×10－11
Ka2 ＞ Kh2
電離＞水解
電離：
水解：
NaHSO3溶液顯酸性
(2)25 ℃時，等濃度的碳酸鈉溶液和碳酸氫鈉溶液誰的堿性強？
例、已知：25 ℃時，碳酸的電離常數(shù)為Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。
CO32- + H2O ? HCO3-+ OH-
?
HCO3- + H2O ? H2CO3+ OH-
?
Kh1＝
Kw
Ka2
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
4.7×10－11
＝
1×10-14
4.5×10－7
≈ 2×10－4
≈ 2×10－8
Kh1 ＞＞ Kh2
水解程度
CO32- ＞＞ HCO3-
Na2CO3溶液
堿性強
(1)請寫出碳酸鈉水解的離子方程式，并計算其水解常數(shù)(Kh1、Kh2)。
例1、常溫下，三種酸的電離常數(shù)如下表所示。
酸
HX
HY
HZ
Ka
9×10－7
9×10－6
1×10－2
回答下列問題：
(1)同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_______。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，濃度最大的是________。
(3)等物質(zhì)的量濃度的HX和NaX混合溶液顯_____性，原因是_______________________
______________________________________________________________________。
NaX
NaZ
酸
HX的電離常數(shù)Ka=
9×10-7，NaX的水解常數(shù)Kh=
1×10-14
9×10－7
＜Ka，則混合溶液顯酸性
(4)、Kh的綜合應(yīng)用
例2、已知某溫度時，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常數(shù)Kh＝2.0×10－3，則當(dāng)溶液中c(HCO3-)∶c(CO32-)＝2∶1時，試求該溶液的pH＝_________。
9
CO32- + H2O ? HCO3-+ OH-
?
＝2 × 10－3
Kh1＝
c(HCO3-) ? c(OH-)
c(CO32-)
解析：
c(OH-)=1 × 10－3 mol/L
c(H+)=1 × 10－9 mol/L
例3、已知25 ℃時，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.8×10－5，該溫度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝_____________ mol·L－1(已知 ≈2.36)。
2.36×10－5
NH4++H2O ? NH3?H2O+H+
?
Kh＝
c(NH3?H2O) ·c(H+)
c(NH4+)
?
≈
c2(H+)
c(NH4+)
?
Kh＝
Kw
Kb
＝
1 × 10－14
1.8×10－5
＝
5.56×10－10
解析：
c (H+) ≈
5.56×10－10
≈
2.36×10－5 mol·L－1
例4、在室溫下，0.175 mol·L－1醋酸鈉溶液的pH約為__________[已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5]。
9
Kh＝
c(CH3COOH) ? c(OH-)
c(CH3COO-)
解析：
CH3COO-+H2O ???? CH3COOH +OH-
?
Kh＝
Kw
Ka
1 × 10－14
1.75×10－5
＝
c(OH-)=
Kh?c(CH3COO-)
＝10－5 mol·L－1
例5、已知25℃時，K(CH3COOH)=10-5，則0.1mol/L 20ml CH3COONa中加入0.1mol/L 10ml的鹽酸后PH 7（填大于、小于、等于）
CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH
0.002
0.001
0.001
0.001
CH3COONa
CH3COOH
等量
NaCl
K(CH3COOH)=10-5
Kh=
10-9
水解
電離
<
(溶液顯酸性)
余0.001
小于
例6 、(1) 25 ℃時，有c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 的一組醋酸與醋酸鉀的混合溶液，溶液中的c(CH3COOH)、c(CH3COO－)與pH的關(guān)系如圖所示。該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)為______，醋酸鉀的水解平衡常數(shù)Kh為________。
10-4.75
10-9.25
w點：c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)
?????????= ????(????+)×????(?????????????????????????)????(????????????????????????????)
=????(????+)=?????????????.??????
?
???????? = ?????????????????=??????????????????????????????.????????=?????????????.??????????
?
(2)亞硫酸電離常數(shù)為Ka1、Ka2，改變0.1 mol·L－1亞硫酸溶液的pH，其平衡體系中含硫元素微粒物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ與pH的關(guān)系如圖，則 ＝_____。
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