1、 第2節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解第1課時弱電解質(zhì)的電離平衡1了解弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關(guān)系。2理解影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素及對電離平衡移動的影響。(重點)3了解常見弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強弱。(難點)電 離 平 衡 常 數(shù)教材整理1電離常數(shù)1定義：在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。2表達式：一元弱酸：CH3COOHCH3COOHKa一元弱堿：NH3H2ONHOHKb。3意義：電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，根據(jù)相同溫度下電離

2、常數(shù)的大小可判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱。4影響因素：電離平衡常數(shù)受溫度影響，與溶液濃度無關(guān)，溫度一定，電離常數(shù)一定。教材整理2電離度1概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子數(shù)的百分率，稱為電離度，用表示。2表達式：100%。3影響因素：弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度有關(guān)，一般而言，濃度越大，電離度越小；濃度越小，電離度越大。下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25 )酸電離方程式電離平衡常數(shù)KaCH3COOHCH3COOH CH3COOH1.7105H2CO3H2CO3HHCO HCOHCOKa14.2107 Ka25.61011H3PO4H3PO4HH2P

3、OH2POHHPO HPOHPOKa17.1103Ka26.2108Ka34.51013問題思考：(1)當升高溫度時，Ka值怎樣變化？【提示】由于電離過程均是吸熱的，所以升高溫度可以促進電離，電離平衡常數(shù)變大。(2)在溫度相同時，各弱酸的Ka值不同，那么Ka值的大小與酸性的相對強弱有何關(guān)系？【提示】由于Ka的大小代表了酸的電離程度，Ka值越大，電離程度越大，代表的酸的酸性越強。(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強的是什么？最弱的是什么？【提示】酸性最強的是Ka值最大的，即H3PO4，酸性最弱的是Ka值最小的，即HPO。(4)同一多元

4、弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律，此規(guī)律是什么？產(chǎn)生此規(guī)律的原因是什么？【提示】從上面三種酸(H2CO3、H3PO4)可知規(guī)律是K1K2K311051010，由于上一級電離產(chǎn)生大量的H，會對下一級的電離產(chǎn)生抑制，所以電離程度越來越小，電離平衡常數(shù)越來越小。(5)在相同溫度下，弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，則某溶液中的離子濃度越大嗎？【提示】弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，只能說明其分子電離程度越大。離子的濃度不僅與電離程度有關(guān)，還與弱電解質(zhì)的濃度有關(guān)。弱酸弱堿的電離1弱電解質(zhì)的電離一般都很微弱，其電離平衡常數(shù)也均較小；2多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離也都存在電離平衡常數(shù)，且各級電離常數(shù)逐

5、級減小，因此其溶液的酸堿性主要由第一步電離決定；3弱電解質(zhì)的濃度越小，其電離程度越大，但溶液中該弱電解質(zhì)電離出的離子濃度不一定增大。1下列關(guān)于弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)的敘述中，正確的是()A弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)就是電解質(zhì)加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(shù)越大，酸性越強，常數(shù)只與弱電解質(zhì)的本性及外界溫度有關(guān)C同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強；弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性越弱D多元弱酸的各級電離常數(shù)是逐級減小的，且差別不大【解析】弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是達到電離平衡時，弱電解質(zhì)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

6、須是達到電離平衡時的，而不是其他任意時刻的，A錯誤；弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是由弱電解質(zhì)的本性決定的，并且受外界溫度的影響，B正確；同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強；同樣，弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性也越強，C錯誤；多元弱酸是分步電離的，其各級電離常數(shù)是逐級減小的且差別很大，D錯誤?！敬鸢浮緽2已知，25 時0.01 molL1的HClO2(亞氯酸)溶液中，為6.3103 molL1，則25 時亞氯酸的電離常數(shù)為()A1.07102 molL1B1.20102 molL1C1.30102 molL1D1.40102 molL1【解析】由HClO2HClO可知，Ka1.07102 mo

