浙江省高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)導(dǎo)航 第6單元第26講 鹽類的水解課件 新課標(biāo)

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1、 一、鹽類水解一、鹽類水解 1基本原理 溶液中鹽電離出來的陰、陽離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),破壞了水的電離平衡。實際上,鹽中離子消耗了水電離的H+或OH-,促進水電離平衡,使溶液中H+濃度與OH-濃度不相等,顯示出不同的酸堿性。鹽類水解可視為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。構(gòu)成鹽的離子中必須存在弱酸陰離子或弱堿陽離子,至少含其中一種。如 、 、HS-、 、Fe3+等。-3HCO+4NH-2AlO 2鹽類水解離子方程式的書寫 一般情況下鹽類水解程度較小,應(yīng)用可逆符號“ ”表示,水解反應(yīng)生成的難溶物或揮發(fā)性物質(zhì)不用沉淀符號“”,氣體符號“”表示。 例如,Al3+3H2OAl(OH)3+3H+

2、 +H2OH2CO3+OH-3HCO 多元弱酸根離子分步水解,要分步書寫,以第一步為主:如,S2-+H2OHS-+OH-,HS-+H2O H2S+OH-。 多元弱堿的陽離子水解分步水解,習(xí)慣一步書寫:如Mg2 +2H2O Mg(OH)2+2H+,F(xiàn)e3+3H2OFe(OH)3+3H+ 二、影響鹽類水解的因素二、影響鹽類水解的因素 研究影響鹽類水解的因素可采用類比方法,將影響弱電解質(zhì)電離的因素遷移過來。 1內(nèi)因:鹽本身性質(zhì),組成鹽的酸根相對應(yīng)的酸越弱(或陽離子對應(yīng)的堿越弱),水解程度越大。如,同濃度的 水解能力強于 。 2外因:受溫度、濃度及外加試劑的影響。 (1)溫度:鹽類水解是吸熱反應(yīng),因此

3、,升溫促進水解。 (2)濃度:鹽的溶液濃度越小,水解程度越大。這里鹽的濃度指水解離子,而不含不水解的離子。如,氯化鐵溶液,Cl-并不影響水解平衡。 2-3CO2-3SO (3)外加酸堿:外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。 下面分析不同條件對氯化鐵水解平衡的影響情況如表Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)) 三、鹽的水解的應(yīng)用三、鹽的水解的應(yīng)用 在生產(chǎn)生活和科學(xué)研究中,人們常常根據(jù)需要促進或抑制鹽的水解。 如配制氯化鐵溶液時,常將氯化鐵溶于濃鹽酸,然后再加水稀釋,通過增加溶液中的氫離子的濃度,抑制鐵離子的水解。 實驗室制備氫氧化鐵膠體時,采用的方法是向沸水中滴加氯化鐵,并加熱至

4、沸騰以促進鐵離子的水解。 人們經(jīng)常將純堿溶于熱水中清洗油污,目的就是通過加熱促進純堿水解以增強溶液的堿性,從而增強去污效果。考點一 鹽類水解原理的考查 例例1 物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中,符合按pH由小到大順序排列的是() ANa2CO3NaHCO3NaClNH4Cl BNa2CO3NaHCO3NH4ClNaCl C(NH4)2SO4NH4ClNaNO3Na2S DNH4Cl(NH4)2SO4Na2SNaNO3C 【解析】碳酸鈉、碳酸氫鈉溶液因水解顯堿性,且 水解程度大于 水解程度,故碳酸鈉溶液堿性比碳酸氫鈉溶液的強;硫酸銨、氯化銨溶液因 水解呈酸性,且硫酸銨溶液中 濃度較大,所以它的酸性強

