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弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
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- 适用学校：不限
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※资料简介※
弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲
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
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

四. 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。

    （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：CH3COOH CH3COO— + 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。
    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
    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•H2O NH4+ + 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，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— ；
    H2O OH—+H+；CH3COO—+H+ CH3COOH
    即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—
    故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
    NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4+ + Cl—；
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