课件28张PPT。第1课时 盐类的水解规律及影响因素第三单元 盐类的水解水的离子积KW只受温度的影响，如何理解酸、碱溶液中H＋、OH－浓度的相对大小不同？
提示 不同酸碱性溶液中H＋浓度与OH－浓度的相对大小不同，但在一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝KW(常数)。25 ℃时，KW＝1×10－14。水电离出的c(H＋)与c(OH－)始终是相等的，有时某一种需要忽略，但“越少越不能忽略”，意思是：酸中c(OH－)很小，但这完全是由水电离出来的，不能忽略，碱中的
c(H＋)也不能忽略。1．强酸、强碱的稀释与弱酸、弱碱的稀释有何不同？
提示 强酸、强碱稀释时，当c(H＋)>10－5 mol·L－1不考虑水的电离，当c(H＋)<10－5 mol·L－1时，要考虑水的电离，即酸不能稀释成碱，碱不能稀释成酸。弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得浓度的具体数值，只能确定其pH的范围。如pH＝3的醋酸稀释100倍后，3
掌握盐类水解方程式的书写。
了解影响盐类水解平衡的因素。1．2．3．探究盐溶液的酸碱性
实验探究：测定盐溶液的pH笃学一 盐溶液的酸碱性中性碱性酸性 盐发生水解的前提条件是什么？
提示 (1)盐能溶于水或易溶于水。
(2)盐在水中能电离出弱酸根离子(如CH3COO－)或弱碱阳离子(如NH4＋)。【慎思1】 强酸强碱盐不发生水解，那么强酸强碱盐溶液一定呈现中性吗？
提示 不一定。如NaHSO4不发生水解，但NaHSO4在水中完全电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42－，使溶液呈现酸性。【慎思2】盐溶液酸碱性的理论分析
(1)NH4Cl溶液
①电离过程：___________________ ，__________________。
②水的电离平衡的移动
NH4＋和OH－结合生成弱电解质__________，使水的电离平衡向_____的方向移动，当达到新的平衡时，使c(H＋)___ c(OH－)，
溶液显___性。
③总反应的离子方程式是：_______________________________。
笃学二 盐溶液呈现不同酸碱性的原因NH4Cl===NH4＋＋Cl－NH3·H2O>酸电离(2)CH3COONa溶液
①电离过程：_______________________________,
________________。
②水的电离平衡的移动
___________与_____结合成____________分子，使水的电离平衡_________，当达到新平衡时，c(OH－)___c(H＋)，即溶液呈___性。
③总反应的离子方程式为： NaCl===Na＋＋Cl－ ___________________________________。
(3)NaCl溶液
在NaCl溶液中存在下列电离：_____________________，________________。
溶液里_____弱电解质生成，H2O的电离平衡未受影响，
c(H＋)___c(OH－)，溶液显_____。CH3COONa===CH3COO－＋Na＋CH3COO－CH3COOH向右移动>碱H＋NaCl===Na＋＋Cl－ ＝中性没有 盐类水解离子方程式的书写应注意什么问题？【慎思3】定义
在水溶液中盐电离产生的_______或_______与水电离产生的______或_____结合生成___________的反应。
结果
生成弱酸或弱碱，_____了水的电离。
特点
(1)与_____________互为可逆反应；
(2)是___热反应；
(3)水解程度______；
(4)符合化学平衡移动原理。笃学三 盐类的水解1.2．3．阳离子阴离子OH－H＋促进酸碱中和反应吸很弱弱碱或弱酸 下列关于盐类水解的叙述中，错误的是 ( )。
A．盐类水解是中和反应的逆反应
B．盐类水解是吸热过程
C．酸式盐的水溶液一定显酸性
D．盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱
解析 NaHCO3是酸式盐，其水溶液显碱性。
答案 C【慎思4】盐类的水解规律
要点一 | 盐类水解的规律及影响因素1．影响因素2． 为使Na2S溶液中c(Na＋)/c(S2－)的值减小，可加入的物质是 ( )。
A．盐酸 B．适量的NaOH溶液
C．适量的KOH溶液 D．适量的NaHS溶液【例1】?答案 C
分析化学平衡移动的方向应注意两点：一要明确改变了什么条件，中学化学中一般只分析改变一个条件的情况；二要明确该条件改变时，化学平衡移动导致相关的变量相应地如何变化。 欲使0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中，
c(Na＋)/c(CH3COO－)更接近于1∶1，应采取的措施是( )。
A．加入NaOH固体 B．加入适量CH3COOH C．加入KOH固体 D．加水稀释
E．加入适量CH3COOK固体【体验1】?答案 BCE
正盐溶液
(1)强酸弱碱盐：水解显酸性，如NH4Cl。
