资源简介

(共69张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第2节　弱电解质的电离　盐类的水解
弱电解质的电离平衡
1.概念：一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，电离过程就达到了电离平衡状态。
2.建立过程
4.电离平衡移动的影响因素
(1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度会使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
(2)浓度：在一定温度下，同一种弱电解质的溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的概率越小，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
电离平衡常数
1.概念
　　在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离生成的各种离子浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
盐类的水解
(1)概念：在水溶液中，由盐电离产生的弱酸根离子或弱碱阳离子与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程，叫作盐类的水解。
(2)实质：在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水中的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显酸性、碱性或中性。
若在常温下溶液中水电离出的c(H＋)＞10－7mol·L－1，则溶液中应存在能水解的盐。
影响盐类水解的主要因素
1.内因(反应物的性质)
　　盐类水解程度的大小，主要是由盐的性质所决定的。生成盐的弱酸酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。同理，生成盐的弱碱碱性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。
2.外因
浓度 加水稀释可促进水解，即盐的浓度越小，水解程度越大
温度 盐的水解吸热，升高温度，水解程度增大
外加
酸碱 水解显酸性的盐溶液，加OH－促进水解，加H＋抑制水解；水解显碱性的盐溶液，加OH－抑制水解，加H＋促进水解
外加水
解的盐 加入与其水解后酸碱性相反的盐促进其水解；加入与其水解后酸碱性相同的盐抑制其水解
(2)意义：Kh越大，水解程度越大。
(3)影响因素：Kh是化学平衡常数的一种，只与温度有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，Kh增大。
盐类水解的应用
1.利用水解
应用 举例
判断溶液的酸碱性
比较酸碱性强弱 0.1 mol·L－1 的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX＞HY＞HZ
判断盐溶液中离子浓度的大小
应用 举例
判断离子能否大量共存
判断盐溶液蒸干并灼烧后所得产物 AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、Fe(OH)3，灼烧后得到Al2O3、Fe2O3；CuSO4溶液蒸干后得到CuSO4固体
盐溶液的保存 实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞，应用橡胶塞
胶体的制取
应用 举例
制备无机化合物
判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量；CH3COOH与NaOH反应至中性，CH3COOH过量
物质的提纯 除去MgCl2溶液中混有的FeCl3，可加入MgO或Mg(OH)2调节溶液的pH，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀而除去
应用 举例
解释生活中的现象或事实 可溶性铝盐、铁盐作净水剂
热纯碱溶液去油污 加热，促进Na2CO3的水解，c(OH－)增大，去污能力增强
化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不能混合施用
泡沫灭火器的原理
NH4Cl、ZnCl2溶液作除锈剂
2.抑制水解
溶液配制 配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需的浓度，目的是增大c(H＋)抑制Fe3＋水解
制备无水盐 加热AlCl3、FeCl3溶液制无水AlCl3、FeCl3，应在HCl气流中加热蒸干
如Na2CO3溶液：
电荷守恒
元素守恒
质子守恒
粒子浓度
③弱酸酸式盐(NaHA)溶液：考虑弱酸酸式酸根离子的电离程度与水解程度。
电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)
质子守恒 c(H＋)＋c(H2A)＝c(OH－)＋c(A2－)
元素守恒 c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
粒子浓度 若HA－水解为主 c(Na＋)＞c(HA－)＞c(OH－)＞c(H2A)＞c(H＋)＞c(A2－)
若HA－电离为主 c(Na＋)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(H2A)
(3)混合溶液
①混合后溶质不反应
a.同浓度、同体积HA(弱酸)与NaA溶液混合
电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
元素守恒 2c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)
质子守恒 2c(H＋)＋c(HA)＝2c(OH－)＋c(A－)
粒子浓度 若混合后pH＜7 c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)
若混合后pH＞7 c(HA)＞c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
b.同浓度、同体积MOH(弱碱)与MCl溶液混合
电荷守恒 c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
物料守恒 2c(Cl－)＝c(MOH)＋c(M＋)
质子守恒 2c(H＋)＋c(M＋)＝2c(OH－)＋c(MOH)
粒子浓度 若混合后pH＞7 c(M＋)＞c(Cl－)＞c(MOH)＞c(OH－)＞c(H＋)
若混合后pH＜7 c(MOH)＞c(Cl－)＞c(M＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力
升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强
加水 向右移动 减小 增大 增大 减弱
通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强
加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强
加少量CH3COONa(s) 向左移动 减小 减小 减小 增强
加冰醋酸 向右移动 增大 增大 减小 增强
加水稀释弱电解质溶液时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。在相同溶液中，两种粒子的浓度比值与其物质的量比值相同，推断时可相互借用，以此来解析。
B
(2025·辽宁抚顺六校协作体高二期中)常温下，某些一元弱酸的电离平衡常数如表所示。
弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2
电离平衡常数
/(mol·L－1) 6×10－10 6×10－4 1.8×10－5 5.6×10－4
回答下列问题。
(1)HCN的电离方程式为　　　　　　　。
(2)酸性：CH3COOH　　　　(填“＞”或“＜”)HNO2， 理由为　　　　　　　。
＜　弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强　
醋酸的电离平衡常数小于亚硝酸，则酸性： CH3COOH＜HNO2，理由为弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强。
弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2
电离平衡常数
/(mol·L－1) 6×10－10 6×10－4 1.8×10－5 5.6×10－4
(3)向盛有0.1 mol·L－1醋酸溶液的试管中滴加少量等浓度的Na2CO3溶液，可观察到的现象为　　　　　　　，发生反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　。
弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2
电离平衡常数
/(mol·L－1) 6×10－10 6×10－4 1.8×10－5 5.6×10－4
b　
HF的电离平衡常数大于 HCN，等浓度时，HF 电离出的氢离子浓度大，pH小，则曲线b表示HF 溶液加水稀释过程中溶液pH的变化。
②x约为　　　　。
4.95
由于弱电解质的电离程度比较小，计算时往往忽略，平衡时弱电解质分子的浓度一般近似为起始浓度。
5.电离度与电离常数的关系
25 ℃时，a mol·L－1的CH3COOH

