2017 2018鲁科版选修4第三单元第二节弱电解质的电离盐类的水解共3课时学案

1、第2节弱电解质的电离盐类的水解第1课时弱电解质的电离平衡i 了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。2理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响。（重点）3. 了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。（难点）rm电离平衡常数基础初探教材整理1电离常数1. 定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。2. 表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3C00+ H+CH3C00_ H + Ka= CH3COOH一元弱碱：NH3 H2ONH+ +

2、 OH-NH+ OH 一Kb= NH3 H2O。3. 意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数 的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。4. 影响因素：电离平衡常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电 离常数一定。教材整理2电离度1. 概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率，称为电离度，用a表示。已电离的溶质分子数2. 表达式：a原有溶质分子总数X 10%。3. 影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小浓度越小，电离度越大探究升华思考探究下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 C)酸电离方

3、程式电离平衡常数KaCH3COOHCH3COOH CH3COO + H十1.7X 10-5H2CO3+HCO3nKa1= 4.2X 10- 7H2CO3HCO3一 H + + co!Ka2= 5.6X 10-11H3P Ol-H + + H2PO4Ka1= 7.1X 10 - 3H3PO4H2PO4+ + HPO4-Ka2= 6.2X 10 - 8HPO2 lhH + + P&Ka3= 4.5X 10 13问题思考：(1) 当升高温度时，Ka值怎样变化？【提示】 由于电离过程均是吸热的，所以升高温度可以促进电离，电离平 衡常数变大。(2) 在温度相同时，各弱酸的Ka值不同，那么Ka值的大小与酸

4、性的相对强弱 有何关系？【提示】 由于Ka的大小代表了酸的电离程度，Ka值越大，电离程度越大， 代表的酸的酸性越强。(3) 若把 CH3COOH、H2CO3、HCO3、H3PO4、H2PO4、HPO4-都看作是酸，其中酸性最强的是什么？最弱的是什么？【提示】 酸性最强的是Ka值最大的，即H3PO4，酸性最弱的是Ka值最小O-24第 3 页(4)同一多元弱酸的Ki、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是什么？产生此规律的原因是什么？【提示】从上面三种酸(H2CO3、H3PO4)可知规律是Ki : K2 : K3 1 : 10-5： 10-10由于上一级电离产生大量的H +,会对下一级的电离产

5、生抑制，所以电离程度越来越小，电离平衡常数越来越小(5)在相同温度下，弱电解质的电离常数越大，则某溶液中的离子浓度越大 吗？【提示】 弱电解质的电离常数越大， 只能说明其分子电离程度越大。 离子 的浓度不仅与电离程度有关，还与弱电解质的浓度有关。认知升华 弱酸弱碱的电离1弱电解质的电离一般都很微弱，其电离平衡常数也均较小； 2多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离也都存在电离平衡常数，且 各级电离常数逐级减小，因此其溶液的酸碱性主要由第一步电离决定；3弱电解质的浓度越小，其电离程度越大，但溶液中该弱电解质电离出的 离子浓度不一定增大。题组冲关1下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是

6、()A 弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度 的乘积与未电离分子的浓度的比值B 弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，常数只与弱电解质的本性及外界 温度有关C.同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常 数越大，碱性越弱D多元弱酸的各级电离常数是逐级减小的，且差别不大【解析】 弱电解质的电离平衡常数是达到电离平衡时， 弱电解质电离出的 各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值。 这个比值必须是达到电离平 衡时的，而不是其他任意时刻的， A 错误； 弱电解质的电离平衡常数是由弱电解 质的本性决定的，并且受外界温度的影响， B 正确；同一温度下，弱酸的

7、电离平 衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性也越强，C错误; 多元弱酸是分步电离的，其各级电离常数是逐级减小的且差别很大，D错误。第 3 页【答案】B2. 已知，25 C时 0.01 mol L一1 的 HCI02（亚氯酸）溶液中，H +为 6.3X 10_3 mol L 一1,则25 C时亚氯酸的电离常数为（）-2-1- 2-1A. 1.07X 10 2 mol L 1B. 1.20x 10 2 mol L 1C. 1.30X 10-2 mol L-1D. 1.40x 10-2 mol L-1H + CIO-【解析】 由 HCIO2 H + + ClO 2可知，Ka =

8、HClO 2=6.3X 10-3 2mol2 L -210-6.3 x 10-3 mol L-1 1.07x 10-2 mol L-。【答案】A3. 在下列的各种叙述中，正确的是（）A .任何酸都有电离平衡常数B. 任何条件下，酸的电离平衡常数都不变C. 多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为 Ka1Ka2Ka2Ka3，C错。【答案】D4. 已知下面三个数据：7.2X 10-4,2.6X 10-4，4.9X 10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN+ HNO2=NaNO2+ HCNNaCN+ HF=NaF+ HCNNaNO2 + HF=NaF+ HNO2）B .

