第三節鹽類的水解教案第一課時知識與技能：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、培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質。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。情感態度價值觀：培養學生的實驗技能，對學生進行科學態度和科學方法的教育教學重點：鹽類水解的本質，理解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解的規律。教學難點：鹽類水解方程式的書寫和分析。教學方法：啟發式實驗引導法教學過程：［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NaClNa2CO3NaHCO3NH4Cl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？這節課我們就來研究這個問題。[板書]第三節鹽類的水解一、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不同酸堿性的原因。NaCl溶液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+………⑴［問］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些電離平衡？［投影］H2OH++OH-………⑵［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，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+CH3COOH………⑶［講］把⑴⑵⑶式聯立，可得到［投影］水解方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH［講］這說明CH3COONa溶于水后，反應有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述方程式改寫成離子方程式。［投影］CH3COO-+H2OCH3COOH+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+ + H2OH++OH? CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO?+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?+H2OOH?+H+NH3·H2ONH4Cl+H2ONH3·H2O+HClNH4++H2ONH3·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。但強酸強堿鹽會發生水解嗎？不會！［講］說得好！是不會。因為強酸強堿鹽所電離出來的離子都不會和水電離出來的H+或OH-發生反應，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？鹽的水解有什么規律？鹽的水解與酸堿中和反應有和聯系？［板書］1、鹽類水解(hydrolysisofsalts)：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［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：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，水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發生水解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“↑”和“↓”，也不把生成物寫成其分解產物的形式。［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―+H2OHCO3―+OH―(主要)HCO3―+H2OH2CO3+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：eq\o\ac(○,1)水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成相應的離子。eq\o\ac(○,2)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）eq\o\ac(○,3)多元酸鹽的水解是分步進行的。如：CO32?+H2OHCO3?+OH?HCO3?+H2OH2CO3+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++2H2OCu(OH)2+2H+Al3++3H2OAl(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＋+3H2OAl(OH)3+3H＋，NaHCO3溶液顯酸性：HCO3―+H2OH2CO3+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律。［投影］eq\o\ac(○,1)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“↓”eq\o\ac(○,2)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CH3COONa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、NH4ClB、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3［規律小結］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成或水解方程式不正確的是(D)eq\o\ac(○,1)HCl+H2OH3O++Cl―eq\o\ac(○,2)ZnCl2+H2OZn(OH)2+2HCleq\o\ac(○,3)Na2CO3+H2OH2CO3+2NaOHeq\o\ac(○,4)Al2(SO4)3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3A、eq\o\ac(○,1)eq\o\ac(○,2)B、eq\o\ac(○,3)eq\o\ac(○,4)C、eq\o\ac(○,1)eq\o\ac(○,2)eq\o\ac(○,4)D、全部板書設計：第三節鹽類的水解一、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、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因1、鹽類水解(hydrolysisofsalts)：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：eq\o\ac(○,1)水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成相應的離子。eq\o\ac(○,2)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）eq\o\ac(○,3)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。教學反思：第三節鹽類的水解（第二課時）【教學目標】知識與技能：1、了解鹽類水解在工農業生產和日常生活的應用過程與方法：1、培養學生分析問題的能力2、培養學生歸納思維能力和邏輯推理能力情感態度價值觀：1、通過對鹽類水解規律的總結，體會自然萬物變化的豐富多彩【教學重點】鹽類水解的影響因素【教學難點】鹽類水解的應用【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。［科學探究］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，FeCl3是否容易發生水解？水解生成物是什么？寫出其水解反應的方程式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＋+3H2OFe(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(Fe3＋)；(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弱電解質，Fe3＋的水解程度就可能趨向完全［引入］這節課我們就來系統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。若改變條件，水解平衡就會發生移動，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BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。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BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。若是具有氧化性的鹽和具有還原性的鹽溶液反應時，一般可發生氧化還原反應：2FeCl3＋Na2S＝＝2FeCl2＋2NaCl＋S［過］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PH＜7，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（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。發生該現象的主要原因是＿＿＿＿＿2、相同溫度、相同物質的量濃度的四種溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ，②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小排列正確的是（）。

Ａ．①＞④＞③＞②Ｂ．①＞②＞③＞④

Ｃ．④＞③＞①＞②Ｄ．④＞①＞③＞②

解析：此題考查學生對鹽類水解規律的掌握和理解，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”的規律比較，即組成鹽的離子與水電離的Ｈ＋或ＯＨ－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，ｐＨ也較大，正確選項為Ｄ。

