盐类水解的原理 课件

3.影响盐类水解的因素
活动与探究 3
请你一起与同组同学测定通过实验探究促进或抑制 FeCl3 水解 的条件,了解影响盐类水解程度的因素。 写出 FeCl3 水解的化学方程式 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,设计实 验完成下表:
影响 因素
实验操作
现象
平衡移 Fe3+的水 动方向 解程度 pH
问题导学
1.探究盐溶液的酸碱性
活动与探究 1 实验:请你一起与同组同学测定下列溶液的酸碱性,记录数据并完成 下表。
盐溶液 酸碱性
盐类型
NaCl 中性 强酸强 碱盐
Na2CO3 碱性 强碱弱 酸盐
NaHCO3 碱性 强碱弱 酸盐
NH4Cl 酸性 强酸弱 碱盐
盐溶液 酸碱性
盐类型
Na2SO4 中性 强酸强 碱盐
CH3COONa 碱性 强碱弱 酸盐
(NH4)2SO4 酸性 强酸弱 碱盐
FeCl3 酸性 强酸弱 碱盐
思考与交流
由上述实验结果分析,盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的 强弱有什么关系?
答案:盐的组成与盐溶液酸碱性的关系:强碱弱酸盐的水溶液, 显碱性;强酸弱碱盐的水溶液,显酸性;强酸强碱盐的水溶液,显中性。
答案:①CH3COONa 溶液 a.电离过程
CH3COONa CH3COO-+Na+,H2O H++OH-。 b.水的电离平衡的移动 CH3COO-与 H+结合成 CH3COOH 分子,使水的电离平衡向右移 动,当达到新平衡时,c(OH-)>c(H+),即溶液呈碱性。 c.总反应
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-。
(2)弱酸的酸式盐:如果不考虑阳离子的水解的因素,单纯考虑酸 式酸根离子在水溶液中既可以电离又可以水解,即弱酸的酸式盐存
在两种趋势:HR- H++R2-(电离,显酸性)和 HR-+H2O H2R+OH-(水解,显碱性)。很显然如果电离趋势占优势,则溶液显酸性, 如 H2PO4- 、HSO3- ;如果水解趋势占优势,则显碱性,如 HCO3- 、HS-、 HPO42-等;如果酸式酸根离子的电离和水解难易相当,该盐溶液显中 性,如 CH3COONH4。
②盐类水解反应是中和反应的逆反应:盐+水 应是放热的,盐类水解是吸热的。
酸+碱,中和反
(4)条件 .弱碱阳离子 NH4+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等(至少列举四种,下同)。 b.弱酸的酸根离子 CO32-、HCO3- 、ClO-、HSO3- 等。 ②盐必须易溶于水。
(5)表示方法
①用化学方程式表示:盐+水 酸+碱。
如 AlCl3 的水解:AlCl3+3H2O ②用离子方程式表示:
Al(OH)3+3HCl。
盐的离子+水 酸(或碱)+OH-(或 H+)。
如 AlCl3 的水解:Al3++3H2O Al(OH)3+3H+。 ③多元弱酸酸根离子的水解应分步书写
如 Na2CO3 水解:CO32-+H2O HCO3- +OH-,HCO3- +H2O H2CO3+OH-,多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的,中学阶段合
H2PO4- +OH-,H2PO4- +H2O H3PO4+OH-; S2-+H2O HS-+OH-,HS-+H2O H2S+OH-; SO32-+H2O HSO3- +OH-,HSO3- +H2O H2SO3+OH-; ClO-+H2O HClO+OH-;
F-+H2O HF+OH-。
(2)Al3++3H2O Al(OH)3+3H+; Fe2++2H2O Fe(OH)2+2H+; Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+。
预习交流 2
对盐溶液进行稀释,盐类的水解程度和盐溶液中生成的弱电解 质浓度的变化一致吗?
