3.3.2水解平衡常数及应用 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章第三节盐类的水解 第2课时 水解平衡常数及应用 适用精简高效 Kh = c(CH3COOH) • c(OH－) c(CH3COO－) CH3COO－ + H2O ⇋ CH3COOH + OH－ Kh为水解常数 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。 根据CH3COOH水解反应的离子方程式，写出对应电离平衡的平衡常数表达式： CH3COOH CH3COO− + H+ Ka = c(CH3COO－) • c(OH－) c(CH3COOH) Ka为电离常数 在一定温度下，能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和OH-(或H+)浓度幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，叫作水解常数。用Kh表示。 1、概念 2、表达式： Kh = Kh = 若MA为强碱弱酸盐，A水解：A+H2O ⇌HA+OH 若MA为强酸弱碱盐，M水解：M+H2O ⇌MOH+H 一、水解平衡常数 3、意义： Kh 数值越大，水解程度越大，对应的酸或碱越弱 4、影响因素： 只受温度影响，升温，Kh增大 Kh＝ c ( HA)·c( OH－ ) c(A－) ＝ c ( HA)·c( OH－ )·c(H＋ ) c(A－)·c(H＋ ) ＝ Kw Ka ①、强碱弱酸盐 A－＋H2O ⇌ HA ＋OH－ ②、强酸弱碱盐 M＋＋H2O ⇌ MOH＋H＋ Kh＝ c(MOH)·c(H＋) c(M＋) ＝ c(MOH)·c(H＋)·c(OH－) c(M＋)·c(OH－) ＝ Kw Kb Kw Ka 1 (Ka或Kb Kh =Kw 二、水解平衡常数（Kh）与电离常数的关系（KW、Ka、Kb) 1、Kh与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于KW 2、二元弱酸强碱盐，如Na2CO3 Na2CO3水解： ____________________________ CO32- ＋ H2O HCO3- ＋ OH- HCO3- H+ + CO32- Kh1＝ c(HCO3- ) ·c(OH−) c(CO32-) Kh1＝ Kw Ka2 ____________________________ HCO3- ＋ H2O H2CO3＋ OH- (次) H2CO3 H+ + HCO3- Kh2＝ c(H2CO3 ) ·c(OH−) c(HCO3-) ＝ Kw Ka1 例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： 电离平衡： + H+ Ka2＝6.0×10－8 水解平衡： +H2O H2SO3+ OH－ Kh 因为Ka2>Kh， 所以： c(H+)> c(OH-) ，溶液呈酸性。 三、盐类水解常数(Kh)的应用 1、判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液酸、碱性越强 (即越弱越水解) 2、判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋； ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡， 电离平衡：HA－ A2－＋H＋ 水解平衡：HA－＋H2O H2A＋OH－ 溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 例2、25 ℃时，亚硫酸的电离常数为Ka1=1.4×l0-2，Ka2=6.0×l0-8请分析 HSO3- + H2O H2SO3+ OH- Kh2＝ Kw Ka1 ＝ 1×10-14 1.4×10－2 ≈ 7×10－13 HSO3- H++ SO32- Ka2＝6.0×10－11 Ka2 ＞ Kh2 电离＞水解 电离： 水解： NaHSO3溶液显酸性 ①、NaHCO3 、NaHS 、Na2HPO4 溶液呈碱性，水解程度大于电离程度 ②、NaHSO3 、NaH2PO4 、NaHC2O4 溶液呈酸性，电离程度大于水解程度 水解彻底，即发生完全双水解（不能大量共存） Al3+ 与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)]4-等； Fe3+与 CO32-、HCO3-等； 常见“完全双水解”的弱离子组合—— 完全双水解，一般生成沉淀和气体，用“ = ”、“↑”、“↓”。 2Al3+ +3CO32- +3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑ 3、判断离子共存 弱酸根和弱碱阳离子都水解，即发生双水解 例3、已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下 1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝_____________ mol·L－1(已知 ≈2.36) 2.36×10－5 NH4 + H2O ⇌ NH3•H2O + H Kh＝ c(NH3•H2O) ·c(H+) c(NH4) ≈ c2(H+) c(NH4) c(NH4)·Kh ＝ Kw Kb ＝ 1 × 10－14 1.8×10－5 ＝ 5.56×10－10 解析： c2 (H+) ≈ ≈1· 5.56×10－10mol·L－1 4、计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度或PH c (H+) ≈ 5.56×10－10 ≈ 2.36×10－5 mol·L－1 Kh＝ Kw Ka 或 Kh＝ Kw Kb 小结 例4、在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为__________ 已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5 9 Kh＝ c(CH3COOH) • c(OH-) c(CH3COO-) 解析： CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Kh＝ Kw Ka 1 × 10－14 1.75×10－5 ＝ c(OH-) = Kh • c(CH3COO-) ＝10－5 mol·L－1 例5、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)三种酸的强弱关系是________________。 (1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_______。 (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__________________________________________________________。 NaX 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 1×10-14 9×10－7 HZ > HY > HX   H2CO3 CH3COOH Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5 Ka2 4.7×10－11   浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是_____________________________。 CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3 Na2CO3溶液：Kh1≈2.1×10－4 NaHCO3溶液：Kh≈2.2×10－8 CH3COONa溶液： Kh 例6、已知 Kh＝ Kw Ka 或 Kh＝ Kw Kb Kh1＝ Kw Ka2 Kh2＝ Kw Ka1 一元弱酸(弱碱) 二元弱酸 1、水解平衡常数（Kh）与电离常数的关系（KW、Ka、Kb) 2、水解平衡常数（Kh）应用：掌握PH的计算、判断酸式盐的酸碱性 课堂小结 NaHCO3 、NaHS 、Na2HPO4 溶液呈碱性，水解程度大于电离程度 NaHSO3 、NaH2PO4 、NaHC2O4 溶液呈酸性，电离程度大于水解程度 $