3.3.2 影響鹽類的水解的因素 課件 高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三節(jié)鹽類的水解第2課時(shí)影響鹽類水解的因素1.了解影響鹽類水解的因素，分析外界條件對(duì)鹽類水解的影響。2.通過(guò)水的電離平衡及弱電解質(zhì)電離平衡規(guī)律的綜合應(yīng)用，認(rèn)識(shí)鹽類水解的微觀原理及鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性的規(guī)律。3.鹽的水解常數(shù)的應(yīng)用。學(xué)習(xí)目標(biāo)CH3COONa=CH3COO_+Na+

+

CH3COOH當(dāng)CH3COOH與OH-濃度逐漸增大，到一定程度則發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，即向左反應(yīng)，故鹽類水解不能徹底進(jìn)行，最后到達(dá)一個(gè)平衡狀態(tài)，即水解平衡狀態(tài)

。

鹽類水解是一個(gè)微弱的過(guò)程！一、鹽類水解平衡的影響因素1．內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)（越弱越水解）

堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3等濃度對(duì)應(yīng)鹽酸性：MgCl2(aq)<AlCl3(aq)①不同弱酸對(duì)應(yīng)的鹽酸性:HClO<CH3COOH等濃度對(duì)應(yīng)鹽堿性:NaClO(aq)>CH3COONa

(aq)②不同弱堿對(duì)應(yīng)的鹽③同一弱酸對(duì)應(yīng)的鹽酸性:HCO3–<H2CO3即：

正鹽的水解程度>酸式鹽的水解程度等濃度對(duì)應(yīng)鹽堿性:Na2CO3(aq)>NaHCO3(aq)【實(shí)驗(yàn)探究】觀察“影響氯化鐵水解的條件”實(shí)驗(yàn)，總給溫度、反應(yīng)物濃度、生成物濃度對(duì)水解平衡的影響，并應(yīng)用平衡移動(dòng)原理進(jìn)行解釋。根據(jù)平衡移動(dòng)規(guī)律—勒夏特列原理，預(yù)測(cè)水解平衡的影響因素。從反應(yīng)條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？一、鹽類水解平衡的影響因素2.外因(1)溫度：水解是是吸熱反應(yīng)(ΔH＞0)。結(jié)論1：升高溫度，水解平衡正向移動(dòng)，水解程度增大。(越熱越水解)2.外因：鹽類的水解程度受到鹽的濃度、溫度及溶液酸堿度的影響（符合勒夏特列原理）

黃色紅褐色一、鹽類水解平衡的影響因素

未加FeCl3晶體加入FeCl3晶體pH＝1.92pH＝2.38c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)加水稀釋10倍加水稀釋，pH增大，c(H+)減小，F(xiàn)eCl3水解平衡向右移動(dòng)（2）濃度①反應(yīng)物濃度對(duì)水解平衡的影響操作平衡移動(dòng)方向Fe3+水解程度c(Fe3+)c(H+)加水稀釋10倍向右減小減小加FeCl3晶體向右增大減小減小減小增大越稀越水解②

生成物濃度對(duì)水解平衡的影響影響因素實(shí)驗(yàn)步驟實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象生成物濃度分別取2

mL0.01mol/L

FeCl3溶液于甲、乙兩支試管，向甲試管加入3滴濃鹽酸，向乙試管加入等體積水作為對(duì)比，觀察溶液顏色變化。分別取2mL0.01mol/L

FeCl3溶液于甲、乙兩支試管，向甲試管加入3滴濃NaOH溶液，向乙試管加入等體積水作為對(duì)比，觀察溶液顏色變化。（2）濃度結(jié)論2c(H+)增大，水解平衡逆向移動(dòng)，F(xiàn)e3+水解程度增大。c(H+)減小，水解平衡正向移動(dòng)，F(xiàn)e3+水解程度增大。加濃氫氧化鈉加蒸餾水加鹽酸加蒸餾水meiyangyang8602meiyangyang8602總結(jié)：影響鹽類水解的主要因素

影響因素實(shí)驗(yàn)步驟實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象解釋溫度在試管中加入2ml0.01mol/LFeCl3溶液，用試管夾夾持，在酒精燈上微熱

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

生成物的濃度在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后滴入2~3滴濃鹽酸在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后滴入5滴濃NaOH溶液溶液顏色加深溶液顏色加深溶液顏色變淺溶液顏色加深溫度升高，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)加入鹽酸，c(H+)增大，平衡向FeCl3水解的逆反應(yīng)方向移動(dòng)加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)課本P74頁(yè)【練習(xí)】對(duì)于水解平衡CH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–改變條件方向c(Ac–)c(HAc)c(OH–)c(H+)pH水解程度升溫

加H2O加醋酸加醋酸鈉通HCl(g)加NaOH因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸、堿酸促進(jìn)強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解堿促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解，抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解外加其他鹽水解形式相同的鹽相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的鹽相互促進(jìn)[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]外因：溫度、濃度及其它電解質(zhì)的加入教材P77資料卡片鹽的水解常數(shù)例如：CH3COONa的水解：CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－鹽的水解平衡常數(shù)CH3COOH的電離：CH3COOH

CH3COO－＋H＋弱酸的電離平衡常數(shù)則有：【觀察思考】水解平衡常數(shù)與電離平衡常數(shù)有什么關(guān)系？對(duì)于弱酸的酸根離子的水解：A-+H2O?HA+OH-對(duì)于弱堿的陽(yáng)離子的水解：B++H2O?BOH+H+一元弱酸根離子、弱堿陽(yáng)離子的水解Kh只與溫度有關(guān)

【例1】25℃時(shí)，CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.75×10-5，HClO的電離常數(shù)Ka＝2.98×10-8，比較同濃度時(shí)CH3COONa溶液與NaClO溶液堿性。KhKwKa＝

KhKw1.75×10-5＝

KhKw2.98×10-8＝

CH3COONa溶液：NaClO溶液：堿性：CH3COONa溶液<NaClO溶液Kh（CH3COOH）<

Kh(HClO)結(jié)論3：鹽類水解程度的大小，主要由鹽的性質(zhì)所決定。弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小，其生成的鹽水解程度就越大，越弱越水解CO3

2–

+H2OHCO3–+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–生成鹽的弱酸酸性越弱，即越難電離，水解程度越大。水解程度：酸性：H2CO3>HCO3

–NaHCO3<Na2CO3多元弱酸根離子的分步水解所以Kh2<Kh1由于Ka1>Ka2，，即Na2CO3水解程度更大Kh1Kh2

Ka

＝

c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)（電離常數(shù)）

Kh

＝

c(CH3COOH)·c(OH-)c(CH3COO-)（水解常數(shù)）【觀察思考】水解平衡常數(shù)與電離平衡常數(shù)有什么關(guān)系？Kh

＝

c(CH3COOH)·c(OH-)·c(H+)c(CH3COO-)·c(H+)Kh

＝KwKa鹽的水解平衡常數(shù)Kh

Kh

＝

c(NH3·H2O)·c(H+)·c(OH-)c(NH4+)·c(OH-)=KWKb弱酸的電離常數(shù)越小(酸性越弱)，其生成的鹽水解的程度就越大。弱堿的電離常數(shù)越小(堿性越弱)，其生成的鹽水解的程度就越大。越弱越水解總結(jié)提升鹽類水解的規(guī)律(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。(2)無(wú)弱不水解——強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。(3)越弱越水解——組成鹽的酸根離子對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律。(4)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽(yáng)離子都能發(fā)生水解