1、2019-2020年高中化學(xué)(大綱版)第二冊第三章電離平衡第三節(jié)鹽類的水解(備課資料)備課資料一、電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷是近年化學(xué)高考的重要題型之一。解此類型題的關(guān)鍵是掌握“兩平衡、兩原理”，即弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解平衡和電解質(zhì)溶液中的電荷守恒、物料平衡原理?，F(xiàn)將此類題的解題方法做如下總結(jié)。一、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷解此類題的關(guān)鍵是緊抓弱酸的電離平衡。例10.1molL-1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，

2、但兩步電離都產(chǎn)生H+,因此答案應(yīng)為：c(H+)c(HS-)c(S2-)c(0H-)弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)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)二、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較解此類題的關(guān)鍵是抓住鹽溶液中水解的離子。例2在CH3COONa溶液中各離子的濃度由大到小排列順序正確的是()A. c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)B. c(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+)C. c(Na+)c(CH3COO-)c(H+)c(OH-)D. c(Na+)c(OH-)c(CH3COO-)c(H+)解析：在CH3COO

3、Na溶液中CH3COONa=Na+CH3CO0-CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-而使c(CH3COO-)降低且溶液呈現(xiàn)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。一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)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)例3在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序解析：在Na2CO3溶液中Na2CO3=2Na+COCO+H2O”HCO+OH-HCO+H2OH2CO3+OH-CO水解使溶液呈現(xiàn)堿性，則c(OH-)c(H+)，由于

4、CO少部分水解，則c(CO)c(HCO)，HCO又發(fā)生第二步水解，則c(OH-)c(HCO)，第二步水解較第一步弱的多，則c(HCO)與c(OH-)相差不大，但c(H+)比c(OH-)小的多，因此c(HCO)c(H+)。此題的結(jié)論應(yīng)為：c(H+)Vc(HCO)c(OH-)c(水電離出的另一離子)例4判斷0.1molL-1的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系。解析：因NaHCO3=Na+HCOHCO+H2O”.比$03+0亠HCO”.H+CONaHCO3的水解程度大于電離程度，因此溶液呈堿性，且c(OH-)c(CO)。由于少部分水解和電離，則c(Na+)c(HCO)c(OH-)c(CO)又由于

5、HCO電離產(chǎn)生H+與CO數(shù)目相同，而H2O電離也可產(chǎn)生H+,因此c(H+)c(CO),則NaHCO3溶液離子濃度由大到小的排列順序為：c(Na+)c(HCO)c(OH-)c(H+)c(CO)二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關(guān)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、兩種電解質(zhì)溶液相混合離子濃度的判斷解此類題的關(guān)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(zhì)有無剩余，若有剩余，則應(yīng)討論弱電解質(zhì)的電離。下面以一元酸，一元堿和一元酸的鹽為例進(jìn)行分析。1. 強酸與弱堿混合例5pH=13的NH3H2O和pH=1的鹽酸等體積混合

6、后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列順序。解析：pH=1的HC1,c(H+)=0.1molL-1，pH=13的NH3也0,c(OH-)=0.1molL-1,則NH3H2O的濃度遠(yuǎn)大于0.1molL-1。因此兩溶液混合時生成NH4Cl為強酸弱堿鹽，氨水過量，且c(NH3H2O)c(NH4Cl),則溶液的酸堿性應(yīng)由氨水決定。即NH3H2O的電離大于NH的水解，所以溶液中的離子濃度由大到小的順序應(yīng)為：c(NH)c(Cl-)c(OH-)c(H+)注：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。2. 強堿與弱酸混合例6pH=x的NaOH溶液與pH=y的CHOOH溶液，已知x+y=14，且yV3。

7、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順序正確的是()A. c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)B. c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-)C. c(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+)D. c(Na+)c(CH3COO-)c(H+)c(OH-)解析：同例5,pH=x的NaOH溶液中,c(OH-)=10-(14-x)molL,pH=y的CHOOH溶液中,c(H+)=10-ymolL-1，因為x+y=14。NaOH中c(OH-)等于CHOOH中c(H+)。因此c(CH3COOH)遠(yuǎn)大于10-ymolL-1,CHOOH過量，因此選項中

8、B正確。上述兩題的特點是pH+pH2=14,且等體積混合。其溶液中各離子濃度的一般關(guān)系是：c(弱電解質(zhì)的離子)c(強電解質(zhì)的離子)c(顯性離子)c(水電離出的另一離子)3. 強酸弱堿鹽與強酸混合例70.2molL-1CH3COOK與0.1molL-1的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量關(guān)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(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)解析：兩溶液

