第3章第三節(jié)鹽類的水解課件2023-2024學(xué)年上學(xué)期高二化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三節(jié)鹽類的水解

1、通過實驗歸納鹽溶液的酸堿性與其類型之間的關(guān)系，從鹽的組成上探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，總結(jié)其規(guī)律，形成宏觀辨識與微觀探析的能力。2、熟練掌握鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫素養(yǎng)目標(biāo)3、認(rèn)識影響鹽類水解的主要因素。了解鹽類水解的應(yīng)用。能綜合運用離子反應(yīng)，水解平衡原理，分析和解決生產(chǎn)、生活中的實際問題。1、鹽溶液的酸堿性與鹽的類型的關(guān)系一、鹽類的水解鹽NaClKNO3Na2CO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4鹽溶液的酸堿性

鹽的類型（一）、鹽溶液的酸堿性中性中性堿性堿性酸性酸性強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽2．鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因（理論分析）(1)NH4Cl溶液H2OH++OH-

NH4Cl+H2ONH3

·H2O+HCl①電離過程:NH4Cl=

NH4++Cl-

NH4+與OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O,使水的電離平衡向電離的方向移動,當(dāng)達(dá)到新的平衡時,溶液中c(H+)大于c(OH-),溶液顯酸性。

②水的電離平衡移動:③總反應(yīng)的離子方程式為:(2)CH3COONa溶液【微思考2】碳酸鈉中的碳酸根也水解,碳酸根水解分幾步進(jìn)行?與碳酸的元數(shù)有何對應(yīng)關(guān)系?①電離過程:CH3COONa=CH3COO-+Na+,H2OH++OH-②水的電離平衡移動:CH3COO-與水電離出的H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH,使水的電離平衡向電離的方向移動,當(dāng)達(dá)到新平衡時,溶液中c(OH-)大于c(H+),溶液顯堿性。

③總反應(yīng)的離子方程式為:(3)NaCl溶液①電離過程:NaCl=Na++Cl-H2OH++OH-

②水的電離平衡的移動:溶液里沒有弱電解質(zhì)生成,H2O的電離平衡未受到影響,c(H+)等于c(OH-),溶液顯中性。

3、結(jié)論(1)當(dāng)強酸弱堿鹽溶于水時,鹽電離產(chǎn)生的

離子與水電離出的

結(jié)合生成

,使溶液中的c(H+)

c(OH-),溶液呈

性。

(2)當(dāng)強堿弱酸鹽溶于水時,鹽電離產(chǎn)生的

離子與水電離出的

結(jié)合生成

,使溶液中的c(OH-)

c(H+),溶液呈

性。

(3)當(dāng)強酸強堿鹽溶于水時,鹽電離產(chǎn)生的陰離子、陽離子都不能與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),即強酸強堿鹽

,溶液中的c(OH-)

c(H+),溶液呈

性。

思考：某溶液呈酸性，則該溶液可能是某酸的溶液、強酸弱堿鹽溶液或某酸的酸式鹽溶液，這種說法是否正確？陰弱酸

H+>堿陽OH-弱堿>酸不水解=中（二）、鹽類的水解1．實質(zhì)鹽電離出來的陰離子或陽離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成了弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡。(1)鹽必須溶于水中。(2)鹽中必須有弱酸根陰離子或弱堿陽離子(有弱才水解,都強不水解)。3．條件2.鹽類水解的結(jié)果

使溶液中水的電離平衡向正反應(yīng)方向移動，使溶液中c(H＋)和c(OH－)發(fā)生變化，促進(jìn)了水的電離。(1)可逆：鹽類的水解是可逆反應(yīng)。(2)吸熱：鹽類的水解可看作是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。(3)微弱：鹽類的水解程度很微弱。4.特點5.鹽類水解的規(guī)律鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性強酸強堿鹽NaCl、NaNO3____

_____強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2_____________________強堿弱酸鹽CH3COONa、Na2CO3__________________________不水解水解水解NH4+Cu2+CH3COO-CO32-中性酸性_堿性_例1、下列溶液呈堿性的是(

)A.NH4NO3 B.(NH4)2SO4C.KCl

D.K2CO32.(雙選)有關(guān)鹽類水解的說法不正確的是(

)A.鹽類的水解過程破壞了水的電離平衡B.鹽類的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆過程C.鹽類水解的結(jié)果使溶液一定不呈中性D.Na2CO3水解的實質(zhì)是Na+與H2O電離出的OH-結(jié)合生成了NaOHCDD6、鹽的水解反應(yīng)離子方程式的書寫

