資源簡介

(共81張PPT)
弱電解質的電離 鹽類的水解
1.強電解質： 。
弱電解質： 。
2.寫出下列物質的電離方程式
CH3COOH 。
NH3·H2O 。
NaHCO3 。
知識回顧
CH3COOH CH3COO - + H+
NH3. H2O NH4+ +OH-
NaHCO3=Na++HCO3-
在稀的水溶液中能完全電離的電解質
在溶與水時部分電離的電解質
醋酸和一水合氨等弱電解質的水溶液中都存在電離平衡。當達到電離平衡時，它們電離的程度相同嗎
弱電解質的電離程度是否會受溫度、濃度等條件的影響 應該如何定量地表示弱電解質電離能力的強弱
可溶性鹽等強電解質在水中完全電離。當某些鹽在水中電離產生弱酸酸根離子（如CH3COO- ）或弱堿陽離子（如NH4+）時，這些離子對溶劑水的電離是否會產生影響
結合CH3COOH或NH3. H2O電離方程式，根據平衡移動原理，分析電離平衡狀態是如何建立的？電離平衡的特征有哪些？
交流研討
CH3COOH CH3COO - + H+
NH3. H2O NH4+ +OH-
一.弱電解質的電離平衡
CH3COOH CH3COO - + H+
電離
結合
t
υ
V(電離) = V(結合)
電離平衡狀態
電離平衡建立過程
在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離出離子的速率與離子結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，叫做電離平衡。
第一課時 電離平衡
弱酸的電離常數(Ka)
弱堿的電離常數(Kb)
CH3COOH CH3COO - + H+
Ka=
c平(CH3COO -) .C平 ( H+)
c平(CH3COOH)
Kb=
c平(OH -) .C平 ( NH4+)
c平(NH3 . H2O)
NH3. H2O NH4+ +OH-
電離常數服從化學平衡常數的一般規律，請結合化學平衡常數的特點，總結電離常數的特點和含義。
(1)影響電離常數的因素是什么？
電離平衡常數與濃度無關，只與溫度有關，升高溫度，K 值增大。
思考交流
(2)電離常數的大小表示含義是什么？
K 值大小表征了弱電解質的電離能力，根據相同溫度下電離常數的大小可判斷弱電解質電離能力的相對強弱。
弱酸的電離常數越大，弱酸電離出H+能力就越強，酸性越強。
多元弱酸分步電離，每一步都有自己的電離常數。
多元弱酸的電離及其電離常數。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
Ka1=7.1×10-3mlol . L-1
Ka2=6.2×10-8mlol . L-1
Ka3=4.5×10-13mlol . L-1
歸納總結
[K(HF)＞K(CH3COOH)＞K(HClO)，故酸性：HF＞CH3COOH＞HClO。]
電離度
弱電解質在水中的電離達到平衡狀態時，已電離的溶質的分子數占原有溶質分子總數的百分率 稱為電離度，用α表示。
相同溫度下，等濃度的弱酸，電離度越大則電離常數越大，酸性越強。
（1）觀察表中給出的數據，可以得出什么結論？
不同溫度下一水合氨的電離常數
t/℃ 0 5 10 15 20 25
Kb 1.374 1.479 1.570 1.625 1.710 1.774
（2）請根據化學平衡影響因素的相關知識，分析溫度、濃度等外界條件對電離平衡的影響？
正向
增大
增大
減小
逆向
增大
減小
增大
正向
減小
增大
減小
逆向
減小
增大
增大
正向
增大
增大
增大
正向
減小
減小
減小
增大
減小
增大
增大
減小
減小
2.影響電離平衡的因素
（1）內因：電解質本身的性質
（2）外因：
①溫度
②濃度
電離過程是吸熱過程，升高溫度， 平衡向電離方向移動
加水稀釋，電離程度增大；增加弱電解質濃度，電離向正方向移動，但電離程度減小。
③其他
