高二化學(xué)選修4第三章學(xué)案全套

1、新課程網(wǎng)，免費(fèi)為您提供海量課改資源！高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離(第1課時)【課標(biāo)要求】了解電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 了解強(qiáng)、弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系，能正確書寫常見物質(zhì)的電離方程式。理解弱電解質(zhì)的電離平衡，以及溫度、濃度等條件對電離平衡的影響。【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】電離平衡的建立以及電離平衡的移動。【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】電離平衡的建立以及電離平衡的移動。【學(xué)習(xí)過程】【舊知回顧】電解質(zhì)：_ _ _非電解質(zhì)：_ _練習(xí)：討論下列物質(zhì)中Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。_ _是電解質(zhì)，_是非電解質(zhì)，_既不是電解質(zhì)，也

2、不是非電解質(zhì)寫出下列物質(zhì)的電離方程式： NaCl：_ NaOH ：_H2SO4：_ NaHCO3_ NaHSO4:_注意：離子型的電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下都可以導(dǎo)電，而共價型的電解質(zhì)只有在水溶液中才能導(dǎo)電【新知講解】一、電解質(zhì)有強(qiáng)弱之分（觀察試驗(yàn)3-1：得出強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念）強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念化合物類型電離程度在溶液中存在形式電離過程練習(xí)：下列電解質(zhì)中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4,AgCl，Na2O,K2O，Na2O2_是強(qiáng)電解質(zhì)_是弱電解質(zhì)討論：CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小， CaCO3屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而Fe(OH)3屬于

3、弱電解質(zhì)；CH3COOH、HCl的溶解度都很大， HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而CH3COOH 屬于弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性有何關(guān)系？怎樣區(qū)分強(qiáng)弱電解質(zhì)？BaSO4、AgCl是強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)，為什么？ 例在甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是 （ ）A. 1mol/L的甲酸溶液中c（H+）約為1×102 mol/L B. 甲酸能與水以任意比例互溶C. 1mol/L的甲酸溶液10mL恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應(yīng)D. 在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸弱二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的電離平衡： 。電離平衡的特征：電離方程式的書寫： 如CH3COOH NH

4、3·H2O H2O多元弱酸分步電離，多元弱堿一步電離(中學(xué)階段)如H2CO3 H3PO4 H2S弱電解質(zhì)電離平衡的移動(1) 弱電解質(zhì)的電離平衡符合 原理(2) 影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素有： 溫度： ； 濃度： ； 同離子反應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將 電離； 加入能反應(yīng)的物質(zhì)，將 電離。以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移動為例，討論： 改變條件平衡移動方向c(H+)c(CH3COO-)溶液導(dǎo)電能力加少量硫酸加CH3COONa (s)加NaOH(s)加水稀釋滴入純醋酸加熱升溫加醋酸銨晶體討論與探究：弱電解質(zhì)加水稀釋時，離子濃度_ _? (填變大、變小、不

5、變或不能確定） 畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離(第2課時)【課標(biāo)要求】鞏固強(qiáng)弱電解質(zhì)的概念.了解電離平衡常數(shù)及電離度的概念【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】電離平衡的建立以及電離平衡的移動?！緦W(xué)習(xí)難點(diǎn)】電離平衡常數(shù)的應(yīng)用【學(xué)習(xí)過程】【舊知回顧】（1）劃分電解質(zhì)和非電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)是什么？劃分強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)是什么？（2）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱有什么區(qū)別與聯(lián)系？影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素有哪些?討論：1等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別與足量的Zn反應(yīng)，反應(yīng)速率何者快？產(chǎn)生的H2的量關(guān)系如何？ 2氫離子濃度相等、體積相

