弱電解質的電離、鹽類的水解知識精講.docx1

1、遼中一高中化學資源網QQ ： 840181505弱電解質的電離、鹽類的水解知識精講一. 學習內容弱電解質的電離、鹽類的水解二. 學習目的1. 掌握弱電解質的電離平衡的建立過程2. 了解電離平衡常數和電離度3. 理解鹽類水解的本質，掌握鹽類水解的方程式的書寫4. 了解影響鹽類水解的因素以及水解平衡的移動，了解鹽類水解的利用三.學習 教學重點、難點鹽類水解的過程四. 知識分析（一）、弱電解質的電離平衡1. 電離平衡（1）研究對象：弱電解質（2）電離平衡的建立：CH3COOHCH3COO + H+（3）定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離

2、就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。（4）電離平衡的特點：動：v電離=v結合、 定：條件一定時，各組分濃度一定；變：條件改變時，平衡移動2. 電離平衡常數（1）定義：電離常數受溫度影響，與溶液濃度無關，溫度一定，電離常數一定。根據同一溫度下電離常數的大小可判斷弱電解質電離能力的相對強弱。+ （2）表達式：CH3COOHCH3COO + HKa = CH3COOH/ CH3COOH注：弱酸的電離常數越大，H越大，酸性越強；反之，酸性越弱。+31 H3PO4H2PO4 + H Ka1 = 7.1 × 10mol·L2+81 H2PO4HPO4 + H Ka2 = 6.2 

3、5; 10mol·L +幫助別人 快樂自己 收獲幸福 1遼中一高中化學資源網QQ ： 840181505HPO4PO4 + H Ka3 = 4.5× 10mol·L注：多元弱酸各級電離常數逐級減少，且一般相差很大，故氫離子主要由第一步電離產+生弱堿與弱酸具類似規(guī)律：NH3·H2ONH4 + OH+Kb=NH4OH/NH3·H2O室溫：Kb（NH3·H2O）= 1.7 × 10mol·L3. 電離度=已電離的溶質分子數/原始溶質分子總數 × 100 注：同溫同濃度，不同的電解質的電離度不同同一弱電解質，在不

4、同濃度的水溶液中，電離度不同；溶液越稀，電離度越大。 4. 影響電離平衡的因素 內因：電解質本身的性質 外因：（符合勒夏特列原理）（1）溫度：升高溫度，電離平衡向電離的方向移動（若溫度變化不大，一般不考慮其影響）（2）濃度：加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動，即溶液濃度越小，弱電解質越易電離。 加入某強電解質（含弱電解離子），電離平衡向生成弱電解質的方向移動。 加入某電解質，消耗弱電解質，電離平衡向電離的方向移動，但電離度減小。+-15123+131【實驗探究】用pH試紙測定濃度均為0.1mol·L的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3等

5、溶液的pH值。實驗結果：呈中性的：NaCl、KNO3；而有的顯酸性：NH4Cl、Al2(SO4)3； 有的顯堿性：CH3COONa、Na2CO3 為什么？（二）鹽類的水解 1. 鹽類水解的概念+（1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na + CH3COO ；+H2OOH+H；CH3COO+HCH3COOH即：CH3COO+H2OCH3COOH + OH+故：溶液中OHH，溶液顯堿性。+NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4 + Cl；+OH+H；NH4+ + OHNH3·H2O H2O+NH3·H2O + H 即：NH4 + H2O+故：溶液中HOH，溶

6、液呈酸性。幫助別人 快樂自己 收獲幸福遼中一高中化學資源網QQ ： 840181505（2）定義：鹽電離產生的離子與水電離產生的H或OH結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，而使溶液呈現不同程度的酸、堿性，叫鹽類的水解。 （3）實質：破壞水的電離平衡。（4）規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性”。 （5）多元弱酸酸根離子的水解分步進行：2 CO3 + H2OHCO3 + OHHCO3+ H2OH2CO3 + OH （很小，可忽略）3+多元弱堿陽離子的水解分步進行復雜，以總反應表示：Al +3H2OAl(OH)3+3H 【說明】 水解反應一般程度都很小，水解產物

7、很少，無明顯沉淀、氣體生成。 2. 水解平衡的移動（1）影響鹽類水解平衡的因素內因：鹽本身的性質， 組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大。外因：溫度：升高溫度，平衡向水解的方向移動鹽類的水解是吸熱反應。 思考：為什么熱的純堿溶液去污效果比冷的好？鹽溶液的濃度：鹽溶液的濃度越小，鹽就越易水解，加水稀釋促進鹽溶液的水解，平衡正方向移動，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動，但水解程度減小。溶液的酸堿性：加酸，抑制弱堿陽離子的水解；加堿，抑制弱酸根離子的水解。思考：水解反應CH3COO + H2O CH3COOH + OH，現有0.1mol·L的醋酸鈉溶液，+（2）某些弱酸