9、混合后CH3COOK+HCl=KCl+CH3COOH,又知CH3COOK過量，反應(yīng)后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物質(zhì)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(dǎo)地位，因此c(CH3COO-)c(H+)c(OH-)。又知c(Cl-)=0.05molL-i,c(CH3COO-)0.05molL-i,c(CH3COOH)V0.05molL-i。因此選項中D是正確的。4. 強酸強堿鹽與弱堿或弱酸混合解析方法同3四、電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料平衡解此類題的關(guān)鍵是抓住溶液呈中性(即陰、陽離子所帶電荷總數(shù)相等)及變化前后原子的個數(shù)守恒兩大

10、特點。若題中所給選項為陰陽離子的濃度關(guān)系，則應(yīng)考慮電荷守恒；若所給選項等式關(guān)系中包含了弱電解質(zhì)的分子濃度在內(nèi)，則應(yīng)考慮物料守恒。例8表示0.1molL-1NaHCO3溶液中有關(guān)粒子濃度的關(guān)系正確的是()A. c(Na+)c(HCO)c(CO)c(H+)c(OH-)B. c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+c(CO)+c(OH-)C. c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)D. c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+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(yīng)考慮電荷守恒，c(CO)前應(yīng)乘以2。C. 電

11、荷守恒符合題意。D. 含弱電解質(zhì)分子應(yīng)考慮物料守恒。在NaHCO3溶液中存在下列關(guān)系：NaHCO3=Na+HCOHCO”H+COHCO+H2H2CO3+OH-則c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)符合題意。故選C、D。此類元素守恒題中各粒子之間的關(guān)系一般為：(以下二元弱酸的酸式鹽為例)c(不變化的離子)=c(變化的離子)+C(水解后生成的弱電解質(zhì))+C(電離所得二元弱酸根離子)二、對鹽類水解程度的理解：鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，即：酸+堿鹽+水不論從酸、堿反應(yīng)開始，還是從鹽水解反應(yīng)開始，一定條件下都能達(dá)到平衡。若鹽的水解程度對某化學(xué)現(xiàn)象的產(chǎn)生起積極作用，則考慮鹽的水解

12、；若鹽的水解程度對化學(xué)現(xiàn)象的產(chǎn)生不起積極作用，則不考慮水解。鹽的水解程度主要決定于鹽的結(jié)構(gòu)，次要決定于外部條件。中和反應(yīng)的趨勢(強對強易反應(yīng)、強對弱能反應(yīng)，弱對弱慢反應(yīng))越大，程度越深，則水解反應(yīng)的趨勢(兩強不水解，強弱能水解，兩弱易水解)越小，程度越淺。見下表：某些鹽的水解情況名稱0.1molL-1溶液h(水解度)pHNHCl40.0085%5.1CH3COONa0.0085%8.8NaHCO30.048%8NaCOo4.2%11.6CHCOONH,340.56%心7由此可見，對一般鹽(特別是強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽)通常情況下水解趨勢不大，其逆反應(yīng)(中和反應(yīng))趨勢較大。對0.1molL-1N

13、a2CO3溶液堿性已較強，但水解程度僅有4.2%。對一般弱酸弱堿鹽類通常情況下水解程度也較小，如0.1molL-1CH3COONH4溶液水解度只有0.56%。所以，通?？荚嚨乃庵粵Q定溶液的酸堿性和溶液中離子濃度(或排序問題)。但有部分弱酸弱堿鹽水解程度較大，如Al2(CO3)3、Al2S3、(NH4)2S等，由于它們的陰陽離子水解產(chǎn)物是易揮發(fā)的氣體或沉淀，離開平衡體系而促進(jìn)水解反應(yīng)進(jìn)行完全。如：2A13+3S3-+6H2O=2A1(OH)J+3H2Sf因此，A12(CO3)3、Al2S3幾乎百分之百完全水解，不能存在于水溶液中。(NH4)2S溶液的水解度高達(dá)99.9%。三、兩種鹽溶液混合促進(jìn)

