人教版选修4 第三章 第三节 盐类的水解 教案
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| 名称 | 人教版选修4 第三章 第三节 盐类的水解 教案 |  | |
| 格式 | rar | ||
| 文件大小 | 61.3KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2009-08-03 15:02:00 | ||
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文档简介
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教 案
课题：第三节 盐类的水解(一) 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解2、理解盐类水解的实质3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式
过程与方法 1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。
情感态度价值观 培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育
重 点 盐类水解的概念和规律
难 点 盐类水解方程式的书写
知识结构与板书设计 第三节 盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 强酸强碱盐的水溶液，呈中性二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 酸 + 碱 盐 + 水3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律：(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性5、盐类水解离子方程式的书写(1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H+，阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。(2) 注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［科学探究］1、选择合适的方法测试下表所列盐溶液（可酌情替换、增加）的酸碱性2、根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类盐溶液NaCl Na2CO3NaHCO3NH4Cl酸碱性中性碱性碱性酸性盐类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐盐溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸碱性中性碱性酸性盐类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐3、分析上述实验结果，归纳其与盐的类型间的关系，并从电离平衡的角度寻找原因盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐溶液的酸碱性中性酸性碱性[引入]我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。[板书] 第三节 盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性[问]由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？ [板书] 强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 强酸强碱盐的水溶液，呈中性[过渡]下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。［思考与交流］根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液C（H＋）和C（OH－）相对大小 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有无弱电解质生成无有有相关化学方程式H2OH+＋OH-NaCl ＝Na+ + Cl-H2OH+＋OH-NH4++ OH- NH3·H2OH2OH+＋OH-CH3COO- + H+ CH3COOH［讲］请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性，即[H+]>[OH-]［板书］二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因［讲］CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。）［投影］CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴［问］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？［投影］ H2O H+ + OH-………⑵［讲］我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。［投影］CH3COO- + H+ CH3COOH………⑶［讲］把⑴⑵⑶式联立，可得到［投影］水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH［讲］这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。把上述化学方程式改写成离子方程式。［投影］CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-［讲］随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。［投影］1、弱酸强碱盐，水解显碱性CH3COONa = CH3COO + Na+ + H2O H+ + OH ? ? CH3COOH CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO + H2OCH3COOH + OH ［思考与交流］NH4Cl溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？［投影］2、强酸弱碱盐水解NH4Cl = NH4+ + Cl + H2O OH + H+ NH3·H2O NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl NH4+ + H2O NH3·H2O + H+［讲］大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。由上可知，强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！［讲］说得好！是不会。因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H+或OH-发生反应，比如NaCl，电离出来的Na+和Cl-都不会与水电离出来的H+或OH-反应。那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？［投影］3、强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。［讲］根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？［板书］1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。［讲］在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。［板书］2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 酸 + 碱 盐 + 水［讲］通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。［问］盐类水解过程中，水的电离程度有何变化？ 增大［讲］可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。［板书］3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离［讲］盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。［讲］CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和强碱NaOH生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。［板书］4、盐类水解的类型及规律［讲］由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，弱酸根的盐，常会发生水解。NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。［板书］(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。［讲］强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性。弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定。［板书］(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大［讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。［投影］酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 ［板书］(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性［问］请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？［板书］5、盐类水解离子方程式的书写［讲］一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。［讲］盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微弱的，盐类水解不写==，而用“”［板书］(1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋ ，阴离子水解生成OH― ；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。