第三章 第三节 第2课时 影响盐类水解的主要因素及盐的水解常数的应用 学案 (含答案)—2023-2024学年(人教版2019)高中化学选择性必修1

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名称 第三章 第三节 第2课时 影响盐类水解的主要因素及盐的水解常数的应用 学案 (含答案)—2023-2024学年(人教版2019)高中化学选择性必修1
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资源类型 教案
版本资源 人教版(2019)
科目 化学
更新时间 2023-09-05 22:36:17

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第2课时 影响盐类水解的主要因素及盐的水解常数的应用
[核心素养发展目标] 
1.了解影响盐类水解的因素,分析外界条件对盐类水解的影响。
2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计探究方案,进行实验探究。
3.盐类水解平衡的移动及应用。
一、影响盐类水解的主要因素
1.实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+,根据实验操作填写下表:
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体,再测溶液的pH 溶液颜色变____,pH________
② 溶液的 酸碱度 加盐酸后,测溶液的pH 溶液颜色变____,pH________
③ 加入少量NaOH溶液 产生________色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变____,pH________
思考与讨论
(1)用平衡移动原理对①③④中的实验现象进行解释。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
(2)根据④中现象,判断FeCl3水解反应是吸热反应还是放热反应?
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________(3)通过以上实验探究,影响FeCl3水解平衡的因素主要有哪些?
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
特别提醒 盐类的水解平衡移动,符合勒夏特列原理。
2.影响盐类水解平衡的因素
(1)内因
①主要因素是盐本身的性质,组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱,水解程度就越大(越弱越水解)。
例如,酸性:HF>CH3COOH,则水解程度:NaF<CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解,水解反应第一步远远大于第二步,原因是正盐阴离子与H+结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH-对第二步水解有抑制作用。例如,Na2CO3溶液中
(2)外因
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液,NH的水解程度一样(  )
(2)将碳酸钠溶液加水稀释,水解程度会增大,所以其c(OH-)增大(  )
(3)对于Na2CO3溶液,加水稀释或加入少量Na2CO3固体,均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(  )
(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,CO水解平衡左移,pH减小(  )
(5)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体,抑制了NH的水解(  )
(6)加热CH3COONa溶液,溶液中将减小(  )
1.在Na2SO3溶液中滴加酚酞,溶液变红色,若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液,现象是什么?并结合离子方程式,运用平衡原理进行解释。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
2.将镁条投入浓NH4Cl溶液中,有H2、NH3两种气体产生,利用有关离子方程式分析原因。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
1.在Al3++3H2OAl(OH)3+3H+的平衡体系中,要使平衡向水解方向移动,且使溶液的pH增大,应采取的措施是(  )
A.加热 B.通入HCl气体
C.加入少量Na2SO4(s) D.加入NaCl溶液
2.向纯碱溶液中滴入酚酞溶液:
(1)观察到的现象是________________________________________________________,原因是
_____________________________________________ (用离子方程式表示)。
若微热溶液,观察到的现象是______________________________________________,由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液,观察到的现象是__________________________,反应的离子方程式是____________________________________________________________。
二、盐的水解常数及应用
1.盐的水解常数
注意 二元弱酸对应盐的水解常数
以NaHCO3、Na2CO3为例
二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2,则
Na2CO3溶液:CO+H2OHCO+OH-
Na2CO3的水解常数:Kh===。
NaHCO3溶液:HCO+H2O??H2CO3+OH-
NaHCO3的水解常数:Kh===。
2.盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh=或Kh=,Ka或Kb越小,Kh越大,对应盐溶液中离子水解程度越大,对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
例 已知常温下Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3),则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为___________________________________________________。
①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaClO溶液 ④CH3COONa溶液
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离,不水解,溶液呈酸性。NaHSO4===Na++H++SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中,存在HA-的电离和水解两个平衡,电离平衡:______________,水解平衡:__________________________,溶液的酸碱性取决于HA-的电离程度和水解程度的相对大小,即Ka2和的相对大小。
如:a.常温下,H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,则HCO的电离程度________水解程度,即Ka2________,所以NaHCO3溶液呈________性。类似的离子还有HS-、HPO。