［板書］2、比較鹽溶液離子濃度大小或離子數時要考慮水解。［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LNa2CO3溶液中，陰離子濃度的大小順序為：c(CO32―)>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，因其陽離子發生諸如Fe3＋+3H2OFe(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，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+3H2OAl(OH)3+3HCl，蒸干過程中，HCl揮發，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，固體產物是Al2O3。又如，有些鹽(如Al2S3)會發生雙水解(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物是＿＿＿＿，其理由是（用方程式表示，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生雙水解，則不能大量共存，能發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，但不是因為發生雙水解，而是因為發生氧化還原反應［板書］6、化肥的合理施用，有時也要考慮鹽類的水解［講］銨態氮肥與草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3水解呈堿性；CO32―+H2OHCO3―+OH―，銨態氮肥中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＋+H2ONH3·H2O＋H＋［隨堂練習］為了同時對某農作物施用分別含有N、P、K三種元素的化肥，對于給定的化肥：①K2CO3②KCl③Ca(H2PO4)2④(NH4)2SO4⑤氨水，最適合的組合是()A、①③④B、②③④C、①③⑤D、②③⑤［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＋+3H2OAl(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等)溶液中產生H2［講］將Mg條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產生，有關離子方程式為NH4＋+H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2Mg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＋水解產生H＋反應：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2OFe(OH)3+3H＋不斷向右移動，Fe3＋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、氫氧化鈉C、碳酸鈉D、碳酸鎂［板書］11、工農業生產、日常生活中，常利用鹽的水解知識［講］泡沫滅火器產生泡沫是利用了Al2（SO4）3和NaHCO3相混合發生雙水解反應，產生了CO2，Al3＋＋3HCO3―＝＝Al(OH)3＋3CO2［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，析出鹽的晶體，如NaCl；但能水解，生成的酸不揮發，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性，則析出金屬氫氧化物，若蒸干后繼續加熱，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ＮａＸ，ＮａＹ，ＮａＺ的溶液，其ｐH依次為8，9，10，則ＨＸ，ＨＹ，ＨＺ的酸性由強到弱的順序是（）。

Ａ．ＨＸ，ＨＺ，ＨＹＢ．ＨＺ，ＨＹ，ＨＸ

Ｃ．ＨＸ，ＨＹ，ＨＺＤ．ＨＹ，ＨＺ，ＨＸ

［板書］14、制備納米材料［講］例如，用TiCl4制備TiO2：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，如在農業生產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。板書設計：三、鹽類水解的影響因素1、內因：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)溶液中產生H210、某些鹽的分離除雜要考慮鹽類水解11、工農業生產、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、制備納米材料教學反思：第三節鹽類的電離(第3課時)電解質溶液中有關離子濃度的判斷【教學目標】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、培養學生運用對比法和依據客觀事實解決問題的邏輯思維能力情感態度價值觀：1、引導學生樹立“透過現象，抓住本質”的辯證唯物主義認識觀點，培養學生善于觀察、勤于思考的科學態度【教學重點】溶液中微粒濃度的大小比較【教學難點】雙水解問題；電解質溶液中存在的守恒關系【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］⑴弱電解質的電離是微弱的，電離消耗的電解質及產生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電離的存在；⑵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］⑴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-)。⑵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-)）總是大于水解產生的弱電解質的濃度；⑶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+)；⑷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，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，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量的始態和終態。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，對溶液中大小進行可以用守恒法。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，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）、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等于陽離子的正電荷總數，［講］電荷守恒的重要應用是依據電荷守恒列出等式，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］書寫電荷守恒式必須①準確的判斷溶液中離子的種類；②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。HS―＋H2OH2S＋OH―HS―H＋＋S2―H2OH＋＋OH―［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］L的H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列順序是_________________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，L的氨水溶液中，下列關系式中不正確的是A.c(OH-)＞c(H+(NH3·H2O)+c(NH4+)=L(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)(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()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―+H2OCH3COOH+OH―；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈現堿性，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Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32―，CO32―+H2OHCO3―+OH―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―。CO32―水解使溶液呈現堿性，則C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，則C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又發生第二步水解，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)>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)［點擊試題］判斷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(OH―)>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LKHC2O4溶液中，下列關系正確的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(C2O42-B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-［過］下面再讓我們利用上述規律來解決一下強酸弱堿鹽的問題［點擊試題］在氯化銨溶液中，下列關系正確的是（

