专题九(弱电解质的电离、盐类的水解)
化学盐类的水解电离知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。
水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。
1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。
示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。
示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。
溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。
二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。
这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。
1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。
在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。
它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。
示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。
它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。
示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。
同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。
三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。
2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。
3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。
高中化学【弱电解质的电离 盐类的水解】
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解第1课时 弱电解质的电离平衡1．了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响。
(重点) 3．了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
(难点)电 离 平 衡 常 数[基础·初探]教材整理1 电离常数1．定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
2．表达式：一元弱酸：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋K a ＝[CH 3COO －]·[H ＋][CH 3COOH] 一元弱碱：NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝[NH ＋4]·[OH －][NH 3·H 2O]。
3．意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同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。
4．影响因素：电离平衡常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
教材整理2 电离度1．概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率，称为电离度，用α表示。
2．表达式：α＝已电离的溶质分子数原有溶质分子总数×100%。
3．影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
[探究·升华][思考探究]下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)酸电离方程式电离平衡常数K a CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.7×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCO－3HCO－3H＋＋CO2－3K a1＝4.2×10－7K a2＝5.6×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－4H＋＋HPO2－4HPO2－4H＋＋PO3－4K a1＝7.1×10－3K a2＝6.2×10－8K a3＝4.5×10－13(1)当升高温度时，K a值怎样变化？【提示】由于电离过程均是吸热的，所以升高温度可以促进电离，电离平衡常数变大。
弱电解质的电离和盐类水解
【体现知识规律、体现多种的化学分析研究的方法、体 现不同的化学问题表达方式、突破主要高考题型】