b.常温下,H2SO3的电离常数Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8,则HSO的电离程度________水解程度,即Ka2________,所以NaHSO3溶液呈______性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡,溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X-的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X-)时,HX的电离程度大于X-的水解程度,混合液呈酸性。
②当Kh(X-)>Ka(HX)时,X-的水解程度大于HX的电离程度,混合液呈碱性。
1.在一定条件下,Na2CO3溶液中存在平衡:CO+H2OHCO+OH-。下列说法不正确的是(  )
A.稀释溶液,增大
B.通入CO2,溶液pH减小
C.升高温度,平衡常数增大
D.加入NaOH固体,减小
2.常温下,三种酸的电离常数如下表所示。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2
回答下列问题:
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液,pH最大的是________________。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液,浓度最大的是____________。
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性,原因是___________________
________________________________________________________________________。
3.(1)已知某温度时,Kw=1.0×10-12,Na2CO3溶液的水解常数Kh=2.0×10-3,则当溶液中c(HCO)∶c(CO)=2∶1时,试求该溶液的pH=________________。
(2)已知25 ℃时,NH3·H2O的电离平衡常数Kb=1.8×10-5,该温度下1 mol·L-1 NH4Cl溶液中c(H+)=________ mol·L-1(已知≈2.36)。
(3)25 ℃时,H2SO3??HSO+H+的电离常数Ka=1×10-2,则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=________,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
第2课时 影响盐类水解的主要因素及盐的水解常数的应用
[核心素养发展目标] 1.了解影响盐类水解的因素,分析外界条件对盐类水解的影响。2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计探究方案,进行实验探究。3.盐类水解平衡的移动及应用。
一、影响盐类水解的主要因素
1.实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+,根据实验操作填写下表:
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体,再测溶液的pH 溶液颜色变深,pH变小
② 溶液的酸碱度 加盐酸后,测溶液的pH 溶液颜色变浅,pH变小
③ 加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变深,pH变小
思考与讨论
(1)用平衡移动原理对①③④中的实验现象进行解释。
提示 ①加入FeCl3固体,c(Fe3+)增大,水解平衡向正反应方向移动;③加入氢氧化钠溶液后,OH-消耗H+,c(H+)减小,水解平衡向正反应方向移动;④升高温度,水解平衡向正反应方向移动。
(2)根据④中现象,判断FeCl3水解反应是吸热反应还是放热反应?
提示 升高温度,能促进FeCl3的水解,因此,该反应为吸热反应。
(3)通过以上实验探究,影响FeCl3水解平衡的因素主要有哪些?
提示 FeCl3溶液的浓度、温度及溶液的酸碱性等。
特别提醒 盐类的水解平衡移动,符合勒夏特列原理。
2.影响盐类水解平衡的因素
(1)内因
①主要因素是盐本身的性质,组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱,水解程度就越大(越弱越水解)。
例如,酸性:HF>CH3COOH,则水解程度:NaF<CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解,水解反应第一步远远大于第二步,原因是正盐阴离子与H+结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH-对第二步水解有抑制作用。例如,Na2CO3溶液中
(2)外因
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液,NH的水解程度一样(  )
(2)将碳酸钠溶液加水稀释,水解程度会增大,所以其c(OH-)增大(  )
(3)对于Na2CO3溶液,加水稀释或加入少量Na2CO3固体,均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(  )
(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,CO水解平衡左移,pH减小(  )
(5)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体,抑制了NH的水解(  )
(6)加热CH3COONa溶液,溶液中将减小(  )
答案 (1)× (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)√
1.在Na2SO3溶液中滴加酚酞,溶液变红色,若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液,现象是什么?并结合离子方程式,运用平衡原理进行解释。
提示 产生白色沉淀,且红色褪去。在Na2SO3溶液中,SO水解:SO+H2O??HSO+OH-,加入BaCl2后,Ba2++SO===BaSO3↓(白色),由于c(SO)减小,SO水解平衡左移,c(OH-)减小,红色褪去。
2.将镁条投入浓NH4Cl溶液中,有H2、NH3两种气体产生,利用有关离子方程式分析原因。
提示 NH4Cl溶液中发生水解反应:NH+H2O??NH3·H2O+H+,加入镁条发生反应:Mg+2H+===Mg2++H2↑,促进水解平衡右移,产生大量NH3·H2O,NH3·H2ONH3↑+H2O,产生NH3。
1.在Al3++3H2OAl(OH)3+3H+的平衡体系中,要使平衡向水解方向移动,且使溶液的pH增大,应采取的措施是(  )
A.加热 B.通入HCl气体
C.加入少量Na2SO4(s) D.加入NaCl溶液
答案 D
解析 加热能使平衡向水解方向移动,c(H+)增大,pH减小;通入HCl气体能增大c(H+),抑制了Al3+的水解,且pH减小;加入NaCl溶液,相当于加水稀释,能促进Al3+的水解,但c(H+)变小,故pH增大。
2.向纯碱溶液中滴入酚酞溶液:
(1)观察到的现象是________________________________________________________,原因是