［讲］多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体，［投影］以CO32― 为例，的水解的离子方程式：CO32― +H2O HCO3― +OH― (主要)HCO3― +H2O H2CO3 +OH― (次要)Al3＋ 水解的离子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3 +3H＋ ［板书］(2) 注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。如：CO32 + H2OHCO3 +OH HCO3 +H2O H2CO3 + OH 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如： Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+［讲］多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。［讲］些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。例如，将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。这是由于混合前Al2(SO4)3溶液显酸性，Al3＋+3H2O Al(OH)3 +3H＋ ，NaHCO3溶液显酸性：HCO3―+H2O H2CO3 +OH― ，混合后由于H＋+OH― == H2O ，使两个水解反应互相促进，使其水解反应互相促进，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，Al3＋+3HCO3― ==Al(OH)3↓ +3CO2 ↑［板书］(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。［讲］在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。［投影］能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O ，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O ，有“==”和“↑”和“↓” 书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋ 与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2― 、CO32― 、HCO3― ；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。［小结］各类盐水解的比较。盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa能弱酸阴离子促进水电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl能弱碱阳离子促进水电离酸性强碱强酸盐NaCl不能无无中性［随堂练习］ 1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是( C ) A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 ［规律小结］水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强2、下列反应不属于水解反应生成或水解方程式不正确的是(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
教学回顾：
教 案
课题：第三节 盐类的水解(二) 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用
过程与方法 1、培养学生分析问题的能力2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力
情感态度价值观 1、通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩
重 点 盐类水解的影响因素
难 点 盐类水解的应用
知识结构与板书设计 三、盐类水解的影响因素1、内因：盐本身的性质2、外因：(1) 温度：升温促进水解(2) 浓度：稀释促进水解(3) 外加酸碱3、不考虑水解的情况四、盐类水解的应用1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2 10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识12、加热蒸干盐溶液析出固体13、判断盐对应酸的相对强弱14、制备纳米材料
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［回顾］盐类水解属于离子反应，其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H＋ 或OH― 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。水解平衡就是一种化学平衡，盐类水解的程度大小与物质的本性相关。因此，反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。盐类水解也是酸碱中和反应的逆过程。中和反应是放热反应，因此水解反应是吸热反应。［科学探究］探究目的：通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。实验过程：1、从反应物性质考虑，FeCl3是否容易发生水解？水解生成物是什么？写出其水解反应的化学方程式2、应用平衡移动原理，从反应条件考虑，影响FeCl3水解的因素可能有哪些？参照下表设计、写出实验步骤序号可能影响因素实验操作现象解释或结论1盐的浓度2溶液的酸碱性33、归纳总结实验结果，得出结论并与同学交流［投影小结］1、因FeCl3属于强酸弱碱盐，生成的Fe(OH)3是一种弱碱，并且难溶，所以FeCl3易水解。其水解反应的化学方程式：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 2、影响FeCl3水解的因素有：(1) 加入少量FeCl3晶体，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀释；(3) 加入少量盐酸，增大C(H＋)； (4) 加入少量NaF 晶体，降低C(Fe3＋ )；(5) 加入少量NaHCO3，降低C(H＋)；(6) 升高温度 判断上述水解平衡移动的方向依据有多种，一是平衡原理，二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时，溶液颜色明显变深，表明平衡是向水解方向移动)；三是通过溶液酸度变化(如加入少量FeCl3晶体前后，测溶液PH的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趋向完全)3、通过实验得出的主要结论有：（1）Fe3＋水解是一个可逆过程（2）水解平衡也是一个动态平衡（3）Fe3＋的水解属于吸热反应（4）改变平衡的条件（如温度、浓度等），水解平衡就会发生移动（5）当加入的物质能与溶液中的离子结合成很难电离的弱电解质，Fe3＋的水解程度就可能趋向完全［引入］这节课我们就来系统研究水解的影响因素有哪些？［板书］三、盐类水解的影响因素［讲］当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。［板书］1、内因：盐本身的性质［讲］主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响［板书］2、外因：(1) 温度：升温促进水解(2) 浓度：稀释促进水解(3) 外加酸碱［讲］盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。［过］那么，在什么情况下不需要考虑水解呢？［板书］3、不考虑水解的情况［讲］不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3＋Na2S＝＝2FeCl2 ＋2NaCl＋S［过］那么盐类水解有什么应用呢？［板书］四、盐类水解的应用［讲］盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。［板书］1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解［讲］等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以PH＜7，溶液显酸性［随堂练习］1、有学生做如下实验：将盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（0.1mol/L）的试管微热时，观察到该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时，则又变回原来的浅红色。发生该现象的主要原因是＿＿＿＿＿2、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ，②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小排列正确的是（??）。
??Ａ．①＞④＞③＞② ??Ｂ．①＞②＞③＞④
??Ｃ．④＞③＞①＞② ??Ｄ．④＞①＞③＞②
解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解，硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。
