化學人教版（2023）選擇性必修第一冊 3.3.1鹽類水解 課件(共51張PPT)

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3-3-1鹽類水解

回憶鹽的簡單分類：

鹽→金屬離子(銨根離子)+酸根離子

含1個或n個H+的鹽

含1個或n個OH－的鹽

復鹽

→兩種金屬離子(銨根離子)+酸根離子

如：KAl(SO4)2、(NH4)2Fe(SO4)2

絡鹽

→含有絡離子的鹽

如：Fe(SCN)3、K3[Fe(CN)6]

鹽的新分類：

根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類

強酸

酸

弱酸

強堿

堿

弱堿

NO3－、SO42－、Cl－

K+、Na+、Ba2+、Ca2+

CO32－、CH3COO－、S2－

AI3+、Mg2+、Cu2+、NH4+

KNO3K2SCa(CH3COO)2

CH3COONH4Al2(SO4)2MgCl2

強酸強堿鹽

弱酸強堿鹽

強酸弱堿鹽

弱酸弱堿鹽

強酸強堿鹽

弱酸弱堿鹽

(酸+堿→鹽+水)

酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，那么鹽溶液顯什么性？

酸+堿=鹽+水

碳酸鈉是鹽，俗名叫純堿，明明是鹽為何要叫純“堿”？

Na2CO3溶液+酚酞

NaHCO3溶液+酚酞

鹽溶液NaClNa2CO3Na2SO3NH4Cl

酸堿性

鹽類型

鹽溶液Na2SO4CH3COONaAlCl3(NH4)2SO4

酸堿性

鹽類型

尋找規(guī)律

(鹽的類型從酸堿強弱角度分類)

中性

堿性

堿性

酸性

中性

堿性

酸性

強酸強堿鹽

強堿弱酸鹽

強堿弱酸鹽

強酸弱堿鹽

強酸強堿鹽

強堿弱酸鹽

強酸弱堿鹽

一、鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關系：

鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽

鹽溶液酸堿性

中性

酸性

堿性

酸性

強酸弱堿鹽

練習1、下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性()

哪些呈堿性()

①FeCl3②NaClO③(NH4)2Fe(SO4)2④AgNO3

⑤Na2S⑥KAl(SO4)2⑦NH4I⑧NaF

①③④⑥⑦

②⑤⑧

練習2、等物質的量濃度、等體積的酸HA與堿NaOH混合后，溶液的酸堿性是()

A、酸性B、中性C、堿性D、堿性或中性

D

二、鹽水解的定義

在溶液中鹽電離出來的離子(弱酸根、弱堿根)跟水所電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。

練習3、下列溶液中離子間能大量共存的是()

A、Na+、OH－

B、Fe3+、SCN－

C、H+、F－

D、Mg2+、OH－

E、H+、ClO4－

AE

符合復分解型離子反應發(fā)生的條件之一——生成了弱電解質：弱酸、弱堿、極個別鹽

H2OH++OH_

CH3COONa=CH3COO_+Na+

+

CH3COOH

CH3COONa溶液顯堿性的原因：

邏輯推理分析1：

c(OH－)c(H+)

＞

問題1：CH3COONa溶液中水電離出來的c(OH－)水c(H+)水

問題3：CH3COONa溶液中c(OH－)c(H+)

問題2：已知CH3COONa溶液中存在分子：、；

離子：、、、；分析c(H+)、c(OH－)和

c(CH3COOH)之間的關系？

=

＞

H2OCH3COOH

H+Na+OH－CH3COO－

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH－)

促進電離→

H2OH++OH_

NH4Cl=Cl_+NH4+

+

NH3·H2O

NH4Cl溶液顯酸性的原因：

邏輯推理分析2：

c(H+)c(OH－)

＞

問題1：NH4Cl溶液中水電離出來的c(OH－)水c(H+)水

問題3：NH4Cl溶液中c(OH－)c(H+)

問題2：已知NH4Cl溶液中存在分子：、；

離子：、、、；分析c(H+)、c(OH－)和

c(NH3·H2O)之間的關系？

=

＜

H2ONH3·H2O

H+NH4+OH－Cl－

c(H+)=c(OH－)+c(NH3·H2O)

促進電離→

思考1：同樣為鹽溶液，CH3COONa、NH4Cl兩種溶液，卻表現出不同的酸堿性，其根本原因是什么？

弱酸強堿鹽===弱酸陰離子+強堿陽離子

H2OH++OH_

+

弱酸

強酸弱堿鹽===強酸陰離子+弱堿陽離子

H2OH++OH_

+

弱堿

誰弱誰水解

誰強顯誰性

練習4、下列離子在水溶液中不會發(fā)生水解的是()

