3.3.2酸碱中和与盐类水解（二）课件-高二上学期化学沪科版选择性必修1

3.3.2酸碱中和与盐类水解（二）第3章

水溶液中的离子反

应与平衡沪科版（2020)选择性必修101酸碱中和滴定02盐类水解目录Content本课学习目标深刻理解盐类水解的定义。熟练掌握“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”的盐类水解规律。学会正确书写盐类水解的离子方程式，这是表示盐类水解反应的重要化学用语。从微观层面深入理解盐类水解如何破坏水的电离平衡，以及这种破坏与溶液酸碱性变化之间的内在联系02盐类水解Chapter

新课导入Na2CO3是日常生活中常用的盐，俗称纯碱，常在面点加工时用于中和酸并使食品松软或酥脆，也常用于油污的清洗等。为什么Na2CO3可被当作“碱”使用呢？Na2CO3

是盐，溶于水后，溶液却呈碱性，为什么？二、盐类水解1.溶液的酸碱性【提出问题】酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性。那么，盐溶液的酸碱性如何呢？与盐的类型之间有什么关系？【实验探究】（1）选择合适的方法测试下表所列盐溶液的酸碱性。（2）根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐进行分类。二、盐类水解1.溶液的酸碱性盐溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4酸碱性盐类型中性碱性碱性

酸性中性酸性强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐强酸弱碱盐谁强显谁性，同强显中性【结果和讨论】分析上述实验结果，归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。二、盐类水解1.溶液的酸碱性原来，Na2CO3是强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，这就是它常被当作“碱”使用的原因！溶液酸碱性的本质：氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小中性溶液：c(H+)=c(OH-)酸性溶液：c(H+)>c(OH-)碱性溶液：c(H+)<c(OH-)那么，是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和

c(OH-)相对大小的差异呢？二、盐类水解2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因（1）三类不同的盐溶液（NaCl溶液、NH4Cl溶液、CH3COONa溶液）中存在的离子、离子间的相互作用、溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小如表所示：盐溶液NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液溶液中存在的离子离子间能否相互作用生成弱电解质c(H+)和c(OH-)的相对大小Na+、Cl-、H+、OH-NH4+、Cl-、H+、OH-Na+、CH3COO-、H+、OH-能，生成H2O能，生成H2O、NH3·H2O能，生成H2O、CH3COOHc(H+)=c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)结论：盐在水中电离出来的离子和水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质决定了盐溶液的酸碱性。二、盐类水解（3）盐溶液的酸碱性分析①

强酸强碱盐的水解分析—以NaCl溶液为例：NaClNa++Cl-H2OH++OH-不影响水的电离平衡，

c(H+)=c(OH-)

，溶液显中性纯水：加入氯化钠：（2）盐类水解的定义在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。二、盐类水解2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因②

强酸弱碱盐的水解分析—以NH4Cl溶液为例：+NH3·H2O平衡正向移动(弱电解质)促进水的电离，

c(H+)>c(OH-)，溶液显酸性总反应为：NH4Cl+H2ONH3∙H2O+HCl

H2OOH-+H+NH4ClNH4++Cl-纯水：加入NH4Cl：二、盐类水解2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因③

强碱弱酸盐的水解分析—以CH3COONa溶液为例：CH3COONaCH3COO-+Na+

H2OH++OH-+CH3COOH平衡正向移动(弱电解质)纯水：加入醋酸钠：总反应为：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH离子方程式:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-促进水的电离，

c(H+)＜c(OH-)溶液显碱性二、盐类水解3.盐类水解的实质盐弱酸阴离子弱碱阳离子结合H+结合OH-弱电解质破坏了水的电离平衡促进水的电离可能导致溶液中c(H+)≠c(OH-)结果盐溶液呈现不同酸碱性二、盐类水解（1）规律强酸强碱盐不发生水解，溶液呈中性；强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性；强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性。有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。4.盐类水解的规律与特征（2）特征①