［板书］2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。［讲］例如在磷酸钠晶体中，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，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32―)>c(OH―)>c(HCO3―)［板书］3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解［讲］配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3＋ +3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。［讲］配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。［随堂练习］实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（ ） A、防止硫酸铁分解 B、抑制硫酸铁水解 C、促进硫酸铁溶解 D、提高溶液的PH［板书］4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解［讲］例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3 加热分解：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al 2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。［随堂练习］把AlCl3溶液蒸干后再灼烧，最后得到的主要固体产物是＿＿＿＿，其理由是（用化学方程式表示，并配以必要的文字说明）＿＿＿＿＿＿［板书］5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。［讲］弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3＋与CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等；Fe3＋ 与CO32―、HCO3―、AlO2―等；NH4＋与SiO32― 、AlO2―等。这里还需要我们注意的是Fe3＋与S2―、HS―也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应［板书］6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解［讲］铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3 水解呈碱性；CO32―+H2O HCO3―+OH―，铵态氮肥中NH4＋遇OH―逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；［讲］过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2 或CaHPO4 ，不能被作物吸收。 ［讲］长期施用 (NH4)2SO4的土壤因NH4＋的水解而使土壤的酸性增强：NH4＋+H2O NH3·H2O＋H＋ ［随堂练习］为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥，对于给定的化肥：①K2CO3 ②KCl ③Ca(H2PO4)2 ④(NH4)2SO4 ⑤氨水，最适合的组合是( ) A、①③④ B、②③④ C、①③⑤ D、②③⑤［板书］7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解［讲］例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32―、HCO3―水解，使溶液呈碱性，OH―与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。［板书］8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解［讲］例如，明矾KAl(SO4)2 ·12H2O净水原理：Al3＋+3H2O Al(OH)3 (胶体)+3H＋ ，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。［板书］9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2 ［讲］将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4＋+H2O NH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2 Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应［板书］10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解［讲］例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3＋水解产生H＋反应：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 不断向右移动，Fe3＋会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。［随堂练习］为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+ ，可在加热搅拌的条件下加入一种物质，过滤后再加入适量盐酸。这种物质是（ ）A、氧化镁 B、氢氧化钠 C、碳酸钠 D、碳酸镁［板书］11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识［讲］泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2（SO4）3 和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3＋＋3HCO3―＝＝Al(OH)3＋3CO2 ［讲］日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。［讲］水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3 ，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2 ［讲］小苏打片可治疗胃酸过多［讲］磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。［板书］12、加热蒸干盐溶液析出固体［讲］不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3 ；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如 Ca(HCO3)2。［板书］13、判断盐对应酸的相对强弱［讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA［随堂练习］物质的量浓度相同的三种盐ＮａＸ，ＮａＹ，ＮａＺ的溶液，其ｐH依次为8，9，10，则ＨＸ，ＨＹ，ＨＺ的酸性由强到弱的顺序是（?）。
??Ａ．ＨＸ，ＨＺ，ＨＹ ??Ｂ．ＨＺ，ＨＹ，ＨＸ
??Ｃ．ＨＸ，ＨＹ，ＨＺ ??Ｄ．ＨＹ，ＨＺ，ＨＸ
［板书］14、制备纳米材料［讲］例如，用TiCl4制备TiO2 ：TiCl4+(x+2) H2O (过量) TiO2·xH2O↓+4HCl 。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。［小结］盐类水解的知识不仅在以上我们提到的配制某溶液或分离提纯某些物质方面用得到，它还有更广泛的应用，如在农业生产中化肥能否混合施用的问题，日常生活中用到的泡沫灭火器的原理等等，都与盐类水解有关。同学们如果有兴趣的话，可在课余时间到图书馆查阅一些相关资料，来进一步了解盐类水解的应用。
教学回顾：
教 案
课题：第三节 盐类的水解(三)专题：电解质溶液中有关离子浓度的判断 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题
过程与方法 1、培养学生运用对比法和依据客观事实解决问题的逻辑思维能力
情感态度价值观 1、引导学生树立“透过现象，抓住本质”的辩证唯物主义认识观点，培养学生善于观察、勤于思考的科学态度
重 点 溶液中微粒浓度的大小比较
难 点 双水解问题
知识结构与板书设计 一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：2.水解理论：二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)2、弱碱溶液3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型(1) 一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)(2) 二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)> C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)(3) 二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断1、强酸与弱碱混合2、强碱与弱酸混合：C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子)3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合4、酸碱中和型 (1) 恰好中和型(2) pH等于7型(3) 反应过量型四、守恒问题在电解质溶液中的应用1、两种物质混合不反应：2、两种物质恰好完全反应3、两种物质反应，其中一种有剩余：酸与碱反应型 （2）盐与碱(酸)反应型4、不同物质同种离子浓度比较型
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。［板书］一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：［讲］⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； ［板书］2.水解理论：［投］从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=溶液 )中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：［讲］⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO3-)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。［过］守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=溶液 )中离子浓度 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=离子浓度 )大小 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=大小 )进行比较 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=比较 )可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=常见 )问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=弱电解质 )的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=关系 )，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如 质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。