資源簡介

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3.2 鹽類的水解
一、鹽類水解的原理
根據(jù)形成鹽的酸、堿強弱，鹽可以分成哪幾類？
酸
強酸
弱酸
弱堿
強堿
堿
酸+堿 = 鹽+水（中和反應）
一、鹽類水解的原理
NaCl KNO3
對水的電離平衡無影響，強酸強堿鹽溶液顯中性
1.強酸強堿鹽
NaCl = Na+ + Cl-
H2O OH- + H+
KNO3 = K+ + NO3-
H2O OH- + H+
一、鹽類水解的原理
強堿弱酸鹽溶液中c(OH-)>c(H+)而使溶液呈堿性。
CH3COONa 、Na2CO3
2.強堿弱酸鹽溶液
H2O H+ + OH—
平衡正向移動
c平(OH－) > c平(H＋)
總反應
離子反應
+
CH3COOH
CH3COO－+ H2O CH3COOH+OH－
CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH
CH3COONa = CH3COO— + Na+
一、鹽類水解的原理
強酸弱堿鹽溶液中c(H+)>c(OH-)而使溶液呈酸性。
3.強酸弱堿鹽溶液
NH4Cl、Al2 (SO4) 3
H2O OH— + H+
平衡正向移動
c平(H＋) > c平(OH－)
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
總反應
離子反應
+
NH3·H2O
NH4Cl = NH4+ + Cl—
NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
一、鹽類水解的原理
CH3COONH4
促進水的電離、弱酸弱堿鹽溶液酸堿性具體分析
4.弱酸弱堿鹽
CH3COONH4 ＝ NH4＋ ＋ CH3COO－
H2O OH- ＋ H＋
＋
CH3COOH
＋
NH3.H2O
平衡向右移動
c平(H＋) ＝ c平(OH－)
一、鹽類水解的原理
（1）定義
鹽電離產(chǎn)生的弱酸酸根離子或弱堿陽離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH- 結合生成弱電解質的過程，叫作鹽類的水解。
（3）實質
（2）條件
①鹽必須溶于水 ②鹽中必須有弱根
鹽類水解促進了水的電離(破壞了水的電離)
一、鹽類水解的原理
（4）特征
①可逆：水解反應一般是可逆反應，在一定條件下可達到平衡狀態(tài)。
②吸熱：水解反應是中和反應的逆反應，是吸熱反應。
③微弱：由于水解產(chǎn)物很少，無明顯沉淀或氣體生成，因而水解反應的程度一般很微弱，但也有特例。
④鹽類的水解存在水解平衡。
一、鹽類水解的原理
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。
水解平衡常數(shù)
一、鹽類水解的原理
（5）鹽類水解規(guī)律
有弱才水解
誰強顯誰性
越弱越水解
同強顯中性
——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子。
——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；
弱堿陽離子對應的堿越弱，水解程度越大。
——強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。
——強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性。
醋酸銨水解產(chǎn)生醋酸和一水合氨一樣強，呈中性。
一、鹽類水解的原理
鹽類 實例 能否 水解 引起水解的離子 對水電離平衡的影響 溶液的
酸堿性
強堿弱酸鹽 CH3COONa
強酸弱堿鹽 NH4Cl
強酸強堿鹽 NaCl
弱酸弱堿鹽 CH3COONH4 NH4HCO3
能
弱酸陰離子
促進水的電離
堿性
能
弱堿陽離子
促進水的電離
酸性
不能
無
無
中性
能
誰強顯
誰性
促進水的電離
例如：CH3COO-、NH4+水解能力一樣強，故顯中性；
HCO3-水解能力大于CH3COO-， 即HCO3-水解能力大于NH4+，顯堿性。
一、鹽類水解的原理
（1）多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的， 第一步水解程度比第二步水解程度大得多（與電離類似）
CO32-+H2O HCO3-+OH-(主要)
HCO3-+H2O H2CO3+OH-(次要)
（2）多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常一步完成（與多元弱堿的電離類似）
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
（3）一般鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，一般不標“↓”或“↑”
鹽類水解方程式的書寫
沉不沉 氣不氣 中間用可逆
一、鹽類水解的原理
鹽類水解方程式的書寫
