3.3.2影响盐类水解的主要因素 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三节 盐类的水解 　第二课时 影响盐类水解的主要因素 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 人 教 版 选 择 性 必 修 1 1 2 学习 目标 1.了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。 2.通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。 3 3.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。能发现和提出有关盐类水解的问题，并设计探究方案，进行实验探究。 情境引入 请同学们根据CH3COONa水解反应的离子方程式，写出对应水解平衡的平衡常数表达式。 Kh = c(CH3COOH) • c(OH－) c(CH3COO－) CH3COO－ + H2O ⇋ CH3COOH + OH－ c(H2O)视为常数 Kh为水解常数 K c(CH3COOH) • c(OH－) c(CH3COO－) • c(H2O) = 盐的水解平衡常数 1.1 1、定义：盐的水解反应的平衡常数，用Kh 表示。 2、表达式：书写方法与其他平衡常数一致，固体、H2O不参与 【例1】：氯化铵水解： NH4+ + H2O ⇌ NH3 · H2O + H+ Kh＝ c(NH3 · H2O ) ·c(H+) c(NH4+ ) 3、意义： Kh越大，水解程度越大。 4、影响因素： 只受温度影响，升温，Kh增大 典例剖析 【例1】、书写下列水解平衡常数的表达式。 ①、Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ③、S2-+H2O HS-+OH- ④、HS-+H2O H2S+OH- ②、Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+ 固体和溶剂水不出现 c3 (H+) Kh= c (Fe3+) c2 (H+) Kh= c (Cu2+) Kh1＝ c(HS-) ·c(OH−) c(S2-) Kh2＝ c(H2S) ·c(OH−) c(HS-) 水解常数与电离常数 1.2 CH3COO－ + H2O ⇋ CH3COOH + OH－ Kh = c(CH3COOH) • c(OH－) c(CH3COO－) Kw Ka ＝ CH3COOH CH3COO− + H+ = c(CH3COOH) • c(OH－)•c(H+) c(CH3COO－)•c(H+) 弱酸根离子的水解平衡常数（Kh），与弱酸的电离平衡常数（Ka）之间有什么关系？ 根据水解平衡常数判断溶液酸碱性的强弱 1.3 25 ℃时，CH3COOH的电离常数 Ka＝1.75×10-5，HClO的电离常数Ka＝2.98×10-8，比较同浓度时CH3COONa溶液与NaClO溶液碱性。 A- + H2O HA + OH- Kh Kw Ka ＝ Kh Kw 1.75×10-5 ＝ Kh Kw 2.98×10-8 ＝ CH3COONa溶液 NaClO溶液 碱性：CH3COONa溶液<NaClO溶液 弱酸的电离常数越小(酸性越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 例如CH3COONa，NaClO 弱碱的电离常数越小(碱性越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 教材P77 1.3 根据水解平衡常数判断溶液酸碱性的强弱 ①、强碱弱酸盐溶液中（弱酸根离子水解）： Kh与Ka成反比 酸性越弱 → Ka越小 → Kh越大→ 水解程度越强 ②、强酸弱碱盐溶液中（弱碱阳离子水解）： 例如NH4Cl Kh与Kb成反比 碱性越弱 → Kb越小 → Kh越大 → 水解程度越强 Kh＝ Kw Ka Kh＝ Kw Kb “越弱越水解” 1.4 二元弱酸的Kh与Ka之间的关系 已知：水的离子积常数为Kw， 二元弱酸H2CO3的两步电离常数为Ka1、Ka2 ; CO32-的两步水解常数为Kh1、Kh2 分别写出H2CO3的两步电离方程与CO32-的两步水解方程 CO32- + H2O HCO3-+ OH- HCO3- + H2O H2CO3+ OH- Kh1 Kh2 H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+ Ka1 Ka2 电离 水解 1.4 二元弱酸的Kh与Ka之间的关系 CO32- + H2O HCO3-+ OH- HCO3- + H2O H2CO3+ OH- Kh1 Kh2 