使水電離出來的H+數目增加的是()

A.NH4+B.SO42_C.Al3+D.F_

思考2：溶液中鹽的離子是不是都發(fā)生水解？具有什么樣條件的離子才能發(fā)生水解？

答：不是；只有“弱”離子才能發(fā)生水解，“強”離子不能水解；如NaCl、K2SO4、KI、NaBr等溶液顯中性

B

練習5、下列物質分別加入到水中，因促進水的電離而使溶液呈酸性的是();使溶液呈酸性且抑制水的電離的是()

A、硫酸銨B、NaOHC、硫酸氫鈉D.碳酸鈉

A

C

NaHSO4===Na++H++SO4-

強酸強堿的正鹽顯中性！

ACD

CH3COO－+H2OCH3COOH+OH_

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

三、鹽的水解反應方程式

在溶液中鹽電離出來的離子(弱酸根、弱堿根)跟水所電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。

H2OH++OH_

CH3COONa=CH3COO_+Na+

+

CH3COOH

水解離子反應方程式：

水解化學反應方程式：

1、一元弱酸強堿鹽

2、多元弱酸強堿鹽

水解離子方程式：

HCO3–+H2OH2CO3+OH–

CO32–+H2OHCO3–+OH–

(主)

(次)

如Na2CO3

3、弱堿強酸鹽水解

如NH4Cl、AlCl3

NH4++H2ONH3·H2O+H+

Al3++3H2OAl(OH)3+3H+

水解離子方程式：

練習6、下列離子方程式正確的是()

A.大理石與鹽酸：CO32-+2H+＝Ca2++H2O+CO2↑

B.S2-+2H2O＝H2S↑+2H+

C.Cl-+H2OHCl+OH-

D.Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+

D

鹽類水解方程式的書寫注意：

1、先找“弱”離子。

2、一般水解程度小，水解產物少。常用“”；不寫“=”、“↑”、“↓”；也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3)寫成分解產物的形式。

3、多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。

4、多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。

弱酸根離子+水弱酸(弱酸酸式根)+OH–

弱堿陽離子+水弱堿+H+

鹽+水酸+堿

鹽類水解通式：

∴鹽類的水解是熱反應

吸

4、弱酸弱堿鹽水解

水解離子方程式：

如CH3COONH4

CH3COO-+NH4++H2ONH3·H2O+CH3COOH

思考4：上述弱酸弱堿鹽水解會導致其溶液顯酸性還是堿性？

答：①溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對大小

CH3COO-的水解產生OH-

NH4+的水解會產生H+

K(CH3COOH)

K(NH3·H2O)

c(OH-)增加

c(H+)增加

反比

酸越弱，鹽溶液中酸根陰離子越水解，產生的OH-越多

反比

堿越弱，鹽溶液中金屬陽離子越水解，產生的H+越多

誰弱誰水解，誰(較)強顯誰性！

不完全雙水解

四、鹽的水解規(guī)律

鹽類溶液酸堿性規(guī)律

強酸強堿鹽

強酸弱堿鹽

強堿弱酸鹽

弱酸弱堿鹽

中性

酸性

堿性

無弱不水解，同強顯中性

誰弱誰水解，誰強顯誰性

誰弱誰水解，誰強顯誰性

思考5：已知酸性HF強于CH3COOH，則同溫下等濃度的NaF和CH3COONa溶液，誰的pH大？

越弱越水解

CH3COONa溶液pH大

練習7、有三種一元酸HA、HB、HC的鈉鹽分別為NaA、NaB、NaC，它們的物質的量濃度相同時，常溫下溶液的pH依次為9，10，8。則這三種弱酸的酸性由強到弱的順序是()

A.HA＞HB＞HCB.HB＞HA＞HC

C.HC＞HB＞HAD.HC＞HA＞HB

D

練習8、常溫下，同濃度的弱酸強堿(NaOH)鹽NaA與NaB和強酸(HCl)弱堿鹽DCl與ECl；測其pH結果如下：①NaA溶液pH=10；②NaB溶液pH=11；③DCl溶液pH=5；④ECl溶液pH=6；

下列四選項中數據為上述四溶液中水電離的(H+)濃度大小比，其中符合①：②：③∶④的是()