相互促進水解(雙水解)：有的仍然很微弱，用可逆號連接；有的水解比較徹底，要用等號，可能有氣體、沉淀生成，標“↓” “↑”符號。
Al3+
與HCO3-、CO32-、HS-、S2- 、[Al(OH)4]-
Fe3+
與HCO3-、CO32- 、[Al(OH)4]-
NH4+ 與 [Al(OH)4]- 、 SiO32-
常見能發(fā)生相互促進水解且水解較徹底的離子(雙水解)
二、影響鹽類水解平衡的因素
改變條件 平衡移動 水解程度 C平(H+) c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－)
加入固體CH3COONa
通入HCl(少量)
升溫
加水
加NaOH
加CH3COOH
加NH4Cl
向右
向右
向右
向右
向右
向左
向左
CH3COO-+H2O OH-+CH3COOH △H＞0
CH3COONa溶液
二、影響鹽類水解平衡的因素
改變條件 平衡移動 水解程度 c(NH4+ ) c(H+)
通入HCl
升溫
加水
加NaOH
加NH4Cl
向左
向右
向右
向右
向右
增大
增大
增大
減小
減小
減小
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
增大
NH4++H2O NH3 H2O + H+ △H＞0
NH4Cl溶液
二、影響鹽類水解平衡的因素
① 溫度：升溫，促進水解
② 濃度：加水稀釋，促進水解
③ 加酸：抑制弱堿陽離子的水解；促進弱酸根離子的水解
④ 加堿：促進弱堿陽離子的水解；抑制弱酸根離子的水解
2.外因
1.內因
鹽類水解程度的大小，主要是由 所決定的
鹽的性質
影響鹽類水解的因素
⑤ 加可溶性鹽：加入與鹽水解性質相反的鹽會促進鹽的水解
三、鹽類水解的應用
1、熱純堿溶液去油污
CO32-＋H2O HCO3- + OH-（吸熱）
HCO3-＋H2O H2CO3 + OH-（吸熱）
加熱：能促進CO32-水解，產(chǎn)生更多OH-。
＋ 3C17H35COONa
C17H35COOCH2
C17H35COOCH2
C17H35COOCH
＋3NaOH →
CH2OH
CH2OH
CHOH
硬脂酸甘油酯
甘油
硬脂酸
（提示：油脂在堿性條件下可以發(fā)生水解反應生成甘油和高級脂肪酸鹽而溶于水）
三、鹽類水解的應用
2、凈水劑
【問題】為什么明礬[KAl(SO4)2·12H2O] 、 FeCl3 等鹽可用做凈水劑？
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 (膠體) + 3H +
Fe 3+ + 3H2O Fe(OH)3 (膠體) + 3H +
KAl(SO4)2＝ K+ + Al3+ + 2SO42-
（1）明礬[KAl(SO4) 2·12H2O]
（2）鐵鹽（ FeCl3）
可溶性的鋁鹽、鐵鹽本身無毒，水解生成膠體,膠體表面積大，有較強的吸附性，可以使水中細小的懸浮顆粒聚集成較大的顆粒而沉淀，常用作凈水劑。
三、鹽類水解的應用
2、凈水劑
【拓展】高鐵酸鉀(K2FeO4)已成為新型的綠色環(huán)保水處理材料
高鐵酸鹽(鈉、鉀)是六價鐵鹽,可用于水的消毒和凈化。
①高鐵酸鹽能夠消毒的原因是什么
②高鐵酸鹽為何又能起到凈水的作用
高鐵酸鹽的消毒和除污效果，全面優(yōu)于含氯消毒劑和高錳酸鹽，不會產(chǎn)生任何對人體有害的物質，因此高鐵酸鹽被科學家們公認為綠色消毒劑。
三、鹽類水解的應用
3、化肥施用防水解
【問題】為什么草木灰不宜與銨態(tài)氮肥混合施用？
草木灰的成分—— K2CO3
銨態(tài)氮肥——銨鹽
CO32-＋H2O HCO3- +OH-
HCO3-＋H2O H2CO3 +OH-
NH4+＋H2O NH3·H2O+ H+
混施后，OH-與H+中和成水，使兩種鹽的水解平衡向右移動（發(fā)生雙水解），以至生成較多的NH3·H2O，光照下NH3·H2O分解成NH3逸出了，從而降低了肥效。
水解呈堿性
水解呈酸性
三、鹽類水解的應用
4、泡沫滅火器原理
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H +
HCO3– + H2O H2CO3 + OH –
主要成分：Al2 (SO4)3溶液、NaHCO3溶液
Al3＋ ＋ 3HCO3－ ＝ Al(OH)3↓＋ 3CO2↑
混合前：
混合后：
內筒(玻璃或塑料)裝有Al2(SO4)3溶液
外筒(鋼質)裝有NaHCO3溶液
速度快
耗鹽少
混合后，由于雙水解生成大量的CO2，CO2將膠狀Al(OH)3吹出可形成泡沫。
三、鹽類水解的應用
5、焊接金屬作除銹劑
【問題】工業(yè)上常用NH4Cl、ZnCl2等溶液做焊接時的除銹劑，原理是什么？
NH4++H2O NH3 H2O + H+
Zn2++2H2O Zn(OH) 2 + 2H+
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O
【原因】NH4+ 、 Zn2+水解使溶液顯酸性，與金屬表面的氧化膜反應。
三、鹽類水解的應用
6、鹽溶液的配制和保存
①強酸弱堿鹽：滴幾滴相應的強酸，平衡向左移，抑制弱堿陽離子的水解。
②強堿弱酸鹽：加幾滴相應的強堿，平衡向左移，可抑制弱酸根離子水解。
