高中化學(xué)《弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解》學(xué)案1魯科版選修4

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1、第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解學(xué)習(xí)目標(biāo)1、了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。以及溫度、濃度等外界條件對(duì)電離平衡的影響。2、了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。一、電離平衡的建立1、弱電解質(zhì)溶于水時(shí)，在的作用下，弱電解質(zhì)分子電離成陰、陽離子，陰、陽離子又能重新結(jié)合成分子，在一定的條件下（溫度、壓強(qiáng)、濃度等）下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子的速率和的速率時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。達(dá)平衡后弱電解質(zhì)和電離產(chǎn)生的共存，通常的濃度大于的濃度。2、影響電離平衡的外界因素（ 1）溫度：溫度升高，電離平衡移動(dòng)，電離程度。溫度降低，電離平衡移動(dòng)，電離程度。（ 2）濃度：電解質(zhì)溶液濃度越大，平衡移

2、動(dòng)，電離程度；電解質(zhì)溶液濃度越小，平衡移動(dòng)，電離程度；3、電離平衡常數(shù)一元弱酸電離平衡常數(shù)：kaCH 3COOHCH 3COOHK ac( CH3COO ) c(H )c(CH 3 COOH)（ 1）電離平衡常數(shù)只隨溫度變化而變化，而與無關(guān)。（ 2）K 的意義：K 值越大，弱電解質(zhì)較易電離，其對(duì)應(yīng)弱酸、弱堿較。K 值越小，弱電解質(zhì)較難電離，其對(duì)應(yīng)弱酸、弱堿較。二、鹽類水解 :1在溶液中電離出來的離子跟所電離出來的H+或 OH- 結(jié)合生成的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2鹽類的水解反應(yīng)是反應(yīng)的逆反應(yīng)， 也是水溶液中存在的一種重要的化學(xué)平衡過程。3. 鹽類水解的實(shí)質(zhì)用心愛心專心1在溶液中，由于鹽的離子與水

3、電離出來的或生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的使溶液顯示不同程度酸性、堿性或中性。 NH4Cl 溶于重水后，產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子可表示為4. 鹽類水解的離子方程式的寫法規(guī)律：（ 1）首先它符合離子方程式的書寫規(guī)律， 其次是鹽的水解一般是可逆的， 但雙水解例外。（ 2）多元弱酸陰離子的水解是進(jìn)行的。一般第步水解的程度很小，往往可以忽略。（ 3）多元弱堿陽離子也是水解的，但這類陽離子的水解反應(yīng)一般比較復(fù)雜，通常以表示。（ 4）寫出下列鹽的水解方程式或離子方程式：CH3COONaNH4Cl:AlCl 3：Na2CO3：AlCl 3 溶液和 Na2CO3 溶液混合：三、影響鹽類水解因素：主要因素是，組

4、成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越(或陽離子對(duì)應(yīng)的堿越)，水解程度越。另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。1、溫度：鹽的水解是反應(yīng)，因此升高溫度水解程度.2、濃度：鹽的濃度越小，水解程度越。3、外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。例如水解顯酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的,使平衡向方向移動(dòng)而水解，若加酸則水解。4針對(duì)下列平衡體系回答問題鹽類實(shí)例能否水引起水解的對(duì)水的電離溶液的解離子平衡的影響酸堿性強(qiáng)堿弱酸CH3COONa能弱酸陰離子促進(jìn)水電離堿性鹽用心愛心專心2強(qiáng)酸弱堿NH4Cl能弱堿陽離子促進(jìn)水電離酸性鹽強(qiáng)堿強(qiáng)酸NaCl不能無無中性鹽四、影響水解的因素：內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì) 這是影響鹽類水解的內(nèi)在

