資源簡介

(共20張PPT)
第三節 鹽類的水解　
第2課時 影響鹽類水解的因素
人教版選擇性必修1
學習目標
1．通過實驗探究，認識影響鹽類水解的主要因素。
2．了解水解平衡常數，認識水解常數與電離常數的關系。
學習目標
1．運用化學平衡原理分析外界條件對鹽類水解的影響，建立物質的變化需要一定條件，并遵循一定規律的觀念。培養學生“變化觀念與平衡思想”的學科素養。
2．根據影響鹽類水解平衡的外界因素，設計簡單的實驗方案進行探究，完成實驗操作，觀察現象，對實驗現象作出解釋。培養學生“科學探究與創新意識” 的學科素養。
素養目標
情境引入
我們上節課知道了純堿的水溶液顯堿性的原因，純堿可用于餐具油污的去除，而且用熱水溶解的純堿溶液去除油污的效果更好，這是為什么呢？
教學過程
一、影響鹽類水解平衡的因素
酸(或堿)越弱，其對應的弱酸陰離子(或弱堿陽離子)的水解程度越大，溶液的堿性(或酸性)越強，即越弱越水解
外因：反應條件
內因：鹽的性質
鹽類水解程度的大小
從反應條件考慮，影響鹽類水解平衡的因素可能有哪些？
教學過程
弱酸陰離子、弱堿陽離子對應的酸、堿越弱，就越易發生水解。
如水解程度（堿性）：
Na2CO3(aq)_____ NaClO(aq) NaClO (aq)_____ NaHCO3 (aq)
酸性： H2CO3 ＞ HClO ＞ HCO3-
離子水解程度：HCO3- < ClO- < CO32-
＞
＞
1．內因——鹽本身的性質 越弱越水解
教學過程
實驗探究條件對水解平衡的影響
2．外因
以FeCl3溶液的水解為例
教學過程
2．外因
以FeCl3溶液的水解為例
水解平衡 改變條件 Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 平衡移動方向 Fe3+ 水解程度 n(H+) c(H+)
加水
加FeCl3
加HCl
加NaOH
右移
增大
增大
減小
右移
減小
增大
增大
左移
減小
增大
增大
右移
增大
減小
減小
教學過程
因素 水解平衡 水解 程度 水解產生離子的濃度
溫度 升高
濃度 增大
減小(即稀釋)
外加酸、堿 酸 堿 外加其他鹽 水解形式相同的鹽 水解形式相反的鹽 【歸納】影響鹽類水解平衡的外因
教學過程
因素 水解平衡 水解 程度 水解產生離子的濃度
溫度 升高 右移 增大 增大
濃度 增大 右移 減小 增大
減小(即稀釋) 右移 增大 減小
外加酸、堿 酸 弱堿陽離子的水解程度減小 堿 弱酸根陰離子的水解程度減小 外加其他鹽 水解形式相同的鹽 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的鹽 相互促進[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 【歸納】影響鹽類水解平衡的外因
教學過程
平衡移動 c(H＋) c(NH4＋)
升高溫度
加水稀釋
通入少量HCl
加入少量NaOH固體
加入固體NH4Cl
以NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋為例
典例：
教學過程
平衡移動 c(H＋) c(NH4＋)
升高溫度 右移 增大 減小
加水稀釋 右移 減小 減小
通入少量HCl 左移 增大 增大
加入少量NaOH固體 右移 減小 減小
加入固體NH4Cl 右移 增大 增大
以NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋為例
典例：
教學過程
二、水解平衡常數
在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)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)濃度冪之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿陽離子)濃度之比是一個常數，該常數叫作水解常數。
用Kh表示。
1．概念
教學過程
2. 表達式：對于水解反應：A- + H2O HA + OH-
Kh =
二、水解平衡常數
3. 意義：
Kh表示水解反應趨勢的大小，Kh數值越大，水解趨勢越大。
4. 影響因素：
對于確定的離子，其水解常數只受溫度影響。溫度越高，水解常數越大。
教學過程
5. 水解常數與電離常數的關系
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Kh＝
c(CH3COOH)·c(OH-)
c(CH3COO-)
當水解達到平衡時，溶液中還存在以下關系：
Ka＝
c(CH3COO-)·c(H+)
c(CH3COOH)
將以上關系代入Kh的表達式，得到如下關系：
c(H+)·c(OH-)
Ka
＝
Kw
Ka
Kh＝
Kw
Ka
Kh＝
強堿
弱酸鹽
Kw
Kb
Kh＝
強酸
弱堿鹽
弱酸或弱堿的電離常數越小，其生成的鹽水解程度就越大
根據醋酸鈉水解反應的離子方程式， 寫出水解平衡的平衡常數表達式
教學過程
思考：25 ℃時，CH3COOH的電離常數 Ka＝1.75×10-5，HClO的電離常數Ka＝2.98×10-8，比較同濃度時CH3COONa溶液與NaClO溶液堿性。
Kw
Ka
Kh＝
強堿
弱酸鹽
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
ClO- + H2O HClO + OH-
Kw
Ka
Kh1＝
＝
10-14
1.75×10-5
Kw
Ka
Kh2＝
＝
10-14
2.98×10-8
≈
5.7×10-10
≈
3.4×10-7
Kh2> Kh1
同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液中，次氯酸鈉溶液的堿性更強。
典例1．
課堂練習
下圖表示的是某離子X與水的反應過程，離子X可能是(　　)
A．CO32- B．HCO3- C．Na+ D．NH4+
答案　D
解析　離子X的水解反應生成H＋，由圖可知X只能是NH4+ 。
物質的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分別為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是(　　)
A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ
C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX
典例2．
課堂練習
答案　B
解析　利用鹽類水解規律“越弱越水解，誰強顯誰性”，結合同濃度三種酸對應的鈉鹽的溶液的pH可推知，堿性越強則對應的酸越弱。
下列關于FeCl3水解的說法錯誤的是(　　)
A．在FeCl3稀溶液中，水解達到平衡時，無論加FeCl3飽和溶液還是加水稀釋，平衡均向右移動
B．濃度為5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的兩種FeCl3溶液，其他條件相同時，Fe3＋的水解程度前者小于后者
C．其他條件相同時，同濃度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃時發生水解，50 ℃時Fe3＋的水解程度比20 ℃時的小
D．為抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，應加少量鹽酸
典例3．
課堂練習
答案　C
解析　增大FeCl3的濃度，水解平衡向右移動，但Fe3＋水解程度減小，加水稀釋，水解平衡向右移動，Fe3＋水解程度增大，A、B項均正確；鹽類水解是吸熱過程，溫度升高，水解程度增大，C項錯誤；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的濃度可抑制Fe3＋的水解，D項正確。
課堂小結
感 謝 傾 聽　

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