8、弱堿鹽雙水解3+泡沫滅火器的滅火原理： 3HCO3+Al=Al(OH)3 +3CO2 Al2S3：Al2S3 +6H2O = 2Al(OH)3+3H2SAl(OH)3 + 3H 3. 水解原理的利用：明礬做凈水劑：Al +3H2O2-HCO3 + OH 熱堿水洗油污：CO3 + H2O配制FeCl3溶液，SnCl2溶液，向其中滴入鹽酸，抑制離子水解：3+3+Fe(OH)3 + 3H Fe的水解：Fe + 3H2O+2+2+Sn的水解：Sn+ H2O + ClSn（OH）Cl + H【典型例題】例1. 下列關于弱電解質的電離平衡常數的敘述中，正確的是（ ）A. 弱電解質的電離平衡常數就是電解質加

9、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越大，酸性越強，常數只與弱電解質的本性及外界溫度有關 C. 同一溫度下，弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；弱堿的電離平衡常數越大，堿性越弱。D. 多元弱酸的各級電離常數是逐級減小的，且差別很大3+幫助別人 快樂自己 收獲幸福 3遼中一高中化學資源網QQ ： 840181505解析：弱電解質的電離平衡常數是達到電離平衡時，弱電解質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，而不是其它任意時刻的。弱電解質的電離平衡常數是由弱電解質的本性決定的，并且受外界溫度的影響。同一溫度下

10、，弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；同樣，弱堿的電離平衡常數越大，堿性也越強。 對于某一特定弱電解質，溫度越高電離平衡常數越大。多元弱酸是分步電離的，其各級電離常數是逐級減小的且差別很大。答案：BD點評：本題考查電離平衡常數的概念-+ 例2. 在CH3COOHCH3COO+H電離平衡時，要使電離平衡右移且H濃度增大，應采取的措施是（ ）A. 加NaOH 固體 B. 加入少量鹽酸 C. 加水 D. 升高溫度-+ 解析：對于醋酸電離平衡CH3COOHCH3COO+H ，要使電離平衡右移且H濃度增大，+根據題目中提供的選項：加NaOH能消耗H ，從而使電離平衡右移但是氫離子濃度減小；加+入少量鹽酸，

11、因增大H，從而使平衡左移；當加水稀釋溶液時，平衡右移，但由于稀釋作用使得氫離子濃度減小；醋酸的電離吸熱，升高溫度，平衡右移且氫離子濃度增大 。 答案：D點評：影響電離平衡的因素很多，處理問題要看什么條件例3. 下列關于鹽的水解的敘述中，正確的是（ ）A. 鹽類的水解過程是中和反應的逆過程，是吸熱過程B. 易水解的鹽溶于水后，都抑制了水的電離+- C. 易水解的鹽溶液中，水電離出的以游離態(tài)存在的H和OH的濃度永遠相等D. 易水解的鹽溶液肯定不是中性的解析：鹽類的水解過程是中和反應的逆過程，中和反應都是放熱反應，所以鹽類的水解+-過程都是吸熱過程；易水解的鹽溶于水后，弱離子會結合水電離出H或OH，

12、都是促進而不+-是抑制水的電離；易水解的鹽溶液中，水電離出的H或OH要與弱酸酸根離子或弱堿陽離子結合，兩者濃度不一定相等；易水解的鹽溶液也可能是中性的，如弱酸弱堿鹽中，陰陽離子+-的水解程度相同，容液中的H和OH相等而呈中性。答案：A點評：本題考查鹽類水解的概念例4. 在Na2CO3溶液中，下列離子濃度關系不正確的是（ ）+2- A. c(Na)>c(CO3)>c(HCO3)>c(OH)+-2- B. c(Na) + c(H)= c(OH)+ c(HCO3)+2 c(CO3)+2- C. c(Na)=2c(CO3)+ c(HCO3)+ c(H2CO3)-+- D. c(OH)

13、= c(H)+ c(HCO3)+ 2c(H2CO3)+ 2-2- 解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3全部電離，Na2CO3 = 2Na+ CO3,且存在著水解平衡：CO3+H2O-+2- HCO3+ OH，HCO3+H2O H2CO3+ OH。 因水解是微弱的，故c(Na)>c(CO3)>c(OH)>-c(HCO3)，則A錯誤。+-2- 根據溶液中電荷守恒，可得c(Na) + c(H)= c(OH)+ c(HCO3)+2 c(CO3)，故B正確。-+由元素守恒可得出C正確。溶液中的OH全來自于H2O的電離，而水電離出的H在溶液中以+-+-+H、HCO3和H2CO3的形式

