化學(xué)選修四第三章第三節(jié)課件.ppt

1、第三節(jié) 鹽類的水解,一、探究鹽溶液的酸堿性 二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 三、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用,生活中常用的鹽除NaCl外，還有谷氨酸鈉（味精）和Na2CO3 、NaHCO3等。 NaCl和谷氨酸鈉主要用于食品調(diào)味，而Na2CO3 、NaHCO3被視作“堿”用于油污清洗和面食制作，特別是Na2CO3 俗稱純堿。明明是鹽為什么叫“堿”呢,復(fù)習(xí)：什么叫鹽,酸堿中和生成鹽-鹽的類型,一、探究鹽溶液的酸堿性,學(xué)生實(shí)驗(yàn)：P54科學(xué)探究,中性,堿性,堿性,酸性,中性,堿性,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,酸性,強(qiáng)酸弱堿鹽,誰強(qiáng)顯誰性,

2、堿性,酸性,中性,二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因,強(qiáng)酸弱堿鹽如NH4Cl溶液呈酸性,NH4Cl NH4+Cl,NH3H2O,弱堿,弱電解質(zhì),NH4+ +H2O NH3H2O + H,弱酸強(qiáng)堿鹽如CH3COONa溶液呈堿性,c（OH-) c(H+) 溶液顯堿性,CH3COONa = CH3COO- + Na,H2O H+ + OH,CH3COOH,弱酸,弱電解質(zhì),CH3COO-H2O CH3COOH + OH,1、鹽類水解的定義,定義：在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解,鹽電離出的弱離子與水作用生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，使其發(fā)生正

3、向移動(dòng),2、鹽類水解的實(shí)質(zhì),1) 弱酸的酸根離子 弱酸,H2O,CH3COO-+H2O CH3COOH + OH,顯堿性,NH4+ +H2O NH3H2O + H,顯酸性,鹽的水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，一般不能進(jìn)行到底,水解是微弱的,1）找出弱的離子，直接書寫,例：寫出NaHCO3和Al2(SO4)3水解的離子方程式,3）水解程度通常很小，產(chǎn)物一般不能用“”或“,4）多元弱酸正鹽分步水解，第一步水解遠(yuǎn)大于第二步；其水解離子方程式可以只寫第一步。但第一步與第二步水解的離子方程式不能合并,例：寫出Na2CO3水解的離子方程式,3、鹽類的水解離子方程式的書寫,5）多元弱堿鹽的水解，用總的水解離子方程式

4、表示,例：寫出AlCl3和CuSO4水解的離子方程式,6）對于發(fā)生雙水解的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時(shí)有沉淀和氣體產(chǎn)生,7）多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進(jìn)行,常見陰離子,NH4+、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2,CH3COO-、 ClO- 、CN-、F-、AlO2,常見陽離子,CO32-、 SiO32-、 SO32-、 S2-、 PO43,HCO3-、 HSO3-、 HS-、HPO42- 、H2PO4,NaF+H2O HF+NaOH F-+ H2O HF+OH- Na2CO3 +H2O NaHCO3 +NaOH (主) NaHCO3 + H2O H2CO3 +N

5、aOH (次) NH4Cl + H2 O NH3H2O+HCl CuCl2+ 2H2O Cu(OH)2+2HCl,練習(xí)：書寫下列鹽類水解的方程式： NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2,NH4+ +H2O NH3.H2O + H,CO32-H2O HCO3-OH- HCO3-H2O H2CO3OH,4、鹽類水解的條件,鹽必須溶于水；鹽中必須有弱酸陰離子或弱堿陽離子,5、鹽類水解的基本特征,鹽類水解程度一般微弱； 鹽類水解是中和反應(yīng)逆反應(yīng)為吸熱反應(yīng),6、鹽類水解的規(guī)律,有弱才水解 無弱不水解 誰弱誰水解 誰強(qiáng)顯誰性 越弱越水解 都弱雙水解,條件,結(jié)果,程度,練習(xí)：判斷下列鹽類是否能夠水解

