盐类的水解 (水解常数)

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高中化学选修4——3.3.3盐类的水解(第3课时)水解平衡常数及其应用

高中化学选修4——3.3.3盐类的水解(第3课时)水解平衡常数及其应用

Kh=
c(MOH)·c(H+) c(M+)
=
c(MOH)·c(H+)·c(OH- ) c(M+)·c(OH-)
=
1
Kb
·Kw =
Kw Kb
Kh=
Kw Kb
【练习】
1.已知25℃时,醋酸的电离平衡常数为1.75×10-5,则醋酸钠的水解平 衡常数是____5_._7_1__×_1__0_-_1_0____
3.已知氢硫酸H2S的水解平衡常数Ka1=1.3×10-7,Ka2=7.1×10-15,试 通过计算解释下列事实:NaHS溶液呈弱碱性,Na2S溶液显较强碱性。
答:NaHS溶液中HS-水解生成OH-和H2S, 水解常数
Na2S溶液里S2-水解生成OH-和HS-, 水解常数Kh(S2-)
Kh(HS-)=7.7×10-8 < Kh(S2-)=1.4,可知S2-水解程度大于HS-水解程度, 使溶液中c(OH-)>c(H+),所以Na2S溶液显较强碱性,NaHS溶液呈弱碱性。
(2)酸式盐Na2HPO4溶液显碱性的原因分析: 答:Na2HPO4溶液中HPO42—可以电离产生H+和PO43—,其电离常数Ka3=4.4×10-13 。 HPO42—可以水解生成OH—和H2PO4—,水解常数Kh(HPO42—)=
Kh(HPO42-)=1.6×10-7>Ka3=4.4×10-13 ,可知酸式盐Na2HPO4溶液中HPO42-水 解程度大于HPO42-的电离程度,使溶液中c(OH-)>c(H+),Na2HPO4溶液显碱性。
2..已知在25℃时,醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为: 醋酸Ka =1.75×10-5 碳酸Ka1=4. 2×10-7,Ka2=5.6×10-11 亚硫酸Ka1=1.23×10-2,Ka2=6.6×10-8 (1)写出碳酸的第一级电离平衡常数的表达式:K1=_______________ 。 (2)在相同条件下,试比较CH3COONa、Na2CO3和Na2SO3水溶液的 碱性强弱:____N_a__2_C_O__3__>___N__a__2_S_O__3__>__C__H_3_C__O__O_N__a_____。

化学-盐类的水解讲义-原卷版

化学-盐类的水解讲义-原卷版

(1)一般来说,盐类水解的程度不大,应该用“”表示。

盐类水解一般不会产生沉淀和A AA A AA 气体,所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。

如:CuCl 2、NH 4NO 3水解的离子方程式:Cu 2++2H 2O Cu(OH)2+2H +、NH +H 2O NH 3·H 2O +H +。

A AA A AA +4A AA A AA (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的,水解离子方程式要分步表示。

如Na 2CO 3水解反应的离子方程式:CO +H 2O HCO +OH -、HCO +H 2O H 2CO 3+OH -。

2-3A AA A AA -3-3A AA A AA (3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成,如FeCl 3溶液中:Fe 3++3H 2O Fe(OH)A AA A AA 3+3H+。

(4)能完全水解的离子组是由于水解相互促进的程度较大,书写时要用“===”“↑”“↓”等,如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式:Al 3++3HCO ===Al(OH)3↓+3CO 2↑。

-3二、水解平衡常数(能水解的盐表示为MA)(1)表达式:若MA 为强碱弱酸盐K h =,如醋酸钠溶液c OH - ·c HAc A -CH 3COO -+H 2O CH 3COOH +OH -,K h =。

A AA A AA c CH3COOH ×c OH -c CH3COO -(2)K h 与K W 、K a 、K b 之间的关系①盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于K W ,则K h =或K h =。