14、水解的討論鹽溶液混合能相互促進(jìn)水解且趨于完全時稱之為雙水解。并不是所有的弱酸鹽和弱堿鹽溶液相混合都能發(fā)生雙水解反應(yīng)。因為弱酸陰離子水解可使溶液呈堿性即：An-+H2OHA-(n-1)+OH-弱堿陽離子水解可使溶液呈酸性即：Bm+mH2OB(OH)m+mH+當(dāng)弱酸陰離子和弱堿陽離子同在一水溶液中時，其水解可相互促進(jìn)，但這只是具備發(fā)生雙水解反應(yīng)的必要條件。溶液中存在弱酸HA-(n-1)與弱堿B(OH、H+與OH-發(fā)生中和反應(yīng)的兩種趨勢，若HA-(n-D與B(OH)反應(yīng)趨勢大于H+與OH-反應(yīng)趨勢時，則雙水解反應(yīng)m不能發(fā)生；反之發(fā)生雙水解反應(yīng)，即雙水解反應(yīng)的充分條件是水解產(chǎn)生的弱酸和弱堿不再發(fā)生中和

15、反應(yīng)。只有具備充分必要條件時才能發(fā)生雙水解反應(yīng)。如A13+與CO、HCO、SiO、A1O、SO、HSO、S2-、HS-、ClO-等；Fe3+與CO、HCO、SiO、A1O、ClO-等；NH與A1O、SO等均能發(fā)生趨于完全的雙水解反應(yīng)。四、兩鹽混合既促進(jìn)水解又促進(jìn)電離的討論：如將0.1mol-L-1的NaHCO3溶液(pH均為8)與同物質(zhì)的量濃度的NaAlO2溶液(pH約為11)等體積混合，只產(chǎn)生白色沉淀Al(OH)3而無氣體產(chǎn)生。其原因是：AlO和HCO都可以水解，且溶液均為堿性，但AlO水解程度大于HCO：AlO+2H2O”Al(OH+OH-HCO+HOCO+OH-h3223使得NaHCO3

16、水解不僅受到限制而且又促進(jìn)如下反應(yīng)：HCO+OH-=CO+H2O的發(fā)生，因此上述鹽溶液的混合是既促進(jìn)了AlO的水解，又促進(jìn)了HCO的電離。同理AlO的水解可促進(jìn)HS-、HSO、H2PO等的電離；PO的水解與H2PO的電離也可互相促進(jìn)。五、兩鹽混合不考慮水解的討論：(1) 當(dāng)兩鹽溶液性質(zhì)(酸性或堿性)相同時，且無酸式根離子存在，它們能發(fā)生反應(yīng)生成難溶物時不考慮水解。如Pb(NO3)2和CuSO4、Na2CO3與BaS、ZnCl2與AgNO3等物質(zhì)它們雖有水解趨勢，但由于復(fù)分解反應(yīng)趨勢更大，故不考慮水解。(2) 當(dāng)兩鹽分別含有強氧化性離子和強還原性離子時不考慮水解。如FeCl3溶液與KI、Na2S

17、等溶液混合發(fā)生的是氧化還原反應(yīng)，故不考慮水解。(3) 當(dāng)兩鹽能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)時由于絡(luò)合趨勢大于水解趨勢而不考慮水解。如FeCl3與KSCN溶液反應(yīng)由于生成】Fe(SCN)2+,故不考慮水解。(4) 當(dāng)兩鹽性質(zhì)相反能生成溶解度更小的鹽時，由于沉淀趨勢大于水解趨勢而不考慮水解。如CuSO4與Na2S、FeCl2與Na2S相混合，發(fā)生的是以下反應(yīng)：Cu2+S2-=CaS；，F(xiàn)e2+S2-=FeS(而不是生成Cu(OH)2和Fe(OH)2。六、溶液的酸堿性對鹽水解的影響水解反應(yīng)常使鹽的溶液呈酸性或堿性。控制溶液酸堿性可促進(jìn)或抑制水解的程度。如配制FeCl3溶液時常用相應(yīng)酸(鹽酸)先溶解FeCl3,然后再

