鹽類水解及三大守恒定律的應(yīng)用

1、 鹽類水解及三大守恒定律的應(yīng)用適用學(xué)科化學(xué)適用年級(jí)高二適用區(qū)域全國本講時(shí)長(zhǎng)120min知識(shí)點(diǎn)1. 1.鹽類的水解2.影響鹽類水解的因素3.鹽類水解的應(yīng)用教學(xué)目標(biāo)1.熟知鹽類的水解和影響鹽類水解的因素；2.熟練應(yīng)用三大守恒判斷溶液中離子濃度大小教學(xué)重難點(diǎn)三大守恒的應(yīng)用：電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒教學(xué)過程一、 復(fù)習(xí)預(yù)習(xí)復(fù)習(xí)電解質(zhì)的概念和弱電解質(zhì)的電離二、 知識(shí)講解考點(diǎn)1 鹽類的水解（1） 鹽類水解的實(shí)質(zhì)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH+結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，顯示出不同的酸性、堿性或中性。（2） 鹽類水解的特點(diǎn)：有弱才水解、無弱不水

2、解；越弱越水解、都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性、同強(qiáng)顯中性。注意：a弱酸弱堿鹽也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S水解程度較NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全水解后溶液的酸、堿性由水解生成酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱決定，如CH3COONH4溶液pH = 7。b酸式鹽是顯酸性還是顯堿性，要看其電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱若電解能力比水解能力強(qiáng)，則水溶液顯酸性，如NaHSO3、NaH2PO4，NaHSO4只電離不水解也顯酸性若水解能力超過電離能力，則水溶液顯堿性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS?？键c(diǎn)2 影響鹽類水解的因素內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)外因：溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因

3、此升高溫度，水解程度增大。濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。外加酸堿：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。以FeCl3和CH3COONa為例a Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+條件移動(dòng)方向H+數(shù)pHFe3+水解率現(xiàn)象升高溫度向右增降增大顏色變深(黃變紅棕)通HCl向左增降減小顏色變淺加H2O向右增升增大顏色變淺加Mg粉向右減升增大紅褐色沉淀，無色氣體加NaHCO3向右減升增大紅褐色沉淀，無色氣體加少量NaF向右減升增大顏色變深加少量NaOH向右減升增大紅褐色沉淀bCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-c(CH3COO-)c(CH3COOH)

4、c(OH-)c(H+)pH水解程度升溫降低升高升高降低升高升高加水降低升高降低升高降低升高加醋酸升高降低降低升高降低降低加醋酸鈉升高升高升高降低升高降低加 HCl降低升高降低升高降低升高加 NaOH升高降低升高降低升高降低考點(diǎn)3 溶液中離子濃度大小比較（1）不同溶液中同一離子濃度的大小比較，要考慮溶液中其他離子對(duì)該離子的影響。（2）涉及兩溶液混合時(shí)離子濃度的大小比較時(shí)，要進(jìn)行綜合分析，如發(fā)生反應(yīng)、電離因素、水解因素等?？键c(diǎn)4 溶液中的三個(gè)守恒關(guān)系電荷守恒：陰陽離子所帶電荷數(shù)相等。物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的。質(zhì)子守恒：即在純水中加

5、入電解質(zhì)，最后溶液中c(H+)與其他微粒濃度之間的關(guān)系式(由以上兩個(gè)守恒推出)?？紤]兩個(gè)特定的組合：當(dāng)c（NH4Cl） c（NH3·H2O）、c（CH3COONa） c（CH3COOH）時(shí)，電離程度大于水解程度，水解忽略不計(jì)。考點(diǎn)5 判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體。例1AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl H0（吸熱） 升溫，平衡右移加熱至干升溫，促成HCl揮發(fā)，使水解完全AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 灼燒 Al2O3 例2Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 H0（吸熱） 升溫，平衡右移H2SO4難揮發(fā)，隨C(H2SO4)

6、增大，將抑制水解綜合結(jié)果，最后得到Al2SO4從例1例2可小結(jié)出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質(zhì)固體，由對(duì)應(yīng)酸的揮發(fā)性而定.結(jié)論：弱堿易揮發(fā)性酸鹽 氫氧化物固體（除銨鹽） 弱堿難揮發(fā)性酸鹽同溶質(zhì)固體 分析思路 酸或堿溶液考慮電離 單一溶液 鹽溶液考慮水解電解質(zhì)溶液 不反應(yīng) 混合溶液 不過量 生成酸或堿考慮電離 反應(yīng) 生成鹽考慮水解 過量根據(jù)過量程度考慮電離或水解三、例題精析【例題1】下列說法中，正確的是（ ）A在任何條件下，純水的pH都等于7B在任何條件下，純水都呈中性C在95時(shí)，純水的pH小于7D在95時(shí)，純水中H的物質(zhì)的量濃度H小于107 molL1【例題2】下列關(guān)系一定正確的是（

