鲁科版《化学反应原理》《弱电解质的电离盐类的水解》创新学案1.docx
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鲁科版《化学反应原理》《弱电解质的电离盐类的水解》创新学案1
第2节弱电解质的电离盐类的水解
【学习目标】
1、知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响
2、知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要应用
一．弱电解质的电离平衡
1、电离平衡：
在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（1）电离平衡的建立可用下图表示如下：
（2）电离平衡状态的特征
动：
电离平衡是动态平衡，即弱电解质分子电离成离子的过程和离子重新结合成弱电解质分子的过程仍在进行，而没有停止。
等：
弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
或者说，单位时间里电离的分子数和离子重新结合生成的分子数相等。
定：
在溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持不变。
变：
电离平衡状态的存在是有条件的，当支持电离平衡状态的条件（如温度、浓度）改变以后，电离平衡就会从原来的平衡状态变化为新条件下的新的电离平衡状态，这种变化又叫做电离平衡的移动。
2、电离平衡常数：
（1）定义：
在一定条件下达到时，电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
（2）表达式：
弱酸在水中的电离常数通常用表示。
例如：
CH3COOHCH3COO-+H+
弱碱在水中的电离常数通常用表示。
例如：
NH3·H2ONH4++OH-
（3）意义：
电离平衡常数表征了弱电解质的能力，根据相同温度下电离常数的大小，可以判断弱电解质电离能力的。
Ka（HCN）＝6.2×10-10mol·L-lKa（CH3COOH）＝1.7×10-5mol·L-1
Ka（HF）＝6.8×10-4mol·L-1这三种酸的酸性由强到弱的顺序是
（4）影响电离平衡常数的因素——温度
电离平衡常数服从化学平衡常数的一般规律，它受影响，与溶液的无关。
一定时，弱电解质具有确定的。
（5）多元弱酸、弱碱电离的特点
①只在水溶液中电离，在熔融状态不电离（全部是共价化合物）
②电离是可逆的，且电离的趋势很小
③电离分步（分级）进行，如写出H3P04（三元中强酸，弱电解质）的电离情况——电离方程式和电离常数：
第一步（级）电离：
H3P04Ka1=
第二步（级）电离：
H2P04-Ka2=
第三步（级）电离：
HP042-Ka3=
④各级电离的难易程度不同，电离级数越大电离越，各级电离常数逐渐减小且相差很大，溶液的酸、碱性主要由第一步电离的结果所决定。
3、影响电离平衡的因素：
（1）内因：
电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
（2）外因——无论电离平衡如何移动，只要温度不变，弱电解质的电离平衡常数就不变
①温度：
电离是吸热过程，升高温度，促进电离，电离平衡移,溶液中离子浓度，溶液的导电性。
②浓度：
增大弱电解质的浓度，电离平衡移，但电离度；溶液中离子浓度，溶液的导电性。
加水稀释，电离平衡移，电离度；溶液中离子浓度，溶液的导电性。
③同离子效应：
加入含有与弱电解质相同离子的强电解质，使电离平衡移，溶液中离子浓度，溶液的导电性。
④化学反应：
加入能够与弱电解质产生的离子发生反应的某种物质，使电离平衡移，电离程度。
4、电离度
（1）定义
弱电解质在水中的电离达到时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率，称为电离度。
用表示。
（2）表达式α=
（3）意义：
电离度实质上是平衡转化率的一种。
电离度表示弱电解质在水中的电离程度，电离程度越大，酸或碱就越强（既酸碱的强弱取决与电离程度的大小）
（4）影响因素：
①温度相同、浓度相同时，不同弱电解质的电离度是不同的。
②同一弱电解质在温度不同时，电离度不同。
温度升高，电离度
③同一弱电解质浓度不同，电离度不同。
溶液越稀，电离度越。
④加入酸、碱，影响电离度的大小。
如向弱酸中加入强酸，弱酸的电离度，若加入强碱，弱酸的电离度。
【巩固练习】
1、以0．1mo1·L-1的CH3COOH为例（CH3COOHCH3COO-+H+），当改变条件，其平衡移动方向、ka、n（H+）、电离度（α）、导电性变化如下图所示：
2、以0．1mo1·L-1的NH3·H2O为例，讨论当改变条件，其平衡移动方向等的变化
平衡移动方向
C（NH3·H2O）
C（NH3·H2O）
C（NH4+）
C（OH-）
C（H+）
PH
导电性
蒸馏水
同浓度氨水
NH4Cl晶体
NaOH固体
通氨气
降温
2．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如右图所示，则：
