2017 2018魯科版選修4第三單元第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解共3課時學案

1、第2節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解第1課時弱電解質(zhì)的電離平衡i 了解弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關(guān)系。2理解影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素及對電離平衡移動的影響。（重點）3. 了解常見弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強弱。（難點）rm電離平衡常數(shù)基礎(chǔ)初探教材整理1電離常數(shù)1. 定義：在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù),這個常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。2. 表達式：一元弱酸：CH3COOHCH3C00+ H+CH3C00_ H + Ka= CH3COOH一元弱堿：NH3 H2ONH+ +

2、 OH-NH+ OH 一Kb= NH3 H2O。3. 意義：電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，根據(jù)相同溫度下電離常數(shù) 的大小可判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱。4. 影響因素：電離平衡常數(shù)受溫度影響，與溶液濃度無關(guān)，溫度一定，電 離常數(shù)一定。教材整理2電離度1. 概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子數(shù)的百分率，稱為電離度，用a表示。已電離的溶質(zhì)分子數(shù)2. 表達式：a原有溶質(zhì)分子總數(shù)X 10%。3. 影響因素：弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度有關(guān)，一般而言，濃度越大，電離度越小濃度越小，電離度越大探究升華思考探究下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25 C)酸電離方

3、程式電離平衡常數(shù)KaCH3COOHCH3COOH CH3COO + H十1.7X 10-5H2CO3+HCO3nKa1= 4.2X 10- 7H2CO3HCO3一 H + + co!Ka2= 5.6X 10-11H3P Ol-H + + H2PO4Ka1= 7.1X 10 - 3H3PO4H2PO4+ + HPO4-Ka2= 6.2X 10 - 8HPO2 lhH + + P&Ka3= 4.5X 10 13問題思考：(1) 當升高溫度時，Ka值怎樣變化？【提示】 由于電離過程均是吸熱的，所以升高溫度可以促進電離，電離平 衡常數(shù)變大。(2) 在溫度相同時，各弱酸的Ka值不同，那么Ka值的大小與酸

4、性的相對強弱 有何關(guān)系？【提示】 由于Ka的大小代表了酸的電離程度，Ka值越大，電離程度越大， 代表的酸的酸性越強。(3) 若把 CH3COOH、H2CO3、HCO3、H3PO4、H2PO4、HPO4-都看作是酸，其中酸性最強的是什么？最弱的是什么？【提示】 酸性最強的是Ka值最大的，即H3PO4，酸性最弱的是Ka值最小O-24第 3 頁(4)同一多元弱酸的Ki、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律，此規(guī)律是什么？產(chǎn)生此規(guī)律的原因是什么？【提示】從上面三種酸(H2CO3、H3PO4)可知規(guī)律是Ki : K2 : K3 1 : 10-5： 10-10由于上一級電離產(chǎn)生大量的H +,會對下一級的電離產(chǎn)

5、生抑制，所以電離程度越來越小，電離平衡常數(shù)越來越小(5)在相同溫度下，弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，則某溶液中的離子濃度越大 嗎？【提示】 弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大， 只能說明其分子電離程度越大。 離子 的濃度不僅與電離程度有關(guān)，還與弱電解質(zhì)的濃度有關(guān)。認知升華 弱酸弱堿的電離1弱電解質(zhì)的電離一般都很微弱，其電離平衡常數(shù)也均較??； 2多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離也都存在電離平衡常數(shù)，且 各級電離常數(shù)逐級減小，因此其溶液的酸堿性主要由第一步電離決定；3弱電解質(zhì)的濃度越小，其電離程度越大，但溶液中該弱電解質(zhì)電離出的 離子濃度不一定增大。題組沖關(guān)1下列關(guān)于弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)的敘述中，正確的是

6、()A 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)就是電解質(zhì)加入水后電離出的各種離子的濃度 的乘積與未電離分子的濃度的比值B 弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，常數(shù)只與弱電解質(zhì)的本性及外界 溫度有關(guān)C.同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強；弱堿的電離平衡常 數(shù)越大，堿性越弱D多元弱酸的各級電離常數(shù)是逐級減小的，且差別不大【解析】 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是達到電離平衡時， 弱電解質(zhì)電離出的 各種離子的濃度的乘積與未電離分子的濃度的比值。 這個比值必須是達到電離平 衡時的，而不是其他任意時刻的， A 錯誤； 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是由弱電解 質(zhì)的本性決定的，并且受外界溫度的影響， B 正確；同一溫度下，弱酸的

7、電離平 衡常數(shù)越大，酸性越強；同樣，弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性也越強，C錯誤; 多元弱酸是分步電離的，其各級電離常數(shù)是逐級減小的且差別很大，D錯誤。第 3 頁【答案】B2. 已知，25 C時 0.01 mol L一1 的 HCI02（亞氯酸）溶液中，H +為 6.3X 10_3 mol L 一1,則25 C時亞氯酸的電離常數(shù)為（）-2-1- 2-1A. 1.07X 10 2 mol L 1B. 1.20x 10 2 mol L 1C. 1.30X 10-2 mol L-1D. 1.40x 10-2 mol L-1H + CIO-【解析】 由 HCIO2 H + + ClO 2可知，Ka =

