化学人教版选修四第三章 水溶液中的离子平衡——教师

1、张家口四中2013级高二化学教学案选修4 第三章水溶液中的离子平衡 编写人：谷永兵 审定人：化学组第一节 弱电解质的电离第一课时强弱电解质及其电离电离方程式的书写 学习目标：1、会区分电解质、非电解质及强、弱电解质 2、能说出常见的强弱电解质 3、会书写强弱电解质的电离方程式 4、记住常见的弱电解质预习提纲一、强电解质和弱电解质1、电解质与非电解质的判断电解质是指在水溶液 或 熔融状态下能导电的 化合物；非电解质是指在水溶液和熔融状态下 不能导电的 化合物。说明：(1)单质 既不是 电解质，也 不是 非电解质。(2)在水溶液里能够导电或熔融状态下能够导电，两个条件中只要具备一个即可。(3)在溶

2、液里或熔融状态时，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质。如氨气、二氧化碳、五氧化二磷等的水溶液能够导电，但是属于非电解质。(4)电解质溶液的导电能力由 离子浓度与 离子所带的电荷数来决定。(5)电解质一般有酸、 碱 、 盐 和离子型氧化物。2、强电解质和弱电解质比较强电解质弱电解质定义略略化合物类型 离子 化合物及某些具有 共价键的共价化合物某些具有共价键 的共价化合物电离程度全部部分电离过程不可逆，无 电离 平衡，因此电离方程式中间用“ 等”号可逆，存在 电离 平衡，因此电离方程式中间用“可逆 ”号溶质微粒有 阴离子、 阳离子，不存在 电解质 分子既有 阴 、 阳 离子，又有

3、电解质分子实例绝大多数 盐 ： 强 酸： 强_碱： 弱 酸：弱 碱：_水_;少部分盐 知识点记忆：1、常见的弱电解质弱酸： 一元弱酸 HF、HClO、CH3COOH、HAlO、苯酚 ； 二元弱酸 H2CO3、H2SO3、H2S、H2SiO3、 ； 三元弱酸H3PO4 ； 弱碱： NH3·H2O 、难溶性碱 ；水。 2、弱电解质电离的特点 弱电解质的电离是 微弱 的、_可逆_的、_吸热_的、 分步 的。例1 下列物质：a、氨水 b、液态HCl c、Fe d、固体BaSO4e、冰醋酸f、SO2 g、Na2O h、CO2 i、NH3j、NaCl固体k、KOH溶液l、蔗糖其中能导电的有ack

4、，属于电解质的有bdegj，属于非电解质的有fhil，属于强电解质的有bgj，属于弱电解质的有e 。例2 按要求书写下列物质的电离方程式： （1） CH3COOH NH3H2O H2CO3 H2SO4（2）NaHSO4溶液中 熔化时 NaHCO3溶液中 熔化时例2（1）CH3COOHCH3COO- + H+ NH3·H2ONH4+ + OH-H2CO3HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+ H2SO4 = 2H+ +SO42-（2）NaHSO4 =Na+ + H+ +SO42- NaHSO4 =Na+ + HSO4-NaHCO3 =Na+ + HCO3- HCO3-

5、H+ + CO32-NaHCO3 =Na+ + HCO3- 【课堂练习】1、下列物质导电能力最差的是( D ) A. 熔融氢氧化钠 B.盐酸 C. 石墨 D. 固体氯化钾2、下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的化合物是（ D ）ACH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO23、下列化合物属于弱电解质的是（ D ）AHClO4 B.Ba（OH）2 C.CO2 D.HF4、关于强弱电解质的叙述下列正确的是（ C ）A 强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。B 强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物。C 强电解质的稀溶液中无溶质分子，弱电解质的溶液中存在溶质分

6、子。D 弱电解质的水溶液的导电能力比强电解质弱。5、下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（ D ）A 用HNO2作导电实验，灯光较暗B HNO2是共价化合物 C.亚硝酸不与氯化钠反应D常温下，0.1mol/L亚硝酸溶液的C(H+)为7.1×10-3mol/L6下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是：（ D ）A水溶液的导电能力很差B不是离子化合物，而是极性共价化合物C熔化时不导电D溶液中已电离出的离子和未电离的溶质分子共存7下列图象是在一定温度下，向不同电解质溶液中加入新物质时，溶液的导电性能（I）随新物质加入量（m）的变化曲线图。以下四个导电性实验，其中与A 图变化趋势一致的是 （2