②相互促進(jìn)的水解程度較大的即可以水解完全，書寫時用“===”“↑”“↓”。①若水解程度不大，用“”表示。(1)鹽類水解的離子方程式一般用“”連接，由于水解程度較小,水解生成的弱電解質(zhì)的量較少,即一般不生成沉淀或氣體,一般不標(biāo)“↑”“↓”等符號。(2)多元弱酸鹽：分步書寫，以第一步為主。(3)多元弱堿鹽：水解反應(yīng)的離子方程式一步完成。(4)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進(jìn)例：AlCl3溶液和Na2CO3溶液混合：

7、酸式鹽溶液酸堿性的判斷

酸式鹽的水溶液顯什么性，這要看該鹽的組成微粒的實際表現(xiàn)。如果不考慮陽離子水解的因素，單純考慮酸式酸根離子。注意：區(qū)分鹽的電離方程式與鹽類水解的離子方程式；弱酸及其鹽或弱堿及其鹽的混合液酸堿性的分析(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。

弱酸酸式鹽，其酸式酸根離子在水溶液中既可以電離也可以水解。(2)強堿的弱酸酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離

程度和水解程度的相對大小。8、由水電離出的氫離子或氫氧根離子濃度的大小判斷

例、

在25℃時,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)各為多少?在上述兩溶液中,NH4Cl溶液中由水電離的c(OH-)是HCl溶液中的多少倍?例、常溫下，在pH＝12的某溶液中，甲、乙、丙、丁四位同學(xué)計算出由水電離出的c(OH－)的數(shù)據(jù)分別為

甲：1.0×10－7mol·L－1；乙：1.0×10－6mol·L－1丙：1.0×10－2mol·L－1；?。?.0×10－12mol·L－1。其中你認(rèn)為正確的數(shù)據(jù)是 (

)A．甲、乙 B．丙C．丙、丁 D．乙、丁C判斷正誤：(1)酸式鹽溶液可能呈酸性,也可能呈堿性。(

)(2)某鹽溶液呈酸性,該鹽一定發(fā)生了水解反應(yīng)。(

)(3)常溫下,pH=10的CH3COONa溶液與pH=4的NH4Cl溶液,水的電離程度相同。(

)(5)常溫下,pH=11的CH3COONa溶液與pH=3的CH3COOH溶液,水的電離程度相同。(

)(6)NaHCO3、NaHSO4都能促進(jìn)水的電離。(

)√×√××例1、下列物質(zhì)在常溫下發(fā)生水解時,對應(yīng)的離子方程式正確的是(

)2.有四種物質(zhì)的量濃度相同且由+1價陽離子A+、B+和-1價陰離子X-、Y-組成的鹽溶液。據(jù)測定,常溫下AX溶液和BY溶液的pH都為7,AY溶液的pH>7,BX溶液的pH<7。據(jù)此推斷,可能不水解的鹽是(

)A.AX B.BXC.AY D.BYAB（三）、電解質(zhì)溶液中的電荷守恒與元素質(zhì)量守恒1.電荷守恒(1)內(nèi)容:電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等,即電荷守恒,溶液呈電中性。

(2)實例:碳酸鈉溶液中的電荷守恒式為：n(Na+)+n(H+)=n(OH-)+n(HCO3-)+2n(CO32-)

2.元素質(zhì)量守恒(1)內(nèi)容:在電解質(zhì)溶液中,由于某些離子發(fā)生水解或電離,離子的存在形式發(fā)生了變化,就該離子所含的某種元素來說,其質(zhì)量在變化前后是守恒的,即元素質(zhì)量守恒。

(2)實例:0.1mol·L-1碳酸鈉溶液中,根據(jù)碳元素質(zhì)量守恒,可得關(guān)系式:c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)

二、影響鹽類水解的主要因素1．主要因素--內(nèi)因鹽類水解的程度大小主要是由鹽的性質(zhì)所決定的。強堿弱酸鹽：形成鹽的弱酸酸性越弱，即越難電離(電離常數(shù)越小)，其鹽對應(yīng)的弱酸根離子的水解程度越大，鹽溶液的堿性越強。即：越弱越水解”。例、物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分別為8、9、10,則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是(

