化學(xué)選修四33鹽類(lèi)的水解人教版選修4

1、化學(xué)：3.3鹽類(lèi)的水解教案（人教版選修4）課題：第三節(jié) 鹽類(lèi)的水解(一)授課班級(jí)課 時(shí)3教學(xué)目的知識(shí)與技能1、理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解2、理解鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)3、能運(yùn)用鹽類(lèi)水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會(huì)書(shū)寫(xiě)鹽類(lèi)水解的離子方程式過(guò)程與方法1、培養(yǎng)學(xué)生分析問(wèn)題的能力，使學(xué)生會(huì)透過(guò)現(xiàn)象看本質(zhì)。2、通過(guò)比較、分類(lèi)、歸納、概括等方法得出鹽類(lèi)水解的規(guī)律，再揭示鹽類(lèi)水解的本質(zhì)3、由實(shí)驗(yàn)中各種鹽溶液的pH的不同分析其原因，進(jìn)而找出影響鹽類(lèi)水解的因素及應(yīng)用。情感態(tài)度價(jià)值觀培養(yǎng)學(xué)生的實(shí)驗(yàn)技能，對(duì)學(xué)生進(jìn)行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法的教育重 點(diǎn)鹽類(lèi)水解的概念和規(guī)律難 點(diǎn)鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)知識(shí)結(jié)構(gòu)與板書(shū)設(shè)計(jì)第三節(jié) 鹽

2、類(lèi)的水解一、探究鹽溶液的酸堿性強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1、鹽類(lèi)水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。2、鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水3、鹽類(lèi)水解破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離4、鹽類(lèi)水解的類(lèi)型及規(guī)律：(1)有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度

3、大。(4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性5、鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)(1) 寫(xiě)法：誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)；陽(yáng)離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。(2) 注意的問(wèn)題：水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式，不能寫(xiě)成相應(yīng)的離子。水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，因此要用可逆符號(hào)，并不標(biāo)“”、“” 符號(hào)。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步，(3) 雙水解方程式的書(shū)

4、寫(xiě)：弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解，我們稱(chēng)之為雙水解。教學(xué)過(guò)程教學(xué)步驟、內(nèi)容教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng)科學(xué)探究1、選擇合適的方法測(cè)試下表所列鹽溶液（可酌情替換、增加）的酸堿性2、根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱，將下表中鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱酸鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類(lèi)鹽溶液NaCl Na2CO3NaHCO3NH4Cl酸堿性中性堿性堿性酸性鹽類(lèi)型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽鹽溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性中性堿性酸性鹽類(lèi)型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽3、分析上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果，歸納其與鹽的類(lèi)型間的關(guān)系，并從電離平衡的角度尋找原因鹽的類(lèi)型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的

5、酸堿性中性酸性堿性引入我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來(lái)源于水的電離，而水本身是中性的，為什么加入某些鹽就會(huì)顯酸性或堿性，而加入另一些鹽仍呈中性呢？這節(jié)課我們就來(lái)研究這個(gè)問(wèn)題。板書(shū) 第三節(jié) 鹽類(lèi)的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性問(wèn)由上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系？ 板書(shū) 強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性過(guò)渡下面我們分別研究不同類(lèi)型的鹽溶液酸堿性不同的原因。思考與交流根據(jù)下表，對(duì)三類(lèi)不同鹽溶液中存在的各種粒子（不要忘記水及電離）及粒子間的相互作用進(jìn)行比較、分析，從中找出不同鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。NaCl溶液

6、NH4Cl溶液CH3COONa溶液C（H）和C（OH）相對(duì)大小C（H）C（OH）C（H）C（OH）C（H）C（OH）溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2OCH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH有無(wú)弱電解質(zhì)生成無(wú)有有相關(guān)化學(xué)方程式H2OH+OH-NaCl Na+ + Cl-H2OH+OH-NH4+ OH- NH3·H2OH2OH+OH-CH3COO- + H+ CH3COOH講請(qǐng)同學(xué)們討論一下第一個(gè)問(wèn)題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強(qiáng)電解質(zhì)，他們?nèi)苡谒耆?/p>

7、電離成離子，電離出的離子中既沒(méi)有氫離子，也沒(méi)有氫氧根離子，而純水中H+=OH-，顯中性。而實(shí)際上醋酸鈉顯堿性，即H+<OH-,氯化銨溶液顯酸性，即H+>OH-板書(shū)二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因講CH3COONa溶于水之后，完全電離。（因?yàn)镃H3COONa是強(qiáng)電解質(zhì)。）投影CH3COONa CH3COO- + Na+問(wèn)把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些電離平衡？投影 H2O H+ + OH-講我們知道，CH3COOH是一種弱酸，在溶液中部分電離，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根據(jù)，可逆反應(yīng)，反應(yīng)物和生成物同時(shí)共存，那么就一定有CH3COOH。投影CH3COO- + H

8、+ CH3COOH講把式聯(lián)立，可得到投影水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH講這說(shuō)明CH3COONa溶于水后，反應(yīng)有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述化學(xué)方程式改寫(xiě)成離子方程式。投影CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-講隨著CH3COONa的加入，對(duì)水的電離有什么影響呢？促進(jìn)了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸的過(guò)程。投影1、弱酸強(qiáng)堿鹽，水解顯堿性CH3COONa = CH3COO + Na+ + H2O H+ + OH CH3COOH CH3COONa +