8、HClO 2=6.3X 10-3 2mol2 L -210-6.3 x 10-3 mol L-1 1.07x 10-2 mol L-?！敬鸢浮緼3. 在下列的各種敘述中，正確的是（）A .任何酸都有電離平衡常數(shù)B. 任何條件下，酸的電離平衡常數(shù)都不變C. 多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為 Ka1Ka2Ka2Ka3，C錯?！敬鸢浮緿4. 已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2X 10-4,2.6X 10-4，4.9X 10-10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這三種酸可發(fā)生如下反應(yīng)：NaCN+ HNO2=NaNO2+ HCNNaCN+ HF=NaF+ HCNNaNO2 + HF=NaF+ HNO2）B .

9、 HNO2的電離常數(shù)是D . HNO2的電離常數(shù)是T知，酸性 HF HNO2 HCN，酸性越由此可判斷下列敘述中正確的是（A. HF的電離常數(shù)是C. HCN的電離常數(shù)是【解析】由“強酸制弱酸”反應(yīng) 強，其電離常數(shù)越大【答案】 A影響電離平衡的因素基礎(chǔ)初探弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)是決定性因素。2.外因因素影響結(jié)果溫度升高溫度，電離平衡正向移動濃度加水稀釋，電離平衡正向移動外加物質(zhì)加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡逆塑動(同離子效應(yīng))加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡正塑動探究升華思考探究對0.1 mol氨水改變條件如下：升溫(微熱)加水稀釋 加少量NaOH(s)通少量HCI(g

10、)加少量 NH4CI(s)問題思考：(1) 能使電離平衡向右移動的條件有哪些？【提示】(2) 能使溶液pH增大的條件有哪些？【提示】(3) 能使電離常數(shù)增大的條件是什么？【提示】(4) 能使NH4 增大的條件有哪些？【提示】(5) 電離平衡向右移動，電離程度、離子濃度一定增大嗎？舉例說明?！咎崾尽坎灰欢?。如向氨水中加水，電離平衡右移，但 NH才.OH-均減小認知升華外界條件對電離平衡影響遵循化學平衡移動原理，以0.1 molL -1的CH3C00H溶液為例，分析如下:影響因素平衡移動方向n(H+)H+CH3COO7KapH導電能力升溫（不考慮揮發(fā)）右增大增大增大增大減小增強加冰醋酸右增大增大增

11、大不變減小增強加 入 其/、他物質(zhì)CH3COONa固體左減小減小增大不變增大增強通入HCI氣體左增大增大減小不變減小增強NaOH 固體右減小減小增大不變增大增強加水稀釋右增大減小減小不變增大減弱題組沖關(guān)題組1弱酸的電離平衡移動1. 在100 mL 0.1 mol L71的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H +濃度減小，可采用的方法是（）A .加熱B. 加入100 mL 0.1 mol LT的醋酸溶液C. 加入少量的0.5 mol L71的硫酸D. 加入少量的1 mol L71的NaOH溶液【解析】A項加熱促進電離，H +濃度增大。B項，H +濃度不變。C項，加H2SO4抑制電離，但H+濃度

12、增大。D項，加入NaOH, OH7與H +反應(yīng)，平衡向右移動，H+濃度減小?！敬鸢浮?D2. 0.1 mol L-1 CH3COOH 溶液中存在電離平衡：CH3COO CH3COO_ + H*,加水稀釋或加入少量 CH3COONa晶體時，都會引起()A .溶液的pH增大B. CH3COOH電離程度變大C. 溶液的導電能力減弱D. 溶液中OH一減小【解析】 CH3COOH溶液中存在平衡 CH3COOH=CH3COO-+ H +。當加入水時，溶液中 CH3COOH、CH3COO-、H +的濃度都減小，OH-變大。因 為溶液變稀，所以CH3COOH電離程度變大。當加入 CH3COONa晶體時，發(fā)生C

13、H3COONa=CH3COO - + Na +，使得溶液中CH3COO -變大，平衡CH3COOH CH3COO-+H + 左移，CH3COOH 電離程度變小，H + 減小?！敬鸢浮?A13. 用水稀釋0.1 mol L- CH3COOH時，溶液中隨著水量的增加而減小的是()CH3COOHOH-A. OH-B . H+ C. H+和OH-的乘積D . OH-的物質(zhì)的量【解析】 醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH=lCH3COO- + H +,加 水稀釋，平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，H + 減小，OH-增大，A項正確,B、D項錯誤；溫度不變，Kw不變，C項錯誤?！敬鸢浮緼題組2弱

14、堿的電離平衡移動4. 用水稀釋0.1 mol L-1氨水時，溶液中隨水量的增加而減小的是()A. OH -/NH 3 H2OB . NH3H2O/OH -C. H+和OH-的乘積D . n(OH -)【解析】加水促進NH3 H2O的電離，使n(NH3 H2O)減小，n(OH-)增大,因此NH3 H2O/OH - = n(NH3 H2O)/n(OH )減小。第 10 頁【答案】B5 濃度均為0.10 mol L1、體積均為Vo的MOH和ROH溶液，分別加水稀V釋至體積V, pH隨lgV0的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是()A. MOH的堿性強于ROH的堿性B. ROH的電離程度：b點大于a點C

