高中化学 3_3《盐类的水解》课件1 新人教版选修4 51页

第三章 水溶液中的离子平衡 第三节 盐类的水解 水呈中性，是因为水中的 H + 的浓度与 OH - 的浓度相等； 酸呈酸性，是因为酸能够电离出 H + 而使溶液中的 H + 的浓度大于 OH - 的浓度； 碱呈碱性，则是由于碱能够电离出 OH - 而使溶液中的 OH - 的浓度大于 H + 的浓度的缘故。 【 知识回顾 】 思考：那盐溶液的酸碱性如何呢，是否一定是呈中性呢？ 根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？ 酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应） 酸 强酸 弱酸 弱碱 强碱 碱 生成的盐 1 、强酸强碱盐 2 、强酸弱碱盐 3 、强碱弱酸盐 4 、弱酸弱碱盐 NaCl 、 K 2 SO 4 FeCl 3 、 NH 4 Cl CH 3 COONH 4 、 (NH 4 ) 2 CO 3 CH 3 COONa 、 K 2 CO 3 思考：我们常用什么方法来确定溶液的酸碱性呢？ 【 学生实验 】 Ⅰ ：用 PH 试纸分别测定 CH 3 COONa 、 NH 4 Cl 、 NaCl 、 Al 2 (SO 4 ) 3 、 KNO 3 溶液的酸碱性。 Ⅱ ：取 1 - 2ml 0.1mol/L 的 Na 2 CO 3 溶液于试管中，向试管中滴入酚酞试液，观察溶液颜色是否变化？ 一、探究盐溶液的酸碱性的规律 【 实验记录 】 >7 <7 ＝ 7 溶液 CH 3 COONa NH 4 Cl NaCl PH 值 溶液酸碱性 盐的类型 碱性 酸性 中性 溶液 Na 2 CO 3 Al 2 (SO 4 ) 3 KNO 3 PH 值 溶液 酸碱 性 盐的类型 >7 <7 ＝ 7 碱性 酸性 中性 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 盐溶液酸碱性的规律： 【 学习反思 】 谁强显谁性，同强显中性！ 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 ① NaClO ②CaI 2 ③(NH 4 ) 2 SO 4 ④CuSO 4 ⑤CH 3 COOK ⑥Na 2 S ⑦FeCl 3 ⑧Al(NO 3 ) 3 ⑨CsBr ⑩RbF 以上溶液中，呈酸性的有 ， 碱性的有 ，中性的有 。 【 活学活用 】 ③④⑦⑧ ①⑤⑥⑩ ②⑨ 为什么不同的盐溶液会呈现不同酸碱性？ 【 合作探究一 】 Na 2 CO 3 、 CH 3 COONa 溶液为什么显碱性？ H 2 O H + + OH _ CH 3 COONa = CH 3 COO _ +Na + + CH 3 COOH 所以： C(OH - ) ＞ C(H + ) , 溶液呈 碱性 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 H 2 O H + + OH _ Na 2 CO 3 = CO 3 2 _ + Na + + HCO 3 － 所以： C(OH - ) ＞ C(H + ) , 溶液呈 碱性 同理可知： CO 3 2 _ +H 2 O HCO 3 － + OH _ 离子方程式： 化学方程式： Na 2 CO 3 +H 2 O NaHCO 3 +NaOH 【 合作探究二 】 NH 4 Cl 溶液为什么显酸性？ NH 4 Cl NH 4 + + Cl - H 2 O OH - + H + + NH 3 · H 2 O NH 4 Cl + H 2 O NH 3 · H 2 O + HCl NH 4 + + H 2 O NH 3 · H 2 O + H + 化学方程式： 离子方程式： C(H + ) ＞ C(OH - ) 那为什么 NaCl 溶液呈现中性呢？ Na + 与 Cl - 均不能结合水中电离出来的 H + 或 OH - ， 水的电离不发生移动，溶液中 c (H + ) = c (OH - ) ，显 中性 。 【 合作探究三 】 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 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 ⑶ 一般很微弱 ⑷ 水解平衡（动态） 中和 水解 一般不用“↑”或“↓”； 一般不写“ ”，而写 “ ”。 ，必有弱酸或弱碱生成 ⑸ 多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。 △ H ＞ 0 比较 Na 2 CO 3 和 CH 3 COONa 的碱性？ 碳酸比醋酸的酸性弱， CO 3 2- 越容易结合水电里出来的 H + ， 水解程度： CO 3 2- ＞ CH 3 COO 2- 思考： 越弱越水解 5 、水解的规律： ⑴ 有 __ 才水解； 无 __ 不水解； ⑵ 越 __ 越水解； 谁 __ 谁水解； ⑶ 谁 __ 显谁性；同强显 __ 性。 弱 弱 强 中 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 强酸 弱碱盐 强酸 强碱盐 能 弱酸的 阴离子 促进水的 电离 碱性 NH 4 Cl 能 弱碱的 阳离子 促进水的 电离 酸性 NaCl 不能 无 无 中性 记住啦！ CH 3 COONa 弱 弱 在溶液中，不能发生水解的离子是（　） A 、 ClO - B 、 CO 3 2 - C 、 Fe 3 + D 、 SO 4 2- - D 课堂练习一 等浓度的下列物质的溶液中：① BaCl 2 ②Na 2 CO 3 ③NH 4 Cl ④CH 3 COONa , 其 PH 值由大到小的顺序是 。 课堂练习二 ②＞④＞③ CH 3 COONa 溶液中有哪些离子？其浓度大小顺序呢？ 课堂练习三 C(Na + ) ＞ C(CH 3 C00 － ) ＞ C(OH － ) ＞ C(H + ) 课堂小结 一、探究的溶液酸碱性 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 三、盐类的水解 1 、盐类水解的定义 2 、盐类水解的条件 3 、盐类水解的实质 4 、盐类水解的特点 5 、盐类水解的规律 【 学习目标 】 ⒈掌握盐类水解方程式及离子方程式的书写 ⒉理解影响盐类水解的因素 3. 判断离子浓度大小 4 、盐类水解的应用 1 、水解离子方程式的书写 2 、判断离子浓度的大小 【 学习重点 】 【 学习难点 】 判断离子浓度的大小及“四守恒” 【 知识回顾 】 1 、盐类水解的实质 盐溶于水电离出的“弱离子”与水电离出的 H + 或者 OH - 相结合生成弱电解质，而使溶液呈碱性或者酸性 2 、盐类水解的规律 ⑴ 有弱才水解； 无弱不水解； ⑵ 越 弱 越水解； 谁 弱 谁水解； ⑶ 谁强显谁性；同强显中性。 3. 下列盐的水溶液中： ① FeCl 3 ② NaClO ③ (NH 4 ) 2 SO 4 ④ AgNO 3 ⑤ Na 2 S ⑥ K 2 SO 4 。 哪些呈酸性（ ） 哪些呈碱性（ ） ①③④ ②⑤ 思考： 它们水解的方程式怎么写呢？ 【 知识回顾 】 四、盐类水解方程式的书写： 先找“ 弱 ”离子。 一般单水解程度小，水解产物少。所以常用“ ” ； 不写“ == ” 、“↑”、“↓”； 也不把生成物（如 NH 3 ·H 2 O 、 H 2 CO 3 ）写成分解产物的形式 。 【 学习新知 】 方程式：盐 + 水 酸 + 碱 弱离子 + 水 弱酸 ( 或弱碱 ) + OH – ( 或 H + ) NH 4 Cl + H 2 O NH 3 · H 2 O + HCl NH 4 + + H 2 O NH 3 · H 2 O + H + 化学方程式： 离子方程式： 如， NH4Cl 溶液的水解 请分别写出 CH 3 COONa 和 NaClO 水解的化学方程式和离子方程式： 【 活学活用 】 化学方程式： 离子方程式： CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH CH 3 COO – + H 2 O CH 3 COOH + OH – 化学方程式： 离子方程式： NaClO + H 2 O H ClO + NaOH ClO – + H 2 O HClO + OH – 3 、多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。 如， Na 2 CO 3 溶液的水解离子方程式为： 第一步： CO 3 2 – + H 2 O HCO 3 – + OH – ( 主 ) HCO 3 – + H 2 O H 2 CO 3 + OH – 第二步： ( 次 ) 【 活学活用 】 请分别写出 Na 2 SO 3 和 Na 2 S 水解的离子方程式 SO 3 2 – + H 2 O HSO 3 – + OH – S 2 – + H 2 O HS – + OH – 4 、多元弱碱盐的水解，常一步书写完成。 