7、lL1。【答案】A3在下列的各種敘述中，正確的是 () A任何酸都有電離平衡常數(shù)B任何條件下，酸的電離平衡常數(shù)都不變C多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為Ka1Ka2Ka2Ka3，C錯。【答案】D4已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2104，2.6104，4.91010分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這三種酸可發(fā)生如下反應(yīng)：NaCNHNO2=NaNO2HCNNaCNHF=NaFHCNNaNO2HF=NaFHNO2由此可判斷下列敘述中正確的是()AHF的電離常數(shù)是BHNO2的電離常數(shù)是CHCN的電離常數(shù)是 DHNO2的電離常數(shù)是【解析】由“強酸制弱酸”反應(yīng)可知，酸性HFHNO2HCN，酸性越強，其電離常數(shù)越

8、大?！敬鸢浮緼影 響 電 離 平 衡 的 因 素1內(nèi)因弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)是決定性因素。2外因因素影響結(jié)果溫度升高溫度，電離平衡正向移動濃度加水稀釋，電離平衡正向移動外加物質(zhì)加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡逆向移動(同離子效應(yīng))加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡正向移動對0.1 molL1氨水改變條件如下：升溫(微熱)加水稀釋加少量NaOH(s)通少量HCl(g)加少量NH4Cl(s)問題思考：(1)能使電離平衡向右移動的條件有哪些？【提示】(2)能使溶液pH增大的條件有哪些？【提示】(3)能使電離常數(shù)增大的條件是什么？【提示】(4)能使增大的條件有哪些？【提示】(5)

9、電離平衡向右移動，電離程度、離子濃度一定增大嗎？舉例說明?！咎崾尽坎灰欢āＨ缦虬彼屑铀?，電離平衡右移，但、均減小。外界條件對電離平衡影響遵循化學平衡移動原理，以0.1 molL1的CH3COOH溶液為例，分析如下：影響因素平衡移動方向n(H)KapH導(dǎo)電能力升溫(不考慮揮發(fā))右增大增大增大增大減小增強加冰醋酸右增大增大增大不變減小增強加入其他物質(zhì)CH3COONa固體左減小減小增大不變增大增強通入HCl氣體左增大增大減小不變減小增強NaOH固體右減小減小增大不變增大增強加水稀釋右增大減小減小不變增大減弱題組1弱酸的電離平衡移動1在100 mL 0.1 molL1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度

10、增大，H濃度減小，可采用的方法是 ()A加熱B加入100 mL 0.1 molL1的醋酸溶液C加入少量的0.5 molL1的硫酸D加入少量的1 molL1的NaOH溶液【解析】A項加熱促進電離，H濃度增大。B項，H濃度不變。C項，加H2SO4抑制電離，但H濃度增大。 D項，加入NaOH，OH與H 反應(yīng)，平衡向右移動，H濃度減小?！敬鸢浮緿20.1 molL1 CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOH，加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時，都會引起()A溶液的pH增大BCH3COOH電離程度變大C溶液的導(dǎo)電能力減弱D溶液中減小【解析】CH3COOH溶液中存在平衡CH3C

11、OOHCH3COOH。當加入水時，溶液中CH3COOH、CH3COO、H的濃度都減小，變大。因為溶液變稀，所以CH3COOH電離程度變大。當加入CH3COONa晶體時，發(fā)生CH3COONa=CH3COONa，使得溶液中變大，平衡CH3COOHCH3COOH左移，CH3COOH電離程度變小，減小。【答案】A3用水稀釋0.1 molL1CH3COOH時，溶液中隨著水量的增加而減小的是() A.BC和的乘積 DOH的物質(zhì)的量【解析】醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOH，加水稀釋，平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，減小，增大，A項正確，B、D項錯誤；溫度不變，KW不變，C項錯誤。

12、【答案】A題組2弱堿的電離平衡移動4用水稀釋0.1 molL1氨水時，溶液中隨水量的增加而減小的是()A/B/C和的乘積Dn(OH)【解析】加水促進NH3H2O的電離，使n(NH3H2O)減小，n(OH)增大，因此/n(NH3H2O)/n(OH)減小?！敬鸢浮緽5濃度均為0.10 molL1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是()AMOH的堿性強于ROH的堿性BROH的電離程度：b點大于a點C若兩溶液無限稀釋，則它們的相等D當lg2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大【解析】由圖像分析濃度為0.10 molL1的MOH溶液，在稀釋前p