15、若兩溶液無限稀釋，則它們的OH相等V M + D 當lgV0= 2時，若兩溶液同時升高溫度，則R+增大【解析】 由圖像分析濃度為0.10 mol -L-1的MOH溶液，在稀釋前pH為 13,說明MOH完全電離，則 MOH為強堿，而ROH的pHv 13,說明ROH沒 有完全電離，ROH為弱堿。A. MOH的堿性強于ROH的堿性，A正確。VB. 曲線的橫坐標lgV0越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出 b點 的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROHR+ + OH-,溶液越 稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故 ROH的電離程度：b點大于a點，B正確。C. 若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近

16、于7,故兩溶液的OH -相等，C 正確。VD. 當lgV0= 2時，溶液V= 100V0,溶液稀釋100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，M + 不變；ROH存在電離平衡：ROHR+ + OH-，升高M + 溫度促進電離平衡向電離方向移動，R+ 增大，故R + 減小，D錯誤?！敬鸢浮緿6.化學平衡移動原理同樣也適用于其他平衡。 已知在氨水中存在下列平衡：NH3+ H2ONH3 H2O NH： + OH-(1) 向氨水中加入MgCl2固體時，平衡向 動，OH-的濃度,第8頁NH：的濃度。(2) 向氨水中加入濃鹽酸，平衡向 動，此時溶液中濃度減小的微粒有、 、 。(3) 向濃氨水中加入少量 N

17、aOH固體，平衡向 動，此時發(fā)生的現(xiàn)象是【解析】 由題目條件，結(jié)合平衡移動原理進行判斷【答案】(1)正反應(yīng)方向 減小 增大(2) 正反應(yīng)方向 0H一、NH3 H2O、NH3(3) 逆反應(yīng)方向固體溶解，溶液中有刺激性氣味的氣體放出【誤區(qū)警示】在根據(jù)平衡移動原理來判斷平衡移動方向以及對有關(guān)物質(zhì)濃度的結(jié)果分析時，要注意平衡移動時相關(guān)物質(zhì)的量的變化程度與溶液體積變化程 度的相對大小。EEEXZH判斷強酸弱酸的方法探究升華思考探究用實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)，兩同學的方案如下：甲：稱取一定質(zhì)量的HA配制0.1 mol L一1的溶液100 mL ；用pH試紙 測出該溶液的pH，即可證明HA是弱電解質(zhì)。乙：

18、用已知物質(zhì)的量濃度的 HA溶液、鹽酸，分別配制pH二1的兩種酸 溶液各100 mL：分別取這兩種溶液各10 mL,加水稀釋為100 mL；各取相同體積的兩 種稀釋液裝入兩個試管，同時加入純度和質(zhì)量相同的鋅粒， 觀察現(xiàn)象，即可證明 HA是弱電解質(zhì)。問題思考：甲方案中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是測得溶液的pH1選填【提示】 (2) 乙方案中說明 HA 是弱電解質(zhì)的現(xiàn)象是什么？【提示】裝HA溶液的試管中放出H2的速率快。(3) 請你評價：乙方案中難以實現(xiàn)之處和不妥之處?！咎崾尽?配制pH= 1的HA溶液難以實現(xiàn)，加入的鋅粒表面積難以做到 相同。認知升華 1 同濃度同元數(shù)的兩種酸中，H 大的為強酸或較強

19、酸。2 同pH的兩種酸與Zn或Mg反應(yīng)時，一段時間后，生成 H2的速率減小 較快的為強酸或較強酸。3pH 相同的兩種酸，當體積相同時，中和堿的量較多的為弱酸或較弱酸。4加水稀釋相同倍數(shù)， pH 變化大的為強酸或較強酸。5同濃度的兩種一元酸，導電能力強的為強酸或較強酸。題組沖關(guān)題組 1 強酸、弱酸的比較1下列關(guān)于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是 ()A 相同濃度的兩溶液中H+相同B. 100 mL 0.1 mol L_1的兩溶液能中和等物質(zhì)的量的氫氧化鈉C. pH二3的兩溶液稀釋100倍后，pH都為5D. 相同濃度時醋酸導電能力強【解析】 A 項：由于鹽酸為強酸，醋酸為弱酸，當兩者濃度相同時，

20、溶液 中H + 不同，應(yīng)為H + 鹽酸H + 醋酸，故A錯；B項：由于兩溶液中溶質(zhì)的物質(zhì) 的量相等，且均為一元酸，所以兩溶液能中和等物質(zhì)的量的NaOH,故B對；C項：pH= 3的鹽酸稀釋100倍后，pH= 5,而pH二3的醋酸稀釋100倍后，由于 在稀釋過程中，溶液中未電離的醋酸分子繼續(xù)電離出H +,導致稀釋后溶液的pH5，故C錯；D項：由于相同濃度時，兩溶液中自由移動的離子濃度不同， 則導電能力不同，由A項知，H + 鹽酸H + 醋酸，所以，鹽酸導電能力強，故 D 第 14 頁錯?！敬鸢浮?B2用 pH 均為 2 的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的 氫氧化鈉溶液， 當氫氧化鈉

