2024-2025學(xué)年高二化學(xué)選擇性必修1（配蘇教版）教學(xué)課件 專題3 第3單元 第1課時 鹽類水解的原理 影響鹽類水解的因素

專題3第三單元第1課時鹽類水解的原理影響鹽類水解的因素基礎(chǔ)落實·必備知識全過關(guān)重難探究·能力素養(yǎng)全提升目錄索引

素養(yǎng)目標(biāo)1.知道可以通過分析、推理等方法認(rèn)識鹽類水解的本質(zhì)特征,建立模型。能運(yùn)用模型解釋鹽類水解平衡的移動,揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律。2.會判斷鹽溶液的酸堿性,學(xué)會鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫。3.認(rèn)識鹽類水解有一定限度,是可以調(diào)控的。能多角度、動態(tài)地分析鹽類水解平衡,培養(yǎng)變化觀念與平衡思想的化學(xué)核心素養(yǎng)?；A(chǔ)落實·必備知識全過關(guān)一、鹽類水解的原理1.鹽溶液的酸堿性(1)鹽的分類(按生成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱劃分)NaCl、KNO3NH4Cl、AlCl3、Fe2(SO4)3強(qiáng)堿弱酸鹽

弱酸弱堿鹽

(2)鹽溶液酸堿性的理論分析①強(qiáng)酸弱堿鹽(以NH4Cl溶液為例)電離方程式

理論解釋

和OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)

,使水的電離平衡向右移動

溶液酸堿性c(H+)

c(OH-),溶液呈

性

水解方程式

NH3·H2O>酸

②強(qiáng)堿弱酸鹽(以CH3COONa溶液為例)電離方程式

理論解釋CH3COO-和H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)

,使水的電離平衡向右移動

溶液酸堿性c(H+)

c(OH-),溶液呈

性

水解方程式

CH3COOH

<堿

③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(以NaCl溶液為例)電離過程:NaCl══Na++Cl-,H2OH++OH-。水的電離平衡:溶液中沒有弱電解質(zhì)生成,水的電離平衡未受到影響,溶液中c(H+)

c(OH-),溶液呈

性。

=中

2.鹽類的水解(1)定義鹽在水溶液中

與水電離出的

結(jié)合生成

的反應(yīng)。

(2)特征①一般是

反應(yīng),在一定條件下達(dá)到化學(xué)平衡。

②鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng),鹽類水解是

熱反應(yīng)。

電離出的離子H+或OH-弱電解質(zhì)可逆吸(3)書寫要求①一般來說,鹽類水解的程度不大,應(yīng)該用可逆號“”表示。鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體,所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產(chǎn)物。②多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的,水解離子方程式要分步表示。③多元弱堿陽離子的水解簡化成一步寫出。④水解相互促進(jìn)且水解程度較大,書寫時要用“══”“↑”“↓”等。教材閱讀想一想閱讀教材圖3-22思考:鹽類發(fā)生水解時,對水的電離有何影響?酸或堿對水的電離有何影響?提示

鹽類的水解促進(jìn)水的電離,酸或堿抑制水的電離。

易錯辨析判一判(1)碳酸鈉溶液顯堿性,是因為溶液中c(OH-)>c(H+)。(

)(2)CH3COONa溶液中存在的粒子只有H2O、CH3COO-、Na+、H+、OH-。(

)(3)鹽類的水解過程促進(jìn)了水的電離。(

)(4)鹽類水解后,溶液不是顯酸性就是顯堿性。(

)√×提示

還有CH3COOH。

√×提示

也可以顯中性,如醋酸銨溶液。

二、影響鹽類水解平衡的因素1.實驗探究鹽類水解平衡的影響因素已知0.1mol·L-1Fe(NO3)3發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。用pH計測量該溶液的pH,根據(jù)實驗操作填寫下表:可能影響因素實驗操作現(xiàn)象解釋與結(jié)論鹽的濃度加水稀釋,測溶液的pH溶液顏色變

,溶液的pH

加水稀釋,c(Fe3+)

