高中化学人教版选修4 第3章第3节 盐类的水解 课件（45张）
文档属性
| 名称 | 高中化学人教版选修4 第3章第3节 盐类的水解 课件（45张） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 1.1MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2019-10-03 18:07:39 | ||
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文档简介
(共45张PPT)
第三章 水溶液中的离子平衡
第三节 盐类的水解
思考：
1.根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
2.盐溶液是否一定是呈中性？
3.常用什么方法来确定溶液的酸碱性？
实验探究：一、盐溶液的酸碱性规律
中性
碱性
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
P54
中性
酸性
碱性
酸性
强酸弱碱盐
盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl
酸碱性
盐类型
盐溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 AlCl3
酸碱性
盐类型
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液酸碱性
课堂练习1：
下列盐的水溶液中，哪些呈酸性？哪些呈碱性？哪些呈中性？
① FeCl3 ② NaClO ③ Al2(SO4)3
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4
谁强显谁性 同强显中性
盐溶液呈酸碱性的规律：
即：强酸弱碱盐呈酸性
弱酸强碱盐呈碱性
强酸强碱盐呈中性
为什么不同的盐溶液会呈现不同酸碱性？
问题探究:二、探究盐溶液呈不同酸碱性的原因：
（以NH4Cl溶液为例）
思考：
(1) NH4Cl溶液中哪些物质发生电离？
(2)哪些离子能相互结合？对水的电离平衡有何影响？
(3)为什么NH4Cl溶液显酸性？
三、盐类的水解
1.定义：在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。
弱酸阴离子或弱碱阳离子
弱酸或弱碱
弱酸阴离子:CH3COO - 、CO3 2- 、 HCO3 -、F - 、S 2- 等
弱碱阳离子:NH4+ 、Al3+ 、Cu2+ 、Fe3+ 、Ag+等
盐 + 水 酸 + 碱
盐易溶，有弱离子。
促进水的电离。
2.水解的条件：
3.水解的实质：
使 c (H+) ≠ c (OH–)
生成弱电解质；
4.水解的特点：
⑴ 可逆
⑵ 吸热
(4) 程度小
(5)动态平衡
中和
水解
(3)有弱酸或弱碱生成
5.水解的规律：
⑴ 有弱才水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱都水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。
[总结] 各类盐水解的比较
能
能
不能
CH3COO-
NH4+
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa 弱酸阴离子 促进水的电离 碱性
强酸弱碱盐 NH4Cl 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱盐 NaCl 无 无 中性
1. 下列溶液pH小于7的是
A、氯化钾 B、硫酸铜 C、硫化钠 D、硝酸钡
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A. 碳酸钾 B. 硫酸氢钠 C. 碳酸氢钠 D. 氯化铁
3. 下列离子在水溶液中不会发生水解的是
A. NH4+ B. SO42– C. Al3+ D. F –
4.?氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是
A. NH4+ 、H + 、OH –、Cl –
B. Cl – 、 NH4+ 、H + 、OH –
C. H +、 Cl – 、 NH4+ 、OH –
D. Cl – 、 NH4+ 、 OH – 、H +
课堂练习
盐 + 水 酸 + 碱
三、盐类水解方程式的书写注意事项：
先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少。常用“ ” ；不写“ = ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱酸阴离子（弱碱阳离子） + 水 弱酸(弱碱) + OH– ( H+ )
5.多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – CO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – SO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
⑶ NaH2PO4
溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4
溶液呈弱碱性
课堂练习：
书写下列物质水解的化学方程式及离子方程式
NaClO、 NaHCO3 、
Na2S、NH4NO3 、
CuCl2、CH3COONH4
小结
1.盐类水解的定义、条件、实质、特点、规律
2.盐类水解的特点：
⑴是中和反应的逆反应
⑵吸热反应
⑶水解程度很小
3.水解的离子方程式的书写
复习回顾：
盐类水解：
1、概念：
2、水解的条件：
3、水解的实质：
4、水解的特点：
5、水解的规律：
溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。
盐易溶，有弱离子。
促进水的电离。
生成弱电解质；
可逆；吸热；一般微弱；
有弱才水解；无弱不水解；
谁弱谁水解；越弱越水解；
谁强显谁性；同强显中性。
盐 + 水 酸 + 碱
三、盐类水解方程式的书写注意事项：
先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少。常用“ ” ；不写“ = ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱酸阴离子（弱碱阳离子） + 水 弱酸(弱碱) + OH– ( H+ )