7、） ，与B 图变化趋势一致的是 1）（3） ，与C 图变化趋势一致的是 （4） 。(1)Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至过量 (2)醋酸溶液中滴入NH3·H2O至过量(3)澄清石灰水中通入CO2至过量 (4)NH4Cl溶液中逐渐加入适量NaOH固体 I I I m(g) m(g) m(g) A B C第二课时 弱电解质的电离平衡 学习目标：1、能利用电离平衡原理解释弱电解质在水溶液中的电离情况，会书写电离方程式。2、能说出外界条件（温度、浓度）对弱电解质电离平衡的影响【复习回顾】根据电解质的电离程度不同，可以将电解质分为 强电解质 和 弱电解质。它们的电离特点分别是 强电解质

8、全部电离，弱电解质部分电离 ，HCl是 强电解质 ， CH3COOH是 弱电解质 。【引入新课】 一、电离平衡 将上述两种物质分别加入水中，它们发生的变化相同吗？结合学案刚刚复习的知识进行讨论交流，并写出它们电离的方程式。结论： 不相同, CH3COOH属于弱电解质,在溶液中不完全电离,HCl属于强电解质,完全电离电离方程是为： 略 ； 略 思考：CH3COOH电离的速率会不会减小到停止？CH3COO 和H+结合的速率是否会无限增大？（用化学平衡知识推断）总结：当电离达到最大程度之后,CH3COOH电离成H+和CH3COO-的速率与H+和CH3COO-结合成CH3COOH的速率相等，达到平衡。

9、练习：写出醋酸的电离方程式，画出醋酸电离过程中正、逆反应速率随时间的变化曲强调：弱电解质的电离方程式要用 可逆 号连接。结论：电离平衡就是在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，溶液中分子和离子的浓度都不再发生变化，这叫做电离平衡二、电离平衡的影响因素从化学平衡的知识出发寻找可能对电离平衡产生影响的因素结论：影响电离平衡的因素有：内因：电解质本身的性质；外因 浓度，温度等 。练习：完成下表 （ 向醋酸溶液中加入各种物质时的电离平衡移动）移动方向c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(H+)电离程度 加入少量盐酸结合增大减少增大减小加入少

10、量NaOH电离减少增大减少增大加入少量醋酸钠结合增大增大减少减少加入少量水 电离减小减小减小增大加入氯化钠溶液电离减少减少减少增大升高温度电离减少增大增大增大总结：温度越高，电离程度越 大 ，浓度越低，电离程度越 大 。 即：越热越 电离 ，越稀越 电离 。随堂练习： 完成课本41页思考与交流的1、2小题三、电离平衡常数、电离度 （ 阅读课本42 43页完成下列问题）1、请参照化学平衡常数，写出CH3COOH达到电离平衡时，电离平衡常数的计算公式 略 结论：电离平衡常数 不 随弱电解质溶液的初始浓度变化而 变化 ，只与 温度 有关，温度 越高，电离平衡常数越 大 2、电离平衡常数的意义：反映弱

11、酸、弱碱酸碱性的相对强弱。 强调：多元弱酸是 分步 电离、各级电离常数依次 减少 （相差很大）、一定浓度的多元弱酸溶液的酸性主要由 一级 电离程度决定例：氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)在室温下的电离常数分别为： Ka(HF)6.8×10-4 mol·L-1 Ka (CH3COOH)=1.7×10-5 mol·L-1Ka (HCN)6.2×10-10 mol·L-1Ka的数值表明，这三种酸的酸性由弱到强的顺序是：HCN <CH3COOH< HCN 【本节知识点】 电离平衡 弱电解质的电离平衡 影响电离平衡的因素 电离平衡常数

12、作业：完成课本4344页15小题课后练习：1、将0.1mol/L的氢硫酸用水冲稀后，下列有关的各说法中，不正确的是( C D )  AH2S的电离程度会增大BH+离子的数目会增多Cc(H+)增大 D电解质溶液的导电性增强2、当某一定浓度的醋酸溶液在不同温度下测其c(H+),其结果是（D ）A缺少限制条件,无法测定 Bc(H+)相同 C温度低时, c(H+)大 D温度高时, c(H+)大3、0.1mol/L的醋酸溶液中存在着电离平衡： ,若使c(H+)减小，可加入下列物质是（  AB）A醋酸钠晶体 BNaOH晶体 C同浓度的醋酸溶液  