,水解平衡向

方向移動

淺變大變小正反應(yīng)可能影響因素實驗操作現(xiàn)象解釋與結(jié)論溶液的酸堿性加硝酸后,測溶液的pH溶液顏色變

,溶液的pH

加入硝酸,c(H+)增大,水解平衡向

方向移動,但c(H+)仍比原平衡中c(H+)大

加入少量NaOH溶液產(chǎn)生

色沉淀,溶液的pH

加入氫氧化鈉,OH-消耗H+,c(H+)減小,水解平衡向

方向移動

溫度升高溫度溶液顏色變

,溶液的pH

升高溫度,水解平衡向

方向移動

淺變小逆反應(yīng)紅褐變大正反應(yīng)深變小正反應(yīng)2.影響鹽類水解平衡的因素及結(jié)論(1)內(nèi)因:鹽本身的性質(zhì)。組成鹽的弱酸根陰離子相對應(yīng)的酸越弱(或弱堿陽離子對應(yīng)的堿越弱),水解程度就

。

(2)外因:受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。①溫度:鹽的水解是吸熱反應(yīng),因此升高溫度,鹽的水解程度

。

②濃度:稀釋鹽溶液,可以

水解,鹽的濃度越小,水解程度

。

③外加酸堿:水解呈酸性的鹽溶液,加堿會

水解;加酸會_______

水解。水解呈堿性的鹽溶液,加堿會

水解;加酸會

水解。

④外加鹽:加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會使鹽的水解程度

。

越大增大促進(jìn)越大促進(jìn)抑制抑制促進(jìn)增大教材閱讀想一想閱讀教材“影響鹽類水解的因素”中的“批判性思維”易錯辨析判一判(1)升高溫度,碳酸鈉溶液的堿性增強(qiáng)。(

)(2)向FeCl3溶液中加入FeCl3固體,其水解程度增大。(

)(3)將氯化銨溶液加水稀釋,其水解程度增大。(

)(4)向氯化鐵溶液中加氯化銨固體,其水解程度減小。(

)√×√√重難探究·能力素養(yǎng)全提升探究一鹽類水解的原理情境探究我們知道酸溶液呈酸性,堿溶液呈堿性,那么鹽溶液是否呈中性呢?在焊接金屬時,往往對接口處進(jìn)行打磨、清洗。清洗時常用NH4Cl或ZnCl2溶液作為清洗液,因為這兩種鹽溶液能夠溶解接口處的銹斑(主要成分是Fe2O3)。你能解釋NH4Cl或ZnCl2溶液除去鐵銹的原理嗎?通過本節(jié)課知識的學(xué)習(xí),你就能了解以上事例的原理,了解其中的奧秘。(1)NaHSO4溶液顯酸性還是堿性?原因是什么?(2)pH均為4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中,水電離出的c(H+)相等嗎?(3)如何比較同濃度的CH3COONa和NaClO溶液水解的程度?(4)已知在相同條件下NH3·H2O與CH3COOH電離程度幾乎相等,CH3COOH的酸性比H2CO3強(qiáng),那么NH4HCO3溶液顯酸性、堿性還是中性?提示

不相等。H2SO4抑制水的電離,NH4Cl能水解,從而促進(jìn)水的電離,所以NH4Cl溶液中水電離出的c(H+)大。提示

越弱越水解。

(5)NaHCO3溶液顯堿性的原因是什么?用離子方程式分析。(6)NaHSO3溶液顯酸性的原因是什么?用離子方程式分析。方法突破1.鹽類水解的規(guī)律水解規(guī)律:水解看組成,有弱才水解,無弱不水解;越弱越水解,都弱都水解;誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性,規(guī)律要記清。(1)“有弱才水解,無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解;若沒有,則不發(fā)生水解反應(yīng)。(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應(yīng)的酸越弱,水解程度越大;弱堿陽離子對應(yīng)的堿越弱,其水解程度越大。(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā)生水解,且相互促進(jìn)。(4)“誰強(qiáng)顯誰性”——當(dāng)鹽中的陰離子對應(yīng)的酸比陽離子對應(yīng)的堿更容易電離時,水解后鹽溶液呈酸性,反之,呈堿性,即強(qiáng)酸弱堿鹽溶液顯酸性,強(qiáng)堿弱酸鹽溶液顯堿性。圖解:2.鹽類水解離子方程式的書寫(1)鹽類水解的離子方程式一般用“”連接,由于水解程度較小,水解生成的弱電解質(zhì)的濃度很小,一般不生成沉淀或氣體,即一般不標(biāo)“↓”或“↑”符號。應(yīng)用體驗視角1水解方程式的書寫和正誤判斷1.下列反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)或水解方程式不正確的是(