［板书］二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，［讲］电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。［投影］例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)［注意］书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。［板书］2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。［讲］实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。［讲］在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系［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)［讲］在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。HS―＋H2OH2S＋OH― HS―H＋＋S2― H2OH＋＋OH― ［投影］从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)［讲］得出的式子被称为质子守恒［板书］3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。［过］现将此类题的解题方法作如下总结。［板书］二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断［讲］解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡［点击试题］0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2SH＋+HS―；HS―H＋+S2― 。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)［板书］弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) ［过］同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题［板书］2、弱碱溶液［点击试题］室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是A. c(OH-)＞c(H+) B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)［过］下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较的解题方法［板书］3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型［讲］解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子［点击试题］在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)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―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。［板书］一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32― ，CO32―+H2OHCO3―+OH― ，HCO3―+H2OH2CO3+OH― 。CO32―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，则C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又发生第二步水解，则C(OH―)>C(HCO3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―) > C(H＋)。此题的答案为：C(H＋) C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)［随堂练习］在Na2S溶液中下列关系不正确的是c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S) B．c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－) D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系解析：因NaHCO3==Na＋+HCO3―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―，HCO3― H＋+CO32― 。HCO3―的水解程度大于电离程度，因此溶液呈碱性，且C(OH―) > C(CO32―)。由于少部分水解和电离，则C(Na＋)>C(HCO3―)>C(OH―)>C(H＋) > C(CO32―)。［板书］二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)［随堂练习］草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4) D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)［过］下面再让我们利用上述规律来解决一下强酸弱碱盐的问题［点击试题］在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（ ）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-) D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)［板书］三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断［讲］解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。［板书］1、强酸与弱碱混合［点击试题］PH=13的NH3·H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是____________解析：PH==1的HCl，C(H＋)==0.1 mol/L ，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)== 0.1 mol/L ，则NH3 ·H2O 的浓度远大于0.1 mol/L ，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3 ·H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。即NH3·H2O的电离大于NH4＋的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。［讲］需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题相同。［板书］2、强碱与弱酸混合［点击试题］PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是( )C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(OH―)>C(H＋)C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)解析：同上，PH==X的NaOH溶液中，C(OH―)==10-(14-X) mol/L，PH==Y的CH3COOH 溶液中，C(H＋)==10-Y mol/L，因为X+Y==14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。因此C(CH3COOH)远大于10-Y mol/L，CH3COOH过量，因此选项B正确。［讲］上述两题的特点是PH1+PH2==14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点是［板书］C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子)3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合［点击试题］0.2 mol/L的CH3COOK与0.1 mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量关系正确的是( )C(CH3COO―)==C(Cl―)==C(H＋)>C(CH3COOH)C(CH3COO―)==C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(H＋)>C(CH3COOH)C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)解析：两溶液混合后CH3COOK+HCl KCl+CH3COOH，又知CH3COOK过量，反应后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物质的量相等。由于CH3COOH的电离和CH3COO―的水解程度均很小，且CH3COOH的电离占主导地位，因此，C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)。又知C(Cl―)==0.05 mol/L，C(CH3COOH)<0.05 mol/L。因此，选项中D是正确的。［板书］4、酸碱中和型 (1) 恰好中和型 ［点击试题］在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc 溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)解析：由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10-3mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质，故与题型 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=题型 )①方法相同。由于少量Ac-发生水解：Ac- + H2OHAc+ OH-。故有c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误。故该题选项为A。 ［板书］(2) pH等于7型 ［点击试题］常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中( )。A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)＝c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系解析：本题绝不能理解为恰好反应，因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而现在Ph=7，故酸略为过量。根据溶液中电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)= c(HCOO-)＋c(OH-) 因pH=7，故c(H+)= c(OH-)，所以有c(Na+)= c(HCOO-)，答案为C。 ［板书］(3) 反应过量型 ［点击试题］常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是A．pH＞7，且 c(OH—) ＞ c(Na+) ＞ c(H+) ＞ c(CH3COO—)B．pH＞7，且 c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO—) + c(OH—)C．pH＜7，且c(CH3COO—) ＞ c(H+) ＞c(Na+)＞ c(OH—)D．pH＝7，且c(CH3COO—) ＞ c(Na+) ＞c(H+) = c(OH—) ［随堂练习］1、将标准状况下的2.24LCO2通入150ml1mol/LnaOH溶液中，下列说法正确的是（A）A．c(HCO3-)略大于c(CO32-) B．c(HCO3-)等于c(CO32-)C．c(Na+)等于c(CO32-)与c(HCO3-)之和 D．c(HCO3-)略小于c(CO32-)2、向0.1mol·L－1NaOH溶液中通入过量CO2后，溶液中存在的主要离子是（ ）A Na＋、CO32－ B Na＋、HCO3－ C HCO3－、CO32－ D Na＋、OH－［板书］四、守恒问题在电解质溶液中的应用［讲］解此类题的关键是抓住溶液呈中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒，若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。［点击试题］表示0.1 mol/L NaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系正确的是( ) A、C(Na＋)>C(HCO3―)>C(CO32―)>C(H＋)>C(OH―) B、C(Na＋)+C(H＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―) C、C(Na＋)+C(H＋)==C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―) D、C(Na＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)解析：A、NaHCO3溶液因为水解大于电离而呈碱性，因此C(OH―)>C(H＋)。B、应考虑电荷守恒，C(CO32―)前应乘以2；C、电荷守恒符合题意；D、含弱电解质分子应考虑物料守恒，在NaHCO3溶液中存在下列关系：NaHCO3==Na＋+HCO3― ；HCO3―H＋+CO32― ；HCO3―+H2O H2CO3+OH― 则C(Na＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)符合题意。故选CD［板书］1、两种物质混合不反应：［点击试题］用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( ) A.C(H+)＞C(OH-) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L［板书］2、两种物质恰好完全反应［点击试题］在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-)B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC)D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)［板书］3、两种物质反应，其中一种有剩余：(1)酸与碱反应型 ［讲］关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。 在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误。（解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）［点击试题］把0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( ) A、c(Ac-)＞c(Na+) B、c(HAc)＞c(Ac-) C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc) D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol·L-1［板书］（2）盐与碱(酸)反应型［讲］解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。［点击试题］将0.1mol·L-1 醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( )。A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＋c(CH3COOH)＞c(H+)C．c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)［板书］4、不同物质同种离子浓度比较型：［点击试题］物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（ ）。A．NH4Cl B．NH4HSO4 C．NH3COONH4 D．NH4HCO3解析：NH4+在溶液中存在下列平衡：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ B中NH4HSO4电离出大量H+，使平衡向左移动，故B中c(NH4+)大于A中的c(NH4+)，C项的CH3COO-和D项的HCO3-水解均呈碱性，使平衡向右移动，故C、D中c(NH4+)小于A中c(NH4+)，正确答案为B。［小结］电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。 多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。 首先必须有正确的思路：其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
教学回顾：
中和
水解
中和
水解
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教 案
课题：第三节 盐类的水解(一) 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解2、理解盐类水解的实质3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式
过程与方法 1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。
情感态度价值观 培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育
重 点 盐类水解的概念和规律
难 点 盐类水解方程式的书写
知识结构与板书设计 第三节 盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 强酸强碱盐的水溶液，呈中性二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 酸 + 碱 盐 + 水3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律：(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性5、盐类水解离子方程式的书写(1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H+，阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。(2) 注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［科学探究］1、选择合适的方法测试下表所列盐溶液（可酌情替换、增加）的酸碱性2、根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类盐溶液NaCl Na2CO3NaHCO3NH4Cl酸碱性中性碱性碱性酸性盐类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐盐溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸碱性中性碱性酸性盐类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐3、分析上述实验结果，归纳其与盐的类型间的关系，并从电离平衡的角度寻找原因盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐溶液的酸碱性中性酸性碱性[引入]我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。[板书] 第三节 盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性[问]由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？ [板书] 强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 强酸强碱盐的水溶液，呈中性[过渡]下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。［思考与交流］根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液C（H＋）和C（OH－）相对大小 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有无弱电解质生成无有有相关化学方程式H2OH+＋OH-NaCl ＝Na+ + Cl-H2OH+＋OH-NH4++ OH- NH3·H2OH2OH+＋OH-CH3COO- + H+ CH3COOH［讲］请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性，即[H+]>[OH-]［板书］二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因［讲］CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。）