9、 H2OCH3COOH + NaOH CH3COO + H2OCH3COOH + OH 思考與交流NH4Cl溶液中存在那些電離和電離平衡？溶液中那些離子間相互作用使溶液呈酸性？投影2、強(qiáng)酸弱堿鹽水解NH4Cl = NH4+ + Cl + H2O OH + H+ NH3·H2O NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl NH4+ + H2O NH3·H2O + H+講大家要注意一個(gè)，就是我們以前就學(xué)過(guò)的，可逆反應(yīng)是不能進(jìn)行徹底的。由上可知，強(qiáng)堿弱酸鹽水解使溶液顯堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽水解使溶液顯酸性。但強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽會(huì)發(fā)生水解嗎？不會(huì)！講說(shuō)得好！是不會(huì)。因?yàn)閺?qiáng)酸強(qiáng)堿

10、鹽所電離出來(lái)的離子都不會(huì)和水電離出來(lái)的H+或OH-發(fā)生反應(yīng)，比如NaCl，電離出來(lái)的Na+和Cl-都不會(huì)與水電離出來(lái)的H+或OH-反應(yīng)。那么，弱酸弱堿鹽又是什么情況呢？投影3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽：不水解弱酸弱堿鹽：雙水解，水解程度增大。講根據(jù)剛才我們一起分析的各種鹽在水溶液在的情況，大家思考：什么是鹽的水解？鹽的水解有什么規(guī)律？鹽的水解與酸堿中和反應(yīng)有和聯(lián)系？板書(shū)1、鹽類(lèi)水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。講在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水所電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。在溶液中由鹽電

11、離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動(dòng)，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。板書(shū)2、鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水講通常鹽類(lèi)水解程度是很小的，且反應(yīng)前后均有弱電解質(zhì)存在，所以是可逆反應(yīng)，不過(guò)有些鹽能夠徹底水解，不存在平衡問(wèn)題，因此不是可逆反應(yīng)，這是我們以后會(huì)詳細(xì)介紹的雙水解。問(wèn)鹽類(lèi)水解過(guò)程中，水的電離程度有何變化？ 增大講可見(jiàn)鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動(dòng)的過(guò)程。板書(shū)3、鹽類(lèi)水解破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離講鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆

12、反應(yīng)，為吸熱過(guò)程。講CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強(qiáng)堿NaOH生成的鹽，這種鹽叫做強(qiáng)堿弱酸鹽。板書(shū)4、鹽類(lèi)水解的類(lèi)型及規(guī)律講由強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽，稱(chēng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，弱酸根的鹽，常會(huì)發(fā)生水解。NH4Cl可以看作是強(qiáng)酸HCl和弱堿NH3·H2O反應(yīng)生成的鹽，我們把這種鹽叫做強(qiáng)酸弱堿鹽。類(lèi)似這樣的鹽還有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽不能水解，不會(huì)破壞水的電離平衡，因此其

13、溶液顯中性。強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、難溶于水的鹽不水解。對(duì)于弱酸弱堿鹽（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。板書(shū)(1)有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。講強(qiáng)堿弱酸鹽水解顯堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽水解顯酸性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成的酸、堿相對(duì)強(qiáng)弱決定。板書(shū)(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大講例如，已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的相對(duì)強(qiáng)弱為HB>HA，這條規(guī)律可用于利用鹽的pH值判斷酸性的強(qiáng)弱。投影酸的強(qiáng)弱順序

14、：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 板書(shū)(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。(4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性問(wèn)請(qǐng)大家根據(jù)我們剛才書(shū)寫(xiě)水解方程式的方法，說(shuō)說(shuō)書(shū)寫(xiě)時(shí)，要注意哪些問(wèn)題？板書(shū)5、鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)講一般鹽類(lèi)水解程度小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生水解，因此鹽類(lèi)水解的離子方程式中不標(biāo)“

15、”和“”，也不把生成物寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。講鹽類(lèi)水解是可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的可逆反應(yīng)，而中和反應(yīng)是趨于完成的反應(yīng)，所以鹽的水解是微弱的，鹽類(lèi)水解不寫(xiě)=，而用“”板書(shū)(1) 寫(xiě)法：誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)；陽(yáng)離子水解生成H ，陰離子水解生成OH ；陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。講多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，以第一步水解為主；而多元弱堿的陽(yáng)離子水解的離子方程式較復(fù)雜，中學(xué)階段只要求一步寫(xiě)到底即可。值得注意的是，其最終生成的弱堿不打“”，因其水解的量極少，不會(huì)生成沉淀，但可形成膠體，投影以CO32 為例，的水解的離子方程式：CO32 +H2O HCO3 +OH (主要)HCO3 +H2O H2

16、CO3 +OH (次要)Al3 水解的離子方程式：Al3+3H2OAl(OH)3 +3H 板書(shū)(2) 注意的問(wèn)題：水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式，不能寫(xiě)成相應(yīng)的離子。水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，因此要用可逆符號(hào)，并不標(biāo)“”、“” 符號(hào)。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。如：CO32+ H2OHCO3 +OHHCO3 +H2O H2CO3 + OH多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步，如： Cu2+2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+講多元弱酸的酸根離子既有水解傾向，又有電離傾向，以水解為主，溶液顯堿性，以

