鹽類的水解-(2)課件

第三章水溶液中的離子平衡

第三節(jié)鹽類的水解（第一課時）

★什么叫做鹽？

電離時能產(chǎn)生金屬陽離子（或氨根離子）和酸根離子的化合物★溶液的酸堿性由什么決定？C(H+)=C(OH-)中性C(H+)>C(OH-)酸性C(H+)<C(OH-)堿性知識回顧實驗內(nèi)容：測定下面溶液的酸堿性中性酸性堿性中性堿性堿性酸性強酸強堿鹽強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸弱堿鹽一、探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液酸堿性規(guī)律：誰強顯誰性；都強顯中性記住啦！【探究1】往水中加NaCl形成溶液。H2OH++OH–c(H+)

=

c(OH–)（中性）NaCl=Cl–+Na+【探究2】往水中加NH4Cl形成溶液。H2O

OH–

+H+>NH4Cl

=NH4++Cl-

+NH3

·H2O水的電離平衡,C（OH-）,C(H+),使C(H+)C(OH-),溶液顯性。右移減小增大酸【探究3】往水中加CH3COONa形成溶液。H2OH+

+OH–CH3COOHCH3COONa=CH3COO–

+Na+

+水的電離平衡,C（H+）,C(OH-),使C(H+)C(OH-),溶液顯性。

右移減小增大<堿性1、鹽類的水解定義：在鹽溶液中，鹽電離出的離子跟水所電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)就叫做鹽類的水解。三、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因2、水解的條件：鹽易溶于水;有弱堿陽離子或弱酸根離子可記為：有弱才水解，都強不水解記住啦！3、水解的實質(zhì)：“弱”離子跟水電離出的H+

或OH-結(jié)合成弱電解質(zhì)(弱酸或弱堿)促進(jìn)水的電離

使C(H+)≠C(OH–)NH4Cl

=NH4++Cl-

+H2O

OH–

+H+NH3

·H2O4、用化學(xué)方程式或離子反應(yīng)式表示鹽類的水解NH4Cl+H2O

NH3.H2O+HClNH4+

+H2ONH3.H2O+H+酸+堿鹽+水水解中和例：寫出NH4Cl的水解方程式及離子反應(yīng)式：H2OH+

+OH–CH3COOHCH3COONa=CH3COO–

+Na+

+CH3COOH+NaOHCH3COONa+H2OCH3COO-

+H2OCH3COOH+OH-寫出CH3COONa的水解方程式及離子反應(yīng)式

弱堿陽離子水解：

弱酸根離子水解：R++H2OROH+H+A-+H2OHA+OH-Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2+2H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-1、鹽的水解程度一般很小，用“

”,不用“=”、“↑”、“↓”;也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式

注意事項：2、多元弱酸根分步水解CO32-

+H2OHCO3-

+OH-S2-

+H2OHS-+OH-HS-+H2OH2S+OH-常見多元弱酸根離子還有

SO32-、PO43-HCO3-

+H2OH2CO3+OH-（第一步為主）

下列水解離子反應(yīng)式正確的是()：A.Fe2+

+2H2OFe(OH)2+2H+↓B.CO32-

+2H2OH2CO3+2OH-C.NH4+

+H2O=NH3.H2O+OH-

D.HCO3-+H2OH3O+

+CO32-E.HS-+H2OH2S+OH-E

在鹽溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（）

A、ClO

–B、CO32–C、Fe3+D、SO42–D下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）

哪些呈堿性（）①FeCl3②NaF③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤3、寫出下列鹽水解的離子反應(yīng)式NaHCO3FeSO4Na2SO3HCO3-

+H2OH2CO3+OH-Fe2++2H2OFe(OH)2+2H+HSO3-

+H2OH2SO3+OH-SO32-

+H2OHSO3-

+OH-（四）弱酸弱堿鹽水解1、一般雙水解，如：CH3COONH4CH3COO–+NH4++H2O==CH3COOH+NH3·H2O2、“完全雙水解”的，用“==”、“↑”、“↓”。Al3++3HCO3–==Al(OH)3↓+

3CO2↑請書寫下列物質(zhì)水解的方程式：Al2S3Al3+與AlO2–、HCO3–、CO32–、S2–、HS–、ClO-Fe3+與AlO2–、HCO3–、CO32–NH4+與SiO32–Al2S3+6H2O2Al(OH)3+3H2S常見“完全雙水解”的弱離子組合——（五）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3HCO3–+H2OH2CO3+OH–①②HCO3–+H2OCO32–+H3O+①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3–+H2OH2SO3+OH–①②HSO3–+H2OSO32–+H3O+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸常見酸式酸根離子H2PO4-

、HSO3-、HC2O4-HCO3-

、HS-、HPO4-水解大于電離的離子電離大于水解的離子5.等物質(zhì)的量濃度、等體積的酸HA與堿NaOH

混合后，溶液的酸堿性是（）A、酸性 B、中性 C、堿性 D、不能確定D6.下列物質(zhì)分別加入到水中，因促進(jìn)水的電離而使溶液呈酸性的是（）A、硫酸B、NaOHC、硫酸鋁D.碳酸鈉C7.在Na2S溶液中，c