6、，酸堿性如何,NaCl K2SO4 CH3COONa Na2CO3 AlCl3 CH3COONH4,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，顯中性,強(qiáng)堿弱酸鹽水解，顯堿性,強(qiáng)酸弱堿鹽水解，顯酸性,三、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用,1）內(nèi)因：反應(yīng)物本身的性質(zhì),NaA = A- + Na,H2O,H+ + OH,HA,弱酸,如HA越弱, 則A-和H+更 結(jié)合, 水的電離平衡程度更 , 即水解的程度更,容易,大,大,例:比較Na2CO3和CH3COONa的堿性,H2CO3,CH3COOH,酸性,堿性,Na2CO3 CH3COONa,越弱越水解,1、影響鹽類水解的主要因素,溫度 濃度 外加酸堿鹽的影響,2）

7、外因：符合勒夏特列原理,溫度,水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng),是吸熱反應(yīng),越熱越水解,問題: 能否通過加熱蒸發(fā)FeCl3溶液的方法得到其結(jié)晶,只能得到Fe2O3固體,例、熱的堿液（Na2CO3溶液）去油污的能力較強(qiáng),溶液的酸堿度,問題：配制FeCl3溶液需要注意什么問題,加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解,酸堿能夠抑制或促進(jìn)水解,鹽類水解產(chǎn)生H+或OH-，凡是能夠結(jié)合H+，OH-的物質(zhì)，均會(huì)促進(jìn)鹽類的水解,濃度,稀釋溶液可以促進(jìn)水解，使水解平衡向右移動(dòng)，即鹽的濃度越小其水解程度越大,越稀越水解,練習(xí)：CH3COONa溶液中存在以下水解平衡,向右,增大,增大,向右,減小,減小,向右,減小,增大,向

8、右,減小,變小,向左,向左,增大,增大,增大,減小,向右,減小,減小,2、向盛有碳酸鈉溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩， 現(xiàn)象是 ，原因用離子方程式表示是 。 然后對溶液加熱，現(xiàn)象是： 。最后向溶液中再滴入過量的BaCl2溶液， 現(xiàn)象為 ， 原因用離子方程式示,溶液變紅,產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去,Ba2+CO32- = BaCO3,溶液紅色變深,練習(xí),2、鹽類水解的應(yīng)用,鹽類水解的程度一般很微弱，通常不考慮它的影響，但遇到下列情況時(shí)，必須考慮鹽類水解,1）分析判斷鹽溶液的酸堿性,例：有0.1mol/L的下列溶液，請按pH由小到大排列。(1)H2SO4 (2)HCl (3)CH3COOH (4)

9、NH4Cl (5)NaCl(6)NaF (7)NH3 H2O (8)NaOH (9) Ba(OH)2,2）比較溶液中離子濃度的大小,濃度均為0.1mol/LNH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中銨根離子濃度由小到大的順序?yàn)槭?1)(2) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9,3)(1) (2) (5) (4) (6,3）配制某些鹽溶液時(shí)，防止渾濁,例：配制FeCl3 溶液；Al2(SO4)3 溶液；Pb(NO3)2溶液,HCl,H2SO4,HNO3,4）試劑的貯存,例：Na2CO3、Na2SiO

10、3等強(qiáng)堿弱酸鹽能否貯存于玻塞試劑瓶中？為什么,例：NaF溶液能否貯存在膠塞玻璃瓶中？為什么,5）判斷酸堿的強(qiáng)弱,例：NaA溶液呈堿性，問HA是強(qiáng)酸或是弱酸,弱酸,例：物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY、NaZ，pH值依次為7、8、9，那么相應(yīng)的酸HX，HY，HZ的由強(qiáng)到弱的順序是,M(NO3)2溶液呈酸性？問M(OH)2是強(qiáng)堿或是弱堿,弱堿,HX HY HZ,6）制備某些無水鹽,例：將揮發(fā)性酸對應(yīng)的鹽(AlCl3，F(xiàn)eBr3，F(xiàn)e(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身,7）Mg、Zn等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽溶液，產(chǎn)生H2,例：將Mg條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產(chǎn)生,8）鐵

