弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲.doc

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1、【精品文档】如有侵权，请联系网站删除，仅供学习与交流弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲.精品文档. 弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容 弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的 1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程 2. 了解电离平衡常数和电离度 3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写 4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习 教学重点、难点 盐类水解的过程四. 知识分析（一）、弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡 （1）研究对象：弱电解质 （2）电离平衡的建立：CH3COOHCH3COO + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓

2、度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 （4）电离平衡的特点： 动：v电离=v结合、 定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 2. 电离平衡常数 （1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。 （2）表达式：CH3COOHCH3COO + H+ Ka = CH3COOH+/ CH3COOH 注：弱酸的电离常数越大，H+越大，酸性越强；反之，酸性越弱。 H3PO4H2PO4 + H+ Ka1 = 7.1 103molL1 H2

3、PO4HPO42 + H+ Ka2 = 6.2 108molL1 HPO42PO43 + H+ Ka3 = 4.5 1013molL1 注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3H2ONH4+ + OH Kb=NH4+OH/NH3H2O室温：Kb（NH3H2O）= 1.7 105molL1 3. 电离度 =已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数 100 注：同温同浓度，不同的电解质的电离度不同 同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。 4. 影响电离平衡的因素 内因：电解质本身的性质 外因：（符合勒夏特

4、列原理） （1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响） （2）浓度： 加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。 加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。 加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。 思考：25，0.1mol/L醋酸溶液中，CH3COOHCH3COO+ H+，请填下表：移动方向n(H+)molH+mol/LpH导电能力加水向右增大减小增大减小加冰醋酸向左增大增大减小增大升温向右增大增大减小增大加醋酸钠固体向左减小减小增大增大加少量NaOH固体向右减小减小增大增大

5、加少量Na2CO3向右减小减小增大增大通入HCl向左增大增大减小增大 【实验探究】用pH试纸测定浓度均为0.1molL-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3等溶液的pH值。 实验结果：呈中性的：NaCl、KNO3；而有的显酸性：NH4Cl、Al2(SO4)3； 有的显碱性：CH3COONa、Na2CO3 为什么？（二）盐类的水解 1. 盐类水解的概念 （1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO ； H2OOH+H+；CH3COO+H+CH3COOH 即：CH3COO+H2OCH3COOH + OH 故：溶

6、液中OHH+，溶液显碱性。 NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4+ + Cl； H2OOH+H+；NH4+ + OHNH3H2O 即：NH4+ + H2O NH3H2O + H+ 故：溶液中H+OH，溶液呈酸性。 （2）定义：盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。 （3）实质：破坏水的电离平衡。 （4）规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性”。 （5）多元弱酸酸根离子的水解分步进行：CO32 + H2OHCO3 + OHHCO3+ H2OH2CO3 + OH （很小，可忽略）

7、 多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示：Al3+ +3H2OAl(OH)3+3H+ 【说明】 水解反应一般程度都很小，水解产物很少，无明显沉淀、气体生成。 2. 水解平衡的移动 （1）影响盐类水解平衡的因素 内因：盐本身的性质， 组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。 外因：温度：升高温度，平衡向水解的方向移动盐类的水解是吸热反应。 思考：为什么热的纯碱溶液去污效果比冷的好？ 盐溶液的浓度：盐溶液的浓度越小，盐就越易水解，加水稀释促进盐溶液的水解，平衡正方向移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。 溶液的酸碱性：加酸，抑制弱碱阳离子的水解；加碱，抑

8、制弱酸根离子的水解。 思考：水解反应CH3COO + H2O CH3COOH + OH，现有0.1molL的醋酸钠溶液，当下列条件改变时，将有关内容填入空格中：改变条件平衡移动方向水解程度OHpH加水向右增大减小减小通HCl气体向右增大减小减小加入少量NaOH向左减小增大增大加入少量醋酸钠向左减小增大增大加热向右增大增大增大 （2）某些弱酸弱碱盐双水解 泡沫灭火器的灭火原理： 3HCO3+Al3+=Al(OH)3 +3CO2 Al2S3：Al2S3 +6H2O = 2Al(OH)3+3H2S 3. 水解原理的利用：明矾做净水剂：Al3+ +3H2OAl(OH)3 + 3H+ 热碱水洗油污：CO

9、32- + H2OHCO3 + OH 配制FeCl3溶液，SnCl2溶液，向其中滴入盐酸，抑制离子水解： Fe3+的水解：Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+ Sn2+的水解：Sn2+ + H2O + ClSn（OH）Cl + H+【典型例题】 例1. 下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（ ） A. 弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值 B. 弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，常数只与弱电解质的本性及外界温度有关 C. 同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱。 D. 多元弱