18、加水稀釋，就是為了防止Fe3+的水解。一般對水解后呈酸性的鹽溶液加相應(yīng)酸可抑制水解，加堿性物質(zhì)可促進(jìn)水解。(摘自中學(xué)化學(xué)XX年第11期，作者：呂來東)七、水解知識的實際應(yīng)用水解的知識在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中有較為廣泛的應(yīng)用。例如農(nóng)業(yè)上給農(nóng)作物施肥時，不僅要弄清農(nóng)作物的缺肥狀況和農(nóng)作物吸收這些養(yǎng)分的特點，還必須清楚地知道每一種成分的性質(zhì)。假如某塊地缺氮和磷，雖然氨水和普照鈣可分別提供氮和磷，但卻不能將氨水和普鈣混合施用，否則磷將轉(zhuǎn)變?yōu)椴荒転橹参镂盏某恋砦?。在工業(yè)生產(chǎn)中，經(jīng)常利用某些物質(zhì)的水解來替代某些物質(zhì)。如工業(yè)除去某些物質(zhì)表面的油脂、工業(yè)制取和吸收單質(zhì)溴時，常采用純堿代替燒堿；泡沫滅火器利用的是小蘇打

19、溶液和硫酸鋁溶液之間的反應(yīng)，其原理就是水解，6HaHCO3+Al2(SO4)3=3Na2SO4+6CO2f+2Al(OH)3；綜合能力訓(xùn)練1. 在0.1molLTNaHCO3溶液中，下列關(guān)系中不正確的是()A. c(Na+)=c(HCO)+c(OH-)B. c(Na+)=)+c(H2CO3)+c(CO)C. c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)D. c(Na+)+c(H+)=c(HCO+c(OH-)+2c(CO)答案：AC2. 25C、pH=2的酸(HA)溶液和pH=12的堿(BOH)溶液等體積混合，混合溶液pH=5(1) 混合溶液中離子一定發(fā)生水解反應(yīng)。(2) 在(1)中反指離子水解的

20、離子方程式是。3. 兩種鈉鹽分別溶于水后，溶液的pH均大于7,露置于空氣中相當(dāng)一段時間后(不考慮水分揮發(fā))，溶液的pH都近似為7，該兩種溶液呈堿性的有關(guān)離子方程式是。答案：C1O-+HQ孑HClO+OH-SO+H2OHClO+OH-2019-2020年高中化學(xué)(大綱版)第二冊第三章電離平衡第三節(jié)鹽類的水解(第一課時)從容說課本節(jié)教材涉及的知識面較寬，綜合性較強，是前面已學(xué)過的電解質(zhì)的電離、水的電離平衡和水的離子積.以及平衡移動原理等知識的綜合應(yīng)用。因此，本節(jié)的教學(xué)與前面的教學(xué)有密切的聯(lián)系。學(xué)生對前面所學(xué)知識的理解程度將直接影響對本節(jié)內(nèi)容的學(xué)習(xí)。本節(jié)教材是本章教材的教學(xué)重點和難點。本節(jié)教材密切聯(lián)

21、系上一節(jié)教材，從酸溶液呈酸性.堿溶液呈堿性，引導(dǎo)學(xué)生思考鹽溶液是否呈中性。教材通過(實驗31)來回答這個問題，并引導(dǎo)學(xué)生根據(jù)實驗結(jié)果討論，鹽溶液的酸堿性與組成該鹽的酸或堿的強弱之間有什么關(guān)系。這就把鹽溶液的酸堿性與鹽的組成聯(lián)系起來.為分類討論鹽類的水解奠定了基礎(chǔ)。教材在分類介紹鹽類的水解時，重點說明鹽類電離產(chǎn)生的弱酸或弱堿離子對水的電離平衡所產(chǎn)生的影響.并配以形象化的示意圖，便于學(xué)生理解鹽類水解的本質(zhì)。在具體分析了強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽溶液的酸堿性后教材提及強酸強堿鹽不水解，并簡單說明其溶液呈中性的原因。弱酸弱堿鹽的水解較復(fù)雜。根據(jù)教學(xué)大綱的有關(guān)規(guī)定，教材沒有作介紹。教材第二部分內(nèi)容鹽類水解的

22、利用，側(cè)重于介紹鹽類水解達(dá)到平衡后，如何改變溫度、濃度等外界條件克服鹽類水解的不利影響使鹽類水解向有利的方向移動。對鹽類水解。的利用的教學(xué)要求教學(xué)大綱只要求A層次，但在具體討論鹽類水解的利用的實例時由于往往涉及到鹽類水解的本質(zhì)以及平衡移動原理等知識，因此按教學(xué)大綱中對這部分知識的教學(xué)要求，應(yīng)為C層次。通過對鹽類水解的利用的實例分析，可以使學(xué)生進(jìn)一步鞏固并加深理解鹽類的水解原理和平衡移動原理等知識。關(guān)于鹽類水解的利用，教材中主要介紹了兩種情況。第一種情況是在鹽溶液中加人適量的酸或堿，促使水解平衡向左或向右移動，從而根據(jù)實際需要，抑制或促進(jìn)鹽類水解。教材中以實驗室里配制FeCl3溶液時需要加適量鹽