［投影］CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴［问］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？［投影］ H2O H+ + OH-………⑵［讲］我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。［投影］CH3COO- + H+ CH3COOH………⑶［讲］把⑴⑵⑶式联立，可得到［投影］水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH［讲］这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。把上述化学方程式改写成离子方程式。［投影］CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-［讲］随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。［投影］1、弱酸强碱盐，水解显碱性CH3COONa = CH3COO + Na+ + H2O H+ + OH ? ? CH3COOH CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO + H2OCH3COOH + OH ［思考与交流］NH4Cl溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？［投影］2、强酸弱碱盐水解NH4Cl = NH4+ + Cl + H2O OH + H+ NH3·H2O NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl NH4+ + H2O NH3·H2O + H+［讲］大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。由上可知，强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！［讲］说得好！是不会。因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H+或OH-发生反应，比如NaCl，电离出来的Na+和Cl-都不会与水电离出来的H+或OH-反应。那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？［投影］3、强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。［讲］根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？［板书］1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。［讲］在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。［板书］2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 酸 + 碱 盐 + 水［讲］通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。［问］盐类水解过程中，水的电离程度有何变化？ 增大［讲］可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。［板书］3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离［讲］盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。［讲］CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和强碱NaOH生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。［板书］4、盐类水解的类型及规律［讲］由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，弱酸根的盐，常会发生水解。NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。［板书］(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。［讲］强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性。弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定。［板书］(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大［讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。［投影］酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 ［板书］(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性［问］请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？［板书］5、盐类水解离子方程式的书写［讲］一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。［讲］盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微弱的，盐类水解不写==，而用“”［板书］(1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋ ，阴离子水解生成OH― ；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。［讲］多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体，［投影］以CO32― 为例，的水解的离子方程式：CO32― +H2O HCO3― +OH― (主要)HCO3― +H2O H2CO3 +OH― (次要)Al3＋ 水解的离子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3 +3H＋ ［板书］(2) 注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。如：CO32 + H2OHCO3 +OH HCO3 +H2O H2CO3 + OH 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如： Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+［讲］多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。［讲］些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。例如，将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。这是由于混合前Al2(SO4)3溶液显酸性，Al3＋+3H2O Al(OH)3 +3H＋ ，NaHCO3溶液显酸性：HCO3―+H2O H2CO3 +OH― ，混合后由于H＋+OH― == H2O ，使两个水解反应互相促进，使其水解反应互相促进，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，Al3＋+3HCO3― ==Al(OH)3↓ +3CO2 ↑［板书］(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。［讲］在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。［投影］能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O ，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O ，有“==”和“↑”和“↓” 书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋ 与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2― 、CO32― 、HCO3― ；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。［小结］各类盐水解的比较。盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa能弱酸阴离子促进水电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl能弱碱阳离子促进水电离酸性强碱强酸盐NaCl不能无无中性［随堂练习］ 1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是( C ) A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 ［规律小结］水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强2、下列反应不属于水解反应生成或水解方程式不正确的是(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
教学回顾：
教 案
课题：第三节 盐类的水解(二) 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用
过程与方法 1、培养学生分析问题的能力2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力
情感态度价值观 1、通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩
重 点 盐类水解的影响因素
难 点 盐类水解的应用
知识结构与板书设计 三、盐类水解的影响因素1、内因：盐本身的性质2、外因：(1) 温度：升温促进水解(2) 浓度：稀释促进水解(3) 外加酸碱3、不考虑水解的情况四、盐类水解的应用1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2 10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识12、加热蒸干盐溶液析出固体13、判断盐对应酸的相对强弱14、制备纳米材料
