化学人教版（2019）选择性必修1 3.3.2盐类水解影响因素（共18张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修1 3.3.2盐类水解影响因素（共18张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 1.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-06-03 09:22:44 | ||
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文档简介
(共18张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
3.3.2 影响盐类水解的因素 盐类水解的应用
1．掌握内外因素对盐类水解平衡移动的影响。
2．能运用盐类水解原理解释其在日常生活中的应用。
3.了解盐类水解常数及其相关应用。
学习目标
盐类的水解
实质
1、生成弱电解质
2、破坏水的电离平衡
谁弱谁水解 谁强显谁性
越弱越水解 无弱不水解
都弱双水解
条件
1、盐中必须有弱根
2、盐必须溶于水
【知识回顾】
规律
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？
思考
请从盐类水解的角度分析下列问题。
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
碳酸钠碱性比较强,对肠胃刺激性比较大,不可以用于治疗胃酸过多
同浓度时，碳酸钠水解程度比NaHCO3大，溶液的碱性更强
一、影响盐类水解的主要因素
1、内因
盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解
NH4Cl < AlCl3
②比较等浓度 NH4Cl溶液与AlCl3溶液的酸性：
①已知酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-，
比较等浓度CH3COONa，Na2CO3，NaHCO3，NaClO碱性
Na2CO3 > NaClO > NaHCO3> CH3COONa
常见弱酸根离子：
HCO3-、CO32-、HSO3-、SO32-、HS-、S2-、H2PO4-、HPO42-、PO43-、CHCOO-、F-、HSiO3-、ClO 、CN 、(C2O4)2-、F-、SiO32-等
弱碱阳离子：
NH4+、Ag+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+,Zn2+等
1、同物质的量浓度NaX、NaY、NaZ三种正盐溶液，测得溶液的pH分别是7、9、10，则相对应的酸：HX、HY、HZ的酸性比较。
HX＞HY＞HZ
【练一练】
2、实验探究
反应条件对FeCl3水解平衡的影响
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
温度 取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，放在酒精灯上加热 温度升高，水解平衡正向移动
溶液的酸碱度 取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，加入2滴盐酸，测溶液的pH 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
取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，加入少量NaOH溶液 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
盐的浓度 取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，加入少量的FeCl3(s)，再测溶液的pH 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动
溶液逐渐变为红褐色(加深)
溶液颜色变浅，溶液的pH变小
产生红褐色沉淀
溶液颜色变深，溶液的pH变小
以FeCl3水解为例：Fe3++3H2O Fe(OH)3 + 3H+
改变条件 平衡移动 水解程度 c(H+) pH 现象
加热
加水稀释
加HCl
加NaOH
加Mg
加NH4Cl
加NaF
加NaHCO3
正向
增大
增大
减小
颜色变深
正向
增大
减小
增大
颜色变浅
逆向
减小
增大
减小
颜色变浅
正向
增大
减小
增大
红褐色↓
正向
增大
减小
增大
红褐色↓无色↑
逆向
减小
增大
减小
颜色变浅
颜色变深
正向
增大
减小
增大
正向
增大
减小
增大
红褐色↓无色↑
3、外界条件对盐类水解平衡的影响
盐类的水解程度受到盐的浓度、温度及溶液酸碱度的影响—符合勒夏特列原理
①温度：
水解是中和反应的逆反应，
放热反应
是吸热反应(△H>0)。
升高温度，盐类水解平衡向正反应方向移动，有利于盐类的水解。(越热越水解)
②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，水解平衡向右移动，水解程度增大。
③加酸、碱或盐：
加酸→抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸根阴离子水解
加碱→抑制弱酸根阴离子水解，促进弱碱阳离子水解。
加盐→抑制水解情况相同的离子水解(Fe3+和NH4+)，促进水解情况相反的离子水解(Fe3+和CO32-)
例：回忆Fe(OH)3胶体的制备，为什么必须使用FeCl3饱和溶液和沸水
FeCl3饱和溶液和沸水能促进铁离子水解
2、向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为 ( )
A．减小、增大、减小
B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大
D．增大、减小、增大
A
【练一练】
3、请写出水溶液中CHCOONa水解反应离子方程式
思考
4、该可逆反应符合勒夏特列原理，试写出该反应平衡常数(Kh)的表达式
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
二、盐的水解平衡常数
1、概念
在一定温度下，能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸（或弱碱）浓度和氢氧根（或氢离子）浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子（或弱碱的阳离子）的浓度之比是一个常数，该常数称为水解平衡常数。
2、表达式
①强碱弱酸盐(MA)水解(A-水解)：A-＋H2O HA＋OH-
水解平衡常数：
②强酸弱碱盐(MA)水解（M+水解）：M＋＋H2O MOH ＋ H＋
水解平衡常数：
(Kw是水的离子积， Ka、 Kb是酸，碱的电离常数)
意义：Kh数值越大，水解程度越大影响因素：Kh只受温度影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大
【例】
(1)若常温下弱酸HA的电离平衡常数为Ka，水的离子积常数为Kw.请分析水溶液中NaA的Kh,Ka和Kh间的关系。
(2)水的离子积常数为Kw，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2,则分别分析NaHCO3、Na2CO3的Kh与Ka和Kw间的关系。
