弱電解質(zhì)電離鹽類水解課件

1、一、弱電解質(zhì)的電離平衡 請(qǐng)辨析下列說法是否正確？（1）導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)一定是強(qiáng)電解質(zhì)（2）硫酸鋇難溶于水，所以它是弱電解質(zhì)（3）1mol/LHCl溶液和1mol/LH2SO4溶液導(dǎo)電能力一樣（4）NaCl是強(qiáng)電解質(zhì)，所以氯化鈉晶體導(dǎo)電能力很強(qiáng)（5）液態(tài)氯化氫不導(dǎo)電，所以它是共價(jià)化合物復(fù)習(xí)回顧1.弱電解質(zhì)概念及包含物質(zhì)種類溶于水后部分電離的電解質(zhì)稱之為弱電解質(zhì)包括：弱酸、弱堿、少部分鹽、水2.弱電解質(zhì)的電離方程式：可逆號(hào)、分步的問題3.弱電解質(zhì)的電離平衡：應(yīng)用化學(xué)平衡的理論 在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)電離

2、平衡。CH3COOH CH3COO+H4.弱電解質(zhì)的電離平衡特點(diǎn)逆：弱電解質(zhì)的電離是可逆的等：V電離 = V結(jié)合成分子 0動(dòng)：電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變,溶液里既有離子又有分子。變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。5.電離平衡常數(shù)電離常數(shù) 閱讀課本P79對(duì)于一元弱酸：HA H+ + A-，平衡時(shí)Ka=c ( H+) .c( A-) c(HA)對(duì)于一元弱堿：MOH M + OH-Kb=c ( M+).c( OH- ) c(MOH)平衡常數(shù)大小的意義H3PO4 H+ + H2PO4-H2PO4- H+ + HPO42-HPO42- H+ + PO43-多元弱酸分

3、步電離，每一步都有電離平衡常數(shù)閱讀課本P80總結(jié)：多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的遞變規(guī)律。分步電離，越來越難電離，且以第一步為主。6.條件對(duì)電離平衡移動(dòng)的影響影響因素：內(nèi)因物質(zhì)本身性質(zhì)外因外界條件溫度:升高溫度，促進(jìn)電離，電離過程吸熱濃度:濃度越稀，越易電離，但離子濃度變小同離子效應(yīng)： 在某電解質(zhì)溶液中，加入含有某一相同離子的另一電解質(zhì)，會(huì)抑制電解質(zhì)的電離。能反應(yīng)的離子： 加入能與電解質(zhì)電離出來的離子發(fā)生反應(yīng)的另一物質(zhì)，會(huì)促進(jìn)電解質(zhì)的電離。NH3H2O NH4 + + OH -弱電解質(zhì)電離平衡移動(dòng)移動(dòng)方向n(H+)C(H+)C (Ac-)電離程度Ka加少量乙酸鈉加少量氫氧化鈉固體加少量稀硫酸加大量水

4、加冰醋酸升溫25時(shí),0.1mol/L的乙酸溶液達(dá)到平衡,改變下列條件，則平衡移動(dòng)左減小減小增大減小不變右減小減小增大增大不變左增大增大減小減小不變右增大減小減小增大不變右增大增大增大減小不變右增大增大增大增大增大CH3COOH CH3COO- + H+1.(2012山東高考理綜）某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷正確的是()A為鹽酸稀釋時(shí)的pH變化曲線Bb點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)Ca點(diǎn)KW的數(shù)值比c點(diǎn)KW的數(shù)值大Db點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度2.(2013年高考福建卷)常溫下0.1 molL1醋酸溶液的pHa ，下列能使

5、溶液的pH(a1)的措施是()A將溶液稀釋到原體積的10倍B加入適量的醋酸鈉固體C加入等體積0.2 molL1鹽酸D提高溶液的溫度3.(2011年高考新課標(biāo)全國(guó)卷) 將濃度為0.1 molL1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是() AH BKa(HF) C. D.4.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是()A. 三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX HY HZB反應(yīng)HZ Y = HY Z能夠發(fā)生C相同溫度下，0.1 mol/L的 HX、HY、HZ溶液， HZ溶液pH最大D相同溫度下，1 mol/L HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol/L HX溶液的電離常數(shù)注意細(xì)節(jié)：考點(diǎn)1.電離

