鹽類水解原理課件 2023-2024學(xué)年高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

東營黃河口濕地“紅地毯”

科普

知

識

我們東營的鹽堿地屬于濱海鹽堿類型區(qū)，地下水埋深淺、礦化度高，土體鹽分重，以氯化鈉為主，還有碳酸鈉等其他成分。鹽分為什么會使土壤的pH值升高?NaCl

和

Na?

CO?誰是造成東營鹽堿地的主要因素?監(jiān)美水解的廉理實驗探究鹽溶液的酸堿性宏

觀

辨

識01如何使用pH

試紙測定溶液的H

值

?將干燥的pH

試紙放到開凈的玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸

取待

測

液，

點到pH

試紙，

然后與標(biāo)準(zhǔn)比色吊對照，讀出pH

值，結(jié)束后需要用

蒸餾水沖洗玻璃棒，再用濾紙吸干水分，可繼續(xù)測定其他溶液。

酸堿指示劑法

pH試紙法

酸度計法

實驗探究：鹽溶液的酸堿性現(xiàn)有濃度均為0.1

mol/L

的Na?CO?和NaCl鹽溶液，怎樣知道它們酸堿性。鹽溶液Na?CO?NaCl酸堿性鹽溶液CH?COONaNa?CO?NaClNH?ClAl?(SO?)?KNO?酸堿性堿性堿性中性酸性酸性中性pH試紙結(jié)果酸度計結(jié)果7.005.135.807.00實驗探究：鹽溶液的酸堿性測試下列鹽溶液

(c=0.1mol/L)

的酸堿性。誰強(qiáng)顯誰性弱酸

強(qiáng)酸強(qiáng)堿弱酸鹽堿性鹽溶液CH?COOaNa?CO?NaClKNO?NH?ClAl?(SO?)?酸堿性堿性堿性中性中性酸性酸性實驗探究：鹽溶液的酸堿性強(qiáng)酸弱堿鹽酸性強(qiáng)堿

弱堿強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽弱酸弱堿鹽中性微觀探析例析鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性的原因CH?COOHH-

CH?COO

NaH?OCH?COONa溶劑

溶質(zhì)c(H+)<c(OH)OH-

CH?COOHIH,

CH?COO-

Na+分析CH?COONa溶液呈堿性原因?醋酸鈉溶液顯堿性2.1

鹽溶液分析模型微粒間作用微觀粒子宏觀物質(zhì)分析角度宏觀現(xiàn)象關(guān)注平衡

分析變化微粒數(shù)目變化分析對象微粒數(shù)目變化微粒間作用微觀粒子宏觀物質(zhì)溶劑

溶質(zhì)2.1

鹽溶液分析模型分析角度宏觀現(xiàn)象分析氯化銨溶液顯酸性的原因?分析對象氯化銨溶液顯酸性c(OH)<c(H+)NH?·H?O↑H?OI

O0H-II

HIT+

NH?+

CINH?·H?OH+

十

OH-

NH?+

+ClH?O

NH?Cl溶劑

溶質(zhì)

鹽溶液分析模型

宏觀現(xiàn)象微粒數(shù)目變化微粒間作用微觀粒子宏觀物質(zhì)分析對象醋酸鈉溶液顯堿性c(H)<c(OH)CH?COOHHOH1

CH?COONa+CH?COOH

鹽溶液分析模型

微觀粒子

H+

CH?COO+

Na+宏觀物質(zhì)

H?O

CH?COONa谷劑

溶質(zhì)<

H+NH?

H微粒數(shù)目變化H,0分析角度宏觀現(xiàn)象宏觀現(xiàn)象

氯化銨溶液顯酸性微粒數(shù)目變化H1;CNH?Cl溶質(zhì)分析對象分析對象微粒間作用微粒間作用微觀粒子宏觀物質(zhì)H.O11H弱酸根結(jié)合H+生成弱酸水解平衡弱堿陽離子結(jié)合OH-生成弱堿水溶液中，