)A.HX、HZ、HY B.HX、HY、HZC.HZ、HY、HX D.HY、HZ、HXC2．外界因素--次要因素

鹽的水解是可逆反應(yīng)，所以鹽類水解平衡同電離平衡一樣，屬于動態(tài)平衡。當(dāng)溫度、濃度等條件改變時，會引起水解平衡的移動，從而影響鹽類水解的程度。其中濃度的影響通常包括：加水稀釋、加入適量的酸或堿及能與酸或堿反應(yīng)的鹽等。實驗探究——反應(yīng)條件對FeCl3水解平衡的影響實驗探究——反應(yīng)條件對FeCl3水解平衡的影響影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象溫度在試管中加入2ml0.01mol/LFeCl3溶液，用試管夾夾持，在酒精燈上微熱溶液顏色

.反應(yīng)物的濃度在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后用藥匙加入少許FeCl3晶體溶液顏色

.生成物的濃度在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后通入HCl；溶液顏色

.加深加深

變淺條件平衡移動方向H＋個數(shù)C（H+）pH水解程度現(xiàn)象升溫_______________________通HCl____________________________

加NaOH___________________________加H2O____________________________加NaHCO3正向移動正向移動正向移動正向移動逆向移動增大增大減小增大增大增大增大減小增大減小減小增大增大增大增大減小減小減小減小增大顏色加深顏色變淺顏色加深顏色變淺紅褐色沉淀和氣體放出雙水解：1、定義：兩鹽中的弱離子彼此相互促進(jìn)的水解反應(yīng)2、分類：完全雙水解和部分雙水解如：①Al3+與CO32-

、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-Fe3+與HCO3-、CO32-等組成的鹽水解相互促進(jìn)程度很大、很徹底即水解完全，有沉淀、氣體生成，書寫時用“===”“↑”“↓”。②NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn),但水解程度較小,仍是部分水解.但比單一離子水解程度大。3、方程式的書寫：判定方法：觀察水解產(chǎn)物是否有沉淀1.溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。2.濃度：鹽的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結(jié)合成電解質(zhì)分子的幾率越小，水解程度越大即越稀越水解。3.酸堿性：向鹽溶液中加入H+，可抑制陽離子水解，促進(jìn)陰離子水解；向鹽溶液中加入OH-，能抑制陰離子水解，促進(jìn)陽離子水解。小結(jié)：三、鹽類水解的應(yīng)用1、判斷溶液的酸堿性2、判斷鹽溶液中粒子的種類及濃度的大小3、配制可水解的鹽溶液

如：在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液時因水解而變渾濁所以為了抑制水解，常先將鹽溶于少量較濃的鹽酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。如：配制硫化鈉的水溶液時，可加入少量氫氧化鈉，抑制S2－的水解。4、可水解鹽溶液的儲存某些強堿弱酸鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時，不能用玻璃塞。如Na2CO3溶液等。（一）在科學(xué)研究中的應(yīng)用5、用于物質(zhì)的制備如：制備Fe(OH)3膠體

6、判斷離子能否大量共存將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體。用TiCl4制備TiO2等。在制備時加入大量的水，同時加熱，促進(jìn)水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得到（類似的方法也可用于SnO、SnO2制備等）。若相互促進(jìn)程度較小，則可以大量共存若相互促進(jìn)的程度很大、很徹底，則不能大量共存（二）日常生活中的應(yīng)用7、熱的純堿液去油污效果更好

純堿（Na2CO3）水解呈堿性，加熱能促進(jìn)水解，溶液的堿性增強，熱的純堿溶液去污效果增強8、明礬（鋁鹽）用作凈水劑

明礬溶于水電離產(chǎn)生的Al3+水解，生成Al(OH)3膠體表面積大，吸附水中懸浮的雜質(zhì)而使水變澄清9、泡沫滅火劑

泡沫滅火器內(nèi)所盛裝藥品分別是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用時將兩者混合，鋁離子與HCO3—的水解會彼此相互促進(jìn)，從而使水解完全，產(chǎn)生CO2和Al(OH)3沉淀。Al3＋＋3HCO32-═══Al(OH)3↓＋3CO2↑。10、銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用草木灰的成分：K2CO3，銨態(tài)氮肥——銨鹽。11、利用鹽的水解去除雜質(zhì)如、除去MgCl2溶液中的Fe3＋雜質(zhì)的原理：

因為NH4+水解呈酸性，CO32-水解產(chǎn)生OH-呈堿性，同時存在時，相互促進(jìn)，水解程度增大，使氨氣溢出降低肥效。

如果兩種離子的水解程度不一樣，可通過調(diào)控溶液的pH將其中一種離子轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀而除去。12、NH4Cl-ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑

Fe3++3H2OFe(OH)3+H+MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O，使Fe3＋水解平衡向右移動，從而轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀除去，且不引入新的雜質(zhì)Zn2＋水解使溶液顯酸性，能溶解鐵銹（三）鹽溶液蒸干后產(chǎn)物的判斷方法鹽溶液產(chǎn)物Ca(HCO3)2/NaHCO3

NH4Cl

Na2SO3

FeCl2/AlCl3

Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4

NaAlO2/Na2CO3

在空氣中加熱蒸干并灼燒下列鹽溶液，將所得產(chǎn)物填入表格中。CaO/Na2CO3無Na2SO4Fe2O3/Al2O3Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4NaAlO2/Na2CO3如：用MgCl2·6H2O晶體如何得到純的無水MgCl2？

在干燥的HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O，可以得到無水MgCl2，HCl氣流能抑制MgCl2的水解，且?guī)ё進(jìn)gCl2·6H2O因受熱產(chǎn)生的水蒸氣如：把AlCl3溶液蒸干灼燒，最后得到的主要固體是什么？為什么？如何操作溶質(zhì)不變？(用化學(xué)方程式表示并配以必要的文字說明)。答案：在AlCl3溶液中存在著如下平衡：AlCl3＋3H2O

Al(OH)3＋3HCl，加熱時水解平衡右移，同時生成的HCl不斷揮發(fā)，使平衡不斷向右移動得到Al(OH)3，在灼燒時發(fā)生反應(yīng)：2Al(OH)3=======Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固體是Al2O3；在HCl氣流中加熱蒸發(fā)溶質(zhì)不變。易錯判斷：1.稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或堿性)也越強(

)2.水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大(

)3.用Na2S溶液與AlCl3溶液混合可以制備Al2S3(

)4.水解相互促進(jìn)的離子在同一溶液中一定不能共存(

)××××例.常溫下，下列各組微粒在指定溶液中因水解反應(yīng)而不能大量共存的是√知識導(dǎo)圖四、溶液中粒子濃度關(guān)系（一）、熟悉“兩大理論”及其“兩大微弱”1.電離平衡(1)弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。(2)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級電離(第一級電離程度遠(yuǎn)大于第二級電離)2.水解平衡(1)水解過程是微弱的。(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解(二)巧用“兩個守恒”，明確濃度關(guān)系類型：一、單一溶液中粒子濃度的關(guān)系二、混合溶液中粒子濃度的關(guān)系判斷三、不同溶液中同一離子濃度的大小比較類型一

滴定過程pH變化曲線類型二

分布系數(shù)曲線類型三

對數(shù)圖像中的粒子濃度關(guān)系五、反應(yīng)過程中溶液粒子濃度變化的圖像分析類型四

復(fù)合圖像類型一

滴定過程pH變化曲線練習(xí)：常溫下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1mol/LCH3COOH（Ka約為1×10-5）溶液可得滴定曲線：a點：b點：c點：d點：e點：起點半中和點中性點中和點過量點二元弱電解質(zhì)的滴定曲線3.已知pKa＝－lgKa,25℃時，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常溫下，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1H2SO3溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法不正確的是（

）A類型二

分布系數(shù)曲線一元弱酸(以CH3COOH為例)二元弱酸(以H2C2O4為例)

注：pKa為電離常數(shù)的負(fù)對數(shù)

1.透析分布曲線確定思維方向分布曲線是指以pH為橫坐標(biāo)、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù))為縱坐標(biāo)的關(guān)系曲線。例題：常溫下，向某濃度的草酸溶液中逐滴加入一定濃度的NaOH溶液，所得溶液中三種微粒H2C2O4、HC2O4-、C2O42-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與pH的關(guān)系如圖所示，已知：二、微粒分布多曲線交叉圖（平衡常數(shù)的計算與應(yīng)用）思考交流：1、用A、B點求Ka1、Ka2、Kh1、Kh2，并找出它們之間的關(guān)系。2、A點和草酸的半中和點是什么關(guān)系？類型三

對數(shù)圖像中的粒子濃度關(guān)系【2017·高考全國卷Ⅰ，13】常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示?；卮鹣鄳?yīng)問題：1、指出橫坐標(biāo)與曲線M、N的對應(yīng)關(guān)系；2、判斷NaHX溶液的酸堿性；3、當(dāng)混合溶液呈中性時離子濃度大小順序。【2020·山東高考真題】25℃時，某混合溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L，lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)隨pH變