高中化學 第三章 第三節(jié) 鹽類的水解學案 新人教版選修41

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鹽類的水解（第1課時）【學習目標】1.了解鹽溶液呈現不同酸堿性的原因及規(guī)律。2.掌握鹽類水解方程式書寫的方法。3.理解外界條件對鹽類水解平衡的影響?！緦W習過程】1鹽類水解的實質：在溶液中鹽電離出來的離子(弱堿的陽離子或弱酸的陰離子)結合水電離出的OH或H生成弱電解質，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。（1）CH3COONa水溶液呈堿性的原因：溶液中都存在水的電離平衡：H2OOHH，CH3COONa溶于水后完全電離：CH3COONa=NaCH3COO，溶液中的CH3COO能與水中的H結合生成難電離的醋酸分子，從而使水的電離平衡向電離的方向移動，溶液中有關離子的濃度變化是c(CH3COO)減小，c(H)減小，c(OH)增大，c(H)小于c(OH)，所以CH3COONa溶液呈堿性?；瘜W方程式是CH3COONaH2OCH3COOHNaOH，離子方程式是CH3COOH2OCH3COOHOH。（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：NH4Cl溶液中的電離方程式：H2OHOH，NH4Cl=ClNH。NH與水電離的OH結合生成了難電離的NH3H2O，水的電離平衡移動方向是電離的方向，溶液中有關離子濃度的變化是c(NH)減小，c(OH)減小，c(H)增大，c(H)c(OH)，NH4Cl溶液呈酸性?；瘜W方程式是NH4ClH2ONH3H2OHCl，離子方程式是NHH2ONH3H2OH。（3）NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后電離產生Na和Cl，不能與水電離出的OH、H結合成難電離的物質，水的電離平衡不發(fā)生移動，c(H)c(OH)，溶液呈中性。2鹽類水解的規(guī)律：在可溶性鹽溶液中“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性”。常見的“弱”離子有：弱堿陽離子：NH、Al3、Fe3、Cu2等；弱酸根離子：CO、HCO、AlO、SO、S2、HS、ClO、CH3COO、F等。鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽實例NaCl、K2SO4NH4Cl、CuSO4、FeCl3Na2S、Na2CO3、NaHCO3是否水解(無弱)不水解(誰弱誰)水解(誰弱誰)水解水解離子無NH、Cu2、Fe3S2、CO、HCO溶液酸堿性中性酸性堿性溶液pHpH7pH73鹽類水解的特點：可溶、微弱、吸熱、可逆。4.鹽類水解方程式的書寫：一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“”或“”，也不把生成物(如NH3H2O、H2CO3等)寫成其分解產物的形式；鹽類水解是可逆反應，是中和反應的逆反應，而中和反應是趨于完全的反應，所以鹽的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“=”而寫“”。(1)一元弱酸強堿鹽，以CH3COONa為例：CH3COOH2OCH3COOHOH。(2)一元弱堿強酸鹽，以NH4Cl為例：NHH2ONH3H2OH。(3)多元弱酸強堿鹽(正鹽)：多元弱酸強堿鹽水解是分步進行的，應分步書寫。水解程度主要取決于第一步反應，以Na2CO3為例：COH2OHCOOH，HCOH2OH2CO3OH。(4)多元弱堿強酸鹽：多元弱堿強酸鹽水解也是分步的，由于中間過程復雜，中學階段仍寫成一步，以CuCl2為例：Cu22H2OCu(OH)22H。(5)多元弱酸的酸式鹽，以NaHCO3為例：HCOH2OH2CO3OH。(6)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進：NH與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。如NHCH3COOH2OCH3COOHNH3H2OAl3和CO或HCO等組成的鹽水解相互促進非常徹底，生成氣體和沉淀。如Al33HCO=Al(OH)33CO2。5.影響鹽類水解平衡的因素(1)主要因素是鹽本身的結構和性質，組成鹽的酸根對應的酸越弱或陽離子對應的堿越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。