9、 HNO2的电离常数是D . HNO2的电离常数是T知，酸性 HF HNO2 HCN，酸性越由此可判断下列叙述中正确的是（A. HF的电离常数是C. HCN的电离常数是【解析】由“强酸制弱酸”反应 强，其电离常数越大【答案】 A影响电离平衡的因素基础初探弱电解质本身的性质是决定性因素。2.外因因素影响结果温度升高温度，电离平衡正向移动浓度加水稀释，电离平衡正向移动外加物质加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆塑动(同离子效应)加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正塑动探究升华思考探究对0.1 mol氨水改变条件如下：升温(微热)加水稀释 加少量NaOH(s)通少量HCI(g

10、)加少量 NH4CI(s)问题思考：(1) 能使电离平衡向右移动的条件有哪些？【提示】(2) 能使溶液pH增大的条件有哪些？【提示】(3) 能使电离常数增大的条件是什么？【提示】(4) 能使NH4 增大的条件有哪些？【提示】(5) 电离平衡向右移动，电离程度、离子浓度一定增大吗？举例说明。【提示】不一定。如向氨水中加水，电离平衡右移，但 NH才.OH-均减小认知升华外界条件对电离平衡影响遵循化学平衡移动原理，以0.1 molL -1的CH3C00H溶液为例，分析如下:影响因素平衡移动方向n(H+)H+CH3COO7KapH导电能力升温（不考虑挥发）右增大增大增大增大减小增强加冰醋酸右增大增大增

11、大不变减小增强加 入 其/、他物质CH3COONa固体左减小减小增大不变增大增强通入HCI气体左增大增大减小不变减小增强NaOH 固体右减小减小增大不变增大增强加水稀释右增大减小减小不变增大减弱题组冲关题组1弱酸的电离平衡移动1. 在100 mL 0.1 mol L71的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H +浓度减小，可采用的方法是（）A .加热B. 加入100 mL 0.1 mol LT的醋酸溶液C. 加入少量的0.5 mol L71的硫酸D. 加入少量的1 mol L71的NaOH溶液【解析】A项加热促进电离，H +浓度增大。B项，H +浓度不变。C项，加H2SO4抑制电离，但H+浓度

12、增大。D项，加入NaOH, OH7与H +反应，平衡向右移动，H+浓度减小。【答案】 D2. 0.1 mol L-1 CH3COOH 溶液中存在电离平衡：CH3COO CH3COO_ + H*,加水稀释或加入少量 CH3COONa晶体时，都会引起()A .溶液的pH增大B. CH3COOH电离程度变大C. 溶液的导电能力减弱D. 溶液中OH一减小【解析】 CH3COOH溶液中存在平衡 CH3COOH=CH3COO-+ H +。当加入水时，溶液中 CH3COOH、CH3COO-、H +的浓度都减小，OH-变大。因 为溶液变稀，所以CH3COOH电离程度变大。当加入 CH3COONa晶体时，发生C

13、H3COONa=CH3COO - + Na +，使得溶液中CH3COO -变大，平衡CH3COOH CH3COO-+H + 左移，CH3COOH 电离程度变小，H + 减小。【答案】 A13. 用水稀释0.1 mol L- CH3COOH时，溶液中随着水量的增加而减小的是()CH3COOHOH-A. OH-B . H+ C. H+和OH-的乘积D . OH-的物质的量【解析】 醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH=lCH3COO- + H +,加 水稀释，平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，H + 减小，OH-增大，A项正确,B、D项错误；温度不变，Kw不变，C项错误。【答案】A题组2弱

14、碱的电离平衡移动4. 用水稀释0.1 mol L-1氨水时，溶液中随水量的增加而减小的是()A. OH -/NH 3 H2OB . NH3H2O/OH -C. H+和OH-的乘积D . n(OH -)【解析】加水促进NH3 H2O的电离，使n(NH3 H2O)减小，n(OH-)增大,因此NH3 H2O/OH - = n(NH3 H2O)/n(OH )减小。第 10 页【答案】B5 浓度均为0.10 mol L1、体积均为Vo的MOH和ROH溶液，分别加水稀V释至体积V, pH随lgV0的变化如图所示。下列叙述错误的是()A. MOH的碱性强于ROH的碱性B. ROH的电离程度：b点大于a点C