（1）“0’点导电能力为0的理由是。
（2）a、b、c三点溶液pH由小到大的顺序是。
（3）a、b、c三点中电离程度最大的是。
（4）若使c点溶液中c（CH3COO-）增大，溶液pH也增大，可
采取的措施有。
（要求类别不同，有几种写几种）
3、在氨水中加入少量固体NH4Ac后,溶液的pH值将（）
A.增大B.减小C.不变D.无法判断
4、已知在室温时,醋酸的电离度约为2.0%,其Ka=1.75×10-5,该醋酸的浓度（mol·L-1）是（）
A.4.0B.0.044C.0.44D.0.005
二、盐类的水解
由课本P94（活动探究）思考：
这些盐既不能电离出H+，也不能电离出OH-，它们的水溶液有的显酸性，有的显碱性，有的显中性，溶液之所以显示酸性或碱性，是由于[H+]和[OH-]不相等，最初由水电离出相等浓度的OH-和H+，是谁打破了这一等量关系？
它是如何改变[H+]或[OH-]的？
1、盐类水解的原理
分析：
CH3COONa溶液的酸碱性:
CH3COONa的电离方程式水的电离方程式
发生反应的离子是对水的电离平衡的影响
溶液中[H+][OH-]的大小溶液呈
水解的离子方程式
NH4Cl溶液的酸碱性:
NH4Cl的电离方程式水的电离方程式
发生反应的离子是对水的电离平衡的影响
溶液中[H+][OH-]的大小溶液呈
水解的离子方程式
NaCl溶液的酸碱性:
NaCl的电离方程式水的电离方程式
发生反应的离子是对水的电离平衡的影响
溶液中[H+][OH-]的大小溶液呈
（1）盐类水解的定义：
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成的反应，叫做盐类的水解。
（2）盐类水解的实质：
盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使[H+]≠[OH-]。
（3）盐类的水解与盐溶液酸碱性的关系：
强碱弱酸盐水解，溶液呈强酸弱碱盐水解，溶液呈
强碱强酸盐不水解，溶液呈
（4）水解规律：
有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解，
越弱越水解，谁强显谁性，都强显中性。
（5）盐类水解后生成酸或碱，可以看作是酸碱中和反应的逆反应，是反应。
[练习]
1、判断下列盐溶液的酸碱性:
1AlCl3呈性②（NH4）2SO4呈性③CH3COONa呈性
④K2SO4呈性⑤Na2S呈性⑥NaHCO3呈性
⑦KAl（SO4）2呈性
2、NaXNaYNaZ三种盐溶液的pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ酸性由强到弱的顺序是：
（6）盐类水解的表示方法：
用化学方程式表示：
盐+水酸+碱
用离子方程式表示：
弱酸根离子（弱碱、阳离子）+水弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）
注意：
①一般盐的水解程度很小，用“”，且不写“↑”或“↓”，生成物易分解的不写分解式，如NH3H2O、H2CO3等。
CH3COONa水解的化学方程式
离子方程式
NH4Cl水解的化学方程式
离子方程式
②多元弱酸盐的水解方程式：
分步写，以第一步为主。
Na2CO3的水解离子方程式：
（主要）、
同浓度的Na2CO3、NaHCO3，PH大
③多元弱碱盐的水解离子方程式：
一步写：
Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
2、水解平衡的移动
（1）水解平衡：
盐类的水解反应一般是可逆反应，在一定条件下形成化学平衡，该化学平衡通常叫水解平衡。
（2）盐类水解平衡的影响因素：
内因：
盐本身的性质（越弱越水解）
外因：
①温度：
水解吸热，升温促进水解，水解平衡，水解程度
②浓度：
稀释，促进水解，水解程度，溶液的酸碱性。
增大，水解平衡向右移动，水解程度，溶液的酸碱性
③外加酸碱：
加入酸可以抑制弱碱阳离子的水解，促进阴离子水解。
加入碱可以抑制弱酸酸根离子的水解，促进阳离子水解。
小结：
越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
【例】①往盛有0.01mol·L-1CH3COONa溶液的试管中滴加一滴酚酞溶液，将试管在酒精灯上加热，现象，原因。
②向试管中加入少量氯化亚锡固体，注入适量蒸馏水，待溶液中产生白色沉淀后，加入一定量的盐酸，现象，原因：
。
③讨论在下列情况下CH3COONa溶液和NH4Cl溶液中的水解平衡将如何移动，水解程度有何变化？
a：
增加溶液中溶质的量，使盐的浓度加倍；
b：
将盐的浓度稀释为原来的一半；
c：
微微加热溶液；
d：
向溶液中滴加少量浓盐酸；
e：
向溶液中滴加少量浓NaOH溶液；
3、双水解互相促进反应
以上是单一离子水解，如果同时存在弱酸根离子和弱碱阳离子，那么结果会怎样？
交流·研讨：
泡沫灭火器的反应原理
（1）完全双水解——用“=”表示
NaHCO3溶液中存在：
Al2（SO4）3溶液中存在：