Ka×Kh=Kw
Ka1×Kh2=Kw
Ka2×Kh1=Kw
一元弱酸(碱)的Ka与Kh之间的关系如下：
Ka×Kh=Kw或Kb×Kh=Kw
n元弱酸的Ka与Kh之间的关系如下(x+y=n+1)：
Kax×Khy=Kw
3、水解常数与电离常数的关系
CH3COONa NH4Cl Na2CO3
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
3.3.2 影响盐类水解的因素 盐类水解的应用
1．掌握内外因素对盐类水解平衡移动的影响。
2．能运用盐类水解原理解释其在日常生活中的应用。
3.了解盐类水解常数及其相关应用。
学习目标
盐类的水解
实质
1、生成弱电解质
2、破坏水的电离平衡
谁弱谁水解 谁强显谁性
越弱越水解 无弱不水解
都弱双水解
条件
1、盐中必须有弱根
2、盐必须溶于水
【知识回顾】
规律
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？
思考
请从盐类水解的角度分析下列问题。
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
碳酸钠碱性比较强,对肠胃刺激性比较大,不可以用于治疗胃酸过多
同浓度时，碳酸钠水解程度比NaHCO3大，溶液的碱性更强
一、影响盐类水解的主要因素
1、内因
盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解
NH4Cl < AlCl3
②比较等浓度 NH4Cl溶液与AlCl3溶液的酸性：
①已知酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-，
比较等浓度CH3COONa，Na2CO3，NaHCO3，NaClO碱性
Na2CO3 > NaClO > NaHCO3> CH3COONa
常见弱酸根离子：
HCO3-、CO32-、HSO3-、SO32-、HS-、S2-、H2PO4-、HPO42-、PO43-、CHCOO-、F-、HSiO3-、ClO 、CN 、(C2O4)2-、F-、SiO32-等
弱碱阳离子：
NH4+、Ag+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+,Zn2+等
1、同物质的量浓度NaX、NaY、NaZ三种正盐溶液，测得溶液的pH分别是7、9、10，则相对应的酸：HX、HY、HZ的酸性比较。
HX＞HY＞HZ
【练一练】
2、实验探究
反应条件对FeCl3水解平衡的影响
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
温度 取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，放在酒精灯上加热 温度升高，水解平衡正向移动
溶液的酸碱度 取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，加入2滴盐酸，测溶液的pH 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
取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，加入少量NaOH溶液 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
盐的浓度 取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，加入少量的FeCl3(s)，再测溶液的pH 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动
溶液逐渐变为红褐色(加深)
溶液颜色变浅，溶液的pH变小
产生红褐色沉淀
溶液颜色变深，溶液的pH变小
以FeCl3水解为例：Fe3++3H2O Fe(OH)3 + 3H+
改变条件 平衡移动 水解程度 c(H+) pH 现象
加热
加水稀释
加HCl
加NaOH
加Mg
加NH4Cl
加NaF
加NaHCO3
正向
增大
增大
减小
颜色变深
正向
增大
减小
增大
颜色变浅
逆向
减小
增大
减小
颜色变浅
正向
增大
减小
增大
红褐色↓
正向
增大
减小
增大
红褐色↓无色↑
逆向
减小
增大
减小
颜色变浅
颜色变深
正向
增大
减小
增大
正向
增大
减小
增大
红褐色↓无色↑
3、外界条件对盐类水解平衡的影响
盐类的水解程度受到盐的浓度、温度及溶液酸碱度的影响—符合勒夏特列原理
①温度：
水解是中和反应的逆反应，
放热反应
是吸热反应(△H>0)。
升高温度，盐类水解平衡向正反应方向移动，有利于盐类的水解。(越热越水解)
②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，水解平衡向右移动，水解程度增大。
③加酸、碱或盐：
加酸→抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸根阴离子水解
加碱→抑制弱酸根阴离子水解，促进弱碱阳离子水解。
加盐→抑制水解情况相同的离子水解(Fe3+和NH4+)，促进水解情况相反的离子水解(Fe3+和CO32-)
例：回忆Fe(OH)3胶体的制备，为什么必须使用FeCl3饱和溶液和沸水
FeCl3饱和溶液和沸水能促进铁离子水解
2、向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为 ( )
A．减小、增大、减小
B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大
D．增大、减小、增大
A
【练一练】
3、请写出水溶液中CHCOONa水解反应离子方程式
思考
4、该可逆反应符合勒夏特列原理，试写出该反应平衡常数(Kh)的表达式
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
二、盐的水解平衡常数
1、概念
在一定温度下，能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸（或弱碱）浓度和氢氧根（或氢离子）浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子（或弱碱的阳离子）的浓度之比是一个常数，该常数称为水解平衡常数。
2、表达式
①强碱弱酸盐(MA)水解(A-水解)：A-＋H2O HA＋OH-
水解平衡常数：
②强酸弱碱盐(MA)水解（M+水解）：M＋＋H2O MOH ＋ H＋
水解平衡常数：
(Kw是水的离子积， Ka、 Kb是酸，碱的电离常数)
意义：Kh数值越大，水解程度越大影响因素：Kh只受温度影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大
【例】
(1)若常温下弱酸HA的电离平衡常数为Ka，水的离子积常数为Kw.请分析水溶液中NaA的Kh,Ka和Kh间的关系。
(2)水的离子积常数为Kw，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2,则分别分析NaHCO3、Na2CO3的Kh与Ka和Kw间的关系。
Ka×Kh=Kw
Ka1×Kh2=Kw
Ka2×Kh1=Kw
一元弱酸(碱)的Ka与Kh之间的关系如下：
Ka×Kh=Kw或Kb×Kh=Kw
n元弱酸的Ka与Kh之间的关系如下(x+y=n+1)：
Kax×Khy=Kw
3、水解常数与电离常数的关系
CH3COONa NH4Cl Na2CO3