化學選修四33鹽類的水解人教版選修4

1、化學：3.3鹽類的水解教案（人教版選修4）課題：第三節(jié) 鹽類的水解(一)授課班級課 時3教學目的知識與技能1、理解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解2、理解鹽類水解的實質3、能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會書寫鹽類水解的離子方程式過程與方法1、培養(yǎng)學生分析問題的能力，使學生會透過現(xiàn)象看本質。2、通過比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解的規(guī)律，再揭示鹽類水解的本質3、由實驗中各種鹽溶液的pH的不同分析其原因，進而找出影響鹽類水解的因素及應用。情感態(tài)度價值觀培養(yǎng)學生的實驗技能，對學生進行科學態(tài)度和科學方法的教育重 點鹽類水解的概念和規(guī)律難 點鹽類水解方程式的書寫知識結構與板書設計第三節(jié) 鹽

2、類的水解一、探究鹽溶液的酸堿性強堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強酸強堿鹽的水溶液，呈中性二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1、鹽類水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的過程中。2、鹽類水解的實質：是酸堿中和反應的逆反應中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進了水的電離4、鹽類水解的類型及規(guī)律：(1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。(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強弱。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、鹽類水解離子方程式的書寫(1) 寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。(2) 注意的問題：水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成相應的離子。水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標“”、“” 符號。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸鹽的水解是分步進行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步，(3) 雙水解方程式的書

4、寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進水解，我們稱之為雙水解。教學過程教學步驟、內容教學方法、手段、師生活動科學探究1、選擇合適的方法測試下表所列鹽溶液（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弱，將下表中鹽按強酸強堿鹽、強酸弱酸鹽、強堿弱酸鹽分類鹽溶液NaCl Na2CO3NaHCO3NH4Cl酸堿性中性堿性堿性酸性鹽類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽鹽溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性中性堿性酸性鹽類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽3、分析上述實驗結果，歸納其與鹽的類型間的關系，并從電離平衡的角度尋找原因鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽溶液的

5、酸堿性中性酸性堿性引入我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來源于水的電離，而水本身是中性的，為什么加入某些鹽就會顯酸性或堿性，而加入另一些鹽仍呈中性呢？這節(jié)課我們就來研究這個問題。板書 第三節(jié) 鹽類的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性問由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系？ 板書 強堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強酸強堿鹽的水溶液，呈中性過渡下面我們分別研究不同類型的鹽溶液酸堿性不同的原因。思考與交流根據(jù)下表，對三類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有無弱電解質生成無有有相關化學方程式H2OH+OH-NaCl Na+ + Cl-H2OH+OH-NH4+ OH- NH3·H2OH2OH+OH-CH3COO- + H+ CH3COOH講請同學們討論一下第一個問題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質，他們溶于水完全

7、電離成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中H+=OH-，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即H+<OH-,氯化銨溶液顯酸性，即H+>OH-板書二、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。（因為CH3COONa是強電解質。）投影CH3COONa CH3COO- + Na+問把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，反應物和生成物同時共存，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講這說明CH3COONa溶于水后，反應有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述化學方程式改寫成離子方程式。投影CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-講隨著CH3COONa的加入，對水的電離有什么影響呢？促進了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應的實質是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸的過程。投影1、弱酸強堿鹽，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，就是我們以前就學過的，可逆反應是不能進行徹底的。由上可知，強堿弱酸鹽水解使溶液顯堿性，強酸弱堿鹽水解使溶液顯酸性。但強酸強堿鹽會發(fā)生水解嗎？不會！講說得好！是不會。因為強酸強堿

10、鹽所電離出來的離子都不會和水電離出來的H+或OH-發(fā)生反應，比如NaCl，電離出來的Na+和Cl-都不會與水電離出來的H+或OH-反應。那么，弱酸弱堿鹽又是什么情況呢？投影3、強酸強堿鹽：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有和聯(lián)系？板書1、鹽類水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的過程中。講在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+ 或 OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。在溶液中由鹽電