K WK a K WK b ②多元弱酸强碱盐,如Na 2CO 3的K h 1=、K h 2=K W K a2K WK a1③一元弱酸一元弱碱盐,如醋酸铵:K h =。

K WK a ×K b 1.水溶液呈碱性的正盐是A .B .C .KOHD .3NaHCO 3CH COONa24H SO 2.宏观辩识与微观探析是化学的学科核心素养之一。

高中化学 盐类的水解及应用

 高中化学  盐类的水解及应用

课时39盐类的水解及应用知识点一盐类的水解及影响因素【考必备·清单】1.盐类的水解2.水解离子方程式的书写(1)多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主。

如Na2CO3水解的离子方程式:CO2-3+H2O⇌HCO-3+OH-,HCO-3+H2O⇌H2CO3+OH-。

(2)多元弱碱盐水解:方程式一步完成。

如FeCl3水解的离子方程式:Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+。

(3)阴、阳离子相互促进水解:水解程度较大,书写时要用“===”“↑”“↓”等。

如NaHCO3与AlCl3溶液混合反应的离子方程式:Al3++3HCO-3===Al(OH)3↓+3CO2↑。

[名师点拨]①盐类发生水解后,其水溶液往往显酸性或碱性,但也有特殊情况,如CH3COONH4溶液显中性。

②NH+4与CH3COO-、HCO-3、CO2-3等在水解时相互促进,其水解程度比单一离子的水解程度大,但仍然水解程度比较弱,不能进行完全,在书写水解方程式时用“”。

3.水解的规律有弱才水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性。

4.影响盐类水解平衡的因素(1)内因:形成盐的酸或碱越弱,其盐就越易水解。

如水解程度:Na 2CO 3>Na 2SO 3,Na 2CO 3>NaHCO 3。

(2)外因⎩⎪⎨⎪⎧溶液的浓度:浓度越小,水解程度越大温度:温度越高,水解程度越大外加酸碱⎩⎪⎨⎪⎧酸:弱酸根离子的水解程度增大,弱碱阳离子的水解程度减小碱:弱酸根离子的水解程度减小,弱碱阳离子的水解程度增大(3)以FeCl 3水解为例[Fe 3++3H 2O ⇌Fe(OH)3+3H +],填写外界条件对水解平衡的影响。

[名师点拨] (1)相同条件下的水解程度:①正盐>相应的酸式盐,如CO 2-3>HCO -3。

②水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。

如NH+4的水解程度:(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。

盐溶液的酸碱性,盐类水解,离子水解,水解平衡常数

盐溶液的酸碱性,盐类水解,离子水解,水解平衡常数

盐溶液的酸碱性——盐类的水解(一)1.实验表明:NaCl溶液显中性,CH3COONa溶液显碱性,说明CH3COONa溶液显碱性是由于____________造成的(填离子),为什么CH3COONa溶液显碱性?(1)写出CH3COONa的电离方程式:______________________________。

(2)写出H2O的电离方程式:______________________________。

(3)CH3COONa的电离出的离子对H2O的电离平衡是否有影响?_______________________。

(4)CH3COONa和H2O的反应的离子方程式:__________________________________。

2.盐类的水解反应:在溶液中,盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

盐类的水解过程如下:(1)常见的弱碱阳离子:除K+、Ca2+、Na+、Ba2+以外的绝大多数阳离子;(2)常见的弱酸阴离子:HCO3-、CO32-、CH3COO-、HS-、S2-、HSO3-、SO32-、F-、ClO-、CN-、SCN-、SiO32-、PO43-、H2PO4-、HPO42-等。

3.盐类水解的实质:(1)盐类的水解促进了水的电离(填“促进”或“抑制”),致使c(H+)≠c(OH-),溶液呈碱性或酸性;(2)盐类的水解反应是可逆反应,是酸碱中和反应的逆反应;(3)盐类的水解反应是吸热过程(填“吸热”或“放热”);(4)盐类的水解一般很微弱,水解程度一般不到1%;4.水解平衡常数K h与K a(或K b)、K w的关系:(1)水解平衡常数(K h)只受温度的影响,温度越高,K h_________(填“增大”或“减小”)。