）(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)［板書］三、典型題----兩種電解質溶液相混合型的離子濃度的判斷［講］解此類題的關鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解情況以及混合時弱電解質有無剩余，若有剩余，則應討論弱電解質的電離。下面以一元酸、一元堿和一元酸的鹽為例進行分析。［板書］1、強酸與弱堿混合［點擊試題］PH=13的NH3·H2O和PH=1的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是____________解析：PH==1的HCl，C(H＋)==mol/L，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)==mol/L，則NH3·H2O的濃度遠大于mol/L，因此，兩溶液混合時生成NH4Cl為強酸弱堿鹽，氨水過量，且C(NH3·H2O)>C(NH4Cl)，則溶液的酸堿性應由氨水決定。即NH3·H2O的電離大于NH4＋的水解，所以溶液中的離子濃度由大到小的順序為：C(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。［講］需要我們注意的是，強酸弱堿鹽溶液中加入一定量的弱堿，解題方法與此題相同。［板書］2、強堿與弱酸混合［點擊試題］PH=X的NaOH溶液與PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。將上述兩溶液等體積混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小的順序正確的是()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-Ymol/L，因為X+Y==14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。因此C(CH3COOH)遠大于10-Ymol/L，CH3COOH過量，因此選項B正確。［講］上述兩題的特點是PH1+PH2==14，且等體積混合。其溶液中各離子濃度的關系的特點是［板書］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［點擊試題］mol/L的CH3COOK與mol/L的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質的量關系正確的是()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：兩溶液混合后CH3COOK+HClKCl+CH3COOH，又知CH3COOK過量，反應后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物質的量相等。由于CH3COOH的電離和CH3COO―的水解程度均很小，且CH3COOH的電離占主導地位，因此，C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)。又知C(Cl―)==mol/L，C(CH3COOH)<mol/L。因此，選項中D是正確的。［板書］4、酸堿中和型

(1)恰好中和型

［點擊試題］在10ml·L-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應后溶液中各微粒的濃度關系錯誤的是(

)。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與HAc物質的量都為1×10-3mol，兩者恰好反應生成NaAc，等同于單一溶質，故與題型①方法相同。由于少量Ac-發生水解：Ac-+H2OHAc+OH-。故有c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)，根據物料守恒C正確，根據電荷守恒D正確，A錯誤。故該題選項為A。

［板書］(2)pH等于7型

［點擊試題］常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH＝7，則此溶液中(

)。A．c(HCOO-)＞c(Na+)

B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)＝c(Na+)

D．無法確定c(HCOO-)與c(Na+)的關系解析：本題絕不能理解為恰好反應，因完全反應生成甲酸鈉為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，而現在Ph=7，故酸略為過量。根據溶液中電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)＋c(OH-)

因pH=7，故c(H+)=c(OH-)，所以有c(Na+)=c(HCOO-)，答案為C。

［板書］(3)反應過量型

［點擊試題］常溫下將稀NaOH溶液與稀CH3COOH溶液混合，不可能出現的結果是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—)

［隨堂練習］1、將標準狀況下的通入150ml1mol/LnaOH溶液中，下列說法正確的是（A）A．c(HCO3-)略大于c(CO32-)

B．c(HCO3-)等于c(CO32-)C．c(Na+)等于c(CO32-)與c(HCO3-)之和

D．c(HCO3-)略小于c(CO32-)2、向·L－1NaOH溶液中通入過量CO2后，溶液中存在的主要離子是（

）A

Na＋、CO32－

B

Na＋、HCO3－

C

HCO3－、CO32－

D

Na＋、OH－［板書］四、守恒問題在電解質溶液中的應用［講］解此類題的關鍵是抓住溶液呈中性(即陰陽離子所帶電荷總數相等)及變化前后原子的個數守恒兩大特點。若題中所給選項為陰陽離子的濃度關系，則應考慮電荷守恒，若所給選項等式關系中包含了弱電解質的分子濃度在內，則應考慮物料守恒。［點擊試題］表示mol/LNaHCO3溶液中有關粒子濃度的關系正確的是()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溶液因為水解大于電離而呈堿性，因此C(OH―)>C(H＋)。B、應考慮電荷守恒，C(CO32―)前應乘以2；C、電荷守恒符合題意；D、含弱電解質分子應考慮物料守恒，在NaHCO3溶液中存在下列關系：NaHCO3==Na＋+HCO3―；HCO3―H＋+CO32―；HCO3―+H2OH2CO3+OH―則C(Na＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)符合題意。故選CD［板書］1、兩種物質混合不反應：［點擊試題］用物質的量都是mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，對該混合溶液的下列判斷正確的是()(H+)＞C(OH-)(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝mol/L(CH3COOH)＞C(CH3COO-)(CH3COO-)＋C(OH-)＝mol/L［板書］2、兩種物質恰好完全反應［點擊試題］在10ml·L-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應后溶液中各微粒的濃度關系錯誤的是()。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-)［板書］3、兩種物質反應，其中一種有剩余：(1)酸與堿反應型［講］關注所給物質的量是物質的量濃度還是pH。在審題時，要關注所給物質的量是“物質的量濃度”還是“pH”，否則會很容易判斷錯誤。（解答此類題目時應抓住兩溶液混合后剩余的弱酸或弱堿的電離程度和生成鹽的水解程度的相對大小。）［點擊試題］把mol·L-1HAc溶液與mol·L-1NaOH溶液等體積混合，則混合液中微粒濃度關系正確的是()A、c(Ac-)＞c(Na+)B、c(HAc)＞c(Ac-)C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)D、c(HAc)+c(Ac-)＝mol·L-1［板書］（2）鹽與堿(酸)反應型［講］解答此類題目時應抓住兩溶液混合后生成的弱酸或弱堿的電離程度和剩余鹽的水解程度的相對大小。［點擊試題］將·L-1醋酸鈉溶液20mL與·L-1鹽酸10mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關粒子濃度關系正確的是()。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-)［板書］4、不同物質同種離子濃度比較型：［點擊試題］物質的量濃度相同的下列溶液中，NH4+濃度最大的是（

