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選擇性必修1(人教版2019)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
鹽類水解規律再認識
一
突破點1: 鹽類水解規律再認識
一、鹽類水解的實質與規律
重難歸納
1.鹽類水解的實質。
鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸陰離子)與水電離出來的OH-或H+結合生成弱堿或弱酸,從而破壞了水的電離平衡,導致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等,則溶液表現出一定的酸堿性。
2.鹽類水解的特點——逆、吸、弱、動。
3.鹽類的水解規律(常溫下)。
水解看組成，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，同強顯中性，規律要記清。
(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。
(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。
如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解，且相互促進。
(4)“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。
如：碳酸的電離常數Ka1小于NH3·H2O的電離常數Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。
(5)“同強顯中性”——①強酸強堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應的堿的電離常數Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數Ka相等時，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性。
[過程建構]
典例剖析
Cl-等離子,請按要求回答下列問題。
(1)水解使溶液呈堿性的離子是　　　　　。
(2)水解使溶液呈酸性的離子是　　　　　。
(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　　　　　　　　。
[例2]　已知甲、乙、丙、丁四種溶液分別為CH3COONa、NH3·H2O、CH3COOH、Na2SO4中的一種，相同溫度下，甲與乙兩種溶液的pH相同，甲與丙兩種溶液中水的電離程度相同，則丙為(　　)
A．NH3·H2O　　　B．CH3COONa
C．CH3COOH D．Na2SO4
答案：C
思路點撥：將物質分類分析：
①酸堿都對水的電離有抑制作用。
②可水解的鹽對水的電離有促進作用。
③強酸強堿鹽對水的電離無影響。
解析：CH3COONa為強堿弱酸鹽，水解呈堿性；NH3·H2O為弱堿，CH3COOH為弱酸，Na2SO4為強酸強堿鹽不水解呈中性，根據溶液的酸堿性，相同溫度下，甲與乙兩種溶液的pH相同，甲與乙一定是CH3COONa、NH3·H2O中的一種，因為它們都呈堿性，甲與丙兩種溶液中的水的電離程度相同，NH3·H2O、CH3COOH、堿和酸抑制水的電離，所以甲與丙一定是NH3·H2O、CH3COOH中的一種，則甲為NH3·H2O、乙為CH3COONa、丙為CH3COOH，C正確。
[例3]　室溫下，物質的量濃度相同的下列溶液，按pH由小到大的順序排列的是(　　)
A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3
答案：C
破題思路：
比較同濃度溶液pH大小的方法：
(1)總體pH大小規律：
堿>鹽>酸
(2)同類物質的pH大小規律：
①堿：二元強堿>一元強堿>一元弱堿
②酸：一元弱酸>一元強酸>二元強酸
③鹽：強堿弱酸鹽>強酸強堿鹽>強酸弱堿鹽

【拓展延伸】 (1)已知酸性:HF>H2CO3,等物質的量濃度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的順序是　 。
(2)等物質的量濃度的上題四種物質的溶液中陰離子數目最大的是　　　　。
答案:(1)Na2CO3>NaF>NH4Cl
(2)Na2CO3
提示:(2)等物質的量濃度的四種物質的溶液,若不水解,陰離子數目相同,但Na2CO3中 分步水解,陰離子數目最多。
[提升1] 25 ℃時濃度都是1 mol·L－1的四種正鹽溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X－)＝1 mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列說法正確的是 (　　)
A．電離平衡常數K(BOH)小于K(HY)
B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH
C．稀釋相同倍數，溶液pH變化BX等于BY
D．將濃度均為1 mol·L－1的HX和HY溶液分別稀釋10倍后，HX溶液的pH大于HY
A　
解析：A項，根據BY溶液的pH＝6，B＋比Y－更易水解，則BOH比HY更難電離，因此電離平衡常數K(BOH)小于K(HY)；B項，根據AX、BX、BY溶液的pH，則AX為強酸強堿鹽，BX為強酸弱堿鹽，BY為弱酸弱堿鹽，則AY為弱酸強堿鹽，溶液的pH>7，故AY溶液的pH大于BY溶液的pH；C項，稀釋相同倍數，BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH變化大于BY溶液；D項，HX為強酸，HY為弱酸，濃度相同時，稀釋10倍后，HY的電離程度增大，但仍不可能全部電離，故HX溶液的酸性強，pH小。
〔提升2〕鹽MN溶于水存在如下過程：下列有關說法中不正確的是
A．MN是強電解質
B．總反應離子方程式為N－＋H2O══OH－＋HN
C．該過程使溶液中的c(OH－)>c(H＋)
D．MOH為強堿
B　
【提升3】某酸HX稀溶液和某堿YOH稀溶液的物質的量濃度相同,兩溶液混合后,溶液的pH>7,下表中判斷合理的是(　　)
【提升4】相同物質的量濃度的NaCN和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說法中，正確的是 (　　)
A．酸的強弱：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO>HCN
D．酸根離子濃度：c(CN－)【解析】根據越弱越水解的鹽類水解規律可知，酸性：HClO>HCN，相同濃度時溶液的pH：HClOHCN，所以溶液中c(CN－)D
〔提升5〕溫度相同、濃度均為0.2 mol·L－1的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤Na2CO3、⑥CH3COONa溶液，它們的pH由小到大的排列順序為(　　)
A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤
C．③②①⑥④⑤ D．②④①③⑤⑥
A
〔提升6〕(1)某二元酸(化學式用H2A表示)在水中的電離方程式是
則Na2A溶液顯　　　　(填“酸性”“中性”或“堿性”)。理由
是　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)常溫下,pH=5的NH4Cl溶液與pH=5的HCl溶液中由水電離出的c(H+)分別是　　　　　　　、　　　　　　　。

