鹽類(lèi)的水解第三節(jié)新課導(dǎo)入純堿是什么?從組成上看是哪類(lèi)物質(zhì)?為什么叫純堿?Na2CO3鹽類(lèi)其水溶液呈堿性根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來(lái)分，鹽可以分成哪幾類(lèi)？酸+堿==鹽+水(中和反應(yīng))酸強(qiáng)酸弱酸弱堿強(qiáng)堿堿生成的鹽1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽2.強(qiáng)酸弱堿鹽3.強(qiáng)堿弱酸鹽4.弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3新探究H2O酸性酸H2O堿性堿H2O？性鹽鹽溶液NaClNa2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4鹽類(lèi)型酸堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽中性中性堿性堿性堿性酸性酸性強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽

用pH試紙分別測(cè)定下表溶液的酸堿性實(shí)驗(yàn)：為什么鹽溶液可呈中性、酸性或堿性？根據(jù)下表，對(duì)三類(lèi)不同鹽溶液中存在的各種粒子即粒子間的相互作用進(jìn)行比較分析，從中找出不同類(lèi)鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因鹽NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液鹽的類(lèi)別c(H+)c(OH-)相對(duì)大小溶液中的粒子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2OH+、Na+、OH-、CH3COO-、H2O、CH3COOH不能能能思考與交流?NH4Cl+H2O?NH3·H2O+HCl

NH4Cl====NH4++Cl-

+

NH3·H2O離子方程式：促進(jìn)水的電離水解方程式：為什么NH4Cl溶液呈酸性？生成弱電解質(zhì)H2O

OH－

+

H+c(H+)增大

c(OH－)減小c(H+)>c(OH－)溶液顯酸性NH4++H2O?NH3·H2O+H+微觀探究CH3COONa+H2O?CH3COOH+NaOH

CH3COONa====Na+＋CH3COO－

+

CH3COOH離子方程式：促進(jìn)水的電離水解方程式：CH4COONa溶液呈堿性的原因生成弱電解質(zhì)H2O

OH－+

H+c(H+)減小

c(OH－)增大c(H+)＜c(OH－)溶液顯堿性CH3COO－

+H2O?CH3·COOH

+OH－微觀探究探究3：NaCl溶液為何顯中性？NaCl=Na++Cl–H2OOH-+H+c(H＋)=c(OH－)，呈中性

鹽電離產(chǎn)生的陰、陽(yáng)離子都不能與溶液中的H+和OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，對(duì)水的電離平衡無(wú)影響，H2OH++

OH-CH3COONa=Na++CH3COO-NH4Cl=Cl-+NH4+

探討與交流（CH3COONa和NH4Cl的水解機(jī)理）：1.室溫下，pH=10的醋酸鈉溶液中由水電離出的OH-的濃度2.室溫下，pH=4的氯化銨溶液中由水電離出的H+的濃度分析計(jì)算NH4++H2ONH3·H2O+H+

CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-c(OH－)水=c(OH－)溶液c(H＋)水=c(H＋)溶液=1×10-4mol/L=1×10-4mol/L可見(jiàn)，可見(jiàn)，結(jié)論：鹽類(lèi)的水解促進(jìn)了水的電離>1×10-7mol/L>1×10-7mol/L問(wèn)題：水電離出的H+以什么微粒形式存在？H+、CH3COOH問(wèn)題：水電離出的OH-以什么微粒形式存在？OH－、NH3·H2O1、定義：在水溶液中，鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類(lèi)的水解。2、實(shí)質(zhì)：弱酸陰離子弱堿陽(yáng)離子結(jié)合H+破壞了水的電離平衡促進(jìn)水的電離c(H+)≠c(OH-)使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性鹽電離結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)一、鹽類(lèi)的水解鹽+水