21、恰好被完全中和時， 消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別 為Vi和V2,則Vi和V的關(guān)系正確的是()A. Vi = V2B . Vi v V2C. Vi V2D . Vi V2?！敬鸢浮?C3 .向體積均為i L，pH均等于2的鹽酸和醋酸中，分別投入 0.28 g Fe,則圖中的曲線符合反應(yīng)事實的是 ()【解析】 由 Fe+ 2HCl=FeCl2+ H2 T , n(Fe)= 0.005 mol, n(HCI) = i0- 2mol L- 1x 1 L = 0.01 mol, n(HCl) = 2n(Fe)即鹽酸與Fe恰好完全反應(yīng)。由于醋酸 是弱酸， pH 與鹽酸相同時，其物質(zhì)的量濃度大于鹽酸的物質(zhì)的

22、量濃度，故兩種 酸產(chǎn)生的H2的量相同；但醋酸在反應(yīng)過程中不斷電離，溶液中H + 大于鹽酸中H +,故醋酸的反應(yīng)速率快，同時溶液中醋酸過量，反應(yīng)完成后，醋酸的pH小?！敬鸢浮?C題組 2 弱電解質(zhì)的判斷方法4. 甲酸的下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是()A. 1 mol L-1的甲酸溶液的H+約為0.01 mol L-1B. 甲酸與水以任意比例互溶- 1- 1C. 10 mL 1 mol L-甲酸恰好與10 mL 1 mol L- NaOH溶液完全反應(yīng)D. 用甲酸溶液做導電實驗，燈泡很暗【解析】如果甲酸為強酸，將完全電離，則在1 mol L-1溶液中H+ = 11 1 1mol L-而題目中的

23、H+約為0.01 mol L- 遠小于1 mol L-,說明甲酸只部分電 離，是弱電解質(zhì)， A 正確；只敘述了甲酸在水中的溶解性，而電解質(zhì)的強弱與溶 解性無關(guān)， B 錯誤；因強酸、弱酸都能與堿按化學計量比進行定量反應(yīng)，只說明 甲酸是一元酸，不能說明酸性的強弱， C 錯誤；沒有指明甲酸的濃度，也沒有與 強酸對照，所以無法證明它是弱電解質(zhì)， D 錯誤?！敬鸢浮?A5下列實驗事實不能證明 CH3COOH 是弱電解質(zhì)的是 （）A 相同pH的醋酸和鹽酸分別與同樣顆粒大小的鋅反應(yīng)時，產(chǎn)生H2的起始速率相等B. 常溫下，測得0.1 mol L：1醋酸的pH二4C. 常溫下，將pH = 1的醋酸稀釋1 000

24、倍，測得pH4D. 相同條件下，醋酸的導電性比鹽酸的弱【解析】pH相同，說明兩溶液中的H + 相同，與同樣的鋅反應(yīng)時產(chǎn)生 H2的起始速率相同，不能證明 CH3COOH 是否已完全電離；若為強酸，常溫下 0.11mol L-1的一元酸，pH= 1,而醋酸的pH = 4,證明CH3COOH未完全電離；若 為強酸，常溫下pH= 1的一元酸稀釋1 000倍后，溶液的pH = 4,而pH二1的 醋酸稀釋1 000倍后pHa2【解析】pH= 2的A、B兩種酸溶液，分別加水稀釋時，pH變化不同， 第 17 頁說明A、B兩酸的強弱不一樣，pH變化大的A酸性較強，B酸性較弱，稀釋1 000 mL以后，A中的離子

25、濃度較小，導電性較弱，A錯誤。【答案】 A第2課時鹽類的水解i 掌握鹽的水解原理及規(guī)律，并能正確書寫水解方程式。(重點)2了解影響鹽類水解的因素以及水解平衡的移動。(重點)KEKX鹽類水解的原理基礎(chǔ)初探1. 定義：在溶液中由鹽電離出來的離子與水電離出來的旦1或結(jié)合生 成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2. 實質(zhì)：在溶液中鹽電離出來的弱酸陰離子或弱堿陽離子與水電離出來的 或QH_結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡。3. 特征：(1) 可逆性：鹽類水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，在一定條件下可達到平衡狀態(tài)。(2) 熱效應(yīng)：鹽類水解是吸熱的。反應(yīng)程度：一般很小，水解產(chǎn)物很少。4. 表示方法：鹽的離子+

26、水弱酸(弱堿)+ QH (H +)如 NH4CI 的水解：NH + + H2H+ + NH3 H2Q0(2) 多元弱酸酸根離子的水解應(yīng)分步書寫：如 Na2CQ3 的水解：CO3_+ H2O QH+ HCQ3，HCQ3+ 出0QH+ H2CQ30(3) 多元弱堿陽離子的水解實際是分步進行的，習慣只寫一步，女口Fe3+的水解：+ 3出0 3H + Fe(QH)3。探究升華思考探究(1) 請分析在Na2S溶液中，是否發(fā)生水解，如果發(fā)生，哪種離子發(fā)生了水解，水溶液顯什么性？【提示】 發(fā)生水解。在溶液中，Na?S電離出的S2-是弱酸酸根離子，它會與水電離出的H +部分結(jié)合成HS-,發(fā)生水解反應(yīng)，導致溶液