）。A．NH4Cl

B．NH4HSO4

C．NH3COONH4

D．NH4HCO3解析：NH4+在溶液中存在下列平衡：NH4++H2ONH3·H2O+H+

B中NH4HSO4電離出大量H+，使平衡向左移動，故B中c(NH4+)大于A中的c(NH4+)，C項的CH3COO-和D項的HCO3-水解均呈堿性，使平衡向右移動，故C、D中c(NH4+)小于A中c(NH4+)，正確答案為B。［小結］電解質溶液中離子濃度大小比較問題，是高考的“熱點”之一。多年以來全國高考試卷年年涉及這種題型。這種題型考查的知識點多，靈活性、綜合性較強，有較好的區分度，它能有效地測試出學生對強弱電解質、電離平衡、電離度、水的電離、pH值、離子反應、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運用能力。首先必須有正確的思路：其次要掌握解此類題的三個思維基點：電離、水解和守恒（電荷守恒、物料守恒及質子守恒）。對每一種思維基點的關鍵、如何切入、如何展開、如何防止漏洞的出現等均要通過平時的練習認真總結，形成技能。第三，要養成認真、細致、嚴謹的解題習慣，要在平時的練習中學會靈活運用常規的解題方法，例如：淘汰法、定量問題定性化、整體思維法等。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等于陽離子的正電荷總數，2、物料守恒：就電解質溶液而言，物料守恒是指電解質發生變化（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。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

(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：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反思：練習一、選擇題：（每題有1-2個正確答案）1、下列各物質投入水中，因促進水的電離而使溶液呈酸性的是（）A、NaHSO4 B、Na3PO4 C、CH3COOH D、Al2(SO4)32、物質的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH值依次為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是（）A、HX、HY、HZ B、HZ、HY、HX C、HX、HZ、HY D、HY、HZ、HX3、將滴有甲基橙的醋酸鈉飽和溶液加熱，溶液的顏色是（）A、黃色不變 B、黃色變橙色 C、黃色變紅色 D、橙色不變4、下列關于鹽類水解的敘述中，錯誤的是（）A、鹽類水解是中和反應的逆反應B、鹽類水解過程是吸熱過程C、含有弱酸根鹽的水溶液一定顯堿性D、鹽溶液的酸堿性主要決定于形成鹽的酸和堿的相對強弱5、下列各組離子中能在溶液中大量共存，且溶液呈堿性透明的是（）A、Na+、OH-、H2PO4-、NO3- B、AlO2-、K+、CO32-、Na+C、Al3+、Cl-、AlO2-、Na+ D、Fe2+、K+、H+、NO3-6、用物質的量都是的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+)。對該混合溶液的下列判斷正確的是（）A、c(H+)>c(OH-) B、c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=LC、c(CH3COOH)>c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)+c(OH-)=L7、100mLpH=11的氨水與100mLpH=3的鹽酸相混合，所得的混合液（）A、顯堿性 B、顯酸性 C、顯中性 D、不能確定其酸堿性8、物質的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3②NaHCO3 ③H2CO3④(NH4)2CO3⑤NH4HCO3，按c(CO32-)由小到大排列順序正確的是（）A、⑤<④<③<②<① B、③<⑤<②<④<①C、③<②<⑤<④<① D、③<⑤<④<②<①9、為了使Na2S溶