资源简介

(共29张PPT)
第三章　
水溶液中的离子反应与平衡
第三节　盐类的水解
课时1　盐溶液的酸碱性与盐类的水解
1. 认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和弱酸强碱盐的水解。
2. 知道盐类水解的规律，能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性。
3. 学会书写盐类水解的离子方程式。
4. 了解水解平衡常数与电离平衡常数的关系，并用于比较溶液的酸碱性。
1. 选择合适的方法测试下表所列盐溶液的酸碱性，并根据形成盐的酸和碱的强弱将下表中所列的盐进行分类。
活动一：认识盐类水解的本质及规律
物质 NaCl Na2SO4 NH4Cl Al2(SO4)3 CH3COONa Na2CO3
水溶液的酸碱性
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
中性
中性
酸性
酸性
碱性
碱性
2. 归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型间的关系。
【答案】 强酸弱碱盐溶液呈酸性，强碱弱酸盐溶液呈碱性。
4. 将上述盐加入水中，使溶液呈酸性或碱性的过程就是盐的水解。用自己的语言归纳盐类水解的本质。
【答案】 在水溶液中，盐电离出来的弱酸根离子(或弱碱阳离子)跟水电离出的H＋(或OH－)反应生成了弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使盐溶液呈碱性(或酸性)。
5. 常温下，pH＝5的盐酸与pH＝5的NH4Cl溶液，由水电离出的H＋浓度分别是多少？
【答案】 盐酸中由水电离出的H＋浓度为10－9 mol/L，NH4Cl溶液中由水电离出的H＋浓度为10－5 mol/L。
1. 书写盐类水解的离子方程式时，一般有如下规则：
活动二：认识盐类水解的方程式及水解平衡常数
②多元弱酸根离子的水解是分步进行的。
③高价阳离子的水解也是分步进行的，但常常写作一步水解。
分别写出CH3COONa、NH4Cl、KAl(SO4)2和Na2CO3发生水解的离子方程式。
2. 与其他平衡相同，在一定条件下盐溶液达到水解平衡时，溶液里部分组分的浓度之间存在一定的关系。溶液里盐水解所生成的各种粒子浓度的乘积与未水解的离子浓度的比值是一个常数，该常数即水解平衡常数，通常用Kh表示。分别写出CH3COONa、NH4Cl、NaHCO3和Na2CO3水解平衡常数表达式。在稀溶液中，水的浓度可以看作一个定值。
3. 下表所示为25 ℃时部分离子的水解平衡常数。
初始/(mol/L) 　 　0.1 0 0
水解/(mol/L) 　 　x x x
平衡/(mol/L) 　 　0.1－x x x
平衡时c(CH3COO－)≈0.1 mol/L
则x＝2.4×10－5 mol/L
c(OH－)＝2.4×10－5 mol/L
CH3COONa的水解程度＝0.024%
(2) 由水解平衡常数可知，Na2CO3分步水解时，每步的水解程度是否相同？以哪一步水解为主？
(3) 比较浓度均为0.1 mol/L的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液碱性的强弱。
【答案】 碱性：CH3COONa＜NaHCO3＜Na2CO3
1. 探究影响盐类水解程度大小的内因。
(1) 分别写出CH3COONa的水解平衡常数Kh、CH3COOH的电离平衡常数Ka和水的离子积常数Kw的表达式。这三个常数之间存在什么关系？
活动三：探究影响盐类水解程度大小的内因
(3) 总结影响盐类水解程度大小的内因是什么，有什么规律？
【答案】 影响盐类水解程度的内因是水解对应弱酸或弱碱的电离能力，水解对应弱酸或弱碱的电离能力越强，则酸根或阳离子的水解能力越弱，反之，水解对应弱酸或弱碱的电离能力越弱，则酸根或阳离子的水解能力越强。
2. NaHCO3和NaHSO3均是酸式盐，其水溶液中同时存在酸根离子的电离和水解。已知25 ℃ 时H2CO3与H2SO3的各级电离常数如下表所示。
H2CO3 H2SO3
Ka1 4.2×10－7 1.4×10－2
Ka2 5.6×10－11 6.0×10－8
(1) 利用所给数据分析NaHCO3溶液的酸碱性。
(2) 利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
2
4
5
1
3
7
9
6
8
1. 下列溶液pH<7的是(　 　)
A. KBr B. CuSO4
C. NaF D. Ba(NO3)2
B
2
4
5
1
3
7
9
6
8
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是(　 　)
A. K2CO3 B. NaHSO4
C. NaCl D. FeCl3
A
2
4
5
3
7
9
6
8
3. 下列物质溶于水，由于水解而使物质呈酸性的是(　 　)
A. P2O5 B. NaHSO4
C. CuCl2 D. NaF
1
C
2
4
5
3
7
9
6
8
4. 下列水解的离子方程式正确的是(　 　)
1
B
2
4
5
3
7
9
6
8
5. 下列有关盐类水解的说法错误的是(　 　)
A. 盐类的水解过程破坏了水的电离平衡
B. 盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C. 盐类水解的结果是使溶液不一定呈中性
1
D
2
4
5
3
7
9
6
8
6. 纯碱和小苏打是食品制作中的添加剂。两者的溶液都显碱性。25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L NaHCO3与Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是(　 　)
A. 均存在电离平衡和水解平衡
B. 存在的粒子种类相同
C. NaHCO3溶液中的c(OH－)大于Na2CO3溶液中的c(OH－)
D. Na2CO3溶液中水的电离程度更大
1
C
2
4
5
3
7
9
6
8
1
2
4
5
3
7
9
6
8
7. 请用“＞”“＜”或“＝”填空。
(1) 将a mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液与b mL 0.1 mol/L NaOH溶液混合。
①若酸碱恰好发生中和反应，则a______b。
②若混合后溶液恰好呈中性，则a______b。
(2) 将a mL pH＝1的CH3COOH溶液与b mL pH＝13的NaOH溶液混合后，恰好发生中和反应。则混合后溶液的pH______7，a______b。
1
＝
＞
＞
＜
2
4
5
3
7
9
6
8
8. 已知：Ka(HClO)＝3.0×10－8，Ka1(H2CO3)＝4.3×10－7，Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11。浓度都是 0.1 mol/L的NaClO、Na2CO3和NaHCO3溶液的pH由大到小的顺序是____________________________，向NaClO溶液中通入少量CO2，离子方程式为__________________________________。
1
Na2CO3、NaClO、NaHCO3
ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO
2
4
5
3
7
9
6
8
9. 常温下，H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。
(1) 以酚酞为指示剂(变色范围pH＝8.0～10.0)，将NaOH溶液逐滴加入H3AsO4溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。滴定终点时反应的离子方程式为________________________________。
1
2
4
5
3
7
9
6
8
(3) 根据以上计算可以判断，NaH2AsO4水溶液呈_____(填“酸”“碱”或“中”，下同)性，Na2HAsO4水溶液呈_____性。
1
2.2
7.0
11.5
2.5
7.0
11.8
酸
碱

展开更多......

收起↑