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1、第2課時鹽類的水解 1了解鹽類水解的原理。 2了解影響鹽類水解的主要因素。 3通過介紹與水解平衡相關的知識，認識水溶液在化學中的重要作用。 一、鹽類水解的原理 1定義 在 溶 液 中 ， 由 跟 水 電 離 出 來 的 結(jié)合生成 的反應。 2實質(zhì) 鹽的離子結(jié)合水電離出來的 生成 ，促進了水的電離，使溶液中H和OH不再相等，而使溶液呈 。鹽電離出來的離子鹽電離出來的離子H或或OH弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)H或或OH弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)酸性或堿性酸性或堿性 3特征 (1)一般是 反應，在一定條件下達到化學平衡。 (2)鹽類水解反應是中和反應的逆反應： ，中和反應是 熱的，鹽類水解是 熱的。 4條件 (1)鹽中必
2、須有 。 常見的能水解的離子可逆可逆放放吸吸弱離子弱離子 弱堿陽離子等(至少列舉四種，下同)。 弱酸酸根離子等。 (2)鹽必須易 于水。NH4、Fe3、Fe2、Cu2、Al3HCO3、CO32、CH3COO、ClO溶溶 開放探究1.一種鹽溶液呈中性，則該鹽一定沒有水解，對嗎？ 提示：不對。鹽溶液呈中性，無法判斷該鹽是否水解。例如：NaCl溶液呈中性，是因為NaCl是強酸強堿鹽，不水解。又如：CH3COONH4溶液呈中性，是因為CH3COO和NH4的水解程度相當，即水解過程中H和OH消耗量相等，所以CH3COONH4水解仍呈中性。 二、影響鹽類水解的因素 1內(nèi)因鹽的本性 相同條件下 弱酸酸性越弱
3、，其形成的鹽 水解，鹽溶液的堿性 。 弱堿堿性越弱，其形成的鹽水解，鹽溶液的 越強。越易越易越強越強越易越易酸性酸性 2外因 (1)溫度：由于鹽類水解是 過程，升溫可使水解平衡 移動，水解程度 。 (2)濃度 稀釋鹽溶液可使水解平衡 移動，水解程度 ； 若增大鹽的濃度，水解平衡 移動，但水解程度 ； (3)外加酸堿：H可抑制 水解，OH能抑制 水解。吸熱吸熱正向正向增大增大正向正向增大增大正向正向減小減小強酸弱堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽 開放探究2.對鹽溶液進行稀釋，鹽類的水解程度和鹽溶液中生成的弱電解質(zhì)濃度的變化一致嗎？ 提示：稀釋鹽溶液可使水解平衡右移，促進鹽類水解，水解程度增大；
4、水解產(chǎn)生的弱酸或弱堿的物質(zhì)的量增多，但由于稀釋使得溶液體積增大比弱電解質(zhì)物質(zhì)的量增多的快，因此生成的弱電解質(zhì)濃度反而減小，二者變化不一致。 1向純水中加入下列物質(zhì)能使水的電離程度增大的是() ACH3COOHBNaOH CNa2SO4 DNa2CO3 解析：純水中加入酸或堿均抑制水的電離，加入水解性鹽促進水的電離；Na2SO4對水的電離無影響。 答案：A 2物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是() ACaCl2 BCH3COONa CNH3 DK2S 答案：D 3常溫下，在10 mL、0.2 molL1氨水中，滴入0.2 molL1的稀鹽酸，使溶液pH7。則下列說法正確的是() A
5、加入鹽酸的體積大于10 mL BNH4Cl C加入鹽酸的體積等于10 mL DNH4Cl 解析：當加入鹽酸體積為10 mL時，二者恰好反應生成NH4Cl，溶液pH7，最后一種溶液pHBOHAOHBOHAOHBOHAOHHDHCHDHCHDHC7根據(jù)“誰強顯誰性”可知，電離程度：AOHHD 由AC溶液pH7電離程度：AOHHC 由BC溶液pH7電離程度：BOHHDBOH，即酸性：HCHD，堿性AOHBOH。 答案：A 1.等物質(zhì)的量濃度的下列溶液，pH由大到小的順序是() ANa2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl BNa2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl CNa2CO3、Na
6、Cl、NH4Cl、NaHCO3 DNa2CO3、NH4Cl、NaHCO3、NaCl 解析：Na2CO3、NaHCO3溶液呈堿性，NaCl溶液呈中性，NH4Cl溶液呈酸性；又因為Na2CO3溶液中CO32的水解程度大于NaHCO3溶液HCO3的水解程度，即Na2CO3溶液的堿性大于NaHCO3溶液的堿性，因此pH由大到小的順序為A項。 答案：A 二、溶液中微粒濃度的比較及三個守恒關系 1微粒濃度的比較 (1)多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3PO4的溶液中：HH2PO4HPO42PO43。 (2)多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：NaCO32OHHCO3H
