(水解讲义.docVIP

学员： 年级： 高二 辅导科目： 化 学 教师： 第 四 课时 联系方式： 课 题 弱电解质的电离、盐类的水解 授课时间 120分钟 备课时间 360分钟 教学目标 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程 了解电离平衡常数和电离度 重点难点 盐类水解的过程 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写 考点要求 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用 弱电解质的电离、盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡 （1）研究对象：弱电解质 （2）电离平衡的建立：CH3COOHCH3COO— + H+ （3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 （4）电离平衡的特点： 动：v电离=v结合、 定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 2. 电离平衡常数 （1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。 （2）表达式：CH3COOHCH3COO— + H+ Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH] 注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。 H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1 H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1 HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1 注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2ONH4+ + OH— Kb=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O] 室温：Kb（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—1 3. 电离度 α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数 × 100％ 注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同 ②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。 4. 影响电离平衡的因素 内因：电解质本身的性质 外因：（符合勒夏特列原理） （1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响） （2）浓度： ①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。 ②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。 ③加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。 思考：25℃，0.1mol/L醋酸溶液中，CH3COOHCH3COO—+ H+，请填下表： 移动方向 n(H+)mol [H+]mol/L pH 导电能力 加水 向右 增大 减小 增大 减小 加冰醋酸 向左 增大 增大 减小 增大 升温 向右 增大 增大 减小 增大 加醋酸钠固体 向左 减小 减小 增大 增大 加少量NaOH固体 向右 减小 减小 增大 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 减小 增大 增大 通入HCl 向左 增大 增大 减小 增大 【实验探究】用pH试纸测定浓度均为0.1mol·L-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3等溶液的pH值。 实验结果：呈中性的：NaCl、KNO3；而有的显酸性：NH4Cl、Al2(SO4)3； 有的显碱性：CH3COONa、Na2CO3 为什么？ 二、盐类的水解 1. 盐类水解的概念 （1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO— ； H2