高中化學(xué) 3.3《鹽類的水解》課件1 新人教版選修4.ppt

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第三章 水溶液中的離子平衡,第三節(jié) 鹽類的水解,水呈中性，是因?yàn)樗械腍+的濃度與OH-的濃度相等； 酸呈酸性，是因?yàn)樗崮軌螂婋x出H+而使溶液中的H+的濃度大于OH-的濃度； 堿呈堿性，則是由于堿能夠電離出OH-而使溶液中的OH-的濃度大于H+的濃度的緣故。,【知識(shí)回顧】,思考：那鹽溶液的酸堿性如何呢，是否一定是呈中性呢？,根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來(lái)分，鹽可以分成哪幾類？,酸 + 堿 == 鹽 + 水 （中和反應(yīng)）,酸,強(qiáng)酸,弱酸,弱堿,強(qiáng)堿,堿,,,,,生成的鹽,,1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,2、強(qiáng)酸弱堿鹽,3、強(qiáng)堿弱酸鹽,4、弱酸弱堿鹽,NaCl、 K2SO4,FeCl3、NH4Cl,CH3COONH4、(NH4)2CO3,CH3COONa、K2CO3,,,思考：我們常用什么方法來(lái)確定溶液的酸堿性呢？,【學(xué)生實(shí)驗(yàn)】,Ⅰ：用PH試紙分別測(cè)定CH3COONa、NH4Cl、 NaCl、Al2(SO4)3、 KNO3溶液的酸堿性。,Ⅱ：取1 - 2ml 0.1mol/L的Na2CO3溶液于試管中，向試管中滴入酚酞試液，觀察溶液顏色是否變化？,一、探究鹽溶液的酸堿性的規(guī)律,【實(shí)驗(yàn)記錄】,7,7,＝ 7,堿性,酸性,中性,7,7,＝ 7,堿性,酸性,中性,弱酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,弱酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,鹽溶液酸堿性的規(guī)律：,【學(xué)習(xí)反思】,誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性！,即：強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性 弱酸強(qiáng)堿鹽呈堿性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性,①NaClO ②CaI2 ③(NH4)2SO4 ④CuSO4 ⑤CH3COOK ⑥Na2S ⑦FeCl3 ⑧Al(NO3)3 ⑨CsBr ⑩RbF 以上溶液中，呈酸性的有 ， 堿性的有 ，中性的有 。,【活學(xué)活用】,③④⑦⑧,①⑤⑥⑩,②⑨,為什么不同的鹽溶液會(huì)呈現(xiàn)不同酸堿性？,【合作探究一】,Na2CO3、CH3COONa溶液為什么顯堿性？,CH3COONa = CH3COO_ +Na+,+,CH3COOH,所以： C(OH-) ＞ C(H+) ,溶液呈堿性,二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因,Na2CO3 = CO32_ + Na+,+,HCO3－,所以： C(OH-) ＞ C(H+) ,溶液呈堿性,同理可知：,離子方程式：,化學(xué)方程式：,【合作探究二】,NH4Cl溶液為什么顯酸性？,+,NH3 H2O,化學(xué)方程式：,離子方程式：,C(H+) ＞C(OH-),那為什么NaCl溶液呈現(xiàn)中性呢？,Na+與Cl-均不能結(jié)合水中電離出來(lái)的H+或OH-，水的電離不發(fā)生移動(dòng)，溶液中c(H+) = c(OH-)，顯中性。,【合作探究三】,三、鹽類的水解,1、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。,弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子,弱酸或弱堿,鹽 + 水 酸 + 堿,鹽易溶，有弱離子。,促進(jìn)水的電離。,2、水解的條件：,3、水解的實(shí)質(zhì)：,使 c (H+) ≠ c (OH–),生成弱電解質(zhì)；,4、水解的特點(diǎn)：,⑴ 可逆,⑵ 吸熱,⑶ 一般很微弱,⑷ 水解平衡（動(dòng)態(tài)）,中和,水解,一般不用“↑”或“↓”； 一般不寫“ ”，而寫 “ ”。,,，必有弱酸或弱堿生成,⑸ 多元弱酸根離子分步水解，以第一步水解為主。,△H＞0,比較Na2CO3和CH3COONa的堿性？,碳酸比醋酸的酸性弱，CO32-越容易結(jié)合水電里出來(lái)的H+，水解程度：CO32-＞CH3COO2-,,思考：,越弱越水解,,,5、水解的規(guī)律：,⑴ 有__才水解；無(wú)__不水解； ⑵ 越__越水解；誰(shuí)__誰(shuí)水解； ⑶ 誰(shuí)__顯誰(shuí)性；同強(qiáng)顯__性。,弱,弱,強(qiáng),中,能,弱酸的 陰離子,促進(jìn)水的 電離,堿性,NH4Cl,能,弱堿的 陽(yáng)離子,促進(jìn)水的 電離,酸性,NaCl,不能,無(wú),無(wú),中性,記住啦！,CH3COONa,弱,弱,在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（ ） A、ClO - B、CO32- C、Fe3+ D、SO42--,,D,課堂練習(xí)一,等濃度的下列物質(zhì)的溶液中：①BaCl2 ②Na2CO3③NH4Cl ④CH3COONa ,其PH值由大到小的順序是 。,課堂練習(xí)二,②＞④＞③,CH3COONa溶液中有哪些離子？其濃度大小順序呢？,課堂練習(xí)三,C(Na+) ＞C(CH3C00－) ＞C(OH－) ＞C(H+),課堂小結(jié),一、探究的溶液酸堿性,二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因,三、鹽類的水解,1、鹽類水解的定義 2、鹽類水解的條件 3、鹽類水解的實(shí)質(zhì) 4、鹽類水解的特點(diǎn) 5、鹽類水解的規(guī)律,【學(xué)習(xí)目標(biāo)】,⒈掌握鹽類水解方程式及離子方程式的書寫 ⒉理解影響鹽類水解的因素 3.