Al 3 + + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H + 如， AlCl 3 溶液的水解离子方程式为： 【 活学活用 】 请分别写出 CuSO 4 和 FeCl 3 水解的离子方程式 Cu 2 + + 2H 2 O Cu(OH) 2 + 2H + Fe 3 + + 3H 2 O Fe(OH) 3 + 3H + 5 、多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别： 如， NaHSO 3 溶液： HSO 3 – + H 2 O H 2 SO 3 + OH – ① ② HSO 3 – + H 2 O SO 3 2 – + H 3 O + ① 水解 ② 电离 程度： < ∴ 溶液呈 性 酸 除 NaHSO 3 和 NaH 2 PO 4 以电离程度 大于 水解程度 呈酸性 外，其余多元弱酸的酸式盐电离程度均 小于 其水解程度而使溶液 呈碱性 ( 水解 ) ( 电离 ) NaHCO 3 溶液中： HCO 3 – + H 2 O H 2 CO 3 + OH – ① ② HCO 3 – + H 2 O CO 3 2 – + H 3 O + ① 水解 ② 电离 程度： > ∴ 溶液呈 性 碱 ( 水解 ) ( 电离 ) 6 、对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“ =” ，同时有沉淀↓和气体↑产生。 常见完全双水解的离子 —— Al 3+ 与 AlO 2 - 、 HCO 3 - 、 CO 3 2- 、 S 2- 、 HS - 、 ClO - Fe 3+ 与 AlO 2 - 、 HCO 3 - 、 CO 3 2- NH 4 + 与 SiO 3 2- 如： ① AlCl 3 溶液与 NaAlO 2 溶液反应离子方程式为： Al 3+ +3AlO 2 - +6H 2 O=4Al(OH) 3 ↓ ② AlCl 3 溶液与 NaHCO 3 溶液反应离子方程式为： Al 3+ + 3HCO 3 - =Al(OH) 3 ↓+3CO 2 ↑ 五、盐类水解平衡 影响因素 在一定条件下，当盐类的 水解生成酸和碱的速率 和 酸和碱发生中和反应的速率 相等时，达到水解平衡。 1 、内因： 盐本身的性质。 （越弱越水解） NaClO (aq) CH 3 COONa (aq) 对应的酸 HClO CH 3 COOH < > 碱 性 1 、内因： 盐本身的性质。 （越弱越水解） ③ 同一弱酸对应的盐 Na 2 CO 3 (aq) NaHCO 3 (aq) 对应的酸 H CO 3 – H 2 CO 3 < > 碱 性 ∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度 > MgCl 2 (aq) AlCl 3 (aq) ② 不同弱碱对应的盐 对应的碱 酸 性 Mg(OH) 2 Al(OH) 3 < > 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 FeCl 3 溶液需要注意什么问题？ 加入一定量的 ，抑制 FeCl 3 的水解。 思考 Fe 3 + + 3H 2 O Fe (OH) 3 + 3H + HCl 对于水解平衡 CH 3 COO – + H 2 O CH 3 COOH + OH – 改变条件 方向 c (Ac – ) c (HAc) c (OH – ) c (H + ) pH 水解程度 升温 加 H 2 O 加醋酸 加 醋酸钠 通 HCl(g) 加 NaOH 25℃ 时，在浓度为 1 mol·L -1 的 (NH 4 ) 2 SO 4 、 (NH 4 ) 2 CO 3 、 (NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2 的溶液中，测得 c(NH 4 + ) 分别为 a 、 b 、 c( 单位为 mol·L -1 ) 。下列判断正确的是 （ ） A ． a=b=c B ． a>b>c C ． a>c>b D ． c>a>b D 【 课堂练习一 】 1. 为什么 KAl(SO 4 ) 2 ( 明矾 ) , FeCl 3 等盐可用做净水剂？ 【 思考 】 4. 在必修 I 学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入 FeCl 3 溶液，你现在知道其中的原理了吗？ 2. 纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？ 3. 泡沫灭火器的化学反应原理是什么？ 