高中化學(xué)精品課件?選修4第三章水溶液中的離子平衡第三節(jié)鹽類的水解

第3課時鹽類水解在化學(xué)實驗中的典型應(yīng)用鹽類水解在化學(xué)實驗中的典型應(yīng)用本節(jié)知識目錄學(xué)習(xí)探究目標(biāo)定位知識回顧自我檢測探究點一溶液中離子濃度的大小比較探究點二一元酸相對強弱的判斷探究點二水解平衡中的三個守衡關(guān)系學(xué)習(xí)目標(biāo)定位1.能根據(jù)電解質(zhì)的電離、弱離子的水解判斷溶液中微粒種類。2.會比較離子濃度的大小。3.能根據(jù)鹽類的水解判斷相應(yīng)酸(或堿)的強弱。學(xué)習(xí)重難點：離子濃度的大小比較。學(xué)習(xí)目標(biāo)：回顧鹽類水解的應(yīng)用防止Fe3＋水解防止Fe2＋被氧化Al2(SO4)3Al2O3堿酸溫故追本溯源·推陳方可知新學(xué)習(xí)目標(biāo)：回顧鹽類水解的應(yīng)用疑難解析學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握溶液中粒子濃度的大小的比較探究點一溶液中離子濃度的大小比較

1．單一溶液中離子濃度大小的比較①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程。(1)氯化銨溶液判斷溶液中存在的離子有NH+、Cl－、H＋、OH－。②再根據(jù)其電離和水解程度的相對大小，比較確定氯化銨溶液中離子濃度。由大到小的順序是c(Cl－)>c(NH+)>c(H＋)>c(OH－)。NH4Cl是溶質(zhì)，完全電離，H2O只有極少量電離，故NH+和Cl－一定大于H＋和OH－NH+水解Cl-不水解,故Cl->NH+NH+水解呈酸性故H+>OH-44444疑難解析(2)碳酸鈉溶液①電離、水解過程：c(HCO-)<c(OH-)3c（Na＋）>c(CO2-)3學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握溶液中粒子濃度的大小的比較疑難解析(3)碳酸氫鈉溶液①電離、水解過程：水解>電離c(OH-)>c(H+)c(H+)>c(CO2-)3學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握溶液中粒子濃度的大小的比較基礎(chǔ)自學(xué)落實·重點互動探究2．混合溶液中離子濃度大小的比較(1)物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等體積混合反應(yīng)的化學(xué)方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O溶液中存在的離子有：Na＋、CH3COO－、H＋、OH－其濃度由大到小的順序是：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)(2)物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等體積混合反應(yīng)的化學(xué)方程式：溶液中存在的離子有：其濃度由大到小的順序是NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaClNa＋、Cl－、NH4+、OH－、H＋c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH4+)>c(H＋)(3)物質(zhì)的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合混合后不發(fā)生反應(yīng)，溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl、NH3·H2O溶液呈堿性NH4+、Cl－、OH－、H＋溶液中存在的離子有：其濃度由大到小的順序是c(NH+)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)方法點撥兩溶液混合，能反應(yīng)的要先反應(yīng)，后找到溶液中的離子，再比較大小。4學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握溶液中粒子濃度的大小的比較歸納總結(jié)(3)當(dāng)兩種溶液混合或兩種物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)時，要根據(jù)反應(yīng)原理準(zhǔn)確地判斷溶質(zhì)的成分，然后判斷離子種類，再根據(jù)規(guī)律比較其大小。1．溶液中離子濃度大小比較的方法思路(1)先確定溶液中的溶質(zhì)成分及各自物質(zhì)的量濃度大?。?2)寫出電離方程式、水解方程式，找出溶液中存在的離子；(3)依據(jù)電離和水解程度的相對大小，比較離子濃度大小。2．特別注意的問題(1)多元弱酸的正鹽溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次關(guān)系。即鹽完全電離，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電離。(2)多元弱酸的酸式鹽溶液，要注意考慮酸式根水解程度和電離程度的相對大小。若酸式根的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于電離程度，溶液呈堿性。學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握溶液中粒子濃度的大小的比較題目解析I活學(xué)活用混合后發(fā)生反應(yīng)HCl＋NH3·H2O==NH4Cl＋H2O，弱堿氨水中(NH3·H2O)>c(OH－)＝10－4mol·L－1，反應(yīng)后，氨水過量，溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O，溶液呈堿性。NH4Cl、NH3·H2O

堿電離、水解過程有：學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握溶液中粒子濃度的大小的比較探究點二一元酸相對強弱的判斷題目解析c(H+)大，HA的電離程度大，酸性強。①③⑤pH大c(H+)小，HA的電離程度小，酸性弱。強酸稀釋pH值的變化大與NaOH反應(yīng)與酸的強弱無關(guān)決定于濃度越弱越水解學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握一元酸相對強弱的判斷歸納總結(jié)(2)弱酸強堿鹽水解程度越大，溶液pH越大，相應(yīng)弱酸的酸性越弱。(1)弱酸電離程度越小，溶液中c(H＋)越小，酸性越弱。一元酸相對強弱的判斷方法：學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握一元酸相對強弱的判斷活學(xué)活用題目解析BX-不水解，HX為強酸根據(jù)越弱越水解，水解程度X－<

Y－<Z－,則酸性HX>HY>HZ。學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握一元酸相對強弱的判斷題目解析顯強酸性不水解溶液呈中性①④因NH+水解而呈弱酸性，①中c(NH+)是④的2倍，①中水解產(chǎn)生的c(H＋)大于④中水解產(chǎn)生的c(H＋)，pH：①<④⑤和⑥，均水解呈堿性，由于酸性CH3COOH>H2CO3，所以堿性Na2CO3>CH3COONa，pH：⑤>⑥A44學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握一元酸相對強弱的判斷探究點三水解平衡中的三個守恒關(guān)系

＝＝>>＝＝主目錄目標(biāo)定位知識回顧學(xué)習(xí)探究自我檢測學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握水解平衡中的三個守恒關(guān)系歸納總結(jié)(3)質(zhì)子守恒：水電離出的c（OH－）=c（H+）水解平衡中的三個守衡關(guān)系：(1)電荷守恒：溶液呈電中性，溶液中n(正電荷)=n(負電荷)。(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的。學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握水解平衡中的三個守恒關(guān)系活學(xué)活用4.寫出硫化鉀的三個守恒：電荷守恒：___________________________________________

物料守恒：___________________________________________

質(zhì)子守恒：___________________________________________

c(K+)+c(H+)=2c(S2)+c(HS－)+c(OH－)c(K+)=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)c(OH－)=c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握水解平衡中的三個守恒關(guān)系活學(xué)活用題目解析①②④⑤⑥CO2-水解濃度變小電荷守恒物料守恒質(zhì)子守恒3學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握水解平衡中的三個守恒關(guān)系學(xué)習(xí)小結(jié)學(xué)習(xí)目標(biāo)：掌握水解平衡中的三個守恒關(guān)系當(dāng)堂達標(biāo)測試自我檢測12檢測學(xué)習(xí)效果·體驗成功快樂345請選擇題目解析6在NaA溶液中有：A－＋H2OHA＋OH－，所以c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)；水解后溶液呈堿性，則c(OH－)>c(H＋)；根據(jù)電荷守恒可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)。D自我檢測檢測學(xué)習(xí)效果·體驗成功快樂請選擇題目解析C12345625℃時，水的離子積為1×10－14NH+水解促進了H2O的電離，溶液中的c(H＋)即為H2O電離的c(H＋)4由物料守恒可知c(Cl－)＝c(NH+)＋c(NH3·H2