5、些,硝酸鈉溶液屬于強堿強酸鹽,呈中性;硫化鈉溶液呈堿性。-3HCO+4NH2-3CO+4NH 【方法技巧點撥】比較溶液的pH時,先將電解質(zhì)溶液按酸性、中性、堿性分組。不同組之間pH(酸性溶液)pH(中性溶液)pH(堿性溶液),同一組內(nèi)再根據(jù)電離及水解知識比較不同電解質(zhì)溶液的pH??键c二 鹽類水解原理的應(yīng)用 例例2 (1)某些固態(tài)水合物受熱時會發(fā)生水解反應(yīng),如:MgCl26H2O=Mg(OH)Cl+HCl+H2O,因而不能用加熱的方法制備它們的無水物。對于無水氯化鎂,可以在下列條件下加熱制得與適量氯化銨固體混合加熱;與適量SOCl2混合加熱;在氯化氫氛圍中,這是因為 加氯化銨_ _。 加SOCl

6、2_。 氯化銨分解生成NH3和HCl,后者能抑制水解 S O C l2能 發(fā) 生 水 解 :SOCl2+H2O=SO2+2HCl,既消耗了水又生成了HCl抑制水解 在氯化氫氛圍下_。 (2)實驗室可利用SbCl3的水解反應(yīng)制Sb2O3。SbCl3的水解是分三步進行的,中間產(chǎn)物為SbOCl,其 水 解 反 應(yīng) 的 總 方 程 式 可 表 示 為_。為了得到較多、較純的Sb2O3,操作時需要將SbCl3緩慢加入到大量水中,反應(yīng)后期還要加入少量的氨水,請說明這兩項操作的理由是_。HCl可抑制水解 2SbCl3+3H2O Sb2O3+6HCl 加水稀釋和加氨水中和HCl,兩項操作都使化學(xué)平衡正向移動,

7、提高SbCl3的利用率,有利于得到Sb2O3 【解析】 (1)能制得無水氯化鎂的原因是三者均能抑制其的水解,均能提供HCl,從這一角度入手解題。(2)2SbCl3+3H2O Sb2O3+6HCl,兩項操作的目的均是促進水解。 【方法技巧點撥】本題考查學(xué)生運用知識的能力,知識點落在鹽類的水解和平衡的移動上??键c三 粒子濃度大小的比較 例例3 某酸性溶液中只有Na+、CH3COO-、H+、OH-四種離子。則下列描述正確的是() A該溶液由pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合而成 B該溶液由等物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成 C溶液中離子濃度為c

8、(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+) D再加入適量氨水,c(CH3COO-)一定大于c(Na+)、c( )之和 A+4NH 【解析】關(guān)鍵把握題給條件:“酸性”、“只有Na+、CH3COO-、H+、OH-”四種離子。根據(jù)“酸性”,排除B項(NaOH與CH3COOH等物質(zhì)的量)、排除C項不可能出現(xiàn)c(OH-)c(H+),再據(jù)“四種離子”判定A項符合題意。選項D,先由電荷守恒得c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c( )+c(H+),若溶液呈酸性,c(OH-)c(H+),則c(CH3COO-)c( )+c(Na+);若溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),則c(CH3C

9、OO-)=c( )+c(Na+);若溶液呈堿性,c(H+)c(OH-),則c(CH3COO-)c( )+c(Na+),選項D也不合題意。 +4NH+4NH+4NH+4NH 【方法技巧點撥】比較溶液中離子濃度大小程序:第一步,寫出相關(guān)的電離方程式、水解方程式;第二步:確定溶液中存在的陽離子、陰離子和分子(電解質(zhì)分子);第三步:運用上述規(guī)律比較相對大小。特別注意,題目的限制條件,如溶液呈中性:即c(H+)=c(OH-);溶液呈酸性,即c(H+)c(OH-)。 1.常溫下,某溶液中由水電離的c(H+)=110-13 molL-1,該溶液可能是() 二氧化硫水溶液氯化銨水溶液硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶

10、液 A B C DA 【解析】由水電離的c(H+)=110-13 molL-1,說明該溶液中有抑制水電離的溶質(zhì)存在,正確;中 水解促進了水的電離,中硝酸鈉是強酸強堿鹽,對水的電離無影響。+4NH 2.向體積為Va的0.05 molL-1CH3COOH溶液中加入體積為Vb的0.05 molL-1KOH溶液,下列關(guān)系錯誤的是() AVaVb時:c(CH3COOH)+c(CH3COO-)c(K+) BVa=Vb時:c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-) CVaVb時:c(CH3COO-)c(K+)c(OH-)c(H+) DVa與Vb任意比時:c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3C