酸+堿3、水解的特點(diǎn)：⑴可逆⑵吸熱⑶一般很微弱中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不寫(xiě)“”，而寫(xiě)“”。，必有弱酸或弱堿生成△H＞0水溶液中的兩個(gè)微弱:弱酸弱堿電離程度微弱;鹽類(lèi)水解程度微弱.鹽類(lèi)溶液酸堿性規(guī)律強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽弱酸弱堿鹽中性酸性堿性無(wú)弱不水解，同強(qiáng)顯中性誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性都弱都水解，同弱顯中性，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性有弱才水解，無(wú)弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性，規(guī)律要記清。4.鹽類(lèi)水解規(guī)律問(wèn)題1：已知電離常數(shù)HF大于CH3COOH，同溫下等濃度的NaF和CH3COONa溶液，CH3COONa溶液pH大，誰(shuí)的水解程度大？越弱越水解問(wèn)題2：查閱資料可知，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)幾乎相等，請(qǐng)問(wèn)CH3COONH4溶液顯啥性？為什么？中性同弱的情況，水解產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)，故顯中性CH3COONa【思考與討論】問(wèn)題4：NaCl溶液與CH3COONH4溶液都顯中性，那么兩溶液中水的電離程度相同么？不相同，CH3COONH4溶液中水的電離程度大問(wèn)題3：查閱資料可知，HF的電離常數(shù)大于NH3·H2O的電離常數(shù)，請(qǐng)問(wèn)NH4F溶液顯啥性？為什么？酸性都弱都水解，同弱顯中性，誰(shuí)(較)強(qiáng)顯誰(shuí)性【思考與討論】5.水解方程式的書(shū)寫(xiě)：（1）鹽類(lèi)水解是可逆反應(yīng),反應(yīng)方程式要寫(xiě)可逆符號(hào);（2）一般水解程度較小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成氣體和沉淀，不寫(xiě)↑↓符號(hào)，不穩(wěn)定的生成物如H2CO3、NH3·H2O也不寫(xiě)分解產(chǎn)物一元弱酸鹽基本形式：弱酸陰離子

+H2O弱酸+OH-弱堿陽(yáng)離子+H2O弱堿+H+

陽(yáng)離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-。（3）關(guān)鍵:找“弱”離子，誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)。一元弱堿鹽基本形式：（5）多元弱堿鹽分步水解但不分步書(shū)寫(xiě)方程式，一步書(shū)寫(xiě)到位。HCO3

–+H2O?H2CO3

+OH

–CO3

2–

+H2O?HCO3

–+OH

–(主)(次)（4）多元弱酸鹽分步水解,第一步為主,水解方程式通常只寫(xiě)第一步Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+如：AlCl3弱酸鹽水解的離子方程式（通式）：Rn-+H2OHR(n-1)-+OH-強(qiáng)酸弱堿鹽水解的離子方程式（通式）：Mn++nH2O?M(OH)n

+nH+①PO43-+H2OHPO42-+OH-②HPO42-+H2OH2PO4-+OH-③H2PO4-+H2OH3PO4

+OH-K3PO4溶液中粒子濃度大小為：K+﹥PO43-﹥OH-﹥HPO42-﹥H2PO4-﹥H3PO4﹥H+寫(xiě)出K3PO4水解離子方程式；分析其溶液中含有哪些微粒？并比較其微粒濃度大小（6）弱酸弱堿鹽水解①、一般的雙水解：程度不是很大，陰陽(yáng)離子仍能在溶液中大量共存的，如NH4HCO3、NH4F、（NH4）2CO3若不能同時(shí)產(chǎn)生沉淀和氣體，水解不完全,進(jìn)行“一般雙水解”用

?CH3COO–+NH4++H2O?CH3COOH+NH3·H2O

NH4+

+F-+H2O

NH3·

H2O+HF

弱酸弱堿鹽的酸堿性：通過(guò)電離常數(shù)判斷酸堿強(qiáng)弱，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性1.如NH4F溶液：因K(HF)___K(NH3·H2O)，故NH4F溶液顯___性。酸2.如NH4CN溶液：因K(HCN)___K(NH3·H2O)，故NH4CN溶液顯__性。堿3.如CH3COONH4溶液：因K(NH3·H2O)___K(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯___性。中><=若同時(shí)產(chǎn)生沉淀和氣體，水解趨于完全“完全雙水解”的，用“=”、“↑”、“↓”。②、完全雙水解：水解進(jìn)行完全，陰陽(yáng)離子不能在溶液中大量共存的：Al3+