泡沫灭火器的原理 塑料内筒装有 Al 2 (SO 4 ) 3 溶液 外筒装有 NaHCO 3 溶液 Al 2 (SO 4 ) 3 和 NaHCO 3 溶液： Al 3 + + 3HCO 3 – Al(OH) 3 + 3CO 2 Al 3 + + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H + HCO 3 – + H 2 O H 2 CO 3 + OH – 混合前 混合后 六、盐类水解的应用： ( 一 ) 日常生活中的应用 盐作净化剂的原理：明矾、 FeCl 3 等 Al 3 + + 3H 2 O Al(OH) 3 ( 胶体 ) + 3H + Fe 3 + + 3H 2 O Fe (OH) 3 ( 胶体 ) + 3H + 本身无毒， 胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。 热的纯碱去污能力更强，为什么？ 升温，促进 CO 3 2 – 水解。 CO 3 2 – + H 2 O HCO 3 – + OH – 【 合作探究 】 ( 二 ) 易水解盐溶液的 配制 与保存： 配制 FeCl 3 溶液 ：加少量 ； 配制 FeCl 2 溶液 ：加少量 ； 保存 NH 4 F 溶液 ： 加相应的酸或碱 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 Fe 3 + + 3H 2 O Fe(OH) 3 + 3H + 配制 FeSO 4 溶液 ：加少量 ； 稀硫酸和 Fe 粉 ( 三 ) 判断盐溶液的酸碱性： NaCl 溶液 CH 3 COONa 溶液 NH 4 Cl 溶液 中性 ； 碱性； 酸性 CH 3 COONH 4 溶液 中性 NaHCO 3 溶液 碱性 （相同温度和浓度） ( 四 ) 判定离子能否大量共存： Al 3 + 与 AlO 2 – Al 3 + 与 HCO 3 – Al 3 + 与 CO 3 2 – Al 3 + + 3AlO 2 – + H 2 O Al(OH) 3 4 6 Al 3 + + 3HCO 3 – Al(OH) 3 + 3CO 2 2Al 3 + + 3CO 3 2 – + 3H 2 O 2Al(OH) 3 + 3CO 2 ( 五 ) 某些盐的无水物，不能用蒸发溶液的方法制取 AlCl 3 溶液 蒸干 Al(OH) 3 灼烧 Al 2 O 3 MgCl 2 · 6H 2 O Mg(OH) 2 MgO △ △ 晶体只有在干燥的 HCl 气流中加热，才能得到无水 MgCl 2 FeCl 3 溶液 , Na 2 SO 3 溶液 , Fe(NO 3 ) 3 溶液 , Ca(HCO 3 ) 2 溶液 , Fe 2 (SO 4 ) 3 溶液 . Fe 2 O 3 Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 Na 2 SO 4 CaCO 3 下列盐溶液加热蒸干、灼烧后，得到什么固体物质？ 【 课堂练习三 】 （六）水溶液中微粒浓度的大小比较： （考点） 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： NH 3 · H 2 O 溶液中： c (NH 3 · H 2 O) c (OH – ) c (NH 4 + ) c (H + ) 如： H 2 S 溶液中： c (H 2 S) c (H + ) c (HS – ) c (S 2 – ) 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(SO 4 ) 2 溶液中： c (K + ) c (Al 3 + ) 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 (NH 4 + ) c (H + ) c (NH 3 ·H 2 O) c (OH – ) 如： Na 2 CO 3 溶液中： c (CO 3 – ) c (OH – ) c (HCO 3 – ) c (H 2 CO 3 ) > > > > > > > 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： NH 4 Cl 溶液中： （六） 、水溶液中微粒浓度的大小比较： > 1 、电荷守恒 如： NH 4 Cl 溶液中 阳离子： NH 4 + H + 阴离子： Cl – OH – 正电荷总数 == 负电荷总数 n ( NH 4 + ) + 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 ( NH 4 + ) + c ( H + ) == c ( Cl – ) + c ( OH – ) 七、电解质溶液中的守恒关系 （考点） 七、电解质溶液中的守恒关系 （考点） 1 、电荷守恒 阳离子： 阴离子： 又如： Na 2 S 溶液 Na 2 S == 2Na + + S 2 – H 2 O H + + OH – S 2 – + H 2 O HS – + OH – HS – + H 2 O H 2 S + OH – c (Na + ) + c ( H + ) == c ( OH – ) + 2 c ( S 2 – ) + 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 Na + 、 H + OH – 、 S 2– 、 HS – 【 课堂练习四 】 Na 2 CO 3 溶液中有哪些离子？