(2)K h与K a、K w的定量关系,以CH3COONa为例:K h =_______________________。

同理,A—+H2O HA+OH—,A—的水解常数K h =_______________________,B n++nH2O B(OH)n+nH+,B n+的水解常数K h =_______________________。

高校无机化学盐类的水解反应(天津大学第四版)讲义

高校无机化学盐类的水解反应(天津大学第四版)讲义

Kw Kh = Kb
Kw Kh = Ka Kb
2. 水解常数 Kh 值越大,相应盐的水解程度越大 水解度——表示盐的水解程度 盐水解部分的浓度 水解度(h)= ×100% 盐的开始浓度 Kh与 h 均可表示盐的水解程度 但 Kh 与盐的浓度无关 h 与盐的浓度有关
3.3.2 分步水解
多元弱酸盐或多元弱碱盐水解是分步的 如 S2- + H2O HS- + OHHS- + H2O H2S + OHKw 1.0×10-14 -2 Kh(1) = = =7.7 × 10 Ka(2)(H2S) 1.3×10-13 Kw 1.0×10-14 -8 Kh(2) = = =9.1 × 10 Ka(1)(H2S) 1.1×10-7 Kh(1) >> K 通常只需考虑第一步水解 K K 分级水解常数 h(1)、 h(2)—— h(2)
1.4 4.2 11.2 11.6
3.3.4 影响盐类水解度的因素
1. 水解离子的本性 水解产物是弱电解质,且为难溶或为易 挥发气体,则水解程度很大或完全水解 SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl↓+ HCl Al2S3 +6H2O →2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
3.3.4 影响盐类水解度的因素
Bi3+ + H2O
加入 HNO3
Bi(OH)2+ + H+ + H2O
Bi(OH)2+ + H+ + NO3-H2O BiONO3↓ (硝酸氧铋)
1. 易水解盐溶液的配制 配制Na2S溶液, 应先加入适量NaOH
S2- + H2O HS- + OH+ 加入 H2O NaOH H2S + OH-

高中化学第8章 第49讲 盐类的水解---2023年高考化学一轮复习(新高考)

高中化学第8章 第49讲 盐类的水解---2023年高考化学一轮复习(新高考)

第49讲 盐类的水解复习目标 1.了解盐类水解的原理及一般规律。

2.掌握盐类水解离子方程式的书写。

3.了解影响盐类水解程度的主要因素。

4.了解盐类水解的应用。

5.能利用水解常数(K h )进行相关计算。

考点一 盐类的水解及其规律1.有下列盐溶液:①KNO 3、②CH 3COONa 、③Na 3PO 4、④FeCl 3、⑤NH 4Cl 。

(1)将上述盐溶液根据酸碱性进行分类,概括盐的酸碱性与生成盐对应的酸碱强弱的关系。

提示 ②③是强碱弱酸盐显碱性,④⑤是强酸弱碱盐显酸性,①是强酸强碱盐显中性。

(2)用化学用语表示③Na 3PO 4、④FeCl 3溶液表现不同酸碱性的原因。

提示 PO 3-4+H 2O HPO 2-4+OH -、HPO 2-4+H 2O H 2PO -4+OH -、H 2PO -4+H 2O H 3PO 4+OH -; Fe 3++3H 2OFe(OH)3+3H +。

(3)常温下,pH =9的CH 3COONa 溶液中,2H O (H )c =1×10-5_mol·L -1。

2.若把AlCl 3溶液和NaHCO 3溶液混合,现象是生成白色沉淀和无色气体,反应的离子方程式是Al 3++3HCO -3===Al(OH)3↓+3CO 2↑。

