化學(xué)選修四 弱點(diǎn)解質(zhì)的電離平衡 鹽類的水解

第三章物質(zhì)的水溶液中的行為第2節(jié)弱點(diǎn)解質(zhì)的電離平衡鹽類的水解知識(shí)點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡

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欄目鏈接1．電離平衡的特征。(1)弱：存在于弱電解質(zhì)的溶液里；(2)等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成該分子的速率；(3)定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液里離子濃度和分子濃度都保持不變(不隨時(shí)間變化，但不一定相等)；(4)動(dòng)：電離平衡屬于動(dòng)態(tài)平衡，即平衡時(shí)，分子電離速率等于離子結(jié)合成該分子的速率，但都不等于0；

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(5)變：外界條件(如溫度、濃度、外加試劑等)發(fā)生變化時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)，在新的條件下，重新建立新的平衡(可用勒·夏特列原理判斷)。電離平衡移動(dòng)只會(huì)“減弱”這種改變，但不能“抵消”這種改變。2．影響電離平衡的因素。電離平衡是一個(gè)吸熱過(guò)程，主要受溫度、濃度的影響。對(duì)于CH3COOH

CH3COO－＋H＋，外界條件改變對(duì)該平衡的影響：

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欄目鏈接例1

(雙選)欲使醋酸溶液中的CH3COO－濃度增大，且不放出氣體，可向醋酸中加入少量固體(

)A．NaOH

B．NaHCO3C．CH3COOK

D．Mg

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欄目鏈接解析：A項(xiàng)由于加入NaOH會(huì)減少H＋的物質(zhì)的量，使平衡向右移動(dòng)；C項(xiàng)由于加入CH3COOK會(huì)增加CH3COO－的物質(zhì)的量，故A、C兩項(xiàng)均可以。B項(xiàng)中加入NaHCO3會(huì)降低H＋的物質(zhì)的量濃度，使平衡右移，但產(chǎn)生了CO2；D項(xiàng)中加入Mg會(huì)降低H＋的物質(zhì)的量濃度，使平衡右移，但產(chǎn)生了H2，故B、D兩項(xiàng)錯(cuò)誤。答案：AC

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欄目鏈接?變式訓(xùn)練1．(2013·上海卷)H2S水溶液中存在電離平衡H2S

H＋＋HS－和HS－

H＋＋S2－。若向H2S溶液中(C)A．加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大B．通入過(guò)量SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH值增大C．滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng)，溶液pH值減小D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小

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欄目鏈接解析：加水稀釋促進(jìn)硫化氫電離，但氫離子濃度減小，故A項(xiàng)錯(cuò)誤；SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移動(dòng)，H2O＋SO2===H2SO3，亞硫酸酸性大于氫硫酸，所以溶液的pH減小，故B項(xiàng)錯(cuò)誤；Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，平衡向左移動(dòng)，鹽酸的酸性大于氫硫酸，所以溶液的pH減小，故C項(xiàng)正確；CuSO4＋H2S===H2SO4＋CuS↓，硫酸的酸性大于氫硫酸，所以氫離子濃度增大，故D項(xiàng)錯(cuò)誤。知識(shí)點(diǎn)二電離平衡常熟

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欄目鏈接1．概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示(酸用Ka表示，堿用Kb表示)。2．表示方法：AB

A＋＋B－，K＝

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欄目鏈接溫馨提示

弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達(dá)式中的[A＋]、[B－]和[AB]均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值，并不是直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值；并且在溫度一定時(shí)，其電離常數(shù)就是一個(gè)定值。(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)。例如：CH3COOH

CH3COO－＋H＋，

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(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)。多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離常數(shù)，通常用Ka1、Ka2、Ka3等來(lái)分別表示。例如：

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欄目鏈接多元弱酸各步電離常數(shù)大小的比較為Ka1?Ka2?Ka3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離所決定。多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相類似，但多元弱堿的電離可寫成一步，如：Fe(OH)3

Fe3＋＋3OH－。

3.電離平衡常數(shù)的意義。(1)電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。Ka值越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。

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欄目鏈接解析：電離平衡常數(shù)大小可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，K(多元弱酸則比較Ka1)越小，其電離程度越小，[H＋]越小，題中4.9×10－10最小，則HCN酸性最弱，[H＋]最小。答案：C

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欄目鏈接?變式訓(xùn)練2．已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2NaCN＋HF===HCN＋NaFNaNO2＋HF===HNO2＋NaF

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欄目鏈接由此可判斷下列敘述中不正確的是(B)A．K(HF)＝7.2×10－4B．K(HNO2)＝4.9×10－10C．根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出結(jié)論D．K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)

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欄目鏈接解析：相同溫度下的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的條件之一。根據(jù)三個(gè)反應(yīng)可知三種一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐F>HNO2>HCN，由此可判斷：K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其對(duì)應(yīng)數(shù)據(jù)依次為：K(HF)＝7.2×10－4，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(HCN)＝4.9×10－10。知識(shí)點(diǎn)三鹽類水解的實(shí)質(zhì)、類型和規(guī)律

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欄目鏈接1．鹽類水解的定義。在溶液中鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫做鹽類水解。2．鹽類水解的實(shí)質(zhì)。在溶液中，由于鹽電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)，顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程，為吸熱過(guò)程。

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欄目鏈接3.鹽類水解的類型和規(guī)律。判斷鹽類能否水解及水解后溶液的酸堿性要看組成鹽的離子所對(duì)應(yīng)的酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱，其水解的規(guī)律是：有弱才水解，無(wú)弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。例如(具體分析如下表)：