23、酸為例來加以說明。第二種情況是介紹了利用升高溫度以促進(jìn)鹽類水解的方法來除去溶液中的某些金屬離子。如介紹了可用加熱的方法來除去KNO3，溶液中所含的Fe3+。本節(jié)教材分兩部分進(jìn)行教學(xué)即鹽類的水解以及鹽類水解的利用。實驗31是本節(jié)教學(xué)的重要事實依據(jù)。通過這個實驗引導(dǎo)學(xué)生深入討論以下問題：鹽的組成與鹽溶液的酸堿性有什么關(guān)系?為什么NHCI溶液顯酸性?為什么CHCOONa溶液顯堿性?鹽類水解的實質(zhì)是什43么?如何正確書寫鹽類水解的化學(xué)方程式?在討論的基礎(chǔ)上引導(dǎo)學(xué)生對鹽類水解進(jìn)行歸納小結(jié)。鹽類水解的利用的教學(xué)可以通過實例討論和練習(xí)的方法進(jìn)行，關(guān)鍵是抓住外界條件對鹽類水解平衡的影響尤其是溶液的酸堿度和溫度

24、對水解平衡的影響。教學(xué)目標(biāo)1. 使學(xué)生理解鹽類水解的實質(zhì)，掌握水解的規(guī)律，學(xué)會鹽類水解離子方程式的書寫。2. 使學(xué)生了解鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。3. 培養(yǎng)學(xué)生實驗?zāi)芰?、思維能力、邏輯推理和綜合歸納能力。教學(xué)重點鹽類水解的本質(zhì)教學(xué)難點鹽類水解方程式的書寫和分析課時安排二課時教學(xué)方法采用設(shè)置問題、實驗、討論、分析、歸納、講解、自學(xué)相結(jié)合的教學(xué)方法。教具準(zhǔn)備1.CCOONa、NH4CI、NaCl、NazCq、NaHC%AlS%、KNQ、蒸餾水。2試管、玻璃棒、pH試紙3.投影儀、電腦教學(xué)過程第一課時導(dǎo)入新課提問酸溶液和堿溶液中的H+和OH-濃度分別有什么關(guān)系？生酸溶液中H+濃度大于OH-濃度，

25、堿溶液中H+濃度小于OH-濃度。師那么鹽溶液中H+和OH-濃度是否一定相等呢？下面請同學(xué)們自己動手，用pH試紙測量一下你面前所放的CH3COONa、NH4CI、NaCl三種鹽溶液的pH。學(xué)生實驗，教師巡視并提醒學(xué)生正確使用pH試紙問這三種鹽溶液是否都顯中性？生不是。師你們測定的結(jié)果是什么？生CH3COONa溶液pH7顯堿性，NH4C1溶液pHV7顯酸性，NaCl溶液pH=7,呈中性。師我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來源于水，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？我們這節(jié)課就來解決這個問題。板書第三節(jié)鹽類的水解一、鹽類的水解師下面我們先分析一下CH3CO

26、ONa溶液顯堿性的原因。任何一種鹽都可以看作酸堿反應(yīng)的產(chǎn)物，那么CH3COONa是由什么酸和堿反應(yīng)生成的呢？生CH3COONa和NaOH反應(yīng)生成。師CH3COONa是弱酸、NaOH是強堿，因此我們可以把它稱為強堿弱酸鹽。請同學(xué)們寫出CH3COONa溶液中溶質(zhì)和溶劑的電離情況。指定學(xué)生板演H2OH+OH-呼002=呼00仝+講述從這兩個電離方程式可看出，在CH3COONa溶液中，存在著H+、OH-、CH3COO-、Na+四種離子，由于NaOH是強電解質(zhì)，在溶液中全部電離，所以溶液中的OH-與Na+不會結(jié)合，不影響水的電離，但CH3COOH是弱電解質(zhì)，所以溶液中的CH3COO-和H+可結(jié)合成難電離

