鹽類水解ppt課件(完整版)
【正文】 2 pH由大到小的順序為：堿＞水解呈現(xiàn)的堿性＞中性＞水解呈現(xiàn)的酸性＞酸 室溫下，在 pH＝ 12的某溶液中， 由水電離生成的 c(OH－ )可能為 A． 10－ 7 mol/L B． 10－ 6 mol/L C． 10－ 2 mol/L D． 10－ 12 mol/L 溶液酸堿性的分析： 1．溶液呈現(xiàn)酸 (堿 )性時，可能是加酸 (堿 ) 抑制了水的電離，也可能是加可水解 的鹽促進了水的電離。 下列鹽溶液加熱蒸干后，得到什么固體物質(zhì)？ (八 ) 某些鹽的無水物，不能用蒸發(fā)溶液的方法制取 AlCl3溶液 蒸干 Al(OH)3 灼燒 Al2O3 MgCl2 第三，要養(yǎng)成認真、細致、嚴謹?shù)慕忸}習(xí)慣 ，要在平時的練習(xí)中學(xué)會靈活運用常規(guī)的解題方法，例如： 淘汰法、定量問題定性化、整體思維法 等。 是指某一元素的 原始濃度 應(yīng)該等于該元素在溶液中 各種存在形式的濃度之和 。 H2O 溶液中： c (NH3 弱酸根離子的 水解。 常見“完全雙水解”的弱離子組合 —— 如 : (NH4)2CO3 、 NH4HCO CH3COONH4 但有些弱酸弱堿鹽是進行“一般雙水解”。 水解的規(guī)律： 鹽類水解方程式的書寫： 先找“弱”離子 大多數(shù)鹽的水解程度較小，水解產(chǎn)物少。H2O ＋ H＋ CH3COONa溶液呈堿性： H2O ? OH－ ＋ H＋ CH3COO－ 與 H＋ 反應(yīng)生成了 CH3COOH消耗了 H＋ 使水的電離平衡向右移動， c(OH－ )增大，溶液 呈堿性。 當加入某些鹽之后，溶液的酸堿性發(fā)生了明顯變化。H2O NH4 ＋ 與 OH－ 反應(yīng)生成了 NH3 鹽類促進水的電離即鹽類在水中發(fā)生了水解！ 鹽類水解： 水解的條件： 鹽易溶于水，產(chǎn)生弱離子。 一元弱酸強堿鹽 如： CH3COONa、 NaF 化學(xué)方程式： 離子方程式： 多元弱酸強堿鹽 如： Na2CO Na3PO4 化學(xué)方程式： 離子方程式： 弱堿強酸鹽水解 如： NH4Cl、 CuSO AlCl3 水解的離子方程式： 弱酸弱堿鹽水解 一般雙水解： CH3COONH4 、 (NH4)2CO3 、 NH4HCO3 CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3 （越弱越水解） ③ 同一弱酸對應(yīng)的鹽 Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq) 對應(yīng)的酸 HCO3– H2CO3 堿 性 ∴ 正鹽的水解程度 酸式鹽的水解程度 ④ 多元弱酸對應(yīng)的酸式鹽：一般來說， 水解趨勢 電離趨勢 ( NaH2PO4和 NaHSO3 例外 ) Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4 Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4 pH值 ⑤ 弱酸弱堿鹽： 水解程度較大 11 外因： ① 溫度： 升溫，促進水解。 棕黃色變淺，冒氣泡，產(chǎn)生紅褐色沉淀。 如： NH4Cl 溶液中： 水溶液中微粒濃度的大小比較： 電荷守恒 如： NH4Cl 溶液中 陽離子： NH4+ H+ 陰離子： Cl– OH– 正電荷總數(shù) = 負電荷總數(shù) 溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。 首先必須有正確的思路 。 6H2O Mg(OH)2 MgO △ △ 晶體只有在干燥的 HCl氣流中加熱，才能得到無水 MgCl2 FeCl3 溶液 Fe(NO3)3 溶液 Fe2(SO4)3 溶液 CuSO4 2．進行 pH和水電離的 c(H＋ )或 c(OH－ ) 相關(guān)計算時應(yīng)注意考慮兩種情況： 加酸或堿，加可水解的鹽，原因不同 求得結(jié)果不同。 10H2O Na2CO3 溶液 Na2SO3 溶液 Ca(HCO3)2 溶液 Fe2O3 Fe2O3 Fe2(SO4)3 Na2CO3 Na2CO3 CuSO4 Na2SO4 CaCO3 (七 ) 熱的純
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