1.盐溶液显酸碱性,一定是由水解引起的( ) 2.溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐( )3.pH 相同的盐酸和氯化铵溶液中由水电离出的c (H +)相同( ) 4.盐类加入水中,水的电离一定被促进( )5.显酸性的盐溶液,一定是该盐的阳离子发生了水解( ) 6.Na 2S 水解的离子方程式为S 2-+2H 2OH 2S +2OH -( )7.FeCl 3溶液与Na 2CO 3溶液混合:2Fe 3++3CO 2-3+3H 2O===2Fe(OH)3↓+3CO 2↑( ) 答案 1.× 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7.√一、盐类水解的实质及规律1.根据相关物质的电离常数(25 ℃),回答下列问题:CH3COOH K a=1.8×10-5,HCN K a=4.9×10-10,H2CO3K a1=4.3×10-7K a2=5.6×10-11(1)相同物质的量浓度的①CH3COONa、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaCN溶液pH由大到小的顺序:②>④>③>①,水的电离程度由大到小的顺序:②>④>③>①。

2025届高考化学复习第51讲盐类的水解

2025届高考化学复习第51讲盐类的水解

第51讲盐类的水解1.了解盐类水解的原理及一般规律。

2.掌握盐类水解离子方程式的书写。

3.了解影响盐类水解程度的主要因素。

4.了解盐类水解的应用。

5.能利用水解常数(K h)进行相关计算。

考点一盐类的水解原理1.盐类水解的实质盐电离→{弱酸的阴离子→结合H+弱碱的阳离子→结合OH−}→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H+)≠c(OH-)→溶液呈碱性或酸性。

2.盐类水解的条件在组成上必须具有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。

3.水解反应离子方程式的书写(1)盐类水解的离子方程式一般用“⇌”连接,且一般不标“↑”“↓”等状态符号。

(2)多元弱酸盐:分步书写,以第一步为主。

(3)多元弱碱盐:水解反应的离子方程式一步完成。

(4)阴、阳离子相互促进的水解①若水解程度不大,用“⇌”表示。

②相互促进且进行彻底的水解反应,书写时用“===”“↑”“↓”。

试写出下列盐溶液中水解的离子方程式。

①NH4Cl:_。

②Na2CO3:_、_。

③FeCl3:_。

④CH3COONH4:_。

⑤AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合:_。

【师说·助学】盐类水解规律有弱才水解,无弱不水解;越弱越水解,都弱都水解;谁强显谁性,同强显中性。

【易错诊断】判断正误,错误的说明理由。

1.同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比,前者pH大;同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比,后者pH小:_。

2.常温下,pH=11的CH3COONa溶液与pH=3的CH3COOH溶液中水的电离程度相同:_。

3.酸式盐溶液一定呈酸性:_。

4.某盐溶液呈中性,则该盐一定是强酸、强碱盐:_。

【教考衔接】典例1[2022·浙江1月,1]水溶液呈酸性的盐是()A.NH4ClB.BaCl2C.H2SO4D.Ca(OH)2听课笔记【师说·延伸】导致水溶液呈酸性的溶质..有:酸、水解显酸性的正盐、酸式盐。

典例2[2021·广东卷,8]鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱,可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl 表示)。

酸碱反应和沉淀反应:盐类的水解反应

酸碱反应和沉淀反应:盐类的水解反应

3.3.2 分步水解
如 FeCl3的水解反应式
Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H2O
Fe(OH)2+ + H+ Fe(OH)+2 + H+
Fe(OH)+2 + H2O
Fe(OH)3 + H+
由于Kh(1)>> Kh(2)>> Kh(3)
所以在FeCl3溶液中一般不会有Fe(OH)3胶状 沉淀

