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鹽類的水解 〖復(fù)習(xí)目標(biāo)〗 （1）了解鹽類水解的實(shí)質(zhì)，能夠解釋鹽類水解的過(guò)程。 （2）能夠判斷水解后溶液的酸堿性和書寫水解方程式，總結(jié)、歸納出鹽類水解的基本規(guī)律。 （3）能夠比較出溶液中離子濃度大小。 〖教學(xué)重點(diǎn)〗鹽類水解規(guī)律、電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較 〖教學(xué)難點(diǎn)〗電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較 〖教學(xué)過(guò)程〗 考向一 鹽類的水解 【知識(shí)精講】 1、鹽類水解 （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(lái)的H+或OH-生成弱電解質(zhì)，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程，為吸熱反應(yīng)。 （2）鹽類水解規(guī)律 ①?gòu)?qiáng)弱規(guī)律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性?！? ②大小規(guī)律： a. “水解程度小，式中可逆號(hào)，水解產(chǎn)物少，狀態(tài)不標(biāo)號(hào)?！? b.多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，且以第一步為主。 如：CO+ H2OHCO+OH- HCO+ H2OH2CO3 + OH- ③酸式鹽規(guī)律： a. 強(qiáng)酸酸式鹽溶液呈強(qiáng)酸性。如NaHSO4、NH4HSO4 b. 強(qiáng)堿弱酸酸式鹽溶液顯何性，必須比較其陰離子的電離程度和水解程度。 電離程度＞水解程度，則溶液顯酸性。如NaH2PO4、NaHSO3 電離程度＜水解程度，則溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS 2、水解方程式的書寫 （1）一般用可逆號(hào)“”，只有互相促進(jìn)的完全水解（即有沉淀或氣體產(chǎn)生的互促水解）才用“＝”。 　　（2）多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，可用多步水解方程式表示。 （3）一般不寫“↓”和“↑”，水解程度大的例外。 3、影響鹽類水解的因素 （1）內(nèi)因 酸或堿越弱，其對(duì)應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強(qiáng)。 （2）外因 因素 水解平衡 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度 溫度 升高 → ↑ ↑ 濃度 增大 →.. ↓. ↑ 減小 → ↑ ↓ 外加酸堿 酸 弱酸根離子的水解程度↑，弱堿陽(yáng)離子的水解程度↓ 堿 弱酸根離子的水解程度↓，弱堿陽(yáng)離子的水解程度↑ 4、鹽類水解的應(yīng)用 （1）判斷溶液的酸堿性 Na2CO3溶液呈堿性的原因是：CO32-+H2OHCO3-+OH- （2）配制或貯存易水解的鹽溶液 如配制FeCl3溶液時(shí)，先將它溶解在較濃的鹽酸中，再加水至指定濃度；配制CuSO4溶液時(shí)，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2+水解。 （3）判斷鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得的產(chǎn)物 如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、Fe(OH)3，灼燒得到Al2O3、Fe2O3, CuSO4溶液蒸干后得CuSO4固體，NaHCO3溶液低溫蒸干后可得NaHCO3固體。 （4）判斷離子能否大量共存 Al3+、Fe3+與HCO3-、CO32-,Al3+與AlO2-,Al3+與S2-因相互促進(jìn)水解而不共存。 （5）解釋生活中的現(xiàn)象或事實(shí) 如明礬凈水、熱純堿液除油污，草木灰不能與銨鹽混用、泡沫滅火器滅火。 （6）比較溶液離子濃度的大小 如碳酸氫鈉溶液中離子濃度大小順序?yàn)椋篶(Na+)＞c(HCO3-)；c(OH-)＞c(H+)。 （7）物質(zhì)的提純（水解除雜） 如MgCl2溶液中混有少量Fe3+雜質(zhì)時(shí)，因Fe3+水解的程度比Mg2+的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2等，導(dǎo)致水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。 【方法精講】 1、水解平衡分析中的常見(jiàn)誤區(qū) （1）誤認(rèn)為水解平衡正向移動(dòng)，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動(dòng)，但Fe3＋的水解程度減小。 （2）誤認(rèn)為弱酸強(qiáng)堿鹽都因水解而顯堿性。但NaHSO3因?yàn)樗崾剿岣碾婋x能力大于水解能力，其溶液顯酸性。 （3）由于加熱可促進(jìn)鹽類水解，錯(cuò)誤地認(rèn)為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。對(duì)于水解程度不是很大，水解產(chǎn)物不能脫離平衡體系的情況如Al2(SO4)3、Na2CO3]來(lái)說(shuō)，溶液蒸干仍得原溶質(zhì)。 