判斷離子濃度大小 4、鹽類水解的應(yīng)用,,,1、水解離子方程式的書寫 2、判斷離子濃度的大小,【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】,【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】,判斷離子濃度的大小及“四守恒”,【知識(shí)回顧】,1、鹽類水解的實(shí)質(zhì),鹽溶于水電離出的“弱離子”與水電離出的H+或者OH-相結(jié)合生成弱電解質(zhì)，而使溶液呈堿性或者酸性,2、鹽類水解的規(guī)律,⑴ 有弱才水解；無(wú)弱不水解； ⑵ 越弱越水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解； ⑶ 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性；同強(qiáng)顯中性。,3.下列鹽的水溶液中：① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4 ④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4。 哪些呈酸性（ ） 哪些呈堿性（ ）,①③④,②⑤,思考： 它們水解的方程式怎么寫呢？,【知識(shí)回顧】,四、鹽類水解方程式的書寫：,【學(xué)習(xí)新知】,,化學(xué)方程式：,離子方程式：,如，NH4Cl溶液的水解,請(qǐng)分別寫出CH3COONa和NaClO水解的化學(xué)方程式和離子方程式：,【活學(xué)活用】,化學(xué)方程式：,離子方程式：,化學(xué)方程式：,離子方程式：,3、多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。,如，Na2CO3溶液的水解離子方程式為：,【活學(xué)活用】,請(qǐng)分別寫出Na2SO3和Na2S水解的離子方程式,4、多元弱堿鹽的水解，常一步書寫完成。,如，AlCl3溶液的水解離子方程式為：,【活學(xué)活用】,請(qǐng)分別寫出CuSO4和FeCl3水解的離子方程式,5、多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：,如， NaHSO3溶液：,① 水解,② 電離,程度：,,∴溶液呈 性,酸,除NaHSO3和NaH2PO4以電離程度大于水解程度呈酸性外，其余多元弱酸的酸式鹽電離程度均小于其水解程度而使溶液呈堿性,(水解),(電離),NaHCO3溶液中：,① 水解,② 電離,程度：,,∴溶液呈 性,堿,(水解),(電離),6、對(duì)于發(fā)生“完全雙水解”的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時(shí)有沉淀↓和氣體↑產(chǎn)生。,常見完全雙水解的離子—— Al3+與AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、ClO- Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32- NH4+與SiO32-,如：①AlCl3溶液與NaAlO2溶液反應(yīng)離子方程式為：,Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓,②AlCl3溶液與NaHCO3溶液反應(yīng)離子方程式為：,Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑,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(shí)，達(dá)到水解平衡。,1、內(nèi)因：,鹽本身的性質(zhì)。,（越弱越水解）,NaClO (aq) CH3COONa (aq),對(duì)應(yīng)的酸,HClO CH3COOH,,,堿 性,1、內(nèi)因：,鹽本身的性質(zhì)。,（越弱越水解）,③ 同一弱酸對(duì)應(yīng)的鹽,Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq),對(duì)應(yīng)的酸,HCO3– H2CO3,,,堿 性,∴ 正鹽的水解程度 酸式鹽的水解程度,,MgCl2 (aq) AlCl3 (aq),② 不同弱堿對(duì)應(yīng)的鹽,對(duì)應(yīng)的堿,酸 性,Mg(OH)2 Al(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(yáng)離子的水解。,弱酸根離子的水解。,抑制,促進(jìn),④ 加堿：,弱堿陽(yáng)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(wèn)題？,加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。,思考,HCl,對(duì)于水解平衡,CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,25℃時(shí)，在濃度為1 molL-1的(NH4)2SO4、(NH4)2 CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，測(cè)得c(NH4+)分別為a、b、c(單位為molL-1)。下列判斷正確的是（ ） A．a(chǎn)=b=c B．a(chǎn)bc C．a(chǎn)cb D．cab,D,【課堂練習(xí)一】,1.為什么KAl(SO4)2(明礬) , FeCl3 等鹽可用做凈水劑？,【思考】,4.在必修I學(xué)習(xí)膠體性質(zhì)時(shí)，我們知道制取氫氧化鐵膠體時(shí)是在沸水中滴入FeCl3溶液，你現(xiàn)在知道其中的原理了嗎？,2.純堿為什么能去污力？去污是為何用熱水？,3.泡沫滅火器的化學(xué)反應(yīng)原理是什么？,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：,Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2,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,本身無(wú)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(qiáng)，為什么？