11、OO-)C 【解析】此題以完全反應(yīng)時為參照點:若Va=Vb,則酸和堿正好完全反應(yīng)生成CH3COOK,根據(jù)質(zhì)子守恒:c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-),B項正確;根據(jù)物料守恒:c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=c(K+),可判斷出:VaVb時,即酸過量時,A項正確;根據(jù)電荷守恒(適于各種量變):c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),可判斷出:D項正確、C項錯誤。 3.鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質(zhì)。下列表述正確的是() A在NaHCO3溶液中加入與其等物質(zhì)的量的NaOH,溶液中的陰離子只有CO和OH- BNaHCO3溶液中:c(H+)+c(H2

12、CO3)=c(OH-) C10 mL 0.10 molL-1CH3COOH溶液加入等物質(zhì)的量的NaOH后,溶液中離子的濃度由大到小的順序是:c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+) D 中 和 體 積 與 p H 都 相 同 的 H C l 溶 液 和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質(zhì)的量相同C 【解析】選項A中兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成Na2CO3, 部分水解生成 +OH-,溶液中共有3種陰離子,A錯。B項,NaHCO3溶液的質(zhì)子守恒式為c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c( ),B錯。選項C中兩者恰好完全反應(yīng)生成CH3COONa,水解顯堿性,正確。選項D中,由于C

13、H3COOH為弱酸,在題設(shè)條件下CH3COOH的物質(zhì)的量遠(yuǎn)大于HCl,當(dāng)用NaOH中和兩者時,CH3COOH消耗的NaOH遠(yuǎn)多于HCl,D錯。-3HCO2-3CO2-3CO 4.(2011十堰統(tǒng)測十堰統(tǒng)測)常溫下,將0.2 mol/L的某一元酸HA溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合后溶液pH大于7,若混合液體積等于兩溶液體積之和,則混合液中下列關(guān)系正確的是() Ac(HA)c(A-) Bc(HA)一定大于0.1 mol/L Cc(Na+)=c(HA)+c(A-) Dc(OH-)=c(H+)+1/2c(HA)-c(A-)D 【解析】本題的正解是從OH-產(chǎn)生的原理去考慮問題。OH-的

14、來源有兩方面:一是水的電離,所以在等式中有c(H+);二是鹽的水解,A-水解產(chǎn)生等量的OH-和HA,平衡時c(HA)與c(A-)的差量值就是水解產(chǎn)生OH-量的兩倍。這是從原理去分析,只要符合原理的就是正確的,否則就是錯誤的。根據(jù)溶液中的電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)與相關(guān)的物料守恒關(guān)系:c(Na+)=1/2c(HA)+c(A-),兩個關(guān)系相減可得D選項。 D 5.(2011鄭州一模鄭州一模)下列敘述正確的是() A常溫時,某溶液中由水電離出來的c(H+)和c(OH-)的乘 積 為 11 0- 2 4, 該 溶 液 中 一 定 可 以 大 量 存 在 K+、Na+、

15、 、 B常溫時,0.1 mol/L HA溶液的pH1,0.1 mol/L BOH溶液中c(OH-)/c(H+)=1012,將這兩種溶液等體積混合,混合后溶液中離子濃度的大小關(guān)系為:c(B+)c(OH-)c(H+)c(A-) C過量SO2通入Ba(NO3)2溶液中,正確的離子反應(yīng)方程式為: 3SO2+2 +3Ba2+2H2O=3BaSO4+2NO+4H+ D用pH=3和pH=2的醋酸溶液中和含等量NaOH的溶液所消耗的醋酸溶液的體積分別為Va和Vb,則Va10Vb2-4SO-2AlO-3NO 【解析】D項正確:若是pH=3和pH=2的鹽酸溶液中和等量的NaOH溶液,消耗鹽酸的體積分別為Va和Vb