5.多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – CO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – SO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
⑶ NaH2PO4
溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4
溶液呈弱碱性
课堂练习：
书写下列物质水解的化学方程式及离子方程式
NaClO、 NaHCO3 、
Na2S、NH4NO3 、
CuCl2、CH3COONH4
复习
写出下列物质的水解的离子方程式，并说明溶液的酸碱性。
(NH4) 2SO4 、NaClO、
Fe（NO3）3、K2S、
NaHCO3、 CuCl2。
四、盐类水解平衡
（一）定义：
在一定条件下，当盐类的水解速率等于
中和速率时，达到水解平衡。
（动态平衡）
（二）影响因素：
1.内因：
盐本身的性质。
（越弱越水解）
① 不同弱酸对应的盐
NaClO (aq) NaHCO3 (aq)
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的酸
HClO H2CO3
<
>
碱 性
② 不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
<
>
16
1.内因：
盐本身的性质。
（越弱越水解）
③ 同一弱酸对应的盐
Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
HCO3– H2CO3
<
>
碱 性
∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度
>
④ 多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，
水解趋势 电离趋势 ( NaH2PO4和NaHSO3 例外)
Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4
Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4
pH值
> > >
> > >
⑤ 弱酸弱碱盐：水解程度较大
>
11
2.盐类水解的影响因素——外因
(1)温度：
【活动与探究】
Ⅰ.向0.1mol/L Na2CO3溶液中滴加2-3滴酚酞，观察现象。
Ⅱ.微热后再观察现象，比较有什么不同。
Ⅲ.冷却后，又有什么现象？
加入酚酞，溶液淡红色
加热，溶液变为深红色
冷却后，溶液恢复淡红色
升温促进水解
降温抑制水解
(2)浓度：
0.1
(0.1)
0.1
=0.1K
稀释促进水解
2.盐类水解的影响因素——外因
Qc=
< K
向右
向右
增大
减小
减小
增大
< K
、增大浓度抑制水解
K =
操作 平衡移动方向 NH4+水解程度 C(H+)
加水稀释为10倍
加NH4Cl固体
在稀FeCl3溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
加浓HCl
减小
左移
增大
减小
水解呈酸性的溶液中加入酸抑制水解
现象：溶液黄色加深！
2.盐类水解的影响因素——外因
【活动与探究】
[思考]水解后呈碱性的溶液中加入碱会怎样呢？
水解呈碱性的溶液中加入碱抑制水解
条件 平衡移动方向 C(H+) pH值 Fe3+的水解
程度
2.外因：
① 温度：
升温，促进水解。
② 浓度：
加水稀释，促进水解。
③ 加酸：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
抑制
促进
④ 加碱：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
促进
抑制
配制FeCl3溶液需要注意什么问题？
加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。
HCl
10
改变条件 平衡移动方向 C(CH3COO-) C(OH-) 水解程度
加固体CH3COONa 向右 增大 增大 减小
加水 向右 减小 减小 增大
升温 向右 减小 增大 增大
加HCl 向右 减小 减小 增大
加CH3COOH 向左 增大 减小 减小
加NH4Cl 向右 减小 减小 增大
加固体NaOH
向左 增大 增大 减小
加固体Na2CO3 向右 增大 增大 增大
盐类水解
的应用
1.泡沫灭火器的原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液
外筒装有NaHCO3溶液
Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：
Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2
速度快
耗盐少
混合前
混合后
六、盐类水解的应用：
(一)日常生活中的应用
2.盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等
本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。
3.纯碱去油污
水解显碱性，升温，促进CO32–水解。
六、盐类水解的应用：
(二) 易水解盐溶液的配制与保存：
配制 FeCl3溶液：加少量 ；
配制 FeCl2溶液：加少量 ；
保存NH4F溶液 ：
稀盐酸
稀盐酸和Fe粉
不能存放在玻璃瓶中！
铅容器或塑料瓶
配制 FeSO4溶液：加少量 ；
稀硫酸和Fe粉
(三) 判断盐溶液的酸碱性：
NaCl溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
中性
碱性
酸性
CH3COONH4溶液
中性
NaHCO3溶液
碱性
（相同温度和浓度）
(四) 判定离子能否大量共存：
Al3+ 与 AlO2–
Al3+ 与 HCO3–
Al3+ 与 CO32–
Al 3+ + 3AlO2 – + H2O
Al(OH)3
4
6
Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2
2Al3+ + 3CO32– + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO2
（五）某些化肥的使用使土壤酸碱性变化
(NH4)2SO4（硫铵）
Ca(OH)2、K2CO3（草木灰）
酸性
碱性
它们不能混合使用，
（六）利用盐类水解除杂
否则会因双水解而降低肥效。
如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质。
① 加入Mg(OH)2
② 加入MgO
③ 加入MgCO3