)A.①②

B.③④C.①②④ D.全部D解析

①HCl+H2O══H3O++Cl-屬于鹽酸的電離方程式,故①符合題意;②ZnCl2+2H2O══Zn(OH)2+2HCl中,“等號”要改為“可逆號”,故②符合題意;③Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH中,碳酸鈉的水解是分步進(jìn)行的,不能一步完成,故③符合題意;④Al2(CO3)3+3H2O══2Al(OH)3↓+3CO2↑,水解進(jìn)行徹底,故④符合題意。2.下列物質(zhì)在常溫下發(fā)生水解時,對應(yīng)的離子方程式正確的是(

)B視角2判斷鹽溶液的酸堿性3.(2024遼寧葫蘆島協(xié)作校聯(lián)考)下列關(guān)于明礬[化學(xué)式為KAl(SO4)2·12H2O]溶液的說法正確的是(

)A.25℃時,明礬溶液呈酸性B.25℃時,明礬溶液呈堿性C.25℃時,明礬溶液呈中性D.明礬是一種混合物A解析

明礬含有K+、Al3+兩種陽離子,是一種復(fù)鹽,屬于強(qiáng)電解質(zhì),可看作K2SO4和Al2(SO4)3的復(fù)合物,Al2(SO4)3是強(qiáng)酸弱堿鹽,推測明礬溶液呈酸性,A正確,B、C錯誤;明礬是一種純凈物,D錯誤。4.根據(jù)表中信息,判斷0.10mol·L-1的下列各物質(zhì)的溶液pH最大的是(

)酸電離常數(shù)(常溫下)CH3COOHKa=1.76×10-5H2CO3Ka1=4.30×10-7,Ka2=5.61×10-11H2SKa1=9.1×10-8,Ka2=1.1×10-12A.CH3COONa B.Na2CO3 C.NaHCO3

D.Na2SD5.已知某溫度下,Ka(HCN)=6.2×10-10,Ka(HF)=6.8×10-4,Ka(CH3COOH)=1.7×10-5,Ka(HNO2)=5.1×10-4。物質(zhì)的量濃度均為0.1mol·L-1的下列溶液,pH由大到小的順序是(

)A.NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaFB.NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCNC.NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaFD.NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2C解析

由Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知,酸性:HF>HNO2>CH3COOH>HCN,則水解能力:CN->CH3COO->>F-,相同條件下,弱酸根離子的水解能力越強(qiáng),對應(yīng)鹽溶液的堿性越強(qiáng),pH越大。視角3根據(jù)鹽溶液的酸堿性判斷弱酸、弱堿的強(qiáng)弱6.物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH依次為8、9、10,則HX、HY、HZ的酸性由強(qiáng)到弱的順序是(

)A.HX、HZ、HY B.HZ、HY、HXC.HX、HY、HZ D.HY、HZ、HXC解析

同濃度的三種鹽溶液,pH越大,說明水解程度越大,所對應(yīng)的弱酸酸性越弱,即酸性:HX>HY>HZ。7.已知在常溫下測得濃度均為0.1mol·L-1的下列三種溶液的pH:溶質(zhì)NaHCO3Na2CO3NaCNpH9.711.611.1下列說法中正確的是(

)A.陽離子的物質(zhì)的量濃度之和:Na2CO3>NaCN>NaHCO3B.相同條件下的酸性:H2CO3<HCNC.三種溶液中均存在電離平衡和水解平衡D.升高Na2CO3溶液的溫度,減小C解析