6、同的鹽酸和醋酸分別與足量的Zn反應(yīng)，反應(yīng)速率何者快？產(chǎn)生的H2的量關(guān)系如何？【新知講解】三、電離常數(shù) 叫做電離常數(shù)。例如：醋酸，碳酸和硼酸298K時的電離常數(shù)分別是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步電離)和5.8×10-10由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 1 一元弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù) 如：CH3COOH CH3COO + H+Ka=寫出NH3·H2O的電離平衡常數(shù) NH3·H2O NH4+ +OH Kb= 注：K越大，離子濃度越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離。所以可以用Ka或Kb的大小判斷弱酸或弱堿的相對強(qiáng)弱。 K只與 有關(guān)，不隨

7、改變而改變。2 多元弱酸（堿）分步電離，酸（堿）性的強(qiáng)弱主要由第 步電離決定。如H3PO4的電離：H3PO4 H+ + H2PO4- K1= H2PO4- H+ + HPO42- K2= HPO42- H+ + PO43- K3= 注：K1>>K2>>K3四、電離度的概念及其影響因素（1）當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時， 叫做電離度。 （2）影響電離度的主要因素（內(nèi)因）是電解質(zhì)本身的性質(zhì)；其外部因素（外因）主要是溶液的濃度和溫度。溶液越稀，弱電解質(zhì)的電離度 ；溫度升高，電離度 ，因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離過程一般需要 熱量。 思考與交流：不用計算，判斷下列各組溶液中，哪一種電

8、解質(zhì)的電離度大？（1）20時，0.01mol/LHCN溶液和40時0.01mol/LHCN溶液。（2）10時0.01mol/LCH3COOH溶液和10時0.1mol/LCH3COOH溶液?！痉答伨毩?xí)】在18時，H2SO3的Kl1.5×10-2、K21.0×10-7，H2S的Kl9.1×10-8、K21.1×10-12，則下列說法中正確的是 （ ）A. 亞硫酸的酸性弱于氫硫酸 B. 多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C. 氫硫酸的酸性弱于亞硫酸 D. 多元弱酸的酸性主要由第二步電離決定能說明醋酸是弱電解質(zhì)的事實(shí)是 （ ）A醋酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸弱 B醋酸溶

9、液與碳酸鈣反應(yīng)，緩慢放出二氧化碳C醋酸溶液用水稀釋后，氫離子濃度下降D0.1mol/L的CH3COOH溶液中，氫離子濃度約為0.001mol/L下列敘述中錯誤的是 （ ）A離子鍵和強(qiáng)極性鍵組成的化合物一般是強(qiáng)電解質(zhì)B較弱極性鍵組成的極性化合物一般是弱電解質(zhì)C具有強(qiáng)極性鍵的化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)D具有離子鍵的難溶強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡25時,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA電離成離子,求該溫度下HA的電離常數(shù).高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(第1課時)【課標(biāo)要求】了解水的電離平衡及其“離子積”了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【

10、學(xué)習(xí)重點(diǎn)】水的離子積 溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】水的離子積【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】一、水的電離 思考水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫出水的電離方程式.1水的電離：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為 思考：實(shí)驗(yàn)測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少? 純水中水的電離度(H2O)= 。2水的離子積 水的離子積：KW= 。注：(1)一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。25時，KW= ，100時，KW=10-12。(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸

11、、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 （1）溫度：溫度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減??？升高溫度 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl練習(xí)：在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。,在0.01mol/LNaOH

12、溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。小結(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大 （2）酸、堿抑制水的電離2溶液的酸堿性溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 3溶液的pH： p

13、H=lgc(H+) 輕松做答：（1）C(H+)1×10-6mol/L pH=_；C(H+)1×10-3mol/L pH=_ _C(H+)1×10-mmol/L pH=_ ；C(OH-)1×10-6mol/L pH=_ C(OH-)1×10-10mol/L pH=_ ；C(OH-)1×10- nmol/L pH=_ _ （2）pH=2 C(H+)_ ；pH=8 c(H+)_ （3）c(H+)1mol/L pH= _ ；c(H+)10mol/L pH= _歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時)pH溶液的酸堿性pH<7溶液呈 性，pH