S2- + H2O
Hale Waihona Puke HS- + OH-
HS- + H2O
H2S + OH-
Kh(1)
=
Kw Ka(2)(H2S)
= 11..03××1100--1143
=7.7×10-2
Kh(2)
=
Kw Ka(1)(H2S)
= 11..01××1100--174
=9.1×10-8
KKhh((11))、>>KKhh(2(2) )—通—常分只级需水考解虑常第数一步水解
降低溶液的pH值,可增大阴离子的水解度
升高溶液的pH值,可增大阳离子的水解度
3.3.5 盐类水解的抑制和利用
3.3.4 影响盐类水解度的因素
1. 水解离子的本性 水解产物是弱电解质,且为难溶或为易 挥发气体,则水解程度很大或完全水解
SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl↓+ HCl Al2S3 +6H2O →2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
3.3.4 影响盐类水解度的因素
2. 盐溶液浓度、温度 一般来说,盐浓度越小(向微粒数变多的 方向移动,也就是正向),温度越高(盐的 水解一般是吸热过程),盐的水解度越大 3. 盐溶液酸度

【高中化学】影响盐类水解的主要因素及盐类水解常数的应用 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

【高中化学】影响盐类水解的主要因素及盐类水解常数的应用 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
FeCl3溶液的浓度、温度及溶液的酸碱性等。
特别提醒 盐类的水解平衡移动,符合勒夏特列原理。
一、影响盐类水解的主要因素
2. 影响盐类水解平衡的因素
(1)内因
①主要因素——盐本身的性质,“越弱越水解”
例如,酸性:HF>CH3COOH,则水解程度:NaF<CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解,水解反应第一步远远大于第二步,且第一步
只与温度有关
二、盐类水解常数及应用
1. 盐的水解常数
(1)概念:盐的水解反应的平衡常数,用Kh 表示
(2)表达式:



若MA为强碱弱酸盐,A 水解:A +H2O ⇌ HA+OH

Kh =
(HA)·(OH )

(A )
Kh =
(MOH)·(H )
+
(M )
+
+
+
+
若MA为强酸弱碱盐,M 水解:M +H2O ⇌ MOH+H
二、盐类水解常数及应用
2. 盐类水解常数(Kh)的应用
(2)判断酸式盐的酸碱性
已知常温下H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,
H2SO3的电离常数Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8
试分析NaHCO3溶液呈 碱 性,NaHSO3溶液呈 酸 性,分析原因。
同浓度Na2CO3溶液和NaHCO3溶液,滴入酚酞后变红的程度
为何不同?
+
Na2CO3溶液水解程度大,CO2−
3 更易与水电离的H 结合;
Na2CO3水解出HCO−
3
NaHCO3 水解出H2CO3

第19讲 影响盐类水解的主要因素及盐类水解的应用 (教师版) 2024年新高二化学暑假讲义+习题

第19讲  影响盐类水解的主要因素及盐类水解的应用 (教师版) 2024年新高二化学暑假讲义+习题

第19讲影响盐类水解的主要因素及盐类水解的应用1.了解影响盐类水解平衡的因素,分析外界条件对盐类水解平衡的影响。

2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。

学会设计探究方案,进行实验探究。

一、影响盐类水解的主要因素1.反应物的性质盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定,生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱),即越难电离(电离常数越小),该盐的水解程度越大,即越弱越水解。

2.实验探究反应条件对水解程度的影响已知FeCl 3发生水解反应的离子方程式:Fe 3++3H 2OFe(OH)3+3H +,根据实验操作填写下表:影响因素实验步骤实验现象解释盐的浓度加入FeCl 3固体,再测溶液的pH 溶液颜色变深,pH 变小加入FeCl 3固体,c (Fe 3+)增大,水解平衡向正反应方向移动溶液的酸碱度加盐酸后,测溶液的pH 溶液颜色变浅,pH 变小加入盐酸,c (H +)增大,水解平衡向逆反应方向移动,但c (H +)仍比原平衡中c (H +)大加入少量NaOH产生红褐色沉淀加入氢氧化钠后,OH -消耗H +,c (H +)减小,水解平溶液衡向正反应方向移动温度升高温度溶液颜色变深,pH变小升高温度,水解平衡向正反应方向移动二、盐类水解的应用1.在化学实验中的应用大多数盐溶液蒸干灼烧后可以得到相应的盐,以下常见的三类盐溶液蒸干得不到相应的盐(1)盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干后一般得到对应的弱碱,如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3,若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。

