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(人教版)化学选修四：3.3.3.3《盐类水解在化学实验中的典型应用》学案

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第3课时 盐类水解在化学实验中的典型应用 [学习目标定位] 1.能根据电解质的电离、弱离子的水解判断溶液中微粒种类。2.会比较离子浓度的大小。3.能根据盐类的水解判断相应酸(或碱)的强弱。

1．根据盐类水解规律，回答下列问题： (1)实验室配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸是为了防止Fe3＋水解；配制FeCl2

溶液时，常加入少量的铁屑是为了防止Fe2＋被氧化。

(2)将Al2(SO4)3溶液加热蒸干，得到的固体物质是Al2(SO4)3；若将AlCl3溶液加热蒸干、灼烧，得到的固体物质是Al2O3。 (3)物质的量浓度相同的醋酸溶液和NaOH溶液等体积混合后，溶液呈碱性；pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液呈酸性。 2．(1)碳酸的电离方程式是H2CO3HCO－3＋H＋，HCO－3H＋＋CO2－3。 (2)碳酸溶液中存在的粒子有H2O、H2CO3、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－。 (3)碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO－3)>c(CO2－3)>c(OH－)。

探究点一 溶液中离子浓度的大小比较 1．单一溶液中离子浓度大小的比较 (1)氯化铵溶液 ①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。 电离：NH4Cl===NH＋4＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 水解：NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋。 判断溶液中存在的离子有NH＋4、Cl－、H＋、OH－。 ②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－)。 (2)碳酸钠溶液 ①电离、水解过程： 电离：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3、H2OH＋＋OH－。 水解：CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－、HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中存在的离子有Na＋、CO2－3、HCO－3、OH－、H＋。 ②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。

(3)碳酸氢钠溶液 ①电离、水解过程： 电离：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2OH＋＋OH－。 水解：HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中存在的离子有Na＋、HCO－3、CO2－3、H＋、OH－。 ②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。

2．混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O；溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。

(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH＋4、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH＋4)>c(H＋)。

(3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性；溶液中存在的离子有NH＋4、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。

[归纳总结] 1．溶液中离子浓度大小比较的方法思路 (1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小； (2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子； (3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。 2．特别注意的问题 (1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。 (2)多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式根水解程度和电离程度的相对大小。若酸式根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。 (3)当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。 [活学活用] 1．将pH＝4的盐酸与pH＝10的氨水等体积混合 (1)混合后溶液中的溶质是________，呈________性。 (2)溶液中离子浓度由大到小的顺序是___________________________________________。 答案 (1)NH4Cl、NH3·H2O 碱 (2)c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) 解析 (1)混合后发生反应HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O，弱碱氨水中c(NH3·H2O)>c(OH－)＝10－4 mol·L－1，反应后，氨水过量，溶质为NH4Cl和NH3·H2O，溶液呈碱性。 (2)NH4Cl===NH＋4＋Cl－ NH3·H2ONH＋4＋OH－ NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋ NH3·H2O的电离程度远大于NH＋4的水解程度，溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 探究点二 一元酸相对强弱的判断 下列实验事实能够说明一元酸HA的酸性比HB强的是①③⑤。 ①同质量同形状的锌片分别与同浓度、同体积的HA、HB反应，产生氢气的速率前者大于后者。 ②物质的量浓度相同的HA、HB溶液，前者的pH大于后者。 ③pH相同的HA、HB溶液加水稀释相同倍数，前者pH变化大于后者。 ④中和等体积、pH相同的HA、HB溶液，所需相同浓度NaOH溶液的体积前者大于后者。 ⑤物质的量浓度相同的NaA、NaB盐溶液的pH，前者等于7，后者大于7。 [归纳总结] 一元酸相对强弱的判断方法： (1)弱酸电离程度越小，溶液中c(H＋)越小，酸性越弱。 (2)弱酸强碱盐水解程度越大，溶液pH越大，相应弱酸的酸性越弱。 [活学活用] 2．100 ℃有pH分别为7、9、10的三种相同物质的量浓度的盐溶液NaX、NaY、NaZ，以下说法中不正确的是( ) A．在三种酸HX、HY、HZ中以HX酸性相对最强 B．HX、HY、HZ三者中有一种为强酸 C．在X－、Y－、Z－三者中，以Z－最易发生水解 D．中和1 mol HY酸后溶液为中性，需要的NaOH稍小于1 mol 答案 B 解析 根据越弱越水解，水解程度X－HY>HZ；100 ℃时中性溶液的pH<7，因此三种酸均为弱酸。 3．温度相同 、浓度均为0.2 mol·L－1的下列溶液： ①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、 ⑤Na2CO3、⑥CH3COONa，pH由小到大的排列顺序是( ) A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤ C．③②①⑥④⑤ D．⑤⑥②④①③ 答案 A 解析 先比较①③④，它们都呈酸性。NH4HSO4因电离出H＋而呈强酸性，pH最小；①④因NH＋4水解而呈弱酸性，①中c(NH＋4)是④的2倍，①中水解产生的c(H＋)大于④中水解产生的c(H＋)，pH：①<④。再比较⑤和⑥，均水解呈碱性，由于酸性CH3COOH>H2CO3，所以碱性Na2CO3>CH3COONa，pH：⑤>⑥。②呈中性。故pH由小到大的顺序为③①④②⑥⑤。 探究点三 水解平衡中的三个守衡关系 醋酸钠溶液中存在的平衡有CH3COONa ＋ H2OCH3COOH ＋ NaOH，H2OH＋＋OH－，存在的离子有Na＋、H＋_、CH3COO－、OH－。 1．电荷守恒：溶液呈电中性，所以溶液中n(正电荷)＝n(负电荷) 即：n(Na＋)＋n(H＋)＝n(CH3COO－)＋n(OH－)(两边同时除以体积) 即：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)。 2．物料守恒：CH3COONa固体中，n(Na＋)＝n(CH3COO－)，但在CH3COONa溶液中，因为CH3COO－水解，所以n(Na＋)>n(CH3COO－)，即c(Na＋)>c(CH3COO－)；根据CH3COONa固体中，n(Na＋)＝n(CH3COO－)，所以该溶液中n(Na＋)＝