①[(2N0H14)72·SO淄4固博体一，模cc]SNOH向442 (NH_4_)_2_S_O_4的__稀__溶。液×中变再大加入少量
(填“变大”、“不变”或“变小”)
④[2016·新课标] 向盛有H2O2溶液的试管中加入FeCl3溶液，一段时间后，溶液中有气泡
出现，并放热，随后有红褐色沉淀生成，产生气泡的原因是
____________Fe_3_+_催_化__H_2_O_2分__解__产__生__O2____，生成沉淀的原因是 ___H_2_O_2_分_解__反__应__放__热_，__促__进__F_e_3+_的__水__解_平__衡__正__向__移_动_ （用平衡移动原理解释）。
× ②[2013·天津] NaCl和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同（ ）
③[2015·海南]氨的水溶液显弱碱性，其原因为NH3+H2O
NH3·H2O NH4++OH- （用离子
方程式表示），0.1 mol·L-1的氨水中加入少量的NH4Cl固体，溶液的PH 降低 （填“升高” 或“降低”）；若加入少量的明矾，溶液中的NH4+的浓度增大 （填“增大”或“减 小”）。
c SO32
c H2SO3
=15，则溶液的pH＝__5___；
向该溶液中加氨水使溶液呈中性时，
c
NH
4
=____3____。
c SO32
(已知：H2SO3的Ka1=1.5×10-2，Ka2=1.0×10-7)
【变式练习3】
弱电解质的电离、盐类的水解
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）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（2）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。
（3）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：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]【注】（1）弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
（2）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·H2O NH4+ + OH—； K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O](3)室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 影响电离平衡的因素(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。
—+二、盐类的水解1. 盐类水解的概念（1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO—；H2O OH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
第二节 弱电解质的电离、盐类的水解
盐水解的程度一般较 中和 小
，盐溶液的酸碱性通常较 吸热 水解
3．影响盐水解的因素首先是 盐的组成 ，即有弱才水解，无弱不水解，其中①弱 ． 即有弱才水解，无弱不水解，其中① 强 酸的酸性越弱， 酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越 大 ，对应盐溶液碱性就越 ②弱碱的碱性越 弱 其次是外因，受 其次是外因， 温度 解平衡的影响。 解平衡的影响。
当弱电解质分子电离 1．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(如温度、压强 ， ．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下 如温度 压强)， 如温度、 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 成离子 的速率与离子结合成 分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡常数 Ka＝ Kb＝ ，NH3·H2O NH＋OH－的电离平衡常数 ＋ 。在相同温度下根据电离平衡常数的大小可以比
②不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素，如相 不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素， 同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中，[ 三种溶液中， 同浓度的 、 到小的顺序是c＞ ＞ 。 到小的顺序是 ＞a＞b。 ③混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度 混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素， 的NH4Cl和氨水等体积混合后，溶液中离子浓度顺序为 和氨水等体积混合后， 和氨水等体积混合后 溶液中离子浓度顺序为[ [OH－]＞[H＋]，即NH3·H2O电离程度＞ 电离程度＞ ＞ ， 电离程度 水解程度。 水解程度。 ]＞[Cl－]＞ ＞ ＞ ]由大 由大
