《第四節(jié) 常見的鹽》教案3.doc

第四節(jié) 常見的鹽教案【目標(biāo)要求】1、了解鹽類水解的原理。2、了解影響鹽類水解的主要因素。3、通過介紹與水解平衡相關(guān)的知識(shí)，認(rèn)識(shí)水溶液在化學(xué)中的重要作用。【基礎(chǔ)落實(shí)】一、鹽溶液的酸堿性1、鹽的分類(按生成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱劃分)鹽2、鹽溶液的酸堿性探究鹽溶液pH酸堿性鹽類型NaClNa2SO4NH4Cl(NH4)2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONa3、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因(1)NH4Cl溶液理論解釋_和_結(jié)合生成弱電解質(zhì)_，使水的電離平衡向_的方向移動(dòng)平衡時(shí)酸堿性使溶液中H_OH，溶液呈_總離子方程式(2)CH3COONa溶液理論解釋_和_結(jié)合生成弱電解質(zhì)_，使水的電離平衡向_方向移動(dòng)平衡時(shí)酸堿性使溶液中H_OH，溶液呈_總的離子方程式(3)NaCl溶液H2OHOHNaCl=ClNa解釋：溶液中不生成_，水的電離平衡未受影響，溶液中H_OH，呈_。二、鹽類的水解1、概念在溶液中，由_跟水電離出來的_結(jié)合生成_的反應(yīng)。2、特征(1)一般是_反應(yīng)，在一定條件下達(dá)到化學(xué)平衡。(2)鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，鹽類水解是_熱反應(yīng)。3、影響因素因素對(duì)鹽類水解程度的影響內(nèi)因組成鹽的酸或堿越弱，水解程度越_外因溫度升高溫度能夠_水解濃度鹽溶液濃度越小，水解程度越_外加酸堿水解顯酸性的鹽溶液，加堿會(huì)_水解，加酸會(huì)_水解，反之亦然外加鹽加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會(huì)_鹽的水解【對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練】知識(shí)點(diǎn)一：鹽類的水解和鹽溶液的酸堿性1、下列有關(guān)鹽類水解的說法不正確的是()A、鹽類水解過程破壞了純水的電離平衡B、鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)C、鹽類水解的結(jié)果使溶液不一定呈中性D、Na2S溶液中Na是S2的2倍2、相同物質(zhì)的量濃度的NaCN(HCN是一種弱酸)和NaClO(HClO是一種弱酸)相比，NaCN溶液的pH較大，則關(guān)于同溫同體積同濃度的HCN和HClO的說法中，正確的是()A、電離程度：HCNHClOB、溶液pH：HClOHCNC、與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClOHCND、酸根離子的濃度：CNOHC、在CH3COONa溶液中，由水電離的OHHD、水電離出的H和OH與鹽中弱離子結(jié)合，造成鹽溶液呈酸堿性7、欲使CH3COONa稀溶液中CH3COO/Na比值增大，可在溶液中(恒溫)加入少量下列物質(zhì)中的固體NaOH 固體KOH固體CH3COONa固體NaHSO4()A、或B、或C、或D、或8、濃度為0.1 molL1的8種溶液：HNO3、H2SO4、HCOOH、Ba(OH)2、NaOH、CH3COONa、KCl、NH4Cl溶液pH由小到大的順序是_(填寫編號(hào))。9、(1)室溫下pH9的NaOH溶液和pH9的CH3COONa溶液，設(shè)由水電離產(chǎn)生的OH的物質(zhì)的量濃度分別為A和B，則A和B的關(guān)系為：_。(2)在純堿溶液中滴入酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中再滴入過量的BaCl2溶液，所觀察到的現(xiàn)象是_，其原因是：_ _?！敬鸢讣敖馕觥俊緦?duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1、D解析：本題是對(duì)鹽類水解的原理和實(shí)質(zhì)的考查。由于鹽電離出的離子與水電離出的H或OH結(jié)合，從而促進(jìn)了水的電離，使溶液不一定呈中性；鹽類水解與酸堿中和反應(yīng)互為逆反應(yīng)；D項(xiàng)中，Na2S溶液中若無S2水解，則Na2S2成立，由于S2水解，故Na2S2，因此應(yīng)選D。2、D解析：CN和ClO水解均顯堿性。同濃度的上述離子，水解的程度越大，堿性越強(qiáng)，溶液的pH越大，對(duì)應(yīng)的酸越弱。3、D解析：解題關(guān)鍵是會(huì)判斷哪些是弱離子，并注意多元弱酸是分步電離的，其酸根的離子是分步水解的。Br是強(qiáng)酸的酸根離子，不能水解，B項(xiàng)錯(cuò)誤；CO是多元弱酸的酸根離子，水解時(shí)應(yīng)分步進(jìn)行，不能一步完成，C項(xiàng)錯(cuò)誤。4、C解析：NaHCO3水溶液顯堿性，可排除A、B項(xiàng)，0.1 molL1 NaHCO3溶液堿性小于同濃度的NaOH溶液，即其pHOH，故B對(duì)；根據(jù)水的電離方程式：H2OHOH，水在任何溶液中電離出的OHH，但在CH3COONa溶液中，由于生成了弱電解質(zhì)CH3COOH，使得溶液中OHH，故顯堿性，所以C項(xiàng)說法錯(cuò)誤；水電離出的H和OH與鹽中弱酸陰離子或弱堿陽離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，正是造成鹽溶液呈酸堿性的原因，所以D對(duì)。7、B解析：加入少量NaOH固體，Na增大，CH3COO也增大，但CH3COO增大的倍數(shù)不如Na增大的倍數(shù)大，因此CH3COO/Na比值減?。患尤隟OH固體，OH增大，使CH3COONa水解平衡逆向移動(dòng)，CH3COO增大，所以CH3COO/Na比值增大；加入固體CH3COONa，則相當(dāng)于CH3COONa稀溶液變?yōu)闈馊芤?，而根?jù)“稀釋促進(jìn)水解”可知在濃溶液中，CH3COO/Na將變大；加入NaHSO4固體顯然促進(jìn)了水解，使CH3COO變小，Na變大，則CH3COO/Na比值變小。8、解析：相同的物質(zhì)的量濃度的各種電解質(zhì)溶液的pH大小比較有以下一般規(guī)律：(1)同物質(zhì)的量濃度的酸及水解呈酸性的鹽溶液，其pH的關(guān)系一般是：二元強(qiáng)酸一元強(qiáng)酸弱酸一元強(qiáng)堿弱堿水解呈堿性的鹽溶液。(3)強(qiáng)酸弱堿鹽，堿越弱，水溶液酸性越強(qiáng)；弱酸強(qiáng)堿鹽，酸越弱，溶液堿性越強(qiáng)。(4)同物質(zhì)的量濃度的多元弱酸及其鹽水溶液的pH關(guān)系是：以H3PO4為例：H3PO4NaH2PO4NaHPO4Na3PO4。9、(1)AB1041(2)產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去在純堿溶液中CO水解：COH2OHCOOH，加入BaCl2后Ba2CO=BaCO3(白色)，由于CO的濃度減小，水解平衡左移，OH濃度減小，酚酞褪色(3)AnnH2OA(OH)nnHBmH2OHB(m1)OH解析：(1)在pH9的NaOH溶液中，H水109 molL1，其H全部是水電離產(chǎn)生的，因?yàn)镠水OH水，即A109 molL1。在CH3COONa溶液中，由于CH3COO結(jié)合了水中的H，水的電離平衡向正反