11、離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。板書2、鹽類水解的實質：是酸堿中和反應的逆反應中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水講通常鹽類水解程度是很小的，且反應前后均有弱電解質存在，所以是可逆反應，不過有些鹽能夠徹底水解，不存在平衡問題，因此不是可逆反應，這是我們以后會詳細介紹的雙水解。問鹽類水解過程中，水的電離程度有何變化？ 增大講可見鹽類水解的實質是破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動的過程。板書3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進了水的電離講鹽的水解可看作酸堿中和反應的逆

12、反應，為吸熱過程。講CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強堿NaOH生成的鹽，這種鹽叫做強堿弱酸鹽。板書4、鹽類水解的類型及規(guī)律講由強堿和弱酸反應生成的鹽，稱為強堿弱酸鹽，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，弱酸根的鹽，常會發(fā)生水解。NH4Cl可以看作是強酸HCl和弱堿NH3·H2O反應生成的鹽，我們把這種鹽叫做強酸弱堿鹽。類似這樣的鹽還有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的H+ 或 OH-結合生成弱電解質，所以強堿強酸鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其

13、溶液顯中性。強酸強堿鹽、難溶于水的鹽不水解。對于弱酸弱堿鹽（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(1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。講強堿弱酸鹽水解顯堿性，強酸弱堿鹽水解顯酸性，強酸強堿鹽不水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成的酸、堿相對強弱決定。板書(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大講例如，已知物質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的相對強弱為HB>HA，這條規(guī)律可用于利用鹽的pH值判斷酸性的強弱。投影酸的強弱順序

14、：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 板書(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強弱。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，其溶液顯酸性問請大家根據(jù)我們剛才書寫水解方程式的方法，說說書寫時，要注意哪些問題？板書5、鹽類水解離子方程式的書寫講一般鹽類水解程度小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生水解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“

15、”和“”，也不把生成物寫成其分解產(chǎn)物的形式。講鹽類水解是可逆反應，是中和反應的可逆反應，而中和反應是趨于完成的反應，所以鹽的水解是微弱的，鹽類水解不寫=，而用“”板書(1) 寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H ，陰離子水解生成OH ；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。講多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，以第一步水解為主；而多元弱堿的陽離子水解的離子方程式較復雜，中學階段只要求一步寫到底即可。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(2) 注意的問題：水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成相應的離子。水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標“”、“” 符號。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸鹽的水解是分步進行的。如：CO32+ H2OHCO3 +OHHCO3 +H2O H2CO3 + OH多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步，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，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子在一起都發(fā)生水解，相互促進對方的水解，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 ，使兩個水解反應互相促進，使其水解反應互相促進，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(3) 雙水解方程式的書寫：弱酸弱堿鹽中

18、陰、陽離子相互促進水解，我們稱之為雙水解。講在書寫雙水解方程式時，我們也要注意總結一些規(guī)律。投影能相互促進水解的兩離子，如果其一含有氫元素，寫離子方程式時在反應物端不寫H2O ，如果促進水解的兩離子都不含氫元素，寫離子方程式時反應物端必須寫H2O ，有“=”和“”和“” 書寫能相互促進水解的兩離子的離子方程式時，按照電荷比較簡單。常見的能發(fā)生相互促進水解的離子有：Al3 與S2、HS、CO32、HCO3、AlO2；Fe3與AlO2 、CO32 、HCO3 ；NH4與AlO2、SiO32-等。小結各類鹽水解的比較。鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽CH3CO

19、ONa能弱酸陰離子促進水電離堿性強酸弱堿鹽NH4Cl能弱堿陽離子促進水電離酸性強堿強酸鹽NaCl不能無無中性隨堂練習 1、物質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)律小結水解造成的酸性沒有弱酸的酸性強，水解造成的堿性不如弱堿的堿性強；鹽所對應的酸越弱水解造成的堿性越強；鹽所對應的堿越弱，水解生成的酸的酸性越強2、下列反應不屬于水解反應生