11、鹽鋁鹽作凈水劑的原理,例：常用的凈水劑：AlCl3 , FeCl3 ，明礬KAl(SO4)212H2O,9）判斷離子大量共存,例：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2- ; NH4+與SiO32-、AlO2-不能大量共存,10）某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解,例：加入什么試劑可以除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+,11）化肥的合理使用,例：草本灰不能與銨態(tài)氮肥混施,例：草本灰不能與磷肥混施,12）泡沫滅火器的原理,Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3 + 3CO2,13）純堿的去污原理,思考：為什么熱的純堿溶液去污效果更好,14）水垢的成份,例：經(jīng)長久煮沸，水垢的

12、最終成份是什么,是CaCO3和Mg(OH)2,15）膠體的制備,3、雙水解的應(yīng)用泡沫滅火器的原理,泡沫滅火器內(nèi)玻璃桶內(nèi)盛硫酸鋁溶液、鐵桶內(nèi)盛碳酸氫鈉溶液，說明反應(yīng)原理，并說明為什么把硫酸鋁放在玻璃桶內(nèi)，把碳酸氫鈉放在鐵桶內(nèi),雙水解反應(yīng)：兩種鹽單獨(dú)水解時(shí)，一個(gè)顯較強(qiáng)的酸性，一個(gè)顯較強(qiáng)的堿性，但畢竟水解程度都很小，不能進(jìn)行到底；若混合時(shí)，則因彼此互相促進(jìn)而進(jìn)行到底。常見能發(fā)生雙水解的有：Al3+，F(xiàn)e3+與AlO2- HCO3-，S2-，ClO-等,1）弱酸溶液中離子濃度的大小比較,例1；0.1mol/l的 H2S溶液中所存在的離子濃度由大到小的順序是 _,C(H+)C(HS-)C(S2-)C(O

13、H,4、電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的計(jì)算,弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(顯性離子) C(一級電離離子) C(二級電離離子) C(水電離出的另一離子,2）弱酸鹽溶液中的離子濃度比較,CH3COONa溶液中各離子濃度由大到小排列正確的是,A、C(Na+)C(CH3COO-)C(OH-)C(H+) B、C(CH3COO-) C(Na+) C(OH-)C(H+) C、C(Na+) C(CH3COO-)C(H+) C(OH-) D、C(Na+) C(OH-) C(CH3COO-)C(H,A,一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)C(水解離子)C(顯性離子)C(水電離出的另外一種離

14、子,練習(xí)1：在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是,c(Na+)c(CO32-) c(OH-) c(HCO3-)c(H,2：在0.1mol/l NaHCO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是,c(Na+) c(HCO3-) c(OH-) c(CO32,二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)C(水解離子)C(顯性離子) C(二級水解離子)C(水電離出的另一離子,3）兩種電解質(zhì)混合離子濃度的判斷,1）強(qiáng)酸與弱堿的混合,例：pH=13的NH3H2O和pH=1的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由小到大的排列順序是,C(NH4+)C(Cl-)C(OH-)C(H,C(

15、弱電解質(zhì)的離子)C(強(qiáng)電解質(zhì)的離子)C(顯性離子) C (水電離出的另一離子,2）強(qiáng)堿與弱酸混合,pH=X的NaOH溶液與pH=y的CH3COOH溶液，已知x+y=14,且yC(CH3COO-)C(OH-)C(H+) B: C(CH3COO-) C(Na+) C(H+) C(OH-) C: C(CH3COO-) C(Na+) C(OH-)C(H+) D: C(Na+) C(CH3COO-)C(H+) C(OH,B,3）強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混合,0.2mol/l CH3COOK與0.1mol/L 的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量正確的是： A、C(CH3COO-)=C(Cl-)=C(H+

16、) C(CH3COOH) B、C(CH3COO-)=C(Cl-) C(CH3COOH) C(H+) C、C(CH3COO-)C(Cl-)=C(H+) C(CH3COOH) D、C(CH3COO-)C(Cl-) C(CH3COOH) C(H,D,4）電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料守恒,電荷守恒電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性的。即陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶的正電荷總數(shù),物料守恒即原子個(gè)數(shù)或質(zhì)量的守衡,質(zhì)子守恒水電離出的H+存在形式各濃度之和與水電離出的OH-存在形式各濃度之和相等,練習(xí)1、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有關(guān)微粒的濃度關(guān)系式正確的是 ( ) （A）c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H+)c(OH-) （B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-) （C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(