2、鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得產(chǎn)物的類型 （1）鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)， 如CuSO4溶液蒸干后得到CuSO4固體； 鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物， 如AlCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3固體，灼燒后得到Al2O3固體。 （2）酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。 （3）考慮鹽受熱時(shí)是否分解。 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO)；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。 （4）還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化。 例如，Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固體。 【典例精講】 【例1】在一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列說(shuō)法正確的是 (　 　) A．稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大 B．加入少量NH4Cl固體，平衡朝正反應(yīng)方向移動(dòng) C．升高溫度，減小 D．加入NaOH固體，溶液pH減小 【答案】B 【解析】化學(xué)平衡常數(shù)只受溫度的影響，A錯(cuò)誤；加入的NH4Cl晶體電離出的NH與OH－反應(yīng)，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，B正確；溫度升高，CO的水解程度增大，c(HCO)增大，c(CO)減小，C錯(cuò)誤；加入NaOH固體，溶液的pH增大，D錯(cuò)誤。 【例2】下列根據(jù)反應(yīng)原理設(shè)計(jì)的應(yīng)用，不正確的是 （ ） A．CO＋H2OHCO＋OH－　用熱的純堿溶液清洗油污 B．Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋　明礬凈水 C．TiCl4＋(x＋2)H2O(過(guò)量) TiO2xH2O↓＋4HCl　制備TiO2納米粉 D．SnCl2＋H2OSn(OH)Cl↓＋HCl　配制氯化亞錫溶液時(shí)加入氫氧化鈉 【答案】D 【解析】純堿溶液中由于CO的水解溶液呈堿性，加熱時(shí)水解程度增大，溶液中c(OH－)增大，清洗油污能力增強(qiáng)，A對(duì)；明礬溶于水，Al3＋發(fā)生水解生成Al(OH)3膠體，能夠吸附水中懸浮物，B對(duì)。 【考題精練】 1．物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是 （ ） A．Na2CO3　NaHCO3　NaCl　NH4Cl B．Na2CO3　NaHCO3　NH4Cl　NaCl C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaNO3　Na2S D．NH4Cl　(NH4)2SO4　Na2S　NaNO3 【答案】C 【解析】A、B兩項(xiàng)溶液種類相同，NH4Cl水溶液呈酸性，NaCl溶液呈中性，Na2CO3、NaHCO3水溶液都顯堿性，但因?yàn)镹aHCO3的水解是Na2CO3的第二步水解，水解程度變小，Na2CO3的堿性大于NaHCO3的堿性，其排列順序?yàn)椋篘H4Cl，NaCl，NaHCO3，Na2CO3，故A、B均錯(cuò)誤；C、D溶液種類相同，其pH由小到大的順序?yàn)椋?NH4)2SO4，NH4Cl，NaNO3，Na2S，故C項(xiàng)正確，D錯(cuò)誤。 2．合理利用某些鹽能水解的性質(zhì)，能解決許多生產(chǎn)、生活中的問(wèn)題，下列敘述的事實(shí)與鹽水解的性質(zhì)無(wú)關(guān)的是 （ ） A．金屬焊接時(shí)可用NH4Cl溶液作除銹劑 B．配制FeSO4溶液時(shí)，加入一定量Fe粉 C．長(zhǎng)期施用銨態(tài)氮肥會(huì)使土壤酸化 D．向FeCl3溶液中加入CaCO3粉末后有氣泡產(chǎn)生 【答案】B 【解析】A、NH4Cl溶液水解顯酸性，能和鐵銹反應(yīng)從而除去鐵銹，故和鹽類水解有關(guān)，A錯(cuò)誤；B、亞鐵離子易被氧化，配制FeSO4溶液時(shí)，加入一定量Fe粉的目的是防止氧化，與鹽類的水解無(wú)關(guān)，B正確；C、銨根水解顯酸性，所以長(zhǎng)期施用銨態(tài)氮肥會(huì)使土壤酸化，與鹽類的水解有關(guān)， C錯(cuò)誤；D、FeCl3是強(qiáng)酸弱堿鹽，水解顯酸性，故加入碳酸鈣后有氣泡產(chǎn)生，和鹽類的水解有關(guān)，D錯(cuò)誤，答案選B。 考向二 溶液粒子濃度比較 【知識(shí)精講】 1、熟悉兩大理論，比較粒子濃度大小 （1）弱電解質(zhì)電離理論 ①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時(shí)還要考慮水的電離， 如氨水溶液NH3H2O、NH、OH－濃度的大小關(guān)系是c(NH3H2O)>c(OH－)>c(NH)。 ②多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級(jí)電離(第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步電離)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關(guān)系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 （2）鹽類水解理論 ①弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的(雙水解除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3H2O、H＋的濃度大小關(guān)系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3H2O)。 ②多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解， 如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的濃度大小關(guān)系應(yīng)是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 2、把握三種守恒，明確等量關(guān)系 （1）電荷守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，無(wú)論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 （2）物料守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 （3）質(zhì)子守恒規(guī)律 如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖示如下： 由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導(dǎo)得到。 【方法精講】 1、離子濃度大小比較的方法 首先必須有正確的思路： 　　 其次要掌握解此類題的三個(gè)思維基點(diǎn)：電離、水解和守恒（電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒）。對(duì)每一種思維基點(diǎn)的關(guān)鍵、如何切入、如何展開(kāi)、如何防止漏洞的出現(xiàn)等均要通過(guò)平時(shí)的練習(xí)認(rèn)真總結(jié)，形成技能。 第三，要養(yǎng)成認(rèn)真、細(xì)致、嚴(yán)謹(jǐn)?shù)慕忸}習(xí)慣，要在平時(shí)的練習(xí)會(huì)靈活運(yùn)用常規(guī)的解題方法，例如：淘汰法、定量問(wèn)題定性化、整體思維法等。 2、離子濃度比較的常見(jiàn)類型 （1）多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3PO4的溶液中，c（H＋）＞c（H2PO）＞c（HPO）＞c（PO）。 （2）多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中，c（Na＋）＞c（CO）＞c（OH－）＞c（HCO）。 （3）不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如在相同的物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c（NH）由大到小的順序是③＞①＞②。 （4）混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。如在含0.1 molL－1的NH4Cl和0.1 molL－1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序?yàn)閏（NH）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）。在該溶液中，NH3H2O電離程度大于NH的水解程度，溶液呈堿性：c（OH－）＞c（H＋），同時(shí)c（NH）＞c（Cl－）。 【典例精講】 【例1】室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是 （ ） A．Na2S溶液：c(Na＋) > c(HS－) > c(OH－) > c (H2S) B．Na2C2O4溶液：c (OH－) ＝ c(H＋) ＋ c(HC2O4－) ＋ 2c (H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c (Na＋) ＋ c (H＋) ＝ 2c (CO32－) ＋ c (OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液： c (Na＋) ＋ c (Ca2＋)＝c (CH3COO－) ＋c (CH3COOH) ＋2c (Cl－) 【答案】B 【解析】A．Na2S溶液：S2-發(fā)生水解反應(yīng)形成HS- 、OH-，HS-再發(fā)生水解反應(yīng)產(chǎn)生H2S和OH-，所以溶液中離子濃度大小關(guān)系是c(Na＋) >c(OH－) > c(HS－) > c (H2S)，錯(cuò)誤；B．Na2C2O4溶液中，根據(jù)質(zhì)子守恒可得：c (OH－) ＝ c(H＋) ＋ c(HC2O4－) ＋ 2c (H2C2O4)，正確；C．Na2CO3溶液中，根據(jù)電荷守恒可得：c (Na＋) ＋ c (H＋) ＝ 2c (CO32－) ＋c (OH－) ＋c (HCO3－) ，錯(cuò)誤；D．CH3COONa和CaCl2混合溶液中，根據(jù)物料守恒可得： c (Na＋) ＋ 2c (Ca2＋)＝c (CH3COO－) ＋c (CH3COOH) ＋c (Cl－)，錯(cuò)誤。 【例2】下列關(guān)系式中，正確的是 （ ） A．等濃度等體積的CH3COOH和CH3COONa溶液混合：c(CH3COO- )+c(OH -)=c(H+)+c(CH3COOH) B．常溫下，0.1 molL-1 HA溶液與0.1 mol/LNaOH溶液等體積完全反應(yīng)時(shí)，溶液中一定存在：c(Na+)=c(A- )＞c(OH -)=c(H+) C．