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［回顾］盐类水解属于离子反应，其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H＋ 或OH― 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。水解平衡就是一种化学平衡，盐类水解的程度大小与物质的本性相关。因此，反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。盐类水解也是酸碱中和反应的逆过程。中和反应是放热反应，因此水解反应是吸热反应。［科学探究］探究目的：通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。实验过程：1、从反应物性质考虑，FeCl3是否容易发生水解？水解生成物是什么？写出其水解反应的化学方程式2、应用平衡移动原理，从反应条件考虑，影响FeCl3水解的因素可能有哪些？参照下表设计、写出实验步骤序号可能影响因素实验操作现象解释或结论1盐的浓度2溶液的酸碱性33、归纳总结实验结果，得出结论并与同学交流［投影小结］1、因FeCl3属于强酸弱碱盐，生成的Fe(OH)3是一种弱碱，并且难溶，所以FeCl3易水解。其水解反应的化学方程式：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 2、影响FeCl3水解的因素有：(1) 加入少量FeCl3晶体，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀释；(3) 加入少量盐酸，增大C(H＋)； (4) 加入少量NaF 晶体，降低C(Fe3＋ )；(5) 加入少量NaHCO3，降低C(H＋)；(6) 升高温度 判断上述水解平衡移动的方向依据有多种，一是平衡原理，二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时，溶液颜色明显变深，表明平衡是向水解方向移动)；三是通过溶液酸度变化(如加入少量FeCl3晶体前后，测溶液PH的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趋向完全)3、通过实验得出的主要结论有：（1）Fe3＋水解是一个可逆过程（2）水解平衡也是一个动态平衡（3）Fe3＋的水解属于吸热反应（4）改变平衡的条件（如温度、浓度等），水解平衡就会发生移动（5）当加入的物质能与溶液中的离子结合成很难电离的弱电解质，Fe3＋的水解程度就可能趋向完全［引入］这节课我们就来系统研究水解的影响因素有哪些？［板书］三、盐类水解的影响因素［讲］当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。［板书］1、内因：盐本身的性质［讲］主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响［板书］2、外因：(1) 温度：升温促进水解(2) 浓度：稀释促进水解(3) 外加酸碱［讲］盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。［过］那么，在什么情况下不需要考虑水解呢？［板书］3、不考虑水解的情况［讲］不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3＋Na2S＝＝2FeCl2 ＋2NaCl＋S［过］那么盐类水解有什么应用呢？［板书］四、盐类水解的应用［讲］盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。［板书］1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解［讲］等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以PH＜7，溶液显酸性［随堂练习］1、有学生做如下实验：将盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（0.1mol/L）的试管微热时，观察到该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时，则又变回原来的浅红色。发生该现象的主要原因是＿＿＿＿＿2、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ，②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小排列正确的是（??）。
??Ａ．①＞④＞③＞② ??Ｂ．①＞②＞③＞④
??Ｃ．④＞③＞①＞② ??Ｄ．④＞①＞③＞②
解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解，硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。
［板书］2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。［讲］例如在磷酸钠晶体中，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，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32―)>c(OH―)>c(HCO3―)［板书］3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解［讲］配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3＋ +3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。［讲］配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。［随堂练习］实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（ ） A、防止硫酸铁分解 B、抑制硫酸铁水解 C、促进硫酸铁溶解 D、提高溶液的PH［板书］4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解［讲］例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3 加热分解：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al 2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。［随堂练习］把AlCl3溶液蒸干后再灼烧，最后得到的主要固体产物是＿＿＿＿，其理由是（用化学方程式表示，并配以必要的文字说明）＿＿＿＿＿＿［板书］5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。［讲］弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3＋与CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等；Fe3＋ 与CO32―、HCO3―、AlO2―等；NH4＋与SiO32― 、AlO2―等。这里还需要我们注意的是Fe3＋与S2―、HS―也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应［板书］6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解［讲］铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3 水解呈碱性；CO32―+H2O HCO3―+OH―，铵态氮肥中NH4＋遇OH―逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；［讲］过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2 或CaHPO4 ，不能被作物吸收。 ［讲］长期施用 (NH4)2SO4的土壤因NH4＋的水解而使土壤的酸性增强：NH4＋+H2O NH3·H2O＋H＋ ［随堂练习］为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥，对于给定的化肥：①K2CO3 ②KCl ③Ca(H2PO4)2 ④(NH4)2SO4 ⑤氨水，最适合的组合是( ) A、①③④ B、②③④ C、①③⑤ D、②③⑤［板书］7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解［讲］例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32―、HCO3―水解，使溶液呈碱性，OH―与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。［板书］8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解［讲］例如，明矾KAl(SO4)2 ·12H2O净水原理：Al3＋+3H2O Al(OH)3 (胶体)+3H＋ ，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。［板书］9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2 ［讲］将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4＋+H2O NH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2 Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应［板书］10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解［讲］例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3＋水解产生H＋反应：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 不断向右移动，Fe3＋会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。［随堂练习］为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+ ，可在加热搅拌的条件下加入一种物质，过滤后再加入适量盐酸。这种物质是（ ）A、氧化镁 B、氢氧化钠 C、碳酸钠 D、碳酸镁［板书］11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识［讲］泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2（SO4）3 和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3＋＋3HCO3―＝＝Al(OH)3＋3CO2 ［讲］日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。［讲］水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3 ，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2 ［讲］小苏打片可治疗胃酸过多［讲］磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。［板书］12、加热蒸干盐溶液析出固体［讲］不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3 ；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如 Ca(HCO3)2。［板书］13、判断盐对应酸的相对强弱［讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA［随堂练习］物质的量浓度相同的三种盐ＮａＸ，ＮａＹ，ＮａＺ的溶液，其ｐH依次为8，9，10，则ＨＸ，ＨＹ，ＨＺ的酸性由强到弱的顺序是（?）。
