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第2课时　影响盐类水解的主要因素及盐的水解常数的应用
[核心素养发展目标]　
1.了解影响盐类水解的因素，分析外界条件对盐类水解的影响。
2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计探究方案，进行实验探究。
3.盐类水解平衡的移动及应用。
一、影响盐类水解的主要因素
1．实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变____，pH________
② 溶液的 酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变____，pH________
③ 加入少量NaOH溶液 产生________色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变____，pH________
思考与讨论
(1)用平衡移动原理对①③④中的实验现象进行解释。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
(2)根据④中现象，判断FeCl3水解反应是吸热反应还是放热反应？
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________(3)通过以上实验探究，影响FeCl3水解平衡的因素主要有哪些？
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
2．影响盐类水解平衡的因素
(1)内因
①主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，原因是正盐阴离子与H＋结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。例如，Na2CO3溶液中
(2)外因
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样(　　)
(2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大(　　)
(3)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(　　)
(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小(　　)
(5)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体，抑制了NH的水解(　　)
(6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(　　)
1．在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
2．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
1．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是(　　)
A．加热 B．通入HCl气体
C．加入少量Na2SO4(s) D．加入NaCl溶液
2．向纯碱溶液中滴入酚酞溶液：
(1)观察到的现象是________________________________________________________，原因是
_____________________________________________ (用离子方程式表示)。
若微热溶液，观察到的现象是______________________________________________，由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是__________________________，反应的离子方程式是____________________________________________________________。
二、盐的水解常数及应用
1．盐的水解常数
注意　二元弱酸对应盐的水解常数
以NaHCO3、Na2CO3为例
二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则
Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－
Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。
NaHCO3溶液：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。
2．盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
例　已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为___________________________________________________。
①Na2CO3溶液　②NaHCO3溶液　③NaClO溶液　④CH3COONa溶液
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：______________，水解平衡：__________________________，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HCO的电离程度________水解程度，即Ka2________，所以NaHCO3溶液呈________性。类似的离子还有HS－、HPO。
b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HSO的电离程度________水解程度，即Ka2________，所以NaHSO3溶液呈______性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
1．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是(　　)
A．稀释溶液，增大
B．通入CO2，溶液pH减小
C．升高温度，平衡常数增大
D．加入NaOH固体，减小
2．常温下，三种酸的电离常数如下表所示。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
回答下列问题：
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是________________。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是___________________
________________________________________________________________________。
3．(1)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________________。
(2)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。
(3)25 ℃时，H2SO3??HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh＝________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
第2课时　影响盐类水解的主要因素及盐的水解常数的应用
[核心素养发展目标]　1.了解影响盐类水解的因素，分析外界条件对盐类水解的影响。2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计探究方案，进行实验探究。3.盐类水解平衡的移动及应用。
一、影响盐类水解的主要因素
1．实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小
② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小
③ 加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小
思考与讨论
(1)用平衡移动原理对①③④中的实验现象进行解释。
提示　①加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动；③加入氢氧化钠溶液后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动；④升高温度，水解平衡向正反应方向移动。
(2)根据④中现象，判断FeCl3水解反应是吸热反应还是放热反应？
提示　升高温度，能促进FeCl3的水解，因此，该反应为吸热反应。
(3)通过以上实验探究，影响FeCl3水解平衡的因素主要有哪些？
提示　FeCl3溶液的浓度、温度及溶液的酸碱性等。
特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
2．影响盐类水解平衡的因素
(1)内因
①主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，原因是正盐阴离子与H＋结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。例如，Na2CO3溶液中
(2)外因
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样(　　)
(2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大(　　)
(3)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(　　)
(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小(　　)
(5)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体，抑制了NH的水解(　　)
(6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)√
1．在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
提示　产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2O??HSO＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)减小，SO水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。
2．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
提示　NH4Cl溶液中发生水解反应：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2ONH3↑＋H2O，产生NH3。
1．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是(　　)
A．加热 B．通入HCl气体
C．加入少量Na2SO4(s) D．加入NaCl溶液
答案　D
解析　加热能使平衡向水解方向移动，c(H＋)增大，pH减小；通入HCl气体能增大c(H＋)，抑制了Al3＋的水解，且pH减小；加入NaCl溶液，相当于加水稀释，能促进Al3＋的水解，但c(H＋)变小，故pH增大。
2．向纯碱溶液中滴入酚酞溶液：
(1)观察到的现象是________________________________________________________，原因是
______________________________________(用离子方程式表示)。
若微热溶液，观察到的现象是______________________________________________，由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是__________________________，反应的离子方程式是____________________________________________________________。
答案　(1)溶液变红　CO＋H2OOH－＋HCO　红色加深　吸热　(2)红色变浅，有红褐色沉淀生成，有气体生成(或气泡冒出)　2Fe3＋＋3CO＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
解析　(1)因Na2CO3水解，溶液显碱性，遇酚酞变红。加热，水解程度变大，碱性更强，红色加深。(2)加入FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合生成Fe(OH)3(红褐色沉淀)，促进CO水解，同时会有CO2气体产生。
二、盐的水解常数及应用
1．盐的水解常数
注意　二元弱酸对应盐的水解常数
以NaHCO3、Na2CO3为例
二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则
Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－
Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。
NaHCO3溶液：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。
2．盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
例　已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为________________。
①Na2CO3溶液　②NaHCO3溶液　③NaClO溶液　④CH3COONa溶液
答案　①＞③＞②＞④
解析　①Na2CO3溶液中，CO水解常数Kh＝；②NaHCO3溶液中，HCO水解常数Kh＝；③NaClO溶液中，ClO－水解常数Kh＝；④CH3COONa溶液中，CH3COO－水解常数Kh＝；由于Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，所以Kh大小顺序：①＞③＞②＞④，故溶液pH由大到小顺序为①＞③＞②＞④。
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。
b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
1．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是(　　)
A．稀释溶液，增大
B．通入CO2，溶液pH减小
C．升高温度，平衡常数增大
D．加入NaOH固体，减小
答案　A
解析　温度不变，水解平衡常数不变，不变，故A错误；CO2与CO反应生成HCO，HCO比CO水解程度小，所以溶液碱性减弱，即pH减小，故B正确；因水解是吸热的，则升温可以促进水解，平衡正向移动，平衡常数增大，故C正确；加入NaOH固体，OH－抑制CO水解，HCO的物质的量浓度减小，CO的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。
2．常温下，三种酸的电离常数如下表所示。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
回答下列问题：
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_____________________________。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是___________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)NaX　(2)NaZ　(3)酸　HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝解析　(1)根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX，酸的电离程度越大，酸根离子水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液，酸根离子水解程度越大的溶液其碱性越强，同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，NaX溶液pH最大。(3)HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝3．(1)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝____________________________。
(2)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。
(3)25 ℃时，H2SO3??HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh＝________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
答案　(1)9　(2)2.36×10－5　(3)1×10－12　增大
解析　(1)水的离子积Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝＝2.0×10－3，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，c(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×
10－3 mol·L－1，则c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1，即该溶液的pH＝9。
(2)根据题干信息可知，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液的水解平衡常数Kh＝＝≈5.56×10－10，又根据水解平衡表达式可知Kh＝≈，则c(H＋)＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
(3)NaHSO3的水解常数Kh＝＝＝＝＝1×10－12。由Kh＝得＝，加入I2后，HSO被氧化为H2SO4，c(H＋)增大，c(OH－)减小，Kh不变，所以增大。

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