常溫下，0.1 molL-1 Na2S溶液中存在：c(OH- )=c(H+)+c(HS- )+c(H2S) D．常溫下，將0.1 molL-1 CH3COOH溶液加水稀釋，當(dāng)溶液的pH從3.0升到5.0時(shí)，溶液中c(CHCOO-)/c(CHCOOH)的值增大到原來(lái)的100倍 【答案】D 【解析】A.等濃度等體積的CH3COOH和CH3COONa溶液混合后根據(jù)電荷守恒可知c(CH3COO- )+c(OH -)=c(H+)+ c(Na+)，根據(jù)物料守恒可知c(CH3COO-)+c(CH3COOH)＝2 c(Na+)，A錯(cuò)誤；B.常溫下，0.1 molL-1 HA溶液與0.1 mol/LNaOH溶液等體積完全反應(yīng)后溶液不一定顯中性，則溶液中不一定存在：c(Na+)=c(A- )＞c(OH￣)=c(H+)，B錯(cuò)誤；C.常溫下，0.1 molL-1 Na2S溶液中根據(jù)質(zhì)子守恒可知c(OH- )=c(H+)+c(HS- )+2c(H2S)，C錯(cuò)誤；D.常溫下，將0.1 molL-1 CH3COOH溶液加水稀釋，當(dāng)溶液的pH從3.0升到5.0時(shí)，溶液中c(CHCOO-)/c(CHCOOH)＝Ksp/ c(H+)，所以其值增大到原來(lái)的100倍，D正確，答案選D。 【考題精練】 1．25℃時(shí)，將氨水與氯化銨溶液混合得到 c(NH3H2O)＋c(NH4＋) = 0.1 molL－1的混合溶液。溶液中c(NH3H2O)、c(NH4＋)與pH的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)離子濃度關(guān)系敘述一定正確的是 （ ） A．W點(diǎn)表示溶液中：c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝ c(Cl－)＋c(OH－) B．pH＝10.5溶液中：c(Cl－)＋c(OH－)＋c(NH3H2O)＜0.1 molL－1 C．pH＝9.5溶液中：c(NH3H2O)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．向W點(diǎn)所表示1L溶液中加入0.05molNaOH固體（忽略溶液體積變化）： c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(OH－) ＞c(NH4＋) ＞c(H＋) 【答案】AC 【解析】A、根據(jù)電荷守恒知，二者的混合液中一定有：c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝ c(Cl－)＋c(OH－)，正確；B、根據(jù)電荷守恒知，二者的混合液中一定有：c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝ c(Cl－)＋c(OH－)，又c(NH3H2O)＋c(NH4＋) = 0.1 molL－1，則pH＝10.5溶液中：c(Cl－)＋c(OH－)＋c(NH3H2O)＞0.1 molL－1，錯(cuò)誤；C、根據(jù)題給圖像知pH＝9.25的混合液中c(NH3H2O)=c(NH4＋)，pH＝9.5溶液中：c(NH3H2O)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)，正確；D、向W點(diǎn)所表示1L溶液中加入0.05molNaOH固體所得溶液為氯化鈉與一水合氨的混合液，則有：c(Cl－)=c(Na＋)＞c(OH－) ＞c(NH4＋) ＞c(H＋)，錯(cuò)誤。 2．常溫下已知兩種一元弱酸HX和HY，如果向NaX溶液中通入少量CO2氣體生成HX和NaHCO3；往NaY溶液中通入少量CO2生成HY和Na2CO3。下列有關(guān)敘述正確的是 （ ） A．酸性由強(qiáng)至弱：HX＞HY＞H2CO3 B．結(jié)合H+的能力：Y－＞CO32－＞X－＞HCO3－ C．溶液堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 D．NaX溶液中通入足量CO2后的離子濃度：c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H+) 【答案】B 【解析】A.根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)的規(guī)律：強(qiáng)酸制取弱酸，向一元弱酸HX如果向NaX溶液中通入少量CO2氣體生成HX和NaHCO3可得酸性H2CO3>HX，向往NaY溶液中通入少量CO2生成HY和Na2CO3則證明酸性HCO3-> HY，則酸性H2CO3＞HX＞HCO3-> HY，所以選項(xiàng)A錯(cuò)誤；酸性越強(qiáng)，其電離產(chǎn)生的離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)，所以結(jié)合H+的能力大小關(guān)系是：Y－＞CO32－＞X－＞HCO3－,正確；C．酸越強(qiáng)，其鹽水解的程度就越小，溶液的堿性就越弱，由于酸性H2CO3＞HX＞HCO3-> HY，所以溶液堿性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，錯(cuò)誤；D．NaX溶液中通入足量CO2后的溶液為NaHCO3和HX。由于鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，電離程度大于弱電解質(zhì)HX，而且HCO3－會(huì)發(fā)生水解反應(yīng)消耗水電離產(chǎn)生的H+，使溶液中c(OH-)>c(H+)，CO2溶于水反應(yīng)產(chǎn)生碳酸，即HX電離使溶液顯酸性，所以離子濃度：c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(H+)＞c(X－)＞c(OH－)，錯(cuò)誤。