(2)强碱弱酸盐：水解显碱性，如Na2CO3。
(3)强酸强碱盐：不水解，溶液呈中性，如NaNO3。
(4)弱酸弱碱盐——溶液的酸碱性取决于生成该盐的弱酸和弱碱的相对强弱。要点二 | 盐溶液酸碱性的判断方法1．酸式盐溶液
(1)强酸的酸式盐
只电离、不水解，溶液一定呈酸性，如NaHSO4。
(2)弱酸的酸式盐
盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。2． 相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH由小到大的顺序为________。
①Na2SO4 ②NaHSO4 ③Na2CO3 ④NaHCO3
解析 Na2SO4、NaHSO4均不水解，NaHSO4电离除生成Na＋和SO42－外还生成H＋；CO32－水解程度比HCO3－水解程度大，碱性强。
答案 ②①④③【例2】?(1)判断正盐溶液的酸碱性时，首先要判断盐的类型，因此要熟记常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱及它们的相对强弱。
(2)判断酸式盐溶液的酸碱性，要了解常见酸式酸根离子电离程度与水解程度的相对大小。 在0.5 mol·L－1的NaHSO3溶液中滴入石蕊，溶液变红。试回答有关问题：
(1)该溶液中HSO3－的电离程度________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)HSO3－的水解程度；c(H2SO3)________
c(SO32－)。
(2)在Na2SO3溶液中滴入酚酞，溶液变红。若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是________，其原因是(以离子方程式和简要文字说明)____________。【体验2】?解析 HSO3－电离生成H＋和SO32－，HSO32－水解生成OH－和H2SO3，由于NaHSO3溶液显酸性，HSO3－的电离程度大于水解程度。
酸、碱的水溶液对水的电离产生抑制作用；可水解的盐对水的电离产生促进作用。
(1)不论温度高低，何种溶液，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)。
(2)常温时，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－a mol·L－1；①若a>7，该溶液的pH＝a(碱溶液)或14－a(酸溶液)；②若a<7，该溶液的pH＝a(强酸弱碱盐的水溶液)或14－a(强碱弱酸盐的水溶液)；③若a＝7，该溶液的pH＝a(水或强酸强碱盐的水溶液)。实验探究十七 酸、碱、可水解的盐对水的电离的影响(3)常温时pH＝a的溶液：①若a>7，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－a mol·L－1(碱溶液)或1×10a－14 mol·L－1(强碱弱酸盐的水溶液)；②若a<7，由H2O电离的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10a－14 mol·L－1(酸溶液)或1×10－a mol·L－1(强酸弱碱盐的水溶液)；③若a＝7，由H2O电离的c(OH)－＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1(水或强酸强碱盐的水溶液)。 常温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为：甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为正确的数据是 ( )。
A．甲、乙 B．乙、丙
C．丙、丁 D．乙、丁【案例】 解析 pH＝12的溶液为碱性溶液，其中c(H＋)总＝1.0×10－12 mol·L－1，c(OH－)总＝1.0×10－2 mol·L－1，但碱性溶液的形成是多方面的：
(1)若溶质为碱，则碱电离出的OH－抑制了水的电离，溶液中的OH－来自两个方面，一是碱电离的，二是水电离的；但溶液中的H＋无疑都是水电离的，即c(H＋)水＝c(H＋)总＝1.0×10－12 mol·L－1，而水电离生成的H＋和OH－是等物质的量，所以：c(OH－)水＝1.0×10－12 mol·L－1。答案 C课件24张PPT。第2课时 盐类水解原理的应用清洗油污时应选择Na2CO3还是NaHCO3？为什么？
提示 应选择Na2CO3。同浓度的Na2CO3比NaHCO3水解程度大，c(OH－)大，去污能力强。
若选择Na2CO3，为什么热溶液去油污效果好？
提示 盐的水解是吸热反应，升高温度促进CO32－水解，c(OH－)增大，去污能力强。1．2．了解盐类水解在生产、生活中的应用。
了解盐类水解在化学实验和科学研究中的应用。
掌握溶液中离子浓度的大小比较问题。1．2．3．生产生活中常通过改变溶液中相关物质的浓度或溶液温度来调节盐的水解程度。例如：
(1)用纯碱溶液清洗油污时，_____可以增强其去污能力。