17、電離為主的，溶液顯酸性。講些鹽溶液在混合時(shí)，一種鹽的陽(yáng)離子和另一種鹽的陰離子在一起都發(fā)生水解，相互促進(jìn)對(duì)方的水解，使兩種離子的水解趨于完全。例如，將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即產(chǎn)生白色沉淀和大量氣體。這是由于混合前Al2(SO4)3溶液顯酸性，Al3+3H2O Al(OH)3 +3H ，NaHCO3溶液顯酸性：HCO3+H2O H2CO3 +OH ，混合后由于H+OH = H2O ，使兩個(gè)水解反應(yīng)互相促進(jìn)，使其水解反應(yīng)互相促進(jìn)，使其各自水解趨于完全，所以產(chǎn)生白色沉淀和CO2氣體，Al3+3HCO3 =Al(OH)3 +3CO2 板書(shū)(3) 雙水解方程式的書(shū)寫(xiě)：弱酸弱堿鹽中

18、陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解，我們稱(chēng)之為雙水解。講在書(shū)寫(xiě)雙水解方程式時(shí)，我們也要注意總結(jié)一些規(guī)律。投影能相互促進(jìn)水解的兩離子，如果其一含有氫元素，寫(xiě)離子方程式時(shí)在反應(yīng)物端不寫(xiě)H2O ，如果促進(jìn)水解的兩離子都不含氫元素，寫(xiě)離子方程式時(shí)反應(yīng)物端必須寫(xiě)H2O ，有“=”和“”和“” 書(shū)寫(xiě)能相互促進(jìn)水解的兩離子的離子方程式時(shí)，按照電荷比較簡(jiǎn)單。常見(jiàn)的能發(fā)生相互促進(jìn)水解的離子有：Al3 與S2、HS、CO32、HCO3、AlO2；Fe3與AlO2 、CO32 、HCO3 ；NH4與AlO2、SiO32-等。小結(jié)各類(lèi)鹽水解的比較。鹽類(lèi)實(shí)例能否水解引起水解的離子對(duì)水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強(qiáng)堿弱酸鹽CH3CO

19、ONa能弱酸陰離子促進(jìn)水電離堿性強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl能弱堿陽(yáng)離子促進(jìn)水電離酸性強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽NaCl不能無(wú)無(wú)中性隨堂練習(xí) 1、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的順序排列的是( C ) A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 規(guī)律小結(jié)水解造成的酸性沒(méi)有弱酸的酸性強(qiáng)，水解造成的堿性不如弱堿的堿性強(qiáng)；鹽所對(duì)應(yīng)的酸越弱水解造成的堿性越強(qiáng)；鹽所對(duì)應(yīng)的堿越弱，水解生成的酸的酸性越強(qiáng)2、下列反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)生

20、成或水解方程式不正確的是(D ) HCl+H2OH3O+ +Cl ZnCl2 +H2OZn(OH)2 +2HCl Na2CO3+H2OH2CO3 +2NaOH Al2(SO4)3 +6H2O2Al(OH)3 +3H2CO3 A、 B、 C、 D、全部教學(xué)回顧：課題：第三節(jié) 鹽類(lèi)的水解(二)授課班級(jí)課 時(shí)教學(xué)目的知識(shí)與技能1、了解鹽類(lèi)水解在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和日常生活的應(yīng)用過(guò)程與方法1、培養(yǎng)學(xué)生分析問(wèn)題的能力2、培養(yǎng)學(xué)生歸納思維能力和邏輯推理能力情感態(tài)度價(jià)值觀1、通過(guò)對(duì)鹽類(lèi)水解規(guī)律的總結(jié)，體會(huì)自然萬(wàn)物變化的豐富多彩重 點(diǎn)鹽類(lèi)水解的影響因素難 點(diǎn)鹽類(lèi)水解的應(yīng)用知識(shí)結(jié)構(gòu)與板書(shū)設(shè)計(jì)三、鹽類(lèi)水解的影響因素1、內(nèi)

21、因：鹽本身的性質(zhì)2、外因：(1) 溫度：升溫促進(jìn)水解(2) 濃度：稀釋促進(jìn)水解(3) 外加酸堿3、不考慮水解的情況四、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用1、分析判斷鹽溶液酸堿性（或PH范圍）要考慮水解2、比較鹽溶液離子濃度大小或離子數(shù)時(shí)要考慮水解。3、配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解4、制備某些無(wú)水鹽時(shí)要考慮鹽的水解5、判斷離子能否大量共存時(shí)要考慮鹽的水解。6、化肥的合理施用，有時(shí)也要考慮鹽類(lèi)的水解7、某些試劑的實(shí)驗(yàn)室貯存要考慮鹽的水解8、用鹽作凈水劑時(shí)需考慮鹽類(lèi)水解9、Mg、Zn等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中產(chǎn)生H2 10、某些鹽的分離除雜要考慮鹽類(lèi)水解11、