14、越小，溶液的酸性 pH=7溶液呈 性pH>7溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性 【反饋練習(xí)】 1pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（ ）A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大D、C(H+)減小 2向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （ ） A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大 C、酸性增強(qiáng)D、OH-離子濃度減小 3100時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是 （ ） A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性 C、KW是常溫時的

15、10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7 高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)【課標(biāo)要求】了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系掌握有關(guān)溶液值的簡單計算了解常用的酸堿指示劑【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】水的離子積，濃度、濃度、值與溶液酸堿性的關(guān)系有關(guān)溶液值的簡單計算【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】值的計算【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】二、溶液的酸堿性和pH定義：PH= ，廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。意義：溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶

16、液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 溶液PH的測定方法（1）酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍的石蕊<紅色58紫色>8藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無色810淺紅色>10紅色（2）試紙法使用方法： （3）PH計法三、PH的應(yīng)用閱讀教材P47-48四、有關(guān)pH的計算（一）單一溶液的PH計算1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液

17、和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計算3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值

18、。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。反饋練習(xí)1求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合，其pH 。(2) 把pH12和pH14的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，其pH= 。(3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等體積混合，其pH 。2室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）= ；若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）= 。C(OH-)220mL0.01molLKOH溶液的pH為 ；30mL0.0

19、05molLH2SO4溶液的pH為 ；兩溶液混合后，溶液的pH為 。3設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。（1）若以A點(diǎn)表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點(diǎn)，則此時水的離子 10-6積從_增加到_；10-7（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持10-7 10-6 C(H+)在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為_ 。高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第三節(jié)鹽類的電離(第1課時)【課標(biāo)要求】1使學(xué)生理解強(qiáng)堿弱酸鹽和強(qiáng)酸弱堿鹽的水解。2培養(yǎng)學(xué)生分析問題

20、的能力，使學(xué)生會透過現(xiàn)象看本質(zhì)。鹽類實(shí)例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl3培養(yǎng)學(xué)生的實(shí)驗(yàn)技能，對學(xué)生進(jìn)行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法教育?！緦W(xué)習(xí)重點(diǎn)】鹽類水解的本質(zhì)【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】鹽類水解方程式的書寫和分析【教學(xué)方法】啟發(fā)式、實(shí)驗(yàn)引導(dǎo)法、歸納法【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】一、探究溶液的酸堿性科學(xué)探究 根據(jù)實(shí)驗(yàn)結(jié)果填寫下表：鹽溶液Na2CO3NH4ClNaClCH3COONaAl2(SO4)3KNO3酸堿性鹽的類型由上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系。鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)系：鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)

21、堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的酸堿性二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1強(qiáng)堿弱酸鹽的水解思考與交流(1) CH3COONa溶液中存在著幾種離子？寫出電離方程式。(2)溶液中哪些離子可能相互結(jié)合，對水的電離平衡有何影響？為什么CH3COONa溶液顯堿性？(3)寫出CH3COONa溶液水解的化學(xué)方程式和離子方程式。2強(qiáng)酸弱堿鹽的水解思考與交流應(yīng)用鹽類水解的原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關(guān)的離子方程式。歸納： （1）這種在溶液中鹽電離出來的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。（2）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)。 （3

22、）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。討論：（4）鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。水解的規(guī)律是：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解。誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。三、鹽類水解離子方程式的書寫書寫規(guī)則：1.鹽類水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式中要寫“”號。如CH3COO+H2O CH3COOH+OH2.一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫離子方程式時一般不標(biāo)“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。個別水解程度較大的水解反應(yīng)，有明顯沉淀時用“”3.多元弱酸的鹽的陰離子水解是分步進(jìn)行

