3.3.2 盐类水解的影响因素 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修一

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第3节　盐类的水解 第2课时 盐类水解的影响因素 人教版选择性必修第一册 揭示目标 1、会分析外界条件对盐类水解平衡的影响。 2、了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。 3、掌握溶液中离子浓度大小的比较方法。 学习目标 2 请写出CH3COONa、NH4Cl的水解反应方程式： 当CH3COOH与OH-浓度逐渐增大，到一定程度则发生酸碱中和反应，即向左反应，故盐类水解不能彻底进行，最后到达一个平衡状态，即水解平衡状态 。Kh为水解平衡常数。 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 一、盐的水解平衡 NH4+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H+ 你能写出以上两个反应水解平衡常数表达式吗？ 一、盐的水解平衡 (1)水解平衡常数 CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH- CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ H2O ⇌ H+ + OH- 对于CH3COONa溶液来说，溶液中除了存在水解平衡以外，是否存在着其它平衡？平衡常数之间存在着什么联系？ Kh ＝ Kw Ka 一、盐的水解平衡 NH4+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H+ Kh ＝ c(NH3·H2O)·c(H+) c(NH4+) = KW Kb 弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就越大。 越弱越水解 水解程度：(Kh) 一、盐的水解平衡 5、Kh与Ka、Kb的关系： 电离程度：(Ka) CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3- CH3COO-＜HCO3-＜CN-＜CO32- 一、盐的水解平衡 6、二元弱酸盐， Kh与Ka的关系 ②HCO3 －＋H2O ⇌ H2CO3＋OH－ Kh2 ①CO32－ ＋H2O ⇌ HCO3－＋OH- Kh1 Na2CO3 Kw Ka2 ＝ 10－14 4.7×10－11 ＝2.1×10－4 Kh1＝ c(HCO3-).c(OH－) c(CO32－) ＝ Kw Ka1 ＝ c(OH－).c(H＋) c(CO32－).c(H＋) c(HCO3-) ＝ c(CO32－).c(H＋) Kh1＝ c(HCO3-).c(OH－).c(H＋) Kw Ka1 同理 Kh2＝ ＝ 10－14 4.4×10－7 ＝2.3×10－8 Kh1 Kh2 > H2CO3 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 一、盐的水解平衡 7、酸式盐酸碱性判断 ＝ Kw Ka1 （1）NaHCO3 ----水解程度与电离程度相对大小 （比Kh与Ka大小） ①水解 ②电离 程度： > ∴溶液呈 性 碱 Kw Ka1 ＝ 10－14 4.4×10－7 ＝2.3×10－8 ∴Kh2＞Ka2 Kh2＝ H2CO3 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 ①HCO3 －＋H2O ⇌ H2CO3＋OH－ Kh2 ②HCO3－ ⇌ CO32－＋H＋ Ka2＝4.7×10－11 （2）NaH2PO4 ①H2PO4 －＋H2O ⇌ H3PO4＋OH－ Kh3 ＝ 10－14 7.1×10－3 ＝1.4×10－12 Ka2＝6.3×10－8 ∴Ka2＞Kh3 Kh3＝ Kw Ka1 ②电离 ①水解 程度： > ∴溶液呈 性 酸 ③HPO42－ ⇌ PO43－＋H＋ Ka3=4.2×10-13 ②H2PO4－⇌HPO42－＋H＋ Ka2＝6.3×10－8 H3PO4 Ka1＝7.1×10－3 Ka2＝6.3×10－8 Ka3＝4.2×10－13 一、盐的水解平衡 7、酸式盐酸碱性判断 ----水解程度与电离程度相对大小 （比Kh与Ka大小） H3PO4 Ka1＝7.1×10－3 Ka2＝6.3×10－8 Ka3＝4.2×10－13 7、酸式盐酸碱性判断 ----水解程度与电离程度相对大小 （比Kh与Ka大小） （3）Na2HPO4 ②HPO42－ ⇌ PO43－＋H＋ Ka3＝4.2×10－13 ＝ 10－14 6.3×10－8 ＝1.6×10－7 Ka3＝4.2×10－13 Kh2 ＝ Kw Ka2 程度： ∴Kh＞Ka3 ①水解 ②电离 > 碱 ①HPO4 2－＋H2O⇌ H2PO4－＋OH－ Kh2 ∴溶液呈 性 一、盐的水解平衡 2.弱酸酸式盐溶液的酸碱性,取决于电离和水解程度的相对大小 显酸性(电离大于水解)：NaH2PO4 NaHSO3 NaHC2O4 显碱性(水解大于电离)：NaHCO3 Na2HPO4 NaHS 酸式盐溶液酸碱性判断(记!!) 1.强酸酸式盐(NaHSO4)只电离不水解，溶液呈酸性 Ka>Kh Kh>Ka 归纳总结 1.已知25 ℃时，CH3COOH的电离常数 Ka＝1.75×10-5，HClO的电离常数Ka＝2.98×10-8，试比较同浓度时CH3COONa溶液与NaClO溶液的碱性强弱。 2.25 ℃时，CH3COOH的 Ka ＝ 5.71×10-8，NH3·H2O的 Kb ＝ 5.74×10-8，试分析CH3COONH4溶液的酸碱性？ 随堂练习 随堂练习 3.由数据分析，室温下，NaHSO3溶液呈酸性的原因？ (已知H2SO3：Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8) 4.已知25 ℃时，NH3·H2O的 Kb ＝ 5.74×10-8，H2CO3的电离常数 Ka1＝4.7×10-11,推测NH4HCO3的酸碱性。 1.25 ℃时，电离平衡常数： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO H2SO3 电离平衡常数 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8 K1=1.5×10-2 K2=1.0×10-7 (1)在相同温度下，0.1mol/L的下列溶液中pH值的大小: NaHSO3、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3、NaClO、Na2SiO3 (2)pH相同的CH3COONa  NaHCO3 Na2CO3溶液的物质的量浓度大小 为 。 Na2CO3>NaClO>Na2SO3>NaHCO3>CH3COONa>NaHSO3 CH3COONa > NaHCO3 > Na2CO3 随堂练习 二、影响盐类水解的因素 1.内因: 盐的性质（主要） 水解程度： “越弱越水解” 2.