加入同弱電解質電離所產生的離子相同的離子，電離平衡向逆方向移動；加入能與弱電解質電離產生的離子反應的物質時，電離平衡向電離方向移動。
平衡逆向移動
正反應方向
減小
增大
OH－　NH3·H2O　NH3
正反應方向
固體溶解，溶液中有刺激性氣味的氣體放出
逆反應方
遷移應用
CH3COOH CH3COO - + H+
H2 O O H- + H+
CH3COOH溶液中C平(H+)和C平(OH-)
多
少
平衡逆向移動，水的電離被抑制
C平(H+)=C酸(H+)+C水(H+)≈C酸(H+)
C水(OH-)
C酸(H+)
C水(H+)
C平(OH-)=C水(OH-)
不會
4.2×10－4mol·L－1
溫度越高，電離平衡常數越大
弱電解質的電離能力
課堂小結
升溫促進電離
增大濃度，電離平衡正向移動，電離程度減小稀釋，電離平衡正向移動，電離程度增大
同抑，反促
第二課時
鹽類的水解
1.弱電解質在一定條件下達到電離平衡時，_____________________________________________與__________________________________之比是一個常數，這個常數稱為電離平衡常數。電離平衡常數只與_______________ 有關，_______________越高電離常數越_______________。
知識回顧
電離生成的各種離子的濃度（次方）的乘積
溶液中未電離的分子的濃度
溫度
溫度
大
2.電離過程是 過程，升高溫度， 平衡向______方向移動；加水稀釋，電離程度 ；增加弱電解質濃度，電離向 方向移動，但電離程度 ；加入同弱電解質電離所產生的離子相同的離子，電離平衡向 方向移動；加入能與弱電解質電離產生的離子反應的物質時，
電離平衡向 方向移動。
吸熱
正
增大
逆
減小
逆
正
鹽溶液都呈中性嗎
1.表中所列鹽溶液的濃度均為 0.10 mol·L-1，用 PH試紙測定它們的 PH。
2.這些鹽既不能電離出H+，也不能電離出 OH-，它們的水溶液是否都呈中性 為什么
1.鹽類水解的原理
鹽的水溶液并非都呈中性，而且其酸性或堿性的強弱也不相同實驗表明，鹽的加入可能破壞純水中c平 (H +)與c(OH -)的等量關系。
現以CH3COONa溶液和 NH4Cl溶液為例分析這種等量關系是如何改變的。
CH3COONa溶液中存在著下列過程:
醋酸鈉電離產生的 CH3COO-可以與水中的 H+ 結合成弱電解質 CH3COOH 分子，使水的電離平衡向電離的方向移動，最終導致溶液中c平 (OH-)大于c平 (H + )，因而 CH3COONa溶液呈堿性。這一過程通常表示為:
而在HCl液中存在著下列過程：
氯化銨電離產生的 NH4 +可以與水中的 OH -結合成弱電解質 NH3H2O 分子，使水的電離平衡向電離的方向移動，最終導致溶液中c平 (H + )大于c平(OH - )，因而 NH4CI溶液呈酸性這一過程通常表示為:
在鹽的水溶液中，若某種鹽電離產生的離子有弱酸酸根離子，弱酸酸根離子的水解會導致溶液中OH -的濃度增大;弱酸的酸性越弱，其酸根離子的水解能力就越強，相應弱酸鹽溶液中OH -的濃度增大得就越多。
若某種鹽電離產生的離子有弱堿陽離子，弱堿陽離子的水解會導致溶液中H + 的濃度增大。
弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解能力就越強，相應弱堿鹽溶液中H的濃度增大得就越多多元弱酸酸根離子的水解與 CH3COO - 的水解相似，但卻是分步進行的。例如，碳酸鈉水解時發生的離子反應為:
多元弱堿陽離子也是分步水解的，但這類水解反應一般比較復雜，通常以總反應表示。例如，氯化鐵水解時發生的離子反應可以表示為:
大多數鹽的水解反應進行的程度很小，水解產物很少，無明顯沉淀或氣體生成。
水解平衡常數
水解反應的平衡常數叫作水解平衡常數或水解常數，用Kh表示。 Kh表示水解反應趨勢的大小:
Kh數值越大，水解趨勢越大。
水解常數Kh可由與水解平衡相關的平衡常數導出。
例如， CH3COO -的水解常數可按以下方法求得
對于二元弱酸酸根離子 的水解來說，
其第一步的水解常數為 1.8x×10 -4 mol·L -1
第二步的水解常數為 2.4×10 -8 mol·L -1
二者相差很大，因此通常可以忽略第二步水解。
2.水解平衡的移動
影響鹽類水解平衡的因素
通過以下實驗和討論，推測影響鹽類水解平衡的因素有哪些，并分別分析它們是如何影響鹽類水解平衡的。
1.向盛有0.01 mol·L-1CH3COONa溶液的小試管中滴加一滴酚酞溶液，將小試管放在酒精燈上微微加熱，觀察溶液的顏色變化。
2.分別討論 CH3COONa溶液和NH4Cl溶液中的水解平衡在下列情況下將如何移動，水解程度有何變化。
（1）增加溶液中溶質的量，使鹽的濃度增大一倍。
（2）加水稀釋，將鹽的濃度稀釋為原來的一半。
（3）加熱溶液。
CH3COONa溶液 NH4Cl溶液
平衡移動方向 水解程度 平衡移動方向 水解程度
加熱
增加鹽溶 液的濃度
加水
加HCl
加NaOH
NH4++H2O NH3 H2O + H+
CH3COO-+H2O OH-+CH3COOH
右
增大
右
增大
右
右
右
右
右
左
左
右
增大
增大
減小
減小
增大
減小
減小
增大
結論：
與有關條件影響其他平衡一樣，鹽的濃度、溶液的溫度、外加酸或堿等條件的改變都會引起鹽類水解平衡的移動。鹽的濃度越小，水解程度就越大，即稀釋有利于鹽類水解反應的進行;鹽類水解反應是吸熱反應，加熱可以促進鹽類水解反應的進行;
加入酸可以抑制弱堿陽離子的水解，加入堿則可以抑制弱酸酸根離子的水解
人們利用鹽類水解的原理設計出了泡沫滅火器。泡沫滅火器中裝有NaHCO3濃溶液和 Al2(SO)3濃溶液。二者混合時會發生劇烈反應，產生氣體和沉淀，在起泡劑的作用下迅速產生大量泡沫，用以滅火。
NaHCO3濃溶液和 Al2(SO)3濃溶液混合后為什么會發生劇烈反應
反應生成的氣體和沉淀分別是什么
請運用鹽類水解的相關知識進行分析。
外筒：
內筒：
混合后，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。
泡沫滅火器原理
Al3++3H2O Al（OH）3↓+3H+
Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑
HCO3-+H2O OH-+H2CO3
結論：
弱酸、弱堿反應生成的可溶性鹽溶于水后，弱酸根離子和弱堿陽離子都發生水解,且相互促進。
+
H2O
NH4++H2O H+ + NH3 H2O
CH3COO-+H2O OH-+CH3COOH
CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH + NH3 H2O
總反應：
思考：將AlCl3溶液和Na2S溶液混合是否可以發生反應，產物是什么？
Al2S3+6H2O = 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S↑
Al3++3H2O Al（OH）3↓+3H+
S2-+H2O HS-+OH-
HS-+H2O H2S+OH-
陰、陽離子都能水解并分別生成氣體和沉淀的鹽在水中不能穩定存在，也不能通過水溶液中的離子反應來制取。
鹽類水解平衡與其他平衡一樣，鹽溶液的濃度、溶液的溫度、外加酸或堿等均會引起鹽類水解平衡的移動。
①濃度
濃度越大，水解程度越小，濃度越小，水解程度就越大，即稀釋有利于鹽類水解反應的進行;
2.鹽類水解平衡的移動
②溫度：鹽類水解反應是吸熱反應，加熱可以促進鹽類水解反應的進行。
③酸、堿：加入酸可以抑制弱堿陽離子的水解，加入堿則可以抑制弱酸酸根離子的水解。
④鹽：弱酸根離子和弱堿陽離子相互促進。
溶液呈紅色