(2)考虑盐受热时是否分解。

因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaO;NaHCO3→Na2CO3;NH4Cl→NH3+HCl。

(3)还原性盐在蒸干时会被O 2氧化,如Na 2SO 3溶液蒸干得到Na 2SO 4;FeSO 4溶液蒸干得到Fe 2(SO 4)3。

【知识解析】盐的水解常数

【知识解析】盐的水解常数

盐的水解常数若MA 为强碱弱酸盐,其水解的离子方程式为A -+H 2OHA +OH -。

该反应的平衡常数K h=()()()HA OH A c c c --⋅,K h 称为盐的水解常数,HA 的电离常数K a =()()()A H HA c c c -+⋅,上述两个平衡常数的积为K h ·K a =c (OH -)·c (H +)=K w ,则强碱弱酸盐的水解常数与弱酸的电离常数的关系式为K h =w aK K 。

同理,可推出强酸弱碱盐的水解常数与弱碱的电离常数的关系式:K h =w aK K 。

上述两个关系式表明,弱酸或弱碱的电离常数越小(即酸性或碱性越弱),其所生成盐的水解常数越大,水解程度越大。

典例详析考法:25 ℃时,常见的部分无机酸的电离平衡常数如表所示:下列说法正确的是A .向NaF 溶液中通入CO 2:2F -+H 2O +CO 2===2HF +CO 2-3B .NaCN 与HCN 的混合溶液中:2c (Na +)=c (CN -)+c (HCN )C .25 ℃时同浓度的NaCN 和NaF 溶液的pH :前者小于后者D .25 ℃时CN -的水解平衡常数约为1.6×10-5解析◆由表格中电离常数的数据可知,K a (HF )>K a1(H 2CO 3),说明氢氟酸的酸性比碳酸的强,弱酸不能制备强酸,A 项错误;由元素质量守恒可知,同浓度NaCN 和HCN 混合溶液中存在2c (Na +)=c (CN -)+c (HCN ),选项中未给出NaCN 和HCN 的物质的量的关系,无法判断NaCN 与HCN 的混合溶液中c (Na +)、c (CN -)、c (HCN )的关系,B 项错误;HCN 的电离常数比HF 的小,则CN -的水解程度大于F -的水解程度,故同浓度的NaCN 和NaF 溶液的pH :前者大于后者,C 项错误;25 ℃时,CN 的水解平衡常数K h =w a K K ≈1.6×10-5,D项正确。

盐的水解常数

盐的水解常数

第三部分 盐的水解常数
(二)盐的水解常数与电离常数的关系的应用
应用2、定量判断弱酸酸式盐溶液的酸碱性(方法:比较 盐的水解常数与酸式酸式离子的电离常数大小)
例3、已知H2SO3 K1=1.54 ×10-2 K2=6.6 ×10-8试计 算:(1) NaHSO3溶液中HSO3-的水解常数
(2) 判断NaHSO3溶液的酸碱性
关系式1 关系式2
Kw Kh= KHA
Kw Kh= KMOH
例1、已知H2CO3 K1=4.4 ×10-7 K2=4.7 ×10-11试计 算:(1) Na 2CO3溶液中CO32-的水解常数
(2) NaHCO3溶液中HCO3-的水解常数 (3) NaHCO3溶液中HCO3-既能发生水解又能发 生电离,试通过比较HCO3-的水解常数和电离常数判 断NaHCO3溶液的酸碱性 (4)比较等浓度的Na 2CO3溶液和NaHCO3溶液, 碱性较强的是 Na 2CO3溶液
(二)盐的水解常数与电离常数的关系的应用
应用3、判断等浓度CH3COONa和CH3COOH混合液的酸 碱性,NH4CI和NH3 ·H2O混合液的酸碱性
例5、已知 NH3 ·H2O K=1.75 ×10-5 试通过计算判断等浓度NH4CI和NH3 ·H2O混合
液的酸碱性 碱性
第三部分 盐的水解常数
(二)盐的水解常数与电离常数的关系的应用
规定水解常数Kh=K ·c(H2O)
c(MOH) ·c(H+) Kh=
c(M+)
c(MOH) ·c(OH—) ·c(H+)
= c(M+) ·c(OH—)
关系式2
Kw Kh= KMOH
第三部分 盐的水解常数
(二)盐的水解常数的计算及应用

