第3節(jié)鹽類的水解[實驗]用pH試紙檢驗下列溶液的酸堿性

(1)Na2CO3(2)NH4Cl(3)NaCl(4)CH3COONa(5)Al2(SO4)3(6)KNO3

(7)(NH4)2SO4(8)Na2SO4一、探究鹽溶液的酸堿性NaCl、KNO3、Na2SO4溶液：實驗結(jié)果：CH3COONa、Na2CO3

溶液：NH4Cl、Al2(SO4)3

溶液：顯堿性顯酸性顯中性強堿弱酸鹽堿性強酸弱堿鹽酸性強堿強酸鹽中性實驗結(jié)果統(tǒng)計分析及推理：測試對象生成該鹽的鹽的類型溶液酸堿性酸堿CH3COONaCH3COOHNaOHNa2CO3H2CO3NaOHNH4ClHClNH3·H2OAl2(SO4)3H2SO4Al(OH)3NaClHClNaOHKNO3HNO3KOH實驗結(jié)果統(tǒng)計分析及推理：測試對象生成該鹽的鹽的類型溶液酸堿性酸堿CH3COONaCH3COOHNaOHNa2CO3H2CO3NaOHNH4ClHClNH3·H2OAl2(SO4)3H2SO4Al(OH)3NaClHClNaOHKNO3HNO3KOH強堿弱酸鹽堿性強酸弱堿鹽酸性強堿強酸鹽中性2、水解的實質(zhì)3、水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿鹽+水中和水解破壞了水的電離平衡（促進水的電離）

有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解;

1、鹽類的水解定義

在溶液中鹽電離出來的離子（弱酸根、弱堿根）跟水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),叫做鹽類的水解。4、水解的酸堿性規(guī)律：1)先找“弱”離子。2)一般水解程度小，水解產(chǎn)物少。所以常用“”；不寫“==”、“↑”、“↓”；也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式。3)多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。多元弱堿鹽一步水解。鹽+水酸+堿弱離子

+

水弱酸(or弱堿)+OH–(

or

H+

)5、鹽類水解方程式的書寫：復(fù)習(xí)回顧鹽類的水解：

在溶液中鹽電離出來的離子（弱酸根、弱堿根）跟水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),叫做鹽類的水解。水解的實質(zhì)：水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿鹽+水中和水解破壞了水的電離平衡（促進水的電離）

水解的酸堿性規(guī)律：

有弱才水解，無弱不水解；誰強顯水性，同強顯中性。誰弱誰水解，越弱越水解；都弱雙水解，同弱近中性第三節(jié)鹽類的水解(第二課時)1、影響鹽類水解的因素2、鹽類水解的應(yīng)用三、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用鹽類水解平衡影響因素在一定條件下，當鹽類的水解速率等于中和速率時，達到水解平衡。（動態(tài)平衡）1、內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)①不同弱酸對應(yīng)的鹽NaClO(aq)CH3COONa

(aq)MgCl2(aq)

AlCl3(aq)對應(yīng)的酸HClOCH3COOH<>堿性②不同弱堿對應(yīng)的鹽對應(yīng)的堿酸性Mg(OH)2Al(OH)3<>③同一弱酸對應(yīng)的鹽Na2CO3(aq)

NaHCO3(aq)對應(yīng)的酸HCO3–

H2CO3<>堿性∴正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度>越弱越水解2、外因：

--符合勒夏特列原理

①溫度：水解吸熱，升溫，促進水解②濃度：加水稀釋，促進水解③加酸：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。抑制促進④加堿：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。促進抑制配制FeCl3溶液需要注意什么問題？加入一定量的

