3.3.2影響鹽類水解的主要因素課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

第三節(jié)

鹽類的水解

課時21.會分析外界條件對鹽類水解平衡的影響；2.認(rèn)識鹽的水解平衡常數(shù)，并能運用鹽的水解平衡常數(shù)解釋鹽溶液顯酸堿性的原因。鹽類的水解實質(zhì)1.生成弱電解質(zhì)2.破壞水的電離平衡誰弱誰水解誰強顯誰性越弱越水解無弱不水解

都弱雙水解條件1.鹽中必須有弱根2.鹽必須溶于水規(guī)律【知識回顧】F-+H2O?HF+OH-

CN-+H2O?HCN+OH-

已知濃度相同的NaF和NaCN溶液,NaCN溶液的pH遠(yuǎn)大于NaF,分析其原因?酸性HF>HCNHCN酸性弱,CN-水解程度大,生成的OH-濃度大，【問題與思考】越弱越水解NaCN堿性強。一、影響鹽類水解的因素1.內(nèi)因H2OH++OH-+MA=A-

+M+HA對于強堿弱酸鹽來說，生成鹽的弱酸酸性越弱，即越

電離（電離常數(shù)越?。擕}的水解程度越

。同理，對于強酸弱堿鹽來說，生成鹽的弱堿堿性越弱，該鹽的水解程度越

。鹽類水解程度的大小，主要是由

所決定的。例如，對于強堿弱酸鹽（MA）的水解：鹽的性質(zhì)難大大NH4Cl<AlCl32.比較等濃度NH4Cl溶液與AlCl3溶液的酸性：1.已知酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-，比較等濃度CH3COONa，Na2CO3，NaHCO3，NaClO堿性Na2CO3>

NaClO>NaHCO3>CH3COONa【練一練】2.外因(外界條件)：

鹽類的水解是可逆反應(yīng)，水解平衡受到鹽的濃度、溫度等反應(yīng)條件的影響——符合勒夏特列原理。實驗探究——反應(yīng)條件對FeCl3水解平衡的影響[提出問題]問題一：FeCl3溶液呈酸性還是堿性？寫出FeCl3發(fā)生水解的離子方程式。問題二：從反應(yīng)條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？[實驗探究]實驗用品：試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、pH計、藥匙、酒精燈、火柴、0.01mol/LFeCl3溶液、FeCl3晶體、濃鹽酸、濃NaOH溶液影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象解釋溫度反應(yīng)物的濃度生成物的濃度（1）驗證溫度對水解平衡的影響（2）驗證反應(yīng)物濃度對水解平衡的影響（3）驗證生成物濃度對水解平衡的影響加氫氧化鈉加蒸餾水加鹽酸加蒸餾水向FeCl3溶液中加入少量濃酸或濃堿，觀察溶液顏色變化。影響因素實驗現(xiàn)象解釋溫度（升溫）溶液顏色

.溫度升高，平衡向

的方向移動反應(yīng)物的濃度（增加）溶液顏色

.c(Fe3+)增大，平衡向

的方向移動生成物的濃度（加酸）溶液顏色

.加入鹽酸，c(H+)增大，平衡向

方向移動（加堿）溶液顏色

.加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡向

的方向移動加深加深變淺加深FeCl3水解FeCl3水解FeCl3水解的逆反應(yīng)FeCl3水解應(yīng)用平衡移動原理分析CH3COONa的水解，列舉可能影響水解反應(yīng)程度的因素，并說明所依據(jù)的原理。

c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度加熱加水加CH3COOH加CH3COONa加HCl加NaOH減小增大增大減小增大增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大減小減小減小增大增大增大減小增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大增大減小減小減小【思考與交流】1.比較下列溶液的pH大?。ㄌ睢?gt;”“<”或“=”）（1）0.2mol/LNH4Cl溶液____0.1mol/LNH4Cl溶液（2）0.1mol/LNa2CO3溶液____0.1mol/LNaHCO3溶液（3）25℃1mol/LFeCl3溶液___80℃1mol/LFeCl3溶液（4）0.1mol/L(NH4)2CO3溶液___0.1mol/LNa2CO3溶液<>><【練一練】2.向三份0.1mol/LCH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固體(忽略溶液體積變化)，則CH3COO－濃度的變化依次為(

)A．減小、增大、減小

B．增大、減小、減小C．減小、增大、增大

D．增大、減小、增大A二、鹽的水解常數(shù)Kh在一定溫度下，能水解的鹽在水溶液中達(dá)到水解平衡時，生成的弱酸（或弱堿）濃度和氫氧根離子（或氫離子）濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子（或弱堿的陽離子）的濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)稱為水解平衡常數(shù)。水解平衡常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。它只受溫度影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。1.強堿弱酸鹽(HA為弱酸)

A－＋H2OHA＋OH－Kh＝c(HA).c(OH－

)

c(A－)＝c(HA).c(OH－

).c(H＋

)

c(A－).c(H＋

)

＝KwKaKh＝c(MOH).c(H＋)c(M＋)＝c(MOH).c(H＋)

.c(OH－

)c(M＋).c(OH－

)

＝KwKb2.強酸弱堿鹽（MOH為弱堿）

M＋＋H2OMOH＋H＋越弱越水解試解釋：1.酸式鹽NaHCO3顯堿性2.酸式鹽NaH2PO4溶液為酸性，Na2HPO4為堿性？幾種多元弱酸的電離常數(shù)（25℃）弱酸電離常數(shù)弱酸電離常數(shù)H2CO3K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11H2C2O4（草酸）K1＝5.4×10－2K2＝5.4×10－5H3PO4K1＝7.1×10－3K2＝6.3×10－8K3＝4.2×10－13H3C6H5O7（檸檬酸）K1＝7.4×10－4K2＝1.73×10－5K3＝4×10－7（1）NaHCO3①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿①HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－

Kh②HCO3－＋H2OCO32－＋H3O＋

Ka2＝4.7×10－11Kh＝c(H2CO3).c(OH－)

c(HCO3－)＝KwKa1＝c(OH－).c(H＋)

c(HCO3－).c(H＋)

c(H2CO3)＝10－144.4×10－7＝2.3×10－8Ka2＝4.7×10－11∴Kh＞Ka2（2）NaH2PO4①H2PO4－＋H2OH3PO4＋OH－Kh＝10－147.1×10－3＝1.4×10－12Ka2＝6.3×10－8∴Ka2＞KhKh＝c(H3PO4).c(OH－)

c(H2PO4－)＝KwKa1＝c(OH－).c(H＋)

c(H2PO4－).c(H＋)

c(H3PO4)②電離①水解程度：>∴溶液呈

性酸③HPO42－

PO43－＋H＋Ka3②H2PO4－HPO42－＋H＋Ka2＝6.3×10－8（3）Na2HPO4①HPO42－＋H2OH2PO4－＋OH－Kh②HPO42－

PO43－＋H＋Ka3＝4.2×10－13＝10－146.3×10－8＝1.6×10－7Ka3＝4.2×10－13Kh＝c(H2PO4－).c(OH－

)

c(HPO42－)＝KwKa2＝c(OH－

).c(H＋

)

c(HPO42－).c(H＋

)

c(H2PO4－)程度：∴Kh＞Ka3①水解②電離>∴溶液呈

性堿2.弱酸酸式鹽溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的相對大小