H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+ Ka1 Ka2 电离 水解 Kw＝ Ka1 · Kh2 Kw＝ Ka2 · Kh1 Kh1＝ Kw Ka2 Kh2＝ Kw Ka1 影响盐类水解的主要因素—内因 2.1 酸性： H2CO3 > 两溶液中c(OH-): Na2CO3>NaHCO3 两溶液的碱性: Na2CO3＞NaHCO3 水解程度： > 越弱越水解 水解产物 越弱 【微观探析】分析碳酸钠和碳酸氢钠水解过程 NaHCO3 溶液水解：+H2O H2CO3+ OH－ Na2CO3 溶液水解：+H2O + OH－   Ka1 Ka2 H2CO3 4.5×10－7 4.7×10－11 离子水解 越强 “越弱越水解” 影响盐类水解的主要因素—内因 2.1 【定量分析】 如何定量判断同浓度的NaHCO3和Na2CO3的碱性强弱？ NaHCO3 溶液水解：+H2O H2CO3+ OH－ Na2CO3 溶液水解：+H2O + OH－ 水解平衡常数 Ka1 Ka2 4.5×10－7 4.7×10－11 “越弱越水解” 影响盐类水解的主要因素—内因 2.1 【归纳总结】内因对盐类水解平衡的影响规律 (1)盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定。 (2)越弱越水解——生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。 例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。 (3)多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。 例如，Na2CO3溶液中 +H2O H2CO3+ OH－（微弱） +H2O + OH－ （主要） 请从盐类水解的角度分析下列问题。 1.厨房重度油污可用烧碱祛除，利用了油脂在碱性条件下易水解的性质； 而一些轻度油污可用纯碱祛除，请写出对应的水解方程并解释原因 典例剖析 CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- 2.用小苏打能否起到去油污的作用？它的去油效果与纯碱相比哪一个更强？ HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- Na2CO3水解程度大于NaHCO3，所以溶液的碱性更强，去油效果更好 生活中应用 典例剖析 3-1.已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2、 Ka2＝6.0×10－8 。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。 在NaHSO3溶液中存在如下两个平衡： 水解平衡： +H2O H2SO3+ OH－ 电离平衡： + H+ Ka2＝6.0×10－8 Kh 因为Ka2>Kh， 所以： c(H+)> c(OH-) ，溶液呈酸性。 酸式盐溶液酸碱性判断 NaHSO3 = Na+ + HSO3- 溶液最终呈酸性或碱性取决于 HSO3- 电离程度与水解程度谁更大,比较Ka和Kh. 典例剖析 酸式盐溶液酸碱性判断 3-2.已知：25 ℃时，H2S的电离常数为Ka1=1.1×10-7、Ka2=1.3×10-13。请问NaHS 溶液显酸性还是碱性？ HS- + H2O H2S+ OH- Kh2＝ Kw Ka1 ＝ 1×10-14 1.1×10－7 ≈ 1×10－7 HS- H++ S2- Ka2＝1.3×10－13 电离： 水解： HS- Kh2 ＞ Ka2 水解＞电离 NaHS溶液显碱性 典例剖析 4.常温下，三种酸的电离常数如下表所示： 酸 HX HY HZ Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 回答下列问题： (1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是　　　。 NaX (2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是　　　。 (3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显　 性，原因是__________ ____________________________________________________________。 NaZ 酸 HX的电离 常数Ka=9×10-7，NaX的水解常数Kh=<Ka，则混合溶液显酸性 综合应用 CO32-＋H2O HCO3-＋OH－ ∆H ＞0 热的Na2CO3溶液去油污效果更好，说明温度如何影响盐类水解？ 