(2)外界因素：溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。濃度：鹽的濃度越小，電解質離子相互碰撞結合成電解質分子的幾率越小，水解程度越大。酸堿性：向鹽溶液中加入H，可抑制陽離子水解，促進陰離子水解；向鹽溶液中加入OH，能抑制陰離子水解，促進陽離子水解?！井斕脵z測】1. 物質的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的順序排列的是()ANa2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl BNa2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S DNH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO32. 實驗室有下列試劑，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是()NaOH溶液水玻璃Na2S溶液Na2CO3溶液NH4Cl溶液澄清石灰水濃HNO3濃H2SO4A B C D3.化學方程式是化學用語中重要的部分，它包括電離方程式、化學反應方程式、水解方程式等，準確、規(guī)范書寫各種方程式是學好化學的保證。請按要求寫出下列方程式。(1)NaHCO3在水中的電離方程式：_。(2)實驗室制取NH3的化學反應方程式：_。(3)用離子方程式表示Al2(SO4)3溶液顯酸性的原因：_。4. 常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表，請回答：編號HA物質的量濃度(molL1)NaOH物質的量濃度(molL1)混合溶液的pH0.10.1pH9c0.2pH70.20.1pH”、“”、“”或“”)。5. 25 時，如果取0.1 molL1 HA溶液與0.1 molL1 NaOH溶液等體積混合(混合后溶液體積的變化不計)，測得混合溶液的pH8，試回答以下問題：(1)混合溶液的pH8的原因(用離子方程式表示)：_。(2)混合溶液中由水電離出的c(H)_(填“”或“”)0.1 molL1 NaOH溶液中由水電離出的c(H)。(3)已知NH4A溶液為中性，又知將HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的pH_7(填“”或“”)。(4)將相同溫度下相同濃度的五種溶液：(NH4)2CO3NH3H2O(NH4)2SO4NH4ClCH3COONH4，按c(NH)由大到小的順序排列_(填序號)。答案與解析題號答案解析1C(NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH水解而呈酸性。(NH4)2SO4中的NH濃度大于NH4C1溶液的，故前者pH??；NaNO3溶液呈中性(pH7)；Na2S溶液因S2水解而呈堿性(pH7)2B3(1)NaHCO3=NaHCO、HCOHCO(2)Ca(OH)22NH4ClCaCl22H2O2NH3(3)Al33H2OAl(OH)33H(1)NaHCO3的電離方程式，HCO是不完全電離。(2)實驗室是用Ca(OH)2和NH4Cl加熱來制備NH3的。(3)Al2(SO4)3溶液顯酸性是因為Al3水解4(1)弱酸(2)(3)大于c(A)c(Na)c(H)c(OH)(4)0.2，根據電荷守恒，溶液中c(A)c(OH)c(Na)c(H)，pH7時，c(H)c(OH)，故c(A)c(Na)。(3)實驗得到的是等物質的量濃度的HA和NaA的混合溶液，由pHc(Na)c(H)c(OH)。(4)由于HA為弱酸，所以pH3的HA溶液中c(HA)103 molL1，而在pH11的NaOH溶液中c(NaOH)103 molL1，當兩溶液等體積混合后，HA過量很多，故混合溶液中c(OH)(3) (4)(1)等量的HA與NaOH混合，恰好完全反應生成鹽NaA，由于溶液顯堿性，說明NaA是強堿弱酸鹽，A發(fā)生了水解。(2)由于生成的鹽能水解，所以促進了水的電離，而NaOH抑制水的電離，所以為“”。(3)由NH4A溶液為中性可知，HA的電離程度與NH3H2O的電離程度相同，又由HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出可知HA的電離程度大于H2CO3的，所以NH3H2O的電離程度大于H2CO3的，所以(NH4)2CO3溶液顯堿性(誰強顯誰性)。