鹽類的水解課件高二化學(xué)人教版選擇性必修1

第三章第三節(jié)

第1課時(shí)鹽類的水解

1.從組成鹽的離子成分角度分析鹽類水解的本質(zhì)。

2.以動(dòng)態(tài)平衡的觀點(diǎn)分析鹽類水解對(duì)水電離平衡的影響，掌握鹽類水解的規(guī)律。課程目標(biāo)根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸+堿=鹽+水(中和反應(yīng))酸強(qiáng)酸弱酸弱堿強(qiáng)堿堿生成的鹽1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽2.強(qiáng)酸弱堿鹽3.強(qiáng)堿弱酸鹽4.弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3知識(shí)回顧1、純堿是什么?3、從組成上看是哪類物質(zhì)?2、為什么叫純堿?問題:Na2CO3強(qiáng)堿弱酸鹽其水溶液呈堿性酸溶液呈酸性、堿溶液呈堿性。那么，鹽溶液的酸堿性如何呢？與鹽的類型之間有什么關(guān)系？【提出問題】一、探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4鹽溶液的酸堿性pH值【實(shí)驗(yàn)探究】選擇合適的方法測(cè)試以下溶液的酸堿性。中性酸性堿性中性堿性酸性=7>7＜7=7>7＜7鹽的分類【實(shí)驗(yàn)探究】探究鹽溶液的酸堿性用pH計(jì)分別測(cè)定NaCl、Na2CO3、NH4Cl、KNO3、CH3COONa、(NH4)2SO4溶液的酸堿性。鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4鹽溶液的酸堿性鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽中性堿性酸性酸性中性堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性分析上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果，歸納其與鹽的類型間的關(guān)系，并從電離平衡的角度尋找原因。【結(jié)果和討論】規(guī)律：誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。二、探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請(qǐng)思考：（1）相關(guān)的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些離子？（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？（4）對(duì)水的電離平衡有何影響？（5）相關(guān)的化學(xué)方程式？二、探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請(qǐng)思考：（1）相關(guān)的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些離子？（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？（4）對(duì)水的電離平衡有何影響？（5）相關(guān)的化學(xué)方程式？二、探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請(qǐng)思考：（1）相關(guān)的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些離子？（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？（4）對(duì)水的電離平衡有何影響？（5）相關(guān)的化學(xué)方程式？三、鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H+

或OH–結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。(弱酸、弱堿)1、定義：鹽易溶，有弱離子。2、水解的條件：三、鹽類的水解促進(jìn)水的電離。3、水解的實(shí)質(zhì)：使c(H+)≠c(OH–)生成弱電解質(zhì)；思考交流：常溫下，pH等于5的鹽酸溶液與pH等于5的NH4Cl溶液中，兩種溶液中水電離出的c(H+）之比是多少？鹽的水解對(duì)水的電離有什么影響？鹽+水酸+堿中和水解形式：三、鹽類的水解+CH3COOHCH3COONaCH3COO-Na++H2OH+

OH-+想一想：水解反應(yīng)能一直進(jìn)行下去嗎?

當(dāng)CH3COOH與OH-濃度逐漸增大，到一定程度則發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，即向左反應(yīng)，故鹽類水解不能徹底進(jìn)行，最后到達(dá)一個(gè)平衡狀態(tài)，即水解平衡。鹽類水解是一個(gè)微弱的過程！思考1：1mol/L氯化銨溶液和1mol/L的氨水中c（NH4+)誰大？思考2：1mol/L氯化銨溶液和1mol/L的鹽酸中c（H+)誰大？鹽+水酸+堿4、水解的特點(diǎn)：⑴可逆⑵吸熱⑶一般很微弱⑷水解平衡（動(dòng)態(tài)）中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不寫“”，而寫“”。，必有弱酸或弱堿生成△H＞0三、鹽類的水解——與CH3COONa類似：第一步第二步H2OOH－＋H＋Na2CO3＝2Na＋＋CO32－

＋CO32－＋H2OOH－＋HCO3－總離子方程式：HCO3－＋H2OOH－＋H2CO3HCO3－生成的HCO3－進(jìn)一步發(fā)生水解：Na2CO3第二步水解的程度很小，平衡時(shí)溶液中H2CO3的濃度很小，不會(huì)放出CO2氣體。Na2CO3電離出來的CO32－與水電離出來的H＋結(jié)合生成HCO3－，HCO3－又與H＋結(jié)合生成H2CO3，促使水繼續(xù)電離，使溶液中的c(OH－)增大，所以溶液呈堿性。思考：Na2CO3的水解情況5、鹽類水解的規(guī)律無弱不水解。誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。有弱才水解，記住啦！

