3.3.3盐类水解的影响因素及水解平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章

水溶液中的离子反应与平衡

第三节

盐类的水解2025届第3课时盐类水解的影响因素及应用问题讨论同浓度Na2CO3溶液和NaHCO3溶液，滴入酚酞后变红的程度为何不同？

Na2CO3溶液NaHCO3溶液热Na2CO3溶液去污效果好，为什么？二、影响盐类水解的主要因素例如：强碱弱酸盐（MA）的水解：MA=A-

+M+H2OH++OH-HA（弱酸）+A-结合H+的能力越强HA酸性越弱即Ka越小A-水解程度就越大强碱弱酸盐水解，生成的弱酸酸性越弱，即Ka越小，水解程度越大。强酸弱碱盐水解，生成的弱碱碱性越弱，即Kb越小，水解程度越大。越弱越水解1.内因：盐类水解程度的大小，主要由盐的性质决定。练习：物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是()A、HX、HZ、HY B、HX、HY、HZC、HZ、HY、HX D、HY、HZ、HXB[提出问题]（1）FeCl3溶液呈酸性还是碱性？写出FeCl3发生水解的离子方程式。（2）从反应条件考虑，影响FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+（酸性）

探究反应条件对FeCl3水解平衡的影响黄色红褐色实验探究：影响FeCl3水解平衡的因素：影响因素实验步骤实验现象盐的浓度加入FeCl3固体，再测溶液pH溶液颜色变深，pH变小溶液的酸碱度加盐酸后，测溶液的pH溶液颜色变浅，pH变小加入少量NaOH溶液产生红褐色沉淀温度升高温度溶液颜色变深，pH变小FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋＋3H2O⇋Fe(OH)3＋3H＋实验操作：若向0.1mol/LFeCl3溶液中加水稀释至原来的10倍，pH？0.1mol/LFeCl3溶液0.01mol/LFeCl3溶液解释：加水稀释，促进盐的水解，水解程度增大实验现象：加水稀释10倍，pH值增大不足一个单位探究2：盐的浓度对水解平衡的影响越稀越水解水解平衡改变条件Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+平衡移动方向Fe3+

水解程度n(H+)c(H+)加水

加FeCl3

加HCl加NaOH加NH4Cl加NaHCO3右移增大增大减小右移减小增大增大左移减小增大增大右移增大减小减小相互抑制相互促进二、影响盐类水解的主要因素2、外因水解是中和反应的逆反应，是吸热反应。温度：越热越水解稀释促进水解；增大盐浓度水解程度减小。

浓度：越稀越水解二、影响盐类水解的主要因素

--符合勒夏特列原理＝0.01K＜Kc(Fe3+)

K＝

c3(H+)

Q

2、外因

外加酸、碱加H+抑制阳离子的水解，促进阴离子的水解；加OH-抑制阴离子的水解，促进阳离子的水解。外加易水解的盐二、影响盐类水解的主要因素水解情况相同的离子的水解相互抑制，水解情况相反的离子的水解相互促进（双水解）。同性抑异性促导练1.在Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是A.加热 B.通入HCl气体C.加入少量Na2SO4(s)D.加入NaCl溶液√请写出水溶液中CH3COONa水解反应离子方程式：该可逆反应符合勒夏特列原理，试写出该反应平衡常数(Kh)的表达式交流讨论：Kh＝c(CH3COOH)·c(OH－)c(CH3COO－)盐的水解常数

盐的水解常数Kh[课本P75---资料卡片]三、水解平衡常数在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。用Kh表示。1．概念

3.意义：4.影响因素：Kh

数值越大，水解程度越大，对应的酸或碱越弱只受温度影响，升温，Kh增大(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。A-+H2OHA+OH-∴HAA-+H+又：两式相乘KaKh×=Kw同理：得到：Ka=

KwKaKh＝KwKbKh＝——越弱越水解。5.Ka或Kb与Kh的关系：课本P75页(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-

Kh＝KwKaKh＝KwKb归纳总结：Kh、Ka（或Kb）和Kw

的关系Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1一元弱酸盐二元弱酸盐Ka和Kh成反比关系，电离常数越小，水解常数则越大。一元弱碱盐越弱越水解四、盐的水解常数的应用例1、已知25℃时，K(CH3COOH)=10-5，则CH3COONa的水解常数为多少？0.1mol/L的醋酸钠溶液的PH值是多少？1、K值间的运算=10-1410-5=10-9CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-0.1-xxxKh=c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(OH-)≈x20.1-x=x20.1=10-9x=10-5即c(OH-)=10-5，PH为9解：解得：2、判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)

例、已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为________________。①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaClO溶液④CH3COONa溶液①＞③＞②＞④

情况2：同一弱酸对应的盐比较碱性：Na2CO3NaHCO3<对应的酸:HCO3-H2CO3∴正盐的水解程度酸式盐的水解程度>>∴正盐的PH酸式盐的PH>3、判断酸式盐的酸碱性

ⅰ）强酸的酸式盐只有电离而无水解，则呈酸性(如NaHSO4)HSO4-=H++SO42-电离：HA-⇌H++A2-（会显酸性）水解：HA-+H2O⇌H2A+OH-（会显碱性）ⅱ）弱酸的酸式盐既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-

、HC2O4-

电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、HPO42-等练习：已知常温下H2CO3的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

性，NaHSO3溶液呈

性，碱酸

例2、已知25℃时，K(CH3COOH)=10-5，则0.1mol/L20mLCH3COONa中加入0.1mol/L10mL的盐酸后PH

7（填大于、小于、等于）CH3COONa+HCl=NaCl+CH3COOH0.0020.0010.0010.001CH3COONaCH3COOH等浓度K(CH3COOH)=10-5Kh=10-9水解电离<(溶液显酸性)余0.001小于4、判断混合溶液的酸碱性（先反应再判断）注：对于等量混合的弱酸与其强碱盐的体系，可根据Ka和Kh的相对大小判断溶液的酸碱性；（弱碱与其强酸盐也适用）常见的等浓度CH3COOH+CH3COONa及NH3.H2O+NH4Cl都是以电离为主，而HCN

+NaCN是以水解为主，溶液显碱性。以电离为主导练1.常温下，三种酸的电离常数如下表所示。酸HXHYHZKa9×10－79×10－61×10－2(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_______。(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是________。(3)等物质的量浓度的HX和