資源簡(jiǎn)介

3.2 第2課時(shí)　鹽類(lèi)水解的原理
【學(xué)習(xí)目標(biāo)】
1.通過(guò)活動(dòng)探究認(rèn)識(shí)鹽溶液的酸堿性,認(rèn)識(shí)鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì),知道鹽類(lèi)水解的規(guī)律。
2.了解影響鹽類(lèi)水解平衡的因素,能多角度、動(dòng)態(tài)地分析外界條件對(duì)鹽類(lèi)水解平衡的影響。
【自主預(yù)習(xí)】
一、鹽溶液的酸堿性
1.鹽溶液酸堿性的實(shí)驗(yàn)探究
鹽 溶液的酸堿性 生成該鹽對(duì)應(yīng)的反應(yīng)物 鹽的類(lèi)型
酸 堿
CH3COONa 　　 CH3COOH NaOH 　　　
Na2CO3 H2CO3 NaOH
KF HF KOH
NH4Cl 　　 HCl NH3·H2O 　　　
Al2(SO4)3 H2SO4 Al(OH)3
NaCl 　　 HCl NaOH 　　　
KNO3 HNO3 KOH
Ba(NO3)2 HNO3 Ba(OH)2
2.鹽溶液呈酸堿性的原因分析
(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(以NaCl為例)
溶液中存在的離子 H2OH++OH-,NaClNa++Cl-
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì) 否
c平(H+)和c平(OH-)的相對(duì)大小 c平(H+)=c平(OH-),呈　　　　性,無(wú)弱電解質(zhì)生成
理論解釋 水的電離平衡不發(fā)生移動(dòng),溶液中c平(H+) 　　　　c平(OH-)
(2)強(qiáng)酸弱堿鹽(以NH4Cl為例)
溶液中存在的離子
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì) 　　　
c平(H+)和c平(OH-)的相對(duì)大小 c平(H+) 　　　　c平(OH-),呈　　　　性
理論解釋 N和OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O,使水的電離平衡向電離方向移動(dòng),使溶液中c平(H+) 　　　c平(OH-)
總反應(yīng)的離子方程式
(3)強(qiáng)堿弱酸鹽(以CH3COONa為例)
溶液中存在的離子
離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì) 　　　
c平(H+)和c平(OH-)的相對(duì)大小 c平(H+) 　　　c平(OH-),呈　　　性
理論解釋 CH3COO-和H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH,使水的電離平衡向電離方向移動(dòng),使溶液中c平(H+) 　　　　c平(OH-)
總反應(yīng)的離子方程式
二、鹽類(lèi)的水解
1.概念:在鹽的水溶液中,由鹽電離產(chǎn)生的弱酸酸根離子或弱堿陽(yáng)離子與水中的H+或OH-結(jié)合生成　　　　的過(guò)程,叫作鹽類(lèi)的水解。
2.實(shí)質(zhì):生成弱酸或弱堿,使水的　　　　　　被破壞而建立起新的平衡。
3.鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)
【參考答案】一、1.堿性　強(qiáng)堿弱酸鹽　酸性　強(qiáng)酸弱堿鹽
中性　強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽　2.(1)中　=　(2)能
>　酸　>　N+H2ONH3·H2O+H+　(3)能　<　堿　<　CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
二、1.弱電解質(zhì)　2.電離平衡
【效果檢測(cè)】
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯(cuò)誤的打“×”)。
(1)鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是促進(jìn)水的電離,水的電離平衡右移。 (　　)
(2)Na2CO3溶液中c平(Na+)與c平(C)之比為2∶1。 (　　)
(3)酸堿恰好中和生成的鹽溶液一定顯中性。 (　　)
(4)25 ℃,pH=11的Na2CO3溶液中由水電離出的c平(OH-)水=1×10-11 mol·L-1。 (　　)
(5)Na2CO3和NaHCO3溶液中,粒子種類(lèi)相同。 (　　)
【答案】(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
2.用離子方程式分析:
(1)Na2S溶液呈堿性,原因是什么