27、中0H-H + , 溶液顯堿性。(2) 請判斷AICI3溶液中哪種離子發(fā)生了水解，溶液顯什么性？【提示】AI3+發(fā)生了水解，結(jié)合水中的0H -，溶液顯酸性。(3) pH均為4的H2SO4溶液和NH4CI溶液中，水電離出的H相等嗎？【提示】 不相等。H2SO4抑制水的電離，NH4CI能水解，促進水的電離，所以NH4CI溶液中水的電離程度大。(4) 請分析討論，C02能發(fā)生兩步水解，那么0.1 moI L一1的Na2CO3溶液中 OH等于0.2 moI L嗎？為什么？【提示】OH -要遠小于0.2 mol L -1。雖然CO能發(fā)生兩步水解，但水 解程度都很小。(5) NaHS水解的方程式寫作 HS

28、- + H2H3O+ S2-正確嗎？為什么？ 2【提示】 不正確。HS-+ H2O _?H3O+ + S +是HS-的電離方程式。水解方程式應(yīng)寫為HS-+ H2O=H2S+ OH-。認知升華鹽類水解的規(guī)律1. “有弱才水解，無弱不水解”是指鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才能 水解，若沒有，則不發(fā)生水解。2 “越弱越水解”指的是弱酸陰(弱堿陽)離子對應(yīng)的酸(堿)越弱，就越容易 水解，溶液中的OH-(H +)越大。如酸性：HCNVCH3COOH，則相同條件下堿 性：NaCNCHsCOONa。3“都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā) 生水解，相互促進。常見的弱堿陽離子有：NH+

29、、金屬活動順序表中H之后的金屬陽離子。HSO3、常見的弱酸陰離子有：CO亍、HCO3、S2-、HS、CIO、CH3COO_、SiO亍等。4 “誰強顯誰性”是指形成鹽的酸和堿，若酸性強于堿性，則顯酸性，反 之顯堿性。題組沖關(guān)題組1鹽類水解的原理1 有關(guān)鹽類水解的說法不正確的是（）A .鹽類的水解過程破壞了純水的電離平衡B. 鹽類的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)C. 鹽類水解的結(jié)果使溶液不一定呈中性D. Na2CO3溶液中，Na是CO3-的 2倍【解析】 NazCO3溶液中CO2-發(fā)生水解，Na + /CO3-2?！敬鸢浮?D2. 下列各式中屬于正確的水解反應(yīng)離子方程式的是 （）A. NH： + H2

30、O一一 NH3 H2O+ H +B. S2-+ H2O H2S+ 2OH-C. CH3COOH + H2OCH3COO-+ H3O+D. CH3COOH + OH-CH3COO-+ H2O【解析】 A項為NH才水解的離子方程式；B項，應(yīng)該用兩步水解的離子 方程式表示；C是電離方程式，不是水解方程式；D是醋酸與可溶性強堿發(fā)生中 和反應(yīng)的離子方程式?！敬鸢浮?A3 .寫出下列鹽在水溶液中水解的化學方程式和離子方程式：NaF:(2) AICI 3： K2S:。(4)NH4NO3：。(5)NaCIO:?！窘馕觥?1)NaF為強堿弱酸鹽、F-發(fā)生水解；(2)AICl3為強酸弱堿鹽、32AI +發(fā)生水解；

31、(3)K2S為強堿弱酸鹽、S-發(fā)生水解；NH4NO3為強酸弱堿鹽、NH才發(fā)生水解；(5)NaCI0為強堿弱酸鹽、CIO-發(fā)生水解?！敬鸢浮?1)NaF+ H2OHF+ NaOHF_+ H2OHF+ 0H_(2) AICI 3+ 3出0 AI(OH) 3 + 3HCIAl3+ + 3H2OAI(OH) 3+ 3H +(3) K2S + H2O KHS + KOHS2_ + H2O HS_+ OH -(4) NH4NO3+ H2ONH3 H2O+ HNO3NH+ H2ONH3 H2O+ H +(5) NaCIO+ H2O一 HCIO + NaOHCIO _ + H2OHCIO + OH -【誤區(qū)警

32、示】 1 一般鹽類水解離子方程式的書寫可記為：水寫分子式，中間用可逆；一：_: ，后無沉J氣T出。2分清電離方程式和水解方程式的區(qū)別。題組2鹽類水解的規(guī)律4 下列物質(zhì)的水溶液，由于水解而呈酸性的是 ()A. NaHSO4B. Na2CO3CHClDAlCl 3【解析】 NaHSO4、HCl 在溶液中發(fā)生電離： NaHSO4=NaH SO24，HCI=H+ + Cl-,使溶液呈酸性，A、C均錯誤；Na2C03,為強堿弱酸鹽，其水 溶液呈堿性， B 不正確； AlCl 3為強酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性， D 正確?！敬鸢浮?D5相同物質(zhì)的量濃度的 NaCN 和 NaCl0 相比， NaCN 溶液的