3.2弱电解质的电离 盐类的水解
盐溶液
（0.1 mol·L﹣1）
Na2CO3 CH3COONa
常温时 pH
11
9
酸
Ka
H2CO3
Ka1＝4.3×10-7 mol·L﹣1 Ka2＝5.6×10-11 mol·L﹣1
CH3COOH Ka＝1.7×10-5 mol·L﹣1
越弱越水解
二、认识盐类水解反应的规律及表达
思考：不同的盐溶液呈现不同的酸碱性，有什么规律呢？
c(H＋) 4.21×10-3
c(CH3COO－) 4.21×10-3
c(CH3COOH) 0.996
1.34×10-3
1.34×10-3
0.0987
4.32×10-4
4.32×10-4
0.00957
一、弱电解质的电离平衡
（2）浓度
稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动。
加水
醋酸的电离平衡
度幂之积的比值
溶液中未电离的分子的浓度之比
影响因素 仅受温度影响，与浓度无关 受温度影响，与溶液浓度无关
意义 反映了化学反应可能进行的程度 表征了弱电解质的电离能力
一、弱电解质的电离平衡
已知氢氰酸（HCN）、醋酸、氢氟酸这三种一元酸在室温下 的电离常数，请同学们判断这三种一元酸的酸性强弱。
一、弱电解质的电离平衡
＝K 10
Q ＜K
10
1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释过程中电离
平衡向电离的方向移动。
交流·研讨
现有 0.1 mol·L-1 的 CH3COOH溶液，判断当下列条件改变时 溶液中发生的变化。
条件改变
平衡移动的方向 c(CH3COOH) c(CH3COO-)
弱电解质的电离盐类的水解教案
弱电解质的电离与盐类的水解教案一、教学目标1. 理解弱电解质的概念及其电离特点。
2. 掌握盐类水解的原理和影响因素。
3. 能够运用所学知识分析和解决实际问题。
二、教学内容1. 弱电解质的概念：弱酸、弱碱、水和多元弱酸的酸式根离子。
2. 弱电解质的电离特点：不完全电离，存在电离平衡。
3. 盐类水解的概念：盐类在水中发生分解，产生酸碱性溶液的过程。
4. 盐类水解的原理：离子交换反应。
5. 影响盐类水解的因素：盐的类型、溶液的酸碱性、温度等。
三、教学重点与难点1. 教学重点：弱电解质的电离特点，盐类水解的原理和影响因素。
2. 教学难点：盐类水解的计算和应用。
四、教学方法1. 采用讲授法，讲解弱电解质和盐类水解的基本概念、原理和影响因素。
2. 运用案例分析法，分析实际问题，巩固所学知识。
3. 开展小组讨论，培养学生的合作意识和解决问题的能力。
4. 利用多媒体课件，增强教学的直观性和趣味性。
五、教学过程1. 引入：通过日常生活中常见的实例，如醋、酱油等，引导学生思考弱电解质和盐类水解的现象。
2. 讲解：讲解弱电解质的概念、电离特点，盐类水解的原理和影响因素。
3. 案例分析：分析实际问题，如胃酸过多时的治疗方法，巩固所学知识。
4. 小组讨论：分组讨论盐类水解在生活中的应用，如烹饪中的调味剂选择。
5. 总结：总结本节课的主要内容和知识点，强调弱电解质电离与盐类水解的重要性。
6. 作业布置：布置相关练习题，巩固所学知识。
六、教学活动1. 设计实验：安排学生进行实验，观察不同盐类在水中的溶解度和溶液的酸碱性，以加深对盐类水解的理解。
七、拓展与延伸1. 介绍弱电解质在生活中的应用：如药物的缓释、食品的调味等。
2. 探讨盐类水解在环境保护和工业生产中的应用：如废水处理、肥料的配制等。
八、评估与反馈1. 课堂问答：通过提问，了解学生对弱电解质电离和盐类水解的理解程度。
2. 作业批改：检查学生作业，了解学生对所学知识的掌握情况。
化学盐类的水解、电离知识点总结.(精选)
一、盐类的水解反应1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ⇌Al+3+ 3Cl-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）三、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+3．盐溶液的配制与贮存配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
化学反应原理 弱电解质的电离 盐类的水解(与“水解”相关文档)共7张PPT
CH3COO- +H+ H++ OH-
Ka(CH3COOH)= 1.
微热 电离平衡及影响因素。
H2O
H++ OH-
CH3COOH
CH3COONa
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四川汶川大地震发生后，有关专家建议应该
在第一时间大量空投卫星 然后再空投医疗
HF <CH物3COO质H <HN，O2<H食CN 品饮料等，此外要赶紧调运生石灰，
Ka(HF)= 6.8×10-4 mol·L－1
Ka(CH3COOH)= 1.8×10-5 mol·L－1 Ka(HNO2)= 6.4×10-6mol·L－1。 物质的量浓度都为0.1 mol·L－1的
下列溶液中，pH最小的是 ( )