(2)常溫下,對(duì)于易溶于水的正鹽MnRm,若其溶液pH>7,其原因是什么 若pH<7,其原因是什么
【答案】(1)S2-+H2OHS-+OH-。
(2)Rn-+H2OHR(n-1)-+OH-;Mm++mH2OM(OH)m+mH+。
【合作探究】
任務(wù)1：鹽類(lèi)水解的原理
情境導(dǎo)入　我們學(xué)習(xí)了酸、堿、鹽的定義,知道三者都是電解質(zhì),在溶液中酸可以電離出氫離子而顯酸性;堿可以電離出氫氧根離子而顯堿性;鹽電離出金屬陽(yáng)離子(或銨根離子)和酸根離子,應(yīng)該為中性。情況真的是這樣嗎 同學(xué)們可以測(cè)定一下濃度均為0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液、NaCl溶液、CH3COONa溶液的酸堿性。
問(wèn)題生成
1.分別用玻璃棒蘸取少量情境中的溶液,滴到pH試紙上,觀察顏色變化,并與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較,可以得出溶液的酸堿性如何
【答案】NH4Cl溶液呈酸性,CH3COONa溶液呈堿性,NaCl溶液呈中性。
2.情境中溶液的酸堿性是由哪些離子引起的 總結(jié)出鹽類(lèi)中哪些離子能發(fā)生水解。
【答案】NH4Cl溶液呈酸性是由N水解引起的,CH3COONa溶液呈堿性是由CH3COO-水解引起的。弱酸陰離子、弱堿陽(yáng)離子能發(fā)生水解。
3.請(qǐng)分析NH4Cl溶液、CH3COONa溶液呈現(xiàn)酸堿性的原因,用離子方程式表示。
【答案】N+H2ONH3·H2O+H+;CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-。
4.鹽類(lèi)發(fā)生水解時(shí),對(duì)水的電離有何影響 酸或堿對(duì)水的電離有何影響
【答案】鹽的水解促進(jìn)水的電離,酸或堿抑制水的電離。
【核心歸納】
1.鹽類(lèi)水解的規(guī)律(室溫下pH)
(1)有弱才水解,無(wú)弱不水解
鹽中有弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子才能水解;若沒(méi)有,則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,不發(fā)生水解反應(yīng)。
(2)越弱越水解
弱酸陰離子(或弱堿陽(yáng)離子)所對(duì)應(yīng)的酸(或所對(duì)應(yīng)的堿)越弱,就越容易水解。
(3)都弱都水解
弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子都發(fā)生水解,且相互促進(jìn)。
(4)誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性
當(dāng)鹽中的弱酸陰離子對(duì)應(yīng)的酸比弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿更容易電離時(shí),水解后鹽溶液顯酸性;反之,就顯堿性。
2.水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)方法
(1)一般鹽類(lèi)水解程度很小,水解產(chǎn)物很少,通常不生成沉淀和氣體,也不發(fā)生分解,因此鹽類(lèi)水解的離子方程式中不標(biāo)“↓”或“↑”(徹底水解除外),也不把反應(yīng)產(chǎn)物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。
(2)鹽類(lèi)的水解是可逆反應(yīng),是中和反應(yīng)的逆反應(yīng),而中和反應(yīng)是趨于完全的反應(yīng),所以鹽的水解很微弱,其離子方程式一般不寫(xiě)“”而寫(xiě)“”。
(3)多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的,以第一步水解為主,書(shū)寫(xiě)水解方程式時(shí)應(yīng)分步寫(xiě);多元弱堿的陽(yáng)離子水解復(fù)雜,可一步寫(xiě)出。
如Na2CO3的水解:
第一步:C+H2OHC+OH-(主要);
第二步:HC+H2OH2CO3+OH-(次要)。
Fe3+的水解:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
(4)若陰、陽(yáng)離子的水解相互促進(jìn),由于水解完全,書(shū)寫(xiě)時(shí)要用“”“↑”“↓”等。例如,硫化鈉和氯化鋁混合溶液反應(yīng)的離子方程式為2Al3++3S2-+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑。