7、）A當(dāng)溶液中c（H）1×107 mol·L1時(shí)，其pH7，溶液呈酸性B當(dāng)溶液中c（H）1×107 mol·L1時(shí)，其pH7，溶液呈堿性C當(dāng)溶液中c（H）c（OH）1×107 mol·L1時(shí)，其pH7，溶液呈中性D當(dāng)溶液中c（H）c（OH）1×107 mol·L1時(shí)，其pH7，溶液呈酸性【例題3】常溫下0.1mol·L1醋酸溶液的pH = a，下列能使溶液pH = (a1)的措施是A將溶液稀釋到原體積的10倍         &

8、#160; B加入適量的醋酸鈉固體C加入等體積0.2 mol·L1鹽酸         D提高溶液的溫度四、課堂運(yùn)用【基礎(chǔ)】1. 有關(guān)100mL 0.1mol/LNaHCO3、100mL 0.1mol/LNa2CO3兩種溶液的敘述不正確的是（）A溶液中水電離出的H+個(gè)數(shù)：B溶液中陰離子的物質(zhì)的量濃度之和：C. 溶液中：c(CO32)c(H2CO3)D. 溶液中：c(CO32)c(H2CO3)2. 下列物質(zhì)能跟鎂反應(yīng)并生成氫氣的是（）A甲酸溶液B氫氧化鈉溶液C氯化銨溶液D碳酸鈉溶液 【鞏

9、固】1. 25時(shí)，相同體積和pH的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液，分別加水稀釋，溶液pH的變化與所加水的體積關(guān)系如圖所示下列說法正確是（）A在上述三種鹽原溶液中，水的電離度大小是NaXNaYNaZB在等物質(zhì)的量濃度的NaX、NaY、NaZ混合液中，離子濃度的大小關(guān)系是c（Z-）c（Y-）c（X-）C在上述NaX和NaY的混合液中存在 c(HX)/c(X)c(HY)/c(Y)D在0.2molL-1 NaX溶液中加入等體積0.1molL-1的鹽酸，所得混合液中存在c（H+）+c（HX）=c（OH-）+c（Cl-）2. 下列操作可得到純凈Al2O3的是（）A向NaAlO2溶液中加入適量稀H2SO4

10、蒸干并灼燒B向NaAlO2溶液中通入過量CO2后蒸干并灼燒C向AlCl3溶液中加入過量氨水后蒸干并灼燒D向AlCl3溶液中加入適量NaAlO2溶液，蒸干并灼燒【拔高】 下列敘述正確的是（）Ac（NH4+）相等的（NH4）2SO4、（NH4）2Fe（SO4）2和NH4Cl溶液中，溶質(zhì)濃度大小關(guān)系是：c（NH4）2Fe（SO4）2c（NH4）2SO4c（NH4Cl）B若0.3 mol/L HY溶液與0.3 mol/L NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH=9，則c（OH-）-c（HY）=c（H+）=1×10-5mol/LC0.2molL-1 HCl溶液與等體積0.05 molL-1 Ba

11、（OH）2溶液混合后，溶液的pH=1DNaHCO3溶液中：c（H+）+c（H2CO3）=c（CO32-）+c（OH-）課程小結(jié)通過本次課程的學(xué)習(xí)可以使學(xué)生.1、認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理，能正確書寫鹽類水解的離子方程式。2.了解鹽溶液呈酸、堿性的原因，掌握鹽溶液呈酸、堿性的規(guī)律。3.理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)，能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸、堿性。課后作業(yè)【基礎(chǔ)】1. 現(xiàn)有pHa和pHb的兩種NaOH溶液，已知ba2，將兩種溶液等體積混合后，所得溶液的pH接近于（ ）Aalg2 Bblg2 Calg2 Dblg2【鞏固】1. 下列濃度關(guān)系正確的是A氯水中：c(Cl2)=2c(ClO-)+c(Cl-)+c(HCl)B氯水中：c(Cl-)c(H+)c(OH-)c(ClO-)C等體積等濃度的氫氧化鈉與醋酸混合：c(Na+)=c(CH3COO-)DNa2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH)>c(HCO3)>c(H+)2有關(guān)100ml 0.1 mol/L 、100ml 0.1 mol/