A．HCN
B． HF
C．CH3COOH
D．HNO2
这四种酸pH值由小到大的顺序：
+
3 H++ 3 OH-
Al(OH)3
Al3+ +3 H2O
3H++Al(OH)3
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外界因素对水解平衡的影响
改变 条件
H2O
NH4+ + H2O
NH3·H2O + H+
平衡 移动
[H+] [OH-] pH
[NH4+]
水解 [NH3·H2O] 程度
微热
NH4Cl HCl NaOH
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HF <CH3COOH <HNO2<HCN
第2页，共7页。
外界因素对电离平衡的影响
CH3COOH
弱电解质的电离、盐类的水解41页PPT
25、学习是劳动，是充满思想的劳动。——乌申斯基
谢谢！
பைடு நூலகம்
弱电解质的电离、盐类的水解
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46、寓形宇内复几时，曷不委心任去 留。
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47、采菊东篱下，悠然见南山。
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48、啸傲东轩下，聊复得此生。
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49、勤学如春起之苗，不见其增，日 有所长 。
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50、环堵萧然，不蔽风日；短褐穿结 ，箪瓢 屡空， 晏如也 。
21、要知道对好事的称颂过于夸大，也会招来人们的反感轻蔑和嫉妒。——培根 22、业精于勤，荒于嬉；行成于思，毁于随。——韩愈
弱电解质电离与盐类水解
电离平衡和盐类的水解平衡一、高考展望：弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。
几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
二、考点归纳：水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平—1—衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w 不变，c(H ＋)、c(OH ―)此增彼减。
即：加酸，c(H ＋)增大，c(OH ―)减小，pH 变小。
加碱，c(OH ―)增大，c(H ＋)减小，pH 变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H ＋ 或OH ― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
弱电解质电离和盐类水解
弱电解的电离与盐类的水解高考热点归纳一.如何说明某电解质为弱电解质1、（1）利用弱电解质部分电离的特性若amol·L-1的某电解质产生的离子浓度小于amol·L-1，则该电解质为弱电解质。
（2）利用弱电解质的电离平衡若PH=a的某酸（碱）稀释10n倍后，溶液的PH小于b+n（大于b-n），则为弱酸（碱）；若PH=a的某酸与PH=14-a的某碱等体积混合后，溶液显酸（碱）性，则该酸（碱）为弱酸（碱）；若等体积等浓度等元数的某酸与某碱混合后，溶液显酸性，则该碱（酸）为弱碱（酸）；（3）利用盐类的水解若盐的溶液显碱性，则其酸根对应的酸为弱酸；若盐的溶液显酸性，则其阳离子对应的碱为弱碱。
（4）利用两种电解质的比较（强弱电解质的比较）满足一定条件的两种电解质，进行相同操作时，利用它们变化的不同，来判断出其中那种电解质为弱电解质。
2、弱电解质的电离是微弱的这句话比较抽象学生难以理解，对于溶液中的离子浓度大小的比较产生畏惧感，可以通过具体的数据加强理解。
如：⑪、在25℃时0.100mol·L-1 醋酸溶液中，每100个醋酸分子中只有1.32个发生电离（大约每76个醋酸分子有1个发生电离），故醋酸溶液中醋酸分子的量比醋酸根离子的量要大许多。
⑫、在25℃时0.100mol·L-1 氨水溶液中，每100个一水合氨分子中只有1.3个发生电离，故氨水溶液中一水合氨分子的量比铵根离子的量要大许多。
⑬、0.1mol·L-1的醋酸溶液pH约为3，即氢离子的浓度约为0.001 mol·L-1，醋酸的浓度约为电离生成的氢离子浓度的100倍。
由以上数据可知在弱电解质的溶液里，没有发生电离的弱电解质分子是大量的，而发生电离的弱电解质分子是少量的。
【对应练习一】1.（09年山东理综·15）某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
高考化学专题突破：弱电解质的电离和盐类的水解