n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)，(两边同时除以体积)即：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝c(Na＋)。 3．质子守恒：将上述两式相加得到以下关系：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)。根据水电离出的c(OH－)＝c(H＋)，溶液中的H＋或OH－虽与其他离子结合而以不同的形式存在，但其总量相同。 [归纳总结] 水解平衡中的三个守衡关系 (1) 电荷守恒：溶液呈电中性，溶液中n(正电荷)＝n(负电荷)。 (2) 物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 (3)质子守恒：水电离出的c(OH－)＝c(H＋)。 [活学活用] 4．写出硫化钾的三个守恒： 电荷守恒：______________________________________________________________________ 物料守恒：_______________________________________________________________________ 质子守恒：_______________________________________________________________________

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高中化学选修四：3.3+盐类的水解教学设计1

高中化学选修四：3.3+盐类的水解教学设计1

教学设计人教版高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解第一课时主讲人：刘俊萍工作单位：宁夏青铜峡市高级中学第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解教学目标：1、知识与能力：（1）理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解（2）能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性2、过程与方法：（1）培养分析问题的能力，能透过现象看本质。

（2）由实验中各种盐溶液的pH的不同，通过比较、分类、归纳、概括等方法分析其原因，进而找出盐类水解的规律。

3、情感、态度与价值观：通过实验培养实验技能和严谨的科学态度，知道科学研究的一般方法。

教学重点：盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。

教学难点:对化学平衡、电离平衡以及水的离子积等知识的综合运用。

实验准备:试管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸馏水、酚酞试液、pH试纸。

教学方法:启发式实验引导法，归纳法，教学过程: 【第一课时】【板书设计】一.盐溶液的酸碱性：谁强显谁性二.盐类的水解：1.定义：盐溶于水时，电离出的离子与水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。

2.本质：盐电离出的“弱”离子促进了水的电离，改变了溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。

注：能水解的盐的特征①.能溶于水②.弱酸阴离子或弱碱阳离子----有弱才水解3.盐的水解反应的特点①.是吸热的②.元素化合价不变③.微弱,用⇌表示（具体）4．水解规律第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解一、实验探究关系：二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解1．强酸弱碱盐的水解[讨论]：NH4Cl水溶液显酸性的原因是什么？① NH4Cl能电离出H+和OH-吗？② NH4Cl溶液中的H+和OH-从何而来？③水电离出的c（H+）和c(OH-）有什么关系？④而实验证明NH4Cl溶液呈酸性，那么溶液中c（H+）和c(OH-）有什么关系？为什么？2．强碱弱酸盐的水解：分析CH3COONa溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。