33、pH 較大，則 下列關(guān)于同溫、同體積、同濃度的 HCN 和 HCl0 的說法中正確的是 ()A. 酸的強弱：HCNHCIOBpH： HCl0HCNC. 與NaOH恰好完全反應(yīng)時，消耗 NaOH的物質(zhì)的量：HCIO HCND. 酸根離子濃度：CN _v CIO-【解析】 相同物質(zhì)的量濃度的 NaCN 和 NaCIO 溶液， NaCN 溶液的 pH 較 大，說明CN-水解程度大，HCN酸性比HCIO弱。酸性越強，H + 越大，pH越 小。所以同溫度下同濃度的 HCN和HCIO, HCIO的pH小，溶液中CIO-大。 二者物質(zhì)的量相同，與 NaOH 恰好完全反應(yīng)時消耗 NaOH 一樣多?！敬鸢浮?D

34、6.現(xiàn)有 S2-、 SO23-、 NH4+、 AI3+、 HPO42-、 Na+、 SO24-、 AI(OH)4-、 Fe3+、HCO3、CI-等離子，請按要求填空：(1) 在水溶液中，該離子水解呈堿性的是 。(2) 在水溶液中，該離子水解呈酸性的是 。(3) 既能在酸性較強的溶液里大量存在，又能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有 。(4) 既不能在酸性較強的溶液里大量存在，又不能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有 ?！窘馕觥?(1)弱酸根離子水解溶液顯堿性， 即 S2-、 SO32-、 HPO24-、 AI(OH)433-、HCO-水解呈堿性。(2)NH +、AI +、Fe+屬于弱堿的陽離子

35、，水解后溶液呈酸性。(3)Na+、Cl-、SO4-是強酸的陰離子和強堿的陽離子，既能在強酸性又能在強堿性溶液中存在。HP。2-、HCO3屬于弱酸的酸式酸根離子，既能與強酸 又能與強堿反應(yīng)?！敬鸢浮?i)s2_、so3_、hpo4_、ai(oh)4、hco3(2)NH；、Al3+ Fe3 + (3)Na+ C、SO：-(4) HPO4、HCO3水解平衡的移動基礎(chǔ)初探1. 溫度：由于鹽類水解是吸熱過程，升高溫度可使水解平衡向右移動，水 解程度增大。2. 濃度：稀釋鹽溶液可使水解平衡向右移動，水解程度增大；若增大鹽的 濃度，水解平衡向右移動，但水解程度減小。3. 外加酸堿：加酸可抑制弱堿陽離子水解,

36、 加堿能抑制弱酸酸根離子水解。4. 兩種水解離子的相互影響。弱堿陽離子和弱酸陰離子在同一溶液中， 兩種水解相互促進,使兩種水解程 度都增大，甚至反應(yīng)完全。探究升華思考探究以水解平衡 CH3COO+ H2OCH3COOH + OH 為例。問題思考：(1) 請分析升高溫度對水解平衡有什么影響？【提示】 升高溫度，水解平衡向吸熱方向移動以減弱外界升高的溫度，由于水解是吸熱反應(yīng)，所以水解平衡右移，水解程度增大。(2) 當向溶液中加入CH3COONa固體時，水解平衡如何移動；當加水稀釋時， 水解平衡如何移動？【提示】 加入CH3COONa，為減弱溶液中CH3COO-的增大，平衡右移，但CH3CO0-的水

37、解程度減小。加水稀釋，為減弱各粒子濃度的減小，平衡會向粒子數(shù)目多的方向移動(水的濃度是常數(shù))，所以平衡右移，CH3C00-的水解程 度增大。(3) 當向溶液中加入鹽酸時，水解平衡如何移動；當向溶液中加入氫氧化鈉時，平衡如何移動？【提示】加入鹽酸時，為減弱溶液中0H -的減小，平衡右移，CH3C00的水解程度增大。加入氫氧化鈉時，為減弱0H -的增大，平衡向左移動，CH3C00-的水解程度減小。當向溶液中加入Na2C03時，平衡向哪個方向移動；當向溶液中加入NH4CI 時，平衡向哪個方向移動？【提示】 加入Na2C03時，由于C03-的水解類型與CH3C00-的相同，都 產(chǎn)生0H -,所以二者相

38、互抑制水解，平衡左移。加入 NH4CI，由于NH才水解類 型與CH3C00-的不同，NH才會水解出H +,二者相互促進水解，平衡右移。認知升華1. 外界因素對CH3C00Na溶液水解平衡的影響CH3C00Na 溶液的水解平衡：CH3C00- + H?0CH3C00H+ 0H平衡移動的方向CH3COO-CH3C00H0H -H+pH水解程度加熱右減小增大增大減小增大增大加水右減小減小減小增大減小增大加CH3C00H左增大增大減小增大減小減小加CH3C00Na右增大增大增大減小增大減小加 Na0H左增大減小增大減小增大減小加HCI右減小增大減小增大減小增大2弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進的情況