22、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)12、加熱蒸干鹽溶液析出固體13、判斷鹽對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱14、制備納米材料教學(xué)過(guò)程回顧鹽類(lèi)水解屬于離子反應(yīng)，其實(shí)質(zhì)是：在溶液中鹽電離出來(lái)的離子與水所電離出來(lái)的H 或OH 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。水解平衡就是一種化學(xué)平衡，鹽類(lèi)水解的程度大小與物質(zhì)的本性相關(guān)。因此，反應(yīng)中形成的弱酸或弱堿電離程度越小，則鹽的水解程度越大。鹽類(lèi)水解也是酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程。中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，因此水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)?？茖W(xué)探究探究目的：通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究促進(jìn)或抑制FeCl3水解的條件，了解影響鹽類(lèi)水解程度的因素。實(shí)驗(yàn)過(guò)程：1、從反應(yīng)物性質(zhì)考慮，F(xiàn)eCl3是否容易發(fā)生水

23、解？水解生成物是什么？寫(xiě)出其水解反應(yīng)的化學(xué)方程式2、應(yīng)用平衡移動(dòng)原理，從反應(yīng)條件考慮，影響FeCl3水解的因素可能有哪些？參照下表設(shè)計(jì)、寫(xiě)出實(shí)驗(yàn)步驟序號(hào)可能影響因素實(shí)驗(yàn)操作現(xiàn)象解釋或結(jié)論1鹽的濃度2溶液的酸堿性33、歸納總結(jié)實(shí)驗(yàn)結(jié)果，得出結(jié)論并與同學(xué)交流投影小結(jié)1、因FeCl3屬于強(qiáng)酸弱堿鹽，生成的Fe(OH)3是一種弱堿，并且難溶，所以FeCl3易水解。其水解反應(yīng)的化學(xué)方程式：Fe3+3H2O Fe(OH)3 +3H 2、影響FeCl3水解的因素有：(1) 加入少量FeCl3晶體，增大C(Fe3)；(2)加水稀釋?zhuān)?3) 加入少量鹽酸，增大C(H)； (4) 加入少量NaF 晶體，降低C(F

24、e3 )；(5) 加入少量NaHCO3，降低C(H)；(6) 升高溫度 判斷上述水解平衡移動(dòng)的方向依據(jù)有多種，一是平衡原理，二是可以通過(guò)溶液顏色深淺變化作判斷(如加熱時(shí)，溶液顏色明顯變深，表明平衡是向水解方向移動(dòng))；三是通過(guò)溶液酸度變化(如加入少量FeCl3晶體前后，測(cè)溶液PH的變化)；四是觀察有無(wú)紅褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3的水解程度趨向完全)3、通過(guò)實(shí)驗(yàn)得出的主要結(jié)論有：（1）Fe3水解是一個(gè)可逆過(guò)程（2）水解平衡也是一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡（3）Fe3的水解屬于吸熱反應(yīng)（4）改變平衡的條件（如溫度、濃度等），水解平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)（5）當(dāng)加入的物質(zhì)能與溶液中的離子結(jié)合成很難電離的

25、弱電解質(zhì)，F(xiàn)e3的水解程度就可能趨向完全引入這節(jié)課我們就來(lái)系統(tǒng)研究水解的影響因素有哪些？板書(shū)三、鹽類(lèi)水解的影響因素講當(dāng)水解速率與中和反應(yīng)速率相等時(shí)，處于水解平衡狀態(tài)。若改變條件，水解平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)，遵循勒沙特列原理。板書(shū)1、內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)講主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱（或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱），水解程度就越大。另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響板書(shū)2、外因：(1) 溫度：升溫促進(jìn)水解(2) 濃度：稀釋促進(jìn)水解(3) 外加酸堿講鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。稀釋鹽溶液，可促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大；但增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動(dòng)，但

26、水解程度減小。外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解，例如，水解酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的H，使平衡向水解方向移動(dòng)而促進(jìn)水解，若加酸則抑制水解。過(guò)那么，在什么情況下不需要考慮水解呢？板書(shū)3、不考慮水解的情況講不水解的兩種可溶性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液相混合，按復(fù)分解進(jìn)行分析，如BaCl2Na2SO4BaSO42NaCl。水解反應(yīng)不能相互促進(jìn)的、可溶性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽相混合，一般按復(fù)分解進(jìn)行，如BaCl2Na2CO3BaCO32NaCl。若是具有氧化性的鹽和具有還原性的鹽溶液反應(yīng)時(shí)，一般可發(fā)生氧化還原反應(yīng)：2FeCl3Na2S2FeCl22NaClS過(guò)渡那么鹽類(lèi)水解有什么應(yīng)用呢？板書(shū)四、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用講鹽類(lèi)

27、水解的程度一般很微弱，通常不考慮它的影響，但遇到下列情況時(shí)，必須考慮水解。板書(shū)1、分析判斷鹽溶液酸堿性（或PH范圍）要考慮水解講等體積、等物質(zhì)的量濃度的氨水和鹽酸混合后，因?yàn)橥耆磻?yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl，所以PH7，溶液顯酸性隨堂練習(xí)1、有學(xué)生做如下實(shí)驗(yàn)：將盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（0.1mol/L）的試管微熱時(shí)，觀察到該溶液的淺紅色加深；若冷卻至室溫時(shí)，則又變回原來(lái)的淺紅色。發(fā)生該現(xiàn)象的主要原因是2、相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度的四種溶液：3，4，苯酚鈉，按由大到小排列正確的是（）。 解析：此題考查學(xué)生對(duì)鹽類(lèi)水解規(guī)律的掌握和理解，硫酸氫鈉和氯化鈉都是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解。氯化鈉溶液呈中