考点：化学平衡的图像一、酸碱滴定曲线1.强酸滴定弱碱向20ml,0.1mol/L的氨水中滴入0.1mol/L 的HCl 50%：即V HCl=10mLHCl+NH3•H2O = NH4Cl+H2O1mmol 2mmol 1mmol反应后：NH4Cl（1mmol）和NH3•H2O(1mmol)电荷守恒：：C(NH4+) + C(H+) = C(Cl-) + C(OH-)物料守恒：C(NH4+ ) + C(NH3•H2O) =2 C(Cl-)质子守恒： 2C(OH-) + C(NH3•H2O)=2C(H+) +C(NH4+)离子浓度大小：C(NH4+)＞C(Cl-)>C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(H+)100%：即V HCl=20mLHCl+NH3•H2O = NH4Cl+H2O2mmol 2mmol 2mmol电荷守恒：C(NH4+) + C(H+) = C(Cl-) + C(OH-)物料守恒：C(NH4+ ) + C(NH3•H2O) = C(Cl-)质子守恒：C(OH-) + C(NH3•H2O)= C(H+)离子浓度大小：C(Cl-)>C(NH4+)＞C(H+)＞C(NH3·H2O)＞C(OH-)2.强碱滴定弱酸向20ml,0.1mol/L的醋酸中滴入0.1mol/L的NaOH 50%：即V NaOH=10mLCH3COOH+NaOH =CH3COONa +H2O2mmol 1mmol 1mmol反应后：CH3COOH （1mmol）CH3COONa (1mmol)电荷守恒： C(Na＋) +C(H＋)＝ C(OH－) +C(CH3COO－)物料守恒：2C(Na＋) ＝C(CH3COOH)+C(CH3COO－)质子守恒：C(CH3COO－)+ C(OH－) ＝C(CH3COOH)+C(H＋)离子浓度大小：C(CH3COO－)> C(Na＋)>C(CH3COOH)>C(H＋)> C(OH－)100%：即V NaOH=20mLCH3COOH+NaOH =CH3COONa +H2O2mmol 2mmol 2mmol反应后：CH3COONa (2mmol)电荷守恒： C(Na＋) +C(H＋)＝ C(OH－) +C(CH3COO－)物料守恒：C(Na＋) ＝C(CH3COOH)+ C(CH3COO－)质子守恒：C(OH－) ＝C(CH3COOH)+ C(H＋)离子浓度大小：C(Na＋)>C(CH3COO－)> C(OH－)>C(CH3COOH)> C(H＋)3.弱碱滴定强酸向10ml,0.1mol/L的盐酸中滴入0.1mol/L的氨水100%：即V(NH3•H2O)=20mLHCl+ NH3•H2O = NH4Cl+H2O1mmol 1mmol 1mmol电荷守恒：C(NH4+) + C(H+) = C(Cl-) + C(OH-)物料守恒：C(NH4+ ) + C(NH3•H2O) = C(Cl-)质子守恒：C(OH-) + C(NH3•H2O)= C(H+)离子浓度大小：C(Cl-)>C(NH4+)＞C(H+)＞C(NH3·H2O)＞C(OH-)200%：即V(NH3•H2O)=10mLHCl+NH3•H2O = NH4Cl+H2O1mmol 2mmol 1mmol反应后：NH4Cl（1mmol）和NH3•H2O(1mmol)电荷守恒：：C(NH4+) + C(H+) = C(Cl-) + C(OH-)物料守恒：C(NH4+ ) + C(NH3•H2O) =2 C(Cl-)质子守恒：2C(OH-) + C(NH3•H2O)=2C(H+) +C(NH4+)离子浓度大小：C(NH4+)＞C(Cl-)>C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(H+)4.弱酸滴定强碱向10ml,0.1mol/L的NaOH 中滴入0.1mol/L的醋酸100%：即V(CH3COOH)=10mLCH3COOH+NaOH =CH3COONa +H2O1mmol 1mmol 1mmol反应后：CH3COONa (1mmol)电荷守恒： C(Na＋) +C(H＋)＝ C(OH－) +C(CH3COO－)物料守恒：C(Na＋) ＝C(CH3COOH)+ C(CH3COO－)质子守恒：C(OH－) ＝C(CH3COOH)+ C(H＋)离子浓度大小：C(Na＋)>C(CH3COO－)> C(OH－)> C(H＋) 200%：即V(CH3COOH)=20mLCH3COOH+NaOH =CH3COONa +H2O2mmol 1mmol 1mmol反应后：CH3COONa(2mmol)CH3COOH（1mmol）电荷守恒： C(Na＋) +C(H＋)＝ C(OH－) +C(CH3COO－)物料守恒：2C(Na＋) ＝C(CH3COOH)+C(CH3COO－)质子守恒：C(CH3COO－)+ C(OH－) ＝C(CH3COOH)+C(H＋)离子浓度大小：C(CH3COO－)>C(Na＋)> C(CH3COOH)>C(H＋)> C(Na＋)> C(OH－)【2016天津】 6．室温下，用相同浓度的NaOH 溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L －1的三种酸(HA 、HB 和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )A ．三种酸的电离常数关系：K HA >K HB >K HDB ．滴定至P 点时，溶液中：c(B －)>c(Na ＋)>c(HB)>c(H ＋)>c(OH －)C ．pH=7时，三种溶液中：c(A －)=c(B －)=c(D －)D ．