其电荷守恒关系式为 c (Na + ) + c ( H + ) == c ( OH – ) + 2 c ( CO 3 2 – ) + c ( HCO 3 – ) 2 、物料守恒 （元素或原子守恒） 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 Na 2 CO 3 溶液中 Na 2 CO 3 == 2 Na + + C O 3 2 – H 2 O H + + OH – CO 3 2 – + H 2 O HCO 3 – + OH – HCO 3 – + H 2 O H 2 CO 3 + OH – ∴ c (Na + ) = 2 [ c ( CO 3 2 – ) + c ( HCO 3 – ) + c (H 2 CO 3 ) ] c (Na + ) = 2 a mol / L c ( CO 3 2 – ) + c ( HCO 3 – ) + c (H 2 CO 3 ) = a mol / L 即 c (Na + ) : c (C) ＝ 2 : 1 水解 Na 2 S 溶液中物料守恒关系式为： 因此： c (Na + ) == 2 [ c ( S 2 – ) + c (HS – ) + c (H 2 S) ] c (Na + ) : c (S) ＝ 2 : 1 【 课堂练习五 】 Na 2 S == 2 Na + + S 2 – H 2 O H + + OH – S 2 – + H 2 O HS – + OH – HS – + H 2 O H 2 S + OH – 电离方程式 水解方程式 物料守恒 结合学过的知识分析 NaHCO 3 溶液中微粒里浓度间的关系 c (Na + ) ＝ c (HCO 3 – ) + c (CO 3 2 – ) + c (H 2 CO 3 ) 【 课堂练习六 】 ①根据 HCO 3 – 水解大于电离程度判断 ②根据阴阳离子电荷守恒判断 ③根据物料守恒判断 c (Na + ) + c ( H + ) ＝ c ( OH – ) + 2 c ( CO 3 2 – ) + c ( HCO 3 – ) c (Na + ) c (HCO 3 – ) c (OH – ) c (H 2 CO 3 ) c (CO 3 – ) > > > > 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 。或者理解为： c (H ＋ )H 2 O = c (OH － )H 2 O 如： NH 4 Cl 溶液中 为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物， H 3 O + （ H + ） NH 3 · H 2 O 、 OH – 、 所以： c (H + ) = c ( NH 3 · H 2 O ) + c (OH – ) 即 NH 4 + + OH – NH 3 · H 2 O H 2 O H + + OH – c (OH － )H 2 O= c (NH 3 · H 2 O) + c (OH – ) 试分析 CH 3 COONa 溶液和 Na 2 CO 3 溶液中质子守恒关系 c (H + ) + c (CH 3 COOH) = c (OH – ) 【 课堂练习七 】 CH 3 COONa 溶液中： Na 2 CO 3 溶液中： c ( OH － ) ＝ c (H + ) + 2 c (H 2 CO 3 ) + c ( HCO 3 – ) 用均为 0.1 mol 的 CH 3 COOH 和 CH 3 COONa 配制成 1L 混合溶液，已知其中 c (CH 3 COO – ) ＞ c (Na + ) ，对该混合溶液的下列判断正确的是 （ ） A. c (OH – ) ＞ c (H + ) B. c (CH 3 COOH) ＋ c (CH 3 COO – ) ＝ 0.2 mol/L C. c (CH 3 COOH) ＞ c (CH 3 COO – )      D. c (CH 3 COO – )  ＋ c (OH – ) ＝ 0.2 mol/L B 【 课堂练习八 】