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、全部教學回顧：課題：第三節(jié) 鹽類的水解(二)授課班級課 時教學目的知識與技能1、了解鹽類水解在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和日常生活的應用過程與方法1、培養(yǎng)學生分析問題的能力2、培養(yǎng)學生歸納思維能力和邏輯推理能力情感態(tài)度價值觀1、通過對鹽類水解規(guī)律的總結，體會自然萬物變化的豐富多彩重 點鹽類水解的影響因素難 點鹽類水解的應用知識結構與板書設計三、鹽類水解的影響因素1、內

21、因：鹽本身的性質2、外因：(1) 溫度：升溫促進水解(2) 濃度：稀釋促進水解(3) 外加酸堿3、不考慮水解的情況四、鹽類水解的應用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)時要考慮水解。3、配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解4、制備某些無水鹽時要考慮鹽的水解5、判斷離子能否大量共存時要考慮鹽的水解。6、化肥的合理施用，有時也要考慮鹽類的水解7、某些試劑的實驗室貯存要考慮鹽的水解8、用鹽作凈水劑時需考慮鹽類水解9、Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(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12、加熱蒸干鹽溶液析出固體13、判斷鹽對應酸的相對強弱14、制備納米材料教學過程回顧鹽類水解屬于離子反應，其實質是：在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離出來的H 或OH 結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。水解平衡就是一種化學平衡，鹽類水解的程度大小與物質的本性相關。因此，反應中形成的弱酸或弱堿電離程度越小，則鹽的水解程度越大。鹽類水解也是酸堿中和反應的逆過程。中和反應是放熱反應，因此水解反應是吸熱反應?？茖W探究探究目的：通過實驗探究促進或抑制FeCl3水解的條件，了解影響鹽類水解程度的因素。實驗過程：1、從反應物性質考慮，F(xiàn)eCl3是否容易發(fā)生水

23、解？水解生成物是什么？寫出其水解反應的化學方程式2、應用平衡移動原理，從反應條件考慮，影響FeCl3水解的因素可能有哪些？參照下表設計、寫出實驗步驟序號可能影響因素實驗操作現(xiàn)象解釋或結論1鹽的濃度2溶液的酸堿性33、歸納總結實驗結果，得出結論并與同學交流投影小結1、因FeCl3屬于強酸弱堿鹽，生成的Fe(OH)3是一種弱堿，并且難溶，所以FeCl3易水解。其水解反應的化學方程式：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；(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的方向依據(jù)有多種，一是平衡原理，二是可以通過溶液顏色深淺變化作判斷(如加熱時，溶液顏色明顯變深，表明平衡是向水解方向移動)；三是通過溶液酸度變化(如加入少量FeCl3晶體前后，測溶液PH的變化)；四是觀察有無紅褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3的水解程度趨向完全)3、通過實驗得出的主要結論有：（1）Fe3水解是一個可逆過程（2）水解平衡也是一個動態(tài)平衡（3）Fe3的水解屬于吸熱反應（4）改變平衡的條件（如溫度、濃度等），水解平衡就會發(fā)生移動（5）當加入的物質能與溶液中的離子結合成很難電離的

25、弱電解質，F(xiàn)e3的水解程度就可能趨向完全引入這節(jié)課我們就來系統(tǒng)研究水解的影響因素有哪些？板書三、鹽類水解的影響因素講當水解速率與中和反應速率相等時，處于水解平衡狀態(tài)。若改變條件，水解平衡就會發(fā)生移動，遵循勒沙特列原理。板書1、內因：鹽本身的性質講主要因素是鹽本身的性質，組成鹽的酸根對應的酸越弱（或陽離子對應的堿越弱），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2、外因：(1) 溫度：升溫促進水解(2) 濃度：稀釋促進水解(3) 外加酸堿講鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。稀釋鹽溶液，可促進水解，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，但