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH －)－c(H ＋) 【答案】C【解析】A 根据图像，0.1mol·L －1的三种酸(HA 、HB 和HD)溶液的起始PH ，HA 最小，酸性最强，HD 的PH 最大，酸性最弱，酸性越强，电离平衡常数越大，三种酸的电离常数关系：K HA >K HB >K HD 正确；B 滴定至P 点时溶质为等物质的量浓度的HB 和NaB,溶液显酸性，HB 的电离程度较小，因此c(B －)>c(Na ＋)>c(HB)>c(H ＋)>c(OH－) 正确；C.PH=7时，三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入NaOH 的体积不同，三种离子浓度分别等于钠离子浓度相等，但三种溶液中钠离子浓度不等，错误；D 此为混合物的质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH －)－c(H ＋)，正确；故选C【2016新课标I 卷】298K 时，在20.0mL 10.10mol L -⋅氨水中滴入10.10mol L -⋅的盐酸。
弱电解质的电离盐类的水解教案(word)
弱电解质的电离与盐类的水解教案一、教学目标1. 理解弱电解质的概念及其电离特点。
2. 掌握盐类水解的原理和影响因素。
3. 能够运用所学知识分析和解决实际问题。
二、教学内容1. 弱电解质的概念及其电离特点1.1 弱电解质的概念1.2 弱电解质的电离特点2. 盐类水解的原理2.1 盐类水解的概念2.2 盐类水解的原理3. 影响盐类水解的因素3.1 盐类结构与水解的关系3.2 溶液pH对水解的影响3.3 温度对水解的影响4. 盐类水解的应用4.1 酸碱中和反应4.2 缓冲溶液的制备与性质三、教学方法1. 采用多媒体课件进行教学，直观展示弱电解质电离和盐类水解的过程。
2. 结合实例进行分析，使学生更好地理解抽象的概念。
3. 开展小组讨论，引导学生主动探索和发现规律。
4. 设置适量练习题，巩固所学知识。
四、教学步骤1. 引入弱电解质的概念，通过实例介绍弱电解质的电离特点。
2. 讲解盐类水解的原理，分析盐类结构与水解的关系。
3. 探讨影响盐类水解的因素，如溶液pH和温度等。
4. 结合实例讲解盐类水解在酸碱中和反应和缓冲溶液制备中的应用。
五、课后作业1. 复习课堂内容，总结弱电解质电离和盐类水解的特点及影响因素。
2. 完成课后练习题，巩固所学知识。
3. 预习下一节课内容，为学习新的知识点做好铺垫。
注意：本教案仅供参考，具体实施时可根据学生实际情况和教学环境进行调整。
六、教学评价1. 评价目标：评价学生对弱电解质电离特点的理解程度，以及对盐类水解原理和影响因素的掌握情况。
2. 评价方法：2.1 课后作业完成情况：检查学生对课堂所学知识的掌握和应用能力。
2.2 课堂练习：通过即时提问或小测试，评估学生对知识的实时理解和应用能力。
2.3 小组讨论：评估学生在团队合作中的参与程度和问题解决能力。
2.4 课堂表现：观察学生在课堂上的积极参与程度和提问反馈。
七、教学资源1. 多媒体课件：用于展示弱电解质电离和盐类水解的动画过程，增强视觉效果。
高中化学【弱电解质的电离 盐类的水解】教案
弱电解质的电离 盐类的水解学习目标1、使学生知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。
2、使学生知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要作用。
本节教材的重点和难点是温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。
一、弱电解质的电离平衡1、电离平衡常数一元弱酸电离平衡常数：a k COOH CH 3+-+H COO CH 3]COOH [CH ]H []COO CH [33a +-⋅=K 多元酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，各级电离常数逐级减小。
且一般相差很大。
（1）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与 无关。
（2）K 的意义：K 值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较 。
K 值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较 。
2、影响电离平衡的外界因素（1）温度：温度升高，电离平衡 移动，电离程度 。
温度降低，电离平衡 移动，电离程度 。
（2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡 移动，电离程度 ； 电解质溶液浓度越小，平衡 移动，电离程度[典题解悟][例1] 能说明醋酸是弱电解质的事实是（ ）A 醋酸溶液的导电性比盐酸强B 醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳C 醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降D 0.1mol•L-1的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.01 mol•L-1[例2]下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（）A弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值B弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱D多元弱酸的各级电离常数相同二．盐类的水解实验准备浓度均为0.1mol·L-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3溶液和蒸馏水(洗瓶)、pH试纸、表面皿（或玻璃片）、玻璃棒。
