资源简介

(共34张PPT)
选择性必修1(人教版2019)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
盐类水解规律再认识
一
突破点1: 盐类水解规律再认识
一、盐类水解的实质与规律
重难归纳
1.盐类水解的实质。
盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸阴离子)与水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸,从而破坏了水的电离平衡,导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等,则溶液表现出一定的酸碱性。
2.盐类水解的特点——逆、吸、弱、动。
3.盐类的水解规律(常温下)。
水解看组成，有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，规律要记清。
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。
如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
(3)“都弱都水解”——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，且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。
如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。
(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。
[过程建构]
典例剖析
Cl-等离子,请按要求回答下列问题。
(1)水解使溶液呈碱性的离子是　　　　　。
(2)水解使溶液呈酸性的离子是　　　　　。
(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　　　　　　　　。
[例2]　已知甲、乙、丙、丁四种溶液分别为CH3COONa、NH3·H2O、CH3COOH、Na2SO4中的一种，相同温度下，甲与乙两种溶液的pH相同，甲与丙两种溶液中水的电离程度相同，则丙为(　　)
A．NH3·H2O　　　B．CH3COONa
C．CH3COOH D．Na2SO4
答案：C
思路点拨：将物质分类分析：
①酸碱都对水的电离有抑制作用。
②可水解的盐对水的电离有促进作用。
③强酸强碱盐对水的电离无影响。
解析：CH3COONa为强碱弱酸盐，水解呈碱性；NH3·H2O为弱碱，CH3COOH为弱酸，Na2SO4为强酸强碱盐不水解呈中性，根据溶液的酸碱性，相同温度下，甲与乙两种溶液的pH相同，甲与乙一定是CH3COONa、NH3·H2O中的一种，因为它们都呈碱性，甲与丙两种溶液中的水的电离程度相同，NH3·H2O、CH3COOH、碱和酸抑制水的电离，所以甲与丙一定是NH3·H2O、CH3COOH中的一种，则甲为NH3·H2O、乙为CH3COONa、丙为CH3COOH，C正确。
[例3]　室温下，物质的量浓度相同的下列溶液，按pH由小到大的顺序排列的是(　　)
A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3
答案：C
破题思路：
比较同浓度溶液pH大小的方法：
(1)总体pH大小规律：
碱>盐>酸
(2)同类物质的pH大小规律：
①碱：二元强碱>一元强碱>一元弱碱
②酸：一元弱酸>一元强酸>二元强酸
③盐：强碱弱酸盐>强酸强碱盐>强酸弱碱盐

【拓展延伸】 (1)已知酸性:HF>H2CO3,等物质的量浓度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的顺序是　 。
(2)等物质的量浓度的上题四种物质的溶液中阴离子数目最大的是　　　　。
答案:(1)Na2CO3>NaF>NH4Cl
(2)Na2CO3
提示:(2)等物质的量浓度的四种物质的溶液,若不水解,阴离子数目相同,但Na2CO3中 分步水解,阴离子数目最多。
[提升1] 25 ℃时浓度都是1 mol·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X－)＝1 mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列说法正确的是 (　　)
A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)
B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH
C．稀释相同倍数，溶液pH变化BX等于BY
D．将浓度均为1 mol·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY
A　
解析：A项，根据BY溶液的pH＝6，B＋比Y－更易水解，则BOH比HY更难电离，因此电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)；B项，根据AX、BX、BY溶液的pH，则AX为强酸强碱盐，BX为强酸弱碱盐，BY为弱酸弱碱盐，则AY为弱酸强碱盐，溶液的pH>7，故AY溶液的pH大于BY溶液的pH；C项，稀释相同倍数，BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH变化大于BY溶液；D项，HX为强酸，HY为弱酸，浓度相同时，稀释10倍后，HY的电离程度增大，但仍不可能全部电离，故HX溶液的酸性强，pH小。
〔提升2〕盐MN溶于水存在如下过程：下列有关说法中不正确的是
A．MN是强电解质
B．总反应离子方程式为N－＋H2O══OH－＋HN
C．该过程使溶液中的c(OH－)>c(H＋)
D．MOH为强碱
B　
【提升3】某酸HX稀溶液和某碱YOH稀溶液的物质的量浓度相同,两溶液混合后,溶液的pH>7,下表中判断合理的是(　　)
【提升4】相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中，正确的是 (　　)
A．酸的强弱：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：c(CN－)【解析】根据越弱越水解的盐类水解规律可知，酸性：HClO>HCN，相同浓度时溶液的pH：HClOHCN，所以溶液中c(CN－)D
〔提升5〕温度相同、浓度均为0.2 mol·L－1的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤Na2CO3、⑥CH3COONa溶液，它们的pH由小到大的排列顺序为(　　)
A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤
C．③②①⑥④⑤ D．②④①③⑤⑥
A
〔提升6〕(1)某二元酸(化学式用H2A表示)在水中的电离方程式是
则Na2A溶液显　　　　(填“酸性”“中性”或“碱性”)。理由
是　　　　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。
(2)常温下,pH=5的NH4Cl溶液与pH=5的HCl溶液中由水电离出的c(H+)分别是　　　　　　　、　　　　　　　。