情境引入 去油污的是OH-。Na2CO3水解可以生成OH- ，所以Na2CO3溶液可以清理油污。 水解反应是吸热的，升温促进Na2CO3水解，使溶液中的c(OH-)增大，去污效果更好。 影响盐类水解的主要因素—外因 2.2 【实验探究】 (1)写出FeCl3溶液的水解离子方程式。 (2)根据盐类水解的特征判断影响FeCl3水解平衡的外界因素主要有哪些？并设计实验进行探究。 Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ 影响盐类水解的主要因素—外因 2.2 【实验探究】 影响 因素 实验步骤 实验现象 解释 温度 升高温度 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 浓度 加入FeCl3固体，再测溶液pH 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 【水解程度减小】 生成物的浓度 加硫酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 观看实验视频后，填写下表 【特别提醒】盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。 影响盐类水解的主要因素—外因 2.2 外界条件 移动方向 溶液颜色 水解程度 溶液PH 加入H2O/稀释溶液 根据勒夏特列原理判断，改变下列条件后，FeCl3水解平衡反应向什么方向移动？现象是什么？ Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+ 稀释利于水解 “越稀越水解” 平衡正移；程度增大 正向 变浅 增大 增大 稀释 影响盐类水解的主要因素—外因 2.2 为什么“稀释有利于水解“？尝试从平衡常数的角度进行分析 思考 c3 (H+) Kh= c (Fe3+) 水解 平衡常数 Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+ 若稀释 10倍 c3 (H+) c (Fe3+) • (1/10)3 • (1/10) c3 (H+) c (Fe3+) • (1/10)2 = Q＜ Kh Q= 平衡 正向移动 稀释 影响盐类水解的主要因素—外因 2.2 加入酸/碱 外界条件 移动方向 溶液颜色 水解程度 溶液PH 滴入浓盐酸 加入NaOH溶液 根据勒夏特列原理，改变下列条件后，FeCl3水解平衡反应向什么方向移动？现象是什么？ Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+ “同性抑制，异性促进” 正向 逆向 红褐色沉淀 变浅 减小 增大 减小 增大 影响盐类水解的主要因素—外因 2.2 外界条件 所加盐的溶液酸碱性 移动方向 Fe3+的水解程度 加入NaHCO3固体 加入AlCl3固体 加入NaCl固体 根据勒夏特列原理，改变下列条件后，FeCl3水解平衡反应向什么方向移动？现象是什么？ Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+ 逆向 正向 不移动 碱性 酸性 中性 增大 减小 不变 “同性抑制，异性促进” 加入其他盐 小结 内因 2、温度： 3、浓度 加盐（本身）： 稀释： 加酸、加碱、加盐： 平衡正移，水解程度增大 平衡正移，水解程度减小 越弱越水解 外因 温度升高 — 平衡正移；水解程度增大 1、物质本身性质 (具体情况具体分析） 同性抑制；异性促进 越稀越水解 典例剖析 1.如何配制澄清的FeCl3溶液？ 加入少量的盐酸，使溶液呈酸性，抑制铁离子的水解 2.向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为 (　　) A、减小、增大、减小　　 B、增大、减小、减小 C、减小、增大、增大 D、增大、减小、增大 A 典例剖析 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。 典例剖析 改变条件 平衡移动 c(H+) pH 水解程度 现象 加热 加水 少量FeCl3(s) 盐酸 少量NaOH(s) 加NaHCO3 加NH4Cl 加Mg 正向 增大 减小 增大 正向 减小 增大 增大 正向 增大 减小 减小 逆向 增大 减小 减小 正向 减小 增大 增大 正向 减小 增大 增大 颜色变深 颜色变浅 颜色变深 红褐色↓无色↑ 颜色变浅 红褐色↓ 3.在0.01mol/LFeCl3溶液中，Fe3++3H2O ⇌ Fe(OH)3+3H+ 逆向 减小 增大 减小 颜色变浅 正向 增大 减小 增大 红褐色↓无色↑ 人 教 版 选 择 性 必 修 1 本课结束，谢谢！ Kh1＝＝＝≈2.1×10－4。 　Kh＝＝＝≈2.2×10－8。 $