常見(jiàn)的發(fā)生完全雙水解的離子對(duì)有Al3+與HC、C、HS-、S2-、Al等,Fe3+與HC、C、Al等。
【典型例題】
【例1】NH4Cl溶于重水(D2O)后,產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子為(　　)。
A.NH2D·H2O和D3O+
B.NH3·D2O和HD2O+
C.NH3·HDO和D3O+
D.NH2D·HDO和H2DO+
【答案】C
【解析】NH4Cl水解的實(shí)質(zhì)是其電離出的N與重水電離出的OD-結(jié)合生成一水合氨,即D2OD++OD-,N+OD-NH3·HDO,D+與D2O結(jié)合生成D3O+。
【例2】下列說(shuō)法及離子方程式正確的是(　　)。
A.Na2S水溶液呈堿性:S2-+2H2OH2S+2OH-
B.NH4Cl水溶液呈酸性:NH4ClNH3+H++Cl-
C.NaHSO3水溶液呈堿性:HS+H2OH2SO3+OH-
D.NaHCO3水溶液呈堿性:HC+H2OH2CO3+OH-
【答案】D
【解析】A項(xiàng),S2-為多元弱酸根離子,水解方程式應(yīng)分步書(shū)寫(xiě);B項(xiàng),NH4Cl水溶液呈酸性是因?yàn)镹發(fā)生水解:N+H2ONH3·H2O+H+;C項(xiàng),NaHSO3水溶液中以HS的電離為主,呈酸性。
任務(wù)2：鹽溶液的酸堿性
【核心歸納】
鹽溶液酸堿性的判斷
(1)弱酸弱堿鹽的陰、陽(yáng)離子都水解,其溶液的酸堿性取決于弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子水解程度的相對(duì)強(qiáng)弱。當(dāng)K酸=K堿時(shí),溶液顯中性,如CH3COONH4;當(dāng)K酸>K堿時(shí),溶液顯酸性,如HCOONH4;當(dāng)K酸(2)強(qiáng)酸的酸式鹽只電離,不水解,溶液呈酸性。如NaHSO4在水溶液中:NaHSO4Na++H++S。
(3)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性,取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。
①若電離程度小于水解程度,溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中:HCH++C(次要),HC+H2OH2CO3
+OH-(主要)。
②若電離程度大于水解程度,溶液呈酸性。如NaHSO3溶液中:HSH++S(主要),HS+H2OH2SO3+OH-(次要)。
(4)相同條件下的水解程度:正鹽>相應(yīng)酸式鹽,如C>HC;相互促進(jìn)水解的鹽>單獨(dú)水解的鹽>水解相互抑制的鹽,如N的水解:(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
(5)書(shū)寫(xiě)離子方程式時(shí)“”和“”的應(yīng)用要慎重。N水解的離子方程式為N+H2ONH3·H2O+H+,而鹽酸與氨水混合后反應(yīng)的離子方程式為NH3·H2O+H+N+H2O。
【典型例題】
【例3】常溫下,某濃度的NH4Cl溶液的pH為4,回答下列問(wèn)題。
(1)該氯化銨溶液中含氮元素的微粒有　。
(2)該溶液中的c平(Cl-)　　　(填“>”、“<”或“=”,下同)c平(N)。
(3)該氯化銨溶液中水電離的氫離子濃度　　　pH=4鹽酸中水電離的氫離子濃度。
(4)該氯化銨溶液中c平(H+)水與pH=4鹽酸中c平(H+)水比值為　　　。
【答案】(1)N、NH3·H2O
(2)>
(3)>
(4)106
【解析】(2)從氯化銨的化學(xué)式來(lái)看,c平(Cl-)應(yīng)等于c平(N),由于N水解,故c平(Cl-)>c平(N)。(4)pH=4的NH4Cl溶液中c平(H+)水=10-4mol·L-1,pH=4的HCl溶液中c平(H+)水=10-10 mol·L-1,則該NH4Cl溶液中c平(H+)水與pH=4的鹽酸中c平(H+)水的比值為=106。
【例4】物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液:①Na2CO3,②NaHCO3,③H2CO3,④(NH4)2CO3,⑤NH4HCO3。c平(C)由小到大的順序正確的是(　　)。
A.⑤<④<③<②<①　　　 B.③<⑤<②<④<①
C.③<②<⑤<④<① D.③<⑤<④<②<①
【答案】B
【解析】①Na2CO3水解,但程度很小;②NaHCO3中HC電離出很少的C;③H2CO3需要經(jīng)過(guò)兩步電離才產(chǎn)生C,比NaHCO3中的少;④(NH4)2CO3中C水解程度要比Na2CO3中的大;⑤HC電離產(chǎn)生C,但由于N的作用,HC的電離趨勢(shì)減小。
【隨堂檢測(cè)】
課堂基礎(chǔ)
1.在100 mL的下列溶液中滴入2滴甲基橙,溶液變?yōu)榧t色的是(　　)。