第3章第3节第3课时 水解平衡常数

第3章第3节第3课时 水解平衡常数
HPO42-+H2O H2PO4-+OH-
2-
c(HPO4 )c( H ) K2 - c(H 2 PO4 )
2-
Kh2
c(H 2 PO4 )c(OH - ) K w 2- K2 c(HPO4 )

HPO42- PO43- + H+
H2PO4-+H2O H3PO4+OH-
Kh=
Kw K2
1 1014 = 6.3 108 =1.6×10-7
K3=4.2×10-13
有:Kh>K3
故溶液呈碱性。
合作探究
2.弱酸酸式盐溶液根据组成的不同,可能呈酸性或碱性。试 根据上述水解常数与电离常数的关系,推论弱酸酸式盐溶液 的酸碱性与电离常数的关系。
NaHCO3溶液
H2CO3电离常数:
合作探究
当Kh>K2
Kh
当Kh<K2
Kw K1 K w < K2 K1
Kw > K2 K1
有Kw>K1· K2 呈碱性 有Kw<K1· K2 呈酸性
【练习】判断NaHSO3溶液的酸碱性。
已知:H2SO3的电离常数,K1=1.5×10-2、K2 = 1.0×10-7。 K1· K2=1.5×10-2×1.0×10-7=1.5×10-9>Kw 故溶液呈酸性。
合作探究
3.弱酸弱碱盐溶液根据组成不同,可能呈中性,也可能呈酸 性或碱性。试根据水解常数与电离常数的关系,推论弱酸弱 碱盐(NH4)2CO3溶液的酸碱性。 (NH4)2CO3
水解 水解
NH4++H2O ═ NH3· H2O+ H+ CO32- + H2O ═ HCO3-+ OH-

高中化学——盐类的水解

高中化学——盐类的水解

盐类的水解课标解读要点网络1.了解盐类水解的原理。

2.了解影响盐类水解的主要因素。

3.了解盐类水解的应用。

4.能正确书写盐类水解的化学或离子方程式。

盐类的水解原理及规律1.盐类的水解原理 (1)定义在溶液中由盐电离产生的离子与水电离产生的H +或OH -结合生成弱电解质的反应。

(2)实质―→[H +]≠[OH -]―→溶液不再呈中性。

(3)特点可逆→水解反应是可逆反应吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应,ΔH >0 微弱→水解反应程度很微弱 (4)水解常数(K h ) A -+H 2OHA +OH -的水解常数表达式K h =[HA][OH -][A -]=[HA][OH -][H +][A -][H +]=K WK a,若25 ℃,HA 的K a 为1×10-6 mol·L -1则A -的水解常数K h 为1×10-8mol·L -1。

2.盐类的水解规律(1)类型盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否—中性=7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH+4、Cu2+酸性<7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO-、CO2-3碱性>7(2)一般规律有弱才水解,无弱不水解;越弱越水解,谁强显谁性;同强显中性,同弱不确定。

注意:这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。

3.水解离子方程式的书写(1)书写形式在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接,产物不标“↑”或“↓”,用离子方程式表示为盐中的弱离子+水弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。