(2)配制FeCl3溶液时，可加入少量_____抑制水解。笃学 盐类水解原理的应用1.加热盐酸盐在水解时生成难溶于水的氢氧化物时：
(1)若氢氧化物呈胶体状态且无毒，可作净水剂，如铝盐、_____，写出明矾净水的离子方程式：________________________________。
(2)若溶液浓度较低时，可制纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。
(3)若水解程度很大时，可以制无机化合物。如制取
________________2．铁盐TiO2·xH2O＋4HCl 泡沫灭火器中的Al2(SO4)3溶液能否盛装在铁桶里？为什么？【慎思1】 实验室配制FeCl2溶液时，通常将FeCl2固体先溶解在盐酸中，再加水稀释至所需浓度，同时还加入少量铁屑，为什么？
提示 溶解在盐酸中的目的是抑制Fe2＋的水解，而加入铁屑的作用是防止Fe2＋被氧化。【慎思2】“两个微弱”：即弱电解质的电离是微弱的；离子的水解是微弱的。
如稀醋酸中的粒子(CH3COOH、CH3COO－、H＋、OH－)浓度由大到小的顺序是c(CH3COOH)>c(H＋)>
c(CH3COO－)>c(OH－)。
“三个守恒”：即“电荷守恒”“物料守恒”和“质子守恒”
(1)电荷守恒
电解质溶液呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(OH－)＋2c(CO32－)。要点一 | 比较电解质溶液中各种微粒浓度关系2．1．(2)物料守恒
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但遵循原子守恒。如Na2CO3溶液中有如下守恒关系：c(Na＋)＝2c(CO32－)＋2c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
(3)质子守恒
即水电离的氢离子和氢氧根离子的浓度相等。如在Na2CO3溶液中，水电离出的H＋分别以H＋、HCO3－、H2CO3形式存在，而水电离出的OH－完全以OH－形式存在，故有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
“分清主次”即溶液中是以电离平衡还是水解平衡，一级电离还是二级电离，一级水解还是二级水解为主。
溶液中离子浓度大小比较的规律
(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析判断。如H3PO4溶液中，各种离子浓度的大小顺序为c(H＋)>c(H2PO4－)>
c(HPO42－)>c(PO43－)。3．4．(2)多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解来分析。如Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)
>c(H＋)。
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较，要考虑溶液中其他离子对它的影响。如在物质的量浓度相同的下列溶液中：①(NH4)2SO4、②NH4HSO4、③NH4Cl、④CH3COONH4，c(NH4＋)由大到小的顺序是①>②>③>④。
(4)混合溶液中各离子浓度的大小比较，要根据电离程度，水解程度等进行综合分析。
如在0.1 mol·L－1 NH4Cl和0.1 mol·L－1氨水的混合溶液中，各离子浓度的相对大小顺序为c(NH4＋)>c(Cl－)>c(OH－)
>c(H＋)。在该溶液中存在NH3·H2O的电离和NH4＋的水解，二者互相抑制。NH3·H2O的电离程度大于NH4＋的水解程度，溶液呈碱性。 下列有关0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中离子浓度的关系式，正确的是 ( )。
A．c(Na＋)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(H＋)>c(OH－)
B．c(Na＋)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)
C．c(Na＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(H2CO3)
D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
解析 NaHCO3溶液中HCO3－既能电离又能水解，由于溶液显碱性，因此水解程度大于电离程度，离子浓度大小关系为：c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)，A、B错，C项根据物料守恒c(CO32－)不应乘2。
答案 D【例1】?(1)对于全部是离子的等式，一般应从电荷守恒的角度去分析；对于既有分子又有离子的等式，一般应从物料守恒角度或将电荷守恒和物料守恒结合起来考虑；对于粒子浓度的不等式(排序)，通常需要综合电离、水解程度的相关规律进行判断。