外因: 反应条件（次要） （1）温度： （2）浓度： 探究学习 [提出问题] (1)FeCl3溶液呈酸性还是碱性？写出Fe2(SO4)3发生水解的离子方程式。 (2)从反应条件考虑，影响Fe2(SO4)3水解平衡的因素可能有哪些？ 探究 反应条件对Fe2(SO4)3水解平衡的影响 [实验探究] 现有以下实验用品： 试管、试管夹、试管架、胶头滴管、pH计、药匙、酒精灯、火柴、0.01 mol/L Fe2(SO4)3溶液、Fe2(SO4)3晶体、浓盐酸、浓NaOH溶液 请根据提供的实验药品，设计实验，完成实验并记录现象；应用平衡移动原理对实验现象进行解释。 探究学习 Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+ 影响 因素 实验步骤 取2ml 0.01 mol/L Fe2(SO4)3溶液于试管中。 实验现象 解释 温度 浓度 生成物的浓度 用试管夹夹持，在酒精灯上微热。观察现象，再测溶液pH ①加水稀释10倍 ②加入FeCl3固体， 观察现象，再测溶液pH ①滴入2~3滴浓硫酸 ②滴入5滴浓NaOH溶液 观察现象，再测溶液pH 溶液颜色变深， pH变小 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向正反应方向移动 溶液颜色变浅，pH变大 溶液颜色变深，pH变小 加入FeCl3晶体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 溶液颜色变浅，pH变小 溶液颜色变深，pH变大 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动 加入NaOH溶液，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动 二、影响盐类水解的因素 1.内因: 盐的性质（主要） 水解程度： “越弱越水解” 2.外因: 反应条件（次要） （1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。 （2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解程度增大。 增大盐的浓度，水解程度减小。 同离子效应:水解程度减小。 加入能参加反应的离子或发生双水解的离子：水解程度增大。 （越热越水解） （越稀越水解） 1.用纯碱溶液清洗油污时，加热可以增强其去污力，这是为什么？ 2.配制FeCl3时为何要滴加几滴盐酸？ 4.如何由MgCl2∙2H2O制备无水MgCl2？ 3.配制Na2S、FeCl2溶液时，应该注意什么？ 【思考与讨论】 Na2S：滴加几滴NaOH溶液，防水解。 FeCl3：滴加几滴盐酸，防止Fe3+水解。 在HCl气流中加热失水，抑制Mg2+水解 升温，水解程度增大，碱性增强，去油污能力增强。 FeCl2：加铁粉，防氧化；滴加几滴盐酸，防水解。 应用平衡移动原理分析CH3COONa的水解。 c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 加热 加水 加CH3COOH 加CH3COONa 加HCl 加NaOH 减小 增大 增大 减小 增大 增大 减小 减小 减小 减小 增大 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大 减小 减小 减小 减小 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 【思考与讨论】 课堂检测 1.能使水的电离平衡向电离方向移动,并使溶液中的 c(H+)＞c(OH-)的措施是（ ） A.向纯水中加入几滴稀盐酸 B.将水加热煮沸 C.向水中加入碳酸钠 D.向水中加入氯化铵 D 2.有三种一元酸HA、HB、HC的钠盐分别为NaA、NaB、NaC，它们的物质的量浓度相同时，常温下溶液的pH依次为9，10，8。则这三种弱酸的酸性由强到弱的顺序是( ) A.HA＞HB＞HC B.HB＞HA＞HC C.HC＞HB＞HA D.HC＞HA＞HB D 课堂检测 3.请按pH增大的顺序排列下列盐溶液(物质的量浓度相等) : NaNO3； H2SO4；AlCl3；Na2CO3 ________________________________ 4.常温下,pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中,水电离出来的c(H+)之比为________________ H2SO4 ；AlCl3；NaNO3；Na2CO3 10-11 ： 10-3 = 10-8 课堂检测 5.正误判断 (1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，的水解程度一样 (2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大 (3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大 (4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强 (5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解 水解是吸热反应。 加水稀释， c(OH-)减小 c()： (NH4)2SO4>NH4Cl 不一定，如增大盐的浓度，水解平衡右移，但水解程度减小 不变 减小 √ √ √ × × × 课堂检测 6.只改变Na2CO3溶液的一种条件，解答下列问题。 (1)稀释溶液，水解平衡常数 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)。 (4)加入NaOH固体，溶液pH 。 不变 正反应方向 增大 增大 水解吸热，升温促进水解 ， 增大。 溶液中增大 课堂检测 7.(1)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。 在Na2SO3溶液中，水解： ＋H2O H＋OH－， 产生白色沉淀，且红色褪去 加入BaCl2后，Ba2＋＋===BaSO3↓(白色)， 由于c()减小， 水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。 (2)将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。 NH4Cl溶液中发生水解反应：＋H2O NH3·H2O＋H＋， 加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑， 促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O， NH3·H2O NH3＋H2O，产生NH3。 感谢聆听 每天进步一点点，每天努力不止一点点。 (6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小 (2)通入CO2，CO的水解平衡向 移动。 (3)升高温度， 。 $$