(4)假設鹽未水解，；由于的水解程度大于，所以c(NH)：；由于的水解程度小于，所以c(NH)：（第2課時）【學習目標】1.了解鹽類水解在生產生活、化學實驗、科學研究中的應用。2.掌握溶液中離子濃度的大小比較問題?！緦W習過程】1.鹽類水解反應的應用(1)純堿液去油污：純堿(Na2CO3)水解呈堿性，加熱能促進水解，溶液的堿性增強，熱的純堿溶液去污效果增強。有關的離子方程式是COH2OHCOOH、HCOH2OH2CO3OH。(2)明礬(鋁鹽)作凈水劑：明礬溶于水電離產生的Al3水解，生成的Al(OH)3膠體表面積大，吸附水中懸浮的雜質而使水變澄清。有關的離子方程式是Al33H2OAl(OH)33H。(3)泡沫滅火器原理：泡沫滅火器內所盛裝藥品分別是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用時將兩者混合，鋁離子的水解會促進碳酸氫根離子的水解，從而使水解完全，而產生CO2和Al(OH)3。其水解方程式為Al33HCO=Al(OH)33CO2。(4)銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用：因為NH在水溶液中能發(fā)生水解生成H，CO在水溶液中水解產生OH，當二者同時存在時，二者水解產生的H和OH能發(fā)生中和反應，使水解程度都增大，銨鹽水解產生的NH3H2O易揮發(fā)而降低了肥效。(5)在工業(yè)生產中廣泛應用：焊接工業(yè)上用氯化銨作為金屬的除銹劑，是因為NH4Cl水解溶液呈酸性，從而與金屬表面的銹發(fā)生反應而除去。工業(yè)制備某些無水鹽時，不能用蒸發(fā)結晶的方法，如由MgCl26H2O制無水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則：MgCl26H2OMg(OH)22HCl4H2O。工業(yè)上利用水解制備納米材料等。如用TiCl4制備TiO2：TiCl4(x2)H2O(過量)TiO2xH2O4HCl。制備時加入大量的水，同時加熱，促進水解趨于完全，所得TiO2xH2O經焙燒得TiO2。(6)某些強酸弱堿鹽在配制溶液時因水解而渾濁，需加相應的酸來抑制水解，如在配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸來抑制FeCl3水解。(7)某些弱酸強堿鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。(8)判斷加熱濃縮某些鹽溶液的產物，如加熱濃縮FeCl3溶液，FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于鹽酸易揮發(fā)，使水解平衡向右移動，蒸干后得到的物質為Fe(OH)3。(9)制備膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體。(10)判斷酸堿中和反應至pH7時酸或堿的相對用量，如用氨水與鹽酸反應至pH7時是氨水過量。(11)判斷溶液中離子能否大量共存，如Al3與HCO等因水解互相促進不能大量共存。2溶液中的三個守恒關系(1)電荷守恒規(guī)律：電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，如Na2CO3溶液中存在著Na、CO、H、OH、HCO，它們存在如下關系：c(Na)c(H)2c(CO)c(HCO)c(OH)(2)物料守恒規(guī)律：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但原子總數是守恒的，如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關系為：c(Na)c(CO)c(HCO)c(H2CO3)(3)質子守恒規(guī)律：質子守恒是依據水的電離H2OHOH，水電離產生的H和OH的物質的量總是相等的，無論在溶液中該H和OH以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有關系式：c(OH)c(H)c(HCO)2c(H2CO3)。3.離子濃度大小的比較規(guī)律(1)單一溶液對于多元弱酸溶液，應根據多步電離進行分析。如在H3PO4的溶液中，c(H)c(H2PO)c(HPO)c(PO)。對于多元弱酸的正鹽溶液，根據弱酸根的分步水解分析。例如：Na2CO3溶液中，各離子濃度的大小順序為：c(Na)c(CO)c(OH)c(HCO)c(H)。