盐的应用.pptVIP

水解总规律： 有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，都弱双水解 越稀越水解，越热越水解 谁弱谁水解，谁强显谁性 * 科学定义 盐类水解 ⒈定义：在溶液中__电离出来的离子跟__所电离出来的__或____结合生成________的反应,叫做盐类的水解。 盐 水 H+ OH－ 弱电解质 2.水解的条件： 3.水解的实质： 4.水解反应与中和反应的关系: 酸+碱 盐+水 中和 水解 概念理解 生成弱电解质 破坏了水的电离平衡, 促进了水的电离，常常使溶液呈酸性或碱性。 程度较大 程度微弱 ①“可逆”：可逆反应.其逆反应为酸碱中和反应  （符合化学平衡规律）②“微弱”：水解程度一般较弱 ③”吸热”：水解是吸热反应 ④ “定”：水解达到平衡时，各组分的浓度一定 ⑤“变”：外界条件改变，平衡被破坏 5、水解的特点： 　　1、一般情况下，由于盐类水解的程度较小,用“ 　 ” 表示，且不会产生沉淀和气体，不能书写 “↓”或“↑”符号等； 　　2、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的,多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。 注意： 二.盐类水解的离子方程式书写规律： 盐的弱阳离子 + H2O 弱碱 + H＋ 盐的弱阴离子 + H2O 弱酸 + OH－ ①强酸弱碱组成的盐： 阳离子水解，一般一步表示，如AlCl3： Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ 多元弱碱电离一步写，多元弱酸电离分步写。 ②强碱弱酸组成的盐：阴离子水解， 多元弱酸根水解分步表示，如Na2S： S 2-+H2O HS-+OH-， HS-+H2O H2S+OH- 二.盐类水解的离子方程式书写规律： ①温度：温度越高越水解 （因水解为吸热过程，所以升高温度，促进水解） ②浓度：溶液越稀越水解 （加水稀释，促进水解） ③ 外加酸或碱 三、影响水解的因素 （1）内因：（盐本身的结构性质）越弱越水解。 （2）外因： 举例： 如因为HF HAc（酸性）,所以 NaF NaAc（水解程度），碱性： NaF NaAc 1、对CH3COONa溶液分别改变以下条件后，水解平衡移动的方向分别为 ①升温________②加水___________③加少量CH3COOH_________ ④加几滴浓盐酸___________⑤加少量NaOH固体_______⑥加少量CH3COONa固体__________⑦加少量NH4Cl固体__________ 【练习 】 一、溶液的酸碱性判断 （一）正盐溶液 谁强显谁性 同强显中性 越弱越水解 练习：物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是 。 HX HY HZ 一、溶液的酸碱性判断 （二）酸式盐溶液 NaHSO4 NaHSO3 NaHS NaHCO3 只电离出H+呈酸性 电离的程度大于水解程度 电离的程度小于水解程度 比较电离程度与水解程度的相对大小 电离程度水解程度: 溶液酸性 电离程度水解程度: 溶液碱性 练习：现测得某浓度NaHCO3的溶液的pH是8，以下推理合理的是：（ ） （A）HCO3-离子水解程度大于电离程度。 （B） HCO3-离子水解程度小于电离程度。 （C）溶液中c （ HCO3- ）c(Na+) （D）该溶液能与酸反应不与碱反应。 A、C ①单一溶液： NH4Cl溶液中 。 CH3COONa溶液中 。 [Cl-][NH4+][H+][OH-] [Na+][CH3COO-][OH-][H+] ②混合溶液中： 0.1mol/LCH3COOH与0.1mol/LNaOH等体积混合后的混合溶液中： . [Na+][CH3COO-][OH-][H+] 二、盐溶液离子浓度大小比较 C(Na+ ) + C(H+) （2）电荷守恒：指溶液中所有阳离子所带正电荷数等于溶液中所有阴离子所带负电荷数。整个溶液呈电中性。 （3）质子守恒：水电离的OH- 与H+守恒 在纯水中 C(OH-)