(2)书写规律①一般盐类水解程度很小,水解产物很少,如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。

②多元弱酸盐的水解分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式,如Na2CO3的水解离子方程式:CO2-3+H2O HCO-3+OH-。

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澧县一中高二化学组
盐的水解 常数
2
HA表示酸,MOH表示碱,MA表示由它们生成 的盐,则MA的水解方程式为:
MA +H2O HA+ MOH
该水解反应的平衡常数为
K
=
c ( HA )·c (MOH )
c(H2O) c(MA)
K ·c(H2O)
= c ( HA ) ·c (MOH )
c(MA)
盐的水解常数 Kh = c ( HA ) ·c (MOH )
c (OH- )
= c ( MOH )与电离常数Kb的关系式 Kb
c(MOH)
Kh
=
c ( H+ ) ·c (OH- )
Kb
=
Kw Kb
水解常数Kh与对应弱酸的电离常数Kb的关系
6
MA +H2O
若MA为强碱弱酸盐(CH3COONa)
Kh =
Kw Ka
பைடு நூலகம்HA+ MOH
若MA为强酸弱碱盐(NH4Cl)
Kh =
Kw Kb
结论:弱酸或弱碱电离常数越小,其所生
成的盐水解常数就越大,水解程度就越大。 越弱越水解
已知浓度相同的碳酸钠溶液和碳酸氢钠溶液相
比,碳酸钠溶液碱性强。试分析原因。
7
依据上图数据,通过计算分析碳酸氢钠溶液呈碱 性的原因。
8
判断弱酸的酸式盐溶液酸碱性的方法 比较其电离和水解程度的相对大小 比较电离常数和水解常数的相对大小
先计算铵根离子的水解常数。 因为醋酸的电离常数大于铵根离子的水解常数,所 以浓度相等时醋酸溶液的酸性强于氯化铵溶液。
11
已知常温下磷酸的电离常数为:
试通过计算判断: NaH2PO4溶液和Na2HPO4溶液的酸碱性。
12
9
已知常温下醋酸和一水合氨的电离常数均为 1.7×10﹣5,试判断CH3COONH4溶液的酸碱性。
已知常温下有酸性强弱顺序: HF>CH3COOH>H2CO3 试判断NH4F溶液和NH4HCO3溶液的酸碱性。
10
已知常温下醋酸和一水合氨的电离常数均为 1.7×10﹣5,试通过计算判断浓度相等的 CH3COOH溶液与NH4Cl溶液的酸性强弱。
相同条件下的不同盐溶液中,水解常数越大表示该盐
越易水解,表示该盐水解程度越大。
4
MA +H2O HA+ MOH
Kh
=
c ( HA ) ·c (MOH )
c(MA)
若MA为强碱弱酸盐(CH3COONa),
c(MA)=c(M+)
c (MOH )= c (OH- )
· c ( H+ )
c (A- )
= c ( HA )与电离常数Ka的关系式 Ka
c(MA)
3
盐的水解常数 Kh
1、有单位,一般不写
2、影响因素: 只受温度影响
对于同一水解反应温度不变,水解常数不变。与盐的浓度 无关。 因为盐的水解反应是吸热反应,所以升高温度,水解平衡 正向移动,水解常数Kh增大 3、表示的意义: 水解常数能直观的表示水解程度的大小。
水解常数越大,水解程度越大,对应盐溶液的酸性或 碱性就越强。
c(HA)
Kh
=
c ( H+ ) ·c (OH- )
Ka
=
Kw Ka
水解常数Kh与对应弱酸的电离常数Ka的关系
5
MA +H2O HA+ MOH
Kh
=
c ( HA ) ·c (MOH )
c(MA)
若MA为强酸弱碱盐(NH4Cl),
c (MA )= c (A- )
c(HA)=c(H+)
· c ( M+ )
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