(2)比较离子浓度大小时若为溶液混合，则应先判断溶液中的溶质及其浓度，再按不同情况逐步分析。 有关①100 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3、②100 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3两种溶液的叙述不正确的是 ( )。
A．溶液中水电离出的H＋个数：②>①
B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①
C．①溶液中：c(CO32－)>c(H2CO3)
D．②溶液中：c(HCO3－)>c(H2CO3)
解析 A项中等浓度等体积的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液，Na2CO3水解程度大，由H2O电离产生的H＋个数多，A项正确；两溶液中阴离子物质的量Na2CO3溶液大于NaHCO3溶液，故B项正确；在NaHCO3溶液中由于同时存在HCO3－的水解平衡和电离平衡，而水解程度大于电离程度。故c(H2CO3)>c(CO32－)，故C项错误。Na2CO3溶液中CO32－一级水解程度远远大于二级水解，故c(HCO3－)>c(H2CO3)，D项正确。
答案 C【体验1】?判断盐溶液的酸碱性或pH
例如：相同物质的量浓度的下列溶液：NaCl、KHSO4、Na3PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的顺序为：Na3PO4>Na2HPO4>NaCl>CH3COOH>KHSO4。
溶液蒸干后所得溶质的问题要点二 | 盐类水解的其他重要应用1．2．(2)水解生成不挥发性酸时，蒸干一般得到原溶质，如蒸干Al2(SO4)3溶液时仍得到Al2(SO4)3。
(3)盐水解生成碱时，蒸干后一般得到原物质，如蒸干Na2CO3溶液仍得到Na2CO3固体。但热稳定性低的盐除外，例如蒸干NaHCO3溶液得到Na2CO3。
判断盐所对应酸的相对强弱
例如：已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的酸性强弱为HB>HA。
盐溶液的配制
例如：配制FeCl3、SnCl2溶液时应加入少量盐酸，配制AgNO3溶液时应加入少量硝酸。3．4．用盐作净水剂
例如：利用FeCl3、明矾在水溶液中发生水解产生胶体，能吸附水中悬浮的杂质，起到净水的作用。
判断溶液中离子能否共存
例如：Al3＋、Fe3＋与CO32－、HCO3－因为能发生相互促进的水解反应，在溶液中不能大量共存。
泡沫灭火器原理
5．6．7．判断盐溶液中粒子种类多少
如Na3PO4溶液中存在的微粒为：Na＋、PO43－、HPO42－、H2PO4－、H3PO4、H＋、OH－、H2O。8． 下列各组物质混合后，再加热蒸干并在300 ℃时充分灼烧至质量不变，最终一定能得到纯净物的是( )。
A．向FeSO4溶液中通入过量Cl2
B．向NaHCO3溶液中加入一定质量的Na2O2粉末
C．向NaI和NaBr混合溶液中通入过量Cl2
D．向NaOH溶液中加入过量AlCl3溶液【例2】?答案 C具有强还原性的盐，挥发性弱酸的酸式盐、铵盐等受热易分解的盐，挥发性强酸的弱碱盐在加热蒸干后不能得到原溶质。 下列说法与盐的水解有关的是 ( )。
①明矾可以做净水剂；②实验室配制FeCl3溶液时往往在FeCl3溶液中加入少量的盐酸；③用NaHCO3和Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂；④在NH4Cl溶液中加入金属镁会产生氢气；⑤草木灰与铵态氮肥不能混合施用；⑥比较NH4Cl和Na2S等某些盐溶液的酸碱性；⑦FeCl2溶液加热蒸干灼烧得Fe2O3
A．①③⑥ B．②③⑤ C．③④⑤ D．全部有关【体验2】?答案 DMgCl2、AlCl3、FeCl3、CuCl2等一些易水解的盐在制备时要防止水的参与。由于要考虑到无水环境，因此对实验装置的顺序及除杂都有特殊的要求。实验探究十八 易水解物质的制取 已知FeCl3极易与水反应。
现要制备无水FeCl3，并将其保存下来，能选用的仪器或装置如下图所示：
【案例】 能选用的试剂如下：
A．食盐晶体 B．水 C．饱和食盐水 D．烧碱溶液 E．铁粉
F．二氧化锰 G．浓硫酸 H．无水CaCl2 I．碱石灰
(1)从上述仪器中选取若干连成一个制备并保存无水FeCl3的装置，用图中各管口标号按先后可连接为( )接( )，( )接( )，( )接( )，( )接( )。
(2)填写连接装置中各选用仪器里应盛放的物质。(3)是否需要选择装置⑤？________，其原因是___________________________________________。解析 制备FeCl3时应注意FeCl3是强酸弱碱盐，遇水即发生水解反应。故在本实验所制Cl2进入装置①前必经干燥，同时还要用装置⑤与装置①连接，因装置⑤中盛装的碱石灰可吸收空气中的水蒸气，防止制得的FeCl3发生水解反应，装置⑤的另一个作用是碱石灰可吸收多余的Cl2，防止污染环境。
答案 (1)d e f g h a b c
(2)(3)需要 FeCl3易吸收空气中的水而水解；多余的Cl2可污染空气