資源簡介

3.3.3鹽類的水解
（第3課時）
一、核心素養發展目標
1.知道弱電解質的電離和鹽類水解均存在平衡，會判斷溶液中微粒種類及微粒間的定量關系。
2.建立溶液中粒子濃度大小比較的思維模型，掌握溶液中粒子濃度大小的比較方法。
二、教學重難點
重點：判斷溶液中微粒種類及微粒間的定量關系。
難點：判斷溶液中微粒種類及微粒間的定量關系。
三、教學方法
探究法、總結歸納法、分組討論法等
四、教學過程
【導入】溶液中微粒濃度大小的比較的方法：
“兩大理論”與“三種守恒”
【講解】1．兩大理論引領思維建模
(1)電離理論
①弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒非常少，還要考慮水的電離。如氨水中：
c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。
②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離。如在H2S溶液中：
c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解理論
①離子的水解損失是微量的(相互促進的水解除外)，但由于水的電離，水解后酸性溶液中c(H＋)
或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解生成的弱電解質的濃度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>
c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
【講解】三種“守恒”關系式
一、溶液中的守恒關系
1．電荷守恒
電解質溶液中陽離子所帶的電荷總數與陰離子所帶的電荷總數相等。即電荷守恒，溶液呈電中性。
(1)解題方法
①分析溶液中所有的陰、陽離子。
②陰、陽離子濃度乘以自身所帶的電荷數建立等式。
(2)舉例
如：Na2CO3溶液中
【生】①Na＋、H＋、CO、HCO、OH－。
②1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(CO)＋1×c(HCO)＋1×c(OH－)。
化簡得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
【講解】2、物料守恒
電解質溶液中，某種原子的總濃度等于它的各種存在形態的濃度之和。
如：Na2CO3溶液中
【生】①＝，即n(Na＋)＝2c(CO)，CO在水中部分會水解成HCO、H2CO3，共三種含碳元素的存在形式。
②c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]。
【講解】3．質子守恒
方法一：可以由電荷守恒與元素質量守恒推導出來。
如Na2CO3中將電荷守恒和元素質量守恒中的金屬陽離子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
方法二：質子守恒是依據水的電離平衡：H2O??H＋＋OH－，水電離產生的H＋和OH－的物質的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在。
如：Na2CO3溶液中
【生】
即c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。
【講解】溶液中粒子濃度比較的類型
1．不同溶液中同一離子濃度比較
要考慮溶液中其他離子對該離子的影響，如：在相同濃度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NH)由大到小的順序？
【生】④>⑤>③>①>②。
【講解】2．弱酸溶液中粒子濃度大小比較
(1)HClO溶液中存在的平衡有：HClO? ?H＋＋ClO－、H2O? ?H＋＋OH－，溶液中微粒有H2O、HClO、H＋、OH－、ClO－，由于HClO的電離程度小，且H2O的電離程度更小，所以溶液中粒子濃度由大到小的順序(H2O除外)是？
【生】c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)。
【講解】(2)碳酸的電離方程式是H2CO3? ?HCO＋H＋、HCO? ?H＋＋CO。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。
碳酸是弱酸，第一步電離很微弱，第二步電離更微弱。推測其溶液中粒子濃度由大到小的順序(H2O除外)是？
【生】c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。
【講解】3．單一溶液中離子濃度大小的比較
(1)氯化銨溶液
①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程。
電離：NH4Cl===NH＋Cl－、H2O? ?H＋＋OH－。
水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
判斷溶液中存在的離子有NH、Cl－、H＋、OH－。
②再根據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？
【生】c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。
【講解】(2)碳酸鈉溶液
①分析Na2CO3溶液中的電離、水解過程：
電離：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2O? ?H＋＋OH－。
水解：CO＋H2O? ?HCO＋OH－、HCO＋H2O? ?H2CO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中離子濃度由大到小的順序是？
【生】c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
【講解】(3)碳酸氫鈉溶液
①分析NaHCO3溶液中的電離、水解過程：
電離：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO? ?H＋＋CO、H2O? ?H＋＋OH－。
水解：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②由于HCO的電離程度小于HCO的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序是？
【生】c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
【講解】(4)亞硫酸氫鈉溶液
①分析NaHSO3溶液中的電離、水解過程。
電離：NaHSO3===Na＋＋HSO、HSO? ?H＋＋SO、H2O? ?H＋＋OH－。
水解：HSO＋H2O??H2SO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、HSO、H＋、SO、OH－。
②由于HSO的電離程度大于HSO的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序為？
【生】c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)。
【講解】4．混合溶液中各離子濃度大小比較，根據電離程度、水解程度的相對大小綜合分析
(1)分子的電離程度大于對應離子的水解程度
在0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，由于NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為？
【生】c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
【講解】(2)分子的電離程度小于對應離子的水解程度
在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中，由于HCN的電離程度小于CN－的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為？
【生】c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，
且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。
【講解】判斷酸堿混合溶液中粒子濃度大小的一般思路
(1)判斷生成物，確定溶液組成。
(2)明確溶液中存在的所有平衡(電離平衡，水解平衡)。
(3)根據題給信息，確定程度大小(是電離為主還是水解為主)。
(4)比較粒子濃度大小，在比較中，要充分運用電荷守恒、物料守恒關系。
【課堂小結】師生共同完成。
溶液中粒子濃度大小的比較
兩大理論、三大守恒
溶液中粒子濃度比較的類型
【課堂練習】
1、常溫下，對pH＝10的NaHCO3溶液中，各微粒的物質的量濃度分析正確的是
A.c(CO)＞c(H2CO3)
B.c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)
C.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)
D.c(Na＋)＞c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
答案：B
2、在25 ℃時，將pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關系式中正確的是(　　)
A．c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
B．c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C．c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
D．c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
答案：D

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