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(共22張PPT)
第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 課時2
1.知道鹽類水解的原理，能用化學用語表述鹽類水解過程；
2.能概括鹽類水解的規(guī)律和后果，能結(jié)合實驗分析溫度、濃度、外加酸堿對水解平衡的影響；
3.熟練掌握水解離子方程式的書寫。
聯(lián)想 · 質(zhì)疑
聯(lián)想 · 質(zhì)疑
寫出下列幾種鹽的電離方程式
NaCl
CH3COONa
像這樣的鹽，既不能電離出H＋ ，也不能電離出OH－，它們的水溶液是否都呈中性呢？
NH4Cl
===
=== Na+ + Cl-
=== CH3COO- + Na+
活動 · 探究
活動 · 探究
用pH試紙測定下列鹽溶液的pH（濃度均約為0.1 mol·L﹣1）
NaCl、Na2CO3、 AlCl3、NH4Cl、Na2SO4、CH3COONa
【實驗結(jié)果】
鹽溶液 NaCl Na2CO3 AlCl3 NH4Cl Na2SO4 CH3COONa
pH(常溫) 7 11 3 5 7 9
酸堿性
中性
中性
堿性
堿性
酸性
酸性
鹽的水溶液并非都呈中性，是什么原因造成溶液中c(H＋)與c(OH－)不相等呢？
思考與交流
NH4Cl
===
Ⅰ.NH4Cl溶液為什么顯酸性？
H2O OH－ + H＋
＋
NH3·H2O
平衡正向移動
c(H＋)＞c(OH－) ，溶液顯酸性
H2O NH3·H2O + H＋
微粒的來源和種類
微粒間的相互作用
微粒間作用的結(jié)果
微粒的來源和種類
微粒間的相互作用
微粒間作用的結(jié)果
溶質(zhì)、溶劑的電離及其程度
生成新的弱電解質(zhì)，如何影響水的電離
微粒種類、數(shù)目的變化
CH3COONa
=== Na+ + CH3COO-
思考與交流
Ⅱ.CH3COONa溶液顯堿性的原因是什么？
H2O OH－ + H＋
＋
CH3COOH
平衡正向移動
c(H＋) < c(OH－) ，溶液顯堿性
CH3COO－ ＋ H2O CH3COOH ＋ OH－
思考與交流
Ⅲ.哪些鹽溶液會表現(xiàn)出酸性或堿性呢？
H2O OH－ + H＋
M+
＋
MOH
c(OH－)減小，平衡正移， c(H＋)增大
c(H＋)減小，平衡正移，c(OH－)增大
A-
＋
HA
含有能夠與OH－結(jié)合生成弱堿的陽離子或能夠與H＋結(jié)合生成弱酸的酸根離子的鹽。
一、鹽類的水解
1.定義：在溶液中由鹽電離產(chǎn)生的弱酸酸根離子或弱堿陽離子與水中的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程，叫作鹽類的水解。
2.實質(zhì)：某些鹽破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。使溶液中c(H＋) ≠c(OH－)，溶液呈酸性或堿性。
3.特點
可逆→水解反應是可逆反應
　|
吸熱→水解反應是中和反應的逆反應,是吸熱反應
　|
微弱→水解的程度很小，不產(chǎn)生沉淀或氣體
4.鹽水解的類型和規(guī)律
鹽溶液 鹽的類型 酸堿性
NaCl 中性
Na2SO4 中性
AlCl3 酸性
NH4Cl 酸性
Na2CO3 堿性
CH3COONa 堿性
強酸強堿鹽
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強酸弱堿鹽
弱酸強堿鹽
弱酸強堿鹽
誰強顯誰性,
都強顯中性
弱堿陽離子： ，金屬活動性順序中Na之后的金屬陽離子，如Mg2+、Al3+、Fe3+等。
中性
酸性
堿性
誰弱誰水解,
無弱不水解
弱堿陽離子水解使溶液呈酸性
弱酸酸根離子水解使溶液呈堿性
如：M＋ + H2O MOH + H＋
如：A－ + H2O HA + OH－
4.鹽水解的類型和規(guī)律
弱酸酸根離子： 、 、 、
、S2-、HS-、ClO-、 、 [Al(OH)4]-、CH3COO-、F-等。
鹽溶液 （0.1 mol·L﹣1） 常溫時
pH
Na2CO3 11
CH3COONa 9
酸 Ka
H2CO3 Ka1＝4.3×10-7 mol·L﹣1
Ka2＝5.6×10-11 mol·L﹣1
CH3COOH Ka＝1.7×10-5 mol·L﹣1
越弱越水解
4.鹽水解的類型和規(guī)律
多元弱酸酸根離子的水解反應是分步進行的，第一步水解要比第二步水解大得多。