10、酸的各级电离常数是逐级减小的，且差别很大 解析：弱电解质的电离平衡常数是达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值。这个比值必须是达到电离平衡时的，而不是其它任意时刻的。弱电解质的电离平衡常数是由弱电解质的本性决定的，并且受外界温度的影响。同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性也越强。 对于某一特定弱电解质，温度越高电离平衡常数越大。多元弱酸是分步电离的，其各级电离常数是逐级减小的且差别很大。 答案：BD点评：本题考查电离平衡常数的概念 例2. 在CH3COOHCH3COO-+H+电离平衡时，要使电离平衡右移且H+浓度

11、增大，应采取的措施是（ ） A. 加NaOH 固体 B. 加入少量盐酸 C. 加水 D. 升高温度 解析：对于醋酸电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+ ，要使电离平衡右移且H+浓度增大，根据题目中提供的选项：加NaOH能消耗H+ ，从而使电离平衡右移但是氢离子浓度减小；加入少量盐酸，因增大H+，从而使平衡左移；当加水稀释溶液时，平衡右移，但由于稀释作用使得氢离子浓度减小；醋酸的电离吸热，升高温度，平衡右移且氢离子浓度增大 。 答案：D 点评：影响电离平衡的因素很多，处理问题要看什么条件 例3. 下列关于盐的水解的叙述中，正确的是（ ） A. 盐类的水解过程是中和反应的逆过程，是吸热过程

12、B. 易水解的盐溶于水后，都抑制了水的电离 C. 易水解的盐溶液中，水电离出的以游离态存在的H+和OH-的浓度永远相等 D. 易水解的盐溶液肯定不是中性的 解析：盐类的水解过程是中和反应的逆过程，中和反应都是放热反应，所以盐类的水解过程都是吸热过程；易水解的盐溶于水后，弱离子会结合水电离出H+或OH-，都是促进而不是抑制水的电离；易水解的盐溶液中，水电离出的H+或OH-要与弱酸酸根离子或弱碱阳离子结合，两者浓度不一定相等；易水解的盐溶液也可能是中性的，如弱酸弱碱盐中，阴阳离子的水解程度相同，容液中的H+和OH-相等而呈中性。 答案：A 点评：本题考查盐类水解的概念 例4. 在Na2CO3溶液中

13、，下列离子浓度关系不正确的是（ ） A. c(Na+)c(CO32-)c(HCO3-)c(OH-) B. c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-) C. c(Na+)=2c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(H2CO3) D. c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+ 2c(H2CO3) 解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3全部电离，Na2CO3 = 2Na+ + CO32-,且存在着水解平衡：CO32-+H2O HCO3-+ OH-，HCO3-+H2O H2CO3+ OH-。 因水解是微弱的，故c(Na+)c(CO32-)c(O

14、H-) c(HCO3-)，则A错误。 根据溶液中电荷守恒，可得c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)，故B正确。由元素守恒可得出C正确。溶液中的OH-全来自于H2O的电离，而水电离出的H+在溶液中以H+、HCO3-和H2CO3的形式存在.由于水电离出的H+和OH-是相等的，水电离出的H+的浓度为c(H+)、c(HCO3-)和 2c(H2CO3)的和，即H+守恒，可知D答案正确。 答案：A 点评：判断离子浓度大小需要综合电离、水解等知识，还要利用各种守恒关系来灵活推断。一、选择题 1. 对某弱酸溶液加热时，下列叙述错误的是（ ） A. 弱酸的电离平

15、衡右移B. 弱酸分子的浓度减小C. 溶液的c(OH-)增大D. 溶液的导电性增强 2. 用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积.等物质的量浓度的 NaOH溶液，NaOH恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是（ ）A. V1V2B. V1n B. m=n C. mNH4+H+OH- B. NH4+ SO42-=Na+OH-H+ C. Na+SO42-NH4+OH-H+ D. Na+NH4+H+ = 2SO42-+ OH-二. 填空题 11. 甲.乙两瓶氨水的浓度分别为1molL-1 和0.1molL-1 ，则甲乙两瓶氨水中OH-之比_10(

16、填“大于”“等于”或“小于”)。请说明理由：_。 12. 在a、b两支试管中分别放入形态相同、质量相等的一颗锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和醋酸。填写下列空白： （1）a、b两支试管中的现象相同点是；不同点是。原因是。（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是ab（填，或，下同），反应完毕后生成气体的总体积是ab，原因是。 13. 现有NH4Cl和氨水组成的混合液： （1）若溶液中pH=7，则该溶液中NH4+ _Cl-(填“”“7，则该溶液中NH4+ _Cl-。 （3）若NH4+;=;开始盐酸中H+浓度大，反应快，但醋酸虽然慢，随反应的进行不断电离出H+，因与盐酸等浓度、等体积，故最后产生的氢气一样多。 13. （1） （2） (3) 14. 产生白色沉淀，溶液由红色变为无色；CO32水解呈碱性使酚酞变红，CO32-+H2O HCO3-+ OH-，加入BaCl2后，CO32转化为BaCO3沉淀，溶液中只有NaCl和BaCl2，呈中性。