，抑制FeCl3的水解。思考Fe

3++3H2OFe

(OH)3+3H

+HCl10H2SO4？越熱越水解越稀越水解對于水解平衡Fe3+

+3H2OFe(OH)3

+3H+改變條件移動方向n(H+)pH水解程度現(xiàn)象升溫

通HCl(g)加H2O加Mg粉加NaHCO3加NaF加NaOH棕黃色變淺棕黃色變深棕黃色變淺棕黃色變淺，冒氣泡，可能產(chǎn)生紅褐色沉淀。棕黃色變淺，冒氣泡，產(chǎn)生紅褐色沉淀。棕黃色變深產(chǎn)生紅褐色沉淀鹽類水解類別（一）一元弱酸強堿鹽（顯堿性）如CH3COONa、NaFF–

+H2OHF+OH–（二）多元弱酸強堿鹽（顯堿性）如Na2CO3、Na3PO4CO3

2–

+

H2OHCO3

–

+OH

–(主)HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–(次)（三）弱堿強酸鹽水解（顯酸性）如NH4Cl、CuSO4NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+（四）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–①②HCO3

–

+H2OCO32–+H3O

+①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3

–

+H2OH2SO3

+OH

–①②HSO3

–

+H2OSO32–+H3O

+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸（五）弱酸弱堿鹽——發(fā)生雙水解1、發(fā)生徹底雙水解的條件：①一種弱離子水解呈堿性，另一種弱離子水解呈酸性；②水解產(chǎn)物必須是沉淀和氣體或都是沉淀。2、雙水解反應(yīng)的離子方程式的書寫：①寫出發(fā)生雙水解的離子、水及水解產(chǎn)物;②根據(jù)電荷守恒和質(zhì)量守恒配平；③沉淀或氣體書寫“↓”和“↑”符號，且用“＝”連接，一步到位。3、發(fā)生徹底雙水解的常見離子組合：①Al3+與HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-

、

S2-、HS-、SO32-、HSO3-；②Fe3+與HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-；③NH4+與SiO32-、AlO2-；4、雙水解的寫法：1、水解平衡常數(shù)及與電離平衡常、KW的關(guān)系2、鹽類水解的應(yīng)用3、鹽類水解的三大守恒4、離子濃度大小的比較第三節(jié)鹽類的水解(第三課時)弱酸強堿鹽的水解平衡常數(shù)

NaAc水解反應(yīng)的總反應(yīng)可寫為：

Ac-+H2OHAc+OH-Kh：水解平衡常數(shù)，表示鹽水解程度的大小，與弱酸及水的離子積有關(guān)。溶液中同時有：①②①/②則：1、水解平衡常數(shù)及與電離平衡常、KW的關(guān)系

一元弱酸強堿鹽水解常數(shù)通式：

多元弱酸強堿鹽的水解較復(fù)雜，與多元弱酸的電離相似，也是分步進行的，如Na2CO3的水解。

CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-Kh1＞＞Kh2，第一步水解的程度遠大于第二步，即第一步水解是主要的，計算鹽溶液的pH時可以忽略第二步水解。弱堿強酸鹽的水解

該類鹽的水解情況和前面討論的相似，不同的地方只是與水作用的是鹽的陽離子。如NH4Cl水解：

NH4++H2ONH3.

H2O+H+一元弱堿強酸鹽水解通式：1.為什么KAl(SO4)2,FeCl3

等鹽可用做凈水劑？

[思考]4.在必修I學(xué)習(xí)膠體性質(zhì)時，我們知道制取氫氧化鐵膠體時是在沸水中滴入FeCl3溶液，你現(xiàn)在知道其中的原理了嗎？2.純堿為什么能去污力？去污是為何用熱水？3.泡沫滅火器的化學(xué)反應(yīng)原理是什么？1）泡沫滅火器的原理塑料內(nèi)筒裝有Al2(SO4)3溶液外筒裝有NaHCO3溶液Al

3+

+

3HCO3–

Al(OH)3

+

3CO2

Al

3++3H2OAl(OH)3+3H

+HCO3–

+H2OH2CO3+

OH

–混合前混合后(一)日常生活中的應(yīng)用2、鹽類水解的應(yīng)用Al

3++3H2OAl(OH)3

(膠體)