突破点2:水解常数及其应用
2.碳酸钠的水解分两步:
CO32- +H2O HCO3- +OH-　 Kh1
HCO3- +H2O H2CO3+OH-　Kh2
请思考:Kh1与Kh2的大小关系如何 请解释原因。
提示:Kh1>Kh2。由水解常数与电离常数的表达式可知
Kh1= ,Kh2= ,由于Ka1>Ka2,则Kh1>Kh2。
1.若HA为一元弱酸，MOH为一元弱碱，则MA的水解常数Kh与HA的电离常数Ka、MOH的电离常数Kb之间的关系表达式如何？
[问题探究]
[知识建构]
水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用
1．水解常数的概念
在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
3．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
（1）判断弱酸酸性（或弱碱碱性）的相对强弱
已知常温下浓度均为0.1 mol·L－1的溶液的pH如下表所示：
得出对应酸的电离平衡常数由大到小是： 。
Ka(HF)>Ka1(H2CO3)>Ka(NaClO)>Ka2(H2CO3)
4.水解常数的应用：
（2）计算溶液中粒子浓度比值并判断其变化
常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填
写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
变小
变小
变大
不变
不变
（2）计算溶液中粒子浓度比值并判断其变化
常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中
(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
向右
60
（3）判断多元弱酸酸式盐酸根离子的电离和水解程度的相对大小
磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
(1)常温下，NaH2PO4的水溶液pH (填“＞”“＜”或“＝”)7。
(2) 常温下，Na2HPO4的水溶液呈 (填“酸”“碱”或“中”)性。
＜
碱
[提升1]磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是
Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是____________(填序号)。
(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：_________________________。
[提升2]取0.1 mol·L-1HA溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合(混合后溶液体积的变化忽略不计),测得混合溶液的pH=8。
(1)混合溶液的pH=8的原因是　　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水电离出的c(OH-)　　(填“>”“<”或“=”,下同)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。
(3)已知NH4A溶液为中性,又知将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,试推断(NH4)2CO3溶液的pH　　　7。
答案:(1)A-+H2O HA+OH-　(2)>　(3)>
解析:(1)0.1 mol·L-1 HA溶液与0.1 mol·L-1NaOH溶液等体积混合,恰好完全反应,由混合溶液的pH=8可知,A-发生了水解。(2)盐类水解促进水的电离,而碱抑制水的电离,故混合溶液中由水电离出的c(OH-)>NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。(3)NH4A溶液为中性,则HA与NH3·H2O的电离程度相同;HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,可知酸性HA>H2CO3,相同条件下电离程度HA>H2CO3, NH3·H2O > H2CO3,则相同条件下 的水解程度小于 ,(NH4)2CO3 溶液显碱性。

展开更多......

收起↑