資源簡介

(共27張PPT)
第三節　鹽類的水解
第2課時　影響鹽類水解的因素
第三章　水溶液中的離子反應與平衡
[學習目標]
化學 必修第一冊 人民教育出版社
化學 必修第二冊 人民教育出版社
能從平衡的視角分析外界條件對鹽類水解的影響(重、難點)。
問題討論
請從鹽類水解的角度分析下列問題。
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。
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？
Na2CO3溶液
NaHCO3 溶液
酸性：
H2CO3 >
兩溶液中c(OH-):
Na2CO3>NaHCO3
兩溶液的堿性:
Na2CO3＞NaHCO3
水解程度：
>
越弱越水解
水解產物
越弱
鹽類水解程度的大小，主要取決于鹽的性質（內因）
NaHCO3 溶液水解：+H2O H2CO3+ OH－
Na2CO3 溶液水解：+H2O + OH－
Ka1 Ka2
H2CO3 4.5×10－7 4.7×10－11
離子水解
越強
問題討論
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
1.內因對鹽類水解平衡的影響規律
(1)鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質決定。
(2)越弱越水解——生成鹽的弱酸酸性越弱(或弱堿堿性越弱)，即越難電離(電離常數越小)，該鹽的水解程度越大。
例如，酸性：HF＞CH3COOH，則水解程度：NaF＜CH3COONa。
歸納總結
(3)多元弱酸正鹽的水解，水解反應第一步遠遠大于第二步，且第一步水解產生的OH－對第二步水解有抑制作用。
例如，Na2CO3溶液中
+H2O H2CO3+ OH－（微弱）
+H2O + OH－ （主要）
3.如何定量判斷同濃度的NaHCO3和Na2CO3的堿性強弱？
NaHCO3 溶液水解：+H2O H2CO3+ OH－
Na2CO3 溶液水解：+H2O + OH－
水解平衡常數
Kh =
Kh =
問題討論
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
2.定量描述鹽類水解能力大小——鹽的水解常數
(1)表達式(以CH3COONa為例) ：
Kh =
Kh 數值越大，水解程度越大
只受溫度影響，升溫，Kh增大
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
水解：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
Ka和Kh之間的關系是怎樣的？
電離：CH3COOH CH3COO－＋H+
Ka =
Ka Kh
=Kw
=
Ka Kh =Kw
(2)水解常數與電離常數的關系
或 Kb Kh =Kw
由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數越小，其所生成的鹽的水解程度就越大。
=
思考交流
1.下表所示為25 ℃時部分酸的電離平衡常數。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
(1)計算Na2CO3第一步水解常數Kh1。
(2)計算NaHCO3水解常數Kh。
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
思考交流
(3)濃度均為0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的順序是_____________________________。
CH3COONaNa2CO3溶液：Kh1≈2.1×10－4
NaHCO3溶液：Kh≈2.2×10－8
CH3COONa溶液： Kh
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
思考交流
2.常溫下，三種酸的電離常數如下表所示：
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三種酸的強弱關系是____________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH相同，則三者的濃度由大到小的順序：_______________。
(3)寫出NaY溶液與HZ反應的離子方程式：___________________。
HZ>HY>HX
NaZ>NaY>NaX
HZ＋Y－===HY＋Z－
Ka(HZ)>Ka(HY)>Ka(HX)
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
思考交流
3.已知H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.4×10－2、 Ka2＝6.0×10－8 。利用所給數據分析NaHSO3溶液的酸堿性。
在NaHSO3溶液中存在如下兩個平衡：
水解平衡： +H2O H2SO3+ OH－
電離平衡： + H+
Ka2＝6.0×10－8
Kh
因為Ka2>Kh，
所以： c(H+)> c(OH-) ，溶液呈酸性。
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
鹽類水解常數(Kh)的應用
Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，對應鹽溶液酸、堿性越強
(即越弱越水解)
歸納總結
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
(1)判斷鹽溶液酸堿性強弱(水解程度大小)
(2)判斷酸式鹽的酸堿性
①強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋；
②弱酸的酸式鹽NaHA溶液中，存在HA－的電離和水解兩個平衡，
電離平衡：HA－ A2－＋H＋
水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－
溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的相對大小，即Ka2和的相對大小。
請從鹽類水解的角度分析下列問題。
(1)為什么Na2CO3溶液可以去油污？
(2)熱的Na2CO3溶液去油污效果更好，說明溫度如何影響鹽類水解？
(3)還有哪些因素會影響鹽類水解？
問題討論
+H2O + OH－
鹽類水解是吸熱反應，升溫促進水解。
鹽類水解是可逆反應，可用平衡移動原理來分析
二、外因對鹽類水解平衡的影響
歸納總結
1.鹽類水解的特征
(1)鹽類的水解反應可看作中和反應的逆反應，故是吸熱反應。
(2)鹽類的水解反應是可逆反應。
思考：(1)寫出FeCl3溶液的水解離子方程式。
(2)根據鹽類水解的特征判斷影響FeCl3水解平衡的外界因素主要有哪些？并設計實驗進行探究。
溫度、FeCl3溶液的濃度、溶液的酸堿性等。
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
2. 實驗探究影響FeCl3水解平衡的因素