13、H為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH的pH13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。AMOH的堿性強于ROH的堿性，A正確。B曲線的橫坐標lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROHROH，溶液越稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B正確。C若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的相等，C正確。D當lg2時，溶液V100V0，溶液稀釋100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，不變；ROH存在電離平衡：ROHROH，升高溫度促進電離平衡向電離方向移動，增大，故減小，D錯誤?！敬鸢浮緿6

14、化學平衡移動原理同樣也適用于其他平衡。已知在氨水中存在下列平衡： NH3H2ONH3H2ONHOH(1)向氨水中加入MgCl2固體時，平衡向_移動，OH的濃度_，NH的濃度_。(2)向氨水中加入濃鹽酸，平衡向_移動，此時溶液中濃度減小的微粒有_、_、_。(3)向濃氨水中加入少量NaOH固體，平衡向_移動，此時發(fā)生的現(xiàn)象是_。【解析】由題目條件，結(jié)合平衡移動原理進行判斷?！敬鸢浮?1)正反應(yīng)方向減小增大(2)正反應(yīng)方向OH、NH3H2O、NH3(3)逆反應(yīng)方向固體溶解，溶液中有刺激性氣味的氣體放出【誤區(qū)警示】在根據(jù)平衡移動原理來判斷平衡移動方向以及對有關(guān)物質(zhì)濃度的結(jié)果分析時，要注意平衡移動時相關(guān)

15、物質(zhì)的量的變化程度與溶液體積變化程度的相對大小。判 斷 強 酸 弱 酸 的 方 法用實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)，兩同學的方案如下：甲：稱取一定質(zhì)量的HA配制0.1 molL1的溶液100 mL；用pH試紙測出該溶液的pH，即可證明HA是弱電解質(zhì)。乙：用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制pH1的兩種酸溶液各100 mL：分別取這兩種溶液各10 mL，加水稀釋為100 mL；各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個試管，同時加入純度和質(zhì)量相同的鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明HA是弱電解質(zhì)。問題思考：(1)甲方案中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是測得溶液的pH_1(選填“”“醋酸，故A錯；B項：由于兩溶液中溶質(zhì)

16、的物質(zhì)的量相等，且均為一元酸，所以兩溶液能中和等物質(zhì)的量的NaOH，故B對；C項：pH3的鹽酸稀釋100倍后，pH5，而pH3的醋酸稀釋100倍后，由于在稀釋過程中，溶液中未電離的醋酸分子繼續(xù)電離出H，導(dǎo)致稀釋后溶液的pH醋酸，所以，鹽酸導(dǎo)電能力強，故D錯?！敬鸢浮緽2用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的氫氧化鈉溶液，當氫氧化鈉恰好被完全中和時，消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為V1和V2，則V1和V2的關(guān)系正確的是()AV1V2BV1V2CV1V2 DV1V2【解析】NaOH的物質(zhì)的量相同，因pH2的醋酸的濃度要大于pH2的鹽酸的濃度，因此醋酸溶液消耗的體積少，即V1V

17、2?！敬鸢浮緾3向體積均為1 L，pH均等于2的鹽酸和醋酸中，分別投入0.28 g Fe，則圖中的曲線符合反應(yīng)事實的是() 【解析】由Fe2HCl=FeCl2H2，n(Fe)0.005 mol，n(HCl)102molL11 L0.01 mol，n(HCl)2n(Fe)即鹽酸與Fe恰好完全反應(yīng)。由于醋酸是弱酸，pH與鹽酸相同時，其物質(zhì)的量濃度大于鹽酸的物質(zhì)的量濃度，故兩種酸產(chǎn)生的H2的量相同；但醋酸在反應(yīng)過程中不斷電離，溶液中大于鹽酸中，故醋酸的反應(yīng)速率快，同時溶液中醋酸過量，反應(yīng)完成后，醋酸的pH小。【答案】C題組2弱電解質(zhì)的判斷方法4甲酸的下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是 ()A1 mo