14、存在.由于水電離出的H和OH是相等的，水電離出的H的濃度為c(H)、-+c(HCO3)和 2c(H2CO3)的和，即H守恒，可知D答案正確。幫助別人 快樂自己 收獲幸福 4遼中一高中化學資源網QQ ： 840181505答案：A點評：判斷離子濃度大小需要綜合電離、水解等知識，還要利用各種守恒關系來靈活推斷。一、選擇題1. 對某弱酸溶液加熱時，下列敘述錯誤的是（ ）A. 弱酸的電離平衡右移 B. 弱酸分子的濃度減小-C. 溶液的c(OH)增大 D. 溶液的導電性增強2. 用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積.等物質的量濃度的 NaOH溶液，NaOH恰好被完全中和時，消耗鹽酸和醋酸溶液的體

15、積分別為V1和V2，則V1和V2的關系正確的是（ ）A. V1>V2 B. V1<V2 C V1=V2 D V1V2-1 3. 用水稀釋0.1mol.L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ）- A. c(OH)/c(NH3·H2O) B. c(NH3·H2O)/ c(OH)+-C. c(H)和c(OH)的乘積 D. c(OH)的物質的量-+ 4. 在常溫下，純水存在電離平衡：H2OOH+H，如果使水的電離平衡右移并使H增大，應加入的物質是（ ）A. Na2SO4 固體 B. KAl(SO4)2固體 C. NaOH 固體 D. CH3COOH固體5. 在鋅片

16、和鹽酸的反應中，加入如下試劑，可使生成氫氣的速率變慢的是（）A. 硫酸銅晶體 B. 水 C. 氯化鋇晶體 D. 醋酸鉀晶體6. 一元強酸X和一元弱酸Y，它們的pH都等于2，各取1L與足量的鎂完全反應產生氫氣。下列敘述中，正確的是（ ）X能產生較多的氫氣Y能產生較多的氫氣兩者產生氫氣的量相同開始反應速率X較快開始反應速率Y較快開始反應速率相同A. B. C. D. -1+ 7. M酸和N酸都是弱酸，當它們的濃度均為0.10mol·L時，M酸中的H約為N酸中H-1的3倍?，F有兩種濃度不等的M酸溶液a和b，以及0.10mol·L 的N酸溶液，經測定它們的pH從大到小依次為a.N酸

17、.b 。由此可知（ ）A. a 的濃度必小于N酸的濃度 B. a 的濃度必大于N酸的濃度C. b 的濃度必小于N酸的濃度 D. b 的濃度必大于N酸的濃度8. pH相同的醋酸和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋到原來體積的m倍和N 倍，稀釋后兩溶液的。pH仍相同，則m和n的關系是（ ）A. m>n B. m=n C. m<n D. 不能確定幫助別人 快樂自己 收獲幸福 5遼中一高中化學資源網QQ ： 8401815059. 下列說法中，正確的是（ ）A. 100mL pH=3 的鹽酸和醋酸溶液分別與足量鋅反應，起始時兩者產生的氫氣的速率基本相等 。-1-1 B. 100mL 1mol·

18、;L 的鹽酸，50mL 2mol·L 的鹽酸分別與足量的鋅反應，兩者放出氫氣的速率和質量均相等C. 100mL pH=3 的鹽酸和醋酸溶液分別與足量鋅反應后，所得氫氣的質量相等-1 D. 100mL 0.1mol·L 的硫酸溶液和鹽酸溶液分別與足量的鋅反應，前者放出氫氣的質量是后者的2倍-1-1-1 10. 把50mL 2mol·L 的NaOH 溶液，100mL 1mol·L 的H2SO4 溶液，以及40mL 3mol·L的氨水混合，所得溶液能使酚酞溶液呈淺紅色，則溶液中離子濃度的關系正確的是（ ）2-+- A. SO4=Na>NH4&g

19、t;H>OH+2-+-+ B. NH4 >SO4=Na>OH>H+2-+-+2- C. Na>SO4>NH4>OH>H D. Na+NH4+H = 2SO4+ OH二. 填空題-1-1- 11. 甲.乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol·L 和0.1mol·L ，則甲乙兩瓶氨水中OH之比_10( 填“大于”“等于”或“小于”)。請說明理由：_。12. 在a、b兩支試管中分別放入形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和醋酸。填寫下列空白：（1）a、b兩支試管中的現象相同點是；不同點是。原因是。（2）a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時是ab（填，或，