答案:稀释盐溶液可使水解平衡右移,促进盐类水解,水解程度增 大;水解产生的弱酸或弱碱的物质的量增多,但由于稀释使得溶液体 积增大比弱电解质物质的量增多的快,因此生成的弱电解质浓度反 而减小,二者变化不一致。
课堂合作探究
盐类水解的原理
预习导引
1.盐类水解的原理 (1)定义 在溶液中,由盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合 生成弱电解质的反应。 (2)实质 盐的离子结合水电离出来的 H+或 OH-生成弱电解质,促进了水 的电离,使溶液中 c(H+)和 c(OH-)不再相等,而使溶液呈酸性或碱性。 (3)特征 ①一般是可逆反应,在一定条件下达到化学平衡。
②NH4Cl 溶液 a.电离过程
NH4Cl NH4++Cl-,H2O H++OH-。 b.水的电离平衡的移动 NH4+和 OH-结合生成弱电解质 NH3·H2O,使水的电离平衡向电 离的方向移动,当达到新的平衡时,使 c(H+)>c(OH-),溶液显酸性。 c.总反应
NH4++H2O NH3·H2O+H+。 ③NaCl 溶液 在 NaCl 溶液中存在下列电离:
2.影响盐类水解的因素 (1)内因——盐的本性 相同条件下 弱酸酸性越弱,其形成的盐越易水解,盐溶液的碱性越强。 弱碱碱性越弱,其形成的盐越易水解,盐溶液的酸性越强。 (2)外因 ①温度:由于盐类水解是吸热过程,升温可使水解平衡正向移动, 水解程度增大。 ②浓度:稀释盐溶液可使水解平衡正向移动,水解程度增大;若 增大盐的浓度,水解平衡正向移动,但水解程度减小; ③外加酸碱:H+可抑制强酸弱碱盐水解,OH-能抑制强碱弱酸盐 水解。
并书写。如 Fe3+的水解:Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。
预习交流 1
1.谈一谈你对盐类水解反应和中和反应有哪些认识? 答案:盐类的水解反应,可看作是中和反应的逆反应,中和反应为 放热反应,水解反应为吸热反应。大多数水解反应相对于对应的中和 反应的程度要小得多。
2.怎样判断酸式盐溶液的酸碱性? 答案:(1)强酸的酸式盐只电离,不水解,一定显酸性。如 NaHSO4 的水溶液显酸性。
②盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应,水解的规律是:有弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱双水解。谁强显谁性,同强显中 性。
③水解实质:弱酸根离子结合水电离出的 H+或弱碱阳离子结合 水电离出的 OH-,形成弱电解质。
迁移与应用
写出下列两组离子水解的离子方程
式:(1)CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-;(2)Al3+、Fe2+、Cu2+。 答案:(1)CO32-+H2O HCO3- +OH-,HCO3- +H2O H2CO3+OH-; PO43-+H2O HPO42-+OH-,HPO42-+H2O
1.常见的强酸有:HClO4、H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI;其他 一般为弱酸,如 CH3COOH 等。
2.常见的强碱有:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2;其他一般为 弱碱,如 Mg(OH)2、NH3·H2O 等。
2.探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
活动与探究 2
(1)讨论为什么 CH3COONa 溶液显碱性、NH4Cl 溶液显酸性,而 NaCl 溶液显中性?
盐类水解方程式书写注意点
1.盐类水解是可逆反应,写方程式要用“ ”。 2.一般盐类水解程度很小,生成的弱酸或弱碱浓度很小,通常生 成气体或沉淀书写时产物不用“↑”和“↓”。 3.多元弱酸生成的盐水解时,生成弱酸过程应分步表示,以第一 步为主。 4.多元弱碱的阳离子水解复杂,通常看作是一步水解反应。 如:Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。
NaCl Na++Cl-,H2O H++OH-。 溶液里没有弱电解质生成,H2O 的电离平衡未受影 响,c(H+)=c(OH-),溶液显中性。
(2)通过对上述问题的分析,请你与同组同学一起总结盐类水解 的定义及规律,揭示盐类水解的实质。
答案:规律:①这种在溶液中,盐电离出来的离子跟水所电离出 来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。
浓度 加 FeCl3 加水
黄色加深 黄色变浅
右移 减小 减小 右移 增大 增大
加 HCl
黄色加深
左移 减小 减小
加少量 溶液的 的 NaOH
红褐色沉淀
右移
增大
增大
酸碱度
加 NaHCO3
有红褐色沉 淀及气体产生
右移
增大
增大
加铁粉
黄色变浅
左移 减小 增大
温度
温度升高
溶液变 为红褐色
右移 增大 减小
迁移与应用
浓度减小,水解平衡左移,OH-浓度减小,红色褪去
影响水解的因素 1.内因:盐类本身的性质。组成盐的酸或碱越弱,盐的水解程度 越大,其盐溶液的酸性或碱性就越强。“无弱不水解,有弱即水解,越弱 越水解,谁强显谁性”。 2.外因:(1)温度:由于盐的水解作用是中和反应的逆反应,所以盐 的水解是吸热反应,温度升高,水解程度增大。 (2)浓度:溶液浓度越小,实际上是增加了水的量,可使平衡向正 反应方向移动,使盐的水解程度增大。 (3)溶液的酸碱性:盐类水解后,溶液会呈现不同的酸碱性。因此, 控制溶液的酸碱性可以促进或抑制盐的水解。
在纯碱溶液中加入酚酞溶液,溶液呈
,加热
后
。若在该溶液中再滴加过量的氯化钡溶液,
观察到的现象是
,原因:________
(用离子方程式和简要文字说明表示)。
答案:红色 红色加深 产生白色沉淀,且红色褪去 在纯碱溶
液中 CO32-水解:CO32-+H2O HCO3- +OH-,加热时水解平衡右移,OH-
浓度增大,红色加深,加入 BaCl2 后,CO32-+Ba2+ BaCO3↓,使 CO32-