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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節(jié) 鹽類的水解
3.3.2 影響鹽類水解的因素 鹽類水解的應用
1．掌握內(nèi)外因素對鹽類水解平衡移動的影響。
2．能運用鹽類水解原理解釋其在日常生活中的應用。
3.了解鹽類水解常數(shù)及其相關(guān)應用。
學習目標
鹽類的水解
實質(zhì)
1、生成弱電解質(zhì)
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
【知識回顧】
規(guī)律
1、NaHCO3可作胃藥，用于緩解胃酸過多引起的胃痛等，而碳酸鈉則不能用作胃藥？
思考
請從鹽類水解的角度分析下列問題。
2.同濃度Na2CO3溶液和NaHCO3溶液，滴入酚酞后變紅的程度為何不同
碳酸鈉堿性比較強,對腸胃刺激性比較大,不可以用于治療胃酸過多
同濃度時，碳酸鈉水解程度比NaHCO3大，溶液的堿性更強
一、影響鹽類水解的主要因素
1、內(nèi)因
鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)越小)，鹽的水解程度越大，即越弱越水解
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
常見弱酸根離子：
HCO3-、CO32-、HSO3-、SO32-、HS-、S2-、H2PO4-、HPO42-、PO43-、CHCOO-、F-、HSiO3-、ClO 、CN 、(C2O4)2-、F-、SiO32-等
弱堿陽離子：
NH4+、Ag+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+,Zn2+等
1、同物質(zhì)的量濃度NaX、NaY、NaZ三種正鹽溶液，測得溶液的pH分別是7、9、10，則相對應的酸：HX、HY、HZ的酸性比較。
HX＞HY＞HZ
【練一練】
2、實驗探究
反應條件對FeCl3水解平衡的影響
影響因素 實驗步驟 實驗現(xiàn)象 解釋
溫度 取一支試管加入1 mL FeCl3溶液，放在酒精燈上加熱 溫度升高，水解平衡正向移動
溶液的酸堿度 取一支試管加入1 mL FeCl3溶液，加入2滴鹽酸，測溶液的pH 加入鹽酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反應方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
取一支試管加入1 mL FeCl3溶液，加入少量NaOH溶液 加入氫氧化鈉后，OH－消耗H＋，c(H＋)減小，水解平衡向正反應方向移動
鹽的濃度 取一支試管加入1 mL FeCl3溶液，加入少量的FeCl3(s)，再測溶液的pH 加入FeCl3固體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反應方向移動
溶液逐漸變?yōu)榧t褐色(加深)
溶液顏色變淺，溶液的pH變小
產(chǎn)生紅褐色沉淀
溶液顏色變深，溶液的pH變小
以FeCl3水解為例：Fe3++3H2O Fe(OH)3 + 3H+
改變條件 平衡移動 水解程度 c(H+) pH 現(xiàn)象
加熱
加水稀釋
加HCl
加NaOH
加Mg
加NH4Cl
加NaF
加NaHCO3
正向
增大
增大
減小
顏色變深
正向
增大
減小
增大
顏色變淺
逆向
減小
增大
減小
顏色變淺
正向
增大
減小
增大
紅褐色↓
正向
增大
減小
增大
紅褐色↓無色↑
逆向
減小
增大
減小
顏色變淺
顏色變深
正向
增大
減小
增大
正向
增大
減小
增大
紅褐色↓無色↑
3、外界條件對鹽類水解平衡的影響
鹽類的水解程度受到鹽的濃度、溫度及溶液酸堿度的影響—符合勒夏特列原理
①溫度：
水解是中和反應的逆反應，
放熱反應
是吸熱反應(△H>0)。
升高溫度，鹽類水解平衡向正反應方向移動，有利于鹽類的水解。(越熱越水解)
②濃度：
增加鹽溶液濃度，水解平衡向右移動，水解程度變小;
加水稀釋鹽的溶液，水解平衡向右移動，水解程度增大。
③加酸、堿或鹽：
加酸→抑制弱堿陽離子水解，促進弱酸根陰離子水解
加堿→抑制弱酸根陰離子水解，促進弱堿陽離子水解。
加鹽→抑制水解情況相同的離子水解(Fe3+和NH4+)，促進水解情況相反的離子水解(Fe3+和CO32-)
例：回憶Fe(OH)3膠體的制備，為什么必須使用FeCl3飽和溶液和沸水
FeCl3飽和溶液和沸水能促進鐵離子水解
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
【練一練】
3、請寫出水溶液中CHCOONa水解反應離子方程式
思考
4、該可逆反應符合勒夏特列原理，試寫出該反應平衡常數(shù)(Kh)的表達式
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
二、鹽的水解平衡常數(shù)
1、概念
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（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(shù)，該常數(shù)稱為水解平衡常數(shù)。
2、表達式
①強堿弱酸鹽(MA)水解(A-水解)：A-＋H2O HA＋OH-
水解平衡常數(shù)：
②強酸弱堿鹽(MA)水解（M+水解）：M＋＋H2O MOH ＋ H＋
水解平衡常數(shù)：
(Kw是水的離子積， Ka、 Kb是酸，堿的電離常數(shù))
意義：Kh數(shù)值越大，水解程度越大影響因素：Kh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
【例】
(1)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,Ka和Kh間的關(guān)系。
(2)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。
Ka×Kh=Kw
Ka1×Kh2=Kw
Ka2×Kh1=Kw
一元弱酸(堿)的Ka與Kh之間的關(guān)系如下：
Ka×Kh=Kw或Kb×Kh=Kw
n元弱酸的Ka與Kh之間的關(guān)系如下(x+y=n+1)：
Kax×Khy=Kw
3、水解常數(shù)與電離常數(shù)的關(guān)系
CH3COONa NH4Cl Na2CO3

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