13、D稀盐酸4、下列电离方程式中，正确的是（ D ） ANH3·H2O=NH4+OH BCuCl2=Cu2+Cl2 CH2CO32H+CO32 DNaOH=Na+OH5、25时，在0.5L 0.2mol·L-1的HA溶液中，有0.01 mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离平衡常数？ 2.2×103第二节 水的电离和溶液的酸碱性（第一课时） 学习目标： 1、能够说出水的离子积常数的意义，以及影响Kw的因素 2、能够列出在任何水溶液中C(H+)和C(OH)的关系，以及由水电离出的C(H+)和C(OH)的关系 3、会说溶液显酸性、碱性或中性的原因 4、会计算溶液的p

14、H学习过程 一、水的电离和水的离子积常数【导入】运用已学过的弱电解质电离平衡原理解决下面问题。（1）水是一种_弱_电解质，请写出在纯水或稀溶液中水发生的电离方程式 H2O + H2O H3O+ + OH- 或 H2O H+ + OH- 。水的电离平衡常数可表示为： K=C（H+）×C（OH）/C(H2O) ，该电离平衡常数只与_温度_有关。因为水的电离极其微弱，在室温下55.6mol H2O中只有1×10-7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，这样上式可变形成乘积的形式： K·c(H2O)=C（H+）×C（O

15、H） ，其中常数K电离与常数c(H2O)的积为一新的 常数 ，叫做水的 离子积常数，简称 水的离子积 ，记作 KW ，所以水的离子积常数表达式为： KW=C（H+）×C（OH） 。 水的离子积常数只与_温度有关。（2） 提示：我们经常用pH来表示溶液的酸碱度，其实pH就是氢离子浓度的负对数，即：pH= -lgC(H+) 现在测得25时纯水的pH = 7，则在25时的纯水中： C(H+)=1×107mol/L 、C(OH-)= 1×107 mol/L ，由水的电离方程式可知由水电离出的C(H+) 与C(OH-)关系为 相等（填相等或不等）。水的离子积Kw = C(H

16、+) ·C(OH-)= 1×1014 【总结】水是一种 极弱 的电解质，在25时水的离子积Kw= C(H+) ·C(OH-) =1×1014，水的离子积只与_温度_有关。二、溶液的酸碱性和pH引入课题：（讨论下列因素对水电离平衡的影响应用化学平衡原理）纯水加少量盐酸加少量氢氧化钠加少量氯化钠C(H+)不变增大减少不变C(OH-)不变减少增大不变C(H+)和C(OH-)的大小关系不变不变不变不变溶液的酸碱性不变酸性增强碱性增强不变问：酸性溶液中是否存在OH？碱性溶液中是否存在H+ ？试解释原因。 不论是酸性溶液中还是碱性溶液都存在弱电解质水，水会电离产生O

17、H和H+ 归纳整理一、溶液的酸碱性与c(H+）、 c(OH-）关系 酸性溶液：_ c(H+）>c(OH-）_中性溶液：_ c(H+）=c(OH-）_碱性溶液：_ c(H+）< c(OH-）_可见，用C(H+)和C(OH-)都可以表示溶液酸碱性的强弱。初中我们用 pH 表示溶液的酸碱度， pH就是 氢离子浓度的负对数 ，表示为：pH = 略 。 pH的范围是 014 ，测定pH的方法为： pH试纸、酸度计。 思考与交流假设100时水的离子积常数Kw=10-121、在100时，纯水中c(H+）为多少？ 106mol/L2、c(H+）1×107mol/L是否说明100时纯水溶液

18、呈酸性？否3、100 时，c(H+） = 1×107mol/L溶液呈酸性还是碱性？碱性本节知识总结 1、在任何水溶液中都存在氢离子和 氢氧根离子，它们的关系是 _浓度乘积是一个常数 , 2、水的离子积常数只与_温度_有关。 3、由水电离出的氢离子和氢氧根离子的关系是 浓度相等_ 4、pH等于 氢离子浓度的负对数 ，表示为： 略 。 5、溶液的酸碱性与氢离子浓度、氢氧根离子浓度和pH的大小 无关， 只与溶液中 氢离子浓度与氢氧根离子浓度的相对大小 有关。第2课时 溶液pH的计算学习目标：1、 能熟练说出溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度的关系，以及由水电离出的氢离子和氢氧根离子浓度的关系

