高二化学人教版选择性必修一第三章　第三节　第2课时　影响盐类水解的因素 课件（共27张PPT）

(共27张PPT)
第三节　盐类的水解
第2课时　影响盐类水解的因素
第三章　水溶液中的离子反应与平衡
[学习目标]
能从平衡的视角分析外界条件对盐类水解的影响(重、难点)。
问题讨论
请从盐类水解的角度分析下列问题。
1.NaHCO3可作胃药，用于缓解胃酸过多引起的胃痛等，而碳酸钠则不能用作胃药。
2.同浓度Na2CO3溶液和NaHCO3溶液，滴入酚酞后变红的程度为何不同？
Na2CO3溶液
NaHCO3 溶液
酸性：
H2CO3 >
两溶液中c(OH-):
Na2CO3>NaHCO3
两溶液的碱性:
Na2CO3＞NaHCO3
水解程度：
>
越弱越水解
水解产物
越弱
盐类水解程度的大小，主要取决于盐的性质（内因）
NaHCO3 溶液水解：+H2O H2CO3+ OH－
Na2CO3 溶液水解：+H2O + OH－
Ka1 Ka2
H2CO3 4.5×10－7 4.7×10－11
离子水解
越强
问题讨论
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
1.内因对盐类水解平衡的影响规律
(1)盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定。
(2)越弱越水解——生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。
例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。
归纳总结
(3)多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。
例如，Na2CO3溶液中
+H2O H2CO3+ OH－（微弱）
+H2O + OH－ （主要）
3.如何定量判断同浓度的NaHCO3和Na2CO3的碱性强弱？
NaHCO3 溶液水解：+H2O H2CO3+ OH－
Na2CO3 溶液水解：+H2O + OH－
水解平衡常数
Kh =
Kh =
问题讨论
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
2.定量描述盐类水解能力大小——盐的水解常数
(1)表达式(以CH3COONa为例) ：
Kh =
Kh 数值越大，水解程度越大
只受温度影响，升温，Kh增大
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
水解：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
Ka和Kh之间的关系是怎样的？
电离：CH3COOH CH3COO－＋H+
Ka =
Ka Kh
=Kw
=
Ka Kh =Kw
(2)水解常数与电离常数的关系
或 Kb Kh =Kw
由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。
=
思考交流
1.下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
(1)计算Na2CO3第一步水解常数Kh1。
(2)计算NaHCO3水解常数Kh。
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
思考交流
(3)浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是_____________________________。
CH3COONaNa2CO3溶液：Kh1≈2.1×10－4
NaHCO3溶液：Kh≈2.2×10－8
CH3COONa溶液： Kh
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
思考交流
2.常温下，三种酸的电离常数如下表所示：
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三种酸的强弱关系是____________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH相同，则三者的浓度由大到小的顺序：_______________。
(3)写出NaY溶液与HZ反应的离子方程式：___________________。
HZ>HY>HX
NaZ>NaY>NaX
HZ＋Y－===HY＋Z－
Ka(HZ)>Ka(HY)>Ka(HX)
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
思考交流
3.已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2、 Ka2＝6.0×10－8 。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
在NaHSO3溶液中存在如下两个平衡：
水解平衡： +H2O H2SO3+ OH－
电离平衡： + H+
Ka2＝6.0×10－8
Kh
因为Ka2>Kh，
所以： c(H+)> c(OH-) ，溶液呈酸性。
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
盐类水解常数(Kh)的应用
Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液酸、碱性越强
(即越弱越水解)
归纳总结
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋；
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，
电离平衡：HA－ A2－＋H＋
水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－
溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
请从盐类水解的角度分析下列问题。
(1)为什么Na2CO3溶液可以去油污？
(2)热的Na2CO3溶液去油污效果更好，说明温度如何影响盐类水解？
(3)还有哪些因素会影响盐类水解？
问题讨论
+H2O + OH－
盐类水解是吸热反应，升温促进水解。
盐类水解是可逆反应，可用平衡移动原理来分析
二、外因对盐类水解平衡的影响
归纳总结
1.盐类水解的特征
(1)盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是吸热反应。
(2)盐类的水解反应是可逆反应。
思考：(1)写出FeCl3溶液的水解离子方程式。
(2)根据盐类水解的特征判断影响FeCl3水解平衡的外界因素主要有哪些？并设计实验进行探究。
温度、FeCl3溶液的浓度、溶液的酸碱性等。