在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（）

A、ClO

–B、CO32

–C、Fe

3+D、SO42

–D下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（）①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤課堂專練3．濃度均為0.1mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的排列順序正確的是()①Na2CO3②NaOH③NaHSO4④NH4Cl⑤NaNO3A．②③①⑤④ B．②③⑤①④C．②①⑤④③ D．②⑤③④①課堂專練C6、鹽類水解的離子方程式（2）鹽類水解方程式的書寫：（一）一元弱酸強(qiáng)堿鹽如：CH3COONa、NaF化學(xué)方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化學(xué)方程式：離子方程式：NaF+H2OHF

+NaOHF–

+H2OHF+OH–（二）多元弱酸強(qiáng)堿鹽(正鹽）如：Na2CO3、Na3PO4離子方程式：HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–CO3

2–

+H2OHCO3–

+OH–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5種離子，2種分子。？（三）弱堿強(qiáng)酸鹽水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al

3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+2、鹽類水解方程式的書寫：（四）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–①②HCO3–

+H2OCO32–+H3O+>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3–

+H2OH2SO3

+OH–①②HSO3–

+H2OSO32–+H3O+<∴溶液呈

性酸①水解②電離程度：①水解②電離程度：2、鹽類水解方程式的書寫：鹽+水酸+堿a.先找“弱”離子。b.一般水解程度小，水解產(chǎn)物少。所以常用“”；不寫“

==”、“↑”、“↓”；也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式。c.多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。d.多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。弱離子

+

水弱酸(or弱堿)+OH–(

or

H+

)3、水解離子方程式的書寫步驟

1．寫出下列物質(zhì)發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式，并指明水溶液的酸堿性：(1)Na2S：_________________________________________________。(2)CuSO4：________________________________________________。(3)CH3COONa：____________________________________________。(4)Fe2(SO4)3：______________________________________________。

第三章第三節(jié)

第二課時(shí)影響鹽類水解的主要因素

課程目標(biāo)1、會(huì)分析外界條件對(duì)鹽類水解平衡的影響。2、了解鹽類水解在生產(chǎn)生活、化學(xué)實(shí)驗(yàn)、科學(xué)研究中的應(yīng)用。3、掌握溶液中離子濃度大小的比較方法。用純堿溶液清洗油污時(shí)，加熱可以增強(qiáng)其去污力，這是為什么？情景引入一、影響鹽類水解的因素1.內(nèi)因H2OH++OH-+MA=A-

+M+HA對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽來說，生成鹽的弱酸酸性越弱，即越

電離（電離常數(shù)越?。擕}的水解程度越

。同理，對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽來說，生成鹽的弱堿堿性越弱，該鹽的水解程度越

。鹽類水解程度的大小，主要是由

所決定的。例如，對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽（MA）的水解：鹽的性質(zhì)難大大

在一定條件下，當(dāng)鹽類的水解速率等于中和速率時(shí)，達(dá)到水解平衡。（越弱越水解）（結(jié)合質(zhì)子的能力）①不同弱酸對(duì)應(yīng)的鹽<>②不同弱堿對(duì)應(yīng)的鹽<>堿性NaClO(aq)CH3COONa

(aq)對(duì)應(yīng)的酸HClOCH3COOH酸性MgCl2(aq)

AlCl3(aq)對(duì)應(yīng)的堿Mg(OH)2Al(OH)31.內(nèi)因1、內(nèi)因：③同一弱酸對(duì)應(yīng)的鹽<>>11Na2CO3(aq)

NaHCO3(aq)堿性對(duì)應(yīng)的酸HCO3–H2CO3∴正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度[提出問題]問題一：FeCl3溶液呈酸性還是堿性？寫出FeCl3發(fā)生水解的離子方程式。問題二：從反應(yīng)條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？[實(shí)驗(yàn)探究]實(shí)驗(yàn)用品：試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、pH計(jì)、藥匙、酒精燈、火柴、0.01mol/LFeCl3溶液、FeCl3晶體、濃鹽酸、濃NaOH溶液2.外因鹽類的水解是

反應(yīng)，水解平衡也受

、

等反應(yīng)條件的影響?？赡鏈囟葷舛扔绊懸蛩貙?shí)驗(yàn)步驟實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象解釋溫度在試管中加入2ml0.01mol/LFeCl3溶液，用試管夾夾持，在酒精燈上微熱

反應(yīng)物的濃度在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后用藥匙加入少許FeCl3晶體

溶液的酸堿性在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后滴入2~3滴濃鹽酸在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后滴入5滴濃NaOH溶液[實(shí)驗(yàn)操作、現(xiàn)象及解釋]溶液顏色加深溶液顏色加深溶液顏色變淺溶液顏色加深溫度升高，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)加入鹽酸，c(H+)增大，平衡向FeCl3水解的逆反應(yīng)方向移動(dòng)加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡向FeCl3水解的方向移動(dòng)應(yīng)用平衡移動(dòng)原理分析CH3COONa的水解，列舉可能影響水解反應(yīng)程度的因素，并說明所依據(jù)的原理。

c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度加熱加水加CH3COOH加CH3COONa加HCl加NaOH減小增大增大減小增大增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大減小減小減小增大增大增大減小增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大增大減小減小減小