26、水解程度減小。外加酸堿能促進或抑制鹽的水解，例如，水解酸性的鹽溶液，若加入堿，就會中和溶液中的H，使平衡向水解方向移動而促進水解，若加酸則抑制水解。過那么，在什么情況下不需要考慮水解呢？板書3、不考慮水解的情況講不水解的兩種可溶性強酸強堿鹽溶液相混合，按復分解進行分析，如BaCl2Na2SO4BaSO42NaCl。水解反應不能相互促進的、可溶性強酸強堿鹽相混合，一般按復分解進行，如BaCl2Na2CO3BaCO32NaCl。若是具有氧化性的鹽和具有還原性的鹽溶液反應時，一般可發(fā)生氧化還原反應：2FeCl3Na2S2FeCl22NaClS過渡那么鹽類水解有什么應用呢？板書四、鹽類水解的應用講鹽類

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，必須考慮水解。板書1、分析判斷鹽溶液酸堿性（或PH范圍）要考慮水解講等體積、等物質的量濃度的氨水和鹽酸混合后，因為完全反應生成強酸弱堿鹽NH4Cl，所以PH7，溶液顯酸性隨堂練習1、有學生做如下實驗：將盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（0.1mol/L）的試管微熱時，觀察到該溶液的淺紅色加深；若冷卻至室溫時，則又變回原來的淺紅色。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：此題考查學生對鹽類水解規(guī)律的掌握和理解，硫酸氫鈉和氯化鈉都是強酸強堿鹽，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強弱可依“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合成的弱電解質，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，因為苯酚是比乙酸更弱的電解質，即苯酚鈉的水解程度大，其水溶液的堿性較強，也較大，正確選項為。板書2、比較鹽溶液離子濃度大小或離子數(shù)時要考慮水解。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為：c(CO32)>

29、c(OH)>c(HCO3)板書3、配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解講配制強酸弱堿溶液時，需滴幾滴相應的強酸，可使水解平衡向左移動，抑制弱堿陽離子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液時，因其陽離子發(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。講配制強堿弱酸鹽溶液時，需幾滴相應的強堿，可使水解平衡向左移動，抑制弱酸根離子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液時滴幾滴NaOH溶液。隨堂練習實驗室在配制硫酸鐵溶液時

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、促進硫酸鐵溶解 D、提高溶液的PH板書4、制備某些無水鹽時要考慮鹽的水解講例如將揮發(fā)性酸對應的鹽(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。以蒸干AlCl3溶液來說，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干過程中，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，故最終加熱到質量不再變化時，固體產(chǎn)物是Al2O3。又如，有些鹽(如Al 2S3)會發(fā)生雙水解(

31、能進行幾乎徹底的水解)，無法在溶液中制取，只能由單質直接反應制取。隨堂練習把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（用化學方程式表示，并配以必要的文字說明）板書5、判斷離子能否大量共存時要考慮鹽的水解。講弱堿陽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，但不是因為發(fā)生雙水解，而是因為發(fā)生氧化還原反應板書6、化肥的合理施用，有時也要考慮鹽類的水解講銨態(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，使氮元素損失，造成氮肥肥效降低；講過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，兩者混合時生成了難溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2 或CaHPO4 ，不能被作物吸收。 講長期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4的水解而使土壤的酸性增強：NH4+H2O NH3·H2OH隨堂練習為了同時對某農(nóng)作物施用分別含有N、P、K三種元素的化肥，對于給定的化肥：K2CO3 KCl Ca(H2PO4)2 (NH4)2SO4 氨水

33、，最適合的組合是( ) A、 B、 C、 D、板書7、某些試劑的實驗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反應生成硅酸鹽，使試劑瓶頸與瓶塞粘結，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8、用鹽作凈水劑時需考慮鹽類水解講例如，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，能吸附水中懸浮雜質生成沉淀而起到凈水作用。板書9、Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(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，有關離子方程式為NH4+H2ONH3·H2OH，Mg2HMg2H2Mg與FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反應板書10、某些鹽的分離除雜要考慮鹽類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：MgO2HMg2H2O，使水解平衡Fe33H2O Fe(OH)3 +3H 不斷向右移動，F(xiàn)e3會生成Fe(OH)3沉淀而被除去。隨堂練習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，過濾后再加入適量鹽酸。這種物質是（）A、氧化鎂B、氫氧