15、若两溶液无限稀释，则它们的OH相等V M + D 当lgV0= 2时，若两溶液同时升高温度，则R+增大【解析】 由图像分析浓度为0.10 mol -L-1的MOH溶液，在稀释前pH为 13,说明MOH完全电离，则 MOH为强碱，而ROH的pHv 13,说明ROH没 有完全电离，ROH为弱碱。A. MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确。VB. 曲线的横坐标lgV0越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出 b点 的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：ROHR+ + OH-,溶液越 稀，弱电解质电离程度越大，故 ROH的电离程度：b点大于a点，B正确。C. 若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近

16、于7,故两溶液的OH -相等，C 正确。VD. 当lgV0= 2时，溶液V= 100V0,溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，M + 不变；ROH存在电离平衡：ROHR+ + OH-，升高M + 温度促进电离平衡向电离方向移动，R+ 增大，故R + 减小，D错误。【答案】D6.化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。 已知在氨水中存在下列平衡：NH3+ H2ONH3 H2O NH： + OH-(1) 向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向 动，OH-的浓度,第8页NH：的浓度。(2) 向氨水中加入浓盐酸，平衡向 动，此时溶液中浓度减小的微粒有、 、 。(3) 向浓氨水中加入少量 N

17、aOH固体，平衡向 动，此时发生的现象是【解析】 由题目条件，结合平衡移动原理进行判断【答案】(1)正反应方向 减小 增大(2) 正反应方向 0H一、NH3 H2O、NH3(3) 逆反应方向固体溶解，溶液中有刺激性气味的气体放出【误区警示】在根据平衡移动原理来判断平衡移动方向以及对有关物质浓度的结果分析时，要注意平衡移动时相关物质的量的变化程度与溶液体积变化程 度的相对大小。EEEXZH判断强酸弱酸的方法探究升华思考探究用实验确定某酸HA是弱电解质，两同学的方案如下：甲：称取一定质量的HA配制0.1 mol L一1的溶液100 mL ；用pH试纸 测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。乙：

18、用已知物质的量浓度的 HA溶液、盐酸，分别配制pH二1的两种酸 溶液各100 mL：分别取这两种溶液各10 mL,加水稀释为100 mL；各取相同体积的两 种稀释液装入两个试管，同时加入纯度和质量相同的锌粒， 观察现象，即可证明 HA是弱电解质。问题思考：甲方案中说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH1选填【提示】 (2) 乙方案中说明 HA 是弱电解质的现象是什么？【提示】装HA溶液的试管中放出H2的速率快。(3) 请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处。【提示】 配制pH= 1的HA溶液难以实现，加入的锌粒表面积难以做到 相同。认知升华 1 同浓度同元数的两种酸中，H 大的为强酸或较强

19、酸。2 同pH的两种酸与Zn或Mg反应时，一段时间后，生成 H2的速率减小 较快的为强酸或较强酸。3pH 相同的两种酸，当体积相同时，中和碱的量较多的为弱酸或较弱酸。4加水稀释相同倍数， pH 变化大的为强酸或较强酸。5同浓度的两种一元酸，导电能力强的为强酸或较强酸。题组冲关题组 1 强酸、弱酸的比较1下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是 ()A 相同浓度的两溶液中H+相同B. 100 mL 0.1 mol L_1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C. pH二3的两溶液稀释100倍后，pH都为5D. 相同浓度时醋酸导电能力强【解析】 A 项：由于盐酸为强酸，醋酸为弱酸，当两者浓度相同时，

20、溶液 中H + 不同，应为H + 盐酸H + 醋酸，故A错；B项：由于两溶液中溶质的物质 的量相等，且均为一元酸，所以两溶液能中和等物质的量的NaOH,故B对；C项：pH= 3的盐酸稀释100倍后，pH= 5,而pH二3的醋酸稀释100倍后，由于 在稀释过程中，溶液中未电离的醋酸分子继续电离出H +,导致稀释后溶液的pH5，故C错；D项：由于相同浓度时，两溶液中自由移动的离子浓度不同， 则导电能力不同，由A项知，H + 盐酸H + 醋酸，所以，盐酸导电能力强，故 D 第 14 页错。【答案】 B2用 pH 均为 2 的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的 氢氧化钠溶液， 当氢氧化钠

