盐类的水解反应及影响因素课件

(1)盐类水解的离子方程式一般应用“
”连接，
由于水解程度较小，水解生成的弱电解质即使是难溶或
易挥发或不稳定的物质也应写其化学式，一般不标
“↑”“↓”等状态符号。
(2)多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解
是以第一步水解为主，如 CO23－水解的离子方程式为：
CO23－＋H2
－3 ＋OH－(主要)，
排列正确的是
()
A．Ba(OH)2、Na2SO3、FeCl3、KCl B．Na2SiO3、Na2CO3、KNO3、NH4Cl C．NH3·H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4 D．NaHCO3、CH3COOH、C2H5OH、HCl
[解析] 本题考查同浓度不同溶液酸碱性的比较，重 点考查盐类水解规律的灵活应用。KCl、KNO3、Na2SO4 均为强酸强碱盐，不水解，溶液显中性，而A中Na2SO3、 FeCl3分别水解而使溶液显碱性和酸性；B中由于酸性 H2SiO3＜H2CO3，根据越弱越水解可判断溶液碱性 Na2SiO3＞Na2CO3，NH4Cl水解显酸性；C中pH应为 NH3·H2O＞Na2SO4＞H3PO4＞H2SO4；D中NaHCO3水解 大
1．正盐 判断盐类能否水解及水解后溶液的酸碱性要看组成 盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱，其水解的规律是： 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐
实例 是否水解
NaCl、K2SO4 NH4Cl、CuSO4、Na2S、Na2CO3 FeCl3
于电离而显碱性，C2H5OH对水的电离平衡无影响，pH＝ 7。故只有B项是pH由大到小排列的。
[答案] B
相同物质的量浓度的各种电解质溶液的pH大小比较 (1)酸及水解呈酸性的盐溶液，其pH的关系一般是： 二元强酸<一元强酸<弱酸<水解显酸性的盐溶液。 (2)碱及水解呈碱性的盐溶液，其pH的关系一般是： 二元强碱>一元强碱>弱碱>水解呈碱性的盐溶液。
总的离子方程式： CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－。
(3)NaCl 溶液：
NaCl===Na＋＋Cl－
H2
－＋H＋溶液中
无弱电解质
生成，水的
电离平衡 未被破坏 ，溶液中 c(H＋) ＝ c(OH－)，呈 中性 。
二、盐类的水解反应 1．概念 在水溶液中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，叫做盐类的水解。
不水解
水解
水解
水解离子
无
NH＋4 、 Cu2＋、Fe3＋
S2－、CO23－
溶液酸碱性
中性
酸性
碱性
pH
pH＝7
pH＜7
pH＞7
2．酸式盐 (1)强酸的酸式盐： 只电离、不水解，溶液一定呈酸性，如NaHSO4。 (2)弱酸的酸式盐： 盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子电离程度和水解 程度的相对大小。
[例1] 物质的量浓度相同的下列溶液，pH由大到小
HCO－3 ＋H2
2CO3＋OH－(次要)。
(3)多元弱碱的阳离子水解反应也是分步进行的，中
学阶段只要求一步写到底即可。
如Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋。
(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进：
①NH＋4 与 S2－、HCO－3 、CO23－、CH3COO－等组成的盐 虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如：
平衡移
水解
影响因素
n(H＋) c(H＋) pH
动方向
程度
现象
通HCl 气体
左 增大 增大 减小 减小 颜色变浅
加水稀释 右 增大 减小 增大 增大 颜色变浅
生成红褐 加MgO 右 减小 减小 增大 增大
色沉淀
平衡移
水解
影响因素
n(H＋) c(H＋) pH
动方向
程度
现象
生成红褐
加NaHCO3 右 固体
项加热能促使Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋3H＋正向移动，
溶液酸性增强，溶液仍无色，故错误；B项加热能促使
CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－正向移动，即溶
液颜色加深，正确；C项加入NH4Cl固体，能抑制
NH3·H2O电离，溶液颜色变浅，错误；D项加入NaCl固体
分步写，一般只写第一步，不可多步合为一步写。正确的
写法是：Na2CO3＋H2O
NaHCO3＋NaOH，
NaHCO3＋H2O
H2CO3＋NaOH。④不正确。因为
Al2(CO3)3的水解相互促进，能进行到底，故正确写法应