28、性，硫酸氫鈉溶液呈酸性。另外兩鹽均水解，水溶液都呈堿性，其水溶液堿性的相對(duì)強(qiáng)弱可依“越弱越水解”的規(guī)律比較，即組成鹽的離子與水電離的或結(jié)合成的弱電解質(zhì)，電離度越小，該鹽水解程度就越大，乙酸鈉和苯酚鈉的水解產(chǎn)物分別是乙酸和苯酚，因?yàn)楸椒邮潜纫宜岣醯碾娊赓|(zhì)，即苯酚鈉的水解程度大，其水溶液的堿性較強(qiáng)，也較大，正確選項(xiàng)為。板書(shū)2、比較鹽溶液離子濃度大小或離子數(shù)時(shí)要考慮水解。講例如在磷酸鈉晶體中，n(Na )=3n(PO43)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43的水解，有c(Na)>3c(PO43),又如，在0.1mol/L Na2CO3 溶液中，陰離子濃度的大小順序?yàn)椋篶(CO32)>

29、c(OH)>c(HCO3)板書(shū)3、配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解講配制強(qiáng)酸弱堿溶液時(shí)，需滴幾滴相應(yīng)的強(qiáng)酸，可使水解平衡向左移動(dòng)，抑制弱堿陽(yáng)離子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液時(shí)，因其陽(yáng)離子發(fā)生諸如Fe3 +3H2O Fe(OH)3 +3H 的水解而呈渾濁狀，若先將FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀釋到所需濃度，可使溶液始終澄清。同樣配制CuSO4溶液，可先將CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀釋。講配制強(qiáng)堿弱酸鹽溶液時(shí)，需幾滴相應(yīng)的強(qiáng)堿，可使水解平衡向左移動(dòng)，抑制弱酸根離子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液時(shí)滴幾滴NaOH溶液。隨堂練習(xí)實(shí)驗(yàn)室在配制硫酸鐵溶液時(shí)

30、，先把硫酸鐵晶體溶解在稀硫酸中，再加水稀釋至所需濃度，如此操作的目的是（）A、防止硫酸鐵分解B、抑制硫酸鐵水解 C、促進(jìn)硫酸鐵溶解 D、提高溶液的PH板書(shū)4、制備某些無(wú)水鹽時(shí)要考慮鹽的水解講例如將揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。以蒸干AlCl3溶液來(lái)說(shuō)，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干過(guò)程中，HCl揮發(fā)，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3 加熱分解：2Al(OH)3=Al2O3+3H2O，故最終加熱到質(zhì)量不再變化時(shí)，固體產(chǎn)物是Al2O3。又如，有些鹽(如Al 2S3)會(huì)發(fā)生雙水解(

31、能進(jìn)行幾乎徹底的水解)，無(wú)法在溶液中制取，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)制取。隨堂練習(xí)把AlCl3溶液蒸干后再灼燒，最后得到的主要固體產(chǎn)物是，其理由是（用化學(xué)方程式表示，并配以必要的文字說(shuō)明）板書(shū)5、判斷離子能否大量共存時(shí)要考慮鹽的水解。講弱堿陽(yáng)離子與弱酸根離子在溶液中若能發(fā)生雙水解，則不能大量共存，能發(fā)生雙水解反應(yīng)的離子有：Al3與CO32、HCO3、S2、HS、AlO2等；Fe3 與CO32、HCO3、AlO2等；NH4與SiO32 、AlO2等。這里還需要我們注意的是Fe3與S2、HS也不能共存，但不是因?yàn)榘l(fā)生雙水解，而是因?yàn)榘l(fā)生氧化還原反應(yīng)板書(shū)6、化肥的合理施用，有時(shí)也要考慮鹽類(lèi)的水解講銨態(tài)氮肥與

32、草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3 水解呈堿性；CO32+H2O HCO3+OH，銨態(tài)氮肥中NH4遇OH逸出NH3，使氮元素?fù)p失，造成氮肥肥效降低；講過(guò)磷酸鈣不能與草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液顯酸性，K2CO3溶液顯堿性，兩者混合時(shí)生成了難溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2 或CaHPO4 ，不能被作物吸收。 講長(zhǎng)期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4的水解而使土壤的酸性增強(qiáng)：NH4+H2O NH3·H2OH隨堂練習(xí)為了同時(shí)對(duì)某農(nóng)作物施用分別含有N、P、K三種元素的化肥，對(duì)于給定的化肥：K2CO3 KCl Ca(H2PO4)2 (NH4)2SO4 氨水

33、，最適合的組合是( ) A、 B、 C、 D、板書(shū)7、某些試劑的實(shí)驗(yàn)室貯存要考慮鹽的水解講例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32、HCO3水解，使溶液呈堿性，OH與玻璃中的SiO2反應(yīng)生成硅酸鹽，使試劑瓶頸與瓶塞粘結(jié)，因而不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存。板書(shū)8、用鹽作凈水劑時(shí)需考慮鹽類(lèi)水解講例如，明礬KAl(SO4)2 ·12H2O凈水原理：Al3+3H2O Al(OH)3 (膠體)+3H ，Al(OH)3膠體表面積大，吸附能力強(qiáng)，能吸附水中懸浮雜質(zhì)生成沉淀而起到凈水作用。板書(shū)9、Mg、Zn等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3