21、恰好被完全中和时， 消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别 为Vi和V2,则Vi和V的关系正确的是()A. Vi = V2B . Vi v V2C. Vi V2D . Vi V2。【答案】 C3 .向体积均为i L，pH均等于2的盐酸和醋酸中，分别投入 0.28 g Fe,则图中的曲线符合反应事实的是 ()【解析】 由 Fe+ 2HCl=FeCl2+ H2 T , n(Fe)= 0.005 mol, n(HCI) = i0- 2mol L- 1x 1 L = 0.01 mol, n(HCl) = 2n(Fe)即盐酸与Fe恰好完全反应。由于醋酸 是弱酸， pH 与盐酸相同时，其物质的量浓度大于盐酸的物质的

22、量浓度，故两种 酸产生的H2的量相同；但醋酸在反应过程中不断电离，溶液中H + 大于盐酸中H +,故醋酸的反应速率快，同时溶液中醋酸过量，反应完成后，醋酸的pH小。【答案】 C题组 2 弱电解质的判断方法4. 甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是()A. 1 mol L-1的甲酸溶液的H+约为0.01 mol L-1B. 甲酸与水以任意比例互溶- 1- 1C. 10 mL 1 mol L-甲酸恰好与10 mL 1 mol L- NaOH溶液完全反应D. 用甲酸溶液做导电实验，灯泡很暗【解析】如果甲酸为强酸，将完全电离，则在1 mol L-1溶液中H+ = 11 1 1mol L-而题目中的

23、H+约为0.01 mol L- 远小于1 mol L-,说明甲酸只部分电 离，是弱电解质， A 正确；只叙述了甲酸在水中的溶解性，而电解质的强弱与溶 解性无关， B 错误；因强酸、弱酸都能与碱按化学计量比进行定量反应，只说明 甲酸是一元酸，不能说明酸性的强弱， C 错误；没有指明甲酸的浓度，也没有与 强酸对照，所以无法证明它是弱电解质， D 错误。【答案】 A5下列实验事实不能证明 CH3COOH 是弱电解质的是 （）A 相同pH的醋酸和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等B. 常温下，测得0.1 mol L：1醋酸的pH二4C. 常温下，将pH = 1的醋酸稀释1 000

24、倍，测得pH4D. 相同条件下，醋酸的导电性比盐酸的弱【解析】pH相同，说明两溶液中的H + 相同，与同样的锌反应时产生 H2的起始速率相同，不能证明 CH3COOH 是否已完全电离；若为强酸，常温下 0.11mol L-1的一元酸，pH= 1,而醋酸的pH = 4,证明CH3COOH未完全电离；若 为强酸，常温下pH= 1的一元酸稀释1 000倍后，溶液的pH = 4,而pH二1的 醋酸稀释1 000倍后pHa2【解析】pH= 2的A、B两种酸溶液，分别加水稀释时，pH变化不同， 第 17 页说明A、B两酸的强弱不一样，pH变化大的A酸性较强，B酸性较弱，稀释1 000 mL以后，A中的离子

25、浓度较小，导电性较弱，A错误。【答案】 A第2课时盐类的水解i 掌握盐的水解原理及规律，并能正确书写水解方程式。(重点)2了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动。(重点)KEKX盐类水解的原理基础初探1. 定义：在溶液中由盐电离出来的离子与水电离出来的旦1或结合生 成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。2. 实质：在溶液中盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的 或QH_结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡。3. 特征：(1) 可逆性：盐类水解是中和反应的逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。(2) 热效应：盐类水解是吸热的。反应程度：一般很小，水解产物很少。4. 表示方法：盐的离子+

26、水弱酸(弱碱)+ QH (H +)如 NH4CI 的水解：NH + + H2H+ + NH3 H2Q0(2) 多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：如 Na2CQ3 的水解：CO3_+ H2O QH+ HCQ3，HCQ3+ 出0QH+ H2CQ30(3) 多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，女口Fe3+的水解：+ 3出0 3H + Fe(QH)3。探究升华思考探究(1) 请分析在Na2S溶液中，是否发生水解，如果发生，哪种离子发生了水解，水溶液显什么性？【提示】 发生水解。在溶液中，Na?S电离出的S2-是弱酸酸根离子，它会与水电离出的H +部分结合成HS-,发生水解反应，导致溶液