16、,則Va=10Vb;現(xiàn)為CH3COOH溶液,由于CH3COOH是弱酸,故Va10Vb。A項中,由水電離出的c(H+)=c(OH-)=110-12 mol/L,故溶液可能呈酸性也可能呈堿性,若呈酸性,則 不能大量存在,A不正確。B項中,0.1 mol/L HA溶液pH1,說明HA為弱酸;0.1 mol/L BOH溶液中c(OH-)/c(H+)=1012,則c(OH-)=0.1 mol/L,說明BOH為強堿,等體積混合后生成BA鹽為強堿弱酸鹽,離子濃度大小關(guān)系應(yīng)為:c(B+)c(A-)c(OH-)c(H+),故B不正確;C項中過量的SO2通入Ba(NO3)2溶液中,正確的離子方程式為:3SO2+2

17、 +Ba2+2H2O=BaSO4+2NO+4H+2 ,因此C也不正確。2-4SO-3NO-2AlO 6.(2011重慶重慶)對滴有酚酞試液的下列溶液,操作后顏色變深的是() A明礬溶液加熱 BCH3COONa溶液加熱 C氨水中加入少量NH4Cl固體 D小蘇打溶液中加入少量NaCl固體B 【解析】本題考查外界條件對鹽類水解及電離平衡的影響。鹽類水解是吸熱的,因此加熱有利于水解反應(yīng)向正方應(yīng)方向移動,明礬中的Al3+水解,方程式為Al3+3H2O Al(OH)3+3H+,加熱時酸性會增強,A不正確;CH3COONa水解顯堿性,方程式為CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,加熱時堿性會增強,

18、所以溶液顏色會變深,B正確;氨水顯堿性,溶液中存在下列電離平衡NH3H2O +OH-,加入少量NH4Cl固體,會增大 的濃度,抑制氨水的電離,從而降低堿性,顏色會變淺,C不正確;+4NH+4NH N a H C O3屬 于 強 電 解 質(zhì) , 電 離 方 程 式 為NaHCO3=Na+ , 同時電離和水解平衡,方程式為 H+ , +H2OH2CO3+OH-。由于水解程度大于電離程度,所以NaHCO3溶液顯弱堿性,但加入少量NaCl固體時,對兩個平衡不會產(chǎn)生影響,即顏色不發(fā)生變化,D不正確。-3HCO2-3CO-3HCO-3HCO-3HCO 7.常溫下,將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合,兩

19、種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表: 請回答: ( 1 ) 從 組 情 況 分 析 , H A 是 強 酸 還 是 弱 酸_。 (2)組情況表明,C_0.2(選填“大于”、“小于”或“等于”)。混合液中離子濃度c(A+)與c(Na+)的大小關(guān)系是_。 (3)從組實驗結(jié)果分析,說明HA的電離程度_NaA的水解程度(選填“大于”、“小于”或“等于”),該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是_。弱酸 大于 c(A-)=c(Na+)大于 c(A-)c(Na+)c(H+)c(OH-) (4)組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)=_ molL-1。寫出該混合溶液中下列算式的精確結(jié)果(不能作近似

20、計算): c(Na+)-c(A-)=_molL-1, c(OH-)-c(HA)=_molL-1。10-5 10-5-10-9 10-9 【解析】由實驗可得HA是弱酸,和NaOH反應(yīng)后生成強堿弱酸鹽,水解呈堿性。實驗反應(yīng)后,溶液呈中性,則有c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒可知c(A-)=c(Na+)。實驗反應(yīng)后,溶液中的溶質(zhì)為0.5 molL-1NaA和0.05 molL-1HA,現(xiàn)已知混合溶液的pH7,說明HA的電離程度大于NaA的水解程度,溶液中微粒濃度大小可表示為c(A-)c(Na+)c(H+)c(OH-)。(4)組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)等于溶液中的c(OH-)=10-5 molL-1,根據(jù)電荷守恒可知c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) molL-1,根據(jù)質(zhì)子守恒可知c(OH-)-c(HA)=c(H+)=10-9 molL-1。

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