【中學(xué)教案】高三化學(xué)鹽類水解教案

1、鹽類水解 鹽類水解考點(diǎn)聚焦 考點(diǎn)聚焦1．認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理，能解釋強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不作要求。2．運(yùn)用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規(guī)律，探究影響鹽類水解程度的主要因素。3．能運(yùn)用鹽類水解的規(guī)律判斷常見(jiàn)鹽溶液的酸堿性。4．會(huì)書(shū)寫(xiě)鹽類水解的離子方程式。5．能舉例說(shuō)明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。知識(shí)梳理 知識(shí)梳理一、 一、鹽類的水解 鹽類的水解⑴概念：

2、 。⑵實(shí)質(zhì)： 。⑶鹽類水解的規(guī)律 。如果要判斷鹽類是否發(fā)生水解反應(yīng)或水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱。①在通常情況下，鹽類水解的程度是很小的，并且反應(yīng)前后均有弱電解質(zhì)存在，因而鹽的水解反應(yīng)是可逆的。②有弱才水解，

3、誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，越弱越水解，都弱都水解，兩強(qiáng)不水解。③鹽對(duì)應(yīng)的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液的堿性（或酸性）越強(qiáng)。④多元弱酸根離子，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大很多。⑷影響鹽類水解的因素：決定因素是鹽的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)。①溫度：鹽類水解是吸熱，升溫，水解程度增大。②濃度：水解過(guò)程是一個(gè)微粒總量（不考慮水分子）增加的過(guò)程，因而加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，水解程度加大，而水解產(chǎn)生的 H+（或 OH-）的濃度減小。③加入酸、堿等物質(zhì)：

4、水解顯酸性的鹽溶液中加入堿，肯定促進(jìn)鹽的水解，加入酸，抑制鹽的水解；水解顯堿性的同理?？傊馄胶庾駨幕瘜W(xué)平衡移動(dòng)原理。二、水解的表示 水解的表示①多元弱酸根離子水解，以第一步為主； ②多元弱堿陽(yáng)離子可書(shū)寫(xiě)一步總反應(yīng)方程式；③水解程度一般很小，故方程式用“ ”符號(hào)，且產(chǎn)生的物質(zhì)的濃度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；④雙水解比單水解程度大，有些可以進(jìn)行到底。三、鹽類水解的類型 三、鹽類水解的類型①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽的水解：溶液呈酸性，弱堿陽(yáng)離子

5、水解②強(qiáng)堿弱酸鹽的水解：溶液呈堿性，弱酸根離子水解③弱酸弱堿鹽的水解程度很大，溶液的酸堿性決定與酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱Ⅰ.酸強(qiáng)于堿顯酸性，如(NH4)2SO3Ⅱ.堿強(qiáng)于酸顯堿性，如 NH4CNⅢ.酸堿強(qiáng)弱相當(dāng)?shù)某手行?，?CH3COONH4④強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解，呈中性⑤弱酸的酸式鹽水解，酸取決于酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大?、薏荒芘c Fe3+共存的離子有

6、 、⑦不能與 Fe2+共存的離子有 、⑧不能與 ClO-共存的離子有 、試題枚舉[例 1] （2006 江蘇，13）下列敘述正確的是A．0.1mol·L－1 氨水中，c(OH-)==c(NH4+)B．10 mL 0.02mol·L－1HCl 溶液

7、與 10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2 溶液充分混合,若混合后溶液的體積為 20 mL，則溶液的 pH=12C．在 0.1mol·L－1CH3COONa 溶液中，c(OH-)==c(CH3COOH)＋c(H+)D．0.1mol·L－1 某二元弱酸強(qiáng)堿鹽 NaHA 溶液中，c(Na+)==2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)解析：NH3·H2O 是弱電解質(zhì)，它本身電離所產(chǎn)生的兩種

8、離子濃度相等，得氨水中的部分 OH-來(lái)自于 H2O 的電離，所以 c(OH-)>c(NH4+)，A 錯(cuò)；B 項(xiàng)中酸堿中和反應(yīng)后，1 21 110 1 02 . 002 . 0 01 . 0 02 . 0 01 . 0 2 ) ( ? ?? ?? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? L mol LL mol L L mol L OH CpH=-lgC(H+)=-lg（10-14/10-12）=12，B 正確；根據(jù)鹽的消解規(guī)律，可

9、以判斷 C 正確；D 項(xiàng)中因鈉元素的離子與 A 原子的物質(zhì)的量之比為 1∶1，對(duì)應(yīng)關(guān)系應(yīng)該為 c(Na+)=c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)，D 錯(cuò)。答案：BC[例 2] （2006 四川，12）25℃時(shí)，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當(dāng)溶液的 PH＝7 時(shí)，下列關(guān)系正確的是A．c(NH4+)==c(SO42－) B．c(NH4+)>c(SO42－)C．c(NH4+)<c(SO42－)

10、 D．c(OH－)+c(SO42－)==c(H+)+c(NH4+)解析： 氨水與稀硫酸反應(yīng)，至溶液呈中性，即 c（H+）=c（OH-） ；根據(jù)電荷守恒有：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO42-),則 D 錯(cuò);將前兩個(gè)等式融合得, c(NH4+)=2c(SO42-),則 A 錯(cuò),B對(duì),C 錯(cuò)。答案： B[例 3] 已知 0.1 mol·L－1 的二元酸 H2A 溶液的 pH=4.0，則下列說(shuō)法正確的是

11、（ ）A．在 Na2A、NaHA 兩溶液中，離子種類不相同B．在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的 Na2A、NaHA 兩溶液中，陰離子總數(shù)相等C．在 NaHA 溶液中一定有：c（Na+）+c（H+）=c（HA－）+c（OH－）+2c（A2－）D．在 Na2A 溶液中一定有：c（Na+）＞c（A2－）＞c（H+）＞c（OH－）解析：0.1 mol·L－1 的強(qiáng)酸 pH＝1.0，0.1 mol·L－1 的 H2A 溶液

12、pH＝4.0，說(shuō)明它是一種弱酸。Na2A 發(fā)生水解 A2－+H2O HA－+OH－和 HA－+H2O H2A+OH－，溶液中存在 HA－、A2－、H+、OH－；NaHA 發(fā)生水解 HA－+H2O H2A+OH－和電離 HA－H++A2－，溶液中存在 HA－、A2－、H+、OH－，所以兩溶液中離子種類相同，A 不正確。物質(zhì)的量相等的 Na2A 和 NaHA 因?yàn)榇嬖谏鲜鏊?、電離等過(guò)程，陰離子數(shù)量發(fā)生變化，所以陰離子總量不相等，B 不正確