27、中0H-H + , 溶液显碱性。(2) 请判断AICI3溶液中哪种离子发生了水解，溶液显什么性？【提示】AI3+发生了水解，结合水中的0H -，溶液显酸性。(3) pH均为4的H2SO4溶液和NH4CI溶液中，水电离出的H相等吗？【提示】 不相等。H2SO4抑制水的电离，NH4CI能水解，促进水的电离，所以NH4CI溶液中水的电离程度大。(4) 请分析讨论，C02能发生两步水解，那么0.1 moI L一1的Na2CO3溶液中 OH等于0.2 moI L吗？为什么？【提示】OH -要远小于0.2 mol L -1。虽然CO能发生两步水解，但水 解程度都很小。(5) NaHS水解的方程式写作 HS

28、- + H2H3O+ S2-正确吗？为什么？ 2【提示】 不正确。HS-+ H2O _?H3O+ + S +是HS-的电离方程式。水解方程式应写为HS-+ H2O=H2S+ OH-。认知升华盐类水解的规律1. “有弱才水解，无弱不水解”是指盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才能 水解，若没有，则不发生水解。2 “越弱越水解”指的是弱酸阴(弱碱阳)离子对应的酸(碱)越弱，就越容易 水解，溶液中的OH-(H +)越大。如酸性：HCNVCH3COOH，则相同条件下碱 性：NaCNCHsCOONa。3“都弱都水解”是指弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发 生水解，相互促进。常见的弱碱阳离子有：NH+

29、、金属活动顺序表中H之后的金属阳离子。HSO3、常见的弱酸阴离子有：CO亍、HCO3、S2-、HS、CIO、CH3COO_、SiO亍等。4 “谁强显谁性”是指形成盐的酸和碱，若酸性强于碱性，则显酸性，反 之显碱性。题组冲关题组1盐类水解的原理1 有关盐类水解的说法不正确的是（）A .盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡B. 盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应C. 盐类水解的结果使溶液不一定呈中性D. Na2CO3溶液中，Na是CO3-的 2倍【解析】 NazCO3溶液中CO2-发生水解，Na + /CO3-2。【答案】 D2. 下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是 （）A. NH： + H2

30、O一一 NH3 H2O+ H +B. S2-+ H2O H2S+ 2OH-C. CH3COOH + H2OCH3COO-+ H3O+D. CH3COOH + OH-CH3COO-+ H2O【解析】 A项为NH才水解的离子方程式；B项，应该用两步水解的离子 方程式表示；C是电离方程式，不是水解方程式；D是醋酸与可溶性强碱发生中 和反应的离子方程式。【答案】 A3 .写出下列盐在水溶液中水解的化学方程式和离子方程式：NaF:(2) AICI 3： K2S:。(4)NH4NO3：。(5)NaCIO:。【解析】(1)NaF为强碱弱酸盐、F-发生水解；(2)AICl3为强酸弱碱盐、32AI +发生水解；

31、(3)K2S为强碱弱酸盐、S-发生水解；NH4NO3为强酸弱碱盐、NH才发生水解；(5)NaCI0为强碱弱酸盐、CIO-发生水解。【答案】(1)NaF+ H2OHF+ NaOHF_+ H2OHF+ 0H_(2) AICI 3+ 3出0 AI(OH) 3 + 3HCIAl3+ + 3H2OAI(OH) 3+ 3H +(3) K2S + H2O KHS + KOHS2_ + H2O HS_+ OH -(4) NH4NO3+ H2ONH3 H2O+ HNO3NH+ H2ONH3 H2O+ H +(5) NaCIO+ H2O一 HCIO + NaOHCIO _ + H2OHCIO + OH -【误区警

32、示】 1 一般盐类水解离子方程式的书写可记为：水写分子式，中间用可逆；一：_: ，后无沉J气T出。2分清电离方程式和水解方程式的区别。题组2盐类水解的规律4 下列物质的水溶液，由于水解而呈酸性的是 ()A. NaHSO4B. Na2CO3CHClDAlCl 3【解析】 NaHSO4、HCl 在溶液中发生电离： NaHSO4=NaH SO24，HCI=H+ + Cl-,使溶液呈酸性，A、C均错误；Na2C03,为强碱弱酸盐，其水 溶液呈碱性， B 不正确； AlCl 3为强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性， D 正确。【答案】 D5相同物质的量浓度的 NaCN 和 NaCl0 相比， NaCN 溶液的