A、1010:1011:105:106B、104:103:105:106

C、102:103:10:1D、10:1:106:105

C

四、鹽的水解規(guī)律

鹽類溶液酸堿性規(guī)律

強酸強堿鹽

強酸弱堿鹽

強堿弱酸鹽

弱酸弱堿鹽

中性

酸性

堿性

無弱不水解，同強顯中性

誰弱誰水解，誰強顯誰性

誰弱誰水解，誰強顯誰性

都弱雙水解，同弱顯中性，誰(較)強顯誰性

問題2：NaCl溶液與CH3COONH4溶液都顯中性，那么兩溶液中水的電離程度相同么？

問題1：查閱資料可知，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數幾乎相等，請問CH3COONH4溶液顯啥性？為什么？

中性

越弱越水解，同弱的情況，水解產生的c(H+)=c(OH-)，故顯中性

不相同，CH3COONH4溶液中水的電離程度大

酸式鹽溶液的酸堿性如何？

思考6：下述酸式鹽的水溶液顯酸性還是堿性？如：NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4、Na2HPO4、NaHCO3、NaHS

強酸酸式鹽在水中完全電離：NaHSO4===Na++H++SO4-故顯酸性

弱酸酸式鹽的酸式根在水中電離、同時也存在水解，那么酸堿性取決于兩者的程度的大?。?/p>

請解釋NaHCO3顯堿性的原因：

NaHCO3=Na++HCO3-

電離：HCO3-H++CO32-

水解：H2O+HCO3-H2CO3+OH-

水的電離解：H2OH++OH-

電離程度水解程度

＜

復分解型離子反應的新認識：

練習9、下列溶液中離子間能大量共存的是()

A、K+、Na+、HCO3－、OH－

B、NH4+、Na+、CO32－、Cl－

C、Al3+、K+、HCO3－、SO42－

D、Fe3+、NH4+、SCN－、Cl－

B

HCO3－+OH－=CO32－+H2O

NH4+與CO32－屬于不完全雙水解

Al3++3HCO3－=Al(OH)3↓+3CO2↑完全雙水解

Fe3++3SCN－=Fe(SCN)3

⑷發(fā)生完全雙水解

復分解型離子反應發(fā)生的條件：

Al3+

HCO3-(CO32-)

HS-(S2-)

AlO2-

Fe3+

HCO3-(CO32-)

AlO2-

ClO-

NH4+

AlO2-

SiO32-

注意：完全雙水解的離子方程式用“=”表示，生成沉淀物或氣態(tài)物用“↓”或“↑”表示。

H2O+AlO2－+HCO3－===Al(OH)3↓+CO32－

不是雙水解！屬于強制弱原理！

①無弱不水解

②誰弱誰水解

③誰強顯誰性

④越弱越水解

⑤都弱雙水解

⑥同弱顯中性

⑦同強顯中性

鹽的水解規(guī)律小結：

含“弱”離子的鹽才水解并促進水的電離

弱酸強堿鹽和強酸弱堿鹽

弱酸弱堿鹽

可以統(tǒng)一：①弱酸“弱”的程度=弱堿“弱”的程度所形成的鹽溶液顯中性，②弱酸根的水解“強”度=弱堿根的水解“強”度的鹽溶液顯中性，③強酸根的水解“強”度=強堿根的水解“強”度=0所形成的鹽溶液顯中性

五、鹽的水解平衡

【定義】在一定條件下，當鹽類的水解速率等于中和速率時，達到水解平衡

鹽+水酸+堿

【影響因素】

1、內因：

鹽本身的性質

越弱越水解

酸HA越弱，HA電離出H+越弱，而A-結合H+能力越強，即A-越水解

堿BOH越弱，BOH電離出OH-越弱，而B+結合OH-能力越強，即B+越水解

種類H2SO3HAcH2CO3HClOH2SiO3

電離常數1.54×10-21.76×10-54.30×10-72.95×10-82.00×10-10

強弱

較強較弱

練習10、常溫下，判斷下列同濃度溶液中的酸堿性強弱：

NaClO(aq)NaHCO3(aq)

對應的酸

HClOH2CO3

>

①堿性

練習11、常溫下，判斷下列同濃度Na2SO4、Na2SO3、NaHSO4、NaHSO3溶液酸pH的大小并排序

pH值

Na2SO3Na2SO4NaHSO3NaHSO4

>>>

CH3COONa(aq)NaHCO3(aq)