18、lL1的甲酸溶液的約為0.01 molL1B甲酸與水以任意比例互溶C10 mL 1 molL1甲酸恰好與10 mL 1 molL1 NaOH溶液完全反應(yīng)D用甲酸溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗【解析】如果甲酸為強酸，將完全電離，則在1 molL1溶液中1 molL1而題目中的約為0.01 molL1遠小于1 molL1，說明甲酸只部分電離，是弱電解質(zhì)，A正確；只敘述了甲酸在水中的溶解性，而電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān)，B錯誤；因強酸、弱酸都能與堿按化學計量比進行定量反應(yīng)，只說明甲酸是一元酸，不能說明酸性的強弱，C錯誤；沒有指明甲酸的濃度，也沒有與強酸對照，所以無法證明它是弱電解質(zhì)，D錯誤?！敬鸢浮緼5下列

19、實驗事實不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是()A相同pH的醋酸和鹽酸分別與同樣顆粒大小的鋅反應(yīng)時，產(chǎn)生H2的起始速率相等B常溫下，測得0.1 molL1醋酸的pH4C常溫下，將pH1的醋酸稀釋1 000倍，測得pH4D相同條件下，醋酸的導(dǎo)電性比鹽酸的弱【解析】pH相同，說明兩溶液中的相同，與同樣的鋅反應(yīng)時產(chǎn)生H2的起始速率相同，不能證明CH3COOH是否已完全電離；若為強酸，常溫下0.1 molL1的一元酸，pH1，而醋酸的pH4，證明CH3COOH未完全電離；若為強酸，常溫下pH1的一元酸稀釋1 000倍后，溶液的pH4，而pH1的醋酸稀釋1 000倍后pH，溶液顯堿性。(2)請判斷AlC

20、l3溶液中哪種離子發(fā)生了水解，溶液顯什么性？【提示】Al3發(fā)生了水解，結(jié)合水中的OH，溶液顯酸性。(3)pH均為4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水電離出的相等嗎？【提示】不相等。H2SO4抑制水的電離，NH4Cl能水解，促進水的電離，所以NH4Cl溶液中水的電離程度大。(4)請分析討論，CO能發(fā)生兩步水解，那么0.1 molL1的Na2CO3溶液中等于0.2 molL1嗎？為什么？【提示】要遠小于0.2 molL1。雖然CO能發(fā)生兩步水解，但水解程度都很小。(5)NaHS水解的方程式寫作HSH2OH3OS2正確嗎？為什么？【提示】不正確。HSH2OH3OS2是HS的電離方程式。水解方程式

21、應(yīng)寫為HSH2OH2SOH。鹽類水解的規(guī)律1“有弱才水解，無弱不水解”是指鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才能水解，若沒有，則不發(fā)生水解。2“越弱越水解”指的是弱酸陰(弱堿陽)離子對應(yīng)的酸(堿)越弱，就越容易水解，溶液中的()越大。如酸性：HCN2?！敬鸢浮緿2下列各式中屬于正確的水解反應(yīng)離子方程式的是()ANHH2ONH3H2OHBS2H2OH2S2OHCCH3COOHH2OCH3COOH3ODCH3COOHOHCH3COOH2O【解析】A項為NH水解的離子方程式；B項，應(yīng)該用兩步水解的離子方程式表示；C是電離方程式，不是水解方程式；D是醋酸與可溶性強堿發(fā)生中和反應(yīng)的離子方程式。 【答案】A3寫

22、出下列鹽在水溶液中水解的化學方程式和離子方程式： (1)NaF：_；_。(2)AlCl3：_；_。(3)K2S：_；_。(4)NH4NO3：_；_。(5)NaClO：_；_?！窘馕觥?1)NaF為強堿弱酸鹽、F發(fā)生水解；(2)AlCl3為強酸弱堿鹽、Al3發(fā)生水解；(3)K2S為強堿弱酸鹽、S2發(fā)生水解；(4)NH4NO3為強酸弱堿鹽、NH發(fā)生水解；(5)NaClO為強堿弱酸鹽、ClO發(fā)生水解。【答案】(1)NaFH2OHFNaOHFH2OHFOH(2)AlCl33H2OAl(OH)33HClAl33H2OAl(OH)33H(3)K2SH2OKHSKOHS2H2OHSOH(4)NH4NO3H2