33、pH 较大，则 下列关于同温、同体积、同浓度的 HCN 和 HCl0 的说法中正确的是 ()A. 酸的强弱：HCNHCIOBpH： HCl0HCNC. 与NaOH恰好完全反应时，消耗 NaOH的物质的量：HCIO HCND. 酸根离子浓度：CN _v CIO-【解析】 相同物质的量浓度的 NaCN 和 NaCIO 溶液， NaCN 溶液的 pH 较 大，说明CN-水解程度大，HCN酸性比HCIO弱。酸性越强，H + 越大，pH越 小。所以同温度下同浓度的 HCN和HCIO, HCIO的pH小，溶液中CIO-大。 二者物质的量相同，与 NaOH 恰好完全反应时消耗 NaOH 一样多。【答案】 D

34、6.现有 S2-、 SO23-、 NH4+、 AI3+、 HPO42-、 Na+、 SO24-、 AI(OH)4-、 Fe3+、HCO3、CI-等离子，请按要求填空：(1) 在水溶液中，该离子水解呈碱性的是 。(2) 在水溶液中，该离子水解呈酸性的是 。(3) 既能在酸性较强的溶液里大量存在，又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有 。(4) 既不能在酸性较强的溶液里大量存在，又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有 。【解析】 (1)弱酸根离子水解溶液显碱性， 即 S2-、 SO32-、 HPO24-、 AI(OH)433-、HCO-水解呈碱性。(2)NH +、AI +、Fe+属于弱碱的阳离子

35、，水解后溶液呈酸性。(3)Na+、Cl-、SO4-是强酸的阴离子和强碱的阳离子，既能在强酸性又能在强碱性溶液中存在。HP。2-、HCO3属于弱酸的酸式酸根离子，既能与强酸 又能与强碱反应。【答案】(i)s2_、so3_、hpo4_、ai(oh)4、hco3(2)NH；、Al3+ Fe3 + (3)Na+ C、SO：-(4) HPO4、HCO3水解平衡的移动基础初探1. 温度：由于盐类水解是吸热过程，升高温度可使水解平衡向右移动，水 解程度增大。2. 浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；若增大盐的 浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。3. 外加酸碱：加酸可抑制弱碱阳离子水解,

36、 加碱能抑制弱酸酸根离子水解。4. 两种水解离子的相互影响。弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中， 两种水解相互促进,使两种水解程 度都增大，甚至反应完全。探究升华思考探究以水解平衡 CH3COO+ H2OCH3COOH + OH 为例。问题思考：(1) 请分析升高温度对水解平衡有什么影响？【提示】 升高温度，水解平衡向吸热方向移动以减弱外界升高的温度，由于水解是吸热反应，所以水解平衡右移，水解程度增大。(2) 当向溶液中加入CH3COONa固体时，水解平衡如何移动；当加水稀释时， 水解平衡如何移动？【提示】 加入CH3COONa，为减弱溶液中CH3COO-的增大，平衡右移，但CH3CO0-的水

37、解程度减小。加水稀释，为减弱各粒子浓度的减小，平衡会向粒子数目多的方向移动(水的浓度是常数)，所以平衡右移，CH3C00-的水解程 度增大。(3) 当向溶液中加入盐酸时，水解平衡如何移动；当向溶液中加入氢氧化钠时，平衡如何移动？【提示】加入盐酸时，为减弱溶液中0H -的减小，平衡右移，CH3C00的水解程度增大。加入氢氧化钠时，为减弱0H -的增大，平衡向左移动，CH3C00-的水解程度减小。当向溶液中加入Na2C03时，平衡向哪个方向移动；当向溶液中加入NH4CI 时，平衡向哪个方向移动？【提示】 加入Na2C03时，由于C03-的水解类型与CH3C00-的相同，都 产生0H -,所以二者相

38、互抑制水解，平衡左移。加入 NH4CI，由于NH才水解类 型与CH3C00-的不同，NH才会水解出H +,二者相互促进水解，平衡右移。认知升华1. 外界因素对CH3C00Na溶液水解平衡的影响CH3C00Na 溶液的水解平衡：CH3C00- + H?0CH3C00H+ 0H平衡移动的方向CH3COO-CH3C00H0H -H+pH水解程度加热右减小增大增大减小增大增大加水右减小减小减小增大减小增大加CH3C00H左增大增大减小增大减小减小加CH3C00Na右增大增大增大减小增大减小加 Na0H左增大减小增大减小增大减小加HCI右减小增大减小增大减小增大2弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进的情况