27、的CH3COOH分子，消耗H+,破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動，那么CH3COO-與H+會不會無限減小，直至其中一種離子消耗完呢？生不會。師對，由于CH3COOH在生成的同時也要電離，且電離出的H+還可與溶液中的OH-結(jié)合生成比它更難電離的水，因此，這也是一個動態(tài)平衡，這種鹽電離出的離子與H2O電離出的離子之間建立的平衡稱為水解平衡。講述并板書CH3COONa=CH3COO-+Na+H20H+OH-CH3COOH即CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-電腦展示CH3COONa水解的微觀過程。師請同學(xué)們根據(jù)CH3COONa的水解過程給鹽類水解下個定義。學(xué)生回答，教師板書1. 定義

28、：溶液中鹽電離出的離子跟水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。師鹽類水解過程中，水的電離程度有何變化？生增大。師可見鹽類水解的實質(zhì)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2.實質(zhì)：水的電離平衡正向移動。師下面請同學(xué)們自己分析一下NH4C1為什么顯酸性？生NH4C1電離出的NH與水電離出的OH-結(jié)合，生成NH3H2O,水的電離平衡正向移動，結(jié)果使溶液中H+濃度大于OH-濃度。師請同學(xué)們用離子方程式表示一下NH4C1的水解過程。學(xué)生板演NH+H2O”NH3H2O+H+師請同學(xué)們再分析一下，為什么NaCl溶液是中性的？生NaCl電離出的Na+和C卜不能結(jié)合水電離出

29、的OH-及H+，水的電離平衡不被破壞，因此H+和OH-濃度仍相同。問題探究鹽類能否水解與水解后溶液顯什么性，同學(xué)們能找出有什么規(guī)律嗎？生甲跟生成這種鹽的酸和堿的相對強弱密切的關(guān)系生乙強酸和強堿生成的鹽不水解，強酸和弱堿生成的鹽水解顯酸性，強堿和弱酸生成的鹽水解顯堿性。師我們可以把鹽類水解的規(guī)律簡單歸納如下：板書3.規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性。師請同學(xué)們根據(jù)水解規(guī)律，判斷一下Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3三種鹽溶液的酸堿性。生Na2CO3溶液水解顯堿性，A12(SO4)3溶液水解顯酸性，KNO3溶液不水解，顯中性。師那么大家的判斷是否正確呢？請同學(xué)們用pH試

30、紙測一下三種溶液的pH。學(xué)生實驗驗證Na2CO3溶液pH7,A12(SO4)3溶液pHV7,KNO3溶液pH=7。講述Na2CO3與CH3COONa雖然水解都顯堿性，但水解離子方程式寫法不太相同，由于H2CO3是二元弱酸，所以CO水解是分步進(jìn)行的，第一步CO與H+結(jié)合生成HCO，然后HCO再與H+結(jié)合生成H2CO3分子，即：副板書第一步：CO+H2O/HCO+OH-第二步：HCO+H2OH2CO3+OH-師請同學(xué)們自己練習(xí)一下Na2S、K3PO4溶液中水解方程式的寫法。學(xué)生練習(xí)，教師巡視答案S2-+H2OHS-+OH-HS-+H2H2S+OH-PO+H2O”.HPO+OH-HpO+H2O2PO

31、+OH-H. PO+HQ,H3PO+OH-講述對于多元弱堿的水解也是分步進(jìn)行的，但水解方程式一般不分步寫，如A12(SO4)3的水解離子方程式為：副板書A13+3H2OA1(OH)3+3H+說明無論是強堿弱酸鹽還是強酸弱堿鹽，一般條件下，其水解程度都是很小的，因此生成的酸或堿分子濃度都很小，所以生成的A1(OH)3不會沉淀析出。H2CO3也不會分解成CO2和h2o，在離子方程式中，不能寫“或“f”符號。我們只總結(jié)了強酸強堿鹽和強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽的水解情況，那么弱酸弱堿鹽是否水解呢？生水解。師對，弱酸弱堿鹽不僅能水解，其水解程度還大于強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽，但其水溶液到底顯酸性還是顯堿性，取決于生成的弱酸和弱堿的相對強弱。有興趣的同學(xué)課后可自己翻閱有關(guān)資料。下面請同學(xué)們做以下的練習(xí)題。投影練習(xí)I. 鹽類水解的過程中正確的說法是()A. 鹽的電離平衡破壞B. 水的電離平衡發(fā)生移動C. 溶液的pH發(fā)生改變D. 沒有發(fā)生中和反應(yīng)2某溶液由水電離出的H+濃度為10-i3molL-1,貝9該溶液的pH可能是()A. 13B.1C.6D.73.NH4C1溶