一. 學習內容
弱電解質的電離、鹽類的水解
二. 學習目的
1. 掌握弱電解質的電離平衡的建立過程
2. 了解電離平衡常數和電離度
3. 理解鹽類水解的本質，掌握鹽類水解的方程式的書寫
4. 了解影響鹽類水解的因素以及水解平衡的移動，了解鹽類水解的利用
三.學習教學重點、難點
鹽類水解的過程
四. 知識分析
（一）、弱電解質的電離平衡
1. 電離平衡
（1）研究物件：弱電解質
（2）電離平衡的建立：ch3coohch3coo— + h+
（3）定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡。
（4）電離平衡的特點：
動：v電離=v結合、 定：條件一定時，各組分濃度一定；變：條件改變時，平衡移動
2. 電離平衡常數
（1）定義：電離常數受溫度影響，與溶液濃度無關，溫度一定，電離常數一定。根據同一溫度下電離常數的大小可判斷弱電解質電離能力的相對強弱。
（2）表示式：ch3coohch3coo— + h+
ka = [ch3coo—][h+]/ [ch3cooh]
注：弱酸的電離常數越大，[h+]越大，酸性越強；反之，酸性越弱。
h3po4h2po4— + 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：多元弱酸各級電離常數逐級減少，且一般相差很大，故氫離子主要由第一步電離產生弱鹼與弱酸具類似規律：nh3·h2onh4+ + oh—
kb=[nh4+][oh—]/[nh3·h2o]
室溫：kb（nh3·h2o）= 1.7 × 10—5mol·l—1
3. 電離度
α=已電離的溶質分子數/原始溶質分子總數 × 100％
注：①同溫同濃度，不同的電解質的電離度不同
②同一弱電解質，在不同濃度的水溶液中，電離度不同；溶液越稀，電離度越大。
4. 影響電離平衡的因素
內因：電解質本身的性質
外因：（符合勒夏特列原理）
（1）溫度：公升高溫度，電離平衡向電離的方向移動（若溫度變化不大，一般不考慮其影響）
（2）濃度：
①加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動，即溶液濃度越小，弱電解質越易電離。
②加入某強電解質（含弱電解離子），電離平衡向生成弱電解質的方向移動。
③加入某電解質，消耗弱電解質，電離平衡向電離的方向移動，但電離度減小。
思考：25℃，0.1mol/l醋酸溶液中，ch3coohch3coo—+ h+，請填下表：
【實驗**】用ph試紙測定濃度均為0.1mol·l-1的ch3coona、na2co3、nacl、nh4cl、al2(so4)3、kno3等溶液的ph值。
實驗結果：呈中性的：nacl、kno3；而有的顯酸性：nh4cl、al2(so4)3；
有的顯鹼性：ch3coona、na2co3
為什麼？
（二）鹽類的水解
1. 鹽類水解的概念
（1）原理：ch3coona溶液： ch3coona = na+ + ch3coo— ；
h2ooh—+h+；ch3coo—+h+ch3cooh
即：ch3coo—+h2och3cooh + oh—
故：溶液中[oh—]﹥[h+]，溶液顯鹼性。
nh4cl溶液：nh4cl = nh4+ + cl—；
h2ooh—+h+；nh4+ + oh—nh3·h2o
即：nh4+ + h2o nh3·h2o + h+
故：溶液中[h+]﹥[oh—]，溶液呈酸性。
（2）定義：鹽電離產生的離子與水電離產生的h+或oh—結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，而使溶液呈現不同程度的酸、鹼性，叫鹽類的水解。
（3）實質：破壞水的電離平衡。
（4）規律：「有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性」。
（5）多元弱酸酸根離子的水解分步進行：
co32— + h2ohco3— + oh—
hco3—+ h2oh2co3 + oh— （很小，可忽略）
多元弱鹼陽離子的水解分步進行複雜，以總反應表示：al3+ +3h2oal(oh)3+3h+
【說明】 水解反應一般程度都很小，水解產物很少，無明顯沉澱、氣體生成。
2. 水解平衡的移動
（1）影響鹽類水解平衡的因素
內因：鹽本身的性質， 組成鹽的酸或鹼越弱，鹽的水解程度越大。
外因：①溫度：公升高溫度，平衡向水解的方向移動——鹽類的水解是吸熱反應。
思考：為什麼熱的純鹼溶液去汙效果比冷的好？