④ 加入Mg
不引入新杂质！
(主)
(次)
(七) 挥发性强酸弱碱盐，不能用蒸发溶液的方法制取
AlCl3溶液
蒸干
Al(OH)3
灼烧
Al2O3
MgCl2· 6H2O
Mg(OH)2
MgO
晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2
Fe2O3
Fe2O3
Fe2(SO4)3
Na2SO4
CaCO3
下列盐溶液加热蒸干、灼烧后，得到什么固体物质？
制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2
书 P58
（八）水溶液中微粒浓度的大小比较：
1.电离理论：
② 多元弱酸电离是分步，主要决定第一步
① 弱电解质电离是微弱的
如： NH3 · H2O 溶液中：
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+)
如：H2S溶液中：
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)
>
>
>
>
>
>
>
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
2.水解理论：
① 弱离子由于水解而损耗。
如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)
② 水解是微弱
③ 多元弱酸水解是分步，主要决定第一步
c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–)
如：Na2CO3 溶液中：
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
>
>
>
>
>
>
>
单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。
如：NH4Cl 溶液中：
（八）、水溶液中微粒浓度的大小比较：
1.电荷守恒
如：NH4Cl 溶液中
阳离子： NH4+ H+
阴离子： Cl– OH–
正电荷总数 == 负电荷总数
n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– )
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
九、电解质溶液中的守恒关系
九、电解质溶液中的守恒关系
1.电荷守恒
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子：OH– 、 S2– 、 HS–
又如：Na2S 溶液
Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
∵ 正电荷总数 == 负电荷总数
九、电解质溶液中的守恒关系
2.物料守恒
（元素或原子守恒）
溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不变的。
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
九、电解质溶液中的守恒关系
2.物料守恒
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH–
CO32– + H2O HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
c (Na+ ) = 2 a mol / L
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
（元素或原子守恒）
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
九、电解质溶液中的守恒关系
如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
2.物料守恒
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
（元素or原子守恒）
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
九、电解质溶液中的守恒关系
如：NaHCO3溶液
2.物料守恒
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
（元素or原子守恒）
∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1
因此
c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)
九、电解质溶液中的守恒关系
3.质子（H+）守恒
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如：NH4Cl溶液中
为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：
H3O+（H+）
NH3·H2O、OH–、
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
如：CH3COONa溶液中
为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：
H3O+ （H+）、CH3COOH
OH–
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–)
例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)??
D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–)
解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH3·H2O ? NH4+ ＋ OH–），所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来，
c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。
A
例2：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是
A. c (OH–) ＞ c (H+)
B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L
C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– )?????