高中化学选修4——3.3.3盐类的水解(第3课时)水解平衡常数及其应用

高中化学选修4——3.3.3盐类的水解(第3课时)水解平衡常数及其应用


Kh=
c(MOH)·c(H+) c(M+)
=
c(MOH)·c(H+)·c(OH－ ) c(M+)·c(OH－)
=
1
Kb
·Kw =
Kw Kb
Kh=
Kw Kb
【练习】
1.已知25℃时，醋酸的电离平衡常数为1.75×10-5，则醋酸钠的水解平 衡常数是____5_._7_1__×_1__0_-_1_0____
3.已知氢硫酸H2S的水解平衡常数Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15，试 通过计算解释下列事实：NaHS溶液呈弱碱性，Na2S溶液显较强碱性。
答：NaHS溶液中HS-水解生成OH-和H2S， 水解常数
Na2S溶液里S2-水解生成OH-和HS-， 水解常数Kh(S2-)
Kh(HS-)＝7.7×10-8 < Kh(S2-)＝1.4，可知S2-水解程度大于HS-水解程度， 使溶液中c(OH-)>c(H+)，所以Na2S溶液显较强碱性，NaHS溶液呈弱碱性。
（2）酸式盐Na2HPO4溶液显碱性的原因分析： 答：Na2HPO4溶液中HPO42—可以电离产生H+和PO43—,其电离常数Ka3＝4.4×10-13 。 HPO42—可以水解生成OH—和H2PO4—，水解常数Kh(HPO42—)＝
Kh(HPO42-)＝1.6×10-7>Ka3＝4.4×10-13 ,可知酸式盐Na2HPO4溶液中HPO42-水 解程度大于HPO42-的电离程度，使溶液中c(OH-)>c(H+)，Na2HPO4溶液显碱性。
2..已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为： 醋酸Ka =1.75×10-5 碳酸Ka1=4. 2×10-7，Ka2=5.6×10-11 亚硫酸Ka1=1.23×10-2，Ka2=6.6×10-8 (1)写出碳酸的第一级电离平衡常数的表达式：K1=_______________ 。 (2)在相同条件下，试比较CH3COONa、Na2CO3和Na2SO3水溶液的 碱性强弱：____N_a__2_C_O__3__>___N__a__2_S_O__3__>__C__H_3_C__O__O_N__a_____。
人教版高二化学选修四：3.3 盐类的水解 教学案

人教版高二化学选修四：3.3 盐类的水解 教学案

3.3.1 盐类的水解教学案班级姓名小组________第____号【学习目标】1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。

2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。

【教学重点难点】重点：盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。

难点：盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。

【学情分析】上节课学习了酸碱中和滴定，本节课学习盐类的水解，该知识点也是高考的重点。

【导学流程】自主学习内容一、回顾旧知酸碱中和滴定二、基础知识感知：（一）、盐类水解1.探究盐溶液的酸碱性通过实验测定室温时下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。

三、探究问题2.盐溶液呈现酸碱性的理论分析(1)CH3COONa水溶液呈碱性的原因①电离方程式CH3COONa溶于水完全电离：。

溶液中水的电离：。

②水电离平衡的影响溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成的醋酸分子，从而使水的电离平衡向的方向移动。

③溶液的酸碱性溶液中c(H＋) ，c(OH－) ，c(H＋) c(OH－)，故CH3COONa溶液呈性。

④水解方程式化学方程式：。

离子方程式：。

(2)NH4Cl溶液呈酸性的原因①电离方程式NH4Cl溶于水完全电离：NH4Cl===NH＋4＋Cl－。

溶液中水的电离：。

②水电离平衡的影响NH＋4与水电离的OH－结合生成难电离的，水的电离平衡向的方向移动。

③溶液的酸碱性溶液中c(OH－) ，c(H＋) ，c(H＋) c(OH－)，故NH4Cl溶液呈。

④水解方程式化学方程式：。

离子方程式：。

(3)NaCl溶液呈中性的原因NaCl溶于水后电离产生和，不能与水电离出的OH－、H＋结合成的物质，水的电离平衡发生移动，c(H＋) c(OH－)，溶液呈中性。

归纳总结：1.盐类水解的实质在溶液中盐电离出来的结合水电离出的生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，了水的电离，使溶液显酸性、碱性或中性。

(人教版)化学选修四：3.3.3.1《盐类水解的实质与规律》学案

(人教版)化学选修四：3.3.3.1《盐类水解的实质与规律》学案

第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质与规律[学习目标定位] 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。

2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。

1．水的电离与溶液的酸碱性(1)水的电离方程式是H2O H＋＋OH－，若在水中加入酸或碱，水的电离平衡移动方向是向逆反应方向移动，理由是增大了水中c(H＋)或c(OH－)。

(2)溶液呈酸碱性的根本原因是c(H＋)≠c(OH－)。

溶液呈中性是因为c(H＋)＝c(OH －)，呈酸性是因为c(H＋)>c(OH－)，呈碱性是因为c(H＋)<c(OH－)。

2．(1)写出下列中和反应的化学方程式：①盐酸与NaOH溶液：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O；②盐酸与氨水：HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O；③醋酸与NaOH溶液：CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O；④醋酸与氨水：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O。

(2)上述反应物中，属于强电解质的是HCl、NaOH，属于弱电解质的是CH3COOH、NH3·H2O。

3．醋酸溶液中加入氢氧化钠溶液，反应的离子方程式是CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O，若在反应后的溶液中加入盐酸，反应的离子方程式是CH3COO－＋H＋CH3COOH。

探究点一盐类水解1．通过实验测定下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。

实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。

2．CH3COONa水溶液呈碱性的原因溶液中都存在水的电离平衡：H2O OH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完全电离：CH3COONa===Na＋＋CH3COO－，溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，溶液中有关离子的浓度变化是c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)小于c(OH －)，所以CH3COONa溶液呈碱性。