高中化学课件【弱电解质的电离 盐类的水解】
0.1mol/LH2A溶液中，H+浓度为 （ ）mol/L
A 0.11 B 0.1 C 大于0.11 D
小于 0.11
作业：
课本P89迁移应用1T2T 导学练P80-81
课前复习
❖1、什么是可逆反应。 ❖2、什么是化学平衡状态，判断的依
据是什么？对于aA+bB=dD+eE,化 学平衡常数的表达式如何表示？ ❖3、影响化学平衡的因素有那些？ ❖4、强、弱电解质的定义
写出NH3·H2O、 CH3COOH、HF 的电离方程式
❖NH3·H2O
❖CH3COOH
❖HF
F- +H+
A.a=b=100mL B.a=b=1000mL
C.a<b D.a>b
5、0.1mol/L氢硫酸溶液中 加水稀释至0.01 mol/L时,下
列微粒的物质的量浓度减少 最多的是( )
A.H2S B.HS- C.H+ D.S2-
6、氢硫酸中存在的电离平衡是
_____
__;
1_)_当__加移入动C,cu(SSO2-4)_溶_液__时c(,电H+离)_平__衡_;
改变条件 平衡移动 c(H+)
加热升温
→
↑
加水稀释
→
↓
→ 加NaOH(s)
↓
← 加少量硫酸
↑
→ 加入冰醋酸
↑
加醋酸铵
←
↓
← 加
CH3COபைடு நூலகம்Na
↓
→ 加入Na2CO3
↓
H++ CH3COO-改变下列条件分析情况
c(CH3COO-) c(OH-) 溶液导电 Ka（变或 不变）
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加入少量NaOH
向左
减小
增大
增大
加入少量醋酸钠
向左
减小
增大
增大
加热
向右
增大
增大
增大
（2）某些弱酸弱碱盐双水解
泡沫灭火器的灭火原理：3HCO3—+Al3+=Al(OH)3↓+3CO2↑
Al2S3：Al2S3+6H2O = 2Al(OH)3↓+3H2S↑
3.水解原理的利用：明矾做净水剂：Al3++3H2O Al(OH)3+ 3H+
③溶液的酸碱性：加酸，抑制弱碱阳离子的水解；加碱，抑制弱酸根离子的水解。
思考：水解反应CH3COO—+ H2O CH3COOH + OH—，现有0.1mol·L—的醋酸钠溶液，当下列条件改变时，将有关内容填入空格中：
改变条件
平衡移动方向
水解程度
[OH—]
pH
加水
向右
增大
减小
减小
通HCl气体
向右
增大
减小
A.弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值
B.弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，常数只与弱电解质的本性及外界温度有关
C.同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱。
D.多元弱酸的各级电离常数是逐级减小的，且差别很大
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。
H3PO4 H2PO4—+ 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
4.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
三.学习教学重点、难点
盐类水解的过程
4.知识分析
（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：CH3COOH CH3COO—+ 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。
答案：D
点评：影响电离平衡的因素很多，处理问题要看什么条件
例3.下列关于盐的水解的叙述中，正确的是（）
A.盐类的水解过程是中和反应的逆过程，是吸热过程
B.易水解的盐溶于水后，都抑制了水的电离
C.易水解的盐溶液中，水电离出的以游离态存在的H+和OH-的浓度永远相等
D.易水解的盐溶液肯定不是中性的
解析：盐类的水解过程是中和反应的逆过程，中和反应都是放热反应，所以盐类的水解过程都是吸热过程；易水解的盐溶于水后，弱离子会结合水电离出H+或OH-，都是促进而不是抑制水的电离；易水解的盐溶液中，水电离出的H+或OH-要与弱酸酸根离子或弱碱阳离子结合，两者浓度不一定相等；易水解的盐溶液也可能是中性的，如弱酸弱碱盐中，阴阳离子的水解程度相同，容液中的[H+]和[OH-]相等而呈中性。
（3）实质：破坏水的电离平衡。
（4）规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性”。
（5）多元弱酸酸根离子的水解分步进行：
CO32—+ H2O HCO3—+ OH—