39、CH3C00_等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，仍是部分水解，書寫時仍用“ 一”表示。女口 NH4 + CH3C00+ H20CH3C00H + NH3 H20(2)Al3+和C03-或HC03、L、HS_、AI(0H)4等組成的鹽水解相互促進非 常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時用 =”表示。如Al3+ 3HC03 =AI(0H)3； + 3C02 to題組沖關(guān)1. 某溶液中FeCb的水解反應(yīng)已達平衡：FeCb+ 3出0Fe(0H)3 + 3HCI， 若要使FeCb的水解程度增大，應(yīng)采取的方法是()A 加入 CH3C00NaB 加入 AgN03C.加FeCl3固體D 降溫【解析】CH3

40、C00Na溶液顯堿性，能促進 FeCb的水解；AgN0 3溶液顯酸性，能抑制 FeCb的水解；力卩FeCl3固體，F(xiàn)eCb濃度增大，水解程度二n FeCb轉(zhuǎn)化n FeCl3初始x 100%，故FeCb水解程度減??；降溫使水解平衡逆向移動,FeCl3水解程度減小?！敬鸢浮?A2. Na2C03溶液在稀釋過程中，溶液中下列哪些量逐漸增大 ()A. H +B . 0H 一8亍C. PHD.hc03【解析】NazCO3溶液中COi-發(fā)生水解反應(yīng)：CO2-+ H20HC0 - + 0H -,加水稀釋，平衡向正反應(yīng)方向移動，但0H2 2C03- nC03-減小，則pH減小，因Kw不變，故H +增大；又因為

41、HC0- nHC0-所以該比值減小?！敬鸢浮?A3. 關(guān)于氯化銅水解的說法錯誤的是（）【導學號：05310126】A .增大氯化銅溶液的濃度、加水稀釋，平衡均向正方向移動B. 濃度為5 mol L一1和0.5 mol L的兩種CuCb溶液，其他條件相同時， Cu2+的水解程度前者比后者小C. 有50 C和20 C的同濃度的CuCl2溶液，其他條件相同時，Cu2+的水解 程度前者比后者小D. 為抑制Cu2+水解，較好地保存CuCl2溶液，應(yīng)加少量鹽酸【解析】 增大CuCl2的濃度，平衡正向移動，但水解程度減小，加水稀釋，平衡正向移動，水解程度增大，A、B均正確；水解是吸熱反應(yīng)，升高溫度，水2 2

42、解程度增大，C錯誤；Cu +水解顯酸性，增大 H +濃度可抑制Cu +的水解，D正確?！敬鸢浮?C4. NH4CI溶液中存在水解平衡：NH： + H2O-NH3H2O+ H*，當改變夕卜 界條件時，請完成下列空白：NH；NH3 H2OH +OH 一pH水解程度加熱加水通NH3加NH4CI通HCI加NaOH【解析】 加熱時，平衡向吸熱方向移動，水解反應(yīng)均為吸熱反應(yīng)，故加熱NH3 H20H + 時平衡正向移動；該反應(yīng)的水解常數(shù)K = NH才 ，加水、加NH3、加NH4CI、加HCI、加NaOH可歸結(jié)為改變反應(yīng)物或生成物的濃度，改變外界條件NH3 H2O H + 時，其濃度商Qc =nh才。若Qc=

43、 K,則平衡不移動；若QcK，貝U平衡逆向移動；若Qcv K，則平衡正向移動?！敬鸢浮繙p小增大增大減小減小增大減小減小減小增大增大增大增大增大減小增大增大減小增大增大增大減小減小減小增大減小增大減小減小減小減小增大減小增大增大增大第 32 頁第3課時鹽類水解原理的應(yīng)用i了解鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。2了解鹽類水解在化學實驗和科學研究中的應(yīng)用。3. 掌握溶液中離子濃度的大小比較問題。(重點)KEK1水解原理的應(yīng)用基礎(chǔ)初探1. 鹽類作凈水劑鋁鹽、鐵鹽等部分鹽類水解生成膠體，有較強的吸附性，常用作凈水劑。如明磯水解的離子方程式為：Al3+ 3出0AI(OH) 3 + 3H + 02. 熱堿水去油

44、污純堿水解的離子方程式為：C03 + H2OHCO3 + 0H ;加熱促進C02_的水解，溶液堿性增強亠去污能力增強。3. 鹽溶液的配制和保存配制、保存SnCI2或FeCl3等易水解的鹽溶液時，加入少量鹽酸的目的是抑 制Sn2+或Fe3+等的水解。Sn CI2在水溶液中水解生成沉淀，其化學方程式為：SnCl2 +H2O=Sn(OH)CIJ + HCI。探究升華思考探究(1) Na2CO3溶液能否保存于磨口玻璃瓶中？為什么？【提示】不能。Na2CO3水解顯堿性：CO2-+ H2OHCOT + OH-，玻璃中的成分SiO2與OH-發(fā)生反應(yīng)：SiO2+ 2OH- =SiO2-+ H2O。(2) 在水