對應的酸

CH3COOHH2CO3

④堿性

2、外因：

(1)溫度：

越熱越水解

CO32-+H2OHCO3-+OH-

如Na2CO3溶液

升溫促進水解

降溫抑制水解

加入酚酞，溶液淡紅色

加熱，溶液變?yōu)樯罴t色

冷卻后，溶液恢復淡紅色

以氯化銨溶液為例：NH4++H2ONH3·H2O+H+

請嘗試用化學平衡常數解釋平衡移動方向：

c(NH3·H2O)·c(H+)

c(NH4+)

K=

0.1

(0.1)

0.1

=0.1K

越稀越水解

Qc=

K平衡逆向移動

③Qc=K達到平衡

pq

mn

K=

(2)濃度：

(3)酸堿性：

水解呈酸性的溶液中加入酸抑制水解

水解呈堿性的溶液中加入堿抑制水解

探究：在稀FeCl3溶液中已知存在如下水解平衡，填寫下列表格Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

條件平衡移動方向c(H+)pH值Fe3+的水解

程度

加濃HCl

減小

左移

增大

減小

現象：溶液黃色加深！

學法P42

3、水解平衡常數：

以CH3COONa為例：

CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－

K

=

c(CH3COOH)c(OH－)

c(CH3COO－)c(H2O)

c(H2O)視為常數

Kh

=

c(CH3COOH)c(OH－)

c(CH3COO－)

Kh為水解常數

已知：

醋酸電離平衡常數：

K(CH3COOH)

=

c(CH3COO－)c(H+)

c(CH3COOH)

水的離子積：

Kw=c(H+)c(OH－)

得：

Kh

=

Kw

K(CH3COOH)

教材P58

Kh只受溫度影響！

思考7：如何從Kh角度理解“越弱越水解”？

根據和，Ka、Kb越小，則Kh越大！

六、鹽類水解的應用

學法P44

4.溶液配制：

補充FeCl2溶液配制

問題1：為什么用熱水配制CuCl2溶液,溶液會出現渾濁？怎樣配制澄清溶液？

CuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl(吸熱)或Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+（吸熱）

配制CuCl2溶液，為防止出現渾濁，應加少量的

_______

稀鹽酸

問題2：盛放Na2S、Na2CO3的試劑瓶為什么不能用玻璃塞？NaF溶液能否用玻璃瓶？

CO32-+H2OHCO3-+OH-

F-+H2OHF+OH-

注意：實驗室貯存堿性溶液的試劑瓶一律使用橡膠塞

注意：NaF溶液一般盛放在塑料容器中！

揮發(fā)性強酸弱堿鹽，不能用蒸發(fā)溶液的方法制取

AlCl3溶液

蒸干

Al(OH)3

灼燒

Al2O3

MgCl2·6H2O

Mg(OH)2

MgO

△

△

晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水MgCl2

FeCl3溶液

Fe(NO3)3溶液

Fe2(SO4)3溶液

CuSO4·5H2O

Na2CO3·10H2O

Na2CO3溶液

Na2SO3溶液

Ca(HCO3)2溶液

Fe2O3

Fe2O3

Fe2(SO4)3

Na2CO3

Na2CO3

CuSO4

Na2SO4

CaCO3

思考：下列鹽溶液加熱蒸干后，再灼燒得到什么固體物質？

補充：

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

問題3：為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是()

A．氧化鎂B．氫氧化鈉

C．碳酸鈉D．碳酸鎂

AD

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

利用鹽類水解除雜

如：MgCl2溶液中混有FeCl3雜質。

Mg2++2H2OMg(OH)2+2H+

①加入Mg(OH)2

②加入MgO

③加入MgCO3

④加入Mg

不引入新雜質！

(主)

(次)

問題4：化肥的使用——草木灰不能和銨態(tài)氮肥混合使用，為什么？

銨態(tài)氮肥——銨鹽，水解呈酸性

NH4+＋H2ONH3·H2O+H+，

草木灰的成分：K2CO3，水解呈堿性

CO32-＋H2OHCO3-+OH-，

混施后，OH-與H+中和成水，使兩種鹽的水解平衡強烈地向右移動，以至生成大量的NH3·H2O，會導致NH3·H2O分解生成NH3逸出了，從而降低了肥效。

問題5：為什么用熱的純堿溶液洗滌油污效果好？

在堿性條件下去油污能力強

CO32-＋H2OHCO3-+OH-（吸熱）

越熱越水解，堿性越強！

[生活常識]為什么用肥皂洗衣服時用溫水比冷水洗得干凈一些？

肥皂主要成分：硬脂酸鈉(C17H35COONa)是一種弱酸強堿鹽

問題6：金屬鎂與水反應比較困難，若加一些NH4Cl馬上產生大量氣體？為什么？

總方程式：Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3+H2

NH4++H2ONH3H2O+H+

△

NH3H2O=NH3↑+H2O

Mg+2H+=Mg2++H2↑

“焊藥”—金屬焊接時常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2(aq)、NH4Cl(aq)，因其水溶液顯酸性可與金屬氧化物反應。