與AlO2-、CO32-、HCO3-

、HS-、S2-、

Fe3+

與AlO2-、CO32-、HCO3-NH4+

與SiO32-、AlO2-練習(xí)：寫(xiě)出下列離子組在水溶液中相遇時(shí)的離子反應(yīng)方程式：(1)Fe3+與CO32-(2)Al3+與AlO2-

(3)Fe3+與HCO3-(4)NH4+與AlO2-

(5)Al3+與S2-

(1)2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑(2)Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓(3)Fe3++3HCO3-=

Fe(OH)3↓+3CO2↑

(4)NH4++AlO2-+H2O=

NH3↑

+Al(OH)3↓(5)2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑答案：注意：“雙水解”要用“=”、“↑”、“↓”。（7）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3HCO3–+H2O?H2CO3+OH–①②HCO3–+H2O?CO32–+H3O+①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3–+H2O?H2SO3+OH–①②HSO3–+H2O?SO32–+H3O+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸⑶NaH2PO4溶液呈弱酸性⑷Na2HPO4溶液呈弱堿性[練習(xí)1]室溫下pH=12的某溶液中，由水電離的c(OH—)為（

）A.1.0×10-7mol/L

B.1.0×10-6mol/LC.1.0×10-2mol/LD.1.0×10-12mol/LCD[練習(xí)2]在Na2S溶液中，c(Na+)與c(S2–)之比值（）于2。A、大B、小C、等D、無(wú)法確定A[練習(xí)3]在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中,設(shè)由水電離產(chǎn)生的OH-濃度分別為amol·L-1與bmol·L-1,則a和b的關(guān)系為(

)。

A.a>b B.a=10-4bC.b=10-4a D.a=bB5．常溫下，pH=6鹽酸和NH4Cl溶液，其中水電離出的c(H+)值分別是xmol/L、ymol/L。兩者關(guān)系是

（

）A．相等

B．x＞y

C．x=10-2yD．x=102yC4.常溫下，一定濃度的某溶液中由水電離出的c(OH-)為1.0×10—5

mo1/L，則該溶液中的溶質(zhì)可能是()A．Al2(SO4)3B．CH3COONaC．NaOHD．KHSO4AB水的電離被促進(jìn)pH=5pH=9練6：下列各組離子中，能大量共存的是()A.Ag+、NO3-、Cl-、K+B.Al3+、Cl-、HCO3-、Na+C.Fe2+、NO3-、SO42-、H+D.Fe3+、Na+、Cl-、HSO3-E.Ca2+、HCO3—、C1—、K+

F.Al3+、A1O2—、HCO3—、Na+G.Fe3+、SCN—、Na+、CO32—E產(chǎn)生沉淀發(fā)生雙水解發(fā)生氧化還原反應(yīng)發(fā)生氧化還原反應(yīng)發(fā)生雙水解發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)和雙水解發(fā)生化學(xué)反應(yīng)[練習(xí)7](1)相同物質(zhì)的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH分別為7、8、9，則相同物質(zhì)的量濃度的HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)?/p>

。HX>HY>HZ

(2)K(HNO2)>K(CH3COOH)

>K(HClO)推測(cè)相同濃度的NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由大到小的順序是：

NaClO>CH3COONa>NaNO2分析：相同濃度的上述物質(zhì)的溶液，水解程度越大，c(OH-)越大，pH越大；若要pH相同同，則水解程度越小的，所需溶質(zhì)濃度越大。(3)pH相同的

CH3COONa

NaHCO3

Na2CO3溶液的物質(zhì)的量濃度大小為_(kāi)_____________。CH3COONa>NaHCO3>Na2CO38．NH4Cl溶于重水后，產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子均正確的是(