鹽電離產(chǎn)生的弱酸根離子或弱堿陽離子與水電離產(chǎn)生的H*或OH

結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程。鹽類水解的原理鹽類的水解水的電離平衡

向右移動水的電離平衡

向右移動破壞水的電離平衡破壞水的電離平衡鹽溶液CH?COONaNa?CO?NaClNH?ClAl?(SO?)?KNO?酸堿性堿性堿性中性酸性酸性中性溶液中存在

的微粒CH?COO、Na、H?O、H+、OH-CO?2、Na+、H?O、H+、OHNa+、ClH?O、H+、OH-NH?+、Cl、H?O、H+、OH-Aβ+、SO?2、H?O、H+、OHK+、NO?H?O、H+、OH-哪些微?？赡馨l(fā)生相互作用CH?COO、H1CO?2、H+NH?+、OH-Aβ+與OH-溶液中呈現(xiàn)中性、酸性或堿性的原因CH?COO-與H+結(jié)合成C

H?C

O

O

H

,

導(dǎo)

致c(OH)>c(H+)溶液顯堿性CO?2與H+結(jié)合成

H

C

O?、H?CO?

導(dǎo)致c(OH)>c(H+),溶液顯堿性c(OH)=c(H+)NH?+與OHH-結(jié)合成NH?

·

H?O導(dǎo)致c(OH)<c(H+),溶液顯酸性Aβ+與OH-結(jié)合成Al(OH)3,導(dǎo)致c(OH)<c(H+),溶液顯酸性c(OH)=c(H+)

鹽類水解的原理

鹽類水解的規(guī)律

水解規(guī)律

有弱就水解無弱不水解都弱都水解誰強(qiáng)顯誰性東營鹽堿地：Na?CO?

是造成東營鹽堿地的主要因素，它為什么會使土壤的pH值升高?

學(xué)以致用

符

號

表

征水解反應(yīng)方程式①CH?COONa

水解的離子方程式CH?COO+H?O

CH?COOH+OH

②NH?Cl

的水解的離子方程式NH??+H?O≥NH?·H?O+H+注意(1)鹽的水解一般是微弱的，而且反應(yīng)是可逆的。故書寫鹽類水解離子方程式時要用“

一

”,水解

生成的難溶物及氣體，

一

般不標(biāo)“↓”或“↑”。

水解的離子方程式

一般模式：鹽的弱酸根離子(或弱堿陽離子)+水

一

弱酸(或弱堿)+OH-

(或H+)練一練：1、寫出NaClO

發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式；2、寫出Na?CO?發(fā)生水解的離子方程式。3、寫出Al?(SO?)?

發(fā)生水解的離子方程式。

水解的離子方程式

注意事項(1)鹽的水解一般是微弱的，而且反應(yīng)是可逆的。故書寫鹽類水解離子方程式時要用"

",水解生成的難溶物及氣體，

一般不標(biāo)"↓"或"↑"。(2)多元弱酸鹽的水解分步寫，以第一步為主

；CO?z-+H?O

=HCO?+OH-HCO?+H?OH?CO?+OH(3)多元弱堿陽離子的水解方程式一步完成。Al3++3H?O=Al(OH)?+3H+

水解的離子方程式

定

量

分

析水解平衡常數(shù)K

hK

W越弱越水解c(CH?COOHc(OH-)c(H+)c(CH?C0O)

c(H)CH?COONa

溶液中的水解平衡：CH?COO~+H?

O、

→CH?COOH+OH二1

c(CH?COOH)·c(OH)c(CH?COO-)水解平衡常數(shù)請同學(xué)們表示該反應(yīng)的平衡常數(shù)：K?Kh=1.7×10-5,HCIO

的電離常數(shù)K

。=4.7×10-8,

比較同濃度時CH?COONa溶液與NaCIO溶液堿性。

學(xué)以致用：25℃時，CH?COOH

的電離常數(shù)K=水解平衡常數(shù)Na?CO?

溶液中的水解平衡：CO?2+H?O≈HCO?+OHHCO?+H?O

→H?CO?+OH

水解平衡常數(shù)

H?CO?的電離常數(shù)Ka=4.2×10-7,Ka?=5.6×10-11等濃度CH?COONa

、Na?CO?溶液都顯堿性，但Na?CO?

溶液pH值更大試一試

：Na?CO?溶液的水解平衡常數(shù)如何表示呢?(已知：H?CO?的電離

平衡常數(shù)分別為Ka?和

Ka?Kh?K

=IYh2Ka2KIYγ

4Kai宏觀現(xiàn)參c(OH)>c(H+)顯堿性c(OH)≠c(H+)c(H+)>c(