为：Al2(CO3)3＋3H2O===2Al(H)3↓＋3CO2↑。
[答案] D
5．常温下，pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)水＝a，pH＝ 12的Na2CO3溶液中c(OH－)水＝b， 则：a＝________ mol·L－1，b＝________mol·L－1。
分析：pH＝12 的 NaOH 溶液中，c(OH－)水＝c(H＋)＝a＝ 1×10－12 mol·L－1；pH＝12 的 Na2CO3 溶液中 c(OH－)水＝ c(OH－)溶液＝b＝11× ×1100－－1124 mol·L－1＝1×10－2 mol·L－1。 答案：1×10－12 1×10－2
②ZnCl2＋H2O===Zn(OH)2＋2HCl
③Na2CO3＋H2O
H2CO3＋2NaOH
④Al2(CO3)3＋6H2O
2Al(OH)3↓＋3H2CO3
A．①②
B．③④
C．①②④
D．全部
[解析] ①不是水解反应，是HCl的电离反应：
HCl===H＋＋Cl－、H＋＋H2O===H3O＋，该电离是完全的，
(2)勒夏特列原理是指如果改变影响平衡的一个条件， 平衡就向 能够减弱这种改的变方向移动。勒夏特列原理 同样适用于弱电解质的电离平衡。
(3)水的电离方程式 H2O H＋＋OH－ ，加酸或加 碱 抑制 水的电离，加入活泼金属 促进 水的电离。
(4)酸的溶液呈酸性，碱的溶液呈碱性，有些盐溶液 也会显 碱 性，如Na2CO3溶液。
盐的离子＋水 酸(或碱)＋OH－(或H＋)。
如AlCl3的水解： Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋3H＋ 。
三、影响盐类水解的因素 1．内因——盐的本性 (1)弱酸的Ka越小，酸性越弱，其形成的盐 越易 水 解，盐溶液的碱性 越强 。 (2)弱碱的Kb越小，碱性越弱，其形成的盐 越易 水解， 盐溶液的 酸越性强。
以氯化铁的水解为例具体分析如下：氯化铁水解的离
子方程式是Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋，溶液呈酸性。
当改变下列条件时，对氯化铁水解平衡的影响情况见下表：
平衡移
水解
影响因素
n(H＋) c(H＋) pH
动方向
程度
现象
升温
右 增大 增大 减小 增大 颜色变深
加FeCl3 右 固体
增大 增大 减小 减小 颜色变深
2．外因
1．Na2CO3 溶液稀释时，溶液中 c(OH－)和 c(H＋)如何变化？ 分析：c(OH－)变小，c(H＋)增大。Na2CO3 溶液稀释，促进了 CO23－的水解，使溶液中 n(OH－)增多，但溶液体积增大的程 度大于 c(OH－)增大的程度，c(OH－)变小，根据 KW 可知 c(OH－)变小，则 c(H＋)一定变大。但 c(H＋)一定小于 10－7 mol·L－1。
一、盐溶液的酸碱性
1．盐溶液酸碱性的探究
盐类型 强酸弱碱盐 强酸强碱盐
弱酸强碱盐
盐溶液 NH4Cl AlCl3 NaCl KNO3 CH3COONa Na2CO3
pH <7 <7 ＝7 ＝7
>7
>7
酸碱性 酸性 酸性 中性 中性
碱性
碱性
2．盐溶液酸碱性的理论分析 (1)NH4Cl溶液：
即
：
NH
专
题第 3 三 第一
单 课时
溶元
液
盐类
中 盐 的水
的 类 解反
离 的 应及
子 水 影响
反 解 因素
应
课前预习 ·巧设计
名师课堂 ·一点通
创新演练 ·大冲关
设计1
设计2
设计3 考点一 考点二 考点三
课堂10分钟练 习
课堂5分钟归纳 课下30分钟演
练
(1)在一定条件下，弱电解质在溶液中电离成离子的 速率与离子结合成分子的速率 相等 时， 电离 过程就达 到了平衡状态，叫做电离平衡。
＋
4
结
合
了
H2O
电离出的
OH－ 生 成 弱 电 解
质 NH3·H2O ，使水的电离平衡 正向 移动，导致 c(H
＋)>c(OH－)，溶液呈 酸性 。
总的离子反应方程式：
NH＋ 4 ＋H2
3·H2O＋H＋ 。
(2)CH3COONa溶液：
即：CH3COO－结合了H2O电离出的 H＋ 生成弱电解 质 CH3COOH ，使水的电离平衡 正向 移动，导 致 c(H＋)<c(OH－) ，溶液呈 碱性 。
溶
液
存
在
水
解
平
衡
：
CO
2－ 3
＋
H2
－3 ＋OH－。下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解平衡向逆反应方向移动，水解程度减小
B．通入 CO2，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，ccHCCOO23－－ 3减小
D．加入 NaOH 固体，溶液 pH 减小
分析：A 项，稀释时，使平衡正向移动，促进 CO23－的水解； B 项，通入 CO2，消耗 OH－，c(OH－)降低，平衡正向移动； C 项，升高温度时，平衡正向移动，c(HCO－3 )增大，c(CO23－) 减小，因此 c(HCO－3 )/c(CO23－)增大；D 项，加入 NaOH 固 体，溶液中 c(OH－)增大，pH 增大。 答案：B