)A．NH2D·H2O和D3O+B．NH3·D2O和HD2O+

C．NH3·DHO和D3O+D．NH2D·HDO和H2DO+9．在氯化銨溶液中,下列關(guān)系式正確的是（

）A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C．c(NH4+)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-) D．c(NH4+)=c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)CA練習(xí)10:下列各變化的表達(dá)式中,屬于水解反應(yīng)且正確的是(

)5．H2O+H2O==H3O++OH—Fe(OH)3↓+3H+2．Fe3++3H2OH2CO3+OH-

1．CO32-+H2O3．CH3COO-+H2OCH3COOH+OH—

4．CH3COOH+H2OCH3COO—+H3O+H2CO3+OH-

6．HCO3-+H2OCO32-+H3O+

7．HCO3-+H2OCO32-+H2O

8．HCO3-+OH-9.H2PO4-+H2OH3PO4

+OH-×√××××√√分步水解醋酸分子的電離水分子的電離HCO3-的電離HCO3-與強(qiáng)堿的反應(yīng)離子方程式10.HPO42-+H2OH2PO4-+OH-√HPO42-水解的第一步注意:①電離以水為載體；

②水解反應(yīng)中，水是反應(yīng)物之一。11、下列各組離子因發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)而不能大量共存的是（

）A．NH4Al(SO4)2溶液中：Na＋、Mg2＋、HCO3-、NO3-B．pH＝1的溶液中：Fe2＋、Al3＋、NO3-、Cl－C．常溫下，水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1的溶液中：

Al3＋、Ca2＋、NO3-、Cl－D．加入鋁粉產(chǎn)生氫氣的溶液中：Cu2＋、NH4+、HCO3-、Br－A12、25℃時(shí)，實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.10mol·L－1的NaHB溶液的pH＝9.1。下列說(shuō)法中正確的是(

)A．NaHB的電離方程式為：NaHB=Na+＋H+＋B2-B．HB－在水溶液中只存在HB－的水解平衡C．HB－的水解程度大于電離程度D．溶液中水電離出的c(H＋)為10－9.1mol·L－1CABCD堿性AOH＞BOHAOH＜BOHAOH＞BOHAOH＜BOH酸性HC＞HDHC＞HDHC＜HDHC＜HD13、有四種物質(zhì)的量濃度相等且都由一價(jià)陽(yáng)離子A＋和B＋及一價(jià)陰離子C－和D－組成的鹽溶液。據(jù)測(cè)定常溫下AC和BD溶液的pH＝7，AD溶液的pH>7，BC溶液的pH<7，則(

)A誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性！Na2CO3和NaHCO3都呈堿性，為何碳酸鈉可用于去除油污，而碳酸氫鈉很少這樣應(yīng)用？為何碳酸氫鈉可以用作胃藥，而碳酸鈉不可以？【情境引入】→同濃度下，碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉，碳酸鈉去污效果更好，但對(duì)胃的腐蝕也更強(qiáng)。為什么“同濃度下，碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉”？→影響鹽類(lèi)水解程度大小的因素是什么？有什么規(guī)律嗎？二、影響鹽類(lèi)水解的主要因素

1、內(nèi)因(鹽本身的性質(zhì))：即：越弱越水解。鹽所對(duì)應(yīng)的酸越弱，其陰離子越易發(fā)生水解,鹽的堿性越強(qiáng)鹽所對(duì)應(yīng)的堿越弱，其陽(yáng)離子越易發(fā)生水解,鹽的酸性越強(qiáng)【例1】已知酸性強(qiáng)弱：CH3OOH＞H2CO3

則同溫時(shí)水解程度：CH3COONa

Na2CO3，同濃度溶液堿性：CH3COONa

Na2CO3

＜＜[例2]已知堿性：NH3·H2O>Mg(OH)2>Al(OH)3則同濃度溶液酸性：NH4Cl

MgCl2

AlCl3<<1.比較同濃度Na2CO3、NaHCO3溶液的pH大小？對(duì)應(yīng)的酸H2CO3水解的程度：堿性：Na2CO3>NaHCO3pH:

<HCO3-酸性：越弱越水解Na2CO3>NaHCO3∴堿性:正鹽>酸式鹽Na2CO3>NaHCO3∵正鹽的水解程度>酸式鹽的水解程度結(jié)論：③加入酸、堿、鹽等物質(zhì)：課本P73--探究FeCl3

+3H2OFe(OH)3

+3HCl①濃度②溫度你認(rèn)為有哪些因素會(huì)影響該水解平衡？2.影響鹽類(lèi)水解的外因

影響因素現(xiàn)象平衡移動(dòng)方向PH值Fe3+的水解程度

升高溫度加水加FeCl3晶體

加濃HCl加濃NaOH加NaHCO3溶液顏色加深

溶液顏色加深溶液顏色變淺溶液顏色變淺有紅褐色沉淀生成生成氣體和紅褐色沉淀右移

變小減小右移

變大增大

左移變小減小右移

變小增大

右移

變大增大

右移

變大增大

FeCl3

+3H2OFe(OH)3+3HCl棕黃色紅褐色膠體Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑發(fā)生雙水解：符合勒夏特列原理2.影響鹽類(lèi)水解的外因

2、外因③加入酸、堿等物質(zhì)：①溫度：升高溫度，

鹽類(lèi)的水解促進(jìn)②濃度：(1)增大C(鹽):(2)加水稀釋:平衡朝水解方向移動(dòng)，但鹽的水解程度減小。平衡朝水解方向移動(dòng)，且鹽的水解程度增大?？赡艽龠M(jìn)，也可能抑制鹽的水解。CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-加鹽酸:加NaOH：促進(jìn)抑制結(jié)論：越弱越水解；越熱越水解；越稀越水解；加酸、堿可抑制或促進(jìn)水解！1．水解平衡正向移動(dòng)，鹽的水解程度一定增大嗎？提示：不一定。升高溫度(或加水稀釋)，水解平衡正向移動(dòng)，鹽的水解程度增大；增大鹽的濃度，水解平衡正向移動(dòng)，鹽的水解程度反而減小。2．有人認(rèn)為，向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，會(huì)與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH－反應(yīng)，使水解平衡正向移動(dòng)，這種說(shuō)法對(duì)嗎？為什么？1.在25℃時(shí)，在1mol/L的①(NH4)2SO4

②(NH4)2CO3

③NH4Cl④NH3·H2O

⑤(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，C(NH4+)由大到小的順序?yàn)?/p>

。2.在Al3++3H2O

Al（OH）3+3H+的平衡體系中，要使平衡向水解方向移動(dòng)，且使溶液的PH值增大，應(yīng)采取的措施是（）A.加熱B.通入HClC.加入適量的NaOHD.加入NaCl溶液CD⑤>①>②>③>④3、為了使Na2CO3溶液中C（Na+）：C(CO32-)接近2：1，應(yīng)加入（

）

A.NaOHB.K2CO3C.KOHD.H2OBC4、物質(zhì)的量相同的下列溶液中含微粒種類(lèi)最多的是(

)A.CaCl2

B.CH3COONaC.NH3D.K2SD鹽類(lèi)的水解往往使得溶液中微粒種類(lèi)增多！5.向盛有Na2CO3溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩,現(xiàn)象是

,原因用離子方程式表示是

。然后對(duì)溶液加熱，現(xiàn)象是：

。最后向溶液中再滴入過(guò)量的BaCl2溶液,現(xiàn)象為

,原因用離子方程式表示是

。溶液變紅CO32-＋H2OHCO3-

+OH-產(chǎn)生白色沉淀,且紅色褪去Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓溶液紅色變深請(qǐng)?jiān)O(shè)計(jì)一個(gè)簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn):證明Na2CO3溶液呈堿性是由于CO32-水解的原因.2.然后逐滴加入BaCl2溶液直至過(guò)量，若溶液紅色逐漸變淺直至消失，則說(shuō)明上述觀點(diǎn)。1.向Na2CO3溶液中滴加幾點(diǎn)酚酞試液后，溶液顯紅色；2、表達(dá)式：Kh＝c(HA)·c(OH?)c(A-)3、意義：Kh越大，水解程度越大。三、水解平衡常數(shù)

