3.3.2影響鹽類水解的因素課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第三節(jié)鹽類的水解第二課時鹽類的水解影響因素及應(yīng)用第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡2CO3和NaHCO3都呈堿性，為何碳酸鈉可用于去除油污，而碳酸氫鈉很少這樣應(yīng)用？為何碳酸氫鈉可以用作胃藥，而碳酸鈉不可以？【情境引入】→同濃度下，碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉，碳酸鈉去污效果更好，但對胃的腐蝕也更強。為什么“同濃度下，碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉”？→影響鹽類水解程度大小的因素是什么？有什么規(guī)律嗎？2.用純堿溶液清洗油污時，加熱可以增強其去污力，這是為什么？一、鹽類水解的影響因素1.內(nèi)因

反應(yīng)物本身的性質(zhì)eg：強堿弱酸鹽（MA）的水解：MA=A-

+M+H2OH++OH-HA（弱酸）+A-結(jié)合H+的能力越強HA酸性越弱即Ka越小A-水解程度就越大強堿弱酸鹽水解，生成的弱酸酸性越弱，即Ka越小，水解程度越大。強酸弱堿鹽水解，生成的弱堿堿性越弱，即Kb越小，水解程度越大。越弱越水解一、鹽類水解的影響因素1.內(nèi)因

反應(yīng)物本身的性質(zhì)例:比較Na2CO3和CH3COONa的堿性？H2CO3CH3COOH酸性：＜堿性：Na2CO3CH3COONa＞越弱越水解識記常見弱酸的酸性順序:

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO1.比較同濃度Na2CO3、NaHCO3溶液的pH大??？對應(yīng)的酸H2CO3水解的程度：堿性：Na2CO3>NaHCO3pH:

<HCO3-酸性：越弱越水解Na2CO3>NaHCO3∴堿性:正鹽>酸式鹽Na2CO3>NaHCO3∵正鹽的水解程度>酸式鹽的水解程度結(jié)論：2.相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別等于8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性強弱順序為_________.HX>HY>HZ解此類題的思路：鹽的pH鹽的水解程度弱電解質(zhì)的強弱③加入酸、堿、鹽等物質(zhì)：課本P73--探究FeCl3

+3H2OFe(OH)3+3HCl①濃度②溫度你認(rèn)為有哪些因素會影響該水解平衡？2.影響鹽類水解的外因

一、鹽類水解的影響因素影響因素實驗操作現(xiàn)象結(jié)論溫度反應(yīng)物濃度生成物濃度升高溫度溶液顏色變深升高溫度，促進FeCl3的水解加入少量FeCl3晶體，測溶液的pHpH減小c(Fe3＋)增大，平衡正向移動加入少量鹽酸溶液顏色變淺c(H＋)增大，抑制Fe3＋的水解影響因素現(xiàn)象平衡移動方向PH值Fe3+的水解程度

升高溫度加水加FeCl3晶體

加濃HCl加濃NaOH加NaHCO3溶液顏色加深

溶液顏色加深溶液顏色變淺

溶液顏色變淺

有紅褐色沉淀生成生成氣體和紅褐色沉淀右移

變小減小右移

變大增大

左移變小減小右移

變小增大

右移

變大增大

右移

變大增大

FeCl3

+3H2OFe(OH)3+3HCl棕黃色紅褐色膠體Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑發(fā)生雙水解：符合勒夏特烈原理2.影響鹽類水解的外因

歸納總結(jié)：2、外因③加入酸、堿等物質(zhì)：①溫度：升高溫度，

鹽類的水解促進②濃度：(1)增大C(鹽):(2)加水稀釋:平衡朝水解方向移動，但鹽的水解程度減小。平衡朝水解方向移動，且鹽的水解程度增大?？赡艽龠M，也可能抑制鹽的水解。CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-加鹽酸:加NaOH：促進抑制結(jié)論：越弱越水解；越熱越水解；越稀越水解；加酸、堿可抑制或促進水解！越熱越水解越稀越水解同性抑制，異性促進為什么用純堿溶液去油污而不用小蘇打呢？用純堿溶液清洗油污時，加熱可以增強其去污力，這是為什么？學(xué)以致用增大增大減小減小減小增大減小增大增大減小減小增大增大增大減小增大減小減小減小減小增大C(CH3COO-)

C(OH-)練習(xí)1、在Al3＋＋3H2O

Al(OH)3＋3H＋的平衡體系中，要使平衡向水解方向移動，且使溶液的pH增大，應(yīng)采取的措施是()

A、加熱

B、通入HClC、加入少量Na2SO4(s) D、加入NaCl溶液D練習(xí)2、向三份0.1mol/LCH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固體(忽略溶液體積變化)，則CH3COO－濃度的變化依次為(