二者混合后，两个水解反应生成的H+和OH—结合成水，促使两个水解平衡都向右移动，导致水解反应进行彻底，总反应式为：
3HCO3—+Al3+=Al（OH）3↓+3CO2↑
注意：
①上述反应我们称之为完全双水解，其水解程度完全，故写其化学方程式时用“=”表示，产生的气体和沉淀分别用↓、↑表示。
②常见离子间发生完全双水解反应的有Al3+与S2—、HS—、CO32—、HCO3—、SO32-、HSO3-、[Al（OH）4]—、CH3COO-等，与上述阴离子发生完全双水解的阳离子还有Fe3+。
③该类物质在水中不能存在，也不能通过水溶液中的离子反应来制取，例Al2S3，只能由铝和硫加热制取，原因：
（2）不完全水解——用表示
还有一些水解后性质不同的盐（如CH3COONa和NH4Cl）混合时（生成弱酸弱碱盐），由于两个水解反应生成的H+和OH—结合成水，促使两个水解平衡都向右移动，但促进不彻底，两种离子仍可大量共存，故仍用可逆号。
总反应式为
注意：
1、该类反应最常见的是NH4+与S2—、HS—、CO32—、HCO3—、SO32-、HSO3-、CH3COO-等的反应，但NH4+与[Al（OH）4]—、SiO32-、ClO3-等却可发生完全水解反应
2、可发生完全双水解的弱碱阳离子和弱酸阴离子不能大量共存，也不能在水溶液中制取
3、可发生不完全双水解的弱碱阳离子和弱酸阴离子虽可发生双水解互相促进反应，但仍可大量共存
4、弱酸的酸式盐：
（1）既有电离趋势，又有水解趋势，溶液的酸碱由这两种趋势的相对大小决定。
（2）呈酸性的酸式盐只有三种：
NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4
5、影响水的电离的因素
（六）盐类水解的利用
1.化肥的混合施用：
铵态氮肥不能与草木灰混合施用，为什么？
2.明矾净水：
____________________________________________________
3.泡沫灭火器原理：
______________________________________________
4.判断溶液的酸碱性
5.判断离子共存
6.胶体的制备：
简述制取氢氧化铁胶体的步骤并写出反应的化学方程式
7.配制溶液：
实验室配制和储存易水解的盐溶液：
配制FeCl3溶液时加入防止水解；配制CuSO4溶液时加入少量硫酸，防止铜离子水解
例如0.1mol·L-1的K2CO3溶液中，由于CO32-的水解，使得c（CO32-）<0.1mol·L-1。
如果要使c（CO32-）更接近于0.1mol·L-1，可以采取的措施是（）
A.、入少量的盐酸B、加入适量的水C、加入适量的KOHD、加热
8、将FeCl3、AlCl3等溶液蒸干不能制得纯净的盐
9、某些试剂的实验室贮存：
如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
（原因：
这些盐水解后溶液呈碱性）
10、向MgCl2、FeCl3的混合液中加入MgO除去FeCl3（使水解平衡右移）
专题一：
溶液中离子浓度大小比较规律
①多元弱酸溶液中的离子浓度的大小比较，根据多步电离分析。
如：
磷酸溶液中，c（H+）、c（H2PO4-）、c（HPO42-）、c（PO43-）的大小关系是_________
②多元弱酸的正盐溶液中离子浓度的大小，根据弱酸根离子的分步水解分析。
如：
Na2CO3溶液中c（Na+）、c（CO32-）、c（HCO3-）、c（OH-）之间关系是____________
③不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素。
如：
a.NH4Clb.CH3COONH4c.NH4HSO4中c（NH4+）由大到小的顺序是__________
④混合溶液中各种离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
A.pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后，所得溶液中各种离子浓度大小关系是______________________________________________。
B.在20mL0.1mol·L-1的氨水中加入0.1mol·L-1的盐酸至溶液的pH=7，溶液中各种离子浓度的大小关系是______________；所加盐酸的体积______20mL（填“大于”、“等于”或“小于”）。
⑤溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒
A.电荷守恒：
电解质溶液中，不论存在多少离子，由于溶液呈中性，溶液中阴离子所带的负电荷总数等于阳离子所带的正电荷总数。
B.物料守恒：
电解质溶液中由于某些离子能够水解或电离，离子的种类增多，但某些关键性的原子的总数是守恒的。
C、质子守恒：
如：
K2S溶液中的守恒关系是________________________________________
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