34、等)溶液中產(chǎn)生H2 講將Mg條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產(chǎn)生，有關(guān)離子方程式為NH4+H2ONH3·H2OH，Mg2HMg2H2Mg與FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反應(yīng)板書(shū)10、某些鹽的分離除雜要考慮鹽類(lèi)水解講例如為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3可在加熱攪拌條件下加入氧化鎂，氧化鎂與Fe3水解產(chǎn)生H反應(yīng)：MgO2HMg2H2O，使水解平衡Fe33H2O Fe(OH)3 +3H 不斷向右移動(dòng)，F(xiàn)e3會(huì)生成Fe(OH)3沉淀而被除去。隨堂練習(xí)為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+ ，可在加熱攪拌的條件下加入一種物質(zhì)，過(guò)濾后再加入適量鹽酸。這種物質(zhì)是（）A、氧化鎂B、氫氧

35、化鈉C、碳酸鈉D、碳酸鎂板書(shū)11、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)講泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2（SO4）3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應(yīng)，產(chǎn)生了CO2，Al33HCO3Al(OH)33CO2講日常生活中用熱堿液洗滌油污制品比冷堿液效果好，是由于加熱促進(jìn)了Na2CO3水解，使溶液堿性增強(qiáng)。講水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不會(huì)生成MgCO3 ，是因?yàn)镸gCO3微溶于水，受熱時(shí)水解生成更難溶的Mg(OH)2講小蘇打片可治療胃酸過(guò)多講磨口試劑瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等試劑。板書(shū)12、加熱蒸干鹽溶液析出固體講不水解、不分解的鹽的溶液加熱蒸干時(shí)，析出

36、鹽的晶體，如NaCl；但能水解，生成的酸不揮發(fā)，也能析出該鹽的晶體，如Al2(SO4)3 ；能水解，但水解后生成的酸有揮發(fā)性，則析出金屬氫氧化物，若蒸干后繼續(xù)加熱，則可分解為金屬氧化物，如AlCl3；若鹽在較低溫度下受熱能水解，則加熱蒸干其溶液時(shí)，鹽已分解，如 Ca(HCO3)2。板書(shū)13、判斷鹽對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱講例如，已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的相對(duì)強(qiáng)弱為HB>HA隨堂練習(xí)物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽，的溶液，其H依次為8，9，10，則，的酸性由強(qiáng)到弱的順序是（）。， ， ，板書(shū)14、制備納米材料講例如，用TiCl4制備TiO

37、2 ：TiCl4+(x+2) H2O (過(guò)量) TiO2·xH2O+4HCl 。制備時(shí)加入大量的水，同時(shí)加熱，促進(jìn)水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。類(lèi)似的方法也可用來(lái)制備SnO、SnO2、Sn2O3等。小結(jié)鹽類(lèi)水解的知識(shí)不僅在以上我們提到的配制某溶液或分離提純某些物質(zhì)方面用得到，它還有更廣泛的應(yīng)用，如在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中化肥能否混合施用的問(wèn)題，日常生活中用到的泡沫滅火器的原理等等，都與鹽類(lèi)水解有關(guān)。同學(xué)們?nèi)绻信d趣的話，可在課余時(shí)間到圖書(shū)館查閱一些相關(guān)資料，來(lái)進(jìn)一步了解鹽類(lèi)水解的應(yīng)用。教學(xué)回顧：課題：第三節(jié) 鹽類(lèi)的水解(三)專(zhuān)題：電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷授

38、課班級(jí)課 時(shí)教學(xué)目的知識(shí)與技能1、學(xué)會(huì)運(yùn)用鹽類(lèi)水解的知識(shí)和守恒的觀點(diǎn)解決離子濃度的問(wèn)題過(guò)程與方法1、培養(yǎng)學(xué)生運(yùn)用對(duì)比法和依據(jù)客觀事實(shí)解決問(wèn)題的邏輯思維能力情感態(tài)度價(jià)值觀1、引導(dǎo)學(xué)生樹(shù)立“透過(guò)現(xiàn)象，抓住本質(zhì)”的辯證唯物主義認(rèn)識(shí)觀點(diǎn)，培養(yǎng)學(xué)生善于觀察、勤于思考的科學(xué)態(tài)度重 點(diǎn)溶液中微粒濃度的大小比較難 點(diǎn)雙水解問(wèn)題知識(shí)結(jié)構(gòu)與板書(shū)設(shè)計(jì)一、電離平衡理論和水解平衡理論1.電離理論：2.水解理論：二、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負(fù)電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子的正電荷總數(shù)，2、物料守恒：就電解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化（反應(yīng)或電離）前某元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)