可逆：大多数盐类水解反应是可逆反应。②

微弱：大多数盐类水解反应的程度很微弱。③

吸热：盐类的水解反应可看成酸碱中和反应的逆反应，酸碱中和反应放热，而盐类的水解反应吸热。二、盐类水解5.盐类水解的离子方程式（1）盐类水解是可逆反应，要写“”，如：CH3COO-+H2OCH3COOH

+OH-（2）一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，在书写时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物写成分解产物的形式，如：

NH4++H2ONH3·H2O+H+

（3）多元弱酸盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如：CO32-+H2OHCO3-

+OH-HCO3-+H2OH2CO3

+OH-二、盐类水解5.盐类水解的离子方程式（4）多元弱碱的阳离子水解较复杂，一般按一步水解处理。如：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+（5）弱酸弱碱盐的弱酸根和弱碱根都水解，即发生双水解。如：CH3COO–+NH4++H2OCH3COOH+NH3·H2O（6）能彻底水解的离子组，由于水解趋于完全，书写时要用“”并且要标“↑”和“↓”。常见“完全双水解”的弱离子组合——Al3+

与

CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)4]-等；Fe3+与CO32-、HCO3-等；2Al3++3CO32-+3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑二、盐类水解6.影响盐类水解平衡的因素（1）内因——盐本身的性质如相同温度下，等浓度的CH3COONa与NaClO溶液的碱性谁更强？越弱越水解HClOCH3COOH酸性：＜NaClOCH3COONa碱性：＞识记常见弱酸的酸性顺序:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO二、盐类水解（2）外因①

温度：盐类的水解反应是吸热反应，因此升高温度促进盐类的水解，降低温度抑制盐类的水解。②

浓度：增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，但水解程度减小；加水稀释可以促进水解，水解平衡正向移动，水解程度增大。越热越水解越稀越水解③

外加酸、碱、盐：加酸：抑制弱碱阳离子的水解；加碱：抑制弱酸阴离子的水解；加能水解的盐：取决于两种盐的水解形式相同，相互抑制相反，相互促进二、盐类水解7.盐的水解常数（1）盐的水解常数表达式若MA为强碱弱酸盐，则其水解的离子方程式为：A-

+H2OHA+OH-该反应的平衡常数Kh=，Kh称为盐的水解常数。c(HA)·c(OH-)c(A-)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。二、盐类水解（2）Kh与Ka(Kb)、Kw的关系①

若常温下一元弱酸HA的电离平衡常数为Ka，水的离子积常数为Kw。请分析水溶液中NaA的Kh与Ka和Kw间的关系。两式相乘KaKh×=Kw同理：得到：Ka=

∴KwKaKh＝KwKbKh＝A-+H2OHA+OH-HAA-+H+又：二、盐类水解(2)水的离子积常数为Kw，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则分别分析Na2CO3、NaHCO3的Kh与Ka和Kw间的关系。

NaHCO3：HCO3-+H2O⇌H2CO3+OH-

Ka2=

电离：H2CO3

⇌H++HCO3-HCO3-⇌H++CO32-Ka1=

Na2CO3：CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-

二、盐类水解8.水解与电离的区别HCO3–+H2OH2CO3+OH–⑴NaHCO3①②HCO3–+H2OCO32–+H3O+HCO3–CO32–+H+>①水解②电离程度：故溶液呈

性碱二、盐类水解8.水解与电离的区别HSO3–

+H2OH2SO3

+OH–⑵NaHSO3①②<①水解②电离程度：故溶液呈

性酸HSO3–+H2OSO32–+H3O+HSO3–SO32–+H+(3)多元强酸酸式酸根只电离：HSO4–

=SO42–+H+

随堂小测A1.向三份0.1mol/LCH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为

(

)A．减小、增大、减小

B．增大、减小、减小C．减小、增大、增大

D．增大、减小、增大

随堂小测D2.能使水的电离平衡向电离方向移动，并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的措施（

）A.向纯水中加入几滴稀盐酸B.将水加热煮沸C.向水中加入碳酸钠D.向水中加入氯化铵

随堂小测