思考與交流升溫，促進(jìn)水解。加水稀釋，促進(jìn)水解。抑制促進(jìn)①溫度：②濃度：③加酸：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。④加堿：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。促進(jìn)抑制

歸納小結(jié)1.能使水的電離平衡向電離方向移動(dòng),并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的措施是（）A.向純水中加入幾滴稀鹽酸B.將水加熱煮沸C.向水中加入碳酸鈉D.向水中加入氯化銨D2.請(qǐng)按pH增大的順序排列下列鹽溶液(物質(zhì)的量濃度相等):NaNO3；H2SO4；AlCl3；CH3COONa;氨水；醋酸.3.常溫下,pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中,水電離出來的c(H+)之比為_________________________.10-11:10-3

課堂專練

第三章第三節(jié)

第三課時(shí)鹽類水解的應(yīng)用

一、鹽的水解平衡常數(shù)以強(qiáng)堿弱酸鹽(MA)為例，其水解的離子方程式為

。鹽的水解常數(shù)：

。HA的電離常數(shù)：

。強(qiáng)堿弱酸鹽的水解常數(shù)與弱酸的電離常數(shù)的關(guān)系式:

。“電離平衡常數(shù)越小越水解”二、鹽的水解常數(shù)的應(yīng)用例題1、已知25℃時(shí)，K(CH3COOH)=10-5則CH3COONa的水解常數(shù)為多少？0.1mol/L的醋酸鈉溶液的PH值是多少？（一）、K值間的運(yùn)算對(duì)點(diǎn)1、已知25℃時(shí)，0.1mol/L的氯化銨溶液的PH值等于5，則其水解平衡常數(shù)是多少？K(NH3.H2O)=？2、已知25℃時(shí)，碳酸的K1=10-7K2=10-11則0.1mol/LNaHCO3中PH

7（填大于、小于、等于）對(duì)點(diǎn)練習(xí)2：已知25℃時(shí)，亞硫酸的K1=10-2K2=10-8則0.1mol/LNaHSO3中PH

7（填大于、小于、等于）（二）、判斷溶液的酸堿性例題2、已知25℃時(shí)，K(CH3COOH)=10-5則0.1mol/L20mlCH3COONa中加入0.1mol/L10ml的鹽酸后PH

7（填大于、小于、等于）（三）、離子濃度關(guān)系例題3、已知25℃時(shí)，碳酸的K1=10-7K2=10-11則0.1mol/LNaOH通入CO2，當(dāng)PH＝8時(shí)，c(CO32－)

c(HCO3－)的大小關(guān)系（填大于、小于、等于）對(duì)點(diǎn)練習(xí)：已知25℃時(shí)，亞硫酸的K1=10-2K2=10-8則0.1mol/LNaOH通入SO2，當(dāng)PH＝8時(shí)，c(SO32－)

/c(HSO3－)=;D

課堂專練三、鹽類水解的應(yīng)用1.為什么KAl(SO4)2,FeCl3

等鹽可用做凈水劑？2.純堿為什么能去污？去污時(shí)為何最好用熱水？3.泡沫滅火器的化學(xué)反應(yīng)原理是什么？Al3++3H2OAl(OH)3

(膠體)+3H+Fe3++3H2OFe(OH)3

(膠體)+3H+本身無毒，膠體可吸附不溶性雜質(zhì)，起到凈水作用。NaHCO3+H2OH2CO3+NaOHNa2CO3

+H2ONaHCO3+NaOH升溫，促進(jìn)Na2CO3水解。

思考與交流泡沫滅火器的原理:塑料內(nèi)筒裝有Al2(SO4)3溶液外筒裝有NaHCO3溶液Al2(SO4)3

和NaHCO3溶液：Al3++3HCO3–Al(OH)3

+

3CO2

Al3++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3–+H2OH2CO3+

OH–速度快耗鹽少混合前混合后三、鹽類水解的應(yīng)用：(一)：日常生活中的應(yīng)用(二)易水解鹽溶液的配制與保存：配制FeCl3溶液：加少量

；配制FeCl2溶液：加少量

；保存NH4F溶液：稀鹽酸稀鹽酸和Fe粉不能存放在玻璃瓶中！鉛容器或塑料瓶Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+配制FeSO4溶液：加少量