39、變化后溶液中所有含該元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量之和。3、質(zhì)子守恒：無(wú)論溶液中結(jié)合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說(shuō)結(jié)合的氫離子的量和失去氫離子的量相等。二、典型題溶質(zhì)單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(顯性離子) > C(一級(jí)電離離子) > C(二級(jí)電離離子) > C(水電離出的另一離子)2、弱堿溶液3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較-弱酸強(qiáng)堿型(1) 一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子) > C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另外一種離子)(2) 二元弱酸

40、鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)> C(水解離子)>C(顯性離子)>C(二級(jí)水解離子)>C(水電離出的另一離子)(3) 二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另一離子)>C(電離得到的酸根離子)三、典型題-兩種電解質(zhì)溶液相混合型的離子濃度的判斷1、強(qiáng)酸與弱堿混合2、強(qiáng)堿與弱酸混合：C(弱電解質(zhì)的離子)>C(強(qiáng)電解質(zhì)的離子)>C(顯性離子) > C (水電離出的另一離子)3、強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混合和強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)堿混合4、酸堿中和型 (

41、1) 恰好中和型(2) pH等于7型(3) 反應(yīng)過(guò)量型四、守恒問(wèn)題在電解質(zhì)溶液中的應(yīng)用1、兩種物質(zhì)混合不反應(yīng)：2、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)3、兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：（1） 酸與堿反應(yīng)型 （2）鹽與堿(酸)反應(yīng)型4、不同物質(zhì)同種離子濃度比較型教學(xué)過(guò)程引入電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷是近年高考的重要題型之一。解此類(lèi)型題的關(guān)鍵是掌握“兩平衡、兩原理”，即弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解平衡和電解質(zhì)溶液中的電荷守恒、物料守恒原理。首先，我們先來(lái)研究一下解決這類(lèi)問(wèn)題的理論基礎(chǔ)。板書(shū)一、電離平衡理論和水解平衡理論1.電離理論：講弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時(shí)注意考慮

42、水的電離的存在；多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主； 板書(shū)2.水解理論：投從鹽類(lèi)的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超過(guò)2）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3)c(H2CO3)或c(OH )  理清溶液中的平衡關(guān)系并分清主次：講弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子因水解而損耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) c(HCO3-)。弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子的水解是微量的（雙水解除外），因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類(lèi)水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或堿性溶液中的c(OH-)）總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃

43、度；一般來(lái)說(shuō)“誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)c(OH-)，水解呈堿性的溶液中c(OH-)c(H+)；多元弱酸的酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，主要以第一步水解為主。過(guò)守恒作為自然界的普遍規(guī)律，是人類(lèi)征服改造自然的過(guò)程中對(duì)客觀世界抽象概括的結(jié)果。在物質(zhì)變化的過(guò)程中守恒關(guān)系是最基本也是本質(zhì)的關(guān)系之一，化學(xué)的學(xué)習(xí)若能建構(gòu)守恒思想，善于抓住物質(zhì)變化時(shí)某一特定量的固定不變，可對(duì)化學(xué)問(wèn)題做到微觀分析，宏觀把握，達(dá)到簡(jiǎn)化解題步驟，既快又準(zhǔn)地解決化學(xué)問(wèn)題之效。守恒在化學(xué)中的涉及面寬，應(yīng)用范圍極廣，熟練地應(yīng)用守恒思想無(wú)疑是解決處理化學(xué)問(wèn)題的重要方法工具。守恒思想是一種重要的化學(xué)思想，其實(shí)質(zhì)

44、就是抓住物質(zhì)變化中的某一個(gè)特定恒量進(jìn)行分析，不探究某些細(xì)枝末節(jié)，不考慮途徑變化，只考慮反應(yīng)體系中某些組分相互作用前后某種物理量或化學(xué)量的始態(tài)和終態(tài)。利用守恒思想解題可以達(dá)到化繁為簡(jiǎn)，化難為易，加快解題速度，提高解題能力，對(duì)溶液中離子濃度大小進(jìn)行比較可以用守恒法。有關(guān)溶液中離子濃度大小比較的問(wèn)題是中學(xué)化學(xué)中常見(jiàn)問(wèn)題。這類(lèi)題目知識(shí)容量大、綜合性強(qiáng)，涉及到的知識(shí)點(diǎn)有：弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類(lèi)的水解、電解質(zhì)之間的反應(yīng)等，既是教學(xué)的重點(diǎn)，也是高考的重點(diǎn)。如何用簡(jiǎn)捷的方法準(zhǔn)確尋找這類(lèi)問(wèn)題的答案呢？在電解質(zhì)溶液中常存在多個(gè)平衡關(guān)系，應(yīng)抓住主要矛盾（起主要作用的平衡關(guān)系），利用三種守恒關(guān)系電荷守恒（溶液電中性

45、）、物料守恒（元素守恒）、質(zhì)子守恒（水的電離守恒）。除此之外還有如 質(zhì)量守恒、元素守恒、電子守恒、能量守恒等這里只討論電解質(zhì)溶液中的守恒問(wèn)題。板書(shū)二、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負(fù)電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子的正電荷總數(shù)，講電荷守恒的重要應(yīng)用是依據(jù)電荷守恒列出等式，比較或計(jì)算離子的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度。如（1）在只含有A、M、H、OH四種離子的溶液中c(A+)+c(H)=c(M-)+c(OH),若c(H)c(OH)，則必然有c(A+)c(M-)。投影例如，在NaHCO3溶液中，有如下關(guān)系：C(Na)+c(H)=c(HCO3)+c(OH)+2c(CO32)注意書(shū)寫(xiě)

