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〕【回憶思考】Na2CO3俗稱什么？分別往Na2CO3和NaHCO3的溶液中滴加酚酞，可觀察到什么現(xiàn)象？NaHCO3溶液Na2CO3溶液某些鹽H2O?中性酸性堿性它們的酸堿性與鹽類型有何關系NaCl溶液Na2CO3溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液AlCl3溶液鹽溶液?根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸+堿==鹽+水〔中和反響〕酸強酸弱酸弱堿強堿堿生成的鹽1、強酸強堿鹽2、強酸弱堿鹽3、強堿弱酸鹽4、弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3【知識回憶】鹽溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4Cl酸堿性鹽類型鹽溶液Na2SO4CH3COONaAl2(SO4)3(NH4)2SO4酸堿性鹽類型一、尋找規(guī)律探究鹽溶液的酸堿性中性堿性堿性酸性中性堿性酸性強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關系：誰強顯誰性，兩強顯中性P54鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性酸性強酸弱堿鹽二、探究原因鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH+

+OH–純水中：當分別參加NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：〔1〕相關的電離方程式？〔2〕鹽溶液中存在哪些粒子？〔3〕哪些粒子間可能結合〔生成弱電質〕？〔4〕對水的電離平衡有何影響？〔5〕相關的化學方程式？分析后，填寫書P55表格探討與交流〔以NH4Cl溶液為例〕：NH4Cl=NH4++Cl-+NH3·H2O（少量）H2OOH-+

H+

酸性

NH4Cl溶液

C(OH-)<C(H+)NH4++H2ONH3·H2O+H+⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質生成⑹相關化學方程式【探究2】往水中加NH4Cl形成溶液。H2OH+

+OH–NH4ClCl–+NH4++有〔促進水的電離〕

NH3

·H2O

c(H+)c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、NH3

·H2ONH4Cl+H2ONH3

·H2O+HClNH4++H2ONH3

·H2O+H+水解方程式探討與交流〔以CH3COONa溶液例〕：探究鹽溶液呈不同酸堿性的原因⑴電離方程式⑵c(H+)和c(OH–)相對大小⑶鹽溶液的酸堿性⑷鹽溶液中的粒子⑸有無弱電解質生成⑹相關化學方程式【探究3】往水中加CH3COONa形成溶液。H2OOH–+H+CH3COONaNa++CH3COO–

+有〔促進水的電離〕

CH3COOH

c(H+)c(OH–)<堿性Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–水解方程式三、鹽溶液呈不同酸堿性的原因：——鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子〔弱酸陰離子或弱堿陽離子〕跟水所電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反響，叫做鹽類的水解。(弱酸、弱堿)1、概念：鹽+

水酸+

堿鹽+水酸+堿鹽溶于水，有“弱〞離子〔弱堿陽離子或弱酸根陰離子)。促進水的電離,并建立了水解平衡。2、水解的條件：3、水解的實質：使c(H+)≠c(OH–);生成弱電解質,破壞了水的電離平衡4、水解的特點：⑴可逆⑵吸熱⑶一般很微弱⑷水解平衡〔動態(tài)〕中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不寫“”，而寫“”。△H＞0與加酸、堿比較5、水解的規(guī)律：⑴有__就水解，無＿不水解；⑵都＿都水解，越__越水解；⑶誰__顯誰性；同強顯__性。弱弱強中鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸強堿鹽能弱酸的陰離子促進水的電離堿性NH4Cl能弱堿的陽離子促進水的電離酸性NaCl不能無無中性記住啦！CH3COONa弱弱

1.判斷：請大家利用水解規(guī)律推測Na2SO3，

AgNO3，KNO3溶液的酸堿性。

2.應用：在醫(yī)院中，為酸中毒的病人輸液不應采用A.0.9%氯化鈉溶液B.0.9%的氯化銨溶液C.0.25%碳酸氫鈉溶液D.5%葡萄糖溶液輕松實踐B1.以下溶液pH小于7的是A、氯化鉀B、硫酸銅C、硫化鈉D、硝酸鋇2.以下溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是A.碳酸鉀B.硫酸氫鈉C.碳酸氫鈉D.氯化鐵【課堂練習】Exercises4.以下鹽的水溶液中，哪些呈酸性〔〕哪些呈堿性〔〕①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤3.等物質的量濃度、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D板書設計1概念：鹽水解是在溶液中鹽電離出來的離子〔弱酸陰離子或弱堿陽離子〕跟水所電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反響，叫做鹽類的水解。2、水解的條件；鹽溶于水有有“弱〞離子〔弱堿陽離子或弱酸根陰離子)3水解實質；生成弱電解質,破壞了水的電離平衡促進水的電離,并建立了水解平衡4水解的特點；可逆吸熱△H＞0水解平衡〔動態(tài)〕5水解規(guī)律；有弱才水解無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩強顯中性；鹽+水酸+堿2.一般水解程度小，水解產物少。所以常用“〞；不寫“==〞、“↑〞、“↓〞；也不把生成物〔如NH3·H2O、H2CO3〕寫成分解產物的形式。多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。弱離子

+

水弱酸(or弱堿)+OH–(

or

H+

)1.先找“弱〞離子：找出鹽類組成中會發(fā)生水解的離子〔弱酸陰離子或弱堿陽離子〕直接寫出弱酸弱堿離子與水反響的離子方程式。四、鹽類水解方程式的書寫：鹽類水解方程式的書寫：〔一〕一元弱酸強堿鹽如：CH3COONa、NaF化學方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化學方程式：離子方程式：NaF+H2OHF