23、ONH3H2OHNO3NHH2ONH3H2OH(5)NaClOH2OHClONaOHClOH2OHClOOH【誤區(qū)警示】(1)一般鹽類水解離子方程式的書寫可記為：水寫分子式，中間用可逆()，后無沉()氣()出。(2)分清電離方程式和水解方程式的區(qū)別。題組2鹽類水解的規(guī)律4下列物質(zhì)的水溶液，由于水解而呈酸性的是()ANaHSO4BNa2CO3CHCl DAlCl3【解析】NaHSO4、HCl在溶液中發(fā)生電離：NaHSO4=NaHSO，HCl=HCl，使溶液呈酸性，A、C均錯誤；Na2CO3，為強堿弱酸鹽，其水溶液呈堿性，B不正確；AlCl3為強酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性，D正確?！敬鸢浮緿5相同物

24、質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關(guān)于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說法中正確的是 () A酸的強弱：HCNHClOBpH：HClOHCNC與NaOH恰好完全反應(yīng)時，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClOHCND酸根離子濃度：【解析】相同物質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO溶液，NaCN溶液的pH較大，說明CN水解程度大，HCN酸性比HClO弱。酸性越強，越大，pH越小。所以同溫度下同濃度的HCN和HClO，HClO的pH小，溶液中大。二者物質(zhì)的量相同，與NaOH恰好完全反應(yīng)時消耗NaOH一樣多?！敬鸢浮緿6現(xiàn)有S2、SO、NH、Al3、HPO、Na、SO、

25、Fe3、HCO、Cl等離子，請按要求填空：(1)在水溶液中，該離子水解呈堿性的是_。(2)在水溶液中，該離子水解呈酸性的是_。(3)既能在酸性較強的溶液里大量存在，又能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有_。(4)既不能在酸性較強的溶液里大量存在，又不能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有_?！窘馕觥?1)弱酸根離子水解溶液顯堿性，即S2、SO、HPO、HCO水解呈堿性。(2)NH、Al3、Fe3屬于弱堿的陽離子，水解后溶液呈酸性。(3)Na、Cl、SO是強酸的陰離子和強堿的陽離子，既能在強酸性又能在強堿性溶液中存在。(4)HPO、HCO屬于弱酸的酸式酸根離子，既能與強酸又能與強堿反應(yīng)?！敬鸢浮?

26、1)S2、SO、HPO、HCO(2)NH、Al3、Fe3(3)Na、Cl、SO(4)HPO、HCO水 解 平 衡 的 移 動1溫度：由于鹽類水解是吸熱過程，升高溫度可使水解平衡向右移動，水解程度增大。2濃度：稀釋鹽溶液可使水解平衡向右移動，水解程度增大；若增大鹽的濃度，水解平衡向右移動，但水解程度減小。3外加酸堿：加酸可抑制弱堿陽離子水解，加堿能抑制弱酸酸根離子水解。4兩種水解離子的相互影響。弱堿陽離子和弱酸陰離子在同一溶液中，兩種水解相互促進，使兩種水解程度都增大，甚至反應(yīng)完全。以水解平衡CH3COOH2OCH3COOHOH為例。問題思考：(1)請分析升高溫度對水解平衡有什么影響？【提示】升

27、高溫度，水解平衡向吸熱方向移動以減弱外界升高的溫度，由于水解是吸熱反應(yīng)，所以水解平衡右移，水解程度增大。(2)當向溶液中加入CH3COONa固體時，水解平衡如何移動；當加水稀釋時，水解平衡如何移動？【提示】加入CH3COONa，為減弱溶液中的增大，平衡右移，但CH3COO的水解程度減小。加水稀釋，為減弱各粒子濃度的減小，平衡會向粒子數(shù)目多的方向移動(水的濃度是常數(shù))，所以平衡右移，CH3COO的水解程度增大。(3)當向溶液中加入鹽酸時，水解平衡如何移動；當向溶液中加入氫氧化鈉時，平衡如何移動？【提示】加入鹽酸時，為減弱溶液中的減小，平衡右移，CH3COO的水解程度增大。加入氫氧化鈉時，為減弱的

