2021-2022学年高二化学人教版（2019）选择性必修1 3.3.2影响盐类水解的因素（教学课件）（共20张PPT）

(共20张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第三节
盐类水解
第2课时
影响盐类的水解的因素
★会分析外界条件对盐类水解平衡的影响。
★了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。
★掌握溶液中离子浓度大小的比较方法。
课程目标
用纯碱溶液清洗油污时，加热可以增强其去污力，这是为什么？
一、影响盐类水解的因素
1.内因
H2O
H+
+
OH-
+
MA
=
A-
+
M+
HA
对于强碱弱酸盐来说，生成盐的弱酸酸性越弱，即越
电离（电离常数越小），该盐的水解程度越
。同理，对于强酸弱碱盐来说，生成盐的弱碱碱性越弱，该盐的水解程度越
。
盐类水解程度的大小，主要是由
所决定的。例如，对于强碱弱酸盐（MA）的水解：
盐的性质
难
大
大
[提出问题]
问题一：FeCl3溶液呈酸性还是碱性？写出FeCl3发生水解的离子方程式。
问题二：从反应条件考虑，影响FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？
[实验探究]
实验用品：
试管、试管夹、试管架、胶头滴管、pH计、药匙、酒精灯、火柴、0.01
mol/L
FeCl3溶液、FeCl3晶体、浓盐酸、浓NaOH溶液
2.外因
科学探究
盐类的水解是
反应，水解平衡也受
、
等反应条件的影响。
可逆
温度
浓度
影响因素
实验步骤
实验
现象
解释
温度
在试管中加入2ml
0.01
mol/L
FeCl3溶液，用试管夹夹持，在酒精灯上微热
反应物的浓度
在试管中加入2mL
0.01
mol/L
FeCl3溶液，然后用药匙加入少许FeCl3晶体
溶液的酸碱性
在试管中加入2
mL
0.01
mol/L
FeCl3溶液，然后滴入2~3滴浓盐酸
在试管中加入2mL
0.01mol/L
FeCl3溶液，然后滴入5滴浓NaOH溶液
[实验操作、现象及解释]
溶液颜
色加深
溶液颜
色加深
溶液颜
色变浅
溶液颜
色加深
温度升高，平衡向FeCl3水解的方向移动
c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移动
加入盐酸，c(H+)增大，平衡向FeCl3水解
的逆反应方向移动
加入NaOH溶液，c(H+)减小，平衡向FeCl3水解的方向移动
应用平衡移动原理分析CH3COONa的水解，列举可能影响水解反应程度的因素，并说明所依据的原理。
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解程度
加热
加水
加CH3COOH
加CH3COONa
加HCl
加NaOH
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
增大
增大
增大
减小
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
思考与交流
二、盐类水解的应用
>
盐溶液蒸干灼烧时所得产物类型的判断
1.盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如蒸干CuSO4（aq）
CuSO4（s）；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)
Al(OH)3
Al2O3。
2.酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
3.考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3（CaO）；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4
+
MnO2；NH4Cl→NH3
↑+HCl↑。
4.还原性盐在蒸干时会被O2氧化
如Na2SO3(aq)→Na2SO4(s)。
(1)电荷守恒：电解质溶液中无论存在多少种离子溶液总是呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数=阴离子所带的负电荷总数。
应用：如Na2CO3，溶液中存在的阳离子有Na+、H+，存在的阴离子有OH-、CO32-、HCO3-。
根据电荷守恒有n(Na+)
+
n(H+)=n(OH-)
+
n(HCO3-)+2n(CO32-)。
或c(Na+)
+
c(H+)=c(OH-)
+
c(HCO3-)+2c(CO32-)。
电解质溶液中的三个守恒
(2)元素质量守恒(物料守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
应用：如Na2CO3溶液中Na+和CO32-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=2c(CO32-)，由于CO32-发生水解，其在溶液中的存在形式除了CO32，还有HCO3-、H2CO3。
根据电荷守恒有c(Na+)
=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)。
(3)质子守恒
如纯碱溶液中c(H+)水=c(OH-)水,c(H+)水=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+),所以c(OH-)水=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)。
现分别以Na2CO3和NaHCO3溶液为例,用以下图示帮助我们来理解质子守恒:
?
所以c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H3O+),即c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+);所以c(OH-)+c(CO32-)=c(H2CO3)+c(H+)
?
(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。
CO32-+H2O?
HCO3-+OH-
HCO3-+H2O?
H2CO3+OH-
所以c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)。
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、
c.NH4HSO4三种溶液中c(NH4+)由大到小的顺序是c>a>b。
溶液中粒子浓度大小的比较
(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3·H2O的电离>NH4+的水解,故离子浓度顺序为c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
四、盐的水解平衡常数
以强碱弱酸盐(MA)为例，其水解的离子方程式为
。
盐的水解常数：
。
HA的电离常数：
。
强碱弱酸盐的水解常数与弱酸的电离常数的关系式:
。
1.温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大，水解平衡常数增大。
2.浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
3.酸碱性：向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
小结
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!
本部分内容讲解结束