35、化鈉C、碳酸鈉D、碳酸鎂板書11、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識講泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2（SO4）3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應，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，是由于加熱促進了Na2CO3水解，使溶液堿性增強。講水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不會生成MgCO3 ，是因為MgCO3微溶于水，受熱時水解生成更難溶的Mg(OH)2講小蘇打片可治療胃酸過多講磨口試劑瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等試劑。板書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，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，鹽已分解，如 Ca(HCO3)2。板書13、判斷鹽對應酸的相對強弱講例如，已知物質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的相對強弱為HB>HA隨堂練習物質的量濃度相同的三種鹽，的溶液，其H依次為8，9，10，則，的酸性由強到弱的順序是（）。， ， ，板書14、制備納米材料講例如，用TiCl4制備TiO

37、2 ：TiCl4+(x+2) H2O (過量) TiO2·xH2O+4HCl 。制備時加入大量的水，同時加熱，促進水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。類似的方法也可用來制備SnO、SnO2、Sn2O3等。小結鹽類水解的知識不僅在以上我們提到的配制某溶液或分離提純某些物質方面用得到，它還有更廣泛的應用，如在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中化肥能否混合施用的問題，日常生活中用到的泡沫滅火器的原理等等，都與鹽類水解有關。同學們如果有興趣的話，可在課余時間到圖書館查閱一些相關資料，來進一步了解鹽類水解的應用。教學回顧：課題：第三節(jié) 鹽類的水解(三)專題：電解質溶液中有關離子濃度的判斷授

38、課班級課 時教學目的知識與技能1、學會運用鹽類水解的知識和守恒的觀點解決離子濃度的問題過程與方法1、培養(yǎng)學生運用對比法和依據(jù)客觀事實解決問題的邏輯思維能力情感態(tài)度價值觀1、引導學生樹立“透過現(xiàn)象，抓住本質”的辯證唯物主義認識觀點，培養(yǎng)學生善于觀察、勤于思考的科學態(tài)度重 點溶液中微粒濃度的大小比較難 點雙水解問題知識結構與板書設計一、電離平衡理論和水解平衡理論1.電離理論：2.水解理論：二、電解質溶液中的守恒關系1、電荷守恒：電解質溶液中的陰離子的負電荷總數(shù)等于陽離子的正電荷總數(shù)，2、物料守恒：就電解質溶液而言，物料守恒是指電解質發(fā)生變化（反應或電離）前某元素的原子（或離子）的物質的量等于電解質

39、變化后溶液中所有含該元素的原子（或離子）的物質的量之和。3、質子守恒：無論溶液中結合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說結合的氫離子的量和失去氫離子的量相等。二、典型題溶質單一型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系是：C(顯性離子) > C(一級電離離子) > C(二級電離離子) > 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-弱酸強堿型(1) 一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關系是：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系是：C(不水解離子)> C(水解離子)>C(顯性離子)>C(二級水解離子)>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-兩種電解質溶液相混合型的離子濃度的判斷1、強酸與弱堿混合2、強堿與弱酸混合：C(弱電解質的離子)>C(強電解質的離子)>C(顯性離子) > C (水電離出的另一離子)3、強堿弱酸鹽與強酸混合和強酸弱堿鹽與強堿混合4、酸堿中和型 (

41、1) 恰好中和型(2) pH等于7型(3) 反應過量型四、守恒問題在電解質溶液中的應用1、兩種物質混合不反應：2、兩種物質恰好完全反應3、兩種物質反應，其中一種有剩余：（1） 酸與堿反應型 （2）鹽與堿(酸)反應型4、不同物質同種離子濃度比較型教學過程引入電解質溶液中有關離子濃度的判斷是近年高考的重要題型之一。解此類型題的關鍵是掌握“兩平衡、兩原理”，即弱電解質的電離平衡、鹽的水解平衡和電解質溶液中的電荷守恒、物料守恒原理。首先，我們先來研究一下解決這類問題的理論基礎。板書一、電離平衡理論和水解平衡理論1.電離理論：講弱電解質的電離是微弱的，電離消耗的電解質及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮

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2.水解理論：投從鹽類的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超過2）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3)c(H2CO3)或c(OH )  理清溶液中的平衡關系并分清主次：講弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；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及產(chǎn)生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在，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)生的弱電解質的濃

43、度；一般來說“誰弱誰水解，誰強顯誰性”，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行的，主要以第一步水解為主。過守恒作為自然界的普遍規(guī)律，是人類征服改造自然的過程中對客觀世界抽象概括的結果。在物質變化的過程中守恒關系是最基本也是本質的關系之一，化學的學習若能建構守恒思想，善于抓住物質變化時某一特定量的固定不變，可對化學問題做到微觀分析，宏觀把握，達到簡化解題步驟，既快又準地解決化學問題之效。守恒在化學中的涉及面寬，應用范圍極廣，熟練地應用守恒思想無疑是解決處理化學問題的重要方法工具。守恒思想是一種重要的化學思想，其實質

44、就是抓住物質變化中的某一個特定恒量進行分析，不探究某些細枝末節(jié)，不考慮途徑變化，只考慮反應體系中某些組分相互作用前后某種物理量或化學量的始態(tài)和終態(tài)。利用守恒思想解題可以達到化繁為簡，化難為易，加快解題速度，提高解題能力，對溶液中離子濃度大小進行比較可以用守恒法。有關溶液中離子濃度大小比較的問題是中學化學中常見問題。這類題目知識容量大、綜合性強，涉及到的知識點有：弱電解質的電離平衡、鹽類的水解、電解質之間的反應等，既是教學的重點，也是高考的重點。如何用簡捷的方法準確尋找這類問題的答案呢？在電解質溶液中常存在多個平衡關系，應抓住主要矛盾（起主要作用的平衡關系），利用三種守恒關系電荷守恒（溶液電中性

45、）、物料守恒（元素守恒）、質子守恒（水的電離守恒）。除此之外還有如 質量守恒、元素守恒、電子守恒、能量守恒等這里只討論電解質溶液中的守恒問題。板書二、電解質溶液中的守恒關系1、電荷守恒：電解質溶液中的陰離子的負電荷總數(shù)等于陽離子的正電荷總數(shù)，講電荷守恒的重要應用是依據(jù)電荷守恒列出等式，比較或計算離子的物質的量或物質的量濃度。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，有如下關系：C(Na)+c(H)=c(HCO3)+c(OH)+2c(CO32)注意書寫

46、電荷守恒式必須準確的判斷溶液中離子的種類；弄清離子濃度和電荷濃度的關系。板書2、物料守恒：就電解質溶液而言，物料守恒是指電解質發(fā)生變化（反應或電離）前某元素的原子（或離子）的物質的量等于電解質變化后溶液中所有含該元素的原子（或離子）的物質的量之和。講實質上，物料守恒屬于原子個數(shù)守恒和質量守恒。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)講得出的式子被稱為質子守恒板書3、質子守恒：無論溶液中結合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說結合的氫離子的量和失去氫離子的量相等。過現(xiàn)將此類題的解題方法作如下總結。板書二、典型題溶質單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷講解此類題的關鍵是緊抓弱酸的電離平衡點擊試題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，因此答案應為：c(H)>c(HS)>c(S2)>c(OH)板書弱酸溶液中離子濃度大小的一般關系是：C(顯性離子) > C(一級電離離子) > C(二級電離離子) > C(水電離出的另一離子) 過同樣的思考方式可以解決弱堿溶液的問題板書2、弱堿溶液點擊試題室溫下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列關系式中不正確的是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+)過下面我們以弱酸強堿鹽為例，來介紹一下能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較的解題方法板書3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較-弱酸強堿型講解此類題型的關鍵是抓住鹽溶液中水解的離子點擊試題在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選項正確。板書一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關系是：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)板書二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關系是：C(不水解離子)

52、> C(水解離子)>C(顯性離子)>C(二級水解離子)>C(水電離出的另一離子)隨堂練習在Na2S溶液中下列關系不正確的是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)點擊試題判斷0.1mol/L 的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關系解析：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)。板書二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關系是：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