23、的，以第一步為主。如Na2CO3的水解過程:第一步：CO32+H2O HCO3+OH（主要）第二步：HCO3+H2O H2CO3+OH（次要）4.多元弱堿的陽離子水解復(fù)雜，可看作是一步水解反應(yīng)。如：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+總之，水解方程式的書寫規(guī)律：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成弱堿，陰離子水解生成弱酸，陰陽離子都水解生成弱酸和弱堿。【反饋練習(xí)】1下列物質(zhì)加入水中，能使水的電離度增大，溶液的pH值減小的是 （ ） A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D、NH3.H2O2判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應(yīng)的離子方程式。 （1）KF （2）NH4N

24、O3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第三節(jié)鹽類的電離(第2課時)【課標(biāo)要求】1、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)，能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性 2、掌握鹽類水解及其應(yīng)用 3、能正確書寫鹽類水解的離子方程式【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】鹽類水解的實(shí)質(zhì)及其影響因素【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】鹽類水解方程式的書寫和分析【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】一、鹽類水解的實(shí)質(zhì)1鹽類水解的實(shí)質(zhì)_ 2鹽類水解過程就是水的電離平衡移動過程，也就是說，鹽類的水解能促進(jìn)水的電離。使水的電離度增大。即在常溫下，可水解鹽溶液中由水電離出的c(OH_)_10-7mol/L。（填、）3鹽類水解反應(yīng)生成酸和堿

25、，所以鹽類水解反應(yīng)可看著是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。4鹽類水解的類型和規(guī)律 （1）強(qiáng)堿弱酸鹽水解，溶液呈_ _性，PH_7。如CH3COONa等。原因是_與水電離出的_ _結(jié)合生成_，從而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，從而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。 寫出下列鹽水解的離子方程式： CH3COONa K2CO3 （2）強(qiáng)酸弱堿鹽水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。如NH4Cl等。原因是_與水電離出的_ _結(jié)合生成_ 。從而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，從而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。 寫出下列鹽水解的離子方程式： FeCl3 （NH4）2SO4 （3）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不

26、發(fā)生水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。 （4）弱酸弱堿鹽強(qiáng)烈水解，溶液的酸堿性取決于形成鹽的酸和堿的相對強(qiáng)弱。 （5）弱酸酸式鹽的水解。溶液液的酸堿性取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小。若電離程度_ _水解程度，則溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若電離程度_ _水解程度，則溶液呈堿性。如NaHCO3Na2HPO4等 水解規(guī)律：“誰弱誰水解，無弱不水解，都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性”。思考與交流 (1)用_ _可鑒別NH4Cl、NaCl、CH3COONa三種溶液。(2)相同濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小順序?yàn)開(3)相同濃度拓N

27、aX、NaY、NaZ溶液的PH值分別等于8、9、10，則對應(yīng)三種酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)開.3影響鹽類水解的因素科學(xué)探究通過實(shí)驗(yàn)探究促進(jìn)或抑制FeCl3水解的條件，了解影響鹽類水解程度的因素。寫出FeCl3水解的化學(xué)方程式 ，設(shè)計實(shí)驗(yàn)完成下表影響因素實(shí)驗(yàn)操作現(xiàn)象平衡移動方向Fe3+的水解程度PH濃度加FeCl3加水溶液的酸堿度加HCl加少量的NaOH加NaHCO3加Na2CO3溫度溫度升高歸納總結(jié)影響鹽類水解的因素（1）鹽類本身的性質(zhì)：這是影響鹽類水解的主要因素。組成鹽的酸或堿越弱，其水解程度 ，溶液的堿性或酸性 （2）溫度：鹽的水解是_ _反應(yīng)。因此升高溫度其水解程度_ _. （3）濃度：鹽的濃度