HCO3—+ H2O H2CO3+ OH—（很小，可忽略）
多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
（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ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ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：CH3COOH CH3COO—+ H+
根据溶液中电荷守恒，可得c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)，故B正确。由元素守恒可得出C正确。溶液中的OH-全来自于H2O的电离，而水电离出的H+在溶液中以H+、HCO3-和H2CO3的形式存在.由于水电离出的H+和OH-是相等的，水电离出的H+的浓度为c(H+)、c(HCO3-)和2c(H2CO3)的和，即H+守恒，可知D答案正确。
答案：A
点评：判断离子浓度大小需要综合电离、水解等知识，还要利用各种守恒关系来灵活推断。
二、专题过关
一、选择题
1.对某弱酸溶液加热时，下列叙述错误的是（）
A.弱酸的电离平衡右移B.弱酸分子的浓度减小
C.溶液的c(OH-)增大D.溶液的导电性增强
2.用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积.等物质的量浓度的NaOH溶液，NaOH恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是（）
D. c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)
解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3全部电离，Na2CO3= 2Na++ CO32-,且存在着水解平衡：CO32-+H2O HCO3-+ OH-，HCO3-+H2O H2CO3+ OH-。因水解是微弱的，故c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)> c(HCO3-)，则A错误。
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—；
H2O OH—+H+；CH3COO—+H+ CH3COOH
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，CH3COOH CH3COO—+ 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
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。
即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—
故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4++ Cl—；
H2O OH—+H+；NH4++OH— NH3·H2O
即：NH4++ H2O NH3·H2O + H+
故：溶液中[H+]﹥[OH—]，溶液呈酸性。
（2）定义：盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。
华大教育学科教师辅导讲义
学员编号：年级：高二课时数：3
学员姓名：辅导科目：化学学科教师：张佳伟
授课类型
T(弱电解质的电离、盐类的水解)
授课日期及时段
2015年8月
教学内容
一、专题精讲
一.学习内容
弱电解质的电离、盐类的水解
二.学习目的
1.掌握弱电解质的电离平衡的建立过程
2.了解电离平衡常数和电离度
3.理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写
解析：弱电解质的电离平衡常数是达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值。这个比值必须是达到电离平衡时的，而不是其它任意时刻的。弱电解质的电离平衡常数是由弱电解质的本性决定的，并且受外界温度的影响。同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性也越强。对于某一特定弱电解质，温度越高电离平衡常数越大。多元弱酸是分步电离的，其各级电离常数是逐级减小的且差别很大。
热碱水洗油污：CO32-+ H2O HCO3—+ OH—
配制FeCl3溶液，SnCl2溶液，向其中滴入盐酸，抑制离子水解：
Fe3+的水解：Fe3++ 3H2O Fe(OH)3+ 3H+
Sn2+的水解：Sn2++ H2O + Cl— Sn（OH）Cl +H+
【典型例题】
例1.下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（）
A. a的浓度必小于N酸的浓度B. a的浓度必大于N酸的浓度
C. b的浓度必小于N酸的浓度D. b的浓度必大于N酸的浓度
8. pH相同的醋酸和盐酸，分别用蒸馏水稀释到原来体积的m倍和N倍，稀释后两溶液的。pH仍相同，则m和n的关系是（）