；稀硫酸和Fe粉某些強(qiáng)酸弱堿鹽在配制溶液時(shí)因水解而變渾濁，需加相應(yīng)的

酸

來抑制水解，(三)判斷鹽溶液的酸堿性：（相同溫度和濃度）1.請(qǐng)按pH增大的順序排列下列鹽溶液(物質(zhì)的量濃度相等):NaNO3、

H2SO4、NH3·H2O、AlCl3、

NaHCO3

、CH3COOH、NaOH、HCl強(qiáng)酸<弱酸<強(qiáng)酸弱堿鹽<強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽<強(qiáng)堿弱酸鹽<弱堿<強(qiáng)堿一般規(guī)律，(四)判定離子能否大量共存：Al3+與AlO2–Al3+與HCO3–Al3+與CO32–Al

3++3AlO2

–

+H2OAl(OH)346Al

3++3HCO3

–Al(OH)3+3CO22Al3++3CO32–+3H2O

2Al(OH)3+3CO2

若陰、陽離子發(fā)生水解相互促進(jìn)的反應(yīng)，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的水解相互促進(jìn)的反應(yīng)進(jìn)行完全的有Al3+、Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-;因?yàn)榇龠M(jìn)水解不能大量共存的還有HCO3-和AlO2-；NH4+和AlO2-等。(五)某些鹽的無水物，不能用蒸發(fā)溶液的方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼燒Al2O3MgCl2·6H2OMg(OH)2MgO△△晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水MgCl2FeCl3溶液Fe(NO3)3溶液Fe2(SO4)3溶液Na2SO3溶液Ca(HCO3)2溶液Fe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2SO4CaCO3例題1、下列鹽溶液加熱蒸干、灼燒后，得到什么固體物質(zhì)？

制備納米材料。如：用TiCl4制備TiO2【當(dāng)堂鞏固練習(xí)】(六)化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解

草木灰的成分：K2CO3，銨態(tài)氮肥——銨鹽。因?yàn)镹H4+在水溶液中能發(fā)生水解生成H+，CO32-在水溶液中水解產(chǎn)生OH-，當(dāng)二者同時(shí)存在時(shí)，則二者水解產(chǎn)生的H+和OH-能發(fā)生中和反應(yīng)，使水解程度都增大，銨鹽水解產(chǎn)生的NH3?H2O易揮發(fā)而降低了肥效。(七)溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。(2)降低溫度和加水稀釋,都會(huì)使鹽的水解平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

(

)(3)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH,可使c(Na+)=c(CH3COO-)。(

)(4)水解平衡右移,鹽的離子的水解程度一定增大。

(

)(6)碳酸鈉可用作食用堿,是利用了其溶液顯堿性。

(

)(7)施肥時(shí),草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用。

(

)【課堂專練】1．判斷正誤逆向移動(dòng)。

(

)√√×××××(8)純堿是鹽，不是堿，之所以被稱為純堿，是因?yàn)樗乃芤猴@堿性。

(

)(9)加熱時(shí)促進(jìn)了CH3COO－的水解，抑制了CH3COOH的電離。

(

)(10)向NH4Cl溶液中加入適量氯化鈉固體，抑制了NH4+的水解。()(11)實(shí)驗(yàn)室配制FeCl3溶液，常將FeCl3固體溶解在稀鹽酸中而不是直接溶解在水中。 ()√××√2．對(duì)滴有酚酞溶液的下列溶液,操作后顏色變深的是(

)A.明礬溶液加熱B.CH3COONa溶液加熱C.氨水中加入少量NH4Cl固體D.小蘇打溶液中加入少量NaCl固體解析:明礬水解顯酸性,加熱促進(jìn)水解,酚酞在酸性溶液中不顯色,故A項(xiàng)錯(cuò)誤;CH3COONa水解顯堿性,加熱促進(jìn)水解,c(OH-)增大,溶液紅色加深,B項(xiàng)正確;氨水顯弱堿性,NH4Cl水解顯酸性,溶液中c(OH-)減小,紅色變淺,C項(xiàng)錯(cuò)誤;加入少量NaCl固體對(duì)NaHCO3水解不產(chǎn)生影響,溶液顏色無變化,D項(xiàng)錯(cuò)誤。B3．下列與鹽類水解有關(guān)的是(

)①為保存FeCl3溶液，要在溶液中加入少量鹽酸②實(shí)驗(yàn)室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的試劑瓶應(yīng)用橡膠塞③在NH4Cl溶液中加入鎂條會(huì)產(chǎn)生氣泡④長(zhǎng)期施用硫酸銨，土壤的酸性增強(qiáng)A．①②④