突破點2:水解常數及其應用
2.碳酸鈉的水解分兩步:
CO32- +H2O HCO3- +OH-　 Kh1
HCO3- +H2O H2CO3+OH-　Kh2
請思考:Kh1與Kh2的大小關系如何 請解釋原因。
提示:Kh1>Kh2。由水解常數與電離常數的表達式可知
Kh1= ,Kh2= ,由于Ka1>Ka2,則Kh1>Kh2。
1.若HA為一元弱酸，MOH為一元弱堿，則MA的水解常數Kh與HA的電離常數Ka、MOH的電離常數Kb之間的關系表達式如何？
[問題探究]
[知識建構]
水解常數(Kh)與電離常數的關系及應用
1．水解常數的概念
在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽離子)濃度之比是一個常數，該常數就叫水解平衡常數。
3．水解平衡常數是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數。它只受溫度的影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。
（1）判斷弱酸酸性（或弱堿堿性）的相對強弱
已知常溫下濃度均為0.1 mol·L－1的溶液的pH如下表所示：
得出對應酸的電離平衡常數由大到小是： 。
Ka(HF)>Ka1(H2CO3)>Ka(NaClO)>Ka2(H2CO3)
4.水解常數的應用：
（2）計算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化
常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填
寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
變小
變小
變大
不變
不變
（2）計算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化
常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動。試計算溶液中
(常溫下H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
向右
60
（3）判斷多元弱酸酸式鹽酸根離子的電離和水解程度的相對大小
磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數分別是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列問題：
(1)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH (填“＞”“＜”或“＝”)7。
(2) 常溫下，Na2HPO4的水溶液呈 (填“酸”“堿”或“中”)性。
＜
堿
[提升1]磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數分別是
Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列問題：
(1)常溫下同濃度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的順序是____________(填序號)。
(2)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
(3)常溫下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與Kh的相對大小，說明判斷理由：_________________________。
[提升2]取0.1 mol·L-1HA溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合(混合后溶液體積的變化忽略不計),測得混合溶液的pH=8。
(1)混合溶液的pH=8的原因是　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水電離出的c(OH-)　　(填“>”“<”或“=”,下同)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)。
(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。
答案:(1)A-+H2O HA+OH-　(2)>　(3)>
解析:(1)0.1 mol·L-1 HA溶液與0.1 mol·L-1NaOH溶液等體積混合,恰好完全反應,由混合溶液的pH=8可知,A-發生了水解。(2)鹽類水解促進水的電離,而堿抑制水的電離,故混合溶液中由水電離出的c(OH-)>NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)。(3)NH4A溶液為中性,則HA與NH3·H2O的電離程度相同;HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出,可知酸性HA>H2CO3,相同條件下電離程度HA>H2CO3, NH3·H2O > H2CO3,則相同條件下 的水解程度小于 ,(NH4)2CO3 溶液顯堿性。

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