6、平衡常數(shù)的大小說明的問題： 電解質(zhì)的強(qiáng)弱、酸堿性的強(qiáng)弱2.電離平衡常數(shù)的影響因素：溫度，電離吸熱 電離平衡移動(dòng)的影響因素：溫度、濃度、其它3.多元弱酸電離分步電離，以第一步為主。4.電離度：類似于轉(zhuǎn)化率 已電離的分子數(shù) 弱電解質(zhì)初始分子總數(shù)=100% 問題：Na2CO3 的俗稱_這可以從某角度可以說明碳酸鈉溶液呈_性為什么？如何解釋？ 純堿堿 為什么Na2CO3溶液呈堿性呢？ CO32- + H2O HCO3- + OH-H2O H+ + OH-Na2CO3 = CO3 2- + 2 Na+ +HCO3-即：弱酸根離子解釋：碳酸根離子與水電離出來的氫離子結(jié)合形成難電離的碳酸氫根離子，從而破壞了

7、水的電離平衡，導(dǎo)致溶液中的氫氧根離子濃度增加。因此溶液顯堿性。CH3COONa溶液也呈堿性 CH3COO - + H2O CH3COOH + OH- H2O H+ + OH-CH3COONa = CH3COO- + Na+ +CH3COOH即：弱酸根離子弱酸NH4Cl = NH4+ + Cl-H2O OH- + H+NH3H2ONH4+ + H2O NH3H2O + H+ 氯化銨溶液二、鹽類的水解1、鹽類水解的原理：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。概念理解:水解條件：生成弱電解質(zhì)，亦即弱酸陰離子弱堿陽(yáng)離子才可以具備的條件水解的實(shí)質(zhì)：促

8、進(jìn)了水的電離平衡向右移動(dòng)，演變?yōu)橹泻头磻?yīng)的逆反應(yīng) （1）用可逆符號(hào) （2）不標(biāo)“”，“”，也不把生成物 （如NH3H2O 、H2CO3）寫成其分解產(chǎn)物的形式 （3）多元弱酸鹽水解分步進(jìn)行，以第一步為主 （4）多元弱堿鹽的水解視為一步完成2.水解方程式的書寫練習(xí)：書寫 下列鹽的水解方程式。 KF，NH4NO3，F(xiàn)eCl3，Na2S3.鹽類水解的規(guī)律能能否弱堿陽(yáng)離子弱酸陰離子無(wú)促進(jìn)促進(jìn)無(wú)影響酸性堿性中性無(wú)弱不水解。誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱都水解。有弱才水解，鹽的類型實(shí)例能否水解水解的離子對(duì)水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。

9、口訣總結(jié)有弱才水解，弱的到底有哪些？7種弱酸多元弱酸的酸式根離子如HCO3- 、 HPO42- 、 HS- 、 HSO3- 、 H2PO4-存在著兩種趨勢(shì)若水解程度大于電離程度，溶液呈堿性，如HCO3- 、 HPO42- 、 HS- ，若電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，如HSO3- 、 H2PO4-。弱酸的酸根陰離子和弱堿的陽(yáng)離子4.鹽類水解平衡移動(dòng)的影響因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)。水解的離子結(jié)合H+或OH的能力 -越弱越水解例：相同條件，0.1mol/L的下列溶液：Na2CO3、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、pH由大到小的順序?yàn)椋篘a2CO3NaHCO3NaAcNa2

10、SO4外在因素影響： 1、溫度：鹽的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度水解程度增大。 2、濃度：鹽的濃度越小，一般水解程度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進(jìn)水解。 3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會(huì)呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進(jìn)或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。 5.鹽類水解原理的應(yīng)用1.判斷溶液酸堿性: 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性2.離子濃度大小判斷之3大守恒定律電荷守恒溶液中陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)=陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)如：CH3COONa溶液中存在： Na+、CH3COO- 、H+、OH-則有：Na+H+=CH3COO-+OH- 物料守恒水解離子始=水解離子平 +

11、水解生成的微粒濃度之和如：CH3COONa溶液中因?yàn)椋篊H3COO- + H2O CH3COOH + OH- 所以：CH3COO-始=CH3COO-平+CH3COOH=Na+ 質(zhì)子守恒H2O H+ + OH- H+ = OH-如：CH3COONa溶液中因?yàn)椋?CH3COO- + H+ = CH3COOH 所以：H+CH3COOH=OH-練習(xí)：在0.1mol/L的碳酸鈉溶液中,體現(xiàn)出的3種守恒怎樣的等式關(guān)系？隨著鹽酸的滴入那么還有可能的濃度關(guān)系呢？1. 在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是（ ） A、Na+=2HS-+2S2-+H2S B、Na+H+=OH-+HS-+2S2- C、Na+S2-OH