B．②③④C．①③④ D．全部

解析:①保存FeCl3溶液，在溶液中加入少量鹽酸，可以抑制Fe3＋水解生成Fe(OH)3；②Na2CO3、Na2SiO3可水解使溶液呈堿性，從而腐蝕玻璃，故實(shí)驗(yàn)室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的試劑瓶應(yīng)用橡膠塞；③NH4Cl水解使溶液呈酸性，鎂可以置換出溶液中的H＋，放出H2，從而產(chǎn)生氣泡；④硫酸銨水解使溶液呈酸性，長(zhǎng)期施用此化肥，土壤的酸性將增強(qiáng)。故①②③④都與鹽類的水解有關(guān)。D4．0.1mol·L－1的K2CO3溶液中，由于CO32－的水解，使得c(CO32－)<0.1mol·L－1。如果要使c(CO32－)更接近于0.1mol·L－1，可以采取的措施是(

)A．加入少量鹽酸 B．加入適量的水C．加入適量的KOH D．加熱

解析:A項(xiàng)發(fā)生反應(yīng)：2H＋＋CO32－===CO2↑＋H2O，CO32－濃度更??；B項(xiàng)和D項(xiàng)均促進(jìn)CO32－水解，CO32－濃度更小；C項(xiàng)KOH抑制CO32－的水解，正確。C5．在氯化鐵溶液中存在下列水解平衡:FeCl3+3H2O

Fe(OH)3+3HCl

ΔH>0。回答下列問題:(1)加熱FeCl3溶液,溶液的顏色會(huì)不斷加深,得到的

一種紅褐色透明液體為

。

(2)在配制FeCl3溶液時(shí),為防止渾濁,應(yīng)加入

。

(3)為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入MgCO3固體,過濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3+的原因是

。

Fe(OH)3膠體少許鹽酸MgCO3能與H+反應(yīng),促進(jìn)了Fe3+的水解,使Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀而被除去6．(1)Fe(NO3)3的水溶液呈________(填“酸”“中”“堿”)性，原因是(用離子方程式表示)：____________________

_。實(shí)驗(yàn)室在配制Fe(NO3)3的溶液時(shí)，常將Fe(NO3)3固體先溶于較濃的硝酸中，然后再用蒸餾水稀釋到所需的濃度，以________(填“促進(jìn)”“抑制”)其水解。(2)在配制硫化鈉溶液時(shí)，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的___________

_。酸Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋

(2)氫氧化鈉固體(或NaOH)抑制

第三章第三節(jié)

第四課時(shí)電解質(zhì)溶液中的三大守恒

想一想？問題1：在一份溶液中，陽離子所帶正電荷濃度與陰離子所帶負(fù)電荷濃度的關(guān)系是什么？問題2：溶液中離子濃度與離子所帶電荷濃度的關(guān)系是什么？離子濃度電荷濃度c(NH4+)c(Al3+)

c(Cl-)c(CO32-)c(NH4+)3c(Al3+)c(Cl-)2c(CO32-)規(guī)律：Xn+、Ym-離子所帶電荷濃度與離子濃度的關(guān)系離子所帶電荷濃度=？nc(Xn+)或mc(Ym-)溶液中的陽離子：NH4+H+溶液中的陰離子：Cl-OH-NH4Cl溶液中電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)電荷守恒問題3：在NH4Cl溶液中含有哪些陰陽離子？你能用一個(gè)等式表達(dá)出所有離子之間的關(guān)系嗎？電解質(zhì)溶液中無論存在多少種離子，溶液總是呈電中性的，即陽離子所帶的正電荷總數(shù)一定等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)。練習(xí)NaHCO3溶液c（Na+）+c(H+)=c(HCO-3)+c(OH-)+2c(CO32-)K2S溶液c（K+）+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)寫出下列溶液中的電荷守恒式思考？問題1：在NaCl溶液中c(Na+)和c(Cl-)的關(guān)系是什么？在NH4Cl溶液中的c(NH4+)和c(Cl-)呢？問題2：NH4Cl溶液中含氮微粒有哪些？問題3：0.1mol·L-1NH4Cl溶液中，c(Cl-)=

mol·L-1，c(NH4+)+c(NH3·H2O)=

mol·L-1，則c(NH4+)+c(NH3·H2O)

c(Cl-)。0.10.1=物料守恒：鹽中可水解離子的原始濃度，等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。例如：amol/L的Na2CO3

溶液中Na2CO3=2

Na++CO32–

H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–

∴

c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)

=amol/L因

c(Na+):c(C)＝2:1練習(xí)Na2SO3溶液K2S溶液寫出下列溶液中的元素質(zhì)量守恒式

c(Na+

)=

2[c(SO32–)+c(HSO3–)+c(H2SO3)]c(K+

)=

2[c(S2–)+c(HS–)+c(H2S)]NaHCO3溶液c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+c(H2CO3)Na2S溶液c(Na+

)=

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]溶液中由水電離產(chǎn)生的氫離子總濃度與由水產(chǎn)生的氫氧根離子總濃度一定相等。c(OH-)＝c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)如:在Na2S溶液中：

