2018-2019學(xué)年高中化學(xué) 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離、鹽類(lèi)的水解 第2課時(shí) 鹽類(lèi)的水解學(xué)案 魯科版選修4.doc
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第2課時(shí) 鹽類(lèi)的水解 學(xué)習(xí)目標(biāo)：1.掌握鹽的水解原理及規(guī)律，并能正確書(shū)寫(xiě)水解方程式。(重點(diǎn))2.了解影響鹽類(lèi)水解的因素以及水解平衡的移動(dòng)。(重點(diǎn)) [自 主 預(yù) 習(xí)探 新 知] 1．鹽類(lèi)水解的原理 (1)鹽類(lèi)水解的定義：在溶液中鹽電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。 (2)鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì) (3)鹽類(lèi)水解的四個(gè)特征 ①可逆：水解反應(yīng)一般是可逆反應(yīng)，在一定條件下可達(dá)到平衡狀態(tài)。 ②吸熱：水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱反應(yīng)。 ③微弱：由于生成的產(chǎn)物很少，因而水解反應(yīng)的程度一般很微弱，但也有特例。 ④多元弱酸鹽分步水解，但以第一步為主。 (4)鹽類(lèi)的水解規(guī)律及溶液酸堿性 ①水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱都水解；越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。 ②鹽類(lèi)水解的類(lèi)型及溶液酸堿性。 鹽的類(lèi)型 水解的離子 溶液的酸堿性 實(shí)例 強(qiáng)酸弱堿鹽 弱堿陽(yáng)離子 弱酸性，pH＜7 AlCl3、Fe2(SO4)3、NH4Cl等 強(qiáng)堿弱酸鹽 弱酸根陰離子 弱堿性，pH＞7 CH3COONa、Na2CO3等 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 不水解 中性，pH＝7 NaCl、KNO3等 弱酸弱堿鹽 弱酸根陰離子、弱堿陽(yáng)離子 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性 CH3COONH4、NH4HCO3等 (5)水解反應(yīng)的表示方法 鹽的離子＋水弱酸(弱堿)＋OH－(H＋) 如NH4NO3的水解反應(yīng)離子方程式寫(xiě)為 NH＋H2ONH3H2O＋H＋； KF的水解反應(yīng)離子方程式寫(xiě)為 F－＋H2OHF＋OH－。 2．影響鹽類(lèi)水解的因素 (1)內(nèi)因：相同條件下，弱酸的酸性越弱，其形成的鹽越易水解，鹽溶液的堿性越強(qiáng)；弱堿的堿性越弱，其形成的鹽越易水解，鹽溶液的酸性越強(qiáng)。 (2)外因 ①溫度：鹽的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度水解平衡向右移動(dòng)，水解程度增大。 ②濃度：加水稀釋鹽的溶液，水解平衡向右移動(dòng)，水解程度增大。 ③外加酸、堿：加酸可抑制弱堿陽(yáng)離子的水解，加堿可抑制弱酸陰離子的水解。 ④兩種水解離子的相互影響：弱堿陽(yáng)離子和弱酸陰離子在同一溶液中，兩種水解相互促進(jìn)，使兩種水解程度都增大，甚至反應(yīng)完全。 微點(diǎn)撥：電離平衡、水解平衡、化學(xué)平衡均遵循勒夏特列原理。 [基礎(chǔ)自測(cè)] 1．判斷對(duì)錯(cuò)(對(duì)的在括號(hào)內(nèi)打“√”，錯(cuò)的在括號(hào)內(nèi)打“”。) (1)鹽類(lèi)的水解過(guò)程對(duì)水的電離無(wú)影響。( ) (2)鹽類(lèi)水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。( ) (3)鹽類(lèi)的水解反應(yīng)都是放熱反應(yīng)。( ) (4)NH4Cl溶液中，[NH]＝[Cl－]。( ) (5)NaHS溶液中HS－的水解離子方程式為HS－＋H2OH3O＋＋S2－。( ) (6)CuSO4溶液呈堿性。( ) [提示] (1) 鹽類(lèi)的水解過(guò)程促進(jìn)水的電離。 (2)√ (3) 鹽類(lèi)水解是吸熱反應(yīng)。 (4) NH4Cl溶液中[NH]＜[Cl－]。 (5) 正確的離子方程式為HS－＋H2OH2S＋OH－。 (6) 由于Cu2＋水解：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋，故CuSO4溶液顯酸性。 2．下列關(guān)于鹽溶液呈酸堿性的說(shuō)法錯(cuò)誤的是( ) A．鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中[H＋]＞[OH－] C．在稀CH3COONa溶液中，由水電離的[OH－]≠[H＋] D．水電離出的H＋或OH－與鹽中的弱離子結(jié)合，造成鹽溶液呈酸堿性 C [在水溶液中，鹽電離出的弱離子和水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，溶液中[H＋]和[OH－]不相等，導(dǎo)致溶液呈酸堿性，即破壞了水的電離平衡，故A、D項(xiàng)正確；氯化銨是強(qiáng)酸弱堿鹽，銨根離子水解導(dǎo)致溶液中[H＋]＞[OH－]，則溶液呈酸性，故B項(xiàng)正確；任何稀的電解質(zhì)溶液中由水電離的[OH－]＝[H＋]，與電解質(zhì)溶液的酸堿性無(wú)關(guān)，故C項(xiàng)錯(cuò)誤。] 3．下列水解反應(yīng)方程式正確的是( ) 【導(dǎo)學(xué)號(hào)：41722157】 A．NH4Cl＋H2O===NH3H2O＋HCl B．CH3COONa＋H2O===CH3COOH＋NaOH C．Na2CO3＋2H2OCO2↑＋H2O＋2NaOH D．FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl D [A項(xiàng)，應(yīng)為NH4Cl＋H2ONH3H2O＋HCl；B項(xiàng)，應(yīng)為CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH；C項(xiàng)，應(yīng)為Na2CO3＋H2ONaHCO3＋NaOH。] [合 作 探 究攻 重 難] 鹽類(lèi)水解的原理和規(guī)律 常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，分別進(jìn)行編號(hào)為①、②、③的實(shí)驗(yàn)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)記錄如下表。 實(shí)驗(yàn)編號(hào) HA物質(zhì)的量濃度(molL－1) NaOH物質(zhì)的量濃度(molL－1) 混合溶液的pH ① 0.1 0.1 pH＝9 ② c 0.2 pH＝7 ③ 0.2 0.1 pH＞7 [思考交流] 1．根據(jù)實(shí)驗(yàn)①，分析混合液的pH＝9的原因是什么？(用離子方程式表示) [提示] A－＋H2OHA＋OH－。 2．根據(jù)實(shí)驗(yàn)②分析c與0.2的相對(duì)大??？[Na＋]與[A－]的相對(duì)大??？ [提示] c＞0.2；[Na＋]＝[A－]。 3．根據(jù)實(shí)驗(yàn)③分析HA的電離程度與NaA的水解程度的相對(duì)大??？ [提示] HA的電離程度小于NaA的水解程度。 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 題組1 鹽類(lèi)的水解原理 [教師備選] 關(guān)于鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)，下列敘述正確的是( ) A．鹽的電離平衡被破壞 B．水的電離平衡被破壞 C．沒(méi)有中和反應(yīng)發(fā)生 D．溶液的pH一定變大 B [鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是促進(jìn)水的電離。] 1．下列有關(guān)鹽類(lèi)水解的說(shuō)法不正確的是( ) A．鹽類(lèi)的水解過(guò)程破壞了水的電離平衡 B．鹽類(lèi)的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程 C．Na2S溶液中[Na＋]＞2[S2－] D．