三種溶液中的陽離子均為Na+和H+,Na2CO3溶液中Na+濃度是其他兩種溶液的2倍,陽離子濃度最大,NaCN溶液和NaHCO3溶液中Na+濃度相等,NaCN溶液中H+濃度小于NaHCO3溶液,故陽離子濃度之和的大小順序為Na2CO3>NaHCO3>NaCN,A項錯誤;的水解能力小于CN-,故酸性H2CO3>HCN,B項錯誤;升高Na2CO3溶液的溫度,促進(jìn)其水解,增大,D項錯誤。探究二影響水解反應(yīng)的因素情境探究在我們的教學(xué)樓、實驗室、宿舍等的墻壁上都掛有一種泡沫滅火器。泡沫滅火器內(nèi)一個容器裝有NaHCO3飽和溶液,滅火器內(nèi)另有一個容器裝有Al2(SO4)3溶液。當(dāng)意外失火時,將泡沫滅火器倒過來即可使兩種液體混合,噴出CO2和Al(OH)3,阻止火勢蔓延。(1)泡沫滅火器的使用方法:可手提滅火器上部的提環(huán)(注意不得使滅火器過分傾斜,更不能橫拿或顛倒),當(dāng)距離燃燒點10m左右時,將滅火器顛倒,一只手緊握提環(huán),另一只手掛住滅火器底圈,對準(zhǔn)燃燒點,由近至遠(yuǎn)進(jìn)行噴射。泡沫滅火器的化學(xué)原理是什么?提示

Al3+水解產(chǎn)生H+,水解產(chǎn)生OH-,則Al3+與

相互促進(jìn)水解,總反應(yīng)為Al2(SO4)3+6NaHCO3══3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑。(2)向CH3COONa溶液中再加CH3COONa(s),CH3COO-的水解平衡右移,水解程度為什么減小?(3)為使Na2S溶液中

的值減小,可以采取什么措施?加入NaOH、NaHS是否可以?提示

向CH3COONa溶液中加入CH3COONa(s)平衡右移,但根據(jù)勒夏特列原理,CH3COO-濃度增大程度更大,所以水解程度減小。提示

降溫、加入KOH或KHS。加入NaOH、NaHS不可以,因為水解平衡雖然左移,c(S2-)增大,但c(Na+)增大更多,致使

增大。(4)NH4Cl溶液加水稀釋時c(H+)變小,c(OH-)怎么變?(5)已知:常溫下,H2C2O4的電離常數(shù)分別是Ka1≈5.90×10-2,Ka2≈6.40×10-5。草酸的鉀鹽有K2C2O4、KHC2O4。常溫下,KHC2O4的水解常數(shù)為多少?KHC2O4溶液的酸堿性如何?提示

水解導(dǎo)致溶液呈酸性,稀釋NH4Cl溶液時c(H+)變小,c(OH-)應(yīng)增大。方法突破1.鹽類水解的平衡常數(shù)(1)水解平衡常數(shù)的定義。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(或弱堿陽離子)濃度之比是一個常數(shù),該常數(shù)就稱為水解平衡常數(shù)。(2)水解平衡常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的定量關(guān)系。

其中Kh為水解平衡常數(shù),Ka、Kb分別為弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù),KW為水的離子積常數(shù)。因而Ka(或Kb)與KW、Kh的定量關(guān)系為Ka·Kh=KW(或Kb·Kh=KW)。(3)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)。它只受溫度的影響,因水解過程是吸熱過程,故水解程度隨溫度的升高而增大。2.從定性、定量兩角度理解影響鹽類水解的因素(1)鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響,以氯化鐵水解為例,當(dāng)改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時,應(yīng)從平衡移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面歸納總結(jié)。(2)水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響。應(yīng)用體驗視角1鹽類水解平衡常數(shù)

A.稀釋溶液,水解平衡常數(shù)增大 B.通入CO2,平衡向正反應(yīng)方向移動C.升高溫度,水解平衡常數(shù)增大 D.加入NaOH固體,溶液pH減小解析

水解平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),A錯;CO2與Na2CO3反應(yīng)生成NaHCO3,

濃度減小,濃度增大,平衡逆向移動,B錯;水解是吸熱反應(yīng),溫度升高平衡正向移動,水解平衡常數(shù)增大,C對;NaOH是強(qiáng)堿,加入NaOH固體溶液的堿性增強(qiáng),溶液pH增大,D錯。C2.在一定條件下,Na2S溶液中存在水解平衡:S2-+H2OHS-+OH-。下列說法正確的是(

)A.稀釋溶液,水解平衡常數(shù)增大C.加入CuSO4固體,HS-濃度減小D.加入NaOH固體,溶液pH減小C視角2影響