H2OH++OH–

S2–+H2OHS–+OH–

HS–+H2OH2S+OH–

S2–HS–H2S質(zhì)子守恒書寫質(zhì)子守恒式必須注意：①由水電離產(chǎn)生的H＋和OH―的存在形式；②弄清被結(jié)合的H＋或OH―離子濃度和弱電解質(zhì)分子濃度的關(guān)系。①氫和氫氧兩邊寫；②誰被搶走要找全。技巧【練習(xí)】（1）NH4Cl

c(H＋)=c(OH–)+c(NH3·H2O)（2）Na2CO3

c(OH―)=c(H＋)+c(HCO3―)+2c(H2CO3)（3）NaHCO3

c(OH―)=c(H＋)+c(H2CO3)-c(CO32―)【經(jīng)驗(yàn)交流】

鹽溶液中三大守恒等式有何特點(diǎn)？

書寫或判斷時(shí)有哪些需要注意的事項(xiàng)？【點(diǎn)撥歸納】1．電荷守恒：①電荷守恒中應(yīng)包含溶液中所有離子，不能遺漏；

②分清離子濃度和電荷濃度及轉(zhuǎn)換關(guān)系2．原子守恒：找準(zhǔn)守恒的元素3．質(zhì)子守恒：①明確溶液中結(jié)合H+(或OH-）的微粒及結(jié)合的數(shù)目；②電離出H+(或OH-)的微粒及電離的數(shù)目課堂練習(xí)1.關(guān)于小蘇打水溶液的表述正確的是(

)A．c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(OH－)C．HCO的電離程度大于HCO的水解程度D．存在的電離有：NaHCO3===Na＋＋HCO3－，HCO3－H＋＋CO3

2－，H2OH＋＋OH－AD課堂練習(xí)2、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有關(guān)粒子濃度的關(guān)系正確的是（）

A、C(Na＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)

B、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―)

C、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―)

D、C(OH-)＝C(H+)+C(H2CO3)+C(HCO3-)AC-C(CO32―)課堂練習(xí)3.草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確(

)A．c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O4－)＋c(OH－)＋c(C2O42－)B．c(HC2O4－)＋c(C2O42－)＝0.1mol/LC．c(C2O42－)>c(H2C2O4)D．c(K＋)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O4－)＋c(C2O42－)CD課堂練習(xí)4.在10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的

濃度關(guān)系錯(cuò)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－)A

第三章第三節(jié)

第五課時(shí)溶液中粒子濃度大小的比較

1、相同濃度的醋酸和醋酸鈉的混合溶液的物料守恒為？2、相同濃度的氨水和氯化銨的混合溶液的物料守恒為？3、在含有1.5mol的氫氧化鈉溶液中通入1molCO2，所得溶液的物料守恒為？思考與討論一、單一溶液中離子濃度大小的比較---酸溶液1.在0.1mol·L－1醋酸溶液中(1)存在的電離平衡有__________________________________________________。(2)含有的粒子有___________________________________________。(3)粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是________________________________________。CH3COOH、H2O、CH3COO－、H＋、OH－[CH3COOH]＞[H＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]2.(1)碳酸溶液中的電離方程式是___________________________________________________________________。(2)碳酸溶液中存在的粒子有__________________________________________。(3)碳酸是弱酸，第一步電離很微弱，第二步電離更微弱。推測(cè)其溶液中粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是_______________________________________________________________。

(1)氨氣通入水中反應(yīng)的化學(xué)方程式是___________________________________。(2)氨水中存在的平衡有___________________________________________________________________。(3)氨水中含有的粒子有______________________________________________。(4)粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是_______________________________________________________。一、單一溶液中離子濃度大小的比較---堿溶液一、單一溶液中離子濃度大小的比較----鹽溶液

(1)氯化銨溶液①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程。電離：

。

水解：

。判斷溶液中存在的離子有

。

電荷守恒①

[NH4+]+[H+]＝物料守恒②[NH4+]+[NH3·H2O]＝[Cl-]質(zhì)子守恒

③[H+]=[NH3·H20]+[Cl-]+[OH-][OH-]離子濃度大小未水解離子

>水解離子>顯性離子>水中另一種離子未水解離子

>水解離子>顯性離子>水中另一種離子(2)CH3COONa溶液中各種離子濃度的關(guān)系CH3COONa=CH3COO-+Na+

H2OH++OH-

Na+CH3COO-OH-H+H2OCH3COOH存在微粒：電荷守恒：物料守恒：

[

Na+]=[

CH3COO-

]+[

CH3COOH][Na＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]＞[H＋]離子濃度大?。篊H3COO-+H2OCH3COOH+OH-質(zhì)子守恒：