C
强酸和弱酸比较
1.实验探究：镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应
实验过程 向两个锥形瓶中各加入0.05 g 镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1 盐酸、2 mL 2 mol·L－1 醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示
压强与时间图
宏观辨识 微观探析
反应
初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的 c(H＋)较大，因此反应速率较大
反应
过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随着反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能通过电离及时补充，所以一段时间内速率变化不明显
最终 二者产生的氢气的量基本相等，反应速率几乎都变为0 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因此产生的H2的量几乎相同。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因此反应速率几乎都变为0
2.一元强酸和一元弱酸的比较(以HCl、CH3COOH的比较为例)
比较项目 酸
等物质的量浓度、等体积的HCl(a)与CH3COOH(b) 相同pH、相同体积的HCl(a)与CH3COOH(b)
c(H＋) a＞b a＝b
pH a＜b a＝b
酸的起始物
质的量浓度 a＝b a＜b
c(Cl－)与
c(CH3COO－)大小 c(Cl－)＞c(CH3COO－) c(Cl－)＝c(CH3COO－)
溶液的导电性 a＞b a＝b
比较项目 酸
等物质的量浓度、等体积的HCl(a)CH3COOH(b) 相同pH、相同体积的HCl(a)与CH3COOH(b)
中和酸所用NaOH的物质的量 a＝b a＜b
与过量Zn反应产生H2的体积 a＝b a＜b
与Zn反应的起始反应速率 a＞b a＝b；反应过程中 a＜b
分别加该酸的钠盐固体后的pH(忽略溶液体积变化) a：不变；b：变大 a：不变；b：变大
(2025·北京大学附属中学高二期中)在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与 2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如下图。下列说法正确的是(　　)
A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B.任意相同时间段内，盐酸与 Mg反应的化学反应速率均快于醋酸与 Mg反应的化学反应速率
C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D.1 mol·L－1NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗 NaOH 溶液的体积更大
C
盐酸为一元强酸，醋酸为一元弱酸，则
2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸中，盐酸中c(H＋)
大，初始时与镁条反应的速率快，相同时间内产
生的氢气多，容器内压强大，反应速率快，反应
先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内
压强随时间的变化曲线，A错误；可以通过曲线的斜率比较二者的反应速率，从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁反应的速率更快，此时盐酸与镁的反应已接近结束，c(H＋)较小，反应速率小，B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，C正确；由于盐酸和醋酸的物质的量相同，故用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH 溶液的体积相等，D错误。
一元强碱与一元弱碱、一元强酸与一元弱酸稀释时溶液pH的变化特点
　　稀释pH相等的NaOH溶液和氨水、pH相等的盐酸和醋酸溶液。加水稀释相同倍数后pH大小：氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸溶液。若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化 n，但pH＜7(酸)或pH＞7(碱)，而氨水与醋酸溶液pH变化小于n。
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的
pH(常温下)
强酸强
碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7
强酸弱
碱盐 NH4Cl、
-Cu(NO3)2 是 酸性 pH＜7
弱酸强
碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 碱性 pH＞7
C
浓度相同的溶液pH 大小的比较方法
先对物质分类，pH ：碱＞盐＞酸。
同类物质的pH 的一般规律
碱：二元强碱＞一元强碱＞一元弱碱；
酸：一元弱酸＞一元强酸＞二元强酸；
盐：强碱弱酸盐＞强酸强碱盐＞强酸弱碱盐。
已知在25 ℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示：
酸 电离平衡常数/(mol·L－1)
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
(1)醋酸在水溶液中的电离方程式为　　　　　　　　　　　　　。根据上表可知，酸性：H2CO3　　　(填“＞”“＜”或“＝”，下同)H2SO3，在相同条件下，试比较同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液的pH：Na2CO3　　　　Na2SO3。
酸 电离平衡常数/(mol·L－1)
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
(2)CH3COONa在溶液中水解的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　。向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量下列物质，其水解程度增大的是_______　　　　(填字母)。
A.NaCl溶液
B.Na2CO3固体
C.NH4Cl溶液
D.CH3COONa固体
酸 电离平衡常数/(mol·L－1)
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
酸 电离平衡常数/(mol·L－1)
醋酸 Ka＝1.75×10－5
碳酸 Ka1＝4.50×10－7　 Ka2＝4.70×10－11
亚硫酸 Ka1＝1.54×10－2　 Ka2＝1.02×10－7
酸性
＞
③根据硫元素守恒，写出该溶液中的元素守恒关系式：　　　　　　　。
比较盐溶液中某些离子的浓度时，首先看完全电离产生的离子浓度关系，再考虑其他离子的存在对该离子浓度的影响；分析电解质溶液中水的电离程度时，首先看水的电离是否受到促进或抑制，再分析对水的电离影响程度的相对大小。

展开更多......

收起↑