影響鹽類水解的因素（教學(xué)課件） 高二化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

1、第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三節(jié) 鹽類水解第2課時(shí) 影響鹽類的水解的因素 會(huì)分析外界條件對(duì)鹽類水解平衡的影響。了解鹽類水解在生產(chǎn)生活、化學(xué)實(shí)驗(yàn)、科學(xué)研究中的應(yīng)用。掌握溶液中離子濃度大小的比較方法。課程目標(biāo)用純堿溶液清洗油污時(shí)，加熱可以增強(qiáng)其去污力，這是為什么？一、影響鹽類水解的因素1.內(nèi)因H2O H+ + OH-+MA = A- + M+HA對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽來說，生成鹽的弱酸酸性越弱，即越 電離（電離常數(shù)越?。擕}的水解程度越 。同理，對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽來說，生成鹽的弱堿堿性越弱，該鹽的水解程度越 。鹽類水解程度的大小，主要是由 所決定的。例如，對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽（MA）的水解：鹽的性質(zhì)難大大提

2、出問題問題一：FeCl3溶液呈酸性還是堿性？寫出FeCl3發(fā)生水解的離子方程式。問題二：從反應(yīng)條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？實(shí)驗(yàn)探究實(shí)驗(yàn)用品：試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、pH計(jì)、藥匙、酒精燈、火柴、0.01 mol/L FeCl3溶液、FeCl3晶體、濃鹽酸、濃NaOH溶液2.外因科學(xué)探究鹽類的水解是 反應(yīng)，水解平衡也受 、 等反應(yīng)條件的影響?？赡鏈囟葷舛扔绊懸蛩貙?shí)驗(yàn)步驟實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象解釋溫度在試管中加入2ml 0.01 mol/L FeCl3溶液，用試管夾夾持，在酒精燈上微熱 反應(yīng)物的濃度在試管中加入2mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后用藥匙加入少許FeCl3

3、晶體 溶液的酸堿性在試管中加入2 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后滴入23滴濃鹽酸在試管中加入2mL 0.01mol/L FeCl3溶液，然后滴入5滴濃NaOH溶液實(shí)驗(yàn)操作、現(xiàn)象及解釋溶液顏色加深溶液顏色加深溶液顏色變淺溶液顏色加深溫度升高，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)加入鹽酸，c(H+)增大，平衡向FeCl3水解的逆反應(yīng)方向移動(dòng)加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)應(yīng)用平衡移動(dòng)原理分析CH3COONa的水解，列舉可能影響水解反應(yīng)程度的因素，并說明所依據(jù)的原理。 c(CH3COO-)c(CH3COOH

4、)c(OH-)c(H+)pH水解程度加熱加水加CH3COOH加CH3COONa加HCl加NaOH減小增大增大減小增大增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大減小減小減小增大增大增大減小增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大增大減小減小減小 思考與交流二、鹽類水解的應(yīng)用鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得產(chǎn)物類型的判斷1.鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)，如蒸干CuSO4（aq） CuSO4（s）；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq) Al(OH)3 Al2O3。2.酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。3.考慮鹽受熱時(shí)是否分

5、解Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2CaCO3（CaO）；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4 + MnO2；NH4ClNH3 +HCl。4.還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化如Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中無論存在多少種離子溶液總是呈電中性，即陽離子所帶的正電荷總數(shù)=陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)。應(yīng)用：如Na2CO3，溶液中存在的陽離子有Na+、H+，存在的陰離子有OH-、CO32-、HCO3-。根據(jù)電荷守恒有n(Na+) + n(H+)=n(OH-) + n(HCO3-)+2n

6、(CO32-)。或c(Na+) + c(H+)=c(OH-) + c(HCO3-)+2c(CO32-)。電解質(zhì)溶液中的三個(gè)守恒(2)元素質(zhì)量守恒(物料守恒)：在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化。就該離子所含的某種元素來說，其質(zhì)量在變化前后是守恒的，即元素質(zhì)量守恒。應(yīng)用：如Na2CO3溶液中Na+和CO32-的原始濃度之間的關(guān)系為c(Na+)=2c(CO32-)，由于CO32-發(fā)生水解，其在溶液中的存在形式除了CO32，還有HCO3-、H2CO3。根據(jù)電荷守恒有c(Na+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)。(3)質(zhì)子守恒如純堿溶液中c(

7、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+)。現(xiàn)分別以Na2CO3和NaHCO3溶液為例,用以下圖示幫助我們來理解質(zhì)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)考慮水解因素:如Na2CO3溶液。 CO32-+H2O HCO3-+OH- HCO3-+H2O H2CO3+OH-所以c(Na+)c(CO32-)c(OH

8、-)c(HCO3-)。(2)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如相同濃度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三種溶液中c(NH4+)由大到小的順序是cab。溶液中粒子濃度大小的比較(3)混合液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素,如相同濃度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3H2O的電離NH4+的水解,故離子濃度順序?yàn)閏(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)。四、鹽的水解平衡常數(shù)以強(qiáng)堿弱酸鹽(MA)為例，其水解的離子方程式為 。鹽的水解常數(shù)： 。HA的電離常數(shù)： 。強(qiáng)堿弱酸鹽的水解常數(shù)與弱酸的電離常數(shù)的關(guān)系式: 。1.溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大，水解平衡常數(shù)增大。2.濃度：鹽的濃度越