[OH-]=[CH3COOH]+[H+][Na+]

+[H+]=

[CH3COO-]+[OH-][Na+]=2{[CO32-]

+[HCO3－]+[H2CO3]}[Na+]+[H+]=2[CO32-]

+[HCO3－]+[OH－][OH－]=[H+]+[HCO3－]+2[H2CO3]電荷守恒:物料守恒:質(zhì)子守恒:[Na+]>[CO32-]大小關(guān)系:>[OH－]>[HCO3－]（3）Na2CO3溶液中的離子濃度關(guān)系：CO32-

+H2OHCO3－+OH－(主)HCO3－+H2OH2CO3+OH－(次)溶液中存在的離子>

[H+]

CO32-HCO3－H2CO3[Na+]=[HCO3－]+[H2CO3]+[CO32-][Na+]+[H+]=[OH－]+[HCO3－]+2[CO32-][OH－]+[CO32-]=[H+]+[H2CO3

]（4）NaHCO3溶液中離子濃度關(guān)系。NaHCO3

====Na++HCO3-(電離)(水解)HCO3-

+H2OH2CO3

+OH-HCO3－

CO32-+H+H2OH＋＋OH－溶液中存在的離子電荷守恒:物料守恒:質(zhì)子守恒:大小關(guān)系:由于HCO3

-的電離程度小于HCO3

-

的水解程度所以NaHCO3

溶液顯堿性寫出以下濃度均為0.1mol/L溶液中的離子濃度大??？①(NH4)2SO4

②NH4HCO3(堿性)

③CH3COONH4(中性)④NaHC2O4(酸性)練習(xí)？濃度均為0.1mol/L的以下溶液：（1）①NH4HSO4②NH4Cl③CH3COONH4，比較溶液中NH4+的濃度大小：（2）①(NH4)2Fe(SO4)2②(NH4)2SO4③(NH4)2CO3，比較溶液中NH4+的濃度大小：（3）①Na2CO3②(NH4)2CO3③NaHCO3④H2CO3，比較溶液中CO32-的濃度大?。海?）①Na2S②(NH4)2S③NaHS④NH4HS⑤H2S，比較溶液中S2-的濃度大?。?/p>

練習(xí)？二、兩溶液混合時(shí)離子濃度的大小比較

兩種溶液或兩種物質(zhì)混合后溶液中各離子濃度大小的比較,要根據(jù)兩種溶液或兩物質(zhì)是否發(fā)生反應(yīng)，弱電解質(zhì)的電離程度與鹽的水解程度的相對(duì)大小綜合分析。c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)1、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成鹽

例1：等體積等濃度的氨水和鹽酸反應(yīng)，反應(yīng)后溶液中的離子濃度大小關(guān)系是：______。

解析：該反應(yīng)的化學(xué)方程式為：NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O因?yàn)槭堑润w積等濃度反應(yīng)，即反應(yīng)后只得到NH4Cl溶液，相當(dāng)于單溶質(zhì)的溶液。所以有：(單一鹽溶液)c(NH4+)=c(CI-)＞c(OH-)=c(H+)2、兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：根據(jù)過量程度考慮電離或水解a、

混合后溶液呈中性的離子濃度大小比較例2：氨水和稀鹽酸反應(yīng)后的溶液呈中性，反應(yīng)后所得溶液中的離子濃度大小關(guān)系是___。解析：由電荷守恒可得：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-)

又因?yàn)槿芤撼手行?，所以有：c(OH-)=c(H+)c(NH4+)=c(CI-)b、混合后呈酸性或堿性的離子濃度大小比較c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

例3：c（H+）=1×10-4mol/L的鹽酸與c（OH-）=1×10-4mol/L的氨水等體積反應(yīng)后，溶液中的離子濃度大小的關(guān)系是_______。（Kb=1.8*10-5）NH4Cl=NH4++Cl-NH3·H20OH-+NH4+

解析：由題目可知氨水過量，故溶液中存在有NH4Cl和過量的NH3·H2O，則由NH3·H2O的電離程度大于NH4+

的水解程度，故溶液呈堿性：例4：將0.4mol/LNH4Cl溶液和0.2mol/LNaOH溶液等體積混合后，則溶液中下列微粒的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系鞏固練習(xí)：將0.2mol·L-1CH3COOK與0.1mol·L-1鹽酸等體積混合后，溶液的pH＜7，則溶液中下列微粒的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)c(K+)＞c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-)①分子的電離大于相應(yīng)離子的水解例如：等物質(zhì)的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O混合溶液，c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)；等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa與CH3COOH混合溶液，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。3、兩種物質(zhì)混合不反應(yīng)：②分子的電離小于相應(yīng)離子的水解例如：在0.1mol·L－1的NaCN和0.1mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各離子濃度的大小順序?yàn)?？c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)