______________________________________(用离子方程式表示)。
若微热溶液,观察到的现象是______________________________________________,由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液,观察到的现象是__________________________,反应的离子方程式是____________________________________________________________。
答案 (1)溶液变红 CO+H2OOH-+HCO 红色加深 吸热 (2)红色变浅,有红褐色沉淀生成,有气体生成(或气泡冒出) 2Fe3++3CO+3H2O===2Fe(OH)3↓+3CO2↑
解析 (1)因Na2CO3水解,溶液显碱性,遇酚酞变红。加热,水解程度变大,碱性更强,红色加深。(2)加入FeCl3溶液,Fe3+与OH-结合生成Fe(OH)3(红褐色沉淀),促进CO水解,同时会有CO2气体产生。
二、盐的水解常数及应用
1.盐的水解常数
注意 二元弱酸对应盐的水解常数
以NaHCO3、Na2CO3为例
二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2,则
Na2CO3溶液:CO+H2OHCO+OH-
Na2CO3的水解常数:Kh===。
NaHCO3溶液:HCO+H2O??H2CO3+OH-
NaHCO3的水解常数:Kh===。
2.盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh=或Kh=,Ka或Kb越小,Kh越大,对应盐溶液中离子水解程度越大,对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。
例 已知常温下Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3),则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为________________。
①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaClO溶液 ④CH3COONa溶液
答案 ①>③>②>④
解析 ①Na2CO3溶液中,CO水解常数Kh=;②NaHCO3溶液中,HCO水解常数Kh=;③NaClO溶液中,ClO-水解常数Kh=;④CH3COONa溶液中,CH3COO-水解常数Kh=;由于Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3),所以Kh大小顺序:①>③>②>④,故溶液pH由大到小顺序为①>③>②>④。
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离,不水解,溶液呈酸性。NaHSO4===Na++H++SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中,存在HA-的电离和水解两个平衡,电离平衡:HA-H++A2-,水解平衡:HA-+H2OH2A+OH-,溶液的酸碱性取决于HA-的电离程度和水解程度的相对大小,即Ka2和的相对大小。
如:a.常温下,H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,则HCO的电离程度小于水解程度,即Ka2<,所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS-、HPO。
b.常温下,H2SO3的电离常数Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8,则HSO的电离程度大于水解程度,即Ka2>,所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡,溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X-的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X-)时,HX的电离程度大于X-的水解程度,混合液呈酸性。
②当Kh(X-)>Ka(HX)时,X-的水解程度大于HX的电离程度,混合液呈碱性。
1.在一定条件下,Na2CO3溶液中存在平衡:CO+H2OHCO+OH-。下列说法不正确的是(  )
A.稀释溶液,增大
B.通入CO2,溶液pH减小
C.升高温度,平衡常数增大
D.加入NaOH固体,减小
答案 A
解析 温度不变,水解平衡常数不变,不变,故A错误;CO2与CO反应生成HCO,HCO比CO水解程度小,所以溶液碱性减弱,即pH减小,故B正确;因水解是吸热的,则升温可以促进水解,平衡正向移动,平衡常数增大,故C正确;加入NaOH固体,OH-抑制CO水解,HCO的物质的量浓度减小,CO的物质的量浓度增大,所以减小,故D正确。
2.常温下,三种酸的电离常数如下表所示。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2
回答下列问题:
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液,pH最大的是_____________________________。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液,浓度最大的是____________。
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性,原因是___________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)NaX (2)NaZ (3)酸 HX的电离常数Ka=9×10-7,NaX的水解常数Kh=解析 (1)根据电离平衡常数知,这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX,酸的电离程度越大,酸根离子水解程度越小,则相同浓度的钠盐溶液,酸根离子水解程度越大的溶液其碱性越强,同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液,NaX溶液pH最大。(3)HX的电离常数Ka=9×10-7,NaX的水解常数Kh=3.(1)已知某温度时,Kw=1.0×10-12,Na2CO3溶液的水解常数Kh=2.0×10-3,则当溶液中c(HCO)∶c(CO)=2∶1时,试求该溶液的pH=____________________________。
(2)已知25 ℃时,NH3·H2O的电离平衡常数Kb=1.8×10-5,该温度下1 mol·L-1 NH4Cl溶液中c(H+)=________ mol·L-1(已知≈2.36)。
(3)25 ℃时,H2SO3??HSO+H+的电离常数Ka=1×10-2,则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=________,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
答案 (1)9 (2)2.36×10-5 (3)1×10-12 增大
解析 (1)水的离子积Kw=1.0×10-12,Na2CO3溶液的水解常数Kh==2.0×10-3,当溶液中c(HCO)∶c(CO)=2∶1时,c(OH-)= mol·L-1=1.0×
10-3 mol·L-1,则c(H+)== mol·L-1=1.0×10-9 mol·L-1,即该溶液的pH=9。
(2)根据题干信息可知,该温度下1 mol·L-1 NH4Cl溶液的水解平衡常数Kh==≈5.56×10-10,又根据水解平衡表达式可知Kh=≈,则c(H+)= mol·L-1≈2.36×10-5 mol·L-1。
(3)NaHSO3的水解常数Kh=====1×10-12。由Kh=得=,加入I2后,HSO被氧化为H2SO4,c(H+)增大,c(OH-)减小,Kh不变,所以增大。