12、-HS- D、OH-=HS-+H+H2S1.寫出下列物質(zhì)的電離方程式H2SO3 Cu(OH)2 NaHSO4 NaHCO3 NH3H2O2.寫出下列物質(zhì)的水解方程式Na3PO4 AlCl3 KHS NH4HCO3 KClO3.新制氯水中加固體NaOH后存在的電荷守恒關(guān)系4. 0.1 mol/L的NaHA溶液，其pH4,那么其中的離子濃度大小關(guān)系如何？3.雙水解反應(yīng)_都弱雙水解 弱酸弱堿鹽直接寫出最終產(chǎn)物，用“= 、 、 ”。Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S Al3+3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO2 4.鹽溶液蒸干所得物質(zhì)：分為水解的，氧化的，分解的三氯化

13、鐵溶液蒸干（灼燒）所得物質(zhì)為:NaClO、Na2SO3、AlCl3、Fe2(SO4)3NaHCO3、FeCl25.鹽類水解的其他應(yīng)用: 凈水劑的凈水原理、 熱堿液洗滌油污效果理想的原理、 易水解的鹽溶液的配制保存、 化肥的使用如草木灰和氮肥不能混合使用、氯化銨溶液中加鎂條產(chǎn)生氣體。 鹽類水解 考查的內(nèi)容有：1鹽對(duì)水的電離程度的影響進(jìn)行定性或定量考察2鹽溶液蒸干灼燒后產(chǎn)物的判斷；3pH大小的比較越弱越水解4離子濃度大小的比較等。其中命題的熱點(diǎn)是離子濃度大小的比較。解題模式：天生的關(guān)系-變化-大小比較先反應(yīng)后比較 做題節(jié)奏 微弱的含義1.0.1mol/LCH3COOH溶液中，醋酸的電離方程為 CH

14、3COOH CH3COO - + H+對(duì)于該平衡，下列敘述正確的是（ ）A加水時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)B加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)C加入少量0.1mol/L鹽酸，溶液中c(H+)減小D加入少量CH3COONa固體，平衡向正方向移動(dòng) E. 0.1mol/L的醋酸的pH值為1 F. 向pH值為2的醋酸加水稀釋10則pH值小于3 G. pH為2的醋酸的濃度大于pH為2的鹽酸濃度BFG本節(jié)內(nèi)容隨堂訓(xùn)練：2.有H+濃度相同、體積相等的三種酸：a、鹽酸 b、硫酸 c、醋酸，同時(shí)加入足量的鋅，則開始反應(yīng)時(shí)速率，反應(yīng)完全后生成H2的質(zhì)量。（用 表示） pH值相同的鹽酸和醋酸與物質(zhì)的量濃度相同的

15、鹽酸和醋酸的差異是什么？3.已知室溫時(shí)，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1發(fā)生電離，完成以下內(nèi)容(1)、該溶液的pH=_ (2)、升高溫度，溶液的pH_(3)、此酸的電離平衡常數(shù)約為_(4)、1mo1/L該酸的電離平衡常數(shù)大于110-7,對(duì)嗎? (5)、若HB+NaA = HA+NaB能進(jìn)行，則K(HB)_K(HA) 4.某氨水的pH=x，某鹽酸的pH=y，已知x+y=14，且x 11，將上述氨水與鹽酸等體積混合后，所得溶液中各種離子的濃度由大到小的順序?yàn)?A、Cl-NH4+OH-H+ B、Cl-NH4+H+OH- C、NH4+Cl-H+OH- D、NH4+Cl-OH-H+E、Cl-=

16、NH4+OH-=H+6. 0.1mol/L的NaHSO3。溶液中， c（Na+）+c（H+）=_， c（HSO3-）+c（SO32-）+c（H2SO3）=_。5. 20ml 1mol/L醋酸溶液與40ml 0.5mol/L燒堿溶液混合后，溶液中離子濃度的關(guān)系正確的是 （ ） A、Na+CH3COO-OH-H+ B、Na+OH-H+CH3COO- C、Na+H+CH3COO-+OH- D、Na+H+C(X-)，則下列關(guān)系錯(cuò)誤的是（ ） AC(OH-)C(H+) BC(HX)HCO3-CO32-H2CO3CpH11的氨水與pH3的鹽酸等體積混合： ClNH4+OHHD0.2 mol/L CH3CO