若反應(yīng)后所生成溶液中,除鹽外還有弱酸或弱堿過量，由這兩種情況導(dǎo)致溶液的酸堿性不同。若題中不給出具體的信息，一般是弱電解質(zhì)的電離程度大于水解程度，從而由弱酸或弱堿的電離確定溶液的酸堿性。一般規(guī)律：例5：用均為0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO–)＞c(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是A.c(OH–)＞c(H+)B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO–)＝0.2mol/LC.c(CH3COOH)＞c(CH3COO–)

D.c(CH3COO–)

＋c(OH–)＝0.2mol/L解析：

CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，H3COOH的電離和CH3COONa的水解因素同時(shí)存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根據(jù)電荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。說明混合溶液呈酸性，進(jìn)一步推測(cè)出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，電離和水解這一對(duì)矛盾中起主要作用是電離，即CH3COOH的電離趨勢(shì)大于CH3COO-的水解趨勢(shì)。根據(jù)物料守恒，可推出（B）是正確的。B溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟：(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物(2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡(3)列出溶液中存在的等式(4)比大小拓展：酸堿中和滴定曲線【學(xué)生活動(dòng)】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(1)A點(diǎn)（起點(diǎn)）：0.1mol·L－1HA溶液pH=

；c(H+)=

；HA是

酸；電離度=

；Ka(HA)=

；【學(xué)生活動(dòng)】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(2)B點(diǎn)（半終點(diǎn)）：溶質(zhì)為

，溶液pH

7；

電荷守恒等式：

；粒子濃度大?。?/p>

；物料守恒等式：

。等濃度NaA和HA<說明HA的電離程度大于NaA的水解程度c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(A-)c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)2c(Na+)=c(A-)+c(HA)NaA和HA【學(xué)生活動(dòng)】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(3)C點(diǎn)（中性點(diǎn)）：溶液pH

7，溶質(zhì)為

；粒子濃度大?。?/p>

；c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)NaA和HA=【應(yīng)用】在25℃下，將amol·L－1的氨水與bmol·L－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)后的溶液顯中性；用含a、b的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝________________。【學(xué)生活動(dòng)】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(4)D點(diǎn)（終點(diǎn)）：溶液pH

7；溶質(zhì)為

；說明HA是

酸；

(5)E點(diǎn)（過量點(diǎn)）：溶質(zhì)為

；【應(yīng)用1】在A、B、C、D、E五個(gè)點(diǎn)的溶液中，水電離產(chǎn)生的c(H+)由大到小的順序是

。D>C>B>A>E1審題看反應(yīng)：明確是酸滴定堿，還是堿滴定酸2找點(diǎn)定成份：找點(diǎn)找量找成分---起始點(diǎn)、半終點(diǎn)、中性點(diǎn)、中和點(diǎn)(計(jì)量點(diǎn)）、過量點(diǎn).起點(diǎn)：可以看出酸性或堿性的強(qiáng)弱，或可計(jì)算電離常數(shù)終點(diǎn)：可判斷滴定終點(diǎn)的酸堿性（即呈“鹽性”），也可計(jì)算酸或堿的濃度。中性點(diǎn)：

c(OH－)＝c(H＋)

或室溫pH＝7；但中性點(diǎn)不一定是終點(diǎn)；3理論析平衡：結(jié)合電離平衡理論，水解平衡理論與三守恒分析各點(diǎn)離子濃度關(guān)系4整合作判斷：結(jié)合題給條件作出合理判斷方法歸納：起點(diǎn)半終點(diǎn)中性點(diǎn)終點(diǎn)過量點(diǎn)

【例題1】（2016天津高考）用相同濃度的NaOH溶液,分別滴定濃度均為0.1mol·L-1的三種酸(HA、HB和HD)溶液,滴定曲線如圖所示,下列判斷錯(cuò)誤的是 (

)A.三種酸的電離常數(shù)關(guān)系:KHA>KHB>KHDB.滴定至P點(diǎn)時(shí),溶液中:c(B)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)C.pH=7時(shí),三種溶液中:c(A-)=c(B-)=c(D-)D.當(dāng)中和百分?jǐn)?shù)達(dá)100%時(shí),將三種溶液混合后:c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)-c(H+)CCl-D【例題3】25℃時(shí)，向盛有50mLpH＝3的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝14的NaOH溶液，加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是（）A．水的電離程度a點(diǎn)大于b點(diǎn)B．25℃時(shí)，HA的電離平衡常數(shù)K為1.25×10－6C．a(chǎn)→b的過程中，混合溶液不可能存在：c(A－)＝c(Na＋)D．b→c的過程中，溫度降低的主要原因是溶液中A－發(fā)生了水解反應(yīng)B【例題4】25℃時(shí)，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1某