39、CH3C00_等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解，书写时仍用“ 一”表示。女口 NH4 + CH3C00+ H20CH3C00H + NH3 H20(2)Al3+和C03-或HC03、L、HS_、AI(0H)4等组成的盐水解相互促进非 常彻底，生成气体和沉淀，书写时用 =”表示。如Al3+ 3HC03 =AI(0H)3； + 3C02 to题组冲关1. 某溶液中FeCb的水解反应已达平衡：FeCb+ 3出0Fe(0H)3 + 3HCI， 若要使FeCb的水解程度增大，应采取的方法是()A 加入 CH3C00NaB 加入 AgN03C.加FeCl3固体D 降温【解析】CH3

40、C00Na溶液显碱性，能促进 FeCb的水解；AgN0 3溶液显酸性，能抑制 FeCb的水解；力卩FeCl3固体，FeCb浓度增大，水解程度二n FeCb转化n FeCl3初始x 100%，故FeCb水解程度减小；降温使水解平衡逆向移动,FeCl3水解程度减小。【答案】 A2. Na2C03溶液在稀释过程中，溶液中下列哪些量逐渐增大 ()A. H +B . 0H 一8亍C. PHD.hc03【解析】NazCO3溶液中COi-发生水解反应：CO2-+ H20HC0 - + 0H -,加水稀释，平衡向正反应方向移动，但0H2 2C03- nC03-减小，则pH减小，因Kw不变，故H +增大；又因为

41、HC0- nHC0-所以该比值减小。【答案】 A3. 关于氯化铜水解的说法错误的是（）【导学号：05310126】A .增大氯化铜溶液的浓度、加水稀释，平衡均向正方向移动B. 浓度为5 mol L一1和0.5 mol L的两种CuCb溶液，其他条件相同时， Cu2+的水解程度前者比后者小C. 有50 C和20 C的同浓度的CuCl2溶液，其他条件相同时，Cu2+的水解 程度前者比后者小D. 为抑制Cu2+水解，较好地保存CuCl2溶液，应加少量盐酸【解析】 增大CuCl2的浓度，平衡正向移动，但水解程度减小，加水稀释，平衡正向移动，水解程度增大，A、B均正确；水解是吸热反应，升高温度，水2 2

42、解程度增大，C错误；Cu +水解显酸性，增大 H +浓度可抑制Cu +的水解，D正确。【答案】 C4. NH4CI溶液中存在水解平衡：NH： + H2O-NH3H2O+ H*，当改变夕卜 界条件时，请完成下列空白：NH；NH3 H2OH +OH 一pH水解程度加热加水通NH3加NH4CI通HCI加NaOH【解析】 加热时，平衡向吸热方向移动，水解反应均为吸热反应，故加热NH3 H20H + 时平衡正向移动；该反应的水解常数K = NH才 ，加水、加NH3、加NH4CI、加HCI、加NaOH可归结为改变反应物或生成物的浓度，改变外界条件NH3 H2O H + 时，其浓度商Qc =nh才。若Qc=

43、 K,则平衡不移动；若QcK，贝U平衡逆向移动；若Qcv K，则平衡正向移动。【答案】减小增大增大减小减小增大减小减小减小增大增大增大增大增大减小增大增大减小增大增大增大减小减小减小增大减小增大减小减小减小减小增大减小增大增大增大第 32 页第3课时盐类水解原理的应用i了解盐类水解在生产、生活中的应用。2了解盐类水解在化学实验和科学研究中的应用。3. 掌握溶液中离子浓度的大小比较问题。(重点)KEK1水解原理的应用基础初探1. 盐类作净水剂铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。如明矶水解的离子方程式为：Al3+ 3出0AI(OH) 3 + 3H + 02. 热碱水去油

44、污纯碱水解的离子方程式为：C03 + H2OHCO3 + 0H ;加热促进C02_的水解，溶液碱性增强亠去污能力增强。3. 盐溶液的配制和保存配制、保存SnCI2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑 制Sn2+或Fe3+等的水解。Sn CI2在水溶液中水解生成沉淀，其化学方程式为：SnCl2 +H2O=Sn(OH)CIJ + HCI。探究升华思考探究(1) Na2CO3溶液能否保存于磨口玻璃瓶中？为什么？【提示】不能。Na2CO3水解显碱性：CO2-+ H2OHCOT + OH-，玻璃中的成分SiO2与OH-发生反应：SiO2+ 2OH- =SiO2-+ H2O。(2) 在水