影響 因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
溫度 升高溫度 溶液顏色變深，pH變小 水解反應為吸熱反應，升高溫度，水解平衡向正反應方向移動
濃度 加入FeCl3固體，再測溶液pH 溶液顏色變深，pH變小 加入FeCl3晶體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反應方向移動
FeCl3水解的離子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，填寫下表：
二、外因對鹽類水解平衡的影響
視頻導學
影響 因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
溶液的 酸堿度 加鹽酸后，測溶液的pH 溶液顏色變淺，pH變小 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
加入少量NaOH溶液 產生紅褐色沉淀 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
二、外因對鹽類水解平衡的影響
特別提醒　鹽類的水解平衡移動，符合勒夏特列原理。
2. 實驗探究影響FeCl3水解平衡的因素
FeCl3水解的離子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，填寫下表：
歸納總結
影響鹽類水解平衡的外界因素
二、外因對鹽類水解平衡的影響
影響因素 影響結果
溫度 水解反應是吸熱反應，升溫水解程度增大。
(越熱越水解)
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，水解程度增大。
(越稀越水解)
酸堿性 加H+促進弱酸陰離子的水解；抑制弱堿陽離子的水解。
加OH-促進弱堿陽離子的水解；抑制弱酸陰離子的水解。
1.正誤判斷
(1)等濃度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，的水解程度一樣
(2)將碳酸鈉溶液加水稀釋，水解程度會增大，所以其c(OH－)增大
(3)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大
(4)將醋酸鈉溶液升高溫度，會促進水解，溶液堿性增強
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解
×
×
√
×
√
√
思考交流
水解是吸熱反應。
加水稀釋， c(OH-)減小
c()： (NH4)2SO4>NH4Cl
不一定，如增大鹽的濃度，水解平衡右移，但水解程度減小
不變
減小
二、外因對鹽類水解平衡的影響
2.只改變Na2CO3溶液的一種條件，解答下列問題。
(1)稀釋溶液，水解平衡常數 (填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
(4)加入NaOH固體，溶液pH 。
不變
正反應方向
增大
增大
思考交流
二、外因對鹽類水解平衡的影響
水解平衡常數只受溫度影響。
水解吸熱，升溫促進水解 ， 增大。
NaOH=== Na++ OH－，溶液中增大
3.(1)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現象是什么？并結合離子方程式，運用平衡原理進行解釋。
思考交流
在Na2SO3溶液中，水解： ＋H2O H＋OH－，
產生白色沉淀，且紅色褪去
加入BaCl2后，Ba2＋＋===BaSO3↓(白色)，
由于c()減小， 水解平衡左移，c(OH－)減小，紅色褪去。
二、外因對鹽類水解平衡的影響
思考交流
(2)將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生，利用有關離子方程式分析原因。
NH4Cl溶液中發生水解反應：＋H2O NH3·H2O＋H＋，
加入鎂條發生反應：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，
促進水解平衡右移，產生大量NH3·H2O，
NH3·H2O NH3＋H2O，產生NH3。
二、外因對鹽類水解平衡的影響
1.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增大，應采取的措施是
A.加熱 B.通入HCl氣體
C.加入少量Na2SO4(s) D.加入NaCl溶液
√
自我測試
水解反應是吸熱反應
c(H＋)減小
措施 水解平衡移動方向 c(H＋)變化 pH變化
加熱 → 增大 減小
通入HCl氣體 ← 增大 減小
加入少量Na2SO4(s) —— 不變 不變
加入NaCl溶液 → 減小 增大
自我測試
2.相同物質的量濃度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大，則同溫同體積同濃度的HCN和HClO說法正確的是
A.電離程度：HCN＞HClO
B.pH：HClO＞HCN
C.與NaOH溶液恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO＞HCN
D.酸根離子濃度：c(CN－)＜c(ClO－)
√
由于都是一元酸，與NaOH完全反應時，消耗NaOH的物質的量相同。
強堿弱酸鹽，水解呈堿性
說明CN－水解的程度大，
越弱越水解
電離程度：HCN＜HClO
pH：HClO＜HCN
自我測試
3.常溫條件下，0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液加水稀釋過程中，下列說法不正確的是
A.溶液中的c(H＋)增大
B.溶液存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
D.水解平衡正向移動，水解常數增大
√
電荷守恒
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
影響
加水稀釋， c(CH3COO－)減小， Kh(CH3COO－)不變
自我測試
4.如圖所示三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分別放置在盛有水的燒杯中，然后向燒杯①中加入生石灰，向燒杯③中加入NH4NO3晶體，燒杯②中不加任何物質。
(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液顯淺紅色的原因為_______________
_________________________________(用離子方程式和必要文字解釋)。
自我測試
(2)實驗過程中發現燒瓶①中溶液紅色變深，燒瓶③中溶液紅色變淺，則下列敘述正確的是________(填字母)。
A.水解反應為放熱反應
B.水解反應為吸熱反應
C.NH4NO3晶體溶于水時放出熱量
D.NH4NO3晶體溶于水時吸收熱量
BD
生石灰與水反應放出大量熱，燒瓶①中紅色變深，則水解平衡向右移動，說明水解反應吸熱；同時燒瓶③中溶液紅色變淺，則NH4NO3晶體溶于水時吸收熱量。
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