19、2、 会利用pH的计算公式进行pH的计算3、 能够求出一定物质的量浓度的强酸、强碱溶液的pH，及由水电离出的氢离子浓度或氢氧根离子浓度4、 能说出酸或碱对水的电离平衡的影响学习过程：1、 本节所用到的知识点回顾：（1） 溶液中C(H+)和C(OH-)的关系是？由水电离出的C(H+)和C(OH-)的关系是？KW与什么有关？ 略（2） pH怎么计算？ 略 （3） 写250C时纯水中存在的电离平衡，此时水中C(H+)和C(OH-)各是多少？若加入盐酸，对水的电离平衡有何影响？此时由水电离出C(H+)和C(OH-)如何变化？加入氢氧化钠呢？ 107mol/L ； 向离子结合方向 ；C(H+)增大C(O

20、H-)减小 向离子结合方向 ；C(H+)减小C(OH-)增大2、 学习过程（1） 一定物质的量浓度的强酸溶液或强碱溶液pH及由水电离出的C(H+)或C(OH)的计算例1：求250C时，0.1mol/LHCl水溶液的pH及由水电离出的C(H+)分析：在盐酸溶液中存在的电离方程式为： HCl=H+ + Cl H2O H+ + OH- , 溶液中存在的微粒有 H+ 、ClOH- 、H2O 、。 氢氧根离子来源于水 的电离，即：C(OH)溶液= C(OH)水，氢离子来源于 盐酸 和 水 的电离，即：C(H+)溶液 = C(H+)盐酸 + C(H+)水 盐酸电离出的C(H+)为0.1mol/L ，由于盐

21、酸对水的电离平衡的 抑制作用（填促进或抑制），所以水电离出的C(H+) 小于 107mol/L（填大于、小于或等于）,由于盐酸电离出的C(H+)远远大于水电离出的C(H+)，所以水电离出的C(H+)水可以忽略不计，一般认为:当酸或碱电离出的C(H+)或C(OH)大于水电离出的C(H+)或C(OH)的100倍时，水电离出的C(H+)或C(OH)可忽略不计。又由于溶液中由水电离出的C(H+)和C(OH)的关系是相等 （填相等或不等），所以溶液中由水电离出的C(H+)即等于C(OH)，依据公式：C(OH) = KW/ C(H+) 即可求得溶液中C(OH),即:由水电离出的C(OH) ,所以该题的解法

22、为：解：盐酸中存在的电离有 HCl=H+ + Cl H2O H+ + OH- ,所以此溶液中 C(H+)溶液 = C(H+)盐酸 + C(H+)水 ，C(OH)溶液= C(OH)水由于C(H+)盐酸 >> C(H+)水所以 C(H+) C(H+)盐酸 = 0.1mol/L pH = 略 （填公式） pH = 1 （填数值）又C(H+)水= C(OH)水 = C(OH)溶液= KW/ C(H+)溶液 C(H+)水= 1×1013mol/L答：该溶液的pH为1 ,由水电离出的1×1013mol/L 追踪练习 1、求250C时0.05mol/L的硫酸溶液的pH以及由水

23、电离出的C(H+)水 1 ;1012mol/L2、求250C时0.01mol/L的氢氧化钠溶液的pH以及由水电离出的C(OH)水 12 ;1012mol/L3、求250C时0.05mol/L的氢氧化钡溶液的pH以及由水电离出的C(OH)水 12 ;1012mol/L（2）强酸溶液或强碱溶液稀释后pH的计算例2：250C时，将0.1mol/LHCl水溶液稀释至原来的100倍后，溶液的pH及由水电离出的C(H+)水3 ；1011mol/L追踪练习 4、250C时，将5mol/L氢氧化钠水溶液稀释至原来的500倍后，求溶液的pH及由水电离出的C(OH)水12 ;1012mol/L（3）强酸溶液与强碱

24、溶液混合后溶液PH的计算例3：250C时，将0.1mol/LHCl水溶液500mL与0.05mol/L硫酸溶液500mL混合(混合后溶液体积变化忽略不计)，求混合后溶液的pH及由水电离出的C(H+)水 1；1013mol/L例4：250C时，将0.1mol/LHCl水溶液与0.3mol/L氢氧化钠溶液等体积混合(混合后溶液体积变化忽略不计)，求混合后溶液的pH及由水电离出的C(OH)水 13 ;1013mol/L追踪练习 5、 250C时，将0.01mol/LNaOH溶液与0.19mol/LNaOH溶液等体积混合(混后溶液体积变化忽略不计)，求混合后溶液的pH及由水电离出的C(OH)水 13