45、溶液中AI 3+和 HCO3能否共存？【提示】不能共存。因为 AI3 +、HCO-相互促进水解，AI3+ 3HCO-=AI(OH)3 J + 3CO2 T。(3) 将 FeCI3溶液加热、蒸干、灼烧，最后的固体残留物是否是FeCb?【提示】最后的固体残留物是F62O3。原因是：FeCb+ 3H2O Fe(OH)3+ 3HCI，升温促进了 FeCb的水解，同时加热使生成的HCI从溶液中逸出而产生大量的Fe(0H)3,蒸干后灼烧，又发生反应：2Fe(OH)3=高温=Fe2O3 + 3出0。(4) 在NH4CI溶液中加入镁粉会有什么现象？解释原因。【提示】 镁粉加入氯化铵的水溶液中有 H2产生。这是

46、因为氯化铵中NH才 水解而使溶液显酸性：NH才 + H2O NH3H2O+ H +,金属镁将 H +还原，放出 H2: Mg + 2H +=Mg2 + + H2 T o(5) 在MgCl2溶液中混有少量FeCb，如何除杂？【提示】FeCb水解显酸性，向混合溶液中加入MgO即可。认知升华盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性。2 .比较溶液中离子浓度的大小及判断离子能否大量共存。3. 判断盐所对应酸的相对强弱。4. 判断加热蒸干盐溶液的产物。5. 金属与某些盐溶液反应产生H2。6. 利用盐的水解可以除去杂质。题组冲关题组1盐类水解的应用1.下列过程或现象与盐类水解无关的是()A. 纯碱溶液去油污B

47、. 铁在潮湿的环境下生锈C. 加热氯化铁溶液颜色变深D. 浓硫化钠溶液有臭味【解析】 纯碱水解，溶液显碱性，有利于油脂的水解，A项与盐类水解有 关；B项为钢铁的电化学腐蚀，与盐类水解无关；C项溶液颜色变深是因为盐类水解是吸热反应，加热后生成 Fe(0H)3,浓度增大；D项溶液有臭味是因为硫化钠水解后产生了少量的硫化氢【答案】B2 下列各组离子因发生水解反应而不能大量共存的是 ()A. Ba2+、Cl-、Na+、SO4-B.Fe3+、K+C.H +、2 +FeD.H +、Na+0【解析】 A项，Ba2 2【解析】Na2S溶液中存在S-的水解反应：第一步：S - + H2OHS-+ OH-；第二步

48、：HS-+ H2OHS+ OH-,滴加NaOH溶液使上述平衡左 移，抑制S2-的水解。(2)FeSO4(溶液)中，Fe2+易被空气氧化为Fe3+： 12Fe2+ + 3O2 + 6H2O=8Fg+ 4Fe(OH)3这样，加入铁粉，可使 Feb转化为 Fe2+： 2F$ 2+与SO4-反应生成BaS04沉淀，不能大量共存；B项, Fe+ + Fe=3Fe+，加入H2SO4可防止Fe(OH)3沉淀的生成。同时Fe +又能发生水解反应：Fe+ 2H2OFe(OH)2 + 2H +，加入H2SO4可抑制F +的水解。+与HCO-因水解相互促进反应而生成沉淀和气体，不能大量共存； C项，酸 性条件下，N

49、O-与Feb因发生氧化还原反应而不能大量共存；D项，H +与C03- 因生成挥发性气体而不能大量共存。【答案】B3. (1)配制Na2S溶液要滴加几滴NaOH溶液的理由是：。(2)配制FeSO4(溶液)时，常加入少量的铁粉，目的是：常加入少量H2SO4，目的是【答案】（1）抑制s2+的水解使Fe3+转化为F0反应掉氧化生成的Fe（0H）3，抑制Fe2*的水解题组2盐溶液蒸干产物的判断4 下列溶液在蒸发皿中加热蒸干灼烧后，不能得到溶质固体的是（）A. NaCIB. Al2（SO4）3C. Na2SO4D. KMnO4【解析】B 项，Al2（SO4）3 溶液中存在 Al2（SO4）3+ 6H2O-2AI（OH）3 +3H2SO4, H2SO4为高沸点酸，难挥发，故加热时最后得到 Al2（SO4）3；C项，N&SO4 不水解，蒸干后得到Na2SO4固体；D项，加热时：2KMnO4=K2MnO4+ MnO2 + O2 t o【答案】D5. 将下列固体溶于水，再将其溶液加热蒸发，结晶后灼烧，能得到化学组成与原固体物质相同的是（）