＋H2O H2CO3＋OH－
＋H2O ＋OH－
[思考]已知酸性:HF>CH3COOH,則0.1 mol·L-1NaF溶液與0.1 mol·L-1
CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系如何
根據(jù)越弱越水解可知,同濃度時,CH3COO-的水解程度大于F-的水解程度,則NaF溶液與CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系為:NaF[思考]已知NaHSO3、NaH2PO4水溶液呈酸性,試分析在NaHSO3、NaH2PO4的水溶液中,電離與水解程度的大小關(guān)系。
多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向,又有電離傾向。溶液的酸堿性由電離和水解的相對強弱來決定,即當電離程度大于水解程度時,溶液呈酸性,當電離程度小于水解程度時,溶液呈堿性。
二、鹽類水解離子方程式的書寫
1.大多數(shù)鹽的水解反應進行的程度很小,無明顯沉淀或氣體生成。書寫水解的離子方程式時,一般用“　　”連接,產(chǎn)物不標“↑”或“↓”。如:
2.多元弱酸酸根離子的水解分步進行,水解以第一步為主。如:
3.多元弱堿陽離子水解反應過程復雜,通常以總反應表示。如:
＋H2O H2CO3＋OH－
＋H2O ＋OH－
Na2CO3:
AlCl3：
Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
NaClO：
ClO-+H2O HClO+OH-　
鹽類水解離子方程式與電離方程式的主要區(qū)別是:生成離子的種類不同。鹽類水解的離子方程式在形式上一定符合“陰生陰、陽生陽”
思考與交流
判斷下面方程式中哪一個是NaHS溶液的電離離子方程式，哪一個是其水解離子方程式？
NaHS電離：
NaHS水解：
水解平衡常數(shù)
水解反應的平衡常數(shù)叫作水解平衡常數(shù)或水解常數(shù)，用Kh表示。Kh表示水解反應趨勢的大小：Kh數(shù)值越大，水解趨勢越大。水解常數(shù)Kh可由與水解平衡相關(guān)的平衡常數(shù)導出。例如，CH3COO-的水解常數(shù)可按以下方法求得：
若HA為一元弱酸,MOH為一元弱堿,則MA水解常數(shù)Kh與HA的電離常數(shù)Ka、MOH的電離常數(shù)Kb及水的離子積KW之間的關(guān)系表達式如何
思考與交流
【練一練】
1.判斷下列說法是否正確,正確的打“√”,錯誤的打“×”。
(1)酸式鹽溶液可能呈酸性,也可能呈堿性。(　　)
(2)常溫下,pH=10的CH3COONa溶液與pH=4的NH4Cl溶液,水的電離程度相同。(　　)
(3)常溫下,pH=11的CH3COONa溶液與pH=3的CH3COOH溶液,水的電離程度相同。(　　)
(4)NaHCO3、NaHSO4都能促進水的電離。(　　)
2.下列溶液呈堿性的是(　　)
A.NH4NO3 B.(NH4)2SO4 C.KCl D.K2CO3
3.下列關(guān)于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是(　　)
A.鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c平(H+)>c平(OH-)
C.在稀CH3COONa溶液中,由水電離的c水(OH-)≠c水(H+)
D.水電離出的H+或OH-與鹽中的弱離子結(jié)合,可能造成鹽溶液呈酸或堿性
D
C
4.下列水解反應方程式正確的是(　　)
5.某溶液中FeCl3的水解反應已達平衡:FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl,若要使FeCl3的水解程度增大,應采取的方法是(　　)
A.加入CH3COONa B.加入AgNO3
C.加FeCl3固體 D.降溫
D
A
6.室溫下，下列五種溶液的濃度均為0.1 mol·L-1，請按溶液pH由大到小的順序?qū)⑺鼈兣帕衅饋恚? （填序號）。
① Na2CO3溶液 ② NaOH溶液 ③ HCl溶液
④ NH4Cl溶液 ⑤ KNO3溶液
②①⑤④③
鹽溶于水中
水解平衡
鹽類水解的原理
鹽水解的類型和規(guī)律
鹽類水解方程式的書寫
誰強顯誰性
誰弱誰水解
越弱越水解

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