25、;1013mol/L 6、250C时，将0.15mol/L硫酸溶液与0.3mol/LNaOH溶液按体积比为2:1混合(混合后溶液体积变化忽略不计)，求混合后溶液的pH及由水电离出的C(H+)水1 ;1013mol/L第3课时 酸碱性中和滴定学习目标：1、 能说出酸碱中和滴定的原理2、 能复述酸碱滴定的过程3、会根据滴定过程对滴定结果进行误差分析4、会对实验数据进行数学处理学习过程：一、酸碱中和滴定1.酸碱中和滴定是指利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸),通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积,从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法，是中学化学中最重要的定量实

26、验方法。2.原理：其实质为 H+ + OH- = H2O。若用A代表酸，B代表碱，据酸和碱反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比，则 c(B)=当1时，可简化为：c(B) 或 c(A) 二、滴定过程中的pH变化及终点判断酸碱滴定过程中，溶液的pH发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH变化很小（填“大”或“小”），随着强酸的滴入，溶液的pH逐渐减小 ；当二者恰好中和时溶液的pH = 7；当酸过量一滴时，溶液立即变为 酸性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂（滴定终点尽

27、可能与变色范围一致），即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里选用的指示剂一般为 酚酞或甲基橙，当用酸滴定碱时，用 甲基橙做指示剂 ，恰好中和时颜色由 黄 色变成 红色；当用碱滴定酸时，用酚酞作指示剂，恰好中和时颜色由无 色变为 红色。三、中和滴定的操作过程仪器： 酸式滴定管,碱式滴定管,锥形瓶,滴定管夹 ，药品：标准浓度的盐酸、一定浓度的氢氧化钠。滴定管介绍： 右图甲是： 酸式滴定管 ，不能用来存放 碱性液体 。 乙是：碱式滴定管 ，不能用来存放 酸性液体或强氧化性液体 。滴定管的“0”刻度在滴定管的上_部，它的准确度为_0.01mm。1.准备过程：检查滴定管是否漏液 用水洗涤滴定管用标

28、准液润洗 装标准溶液并调零(记录初读数)取一定体积的待测液于锥形瓶2.滴定过程：移取待测溶液，加指示剂23滴，滴定，判断终点，读数，重复实验，计算。注a、操作时左手控制活塞 ，右手控制锥形瓶，眼睛,注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴速：先快 后 慢（填“快”或“慢”），当接近终点时，应一滴一摇。b、终点判断：当滴入最后一滴检测液时溶液变色，且30内颜色不在发生变化。针对性训练1、某学生中和滴定实验的过程如下：(a)取一支碱式滴定管，(b)用蒸馏水洗净，(c)加入待测的NaOH溶液，(d)记录液面刻度的读数，(e)用酸式滴定管精确放出一定量标准酸液，(f)置于未经标准酸液润洗的洁净锥形瓶中，(g)加

29、入适量蒸馏水，(h)加入2滴酚酞试液，(i)开始滴定，边滴边摇荡，(j)边注视滴定管内液面变化，(k)当小心滴到溶液由无色变成粉红色时，即停止滴定。(l)记录液面刻度的读数。(m)根据滴定管的两次读数得出NaOH溶液的体积为22 mL。指出上述实验过程中的错误之处(用编号表示)(a)(c)(d)(k) (m)2、用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考右图，从下表中选出正确选项 C D锥形瓶中的溶液滴定管中的溶液选用指示剂选用滴定管A碱酸石蕊（乙）B酸碱酚酞（甲）C碱酸甲基橙（甲）D酸碱酚酞（乙）四、中和滴定误差分析 以一定物质的量浓度的盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液为例：CH

30、Cl ×VHCl= CNaOH ×VNaOH CNaOH = CHCl ×VHCl/ VNaOH而公式中CHCl 及VNaOH 都是已知量（VNaOH滴定时取一定的量），所以CNaOH 与VHCl成正比例，因此滴定过程中一切的变化都可归结为VHCl的变化。如：若滴定过程中盛盐酸的滴定管用蒸馏水清洗后，没有用标准液润洗，则盐酸浓度会变小，从而引起所用盐酸的体积增大，即VHCl偏大，所以测得的氢氧化钠溶液的浓度比实际值偏大。针对性训练下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况对c碱的影响开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡偏 高读数开始时仰视，终止时俯视偏

