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(共18張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
第2課時 影響鹽類水解的因素
學習目標
1.了解影響鹽類水解的因素，分析外界條件對鹽類水解的影響。
2.通過水的電離平衡及弱電解質電離平衡規律的綜合應用，認識鹽類水解的微觀原理及鹽溶液呈現酸堿性的規律。
3.鹽的水解常數的應用。
新課導入
【提出問題】 在配制FeCl3溶液時，若將FeCl3晶體直接溶于蒸餾水中，制得的液體會出現丁達爾效應，為什么？
任務一 鹽類水解的影響因素
水解平衡影響因素
內因：鹽的性質
+
3+
Fe + 3H2O Fe(OH)3 + 3H
探究鹽類水解的影響因素
外因：反應條件
任務一 鹽類水解的影響因素
1．內因：鹽本身的性質-----主因：越弱越水解
堿 性：Mg(OH)2 > Al(OH)3
等濃度對應鹽酸性：MgCl2 (aq) < AlCl3 (aq)
① 不同弱酸對應的鹽
酸 性: HClO < CH3COOH
等濃度對應鹽堿性: NaClO (aq) > CH3COONa (aq)
② 不同弱堿對應的鹽
③ 同一弱酸對應的鹽
等濃度對應鹽堿性: Na2CO3 (aq) > NaHCO3 (aq)
即： 正鹽的水解程度 > 酸式鹽的水解程度
酸 性: HCO3– < H2CO3
任務一 鹽類水解的影響因素
水解平衡影響因素
內因：鹽的性質
+
3+
Fe + 3H2O Fe(OH)3 + 3H
探究鹽類水解的影響因素
外因：反應條件
任務一 鹽類水解的影響因素
從反應條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？
溫度、反應物濃度、生成物濃度
+
3+
Fe + 3H2O Fe(OH)3 + 3H
【活動1】 溫度對水解平衡的影響
思考
理論分析
鹽類水解是酸堿中和反應的逆反應，是吸熱反應。
實驗驗證
分別對FeCl3溶液冷水浴和熱水浴，比較顏色深淺。
冷水浴
熱水浴
結論1
升溫，水解平衡正向移動，鹽的水解程度增大。（越熱越水解）
任務一 鹽類水解的影響因素
操作 平衡移動方向 Fe3+水解程度 c(Fe3+)
加水稀釋10倍
加FeCl3晶體
向右
增大
減小
向右
增大
減小
【活動2】 反應物濃度對水解平衡的影響
+
3+
Fe + 3H2O Fe(OH)3 + 3H
【活動3】 生成物濃度對水解平衡的影響
向FeCl3溶液中加入少量濃酸或濃堿，觀察溶液顏色變化。
任務一 鹽類水解的影響因素
【實驗驗證】生成物濃度對FeCl3水解平衡的影響
影響因素 實驗步驟 實驗現象
生成物 濃度 分別取2 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液于甲、乙兩支試管，向甲試管加入3滴濃鹽酸，向乙試管加入等體積水作為對比，觀察溶液顏色變化。
分別取2 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液于甲、乙兩支試管，向甲試管加入3滴濃NaOH溶液，向乙試管加入等體積水作為對比，觀察溶液顏色變化。
加鹽酸
加蒸餾水
加濃氫氧化鈉
加蒸餾水
c(H+)增大，水解平衡逆向移動，Fe3+水解程度增大。
c(H+)減小，水解平衡正向移動，Fe3+水解程度增大。
結論2
任務一 鹽類水解的影響因素
（1）溫度: 鹽的水解反應是吸熱反應,升高溫度水解程度增大。
（越熱越水解）
（2）濃度: 加水稀釋鹽的溶液,水解程度增大。
（越稀越水解）
（3）加入酸或堿: 可促進或抑制鹽的水解。
2.外因:符合勒夏特列原理:
任務一 鹽類水解的影響因素
【小試牛刀】下列幾組物質：
(1)NaHCO3、Na2CO3、NaAlO2、NaClO
(2)NH4Cl、(NH4)2SO4、CuSO4、AlCl3
(3)NaHSO3、Na2SO3
對FeCl3溶液水解平衡的影響如何？試用平衡理論解釋。
任務二 鹽的水解常數
【活動4】 請同學們根據CH3COONa水解反應的離子方程式
寫出對應水解平衡的平衡常數表達式。
c(CH3COOH)·c(OH-)
c(CH3COO-)
Kh ＝
CH3COO-的水解程度與CH3COOH的強弱有什么關系？
思考
當水解達到平衡時，溶液中還存在以下關系：
將以上關系代入Kh的表達式，得到如下關系：
c(H+)·c(OH-)
Ka
Kh ＝ ＝
Kw
Ka
c(CH3COO-)·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka ＝
Kh只與溫度有關
任務二 鹽的水解常數
【學以致用】 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。
Kh ＝
Kw
Ka
結論3
鹽類水解程度的大小，主要由鹽的性質所決定。
弱酸或弱堿的電離常數越小，其生成的鹽水解程度就越大。 越弱越水解
Ka（CH3COOH）＝1.75×10-5 > Ka(HClO)＝2.98×10-8，
Kh（CH3COOH）< Kh(HClO)
所以CH3COONa溶液堿性弱于NaClO溶液堿性。
任務二 鹽的水解常數
任務二 鹽的水解常數
深度思考
1.NaHCO3溶液中，水解程度和電離程度的相對大小如何比較？
提示　NaHCO3溶液中，水解程度和電離程度的相對大小可以用水解常數(Kh)與電離常數(Ka2)的相對大小進行比較。
任務二 鹽的水解常數
總結提升 鹽類水解的規律
(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發生水解。(2)無弱不水解——強酸強堿鹽不發生水解。
(3)越弱越水解——組成鹽的酸根離子對應的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對應的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規律。
(4)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發生水解且兩水解過程可相互促進，所以水解程度較大，少數可以完全水解。
(5)誰強顯誰性——組成鹽的酸根離子(堿的陽離子)是強酸根離子(強堿的陽離子)，則顯酸(堿)性。(6)同強顯中性——①強酸強堿鹽溶液顯中性；
②鹽中的陽離子對應的堿的電離常數Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數Ka相等時，鹽溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
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