45、溶液中AI 3+和 HCO3能否共存？【提示】不能共存。因為 AI3 +、HCO-相互促進水解，AI3+ 3HCO-=AI(OH)3 J + 3CO2 T。(3) 將 FeCI3溶液加熱、蒸干、灼燒，最后的固體殘留物是否是FeCb?【提示】最后的固體殘留物是F62O3。原因是：FeCb+ 3H2O Fe(OH)3+ 3HCI，升溫促進了 FeCb的水解，同時加熱使生成的HCI從溶液中逸出而產(chǎn)生大量的Fe(0H)3,蒸干后灼燒，又發(fā)生反應(yīng)：2Fe(OH)3=高溫=Fe2O3 + 3出0。(4) 在NH4CI溶液中加入鎂粉會有什么現(xiàn)象？解釋原因?！咎崾尽?鎂粉加入氯化銨的水溶液中有 H2產(chǎn)生。這是

46、因為氯化銨中NH才 水解而使溶液顯酸性：NH才 + H2O NH3H2O+ H +,金屬鎂將 H +還原，放出 H2: Mg + 2H +=Mg2 + + H2 T o(5) 在MgCl2溶液中混有少量FeCb，如何除雜？【提示】FeCb水解顯酸性，向混合溶液中加入MgO即可。認知升華鹽類水解的應(yīng)用1.判斷鹽溶液的酸堿性。2 .比較溶液中離子濃度的大小及判斷離子能否大量共存。3. 判斷鹽所對應(yīng)酸的相對強弱。4. 判斷加熱蒸干鹽溶液的產(chǎn)物。5. 金屬與某些鹽溶液反應(yīng)產(chǎn)生H2。6. 利用鹽的水解可以除去雜質(zhì)。題組沖關(guān)題組1鹽類水解的應(yīng)用1.下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無關(guān)的是()A. 純堿溶液去油污B

47、. 鐵在潮濕的環(huán)境下生銹C. 加熱氯化鐵溶液顏色變深D. 濃硫化鈉溶液有臭味【解析】 純堿水解，溶液顯堿性，有利于油脂的水解，A項與鹽類水解有 關(guān)；B項為鋼鐵的電化學腐蝕，與鹽類水解無關(guān)；C項溶液顏色變深是因為鹽類水解是吸熱反應(yīng)，加熱后生成 Fe(0H)3,濃度增大；D項溶液有臭味是因為硫化鈉水解后產(chǎn)生了少量的硫化氫【答案】B2 下列各組離子因發(fā)生水解反應(yīng)而不能大量共存的是 ()A. Ba2+、Cl-、Na+、SO4-B.Fe3+、K+C.H +、2 +FeD.H +、Na+0【解析】 A項，Ba2 2【解析】Na2S溶液中存在S-的水解反應(yīng)：第一步：S - + H2OHS-+ OH-；第二步

48、：HS-+ H2OHS+ OH-,滴加NaOH溶液使上述平衡左 移，抑制S2-的水解。(2)FeSO4(溶液)中，F(xiàn)e2+易被空氣氧化為Fe3+： 12Fe2+ + 3O2 + 6H2O=8Fg+ 4Fe(OH)3這樣，加入鐵粉，可使 Feb轉(zhuǎn)化為 Fe2+： 2F$ 2+與SO4-反應(yīng)生成BaS04沉淀，不能大量共存；B項, Fe+ + Fe=3Fe+，加入H2SO4可防止Fe(OH)3沉淀的生成。同時Fe +又能發(fā)生水解反應(yīng)：Fe+ 2H2OFe(OH)2 + 2H +，加入H2SO4可抑制F +的水解。+與HCO-因水解相互促進反應(yīng)而生成沉淀和氣體，不能大量共存； C項，酸 性條件下，N

49、O-與Feb因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存；D項，H +與C03- 因生成揮發(fā)性氣體而不能大量共存?！敬鸢浮緽3. (1)配制Na2S溶液要滴加幾滴NaOH溶液的理由是：。(2)配制FeSO4(溶液)時，常加入少量的鐵粉，目的是：常加入少量H2SO4，目的是【答案】（1）抑制s2+的水解使Fe3+轉(zhuǎn)化為F0反應(yīng)掉氧化生成的Fe（0H）3，抑制Fe2*的水解題組2鹽溶液蒸干產(chǎn)物的判斷4 下列溶液在蒸發(fā)皿中加熱蒸干灼燒后，不能得到溶質(zhì)固體的是（）A. NaCIB. Al2（SO4）3C. Na2SO4D. KMnO4【解析】B 項，Al2（SO4）3 溶液中存在 Al2（SO4）3+ 6H2O-2AI（OH）3 +3H2SO4, H2SO4為高沸點酸，難揮發(fā)，故加熱時最后得到 Al2（SO4）3；C項，N&SO4 不水解，蒸干后得到Na2SO4固體；D項，加熱時：2KMnO4=K2MnO4+ MnO2 + O2 t o【答案】D5. 將下列固體溶于水，再將其溶液加熱蒸發(fā)，結(jié)晶后灼燒，能得到化學組成與原固體物質(zhì)相同的是（）