31、 低 到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶偏 高 洗净的酸式滴定管未用标准液润洗偏 高 洗净的锥瓶用待测碱润洗偏 高 不小心将标准液滴至锥瓶外偏高 不小心将待测碱液溅至锥瓶外偏低滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常无影响 第三节 盐类的水解 第一课时：盐类的水解 学习目标： 1、能说出盐类水解的实质。2、会正确书写盐类水解的离子方程式。知识回顾 溶液呈酸性的原因是_ c(H+）>c(OH-）_，呈碱性的原因是_ c(H+）<c(OH-） 呈中性的原因是_ c(H+）=c(OH-）。【引入】 酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，是不是盐溶液一定呈中性呢？不一定【实

32、验】用pH试纸检测下列盐溶液的酸碱性 1、 NaCl溶液 KNO3溶液 Na2SO4 溶液 呈_中_性 2、 CH3COONa溶液 Na2CO3溶液 KHCO3溶液 呈_碱_性 3、 NH4Cl溶液 CuCl2溶液 Al2（SO4）3溶液 呈_酸_性【设疑】 为什么第1组溶液呈中性，第2组溶液呈碱_性，第3组溶液呈酸_性？ 让我们从他们的共同组成特点进行分析， 第1组溶液中的盐都可以看成是 _强_酸和_强_碱生成的盐，如：NaCl可以看成是盐酸和氢氧化钠反应生成的，因此这样的盐称为强酸强碱_盐 结论： 强酸强碱_盐溶液呈_中 性。 第2组溶液中的盐都可以看成是 弱酸_和_强碱_ 生成的，如：C

33、H3COONa可以看成是醋酸和氢氧化钠反应生成的，因此这样的盐称为_强碱弱酸_盐 结论：_强碱弱酸_盐溶液_碱 性。 第3组溶液中的盐都可以看成是 强酸_和弱碱 生成的，如：NH4Cl可以看成是盐酸和一水合氨反应生成的，因此这样的盐称为_强酸弱碱 盐 结论： _强酸弱碱_盐溶液呈_酸_性。 强 酸强 碱盐 如： 溶液呈 性 强 酸弱 碱盐 如： 溶液呈 性盐的分类 强 碱弱 酸盐 如： 溶液呈 性 弱 酸弱 碱盐 如： （高中阶段不做研究）【引入】现在我们来分析：1、为什么强酸强碱盐的水溶液呈中性，以NaCl的水溶液为例 在NaCl的水溶液存在的电离有： NaCl=Na+ + Cl 、 H2O

34、 H+ + OH- 由于溶液中C(H+)_=_ C(OH)，所以溶液呈 中 性。2、为什么强酸弱碱盐的水溶液呈酸 性，以NH4Cl的水溶液为例 在NH4Cl的水溶液存在的电离有： NH4Cl=NH4+Cl 、H2O H+ + OH- 由于溶液中的NH4+会结合由水电离出的OH，使水的平衡向电离 方向移动，从而使溶液中C(H+)_>_ C(OH)，溶液呈_酸_性。 总结：NH4Cl水溶液中存在的电离平衡有： H2O H+ + OH- NH4+ + OH- NH3·H2O总反应：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+溶液中：C(H+)_>_ C(OH)，溶液

35、呈_酸_性。练习：分析：为什么CuSO4溶液呈酸性。 略3、为什么强碱酸弱酸盐的水溶液呈酸 性，以CH3COONa水溶液为例 在CH3COONa的水溶液存在的电离有：CH3COONa =CH3COO+Na+、H2O H+ + OH- 由于溶液中的CH3COO会结合由水电离出的H+ ，使水的平衡向 方向移动，从而使溶液中C(H+)_<_ C(OH)，溶液呈_碱_性。 总结：CH3COONa水溶液中存在的电离平衡有： H2O H+ + OH- CH3COO + H+ CH3COOH总反应：CH3COO + H2O CH3COOH + OH溶液中：C(H+)_<_ C(OH)，溶液呈_碱

36、_性。练习：分析：为什么NaHCO3溶液呈碱性。 略总结1盐类的水解：强酸弱碱盐或强碱弱酸盐在溶于水时，电离出来的_弱的酸根_离子或弱碱阳 离子跟水电离出来的H+或 OH-结合生成弱电解质，使得溶液中的C(H+)不等于C(OH)，从而使这种盐溶液呈现酸性或碱性，盐与水发生的这种反应叫做盐类的水解。2盐类的水解实质：由于盐溶液中_弱酸的酸根离子或弱碱的阳离子_存在，破坏了水的电离平衡，从而使盐溶液呈现酸性或碱性。3.盐类的水解反应是酸碱中和反应 反应的逆反应。4.盐类水解的离子方程式的写法规律：（1）首先它符合离子方程式的书写规律，其次是盐的水解一般是可逆的，写 号（2）多元弱酸的酸根水解是 分

