第三節(jié)-鹽類水解課件

第3節(jié)

鹽類的水解Go1.思考：我們知道，酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性，那么，鹽溶解于水后，所形成的水溶液是否呈中性？一、探究鹽溶液的酸堿性2.中性堿性酸性強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽強酸強堿鹽1.鹽的組成與鹽溶液的酸堿性的關系3.2、實驗結(jié)論：強堿和弱酸所生成的鹽溶液呈堿性強酸和弱堿所生成的鹽溶液呈酸性強堿和強酸所生成的鹽溶液呈中性想一想：為什么鹽類的組成不同，溶液的酸堿性不同？4.練習等物質(zhì)的量濃度等體積的酸HA與堿BOH混合后，溶液的酸堿性是：A.酸性 B.中性 C.堿性 D.不能確定二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因5.1、鹽類水解的概念在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應.叫做鹽類的水解。6.四、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解越弱越水解都弱都水解誰強顯誰性7.(NH4)2SO4＝2NH4＋＋SO4

2－＋NH3·H2OH2OOH-＋H＋水電離的OH－與NH4＋結(jié)合形成弱電解質(zhì)，減少了c(OH—),使水的電離平衡正向移動，c(H＋)>c(OH－)，所以顯酸性。例：分析為何(NH4)2SO4水解呈酸性。（1）強酸和弱堿所生成的鹽的水解8.（2）強堿和強酸所生成的鹽的水解CH3COONa=CH3COO—+Na＋＋

CH3COOHH2OH＋

＋OH－

水電離的H＋與CH3COO-結(jié)合形成弱電解質(zhì)，減少了c(H＋)使水的電離平衡正向移動，c(OH－)>c(H＋)，所以顯堿性。例：分析為何CH3COONa水解呈堿性。9.鹽類水解方程式的書寫規(guī)律

1.鹽類水解一般是比較微弱的，通常用“”表示，同時無沉淀和氣體產(chǎn)生。2.多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，故相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，溶液堿性誰強。通常寫第一步水解。3.多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。10.

2、寫出下列物質(zhì)水解的離子反應方程式:（1）CH3COONa溶液（2）Na2CO3溶液（3）NH4Cl溶液（4）Al2(SO4)3溶液3.比較同條件下CH3COONa和Na2CO3溶液的堿性的強弱1、判斷下列鹽溶液的酸堿性：（1）KF（2）NH4NO3

（3）Na2SO4（4）CuSO411.對概念的理解水解的條件：生成弱電解質(zhì)。水解的實質(zhì)：促進水的電離平衡水解反應與中和反應的關系:酸+堿鹽+水中和水解12.下列方程式中正確的鹽類水解的離子方程式的是：A.HS-＋H2OH3O++S2-B.NH4+＋H2ONH3·H2O+H+C.CO32-＋H2OH2CO3+2OH-D.Fe3+＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋練習13.1.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

,原因用離子方程式表示是

。溶液變紅CO32-＋H2OHCO3－+OH-產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓溶液紅色變深課堂練習14.作業(yè)：同步練習41、42、4315.復習上節(jié)內(nèi)容1、如何判斷溶液的酸堿性？2、什么是鹽類的水解？3、寫出氯化銨、醋酸鈉、氯化鋁水解的離子方程式？16.想一想：水解反應過程是吸熱反應還是放熱反應呢？思考：影響鹽類水解的因素有哪些？17.影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)。外因：1、溫度：鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度水解程度增大。（與電離相似）

2、濃度：強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽的濃度越小，水解程度越大，加水稀釋該鹽，可以促進水解（與電離相似）；*而事實上弱酸弱堿鹽，水解程度與濃度無關（如無特別說明，不作考慮）

3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。18.填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH，改變下列條件,填寫變化情況:向右增大增大向右減小減小向右減小增大向右減小減小向左向左增大增大增大減小向右減小減小19.練習、下列物質(zhì)中的陰離子使水的電離平衡正向移動的是：A.NaClB.NH4ClC.AlCl3D.CH3COOK20.下列方程式中正確的鹽類水解的離子方程式的是：A.HS-＋H2OH3O++S2-B.NH4+＋H2ONH3·H2O+H+C.CO32-＋H2OH2CO3+2OH-D.Fe3+＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋練習21.五、鹽類水解的應用1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時如：相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的順序為：

NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

22.2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時練：25℃時，在濃度均為1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中c(NH4+)分別為a、b、c（單位為mo/L）,則下列判斷正確的是（）A.a=b=cB.c>a>bC.b>a>cD.a>c>bB23.鞏固練習相同濃度的下列溶液中，c(CO32-)的大小關系依次為（）①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3

④(NH4)2CO3⑤NH4HCO3①>④>②>⑤>③24.3、判斷溶液中離子能否大量共存。當有弱堿陽離子和弱酸陰離子之間能發(fā)生完全雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：Al3+與HCO3-、CO32-，SiO32與NH4＋等，不能在溶液中大量共存。4、配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴加幾滴對應的強酸，來抑制鹽的水解。如：配制FeCl3或CuSO4溶液時,先把氯化鐵溶于適量稀鹽酸或稀硫酸，然后再加水稀釋至適當濃度。25.5、選擇制備鹽的途徑時如制備Al2S3時，因無法在溶液中制取，會完全水解，只能由干法直接反應制取。加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HCl氣體，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固體。練：要制得較純的FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入的試劑是（）A．Na2S

B.NaHSC.H2SD.(NH4)2SD26.6、利用鹽類的水解制備某些氧化物。如用TiCl4制備TiO2的反應可表示如下：TiCl4+(x+2)H2O(過量)TiO2.xH2O+4HCl制備時加入大量的水，同時加熱（為什么?)類似的方法也可用來制備SnO、SnO2、Sn2O3、Sb2O3等。27.7、化肥的合理使用如：銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈堿性。8、某些試劑的實驗室存放如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，因NH4Ｆ水解會產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。28.9、溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。練：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A、D29.1.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

,原因用離子方程式表示是

。溶液變紅CO32-＋H2OHCO3－+OH-產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓溶液紅色變深課堂練習30.2、0.1mol/l下列溶液pH值由大到小的順序是_________________①H2SO4②NH3.H2O③NaOH④NH4Cl⑤NaCl⑥CH3COONa⑦HCl⑧CH3COOH⑨Ba(OH)2

3、將10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L鹽酸混合后,溶液里各種離子物質(zhì)的量濃度的關系是()A.c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)B.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)C.c(H+)>c(OH-)>c(Cl--)>c(NH4+)D.c(Cl-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-)AB⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①31.1．解釋某些鹽（如FeCl3、明礬等）作凈水劑的原理。?2.某些溶液的配置和保存。例：如何用熱水配制澄清的FeCl3、CuSO4、Na2SiO3 溶液？3．分析某些鹽的固體不能用蒸發(fā)方法結(jié)晶獲得的原因。（如A