D. c (CH3COO– )?＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L
解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根据电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。
第三章 水溶液中的离子平衡
第三节 盐类的水解
思考：
1.根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
2.盐溶液是否一定是呈中性？
3.常用什么方法来确定溶液的酸碱性？
实验探究：一、盐溶液的酸碱性规律
中性
碱性
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
P54
中性
酸性
碱性
酸性
强酸弱碱盐
盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl
酸碱性
盐类型
盐溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 AlCl3
酸碱性
盐类型
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液酸碱性
课堂练习1：
下列盐的水溶液中，哪些呈酸性？哪些呈碱性？哪些呈中性？
① FeCl3 ② NaClO ③ Al2(SO4)3
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4
谁强显谁性 同强显中性
盐溶液呈酸碱性的规律：
即：强酸弱碱盐呈酸性
弱酸强碱盐呈碱性
强酸强碱盐呈中性
为什么不同的盐溶液会呈现不同酸碱性？
问题探究:二、探究盐溶液呈不同酸碱性的原因：
（以NH4Cl溶液为例）
思考：
(1) NH4Cl溶液中哪些物质发生电离？
(2)哪些离子能相互结合？对水的电离平衡有何影响？
(3)为什么NH4Cl溶液显酸性？
三、盐类的水解
1.定义：在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。
弱酸阴离子或弱碱阳离子
弱酸或弱碱
弱酸阴离子:CH3COO - 、CO3 2- 、 HCO3 -、F - 、S 2- 等
弱碱阳离子:NH4+ 、Al3+ 、Cu2+ 、Fe3+ 、Ag+等
盐 + 水 酸 + 碱
盐易溶，有弱离子。
促进水的电离。
2.水解的条件：
3.水解的实质：
使 c (H+) ≠ c (OH–)
生成弱电解质；
4.水解的特点：
⑴ 可逆
⑵ 吸热
(4) 程度小
(5)动态平衡
中和
水解
(3)有弱酸或弱碱生成
5.水解的规律：
⑴ 有弱才水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱都水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。
[总结] 各类盐水解的比较
能
能
不能
CH3COO-
NH4+
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa 弱酸阴离子 促进水的电离 碱性
强酸弱碱盐 NH4Cl 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱盐 NaCl 无 无 中性
1. 下列溶液pH小于7的是
A、氯化钾 B、硫酸铜 C、硫化钠 D、硝酸钡
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A. 碳酸钾 B. 硫酸氢钠 C. 碳酸氢钠 D. 氯化铁
3. 下列离子在水溶液中不会发生水解的是
A. NH4+ B. SO42– C. Al3+ D. F –
4.?氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是
A. NH4+ 、H + 、OH –、Cl –
B. Cl – 、 NH4+ 、H + 、OH –
C. H +、 Cl – 、 NH4+ 、OH –
D. Cl – 、 NH4+ 、 OH – 、H +
课堂练习
盐 + 水 酸 + 碱
三、盐类水解方程式的书写注意事项：
先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少。常用“ ” ；不写“ = ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱酸阴离子（弱碱阳离子） + 水 弱酸(弱碱) + OH– ( H+ )
5.多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – CO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – SO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
⑶ NaH2PO4
溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4
溶液呈弱碱性
课堂练习：
书写下列物质水解的化学方程式及离子方程式
NaClO、 NaHCO3 、
Na2S、NH4NO3 、
CuCl2、CH3COONH4
小结
1.盐类水解的定义、条件、实质、特点、规律
2.盐类水解的特点：
⑴是中和反应的逆反应
⑵吸热反应
⑶水解程度很小
3.水解的离子方程式的书写
复习回顾：
盐类水解：
1、概念：
2、水解的条件：
3、水解的实质：
4、水解的特点：
5、水解的规律：
溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。
盐易溶，有弱离子。
促进水的电离。
生成弱电解质；
可逆；吸热；一般微弱；
有弱才水解；无弱不水解；
谁弱谁水解；越弱越水解；
谁强显谁性；同强显中性。
盐 + 水 酸 + 碱
三、盐类水解方程式的书写注意事项：
先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少。常用“ ” ；不写“ = ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱酸阴离子（弱碱阳离子） + 水 弱酸(弱碱) + OH– ( H+ )
5.多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – CO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – SO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
⑶ NaH2PO4
溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4
溶液呈弱碱性
课堂练习：
书写下列物质水解的化学方程式及离子方程式
NaClO、 NaHCO3 、
Na2S、NH4NO3 、
CuCl2、CH3COONH4
复习
写出下列物质的水解的离子方程式，并说明溶液的酸碱性。
(NH4) 2SO4 、NaClO、
Fe（NO3）3、K2S、
NaHCO3、 CuCl2。
四、盐类水解平衡
（一）定义：
在一定条件下，当盐类的水解速率等于
中和速率时，达到水解平衡。
（动态平衡）
（二）影响因素：
1.内因：
盐本身的性质。
（越弱越水解）
① 不同弱酸对应的盐
NaClO (aq) NaHCO3 (aq)
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的酸
HClO H2CO3
<
>
碱 性
② 不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
<
>
16
1.内因：
盐本身的性质。
（越弱越水解）
③ 同一弱酸对应的盐
Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
HCO3– H2CO3
<
>
碱 性
∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度
>
④ 多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，
水解趋势 电离趋势 ( NaH2PO4和NaHSO3 例外)
Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4
Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4
pH值
> > >
> > >
⑤ 弱酸弱碱盐：水解程度较大
>
11
2.盐类水解的影响因素——外因
(1)温度：
【活动与探究】
Ⅰ.向0.1mol/L Na2CO3溶液中滴加2-3滴酚酞，观察现象。
Ⅱ.微热后再观察现象，比较有什么不同。
Ⅲ.冷却后，又有什么现象？
加入酚酞，溶液淡红色
加热，溶液变为深红色
冷却后，溶液恢复淡红色
升温促进水解
降温抑制水解
(2)浓度：
0.1
(0.1)
0.1
=0.1K
稀释促进水解
2.盐类水解的影响因素——外因
Qc=
< K
向右
向右
增大
减小
减小
增大
< K
、增大浓度抑制水解
K =
操作 平衡移动方向 NH4+水解程度 C(H+)
加水稀释为10倍
加NH4Cl固体
在稀FeCl3溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
加浓HCl
减小
左移
增大
减小
水解呈酸性的溶液中加入酸抑制水解
现象：溶液黄色加深！
2.盐类水解的影响因素——外因
【活动与探究】
[思考]水解后呈碱性的溶液中加入碱会怎样呢？
水解呈碱性的溶液中加入碱抑制水解
条件 平衡移动方向 C(H+) pH值 Fe3+的水解
程度
2.外因：
① 温度：
升温，促进水解。
② 浓度：
加水稀释，促进水解。
③ 加酸：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
抑制
促进
④ 加碱：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
促进
抑制
配制FeCl3溶液需要注意什么问题？
加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。
HCl
10
改变条件 平衡移动方向 C(CH3COO-) C(OH-) 水解程度
加固体CH3COONa 向右 增大 增大 减小
加水 向右 减小 减小 增大
升温 向右 减小 增大 增大
加HCl 向右 减小 减小 增大
加CH3COOH 向左 增大 减小 减小
加NH4Cl 向右 减小 减小 增大
加固体NaOH
向左 增大 增大 减小
加固体Na2CO3 向右 增大 增大 增大
盐类水解
的应用
1.泡沫灭火器的原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液
外筒装有NaHCO3溶液
Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：
Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2
速度快
耗盐少
混合前
混合后
六、盐类水解的应用：
(一)日常生活中的应用
2.盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等
本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。
3.纯碱去油污
水解显碱性，升温，促进CO32–水解。
六、盐类水解的应用：
(二) 易水解盐溶液的配制与保存：
配制 FeCl3溶液：加少量 ；
配制 FeCl2溶液：加少量 ；
保存NH4F溶液 ：
稀盐酸
稀盐酸和Fe粉
不能存放在玻璃瓶中！
铅容器或塑料瓶
配制 FeSO4溶液：加少量 ；
稀硫酸和Fe粉
(三) 判断盐溶液的酸碱性：
NaCl溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
中性
碱性
酸性
CH3COONH4溶液
中性
NaHCO3溶液
碱性
（相同温度和浓度）
(四) 判定离子能否大量共存：
Al3+ 与 AlO2–
Al3+ 与 HCO3–
Al3+ 与 CO32–
Al 3+ + 3AlO2 – + H2O
Al(OH)3
4
6
Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2
2Al3+ + 3CO32– + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO2
（五）某些化肥的使用使土壤酸碱性变化
(NH4)2SO4（硫铵）
Ca(OH)2、K2CO3（草木灰）
酸性
碱性
它们不能混合使用，
（六）利用盐类水解除杂
否则会因双水解而降低肥效。
如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质。
① 加入Mg(OH)2
② 加入MgO
③ 加入MgCO3
④ 加入Mg
不引入新杂质！
(主)
(次)
(七) 挥发性强酸弱碱盐，不能用蒸发溶液的方法制取
AlCl3溶液
蒸干
Al(OH)3
灼烧
Al2O3
MgCl2· 6H2O
Mg(OH)2
MgO
晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2