+NaOHF–

+H2OHF+OH–〔二〕多元弱酸強堿鹽如：Na2CO3、Na3PO4離子方程式：HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–CO3

2–

+

H2OHCO3

–

+OH

–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5種離子，2種分子。？〔三〕強酸弱堿鹽水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al

3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+〔四〕酸式鹽(NaHA)的酸堿性①假設只有電離而無水解，那么呈酸性〔如NaHSO4〕②假設既有電離又有水解，取決于兩者相對大小電離＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-

電離＜水解，呈堿性：如HCO3-、HS-、HPO42-電離：HA-?H++A2-〔顯酸性〕水解：HA-+H2O?H2A+OH-〔顯堿性〕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〔五〕某些鹽溶液在混合時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子，在一起都發(fā)生水解，相互促進對方的水解，水解趨于完全。可用“=〞連接反響物和生成物，水解生成的難溶物或揮發(fā)物質可加“↓〞、“↑〞。此種現(xiàn)象叫做鹽類的雙水解反響。能夠發(fā)生雙水解反響的離子不能大量共存。常見的離子間發(fā)生雙水解的有：Fe3+與CO32-、HCO3-……Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-

……NH4+與SiO32-……例：書寫以下物質水解的方程式：Al2S3、Mg3N2Al2S3+3H2O2Al(OH)3+3H2SMg3N2+6H2O3Mg(OH)2+2NH3

“雙水解”若有沉淀和氣體生成，脫離反應體系則用“=”連接，且用“”、“”符號。但并不是所有的弱酸弱堿鹽水解都能進行“完全雙水解”.

如:(NH4)2CO3

、NH4HCO3、

CH3COONH4思考：以下各式中屬于正確的水解反響離子方程式的是〔〕A.NH4++H2ONH３·H2O+H+

B.S2-+2H2OH2S+2OH-

C.CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+D.CH3COOH+OH-CH3COO-+H2OE.Fe3+＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋AS2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-或只寫S2-+H2OHS-+OH-以下鹽的水溶液中,離子濃度比正確的選項是：D、NaFc(Na+):c(F-)<1:1B、K2SO4c(K+):c(SO42-)=2:1C、(NH4)2SO4c(NH4+):c(SO42-)<2:1A、NaClOc(Na+):c(ClO-)=1:1習題：B、C

課后探究：鹽類水解程度的大小是否一樣，假設不一樣，主要受什么因素的影響？四、鹽的水解平衡1.鹽類的水解平衡鹽類的水解反響一般是可逆反響，在一定條件下形成化學平衡，該平衡通常叫做水解平衡酸+堿鹽+水水解反應中和反應一般情況下，鹽類水解反響可看成是酸堿中和反響的逆反響。鹽類水解反響為吸熱反響。2、影響鹽類水解平衡因素〔1〕內因：鹽本身的性質。〔越弱越水解〕①不同弱酸對應的鹽NaClO(aq)CH3COONa

(aq)MgCl2(aq)

AlCl3(aq)對應的酸HClOCH3COOH<>堿性②不同弱堿對應的鹽對應的堿酸性Mg(OH)2Al(OH)3<>16③同一弱酸對應的鹽Na2CO3(aq)

NaHCO3(aq)對應的酸HCO3–

H2CO3<>堿性∴正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度>11

相同物質的量濃度的正鹽比對應酸式鹽的水解程度大得多，故Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強。

注意：

內因：越弱越水解鹽對應的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。思考：條件移動方向H+數目pHFe3+水解率現(xiàn)象升溫

通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+在不同條件下FeCl3的水解平衡將發(fā)生不同變化，當條件改變時，將相關內容填入表格中：

正反響增加降增大顏色變深逆反響正反響逆反響正反響增加增加減少減少降升升升減小增大減小增大顏色變淺顏色變淺顏色變淺紅褐色沉淀，無色氣體〔2〕、外因：①溫度：升溫，促進水解。②濃度：加水稀釋，促進水解。10問題：蒸干并灼燒AlCl3溶液，最后得到什么物質？鹽的濃度：增大鹽的濃度可使平衡向水解方向移動，水解程度減小；鹽溶液中加水稀釋，也可使平衡向水解方向移動，鹽的水解程度增大，但溶液酸性〔或堿性〕減小。

例：碳酸鈉溶液加水稀釋，水解程度，溶液的堿性，pH。增大減弱變小〔2〕外因：③加酸：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。抑制促進④加堿：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。促進抑制配制FeCl3溶液需要注意什么問題？參加一定量的，抑制FeCl3的水解。思考Fe

3++3H2OFe

(OH)3+3H

+HCl10H2SO4？填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH，改變以下條件,填寫變化情況:改變條件平衡移動C(CH3COO-)C(OH-)加入固體CH3COONa通入HCl升溫加水加NaOH加HAc加NH4Cl向右增大增大向右減小減小向右減小增大向右減小減小向左向左增大增大增大減小向右減小減小比較以下溶液的pH大小〔填“>〞“<〞或“=〞〕1)0.2mol/LNH4Cl溶液_____0.1mol/LNH4Cl溶液2)0.1mol/LNa2CO3溶液_____0.1mol/LNaHCO3溶液3)25℃時1mol/LFeCl3溶液____80℃時1mol/LFeCl3