37、步 进行的。一般以第 一 步水解为主，第 二 步水解程度很小，往往可以忽略。（3）多元弱碱阳离子也是 分步 水解的，但这类阳离子的水解反应一般比较复杂，通常以 一步反应的方式 表示。水解口诀：无弱不水解、有弱才水解、谁弱谁水解、谁强显谁性【练习】：写出下列盐的水解方程式或离子方程式：（略）CH3COONa NH4Cl: AlCl3： Na2CO3： NaF： 第二课时：影响盐类的水解的因素 学习目标： 1、知道盐类水解的特点2、能说出影响盐类水解的因素，并能分析当外界因素变化时，平衡的移动情况3、对一些生活中的实例能用盐类水解的知识进行解释4、能推导出水解常数的表达式并能说出水解常数表示的意义

38、学习过程：一、影响盐类水解因素：内因：（主要因素） 盐本身的性质 ，组成盐的酸根对应的酸越 弱 (或阳离子对应的碱越 弱)，水解程度越大 。即：越弱越水解 练习：1、已知弱酸酸性大小顺序为：HX > HY > HZ ，则相同物质的量浓度的KX、KY、KZ的PH大小顺序为: KX<KY<KZ 2、 物质的量浓度相同的XCl、YCl其pH分别为5和4，则XOH、YOH碱性强弱比较为： XOH > YOH 外因： 温度；浓度；外加酸、碱或盐 1、温度：盐的水解是 吸热反应，因此升高温度水解程度增大。即：越热越水解 2、浓度：盐的浓度越小，水解程度越 大 。即：越稀越水解

39、3、外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解显酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的 H+,使平衡向 水解 方向移动而促进水解，若加酸则 抑制 水解。练习：针对下列平衡体系回答问题Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+条件移动方向H数pHFe3水解率现象升温水解大小大溶液颜色加深通HCl抑制水解大小小颜色变浅加H2O水解小大大浅加NH4Cl抑制水解大小小浅加NaHCO3水解小大大深加FeCl3水解大小小深小结：水解的特点：水解是 微弱的 、吸热的 、 可逆的 、分步的。二、溶液中各离子浓度的比较 （1）溶液中离子浓度的比较 设问：在NH4Cl溶液中都存在哪些粒子，各粒子的浓度（水的

40、浓度不做比较）大小顺序为？ NH4+、Cl、H+、OH、NH3·H2O 、H2O Cl > NH4+ > H+ > NH3·H2O > OH练习：1、 在Na2CO3溶液中存在哪些粒子，各粒子的浓度（水的浓度不做比较）大小顺序为？Na+、CO32、HCO3、H+、OH、H2CO3、H2O由大到小：Na+、CO32、OH、HCO3、H2CO3、H+2、 在K2S溶液中存在哪些粒子，各粒子的浓度（水的浓度不做比较）大小顺序为？ K+、S2、HS、H+、OH、H2S、H2O由大到小：K+、S2、OH、HS、H2S、H+3、 在NaHCO3溶液中存在哪些粒子

41、，各粒子的浓度（水的浓度不做比较）大小顺序为？ Na+、CO32、HCO3、H+、OH、H2CO3、H2O由大到小：Na+、HCO3、OH、H2CO3、H+、CO3（2）溶液中离子浓度的等量关系1、电荷守恒：溶液整体显电 中 性，由于阳离子带 正 电荷，阴离子带 负 电荷，所以阳离子带 正 电荷总数 等于 阴离子带 负 电荷总数。 例1：在Na3PO4溶液中存在的粒子有Na+、PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、 H+、OH、H2O 其中带负电荷的有：PO43、HPO42、H2PO4、OH，带正电荷的有： Na+ 、H+ 。所以：Na+ +H+ = 3PO43+2HPO42+H2PO

42、4+OH。练习：根据电荷守恒写出下列溶液中离子浓度间存在的等量关系NaF CH3COOK Na2CO3 Na2S2、质量守恒例2：在0.1mol/L Na3PO4溶液中存在的粒子有Na+、PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、 H+、OH、H2O 溶液中含P原子的粒子有：PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、，据质量守恒可知：P= PO43+HPO42+H2PO4+H3PO4，Na3PO4中钠原子和磷原子的关系是： Na=3P，在溶液中钠原子以_钠_离子形式存在，磷原子以PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、_粒子形式存在，所以存在： Na+=3（PO43+ HPO42