28、增大，平衡向左移動，CH3COO的水解程度減小。(4)當向溶液中加入Na2CO3時，平衡向哪個方向移動；當向溶液中加入NH4Cl時，平衡向哪個方向移動？【提示】加入Na2CO3時，由于CO的水解類型與CH3COO的相同，都產(chǎn)生OH，所以二者相互抑制水解，平衡左移。加入NH4Cl，由于NH水解類型與CH3COO的不同，NH會水解出H，二者相互促進水解，平衡右移。1外界因素對CH3COONa溶液水解平衡的影響CH3COONa溶液的水解平衡：CH3COOH2OCH3COOHOH平衡移動的方向pH水解程度加熱右減小增大增大減小增大增大加水右減小減小減小增大減小增大加CH3COOH左增大增大減小增大減小

29、減小加CH3COONa右增大增大增大減小增大減小加NaOH左增大減小增大減小增大減小加HCl右減小增大減小增大減小增大2.弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進的情況(1)NH與S2、HCO、CO、CH3COO等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，仍是部分水解，書寫時仍用“”表示。如NHCH3COOH2OCH3COOHNH3H2O(2)Al3和CO或HCO、S2、HS、等組成的鹽水解相互促進非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時用“=”表示。如Al33HCO=Al(OH)33CO2。1某溶液中FeCl3的水解反應(yīng)已達平衡：FeCl33H2OFe(OH)33HCl，若要使FeCl3的水解程度增大，應(yīng)

30、采取的方法是()A加入CH3COONaB加入AgNO3C加FeCl3固體 D降溫【解析】CH3COONa溶液顯堿性，能促進FeCl3的水解；AgNO3溶液顯酸性，能抑制FeCl3的水解；加FeCl3固體，F(xiàn)eCl3濃度增大，水解程度100%，故FeCl3水解程度減小；降溫使水解平衡逆向移動，F(xiàn)eCl3水解程度減小?！敬鸢浮緼2Na2CO3溶液在稀釋過程中，溶液中下列哪些量逐漸增大()A BCpH D.【解析】Na2CO3溶液中CO發(fā)生水解反應(yīng)：COH2OHCOOH，加水稀釋，平衡向正反應(yīng)方向移動，但減小，則pH減小，因KW不變，故增大；又因為所以該比值減小?！敬鸢浮緼3關(guān)于氯化銅水解的說法錯誤

31、的是 () 【導(dǎo)學號：】A增大氯化銅溶液的濃度、加水稀釋，平衡均向正方向移動B濃度為5 molL1和0.5 molL1的兩種CuCl2溶液，其他條件相同時，Cu2的水解程度前者比后者小C有50 和20 的同濃度的CuCl2溶液，其他條件相同時，Cu2的水解程度前者比后者小D為抑制Cu2水解，較好地保存CuCl2溶液，應(yīng)加少量鹽酸【解析】增大CuCl2的濃度，平衡正向移動，但水解程度減小，加水稀釋，平衡正向移動，水解程度增大，A、B均正確；水解是吸熱反應(yīng)，升高溫度，水解程度增大，C錯誤；Cu2水解顯酸性，增大H濃度可抑制Cu2的水解，D正確。【答案】C4NH4Cl溶液中存在水解平衡：NHH2ON

32、H3H2OH，當改變外界條件時，請完成下列空白：pH水解程度加熱加水通NH3加NH4Cl通HCl加NaOH【解析】加熱時，平衡向吸熱方向移動，水解反應(yīng)均為吸熱反應(yīng)，故加熱時平衡正向移動；該反應(yīng)的水解常數(shù)K，加水、加NH3、加NH4Cl、加HCl、加NaOH可歸結(jié)為改變反應(yīng)物或生成物的濃度，改變外界條件時，其濃度商Qc。若QcK，則平衡不移動；若QcK，則平衡逆向移動；若QcK，則平衡正向移動?！敬鸢浮繙p小增大增大減小減小增大減小減小減小增大增大增大增大增大減小增大增大減小增大增大增大減小減小減小增大減小增大減小減小減小減小增大減小增大增大增大第3課時鹽類水解原理的應(yīng)用1了解鹽類水解在生產(chǎn)、生活