(Na+)與c

(S2–)之比值（）于2。A、大B、小C、等D、無法確定A五、鹽類水解平衡影響因素在一定條件下，當(dāng)鹽類的水解生成酸和堿的速率和酸和堿發(fā)生中和反應(yīng)的速率相等時，達(dá)到水解平衡。1、內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)。（越弱越水解）①不同弱酸對應(yīng)的鹽NaClO(aq)CH3COONa

(aq)對應(yīng)的酸HClOCH3COONa<>堿性1、內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)。（越弱越水解）③同一弱酸對應(yīng)的鹽Na2CO3NaHCO3對應(yīng)的酸HCO3–H2CO3<>堿性∴正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度>MgCl2AlCl3②不同弱堿對應(yīng)的鹽對應(yīng)的堿酸性Mg(OH)2Al(OH)3<>2、外因：①溫度：升溫，促進(jìn)水解。②濃度：加水稀釋，促進(jìn)水解。③加酸：弱堿陽離子的水解。弱酸根離子的水解。抑制促進(jìn)④加堿：弱堿陽離子的水解。弱酸根離子的水解。促進(jìn)抑制配制FeCl3溶液需要注意什么問題？加入一定量的

，抑制FeCl3的水解。思考Fe

3++3H2OFe

(OH)3+3H

+HCl10H2SO4？對于水解平衡Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+棕黃色變深棕黃色變淺棕黃色變淺棕黃色變淺，冒氣泡，可能產(chǎn)生紅褐色沉淀。棕黃色變淺，冒氣泡，產(chǎn)生紅褐色沉淀。產(chǎn)生紅褐色沉淀泡沫滅火器的原理塑料內(nèi)筒裝有Al2(SO4)3溶液外筒裝有NaHCO3溶液

Al2(SO4)3

和NaHCO3溶液：Al3++3HCO3–Al(OH)3+

3CO2

Al

3++3H2OAl(OH)3+3H

+HCO3–+H2OH2CO3+

OH

–混合前混合后六、鹽類水解的應(yīng)用：(一)日常生活中的應(yīng)用鹽作凈化劑的原理：明礬、FeCl3等Al

3++3H2OAl(OH)3

(膠體)+3H

+Fe

3++3H2OFe

(OH)3

(膠體)+3H

+本身無毒，膠體可吸附不溶性雜質(zhì)，起到凈水作用。熱的純堿去污能力更強，為什么？升溫，促進(jìn)CO32–水解。六、鹽類水解的應(yīng)用：(二)易水解鹽溶液的配制與保存：配制FeCl3溶液：加少量

；配制FeCl2溶液：加少量

；保存NH4F溶液：稀鹽酸稀鹽酸和Fe粉不能存放在玻璃瓶中！鉛容器或塑料瓶Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+配制FeSO4溶液：加少量

；稀硫酸和Fe粉(三)判斷鹽溶液的酸堿性：NaCl溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液中性堿性酸性CH3COONH4溶液中性NaHCO3溶液堿性（相同溫度和濃度）(四)判定離子能否大量共存：Al3+與AlO2–Al3+與HCO3–Al3+與CO32–Al

3++3AlO2

–

+H2OAl(OH)346Al

3++3HCO3

–Al(OH)3+3CO22Al3++3CO32–+3H2O

2Al(OH)3+3CO2(五)某些鹽的無水物，不能用蒸發(fā)溶液的方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼燒Al2O3MgCl2·6H2OMg(OH)2MgO△△晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水MgCl2FeCl3溶液Fe(NO3)3溶液Fe2(SO4)3溶液Na2SO3溶液

Fe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2SO4下列鹽溶液加熱蒸干、灼燒后，得到什么固體物質(zhì)？制備納米材料。如：用TiCl4制備TiO2（六）水溶液中微粒濃度的大小比較：1、電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步①弱電解質(zhì)電離是微弱的如：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–)>>>>>>>對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。2、水解理論：①弱離子由于水解而損耗。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，主要決定第一步c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(NH3·H2O)c(OH–)如：Na2CO3溶液中：c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)>>>>>>>單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。如：NH4Cl溶液中：（六）、水溶液中微粒濃度的大小比較：1、電荷守恒如：NH4Cl溶液中陽離子：陰離子：正電荷總數(shù)==負(fù)電荷總數(shù)n(NH4+)+n(H+)==n(Cl–)+n(OH–)溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。c(NH4+)+c(H+)==c(Cl–)+c(OH–)七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系NH4+H+Cl-OH-七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒陽離子：Na+、H+陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–又如：Na2S溶液

Na2S==2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+)+c(H+)==c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等?！哒姾煽倲?shù)==負(fù)電荷總數(shù)七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：amol/L的Na2CO3

溶液中Na2CO3==2Na++CO32–H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3+OH–

∴c(Na+)=2[c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)]c(Na+)=2

amol/Lc

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)=amol/L（元素或原子守恒）即

c