魯科版選修四《弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解》學(xué)案

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1、 最新魯科版選修四《弱電解質(zhì)的電 離 鹽類的水解》學(xué)案 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 , 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、濃度等）下 , 當(dāng)弱電解質(zhì)分子 的速率 和 的速率 時 , 電離過程就達(dá)到了平衡狀

2、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 , 電離程度 。 溫度降低 , 電離平衡 移動 , 電離程度 。 （ 2）濃度：電解質(zhì)溶液濃度越大 , 平衡 移動 , 電離程度 ； 電解質(zhì)溶液濃度越小 , 平衡 移動 , 電離程度 ； 3、電離平衡常數(shù) 一元弱酸電

3、離平衡常數(shù)： ka CH 3COOH CH3COO H K a c(CH 3COO ) c( H ) c(CH 3COOH) （ 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 , 其對應(yīng)弱酸、弱堿較 。 K 值越小 , 弱電解質(zhì)較難電離 , 其對應(yīng)弱酸、弱堿較 。 二、鹽類水

4、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。 1 / 5 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. 鹽類水解的實質(zhì) 在溶液中 , 由于鹽的離子與水電離出來的 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

5、. 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： CH3COONa NH 4Cl: AlCl 3： Na

6、 2CO3： AlCl 3 溶液和 Na CO溶液混合： 2 3 三、影響鹽類水解因素： 主要因素是 , 組 成鹽的酸根對應(yīng)的酸越 ( 或陽 離子對應(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

7、性的鹽溶液 , 若 加入堿 , 就會中和溶液中的 , 使平衡向 方向移動而 水解 , 若加 酸則 水解。 4．針對下列平衡體系回答問題 鹽類 實例 能否水 引起水解的 對水的電離 溶液的 2 / 5 解 離子 平衡的影響 酸堿性 強堿弱酸 CHCOONa 能 弱酸陰離子 促進(jìn)水電離 堿性 3 鹽 強酸弱堿 NH4Cl 能 弱堿陽離子 促進(jìn)水電離 酸性 鹽 強堿強酸 NaCl 不能 無 無 中性 鹽

8、 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?！盁o弱不水解 , 有弱即水解 , 越弱越水解 , 誰強顯 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 , 實際上是增加了水的量 , 可使平衡相正反應(yīng)方向移動 , 使鹽 的水解程

9、度 。（最好用勒沙特例原理中濃度同時減小的原理來解釋） 3、溶液的酸堿性 鹽類水解后 , 溶液會呈現(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 解程度越大。 五、鹽類水解的應(yīng)用： 1、離子共存： Al 3+ 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

10、和 NH4Cl 能否混合使用？ 4、判斷溶液的 pH 值： 1、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽呈什么性 。 5、如何對比碳酸鈉、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)的事實是（ ） A 醋酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸強 B 醋酸溶液與碳酸鈣反應(yīng) , 緩慢放出二氧化碳 3 / 5 C 醋酸溶液用水稀釋后 , 氫離子濃度下降 D 0.1mol ?L-1 的 CH3COOH溶液中 , 氫離子濃度約為 0.01 mol ?L-

11、1 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 分電離成自由移動的離 子, 而溶液導(dǎo)電性的強弱、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 3 -1 , 可以說明 的 CHCOOH溶液中 , 氫離子濃度約為 0.01 mol ?L 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

12、（ ） 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；弱堿的電離平衡常數(shù)越大 , 堿性越弱 D多元弱酸的各級電離常數(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 , 溶液中電離所生成的各種離子濃度的化學(xué)計 量數(shù)次冪之積與溶液中未電離的分子濃度的比值。這個比值必須是達(dá)到電離平衡時的 , 而不 是任意時刻的。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

13、 , 同一溫度下 , 弱酸的電離平衡常數(shù)越大 , 酸性越強；同樣 , 弱堿的電離平衡常數(shù)越大 , 堿性 越強。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 , 其各級電離常數(shù)是逐級減小的且差別很大。 答案： B [ 例 3] 相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度的四種溶液：① CH 3COONa②NaHSO4③NaCl④C6H5-ONa, 按 pH 值由大到小的順序排列 , 正確的是：（ ） A 、④ >①>③>② B 、① >④>③>② C 、 ①>②>③>④ D 、④ >③>①>② 解析： 此題是分析四種鈉鹽

14、的酸堿性 , 對于 NaHSO是酸式強酸強堿鹽 , 雖不水解 , 但在水 4 中電離后 , 使 溶液顯酸性。 NaHSO + +2- 故 NaHSO相當(dāng)于一價 一元強酸。 NaCl Na +H+SO 4 4 4 是強酸強堿鹽 , 不水解 , 溶液顯中性。對于 CH3COONa與 , , 它們均為強堿弱酸 4 / 5 鹽 , 水解后溶液顯堿性 , 由于 CH3COOH的酸性強于 的酸性 , 故 溶液 的堿性強于 CH

15、COONa溶液的堿性。所以 , 四 3 [ 例 4] 欲使 0.1mol/L K CO溶液中 + 2- ], 應(yīng)采取的措施是（ ） 2 [K ]==2[CO 3 3 A 、加少量鹽酸 B 、加適量 KOH C 、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。（ B）與 - + , 故只有采取加入適量 （ D）提供 OH離子 , 但提供 KOH,又增加了 K 離子而不符合題意 + 2- NaOH的方法 , 才可使溶液中 [K ]=2[CO 3 ] 。故答案應(yīng)選 D。 5 / 5