Kh＝c(MOH)·c(H+)c(M+)1、概念：鹽的水解反應(yīng)的平衡常數(shù)，用Kh

表示。4、影響因素：只受溫度影響，升溫，Kh增大例、書(shū)寫(xiě)下列水解平衡常數(shù)的表達(dá)式。

固體和溶劑水不出現(xiàn)c3(H+)Kh=c

(Fe3+)Kh1＝c(HS-)·c(OH?)c(S2-)Kh＝c(NH3?H2O)·c(H+)c(NH4+)Kh2＝c(H2S)·c(OH?)c(HS-)思考與討論若常溫下，弱酸HA的電離平衡常數(shù)為Ka，水的離子積常數(shù)為Kw。請(qǐng)分析水溶液中NaA的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。

Ka＝c(H+)

·c(A?)c(HA)

Kh＝c(HA)·c(OH?)c(A-)兩式相加得Kw＝c(H+)·c(OH?)

Kw＝Kh·KaKh＝KwKa或Kh＝KwKb思考與討論水的離子積常數(shù)為Kw，二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，則分別分析NaHCO3、Na2CO3的Kh與Ka和Kw間的關(guān)系。

Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1

Kh＝KwKa或Kh＝KwKb越弱越水解5、Kh、Ka（或Kb）和Kw

的關(guān)系Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1一元弱酸（或弱堿）二元弱酸Ka和Kh成反比關(guān)系，電離常數(shù)越小，水解常數(shù)則越大。6、平衡常數(shù)的應(yīng)用

c(NH3·H2O)·c(H+)

c(NH4+)

Kh==0.1K0.1c(NH3·H2O)×0.1c(H+)0.1c(NH4+)

Q=<

Kh操作平衡移動(dòng)方向NH4+水解程度c(H+)加水稀釋為10倍加NH4Cl固體向右向右增大減小減小增大

c(NH3·H2O)·c(H+)

c

(NH4+)↑

Q=<

Kh（1）、平衡移動(dòng)方向的判斷(2)判斷鹽溶液酸堿性強(qiáng)弱(水解程度大小)已知常溫下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，則同濃度的下列四種溶液的pH由大到小的順序?yàn)開(kāi)_______________。①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaClO溶液④CH3COONa溶液①＞③＞②＞④（3）、酸式鹽酸堿性的判斷已知：25℃時(shí)，亞硫酸的電離常數(shù)為Ka1=1.4×l0-2，Ka2=6.0×l0-8。請(qǐng)問(wèn)NaHSO3溶液顯酸性還是堿性？

Kh2＝KwKa1＝1×10-141.4×10－2≈

7×10－13

Ka2＝6.0×10－11Ka2

＞Kh2電離＞水解電離：水解：NaHSO3溶液顯酸性(2)25℃時(shí)，等濃度的碳酸鈉溶液和碳酸氫鈉溶液誰(shuí)的堿性強(qiáng)？例、已知：25℃時(shí)，碳酸的電離常數(shù)為Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。

Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1＝1×10-144.7×10－11＝1×10-144.5×10－7≈

2×10－4≈

2×10－8Kh1

＞＞Kh2水解程度CO32-

＞＞HCO3-Na2CO3溶液堿性強(qiáng)(1)請(qǐng)寫(xiě)出碳酸鈉水解的離子方程式，并計(jì)算其水解常數(shù)(Kh1、Kh2)。例1、常溫下，三種酸的電離常數(shù)如下表所示。酸HXHYHZKa9×10－79×10－61×10－2回答下列問(wèn)題：(1)同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_______。(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，濃度最大的是________。(3)等物質(zhì)的量濃度的HX和NaX混合溶液顯_____性，原因是_____________________________________________________________________________________________。NaXNaZ酸HX的電離常數(shù)Ka=9×10-7，