+3H

+Fe

3++3H2OFe

(OH)3

(膠體)

+3H

+本身無毒，膠體可吸附不溶性雜質(zhì)，起到凈水作用。熱的純堿去污能力更強，為什么？升溫，促進CO32–水解2）明礬、FeCl3等作凈水劑3）肥皂、純堿等作去污劑4）混施化肥5）制備膠體銨態(tài)氮肥、過磷酸鈣不能與堿性的草木灰混合使用。FeCl3+3H2OFe

(OH)3

(膠體)

+3HCl

草木灰的主要成分：K2CO3，水解呈堿性CO32-＋H2OHCO3-+OH-HCO3-＋H2OH2CO3+OH-

銨態(tài)氮肥——銨鹽，水解呈酸性

NH4+＋H2ONH3·H2O+H+，

混施后，OH-與H+中和成水，使兩種鹽的水解平衡向正反應(yīng)方向移動，生成大量的NH3·H2O，進一步分解成NH3逸出了，從而降低了肥效。結(jié)論:草木灰不宜與銨態(tài)氮肥混合施用

配制FeCl3溶液：加少量

；配制FeCl2溶液：加少量

；保存NH4F溶液：加相應(yīng)的酸稀鹽酸稀鹽酸和Fe粉不能存放在玻璃瓶中！鉛容器或塑料瓶Fe3+

+3H2OFe(OH)3

+3H+配制FeSO4溶液：加少量

；稀硫酸和Fe粉(7)判斷鹽溶液的酸堿性：NaCl溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液中性堿性酸性CH3COONH4溶液中性NaHCO3溶液堿性（相同溫度和濃度）(6)易水解鹽溶液的配制與保存：Fe2+

+2H2OFe(OH)2

+2H+(8)判定離子能否大量共存：Al3+與AlO2–：Al3+與HCO3–：Al3+與CO32–：Al

3++3AlO2

–

+H2OAl(OH)346Al

3++3HCO3

–Al(OH)3+3CO22Al3++3CO32–+3H2O

2Al(OH)3+3CO2[例題]下列各組離子在溶液中能大量共存的是

A.NH4+、CH3COO—、Cl-、K+

B.Al3+、AlO2-、HCO3-

、Na+C.Fe2+、NH4+、SO42-、HCO3-

D.Fe3+、SCN-、Na+、CO32-1）電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步①弱電解質(zhì)電離是微弱的如：NH3·H2O溶液中：c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)如：H2S溶液中：c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>>>>>對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠遠小于弱電解質(zhì)分子的濃度。六、離子濃度大小的比較2）水解理論：①弱離子由于水解而損耗。如：KAl(SO4)2溶液中：c(K+)c(Al3+)②水解是微弱③多元弱酸水解是分步，主要決定第一步c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(OH–)如：Na2CO3溶液中：c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)>>>>>>水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。

如：NH4Cl溶液中：

如：NH4Cl溶液中陽離子：

NH4+、H+

陰離子：

Cl–、OH–

正電荷總數(shù)=負電荷總數(shù)n(NH4+

)+n(H+

)=n(Cl–)+n(OH–)1）電荷守恒任何溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。c(NH4+)+c(H+)==c(Cl–)+c(OH–)3、鹽類水解的三大守恒陽離子：

Na+

、H+

陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–又如：Na2S溶液

Na2S==2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+

)+c(H+)==c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)∵正電荷總數(shù)=負電荷總數(shù)說明：溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不變的。是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。2）物料守恒（元素或原子守恒）如：NaHCO3溶液∵

c(Na+):c(C)＝1:1因此c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+

c(H2CO3)又如：Na2S溶液Na2S==2

Na++S2–

H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S

+OH–

因此：c(Na+

)==

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]∵

c(Na+):c(S)＝2:1再如：amol/L的Na2CO3

溶液中Na2CO3==2

Na++CO32–

H2O