Na2CO3水解的實(shí)質(zhì)是Na＋與H2O電離出的OH－結(jié)合生成NaOH D [由于鹽電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合，從而破壞了水的電離平衡，A項(xiàng)正確；鹽類(lèi)水解與酸堿中和反應(yīng)互為逆反應(yīng)，B項(xiàng)正確；Na2S溶液中若無(wú)S2－水解，則[Na＋]＝2[S2－]成立，由于S2－水解，故[Na＋]＞2[S2－]，C項(xiàng)正確；Na2CO3水解的實(shí)質(zhì)是CO與H2O電離出的H＋結(jié)合生成HCO，使溶液中[H＋]＜[OH－]，D項(xiàng)錯(cuò)誤。] [教師備選] 下圖表示的是某離子X(jué)與水的反應(yīng)過(guò)程，離子X(jué)可能是( ) A．CO B．HCO C．Na＋ D．NH D [離子X(jué)的水解反應(yīng)生成H＋，由圖可知X只可能是NH。] 2．下列各方程式中，屬于水解反應(yīng)的是( ) A．CO2＋H2OH2CO3 B．OH－＋HS－S2－＋H2O C．HSO＋H2OH3O＋＋SO D．S2－＋H2OHS－＋OH－ D [A項(xiàng)，CO2不是“弱離子”，此反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)；B項(xiàng)，HS－與OH－反應(yīng)生成S2－和H2O，實(shí)質(zhì)是中和反應(yīng)；C項(xiàng)，該反應(yīng)為HSO的電離不是水解。] (1)一般鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)可記為：水寫(xiě)分子式，中間用可逆()，后無(wú)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(lèi)水解的規(guī)律 3．在水中加入下列物質(zhì)，可使水的電離平衡正向移動(dòng)，且所得溶液呈酸性的是( ) 【導(dǎo)學(xué)號(hào)：41722158】 A．NaCl B．H2SO4 C．Na2CO3 D．NH4Cl D [NaCl對(duì)水的電離平衡無(wú)影響，溶液呈中性，A項(xiàng)錯(cuò)誤；H2SO4抑制水的電離，溶液呈酸性，B項(xiàng)錯(cuò)誤；Na2CO3水解促進(jìn)水的電離，溶液呈堿性，C項(xiàng)錯(cuò)誤；NH4Cl水解促進(jìn)水的電離，溶液呈酸性，D項(xiàng)正確。] 4．相同物質(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(shuō)法中正確的是 ( ) 【導(dǎo)學(xué)號(hào)：41722159】 A．酸的強(qiáng)弱：HCN>HClO B．pH：HClO>HCN C．與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClO＞HCN D．酸根離子濃度：[CN－]＜[ClO－] D [相同物質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO溶液，NaCN溶液的pH較大，說(shuō)明CN－水解程度大，HCN酸性比HClO弱。酸性越強(qiáng)，[H＋]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[ClO－]大。二者物質(zhì)的量相同，與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)消耗NaOH一樣多。] [教師備選] 現(xiàn)有1 molL－1的一價(jià)離子組成的四種鹽AC、BD、AD、BC的溶液，在室溫下，前兩種溶液的pH＝7，第三種溶液的pH>7，最后一種溶液的pH<7，則下列選項(xiàng)對(duì)應(yīng)正確的是( ) 選項(xiàng) A B C D 堿性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH 酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD A [弱離子越弱，水解程度越大，進(jìn)行如下歸類(lèi)分析： 綜上可知，電離程度：HC＝AOH＞HD＝BOH，即酸性：HC＞HD，堿性：AOH＞BOH，A項(xiàng)正確。] 鹽類(lèi)水解的規(guī)律 (1)“有弱才水解，無(wú)弱不水解”是指鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子才能水解，若沒(méi)有，則不發(fā)生水解。 (2)“越弱越水解”指的是弱酸陰(弱堿陽(yáng))離子對(duì)應(yīng)的酸(堿)越弱，就越容易水解，溶液中的[OH－]([H＋])越大。如酸性：HCN下載提示(請(qǐng)認(rèn)真閱讀)
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