(1)配制FeCl3溶液：
為抑制水解，先將FeCl3固體溶于_______中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。
【練習】如何配制CuSO4溶液、Na2S溶液、FeCl2溶液？
濃鹽酸
★配制 FeCl2溶液：加少量鹽酸（抑制Fe2+水解）和Fe粉（防止Fe2+被氧化）
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
三、鹽類水解的應用
6、鹽溶液的配制和保存
①Na2SiO3、Na2CO3等溶液不能貯存在 的試劑瓶中。
②NH4F不能存放在 試劑瓶中 ，保存在塑料瓶中。
【思考】請從鹽類水解的角度解釋下列溶液保存的方法：
玻璃塞
玻璃
CO32- + H2O HCO3- + OH-
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
【原因】F- + H2O HF + OH-，HF會腐蝕玻璃 。
【注意】實驗室貯存堿性溶液的試劑瓶一律使用橡膠塞。
SiO3 + H O HSiO3 + OH
三、鹽類水解的應用
7、制備無機化合物
【思考】工業(yè)上如何用TiCl4制取TiO2？
反應為：TiCl4＋(x＋2)H2O = TiO2·xH2O↓＋4HCl
TiO2·xH2O TiO2＋xH2O
【原理】制備時，加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2 。
三、鹽類水解的應用
8、鹽溶液蒸干灼燒的產(chǎn)物判斷
FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl
(1)加熱促進水解 (2) HCl揮發(fā)
蒸干：Fe(OH)3
溶液中的反應：FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3↓+3HCl↑
灼燒：2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O
【問題2】FeCl3溶液如何得到FeCl3晶體？
【問題1】把FeCl3溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是什么，為什么？
溶液在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水FeCl3
三、鹽類水解的應用
8、鹽溶液蒸干灼燒的產(chǎn)物判斷
【思考3】Al2(SO4)3溶液加熱蒸干后得到固體是什么？
盡管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于H2SO4是高沸點酸，不易揮發(fā)，加熱最終只是把水蒸去，因此仍得Al2(SO4)3固體。
Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4
小結
蒸干(100℃) 焙燒(500-1000℃) 灼燒(1000℃左右) 煅燒(>1200℃)
1、強酸弱堿鹽
2、強堿弱酸鹽[ Na2CO3 ]
3、還原性鹽[ Na2SO3 ]
4、受熱易分解的鹽[Ca(HCO3)2 、 NaHCO3、KMnO4、 NH4HCO3等]
水解生成易揮發(fā)酸
[AlCl3、Fe(NO3)3]
水解生成難揮發(fā)酸[Fe2(SO4)3]
蒸干
氫氧化物
灼燒
氧化物
蒸干灼燒
原物質
蒸干灼燒
原物質
蒸干灼燒
氧化產(chǎn)物[ Na2SO4 ]
CaO
Na2CO3
MnO2+K2MnO4
無固體
蒸干灼燒
三、鹽類水解的應用
9、判斷離子共存問題
常見：因發(fā)生徹底雙水解而不能在溶液中大量共存的陰、陽離子
①Al3＋與AlO2－、CO32－、HCO3－、 SiO32－、HS－、S2－
② Fe3＋與AlO2－、CO32－、HCO3－ 、SiO32－
③ NH4＋與SiO32－、AlO2－
特別提醒：①發(fā)生微弱雙水解的離子能共存，例如NH4+與CO32-、HCO3-、 CH3COO-。
③AlO2－ 與HCO3－ 不能大量共存不是雙水解，屬于較強制較弱原理！
② Fe3＋與 S2－、HS－主要發(fā)生氧化還原反應。
H2O + AlO2－ + HCO3－ === Al(OH)3↓ + CO32－。
三、鹽類水解的應用
10、除雜
【思考1】除去CuCl2溶液中的FeCl3用什么試劑？
在溶液中加入Cu(OH)2或CuO或CuCO3調節(jié)4≤pH<6
【思考2】某溶液含有Cu2+和Fe2+，如何得到較純凈的Cu2+溶液？
除雜試劑：不溶于水，與H+反應，不引入新雜質。
三、鹽類水解的應用
11、判斷鹽溶液的酸堿性
鹽溶液水解的特點：
有弱才水解、無弱不水解、越弱越水解、誰強顯誰性、同強顯中性
【例題】已知酸性：HCO3－ ①Na2CO3 ②NaClO ③CH3COONa ④Na2SO4
⑤NaOH ⑥(NH4)2SO4 ⑦NaHSO4 ⑧H2SO4
⑤>①>②>③>④>⑥>⑦>⑧

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