5、因素。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大，其鹽溶液的酸性或堿性就越強(qiáng)。 “無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性”外因： 1、溫度由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水解程度。2、濃度溶液濃度越小，實(shí)際上是增加了水的量，可使平衡相正反應(yīng)方向移動(dòng)，使鹽的水解程度。（最好用勒沙特例原理中濃度同時(shí)減小的原理來解釋）3、溶液的酸堿性鹽類水解后，溶液會(huì)呈現(xiàn)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。如在配制FeCl3 溶液時(shí)常加入少量鹽酸來抑制FeCl3 水解。鹽的離子與水中的氫離子或氫氧根離子結(jié)合的能力的大小，組成鹽的酸或堿的越弱，鹽的水解程

6、度越大。五、鹽類水解的應(yīng)用：3+-1、離子共存：Al和 HCO3說明雙水解反應(yīng)能進(jìn)行到底原因2、溶液配置：FeCl 3 的配制？3、化肥 K2CO3 和 NH4Cl 能否混合使用？4、判斷溶液的pH 值： 1、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽呈什么性。5、如何對(duì)比碳酸鈉、碳酸氫鈉的堿性。6、氯化鋁、偏鋁酸鈉、氯化鐵分別蒸干灼燒后的產(chǎn)物是什么？ 典題解悟 例 1能說明醋酸是弱電解質(zhì)的事實(shí)是（）A 醋酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸強(qiáng)B 醋酸溶液與碳酸鈣反應(yīng)，緩慢放出二氧化碳C 醋酸溶液用水稀釋后，氫離子濃度下降用心愛心專心3D 0.1mol ?L-1 的 CH3COOH溶液中，氫離子濃度約為0.01 mol ?L-1

7、解析：確定某物質(zhì)是否為弱電解質(zhì)，要看它在水溶液中是否僅有部分電離成自由移動(dòng)的離子，而溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱、與碳酸鈣反應(yīng)放出二氧化碳的速度、以及稀釋后某種離子濃度下降，都與溶液中自由移動(dòng)的離子的濃度的大小有關(guān)，但卻都不能說明CH3COOH在水溶液中僅能部分電離。 0.1mol ?L-1 的 CH3COOH溶液中，氫離子濃度約為0.01 mol ?L-1 ，可以說明CH3COOH在水溶液中僅有部分電離成離子。答案： D 例 2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濃度的乘積與未電離分子的濃度的比值B 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只與弱

8、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(qiáng)；弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性越弱D多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)相同解析：弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪之積與溶液中未電離的分子濃度的比值。這個(gè)比值必須是達(dá)到電離平衡時(shí)的，而不是任意時(shí)刻的。 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，同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)；同樣，弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性越強(qiáng)。弱電解質(zhì)一旦確定，溫度越高，電離平衡常數(shù)越大。多元弱酸是分步電離的，其各級(jí)電離常數(shù)是逐級(jí)減小的且差別很大。答案： B 例 3 相同溫度

9、、相同物質(zhì)的量濃度的四種溶液：CH 3COONaNaHSO4NaClC6H5-ONa，按pH 值由大到小的順序排列，正確的是：（）A 、 B 、 C 、 D、 解析： 此題是分析四種鈉鹽的酸堿性，對(duì)于NaHSO是酸式強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，雖不水解，但在4水中電離后， 使溶液顯酸性。 NaHSO4+2-故 NaHSO4相當(dāng)于一價(jià)一元強(qiáng)酸。 NaClNa +H+SO4是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解，溶液顯中性。對(duì)于CH3COONa與，它們均為強(qiáng)堿用心愛心專心4弱酸鹽， 水解后溶液顯堿性，由于 CH3COOH的酸性強(qiáng)于的酸性，故溶液的堿性強(qiáng)于CH3COONa溶液的堿性。所以，四 例 4欲使 0.1mol/L K+=2CO2- ，應(yīng)采取的措施是（）2CO3溶液中 K3A 、加少量鹽酸B、加適量 KOHC 、加適量水D 、加適量NaOH解析： 題中提供的 （A），提供 H+，（ C）加適量水均促進(jìn)水解故不是選項(xiàng)。（ B）與（D）-+故只有采取加入適量 NaOH提供 OH離子， 但提供 KOH，又增加了K 離子而不符合題意，+2-。故答案應(yīng)選 D。的方法，才可使溶液中 K =2CO3 用心愛心專心5