)A、減小、增大、減小

B、增大、減小、減小C、減小、增大、增大

D、增大、減小、增大A3.向盛有Na2CO3溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩,現(xiàn)象是

,原因用離子方程式表示是

。然后對溶液加熱，現(xiàn)象是：

。最后向溶液中再滴入過量的BaCl2溶液,現(xiàn)象為

,原因用離子方程式表示是

。溶液變紅CO32-＋H2OHCO3-

+OH-產(chǎn)生白色沉淀,且紅色褪去Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓溶液紅色變深請設(shè)計一個簡單的實驗:證明Na2CO3溶液呈堿性是由于CO32-水解的原因.2.然后逐滴加入BaCl2溶液直至過量，若溶液紅色逐漸變淺直至消失，則說明上述觀點。1.向Na2CO3溶液中滴加幾點酚酞試液后，溶液顯紅色；2、表達式：Kh＝c(HA)·c(OH?)c(A-)3、意義：Kh越大，水解程度越大。一、水解平衡常數(shù)

Kh＝c(MOH)·c(H+)c(M+)1、概念：鹽的水解反應(yīng)的平衡常數(shù)，用Kh

表示。4、影響因素：只受溫度影響，升溫，Kh增大[課本P77---資料卡片]鹽的水解常數(shù)Kh例1、書寫下列水解平衡常數(shù)的表達式。

固體和溶劑水不出現(xiàn)c3(H+)Kh=c

(Fe3+)Kh1＝c(HS-)·c(OH?)c(S2-)Kh＝c(NH3?H2O)·c(H+)c(NH4+)Kh2＝c(H2S)·c(OH?)c(HS-)思考與討論若常溫下，弱酸HA的電離平衡常數(shù)為Ka，水的離子積常數(shù)為Kw。請分析水溶液中NaA的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。

Ka＝c(H+)

·c(A?)c(HA)

Kh＝c(HA)·c(OH?)c(A-)兩式相加得Kw＝c(H+)·c(OH?)

Kw＝Kh·KaKh＝KwKa或Kh＝KwKb思考與討論水的離子積常數(shù)為Kw，二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，則分別分析NaHCO3、Na2CO3的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。

Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1

小結(jié)1.弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小(越弱)，其所生成的鹽水解程度越大2.鹽類水解常數(shù)只與溫度有關(guān)。水解常數(shù)Kh與弱酸(弱堿)的電離常數(shù)Ka、Kb關(guān)系——越弱越水解。鹽的水解常數(shù)的應(yīng)用例1、已知25℃時，K(CH3COOH)=10-5，則CH3COONa的水解常數(shù)為多少？的醋酸鈉溶液的PH值是多少？（一）K值間的運算=10-1410-5=10-9CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-xxKh=c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(OH-)≈x20.1-x=x20.1=10-9x=10-5即c(OH-)=10-5，PH為9解：解得：（二）判斷溶液的酸堿性例2、已知25℃時，K(CH3COOH)=10-5，則CH3COONa中加入的鹽酸后PH

7（填大于、小于、等于）CH3COONa+HCl=NaCl+CH3COOHCH3COONaCH3COOH等量NaClK(CH3COOH)=10-5Kh=10-9水解電離<(溶液顯酸性)余小于鹽的水解常數(shù)的應(yīng)用2、已知25℃時，碳酸的K1=10-7K2=10-11，則3中PH

7（填大于、小于、等于）對點練習(xí)2：已知25℃時，亞硫酸的K1=10-2K2=10-8，則3中PH

7（填大于、小于、等于）HCO3–

CO32-

+H+HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–K2=10-11Kh=KwK1=10-7水解電離<大于小于（二）判斷溶液的酸堿性鹽的水解常數(shù)的應(yīng)用3.已知：25℃時，亞硫酸的電離常數(shù)為Ka1=1.4×l0-2，Ka2=6.0×l0-8。請問NaHSO3溶液顯酸性還是堿性？

Kh2＝KwKa1＝1×10-141.4×10－2≈

7×10－13

Ka2＝6.0×10－11Ka2

＞Kh2電離＞水解電離：水解：NaHSO3溶液顯酸性（二）判斷溶液的酸堿性D2、能證明Na2SO3溶液中存在SO32-＋H2O?HSO3-＋OH－水解平衡事實的是(

)A．滴入酚酞溶液變紅，再加入H2SO4溶液后紅色褪去B．滴入酚酞溶液變紅，再加入氯水后紅色褪去C．滴入酚酞溶液變紅，再加入BaCl2溶液后產(chǎn)生沉淀且紅色褪去D．滴入酚酞溶液變紅，再加入NaHSO4溶液后紅色褪去C3、已知某溫度下CH3COOH和NH