17、OH溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合：2H2OH CH3COOCH3COOH9.現(xiàn)將0.04 mol/L HA溶液和0.02 mol/L NaOH溶液等體積混合。(1)若HA為HCN，該溶液顯堿性，則溶液中Na_CN(填“”“”或“”)，你得出該結(jié)論的依據(jù)是_。(2)若HA為CH3COOH，該溶液顯酸性，溶液中所有離子按濃度由大到小排列的順序是_。(3)若HA為強(qiáng)酸，100 時(shí)(KW1012)，將兩種溶液等體積混合后，溶液中由水電離出的H濃度為_mol/L(假設(shè)混合后溶液體積為兩溶液體積之和)。10.某二元酸(化學(xué)式用H2B表示)在水中的電離方程式是：H2B = HHBHB H

18、B2回答下列問題：(1)Na2B溶液顯_(填“酸性”“堿性”或“中性”)。理由是_(用離子方程式表示)。(2)在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子濃度關(guān)系式正確的是_。AB2HBH2B0.1 mol/LBNaHOHHB2B2CNaHOHHBB2DNa2B22HB1、將0.1mol/L的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的降低，下列數(shù)據(jù)逐漸增大的是 （ ） A.n(OH) B.c(OH) C. c(NH4+) D. c(OH)/c(NH3H2O)2、在0.1 molL1的HNO2、HCOOH、HCN、HClO的溶液，它們的電離常數(shù)分別為4.610-4、1.810-4、4.910-10、4.6

19、10-9，其中氫離子濃度最小的是（ ） A、HNO2 B、HCOOH C、HCN D、HClO3、下列物質(zhì)加入到氨水中，既能使氨水的電離度增大，又能使溶液的堿性減弱的是 （ ） A少量鹽酸 B少量燒堿 C少量NaCl固體 D. 少量NH4Cl溶液跟蹤練習(xí)：4.在25時(shí)，pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中OH濃度各為多少？在上述兩溶液中，NH4Cl溶液中由水電離出的的濃度是HCl溶液中由水電離出的OH濃度的多少倍？5.用物質(zhì)的量各是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO)大于c(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是（ ）Ac(

20、H+)c(OH) Bc(CH3COO)c(CH3COOH)0.2 molL1Cc(CH3COOH)c(CH3COO) Dc(CH3COO)c(OH)0.1molL16有pH分別為8、9、10的三種相同物質(zhì)的量濃度的鹽溶液NaX、NaY、NaZ，以下說法中不正確的是A在三種酸HX、HY、HZ中以HX酸性相對(duì)最強(qiáng)BHX、HY、HZ 三者均為弱酸C在X-、Y-、Z-三者中，以Z-最易發(fā)生水解D中和1molHY酸，需要的NaOH稍小于1mol例：下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()ApH2的HA溶液與pH12的MOH溶液任意比混合：HMABpH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶

21、液：NaOHCH3COONaHH2AA2已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1 molL1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是()AOHHAHBHBOHABHCOHBAHDOHHBHAH(2012年高考四川卷)常溫下，下列溶液中的微粒濃度關(guān)系正確的是()A新制氯水中加入固體NaOH： NaClClOOHBpH8.3 的NaHCO3溶液： NaHCO3-CO32-H2CO3CpH11的氨水與pH3的鹽酸等體積混合： ClNH4+OHHD0.2 mol/L CH3COOH溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合：2H2OH CH3COOCH3COOH現(xiàn)將0.04 mol/L HA溶液和0.02 mol/L NaOH溶液等體積混合。(1)若HA為HCN，該溶液顯堿性，則溶液中Na_CN(填“”“”“ H+ =OH-； 若mn , 則陽(yáng)離子陰離子H+ =OH-； 若m陽(yáng)離子H+=OH-。 （2）生成水和強(qiáng)堿弱酸的鹽XmYn。 若m=n, 則陽(yáng)離子陰離子 OH-H+； 若mn , 則陽(yáng)離子陰離子OH-H+； 若m陽(yáng)離子 OH-H+。 （3）生成水和強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽XmYn。 若m=n，則陰離子陽(yáng)離子H+OH-； 若mn，則陽(yáng)離子陰離子H+OH-； 若m陽(yáng)離子H+OH-。4.有兩瓶pH