资源简介

(共44张PPT)
专题3 水溶液中的离子反应
第三单元 盐类的水解
盐类的水解
(1)概念：盐在水溶液中电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，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)结合水电离出的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＋)＞10－7 mol·L－1，则溶液中应存在能水解的盐。
水解方程式和电离方程式的辨别：生成离子的种类是判断水解方程式和电离方程式的关键。盐类水解的离子方程式在形式上一定符合“阴生阴、阳生阳”，即阴离子水解一定生成OH－，阳离子水解一定生成H＋(或H3O＋)。
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。生成盐的弱酸的酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。同理，生成盐的弱碱的碱性越弱，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
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 0.1mol/L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
应用 举例
胶体的制取
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
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，应在氯化氢的气流中加热
蒸干
2.两大理论
(1)电离理论
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子很少，同时要考虑水的电离。
②多元弱酸的电离分步进行，以第一步电离为主。
(2)水解理论
①离子的水解是微弱的(互相促进的水解除外)。
②多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。
②正盐溶液：考虑水解。
NH4Cl溶液：
Na2CO3溶液：
电荷守恒
物料守恒
粒子浓度
电荷守恒
物料守恒
粒子浓度
③弱酸酸式盐(NaHA)溶液：考虑弱酸酸式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－)
物料守恒 c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
粒子浓度 若HA－以水解为主 c(H2A)＞c(A2－)，c(OH－)＞c(H＋)
若HA－以电离为主 c(A2－)＞c(H2A)，c(H＋)＞c(OH－)
(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－)
物料守恒 2c(Na＋)＝c(HA)＋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＋)
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－)
(2)越弱越水解：盐对应的酸(碱)越弱，水解后的碱性(酸性)越强。如：
①酸性：CH3COOH＞HCN，同浓度溶液的碱性：NaCN＞CH3COONa。
②碱性：Mg(OH)2＞Fe(OH)3，同浓度溶液的酸性：MgCl2＜FeCl3。
③常温下，同浓度溶液的pH：NaClO＞CH3COONa＞NaNO2，则酸性：HClO＜CH3COOH＜HNO2。
(3)谁强显谁性，同强显中性：强酸弱碱盐溶液显酸性，强碱弱酸盐溶液显碱性，强酸强碱盐溶液显中性。
已知某温度下，Ka(HCN)＝4.93×10－10，Ka(HF)＝3.53×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.76×10－5，Ka(HNO2)＝5.6×10－4。物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的下列溶液，pH的大小顺序是(　　)
A.NaCN＞NaNO2＞CH3COONa＞NaF
B.NaF＞NaNO2＞CH3COONa＞NaCN
C.NaCN＞CH3COONa＞NaNO2＞NaF
D.NaCN＞CH3COONa＞NaF＞NaNO2
D
(1)浓度相同的溶液pH大小的比较方法
先对物质分类，pH：碱＞对应的盐＞酸。
(2)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。
酸 电离平衡常数
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
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
比较盐溶液中某离子浓度时，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，再分析对水电离影响程度的相对大小。
溶液中粒子浓度的大小比较
1.单一溶液中各粒子浓度的解题模型
2.混合溶液中各粒子浓度的解题模型
常温时将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合后(令混合后两者的体积可以相加)，恰好完全反应，则下列有关所得混合液的说法正确的是(　　)
A.所得混合液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)
B.混合后溶液的pH＝7
C.所得混合液中存在c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1
D.混合后溶液中存在c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C
溶液混合后粒子浓度大小比较的解题步骤

展开更多......

收起↑