7、。 (3)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。如在相同濃度的下列溶液中NH4Cl，CH3COONH4，NH4HSO4，(NH4)2SO4，(NH4)2CO3，NH4由大到小的順序是：。 (4)混合溶液中各離子濃度比較，根據(jù)電離程度、水解程度的相對大小綜合分析。 分子的電離程度大于對應離子的水解程度 在0.1 molL1NH4Cl和0.1 molL1的氨水混合溶液中：由于NH3H2O的電離程度大于NH4的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為： NH4ClOHH。 分子的電離程度小于對應離子的水解程度 在0.1 molL1的HCN和0.1 mol
8、L1的NaCN混合溶液中：由于HCN的電離程度小于CN的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為：NaCNOHH。此外：HCNNa0.1 molL1。 2三個守恒關系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、CO32、H、OH、HCO3、H2CO3和H2O，其中NaH2CO32HCO3OH物料守恒電解質(zhì)溶液中，某種粒子的初始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)Na2S22HS2H2S溶液中比較離子濃度大小的思路：關于小蘇打水溶液的表述正確的是() ANaHCO3CO32H2CO3
9、BNaHHCO3CO32OH CHCO3的電離程度大于HCO3的水解程度 DNaHCO3CO32HOH 思路點撥：解答本題的關鍵有以下兩點： (1)找全NaHCO3溶液中存在的所有電離，水解過程，進一步找出溶液中存在的所有微粒。 (2)明確NaHCO3溶液中，HCO3的電離程度與其水解程度的大小關系。 答案：A 2.用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中CH3COONa，對該溶液的下列判斷正確的是(雙選)() AHOH BCH3COOHCH3COO0.2 mol/L CCH3COOHCH3COO DCH3COOOH0.1 mol/L 解析：由
10、電荷守恒有CH3COOOHNaH，因CH3COONa，則HOH；且CH3COOOHH0.1 mol/L0.1 mol/L。由物料守恒有：CH3COOHCH3COO0.2 mol/L；因CH3COONa0.1 mol/L，則CH3COOCH3COOH。 答案：AB 1(2011張家港高二質(zhì)檢)甲型H1N1病毒正在全球肆虐，切斷它的傳播變得非常重要，84消毒液可以殺死此病毒，它的有效成分為NaClO，下列關于此消毒液說法正確的是() A此溶液顯中性 B此溶液呈白色 C此溶液有強氧化性 D此溶液中只含一種分子 答案：C 2(2011海寧高二質(zhì)檢)25 時，在濃度均為1 mol/L的(NH4)2SO4
11、、(NH4)2SO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中NH4分別為a、b、c(單位為mol/L)，則下列判斷正確的是() Aabc Bcab Cbac Dacb 答案：B 3(2011巢湖高二質(zhì)檢)已知：HCN是一種弱酸，相同物質(zhì)的量濃度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大，則對同溫同體積同濃度的HCN溶液和HClO溶液說法正確的是() A酸的強弱：HCNHClO BpH：HClOHCN C與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClOHCN D酸根離子濃度：CNClO 解析：等物質(zhì)的量濃度時，NaCN溶液的pH較大，則CN水解程度大，根據(jù)“
12、越弱越水解”的規(guī)律，HClO的酸性較強。A項，酸的強弱應為：HCNHClO；B項，pH應為：HClOHCN；C項，同體積同濃度時n(HCN)n(HClO)，消耗n(NaOH)相同；D項，HClO酸性比HCN強，HCN的電離程度比HClO的小，故CNClO。 答案：D 4為了配制NH4的濃度與Cl的濃度比為1 1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入() 適量NH4NO3 適量NaCl 適量氨水 適量NaOH A B C D 答案：B 5寫出下列鹽溶于水后發(fā)生水解反應的離子方程式。 (1)CH3COONa_。 (2)NH4Cl_。 (3)Na2CO3_。 (4)Al2(SO4)3_。 (5)KnA溶液呈堿性：_。 解析：單個離子的水解程度都很小，要寫可逆號，多元弱酸分步水解且以第一步為主，多元弱堿可寫一步。第(5)可謂是由感性上升到理性。
高中化學 第3章第2節(jié) 第2課時 鹽類的水解課件同步導學 魯科版選修4