A.0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液
B.0.1 mol·L-1 NaHSO4溶液
C.0.1 mol·L-1 NaCN溶液
D.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液
【答案】B
【解析】0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液中CH3COO-水解,溶液呈堿性,不能使甲基橙變?yōu)榧t色,A項(xiàng)不符合題意;0.1 mol·L-1 NaHSO4溶液中電離出鈉離子、氫離子和硫酸根離子,溶液呈酸性,能使甲基橙變?yōu)榧t色,B項(xiàng)符合題意;0.1 mol·L-1 NaCN溶液中CN-水解,溶液呈堿性,不能使甲基橙變?yōu)榧t色,C項(xiàng)不符合題意;0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中HC的水解程度大于電離程度,溶液呈堿性,不能使甲基橙變?yōu)榧t色,D項(xiàng)不符合題意。
2.下列離子方程式屬于水解反應(yīng)方程式的是(　　)。
A.H2CO3HC+H+
B.HC+H2OH3O++C
C.HC+OH-H2O+C
D.C+H2OHC+OH-
【答案】D
【解析】碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子和氫氧根離子,方程式為C+H2OHC+OH-,D項(xiàng)符合題意。
對(duì)接高考
3.(2021·浙江1月選考,17)25 ℃時(shí),下列說(shuō)法正確的是(　　)。
A.NaHA溶液呈酸性,可以推測(cè)H2A為強(qiáng)酸
B.可溶性正鹽BA溶液呈中性,可以推測(cè)BA為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽
C.0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2,則α1<α2
D.100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水電離出H+的物質(zhì)的量為1.0×10-5 mol
【答案】D
【解析】NaHA溶液呈酸性,可能是HA-的電離程度大于自身的水解程度,不能據(jù)此得出H2A為強(qiáng)酸的結(jié)論,A項(xiàng)錯(cuò)誤;可溶性正鹽BA溶液呈中性,不能推測(cè)BA為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,因?yàn)橐部赡苁荁+和A-的水解程度相同,即也可能是弱酸弱堿鹽,B項(xiàng)錯(cuò)誤;弱酸的濃度越小,其電離程度越大,因此0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2,則α1>α2,C項(xiàng)錯(cuò)誤;100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氫氧根離子的濃度是1×10-4 mol·L-1,碳酸根離子水解促進(jìn)水的電離,則由水電離出H+的濃度是1×10-4 mol·L-1,其物質(zhì)的量為0.1 L×1×10-4 mol·L-1=1×10-5 mol,D項(xiàng)正確。
4.(2021·廣東卷,8)鳥(niǎo)嘌呤(G)是一種有機(jī)弱堿,可與鹽酸反應(yīng)生成鹽酸鹽(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性,下列敘述正確的是(　　)。
A.0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH=3
B.0.001 mol·L-1 GHCl水溶液加水稀釋,pH升高
C.GHCl在水中的電離方程式為GHClG+HCl
D.GHCl水溶液中:c平(OH-)+c平(Cl-)=c平(GH+)+c平(G)
【答案】B
【解析】GHCl為強(qiáng)酸弱堿鹽,電離出的GH+會(huì)發(fā)生水解,弱離子的水解較為微弱,因此0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH>3,A項(xiàng)錯(cuò)誤;稀釋GHCl溶液時(shí),GH+水解程度將增大,根據(jù)勒·夏特列原理可知溶液中c平(H+)將減小,溶液pH將增大,B項(xiàng)正確;GHCl為強(qiáng)酸弱堿鹽,在水中的電離方程式為GHClGH++Cl-,C項(xiàng)錯(cuò)誤;根據(jù)電荷守恒可知,GHCl溶液中c平(OH-)+c平(Cl-)=c平(H+)+c平(GH+),D項(xiàng)錯(cuò)誤。
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