46、電荷守恒式必須準(zhǔn)確的判斷溶液中離子的種類(lèi)；弄清離子濃度和電荷濃度的關(guān)系。板書(shū)2、物料守恒：就電解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化（反應(yīng)或電離）前某元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)變化后溶液中所有含該元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量之和。講實(shí)質(zhì)上，物料守恒屬于原子個(gè)數(shù)守恒和質(zhì)量守恒。講在Na2S溶液中存在著S2的水解、HS的電離和水解、水的電離，粒子間有如下關(guān)系投影c(S2)+c(HS)+c(H2S)=1/2c(Na) ( Na,S2守恒)C(HS)+2c(S2)+c(H)=c(OH) (H、O原子守恒)講在NaHS溶液中存在著HS的水解和電離及水的電離。HSH2OH2SOHHSHS

47、2H2OHOH投影從物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS)+C(S2)+c(H2S)=c(Na)；從電荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS)+2(S2)+c(OH)=c(Na)+c(H)；將以上兩式相加，有：c(S2)+c(OH)=c(H2S)+c(H)講得出的式子被稱(chēng)為質(zhì)子守恒板書(shū)3、質(zhì)子守恒：無(wú)論溶液中結(jié)合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說(shuō)結(jié)合的氫離子的量和失去氫離子的量相等。過(guò)現(xiàn)將此類(lèi)題的解題方法作如下總結(jié)。板書(shū)二、典型題溶質(zhì)單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷講解此類(lèi)題的關(guān)鍵是緊抓弱酸的電離平衡點(diǎn)擊試題0.1mol/L 的H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小

48、的排列順序是_解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2SH+HS；HSH+S2。已知多元弱酸的電離以第一步為主，第二步電離較第一步弱得多，但兩步電離都產(chǎn)生H，因此答案應(yīng)為：c(H)>c(HS)>c(S2)>c(OH)板書(shū)弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(顯性離子) > C(一級(jí)電離離子) > C(二級(jí)電離離子) > C(水電離出的另一離子) 過(guò)同樣的思考方式可以解決弱堿溶液的問(wèn)題板書(shū)2、弱堿溶液點(diǎn)擊試題室溫下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是A. c(OH-)c(H+) B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/

49、LC.c(NH4+)c(NH3·H2O)c(OH-)c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)過(guò)下面我們以弱酸強(qiáng)堿鹽為例，來(lái)介紹一下能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較的解題方法板書(shū)3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較-弱酸強(qiáng)堿型講解此類(lèi)題型的關(guān)鍵是抓住鹽溶液中水解的離子點(diǎn)擊試題在CH3COONa 溶液中各離子的濃度由大到小排列順序正確的是( )A.c(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H)B.c(CH3COO)>c(Na)>c(OH)>c(H)C.c(Na)>c(CH3COO)>c(H)>c(OH)D

50、.c(Na)>c(OH)>c(CH3COO)>c(H)解析：在CH3COONa溶液中： CH3COONaNa+CH3COO ，CH3COO+H2O CH3COOH+OH ；而使c(CH3COO)降低且溶液呈現(xiàn)堿性，則c(Na)>c(CH3COO)，c(OH)>c(H)，又因一般鹽的水解程度較小，則c(CH3COO)>c(OH),因此A選項(xiàng)正確。板書(shū)一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子) > C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另外一種離子)點(diǎn)擊試題在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是_解析：在Na2

51、CO3溶液中，Na2CO3=2Na+CO32 ，CO32+H2OHCO3+OH ，HCO3+H2OH2CO3+OH 。CO32水解使溶液呈現(xiàn)堿性，則C(OH)>C(H)，由于CO32少部分水解，則C(CO32)>C(HCO3)，HCO3又發(fā)生第二步水解，則C(OH)>C(HCO3)，第二步水解較第一步水解弱得多，則C(HCO3)與C(OH)相關(guān)不大，但C(H)比C(OH)小得多，因此C(HCO3) > C(H)。此題的答案為：C(H)<C(HCO3)<C(OH)<C(CO32)<C(Na)板書(shū)二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)

52、> C(水解離子)>C(顯性離子)>C(二級(jí)水解離子)>C(水電離出的另一離子)隨堂練習(xí)在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是A c(Na+) =2c(HS) +2c(S2) +c(H2S) B Bc(Na+) +c(H+)=c(OH)+c(HS)+2c(S2)Cc(Na+)c(S2)c(OH)c(HS) Dc(OH)=c(HS)+c(H+)+c(H2S)點(diǎn)擊試題判斷0.1mol/L 的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系解析：因NaHCO3=Na+HCO3，HCO3+H2OH2CO3+OH，HCO3 H+CO32 。HCO3的水解程度大于電離程度，因此溶液呈堿性，且C(O

53、H) > C(CO32)。由于少部分水解和電離，則C(Na)>C(HCO3)>C(OH)>C(H) > C(CO32)。板書(shū)二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另一離子)>C(電離得到的酸根離子)隨堂練習(xí)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確的是（CD）Ac(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) Bc(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LCc(C2O42-)c(H2C2O4