七、比較電解質溶液中各種粒子濃度大小

1、電離理論：（一種溶質的溶液）

②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步

①弱電解質電離是微弱的。

如：NH3·H2O溶液中：

c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)

如：H2S溶液中：

c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)

>

>

>

>

>

>

對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產生的離子濃度遠遠小于弱電解質分子的濃度。

2、水解理論：（一種溶質的溶液）

①弱離子由于水解而損耗。

如：KAl(SO4)2溶液中：c(SO42-)>c(K+)c(Al3+)

②水解是微弱的

③多元弱酸水解是分步，主要決定第一步。

c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(NH3·H2O)

如：Na2CO3溶液中：

c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)

>

>

>

>

>

>

單水解程度很小，水解產生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。

如：NH4Cl溶液中：

應用：判斷鹽溶液中離子濃度大小

CH3COONa溶液

c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)

H3PO4溶液

c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)

NaHCO3溶液

c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(CO32-)／c(H2CO3)

(1)、單一溶液

a、同一溶液不同離子

Na2CO3溶液

c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)

——抓弱酸的電離平衡

及要水解離子的水解平衡

c(H2CO3)>c(CO32-)

535

c(H+)>c(CO32-)

練習1、25℃時，1mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中,測得它們的c(NH4+)分別為

a、b、c，下列判斷正確的是（）

A、a=b=cB、a>b>c

C、a>c>bD、c>a>b

D

b、不同溶液相同離子

pH大小

練習2:等體積等濃度的MOH強堿溶液與HA弱酸溶液混合后，混合液中有關離子濃度應滿足的關系是（）

A．c(M+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)

B．c(M+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)

C．c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)

D．c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)

(2)、混合溶液

CD

練習3:在10mL0.1mol/LNaOH溶液中加入10mL0.2mol/L的CH3COOH溶液，反應后溶液中各粒子的濃度關系正確的是（）

A．c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)

B．c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)

C．c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/L

D．c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L

D

3、電荷守恒

如：NH4Cl溶液中

陽離子：NH4+H+

陰離子：Cl–OH–

正電荷總數=負電荷總數

n(NH4+)+n(H+)=n(Cl–)+n(OH–)

溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數相等。

c(NH4+)+c(H+)=c(Cl–)+c(OH–)

陽離子：Na+、H+陰離子：OH–、S2–、HS–

又如：Na2S溶液中：

Na2S=2Na++S2–

H2OH++OH–

S2–+H2OHS–+OH–

HS–+H2OH2S+OH–

c(Na+)+c(H+)=c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–)

∵正電荷總數==負電荷總數

4、物料守恒

（元素or原子守恒）

溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不變的。

是指某一元素的原始濃度應該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。

例如：amol/L的Na2CO3溶液中

Na2CO3=2Na++CO32–H2OH++OH–

CO32–+H2OHCO3–+OH–

HCO3–+H2OH2CO3+OH–

∴c(Na+)=2[c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)]

c(Na+)=2amol/L

c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)=amol/L

即c(Na+):c(C)＝2:1

又如：Na2S溶液

Na2S=2Na++S2–H2OH++OH–

S2–+H2OHS–+OH–

HS–+H2OH2S+OH–

因此物料守恒：

∵c(Na+):c(S)＝2:1

c(Na+)=2[c(S2–)+c(HS–)+c(H2S)]

再如：NaHCO3溶液中

∵c(Na+):c(C)＝1:1

因此物料守恒：

c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+c(H2CO3)

5、質子（H+）守恒

電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。也就是水電離的氫離子濃度等于水電離的氫氧根離子濃度

如：Na2CO3溶液中

CO32﹣

H2O

OH－

H+

HCO3－

H2CO3

+H+

+2H+

由的是氫守恒得質子守恒：

c(OH－)=c(H+)+c(HCO3－)+2(H2CO3)

質子守恒可以通過物料守恒和電荷守恒聯立消去“原始”離子后得到，特別是混合溶液要運用此法得到質子守恒！

Na2CO3溶液