Fe2O3
Fe2O3
Fe2(SO4)3
Na2SO4
CaCO3
下列盐溶液加热蒸干、灼烧后，得到什么固体物质？
制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2
书 P58
（八）水溶液中微粒浓度的大小比较：
1.电离理论：
② 多元弱酸电离是分步，主要决定第一步
① 弱电解质电离是微弱的
如： NH3 · H2O 溶液中：
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+)
如：H2S溶液中：
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)
>
>
>
>
>
>
>
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
2.水解理论：
① 弱离子由于水解而损耗。
如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)
② 水解是微弱
③ 多元弱酸水解是分步，主要决定第一步
c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–)
如：Na2CO3 溶液中：
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
>
>
>
>
>
>
>
单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。
如：NH4Cl 溶液中：
（八）、水溶液中微粒浓度的大小比较：
1.电荷守恒
如：NH4Cl 溶液中
阳离子： NH4+ H+
阴离子： Cl– OH–
正电荷总数 == 负电荷总数
n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– )
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
九、电解质溶液中的守恒关系
九、电解质溶液中的守恒关系
1.电荷守恒
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子：OH– 、 S2– 、 HS–
又如：Na2S 溶液
Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
∵ 正电荷总数 == 负电荷总数
九、电解质溶液中的守恒关系
2.物料守恒
（元素或原子守恒）
溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不变的。
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
九、电解质溶液中的守恒关系
2.物料守恒
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH–
CO32– + H2O HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
c (Na+ ) = 2 a mol / L
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
（元素或原子守恒）
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
九、电解质溶液中的守恒关系
如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
2.物料守恒
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
（元素or原子守恒）
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
九、电解质溶液中的守恒关系
如：NaHCO3溶液
2.物料守恒
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
（元素or原子守恒）
∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1
因此
c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)
九、电解质溶液中的守恒关系
3.质子（H+）守恒
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如：NH4Cl溶液中
为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：
H3O+（H+）
NH3·H2O、OH–、
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
如：CH3COONa溶液中
为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：
H3O+ （H+）、CH3COOH
OH–
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–)
例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)??
D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–)
解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH3·H2O ? NH4+ ＋ OH–），所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来，
c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。
A
例2：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是
A. c (OH–) ＞ c (H+)
B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L
C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– )?????
D. c (CH3COO– )?＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L
解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根据电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。