多元弱酸的酸式鹽溶液要考慮酸根離子的電離程度與水解程度的相對大小，如HCO以水解為主，NaHCO3溶液中c(Na)c(HCO)c(OH)c(H)；而HSO以電離為主，NaHSO3溶液中c(Na)c(HSO)c(H)c(OH)。不同溶液中同一離子濃度的大小比較，要考慮溶液中其他離子對該離子的影響。如在0.10 molL1的a.NH4HSO4、b.NH4Cl、c.CH3COONH4、d.(NH4)2SO4溶液中，c(NH)的大小順序為dabc。強酸弱堿鹽溶液(一般比較一元酸的鹽溶液)。如NH4Cl中存在NHH2ONH3H2OH，溶液中離子間的關系是c(Cl)c(NH)c(H)c(OH)。(2)混合溶液中各離子濃度的大小比較，根據電離程度、水解程度的相對大小分析。分子的電離大于相應離子的水解。例如等物質的量濃度的NH4Cl與NH3H2O混合溶液，c(NH)c(Cl)c(OH)c(H)；等物質的量濃度的CH3COONa與CH3COOH混合溶液，c(CH3COO)c(Na)c(H)c(OH)。分子的電離小于相應離子的水解。例如在0.1 molL1的NaCN和0.1 molL1的HCN溶液的混合液中，各離子濃度的大小順序為c(Na)c(CN)c(OH)c(H)?！井斕脵z測】1. 下列說法正確的是()A將AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分別加熱、蒸干、灼燒，所得固體成分相同B配制FeSO4溶液時，將FeSO4固體溶于稀鹽酸中，然后稀釋至所需濃度C用加熱的方法可以除去KCl溶液中的Fe3D洗滌油污常用熱的碳酸鈉溶液2. T 時，某濃度氯化銨溶液的pH4，下列說法中一定正確的是()A由水電離出的氫離子濃度為1010 molL1B溶液中c(H)c(OH)11014C溶液中c(Cl)c(NH)c(H)c(OH)D溶液中c(NH3H2O)c(NH)c(Cl)c(OH)3. 常溫下，0.1 molL1某一元酸(HA)溶液的pH3。下列敘述正確的是()A該溶液中：c2(H)c(H)c(A)KwB由pH3的HA溶液與pH11的NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na)c(A)c(OH)c(H)C濃度均為0.1 molL1的HA和NaA溶液等體積混合，所得溶液中：c(A)c(HA)c(Na)c(OH)c(H)D0.1 molL1 HA溶液與0.05 molL1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：2c(H)c(HA)c(A)2c(OH)4. 將0.2 molL1 HA溶液與0.1 molL1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液中c(Na)c(A)，則：(1)混合溶液中c(A)_c(HA)(填“”、“”或“”，下同)。(2)混合溶液中c(HA)c(A)_0.1 molL1。(3)混合溶液中，由水電離出的c(OH)_0.2 molL1 HA溶液中由水電離出的c(H)。(4)25 時，如果取0.2 molL1 HA溶液與0.1 molL1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH”、“”、“”、“c(Na)c(HA)c(H)c(OH)，錯；D項，溶液中存在以下兩個守恒，c(A)c(HA)2c(Na)，c(H)c(Na)c(A)c(OH)，2可得2c(H)c(HA)c(A)2c(OH)，對4(1)(4)(1)將0.2 molL1 HA溶液與0.1 molL1 NaOH溶液等體積混合時，溶質為等物質的量的HA和NaA，由于c(Na)c(A)，說明A的水解能力大于HA的電離能力，使得c(HA)c(A)。(2)通過物料守恒及等體積混合后濃度減半可知，c(HA)c(A)0.1 molL1。(3)混合溶液中由于NaA的存在，促進水的電離，而0.2 molL1 HA溶液中水的電離受到抑制，因此前者由水電離產生的c(OH)大于后者由水電離產生的c(H)。(4)如果取0.2 molL1 HA溶液與0.1 molL1 NaOH溶液等體積混合，溶質為等濃度的HA和NaA，混合溶液的pHc(Na)c(CH3COO)c(H)c(OH)(3)(5)(6)c(H)1c(H)3，c(H)越大，反應速率越快。由于酸提供的H總量n(H)2n(H)1n(H)3，由此可知產生H2的總量關系為。(5)由于在鹽酸中加入CH3COONa溶液會先反應生成醋酸，因此溶液pH上升較慢，故混合液的pH：。(6)雖然加熱能促使氨水的電離，但仍不可能完全電離，而且由于溫度升高，NH3會揮發(fā)，因此溶液的pH：