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(2)酸式鹽溶液是顯酸性還是顯堿性，要看其電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。若電離能力比水解能力強(qiáng)(如NaHSO3、NaH2PO4)，則水溶液呈酸性，NaHSO4只電離不水解也顯酸性；若水解能力超過(guò)電離能力(如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS)，則水溶液顯堿性。4．鹽類水解離子方程式的書寫技巧。(1)鹽類的水解的離子方程式一般應(yīng)用“”連接，并且水解生成的弱電解質(zhì)即使是難溶或易揮發(fā)不穩(wěn)定的物質(zhì)也應(yīng)寫其化學(xué)式，且不標(biāo)“↑”“↓”等狀態(tài)符號(hào)。

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欄目鏈接?變式訓(xùn)練3．常溫下，物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ溶液的pH值依次為8、9、10，則下列表達(dá)式錯(cuò)誤的是(D)A．Z－＋H2O

HZ＋OH－B．HY＋H2O

H3O＋＋Y－C．常溫下，電離度：HX＞HY＞HZD．X＋HZ

HX＋Z－

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欄目鏈接解析：常溫下，物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ溶液的pH值依次為8、9、10，則溶液呈堿性，說(shuō)明X－、Y－、Z－離子水解，離子水解方程式為：Z－＋H2O

HZ＋OH－，故A正確；X－、Y－、Z－離子水解，對(duì)應(yīng)酸HX、HY、HZ都是弱酸，存在電離平衡，寫成水合氫離子的電離方程式為：HY＋H2O

H3O＋＋Y－，故B項(xiàng)正確；水解程度大小為X－＜Y－＜Z－，依據(jù)水解規(guī)律越弱越水解分析判斷，對(duì)應(yīng)酸HX、HY、HZ酸性強(qiáng)弱為：HX＞HY＞HZ；電離度HX＞HY＞HZ，故C項(xiàng)正確；酸性：HX＞HZ弱酸一般不可以制強(qiáng)酸，故D項(xiàng)錯(cuò)誤。知識(shí)點(diǎn)四影響鹽類水解的因素

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欄目鏈接1．鹽類水解平衡。當(dāng)水解速率與中和反應(yīng)速率相等時(shí)，處于水解平衡狀態(tài)。若改變條件，水解平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)，遵循勒·夏特列原理。2．實(shí)驗(yàn)探究——水解平衡的移動(dòng)。

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欄目鏈接CH3COONa和NH4Cl溶液中的水解平衡在下列情況下的移動(dòng)情況及水解程度變化見下表：

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欄目鏈接3.實(shí)驗(yàn)結(jié)論——影響鹽類水解平衡的因素。主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱)，水解程度就越大。另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。(2)濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。

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(3)外加酸堿：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。例如水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移動(dòng)而促進(jìn)水解，若加酸則抑制水解。下面具體分析不同條件對(duì)FeCl3和CH3COONa水解平衡的影響情況。①Fe3＋＋3H2O

Fe(OH)3＋3H＋(正反應(yīng)吸熱)：

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欄目鏈接②CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))：

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欄目鏈接知識(shí)點(diǎn)五鹽類水解的應(yīng)用

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欄目鏈接1．需抑制鹽類水解的應(yīng)用實(shí)例。(1)配制鹽溶液。如在配制FeCl3溶液時(shí)，由于Fe3＋的水解使溶液渾濁而得不到澄清溶液，故在配制時(shí)，要加入一定量的鹽酸來(lái)抑制Fe3＋的水解。同樣在配制FeSO4、SnCl2等溶液時(shí)，也需要加入相應(yīng)的酸來(lái)抑制水解。FeSO4易被空氣中O2氧化，故配制FeSO4溶液還需加入量鐵屑。

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(2)分析某些鹽的制備方法。如AlCl3的制備，不能通過(guò)加熱溶液、濃縮結(jié)晶的方法，因?yàn)闇囟壬?，水解程度增大，生成Al(OH)3，若繼續(xù)加熱灼燒，Al(OH)3將分解生成Al2O3。2．需促進(jìn)鹽類水解的應(yīng)用實(shí)例。(1)制備Fe(OH)3膠體。

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(2)鹽的凈水作用。用明礬凈水的原理是Al3＋發(fā)生水解反應(yīng)：Al3＋＋3H2O

Al(OH)3(膠體)＋3H＋，生成絮狀的氫氧化鋁膠體，能吸附水中的懸浮物，從而使水澄清。(3)純堿溶液去污。油污主要是酯類物質(zhì)，Na2CO3水解使溶液顯堿性，堿性條件下酯類易水解生成溶于水的醇和羧酸鈉，加熱使Na2CO3水解程度增大，溶液堿性增強(qiáng)，故熱的純堿溶液洗滌效果比冷的好。

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欄目鏈接例5下列事實(shí)不屬于鹽類水解應(yīng)用的是(

)A．明礬、氯化鐵晶體常用于凈水B．實(shí)驗(yàn)室通常使用熱的純堿溶液去除油污C．實(shí)驗(yàn)室配制FeCl3溶液時(shí)加入少量稀鹽酸D．實(shí)驗(yàn)室制氫氣時(shí)加入CuSO4可加快反應(yīng)速率

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欄目鏈接解析：A項(xiàng)，Al3＋、Fe3＋均能發(fā)生水解；B項(xiàng)，熱純堿液堿性強(qiáng)，容易使油脂水解；C項(xiàng)，加入HCl可抑制FeCl3水解；D項(xiàng)，Zn與置換出來(lái)的Cu在電解質(zhì)溶液中構(gòu)成原電池，與鹽類水解無(wú)關(guān)。答案：D

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欄目鏈接?變式訓(xùn)練5．下列問題與鹽的水解