,升溫，促進(jìn)CO32–水解。,【合作探究】,(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 ：,加相應(yīng)的酸或堿,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,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–,(五) 某些鹽的無(wú)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,Al2O3,,,MgCl2 6H2O,Mg(OH)2,MgO,晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無(wú)水MgCl2,FeCl3 溶液 , Na2SO3 溶液 , Fe(NO3)3 溶液 , Ca(HCO3)2 溶液 , Fe2(SO4)3 溶液 .,Fe2O3,Fe2O3,Fe2(SO4)3,Na2SO4,CaCO3,下列鹽溶液加熱蒸干、灼燒后，得到什么固體物質(zhì)？,【課堂練習(xí)三】,（六）水溶液中微粒濃度的大小比較：,（考點(diǎn)）,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(duì)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 (NH3H2O) c (OH–),如：Na2CO3 溶液中： c (CO3–) c (OH–) 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(yáng)離子： NH4+ H+ 陰離子： Cl– OH– 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(yáng)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,（考點(diǎn)）,七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系,（考點(diǎn)）,1、電荷守恒,陽(yáng)離子： 陰離子：,又如：Na2S 溶液 Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH–,c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– ),溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。,∵ 正電荷總數(shù) == 負(fù)電荷總數(shù),Na+ 、H+,OH– 、S2– 、HS–,【課堂練習(xí)四】,Na2CO3 溶液中有哪些離子？其電荷守恒關(guān)系式為,c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c (CO3 2–) + c ( HCO3– ),2、物料守恒,（元素或原子守恒）,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。,∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ],c (Na+ ) = 2 a mol / L,c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L,即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1,水解,Na2S 溶液中物料守恒關(guān)系式為：,因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ],c (Na+) : c (S) ＝2 : 1,【課堂練習(xí)五】,電離方程式,水解方程式,物料守恒,結(jié)合學(xué)過(guò)的知識(shí)分析NaHCO3溶液中微粒里濃度間的關(guān)系,c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3),【課堂練習(xí)六】,①根據(jù)HCO3–水解大于電離程度判斷,②根據(jù)陰陽(yáng)離子電荷守恒判斷,③根據(jù)物料守恒判斷,c (Na+ ) + c ( H+ ) ＝ c ( OH– ) + 2c (CO3 2–) + c ( HCO3– ),3、質(zhì)子（H+）守恒,電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等?；蛘呃斫鉃椋篶(H＋)H2O =c(OH－)H2O,如：NH4Cl溶液中,為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物， 為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，,H3O+（H+）,NH3H2O、OH–、,所以：c(H+) = c(NH3H2O) + c(OH–),即,c(OH－)H2O= c(NH3H2O) + c(OH–),試分析CH3COONa溶液和Na2CO3溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系,c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–),【課堂練習(xí)七】,CH3COONa溶液中：,Na2CO3溶液中：,c ( OH－ ) ＝ c (H+ ) + 2c (H2CO3 ) + c ( HCO3– ),用均為0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是 （ ） A. c (OH–) ＞ c (H+) B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– ) D. c (CH3COO– ) ＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L,B,【課堂練習(xí)八】,