43、+H2PO4+H3PO4、） 关系。 练习：1、根据质量守恒写出下列溶液中存在的粒子浓度间的等量关系 NaF CH3COOK Na2CO3 Na2S2、在Na2S溶液中下列关系不正确的是（ A、 D ）    A、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（

44、H+）+C（H2S）3、20ml 1mol/L醋酸溶液与40ml 0.5mol/L烧碱溶液混合后，溶液中离子浓度的关系正确的是 （A、D ）    A、C（Na+）>C（CH3COO-）>C（OH-）>C(H+)    B、C(Na+)>C(OH-)>C(H+)>C(CH3COO-)    C、C(Na+)+C(H+)>C(CH3COO-)+C(OH-)    D、C(Na+)+C（H+）=C(CH3COO-)+C(OH-)4、把0.

45、02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等体积混合，下列说法正确的是 （ A、D）Ac(Ac)c(Na+)Bc(HAc)c(Ac)C2c(H+)c(Ac)c(HAc)Dc(HAc)+ c(Ac)=0.01mol·L-1三、盐类水解的应用思考：实验室长时间配制的FeCl3溶液、CuSO4溶液等为什么会出现絮状物？该怎样防止此现象出现？ 水解，加入少量的盐酸、稀硫酸练习：1、许多盐水解会生成胶状、难溶于水且无毒的氢氧化物，此氢氧化物可以吸附水中的杂质粒子。请写出明矾KAl(SO4)2·12H2O净水原理的离子方程式。 略2、请用盐类水解平衡的移动来解释：为什么生

46、活中用Na2CO3代替NaOH来去除油污？热溶液去污能力强还是冷溶液去污能力强？为什么？（请用必要的文字说明和离子方程式回答） 水解呈碱性，加热是水解程度增大，碱性增强。3、把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是（D ）    A、无水三氯化铁 B、氢氧化铁 C、氧化亚铁 D、三氧化二铁4、泡沫灭火器工作原理（原因用离子方程式表示）：（1）NaHCO3溶液呈 碱 性，原因 略 （2）Al2(SO4)3溶液呈 酸 性，原因 略 （3）若将上述两种溶液混合，会有什么现象出现？请写出总反应的离子方程式。 有气体和白色絮状沉淀产生。略四、盐的水解常数1、水解常数的推

47、导HA表示酸，MOH表示碱，MA表示由他们生成的盐，该盐水解常数的推导： 略2、水解常数表示的意义 水解常数中弱酸或弱碱的电离常数越小 ，其生成的盐水解程度就越大 ，即越弱 越水解。第四节、难溶电解质的溶解平衡【学习目标】 1、能说出难溶电解质的溶解平衡的建立过程，2、会运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和转化问题【学习重点】难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化【学习难点】沉淀的转化和溶解【学习过程】思考与交流 指导学生阅读P61-62，思考：1、难溶电解质的定义是什么？在水中的溶解度小于0.01g的电解质2、难溶物的溶解度是否为0？在20时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：溶解性易溶可溶微溶难

48、溶溶解度>10g1g<s<10g0.01g<s<1g< 0.01g3、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否为AgCl的饱和溶液？ 有，是饱和溶液4、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。 AgCl Ag+ + Clks5uks5uks5uks5uks5u5、溶解平衡的特征： 逆、等、定、动、变一、沉淀溶解平衡与溶度积1、沉淀溶解平衡：一定温度下，当沉淀溶解的 速率和沉淀生成 的速率相等时，形成饱和 溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡，也叫溶解平衡。 2、溶度积常数（溶度积）：描述沉淀溶解平衡的常数，用Ksp表示。（参照溶解平衡常数K） MmAn (S) mMn+ + nAm Ksp = Cm( Mn+)·Cn(Am) 练习: 写出AgCl、Fe(OH)3、Ag2SO4的沉淀溶解平衡及其Ksp的表达式。AgCl Fe(OH)3 Ag2SO4 3、影响溶度积的因素 内因：与难溶电解质的性质有关。 外因：它只与温度 有关与沉淀的量 无关（填有关或无关）。（1）绝大多数难溶盐的溶解是吸热 过程。（2）加入含相同离子的电解质溶液可 抑制 沉淀的溶解（同离子效应）4、Ksp的意义：反映了难溶电解质在水中的溶解能力。注意：（1）溶