碳酸鈉溶液水解呈堿性，使溶液呈紅色；加熱促進Na2CO3的水解，紅色加深。
產生白色沉淀，且溶液褪色
紅色變深
遷移應用
利用鹽類水解制備膠體、凈水和除污
實驗目的：
實驗用品：
利用水解反應解決實際問題。
Na2CO3;溶液，Al2(SO4)3;溶液，飽和FeCl3溶液，稀鹽酸，植物油，蒸餾水，略渾濁的天然淡水;試管，燒杯，膠頭滴管，酒精燈，三腳架，石棉網，激光筆。
實驗方案設計及實施:
利用所提供的實驗用品，設計并實施實驗，解決下列實際問題。
1. 制備氫氧化鐵膠體。
2. 除去略渾濁的天然淡水中的懸浮顆粒物。
3.清除廚房的油污。
實驗 實驗方案 實驗現象及結論
1
2
3
將蒸餾水煮沸，向煮沸的蒸餾水中逐滴加入飽和FeCl3，繼續煮沸至溶液呈透明的紅褐色。然后用激光筆從側面照射。
向略渾濁的天然淡水中加入Al2(SO4)3溶液。
取適量蒸餾水與試管，加入適量油脂然后加入碳酸鈉溶液震蕩。
可以看到一條光亮的通路
得到的為Fe(OH)3膠體
渾濁的天然淡水變澄清Al2(SO4)3溶液具有凈水作用
上層油脂溶解,碳酸鈉溶液可以促進油脂和水的反應
1.請分析上述實驗的原理，并結合離子方程式進行說明。
2.你認為應用鹽類水解知識解決實際問題的思路是什么
3.鹽類水解的知識對你認識電解質溶液之間的化學反應有什么幫助
分析復雜溶液體系的一般思路
面對多種溶質組成的復雜溶液體系，可以從溶液組成、微粒之間的相互作用以及作用結果等方面進行系統分析。
1.分析溶液組成∶ 同時關注溶質與溶劑，區分強、弱電解質。（如果溶質之間有反應發生，并且明確知道反應的結果，可以直接根據反應后的溶液組成進行分析）
2.分析相互作用∶ 關注每種物質在水中的電離、電離平衡等情況，再考慮微粒之間和各平衡之間的相互作用。
3.分析作用結果∶ 微粒之間相互作用的結果是微粒的種類和數量發生變化，這種變化最終會反映在宏觀現象上，如pH的變化、導電性的變化、顏色變化、生成氣體、生成沉淀等。
人們在實驗室研究、日常生活和生產實踐中常常用到鹽類的水解知識。
例如，實驗室制備氫氧化鐵膠體就是利用了 Fe3+水解生成 Fe(OH)3及加熱促進水解的原理。
又如，人們常用硫酸鋁鉀或硫酸鋁作為凈水劑。
這是因為 Al3+ 的水解與天然水中 的水解互相促進，生成 Al(OH)3膠體，而 Al(OH)3膠體吸附水中的懸浮物，加速懸浮物的沉降起到凈水的作用。
再如，利用加熱能促進水解的原理使用熱堿水來清洗廚房里的油污。
人體內的酸堿平衡
正常人血液的 pH 相當穩定,通常保持在 7.35 ~ 7.45。如果超出這一范圍，機體的酸堿平衡將被打破，嚴重時可危及人的生命。正常情況下，人體內的代謝過程不斷產生酸或堿，但是事實上這些酸或堿進入血液并沒有引起血液的 pH 發生明顯的變化。
這是什么原因呢
研究表明，人體血液中存在的 H2CO3-NaHCO3等體系，通過平衡的移動起到穩定血液pH 的作用。
H2CO3-NaHCO3體系建立下列平衡
當代謝產生的酸進入血液時，血液中 和 H+反應生成 H2CO3，H2CO3分解產生 CO2，CO2從肺部呼出，上述平衡逆向移動，及時將進入的H從血液中除去，從而維持血液的pH 基本不變。
如果代謝產生的堿進入血液，則上述平衡正向移動，產生的 H+與 OH - 結合從而抑制 pH 的升高，而血液中增多的 可通過腎臟來調節。
這種能夠緩解少量外來酸、堿或水產生的影響，維持溶液 pH 不發生明顯變化的作用叫作緩沖作用;具有緩沖作用的溶液叫作緩沖溶液。
弱酸及其對應的鹽(如 CH3COOH-CH3COONa、H2CO3-NaHCO3)、多元弱酸的酸式鹽及其對應的次級鹽(如 NaHCO3-Na2CO3、NaH2PO4-Na2HIPO4)、弱堿及其對應的鹽(如 NH:·H,O-NHCI)都可以組成緩沖溶液。
課堂小結

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