33、中的應(yīng)用。2了解鹽類水解在化學實驗和科學研究中的應(yīng)用。3掌握溶液中離子濃度的大小比較問題。(重點)水 解 原 理 的 應(yīng) 用1鹽類作凈水劑鋁鹽、鐵鹽等部分鹽類水解生成膠體，有較強的吸附性，常用作凈水劑。如明礬水解的離子方程式為：Al33H2OAl(OH)33H。2熱堿水去油污純堿水解的離子方程式為：COH2OHCOOH；加熱促進CO的水解，溶液堿性增強，去污能力增強。3鹽溶液的配制和保存配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的鹽溶液時，加入少量鹽酸的目的是抑制Sn2或Fe3等的水解。SnCl2在水溶液中水解生成沉淀，其化學方程式為：SnCl2H2O=Sn(OH)ClHCl。(1)Na2CO3

34、溶液能否保存于磨口玻璃瓶中？為什么？【提示】不能。Na2CO3水解顯堿性：COH2OHCOOH，玻璃中的成分SiO2與OH發(fā)生反應(yīng)：SiO22OH=SiOH2O。(2)在水溶液中Al3和HCO能否共存？【提示】不能共存。因為Al3、HCO相互促進水解，Al33HCO=Al(OH)33CO2。(3)將FeCl3溶液加熱、蒸干、灼燒，最后的固體殘留物是否是FeCl3?【提示】最后的固體殘留物是Fe2O3。原因是：FeCl33H2OFe(OH)33HCl，升溫促進了FeCl3的水解，同時加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產(chǎn)生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，又發(fā)生反應(yīng)：2Fe(OH)3Fe2O33H2

35、O。(4)在NH4Cl溶液中加入鎂粉會有什么現(xiàn)象？解釋原因?！咎崾尽挎V粉加入氯化銨的水溶液中有H2產(chǎn)生。這是因為氯化銨中NH水解而使溶液顯酸性：NHH2ONH3H2OH，金屬鎂將H還原，放出H2：Mg2H=Mg2H2。(5)在MgCl2溶液中混有少量FeCl3，如何除雜？【提示】FeCl3水解顯酸性，向混合溶液中加入MgO即可。鹽類水解的應(yīng)用1判斷鹽溶液的酸堿性。2比較溶液中離子濃度的大小及判斷離子能否大量共存。3判斷鹽所對應(yīng)酸的相對強弱。4判斷加熱蒸干鹽溶液的產(chǎn)物。5金屬與某些鹽溶液反應(yīng)產(chǎn)生H2。6利用鹽的水解可以除去雜質(zhì)。題組1鹽類水解的應(yīng)用1下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無關(guān)的是()A純堿溶液

36、去油污B鐵在潮濕的環(huán)境下生銹C加熱氯化鐵溶液顏色變深D濃硫化鈉溶液有臭味【解析】純堿水解，溶液顯堿性，有利于油脂的水解，A項與鹽類水解有關(guān)；B項為鋼鐵的電化學腐蝕，與鹽類水解無關(guān)；C項溶液顏色變深是因為鹽類水解是吸熱反應(yīng)，加熱后生成Fe(OH)3，濃度增大；D項溶液有臭味是因為硫化鈉水解后產(chǎn)生了少量的硫化氫?！敬鸢浮緽2下列各組離子因發(fā)生水解反應(yīng)而不能大量共存的是() ABa2、Cl、Na、SOBFe3、K、HCO、ClCH、Fe2、NO、SODH、Na、Cl、CO【解析】A項，Ba2與SO反應(yīng)生成BaSO4沉淀，不能大量共存；B項，F(xiàn)e3與HCO因水解相互促進反應(yīng)而生成沉淀和氣體，不能大量共

37、存；C項，酸性條件下，NO與Fe2因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存；D項，H與CO因生成揮發(fā)性氣體而不能大量共存?！敬鸢浮緽3(1)配制Na2S溶液要滴加幾滴NaOH溶液的理由是：_。(2)配制FeSO4(溶液)時，常加入少量的鐵粉，目的是：_；常加入少量H2SO4，目的是_。【解析】(1)Na2S溶液中存在S2的水解反應(yīng)：第一步：S2H2OHSOH；第二步：HSH2OH2SOH，滴加NaOH溶液使上述平衡左移，抑制S2的水解。(2)FeSO4(溶液)中，F(xiàn)e2易被空氣氧化為Fe3：12Fe23O26H2O=8Fe34Fe(OH)3。這樣，加入鐵粉，可使Fe3轉(zhuǎn)化為Fe22Fe3Fe=3Fe2