②鹽溶液的濃度：鹽溶液的濃度越小，鹽就越易水解，加水稀釋促進鹽溶液的水解，平衡正方向移動，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動，但水解程度減小。
③溶液的酸鹼性：加酸，抑制弱鹼陽離子的水解；加鹼，抑制弱酸根離子的水解。
思考：水解反應ch3coo— + h2o ch3cooh + oh—，現有0.1mol·l—的醋酸鈉溶液，當下列條件改變時，將有關內容填入空格中：
（2）某些弱酸弱鹼鹽雙水解
泡沫滅火器的滅火原理： 3hco3—+al3+=al(oh)3↓ +3co2↑
al2s3：al2s3 +6h2o = 2al(oh)3↓+3h2s↑
3. 水解原理的利用：明礬做淨水劑：al3+ +3h2oal(oh)3 + 3h+
熱鹼水洗油汙：co32- + h2ohco3— + oh—
配製fecl3溶液，sncl2溶液，向其中滴入鹽酸，抑制離子水解：
fe3+的水解：fe3+ + 3h2ofe(oh)3 + 3h+
sn2+的水解：sn2+ + h2o + cl—sn（oh）cl + h+
【典型例題】
例1. 下列關於弱電解質的電離平衡常數的敘述中，正確的是（ ）
a. 弱電解質的電離平衡常數就是電解質加入水後電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離分子的濃度的比值
b. 弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強，常數只與弱電解質的本性及外界溫度有關
c. 同一溫度下，弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；弱鹼的電離平衡常數越大，鹼性越弱。
d. 多元弱酸的各級電離常數是逐級減小的，且差別很大
解析：弱電解質的電離平衡常數是達到電離平衡時，弱電解質電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離分子的濃度的比值。這個比值必須是達到電離平衡時的，而不是其它任意時刻的。
弱電解質的電離平衡常數是由弱電解質的本性決定的，並且受外界溫度的影響。同一溫度下，弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；同樣，弱鹼的電離平衡常數越大，鹼性也越強。 對於某一特定弱電解質，溫度越高電離平衡常數越大。
多元弱酸是分步電離的，其各級電離常數是逐級減小的且差別很大。
答案：bd
點評：本題考查電離平衡常數的概念
例2. 在ch3coohch3coo-+h+電離平衡時，要使電離平衡右移且h+濃度增大，應採取的措施是（ ）
a. 加naoh 固體 b. 加入少量鹽酸c. 加水 d. 公升高溫度
解析：對於醋酸電離平衡ch3coohch3coo-+h+ ，要使電離平衡右移且h+濃度增大，根據題目中提供的選項：加naoh能消耗h+ ，從而使電離平衡右移但是氫離子濃度減小；加入少量鹽酸，因增大[h+]，從而使平衡左移；當加水稀釋溶液時，平衡右移，但由於稀釋作用使得氫離子濃度減小；醋酸的電離吸熱，公升高溫度，平衡右移且氫離子濃度增大 。
答案：d
點評：影響電離平衡的因素很多，處理問題要看什麼條件
例3. 下列關於鹽的水解的敘述中，正確的是（ ）
a. 鹽類的水解過程是中和反應的逆過程，是吸熱過程
b. 易水解的鹽溶於水後，都抑制了水的電離
c. 易水解的鹽溶液中，水電離出的以游離態存在的h+和oh-的濃度永遠相等
d. 易水解的鹽溶液肯定不是中性的
解析：鹽類的水解過程是中和反應的逆過程，中和反應都是放熱反應，所以鹽類的水解過程都是吸熱過程；易水解的鹽溶於水後，弱離子會結合水電離出h+或oh-，都是促進而不是抑制水的電離；易水解的鹽溶液中，水電離出的h+或oh-要與弱酸酸根離子或弱鹼陽離子結合，兩者濃度不一定相等；易水解的鹽溶液也可能是中性的，如弱酸弱鹼鹽中，陰陽離子的水解程度相同，容液中的[h+]和[oh-]相等而呈中性。
答案：a
點評：本題考查鹽類水解的概念
例4. 在na2co3溶液中，下列離子濃度關係不正確的是（ ）
a. c(na+)>c(co32-)>c(hco3-)>c(oh-)
b. c(na+) + c(h+)= c(oh-)+ c(hco3-)+2 c(co32-)
弱電解質的電離 鹽類的水解知識精講
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