高中化学第3章 物质在水溶液中的行为第2节 弱电解质的电离 盐类的水解教学演示课件ppt

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素养新目标1. 理解盐类水解的本质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。2．能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。3．了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析反应条件对盐类水解平衡的影响。
一、盐类水解的原理1．概念在溶液中盐电离出的离子与水电离出的________结合生成________的反应。2．实质
4．盐类的水解规律及溶液酸碱性(1)在可溶性盐溶液中：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。(2)盐类水解的类型
5.表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱。如NH4Cl的水解：__________________________。(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)。如NH4Cl的水解：________________________。
NH4Cl＋H2O⇌NH3·H2O＋HCl
(3)多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：如Na2CO3的水解：_________________________，________________________，多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，如Fe3＋的水解：___________________________。
Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋
状元随笔　盐类的水解条件(1)盐必须溶于水。(2)盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。注：盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。如相同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液的pH前者大于后者。即“越弱越水解”。
二、影响盐类水解平衡的因素1．盐类水解的特征(1)盐类的水解是_____反应。(2)加水稀释能_____盐类的水解。
3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓
状元随笔　分析水解平衡移动时的注意事项(1)水解平衡正向移动，离子的水解程度不一定增大。若升高温度水解平衡正向移动，离子的水解程度增大，若增大离子的浓度使水解平衡正向移动，离子的水解程度反而减小。(2)温度不变，水解平衡移动，水解平衡常数不变。水解平衡常数只与温度有关。
解析：多元弱酸酸根离子分步水解，多元弱碱阳离子水解一步写出，故A错误，C正确；B正确；D应用“⇌”连接。
3．水溶液呈酸性的是(　　)A．NaCl B．NaHSO4C．HCOONa D．NaHCO3
解析：NaCl是强酸强碱盐，其水溶液呈中性，A错误；NaHSO4是强酸的酸式盐，其水溶液呈酸性，B正确；HCOONa属于强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，C错误；NaHCO3是强碱弱酸盐，既能发生电离又能发生水解，但其水解程度大于电离程度，故其水溶液呈碱性，D错误。
4．下列有关盐类水解的说法不正确的是(　　)A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH
状元随笔　主要因素是盐本身的性质，组成盐的弱酸阴离子对应的酸越弱或弱碱阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。(1)不同弱酸对应的盐(溶液浓度相同)：碱性NaClO(aq)>NaHCO3(aq)；对应酸的酸性HClOH3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>H2SiO3>HClO。(2)不同弱碱对应的盐(溶液浓度相同)：酸性MgCl2(aq)Al(OH)3。
(3)同一弱酸对应的盐(溶液浓度相同)：碱性Na2CO3(aq)>NaHCO3(aq)；正盐的水解程度>酸式盐的水解程度。(4)多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，水解趋势>电离趋势(NaH2PO4和NaHSO3例外，电离趋势>水解趋势)。pH：Na2SO3>Na2SO4>NaHSO3>NaHSO4；Na3PO4>Na2HPO4>NaH2PO4>H3PO4。(5)弱酸弱碱盐：水解程度较大。
目标二　溶液中离子浓度大小的比较例2 室温下，下列溶液中有关物质的量浓度的关系错误的是(　　)A．0.1 ml·L－1 pH＝6的NaHA溶液中：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)B．pH相等的HCl溶液和NH4Cl溶液：c(HCl)c(CH3COOH)B.在M点时，n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.05) mlC．当n(NaOH)＝0.001 ml时，2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)D．ac(CH3COO－)>c(CH3COOH)。B错，在M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05 ml·L－1，可得n(CH3COOH)＝n(CH3COO－)＝0.001 ml，溶液中存在电荷守恒n(Na＋)＋n(H＋)＝n(CH3COO－)＋n(OH－)，且n(Na＋)＝a ml，所以n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.001) ml。C对，当n(NaOH)＝0.001 ml时，醋酸只被中和了一半，反应后的溶液中醋酸和醋酸钠的物质的量相等，电荷守恒关系为①c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，物料守恒关系为②c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)，①×2＋②得：2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)。D对，当n(NaOH)＝0.001 ml时，溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，溶液中c(CH3COO－)>c(CH3COOH)，而M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05 ml·L－1，可推知ac平(H＋)>c平(CH3COO－)>c平(OH－)。(2)水解平衡→建立水解过程是“微弱”的意识。弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－，H2O⇌H＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中，c平(Na＋)>c平(CH3COO－)>c平(OH－)>c平(CH3COOH)>c平(H＋)。
1．NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子为(　　)A．NH2D·H2O和D3O＋B．NH3·D2O和HD2O＋C．NH3·HDO和D3O＋D．NH2D·HDO和H2DO＋
3．(双选)在常温下，纯水中存在电离平衡H2O⇌H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c平(H＋)增大，应加入的物质是(　　)A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2C．NH4Cl D．CH3COONa
4．25 ℃时，在1.0 L浓度均为0.01 ml·L－1的某一元酸HA与其钠盐组成的混合溶液中，测得c平(Na＋)>c平(A－)，则下列描述不正确的是(　　)A．该溶液的pH＜7B．HA为弱酸，A－的水解程度较大C．c平(A－)＋c平(HA)＝0.02 ml·L－1D．n(A－)＋n(OH－)＝0.01 ml＋n(H＋)
 A．随温度升高，纯水中c(H＋)>c(OH－)B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向相同
5．(双选)实验测得0.5 ml·L－1 CH3COONa溶液、0.5 ml·L－1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
解析：升高温度，促进水的电离，但纯水中的c(H＋)＝c(OH－)，故A错误；升高温度既促进水的电离，又促进醋酸钠的水解，使溶液中c(OH－)增大，故B错误；升高温度既促进水的电离，Kw增大，又促进铜离子的水解，使其水解平衡正向移动，这相当于促进了氢氧根离子与铜离子结合，最终的结果是氢离子剩余，导致pH减小，故C正确；随温度升高，CH3COO－、Cu2＋水解平衡均正向移动，故D正确。
6．中和反应是指酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应。实质是H＋＋OH－===H2O。常温下，向100 mL 0.01 ml·L－1 HA溶液中逐滴加入0.02 ml·L－1 MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况(体积变化忽略不计)。回答下列问题：
(1)由图中信息可知HA为____ (填“强”或“弱”)酸，理由是___________________________________________。(2)常温下一定浓度的MA稀溶液的pH＝a，则a____ (填“>”“”“c平(A－)>c平(OH－)>c平(H＋)。(4)由物料守恒得c平(M＋)＋c平(MOH)＝2c平(A－)，由电荷守恒得c平(M＋)＋c平(H＋)＝c平(A－)＋c平(OH－)，故c平(MOH)＋c平(OH－)＝c平(A－)＋c平(H＋)≈0.005 ml·L－1。