28、越小，其水解程度越_ _. （4）溶液的酸堿性：控制溶液的酸堿性，可以促進(jìn)或抑制鹽的水解。如Na2CO3溶液中加堿可以_ _水解。加酸可以_ _水解?！痉答伨毩?xí)】1能使Na2CO3溶液中Na+與CO32- 更接近2:1的措施是 （ ） A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固體 D 加熱2為什么熱的純堿溶液去污效果好？射陽中學(xué)高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第三節(jié)鹽類的電離(第3課時)【課標(biāo)要求】1進(jìn)一步鞏固鹽類水解的實(shí)質(zhì)的理解 2掌握鹽類水解實(shí)質(zhì)并解釋一些日常生活中的現(xiàn)象【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】鹽類水解實(shí)質(zhì)并解釋一些日常生活中的現(xiàn)象【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】鹽類水解方程式的書寫和分析【學(xué)習(xí)過程】【

29、情景創(chuàng)設(shè)】應(yīng)用平衡移動原理分析醋酸鈉溶液水解平衡的移動情況，如下表所示：條件變化C(CH3COO-)C(CH3COOH)C(OH-)C(H+)PH水解程度升高溫度加水加醋酸加醋酸鈉加鹽酸加NaOH二、鹽類水解的應(yīng)用1判斷溶液的酸堿性：(1)將0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的順序排列Na2CO3NaHCO3 NaOH NaNO3 CH3COOH NaHSO4 NH4Cl_ _(2)酸式鹽溶液的酸堿性：酸性NaHSO3 NaH2PO4 堿性NaHCO3 NaHS Na2HPO4 2判斷溶液中離子濃度的大小：(1)CH3COONa溶液中離子濃度大小順序?yàn)開 (2)(NH4)2SO4溶液中離

30、子濃度大小順序?yàn)開 (3)Na2CO3溶液中離子濃度大小順序?yàn)開 3配制鹽溶液時，加酸或堿抑制水解： 為了防止配制FeCl3溶液時可能渾濁，應(yīng)向溶液中加入 抑制 水解。4把鹽溶液蒸干制取無水鹽晶體：把下列鹽溶液蒸干得到何種物質(zhì)： AlCl3_ _ Al2（SO4）3 _ _ FeCl3_ _ Na2CO3_ _ CuSO4 _ _5判斷溶液中的離子能否共存：主要掌握Al3+（Fe3+）與HCO3-、CO32- ,AlO2-、S2-不共存。6某些活潑金屬與鹽溶液的反應(yīng)：Mg粉投入NH4Cl溶液中反應(yīng)的離子方程式：_ _7試劑存放：盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，原因是_ _盛放NH4F

31、溶液不能用玻璃瓶，是因?yàn)開8日常生活中的應(yīng)用：（1）泡沫滅火器原理(方程式)_ _（2）為什么,KAl（SO4）2 ,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等鹽可用做凈水劑_ _ (3)草木灰為什么不能和銨態(tài)氮肥混合使用_ _.三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系：（）電荷守恒：電解質(zhì)溶液中無論含多少種離子，但溶液總是呈電中性的。即整個溶液中_ _ _所帶的負(fù)電荷總數(shù)一定等于_ _ _所帶正電荷總數(shù)。如在溶液中有_ _（）原子守恒（物料守恒）：電解質(zhì)溶液中盡管有些離子水解、電離等原因發(fā)生改變，但某原子總數(shù)是保持不變的。如中存在_ _.思考與交流寫出下列溶液中的各種守恒關(guān)系：.molL溶液中：電荷守恒：_

32、 _(3)物料守恒：_ _.0.1mol/LH2S溶液中電荷守恒_ _物料守恒_ _【反饋練習(xí)】1.在一定條件下發(fā)生下列反應(yīng)，其中屬于鹽類水解反應(yīng)的是 ( ) A.NH4+ 2H2O NH3·H2O H3O+ B.HCO3- + H2O H3O+ + CO32-C.HSH= H2S D.Cl2H2O HClHClO2.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+)3.25時，在物質(zhì)的量濃度均為1mol/ L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，c（NH4）分別為a、b、c（單位為mol/ L）。下列判斷正確的是 （ ）A. a>