??Ａ．ＨＸ，ＨＺ，ＨＹ ??Ｂ．ＨＺ，ＨＹ，ＨＸ
??Ｃ．ＨＸ，ＨＹ，ＨＺ ??Ｄ．ＨＹ，ＨＺ，ＨＸ
［板书］14、制备纳米材料［讲］例如，用TiCl4制备TiO2 ：TiCl4+(x+2) H2O (过量) TiO2·xH2O↓+4HCl 。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。［小结］盐类水解的知识不仅在以上我们提到的配制某溶液或分离提纯某些物质方面用得到，它还有更广泛的应用，如在农业生产中化肥能否混合施用的问题，日常生活中用到的泡沫灭火器的原理等等，都与盐类水解有关。同学们如果有兴趣的话，可在课余时间到图书馆查阅一些相关资料，来进一步了解盐类水解的应用。
教学回顾：
教 案
课题：第三节 盐类的水解(三)专题：电解质溶液中有关离子浓度的判断 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题
过程与方法 1、培养学生运用对比法和依据客观事实解决问题的逻辑思维能力
情感态度价值观 1、引导学生树立“透过现象，抓住本质”的辩证唯物主义认识观点，培养学生善于观察、勤于思考的科学态度
重 点 溶液中微粒浓度的大小比较
难 点 双水解问题
知识结构与板书设计 一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：2.水解理论：二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)2、弱碱溶液3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型(1) 一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)(2) 二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)> C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)(3) 二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断1、强酸与弱碱混合2、强碱与弱酸混合：C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子)3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合4、酸碱中和型 (1) 恰好中和型(2) pH等于7型(3) 反应过量型四、守恒问题在电解质溶液中的应用1、两种物质混合不反应：2、两种物质恰好完全反应3、两种物质反应，其中一种有剩余：酸与碱反应型 （2）盐与碱(酸)反应型4、不同物质同种离子浓度比较型
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。［板书］一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：［讲］⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； ［板书］2.水解理论：［投］从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=溶液 )中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：［讲］⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO3-)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。［过］守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=溶液 )中离子浓度 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=离子浓度 )大小 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=大小 )进行比较 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=比较 )可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=常见 )问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=弱电解质 )的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系 ( http: / / www. / keyword.asp keyword=关系 )，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如 质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。［板书］二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，［讲］电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。［投影］例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)［注意］书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。［板书］2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。［讲］实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。［讲］在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系［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)［讲］在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。HS―＋H2OH2S＋OH― HS―H＋＋S2― H2OH＋＋OH― ［投影］从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)［讲］得出的式子被称为质子守恒［板书］3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。［过］现将此类题的解题方法作如下总结。［板书］二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断［讲］解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡［点击试题］0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2SH＋+HS―；HS―H＋+S2― 。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)［板书］弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) ［过］同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题［板书］2、弱碱溶液［点击试题］室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是A. c(OH-)＞c(H+) B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)［过］下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较的解题方法［板书］3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型［讲］解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子［点击试题］在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)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―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。［板书］一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32― ，CO32―+H2OHCO3―+OH― ，HCO3―+H2OH2CO3+OH― 。CO32―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，则C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又发生第二步水解，则C(OH―)>C(HCO3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―) > C(H＋)。此题的答案为：C(H＋)
教学回顾：
中和
水解
中和
水解
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