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
2. 实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
影响 因素 实验步骤 实验现象 解释
温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向正反应方向移动
浓度 加入FeCl3固体，再测溶液pH 溶液颜色变深，pH变小 加入FeCl3晶体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动
FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，填写下表：
二、外因对盐类水解平衡的影响
视频导学
影响 因素 实验步骤 实验现象 解释
溶液的 酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗
H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动
二、外因对盐类水解平衡的影响
特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
2. 实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，填写下表：
归纳总结
影响盐类水解平衡的外界因素
二、外因对盐类水解平衡的影响
影响因素 影响结果
温度 水解反应是吸热反应，升温水解程度增大。
(越热越水解)
浓度 增加盐溶液浓度，水解平衡向右移动，水解程度变小；
加水稀释盐的溶液，水解程度增大。
(越稀越水解)
酸碱性 加H+促进弱酸阴离子的水解；抑制弱碱阳离子的水解。
加OH-促进弱碱阳离子的水解；抑制弱酸阴离子的水解。
1.正误判断
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，的水解程度一样
(2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大
(3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大
(4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解
×
×
√
×
√
√
思考交流
水解是吸热反应。
加水稀释， c(OH-)减小
c()： (NH4)2SO4>NH4Cl
不一定，如增大盐的浓度，水解平衡右移，但水解程度减小
不变
减小
二、外因对盐类水解平衡的影响
2.只改变Na2CO3溶液的一种条件，解答下列问题。
(1)稀释溶液，水解平衡常数 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(4)加入NaOH固体，溶液pH 。
不变
正反应方向
增大
增大
思考交流
二、外因对盐类水解平衡的影响
水解平衡常数只受温度影响。
水解吸热，升温促进水解 ， 增大。
NaOH=== Na++ OH－，溶液中增大
3.(1)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
思考交流
在Na2SO3溶液中，水解： ＋H2O H＋OH－，
产生白色沉淀，且红色褪去
加入BaCl2后，Ba2＋＋===BaSO3↓(白色)，
由于c()减小， 水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。
二、外因对盐类水解平衡的影响
思考交流
(2)将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
NH4Cl溶液中发生水解反应：＋H2O NH3·H2O＋H＋，
加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，
促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，
NH3·H2O NH3＋H2O，产生NH3。
二、外因对盐类水解平衡的影响
1.在Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是
A.加热 B.通入HCl气体
C.加入少量Na2SO4(s) D.加入NaCl溶液
√
自我测试
水解反应是吸热反应
c(H＋)减小
措施 水解平衡移动方向 c(H＋)变化 pH变化
加热 → 增大 减小
通入HCl气体 ← 增大 减小
加入少量Na2SO4(s) —— 不变 不变
加入NaCl溶液 → 减小 增大
自我测试
2.相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是
A.电离程度：HCN＞HClO
B.pH：HClO＞HCN
C.与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D.酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－)
√
由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，消耗NaOH的物质的量相同。
强碱弱酸盐，水解呈碱性
说明CN－水解的程度大，
越弱越水解
电离程度：HCN＜HClO
pH：HClO＜HCN
自我测试
3.常温条件下，0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液加水稀释过程中，下列说法不正确的是
A.溶液中的c(H＋)增大
B.溶液存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
D.水解平衡正向移动，水解常数增大
√
电荷守恒
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
影响
加水稀释， c(CH3COO－)减小， Kh(CH3COO－)不变
自我测试
4.如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。
(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为_______________
_________________________________(用离子方程式和必要文字解释)。
自我测试
(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。
A.水解反应为放热反应
B.水解反应为吸热反应
C.NH4NO3晶体溶于水时放出热量
D.NH4NO3晶体溶于水时吸收热量
BD
生石灰与水反应放出大量热，烧瓶①中红色变深，则水解平衡向右移动，说明水解反应吸热；同时烧瓶③中溶液红色变浅，则NH4NO3晶体溶于水时吸收热量。
本节内容结束