38、，加入H2SO4可防止Fe(OH)3沉淀的生成。 同時Fe2又能發(fā)生水解反應(yīng)：Fe22H2OFe(OH)22H，加入H2SO4可抑制Fe2的水解。【答案】(1)抑制S2的水解(2)使Fe3轉(zhuǎn)化為Fe2反應(yīng)掉氧化生成的Fe(OH)3，抑制Fe2的水解題組2鹽溶液蒸干產(chǎn)物的判斷4下列溶液在蒸發(fā)皿中加熱蒸干灼燒后，不能得到溶質(zhì)固體的是 ()ANaClBAl2(SO4)3CNa2SO4 DKMnO4【解析】B項，Al2(SO4)3溶液中存在Al2(SO4)36H2O2Al(OH)33H2SO4，H2SO4為高沸點酸，難揮發(fā)，故加熱時最后得到Al2(SO4)3；C項，Na2SO4不水解，蒸干后得到Na2

39、SO4固體；D項，加熱時：2KMnO4K2MnO4MnO2O2?！敬鸢浮緿5將下列固體溶于水，再將其溶液加熱蒸發(fā)，結(jié)晶后灼燒，能得到化學組成與原固體物質(zhì)相同的是 () 膽礬氯化鋁硫酸鋁碳酸鈉碳酸氫鈉氯化銅A BC D全部【解析】因為鹽酸易揮發(fā)，在加熱時生成的氯化氫揮發(fā)，故結(jié)晶生成Al(OH)3，灼燒后生成Al2O3，結(jié)晶生成Cu(OH)2，灼燒又生成CuO；硫酸是一種難揮發(fā)性的酸，故結(jié)晶生成膽礬，灼燒時生成不帶結(jié)晶水的CuSO4，仍然得到Al2(SO4)3；CO雖然能水解生成HCO并進一步水解得到H2CO3，但CO2不能從溶液中逸出，故結(jié)晶灼燒仍得到Na2CO3，但NaHCO3灼燒得到Na2C

40、O3，故選A?！敬鸢浮緼6(1)AgNO3的水溶液呈_(填“酸”“中”或“堿”)性，常溫時的pH_7(填“”“”或“”)，原因是(用離子方程式表示)：_；實驗室在配制AgNO3溶液時，常將AgNO3固體先溶于較濃的硝酸中，然后再用蒸餾水稀釋到所需的濃度，以_(填“促進”或“抑制”)其水解。(2)氯化鋁水溶液呈_性，原因是(用離子方程式表示)：_。把AlCl3溶液蒸干，灼燒，最后得到的主要固體產(chǎn)物是_。【解析】(1)由于AgNO3是強酸弱堿鹽，銀離子會發(fā)生水解：AgH2OAgOHH，水解后溶液顯酸性，常溫時pH小于7。若在配制時加入硝酸，由于硝酸能電離出大量氫離子，對Ag的水解起到抑制作用。(2

41、)氯化鋁由于是強酸弱堿鹽，所以其水溶液中存在鋁離子的水解：Al33H2OAl(OH)33H，所以溶液顯酸性，若把氯化鋁的水溶液蒸干并灼燒，由于鹽酸的揮發(fā)，蒸干后生成Al(OH)3然后再灼燒，Al(OH)3會分解生成Al2O3?！敬鸢浮?1)酸。(3)CH3COONa溶液中的離子存在哪些守恒關(guān)系？【提示】電荷守恒：物料守恒：質(zhì)子守恒：。1三個“守恒”關(guān)系式類別意義實例電荷守恒電解質(zhì)溶液中陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)Na2CO3溶液中存在Na、CO、H、OH、HCO、H2CO3和H2O，其中2物料守恒電解質(zhì)溶液中，某種原子的總濃度等于它的各種存在形態(tài)的濃度之和Na2S溶液中n(Na)2n(S)，即222質(zhì)子守恒任何水溶液中由水電離產(chǎn)生的H和OH的物質(zhì)的量均相等Na2CO3溶液中22微粒濃度大小的比較(1)多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3PO4的溶液中：。(2)多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根離子的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：。(3)不同溶液中同一離子濃度的大