盐类的水解
盐类的水解范文第1篇
知识目标
理解盐类的水解（强酸弱碱盐和强碱弱酸盐）的本质，及盐类水解对溶液酸碱性的影响及其变化规律；
正确书写盐类水解的离子方程式；
对盐类水解的应用有大致的印象。
能力目标
培养学生对知识的综合应用能力，如对电解质的电离、水的电离平衡和水的离子积以及平衡移动原理等知识的综合应用能力；
培养学生进行分析、归纳、推理的逻辑思维能力。
情感目标
使学生建立起“事物变化，内因是决定因素，外部因素是变化的条件”的对立统一的自然辩证观。
教学重点
盐类水解的实质
教学难点
盐类水解方程式的书写和规律
实验准备
试管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3蒸馏水、酚酞试液、pH试纸、紫色石蕊试液
教学方法
启发式实验引导法
教学过程
[提问引入]酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否都显中性？
[演示]1．用酚酞试液检验Na2CO3溶液的酸碱性。
2．用pH试纸检验NH4Cl、NaCl溶液的酸碱性。（通过示范说明操作要领，并强调注意事项）
[讨论]由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有
什么关系。
[小结]盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
强碱弱酸盐的水溶液显碱性
强酸弱碱盐的水溶液显酸性
强酸强碱盐的水溶液显中性
[讲述]下面我们分别研究不同类盐的水溶液酸碱性不同的原因。
[板书]一、盐类的水解
1．强碱弱酸盐的水解
[讨论]（1）CH3COONa溶液中存在着几种离子？
（2）哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？
（3）为什么CH3COONa溶液显碱性？
[播放课件]结合学生的讨论，利用电脑动画模拟CH3COONa的水解过程，生动形象地说明CH3COONa的水解原理。
[讲解]CH3COONa溶于水时，CH3COONa电离出的CH3COO－和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH－，建立新平衡时，
c（OH－）>c（H+），从而使溶液显碱性。
[板书]（1）CH3COONa的水解
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
或CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－
[小结]（投影）
（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH－结合生成弱电解质。
（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
[讨论]分析Na2CO3的水解过程，写出有关反应的离子方程式。
[板书]（2）Na2CO3的水解
第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－（次要）
[强调]（1）多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。
（2）一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。
[板书]2．强酸弱碱盐的水解
[讨论]应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
[学生小结]NH4Cl溶于水时电离出的NH4+与水电离出的OH－结合成弱电解质NH3·H2O，消耗了溶液中的OH－，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c（OH－），从而使溶液显酸性。
[讨论]以NaCl为例，说明强酸强碱盐能否水解。
[学生小结]由于NaCl电离出的Na+和Cl－都不能与水电离出的OH－或H+结合生成弱电解质，所以强酸强碱盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。
[总结]各类盐水解的比较
盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性
强碱弱酸盐CH3COONa能弱酸阴离子促进水的电离碱性
强酸弱碱盐NH4Cl能弱碱阳离子促进水的电离酸性
强酸强碱盐NaCl不能无无中性
二、水解一般规律：
有弱才水解，无弱不水解，
越弱越水解，都弱都水解；
谁强显谁性，同强显中性。
[巩固练习]
1．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）CuSO4
2．在Na2CO3溶液中，有关离子浓度的关系正确的是（）。
A．c（Na+）＝2c（CO32－）B．c（H+）＞c（OH－）
C．c（CO32－）＞c（HCO3－）D．c（HCO3－）＞c（OH－）
3、下列溶液PH小于7的是
A、溴化钾B、硫酸铜C、硫化钠D、硝酸钡
4、下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A、碳酸钾B、硫酸氢钠C、碳酸氢钠D、氯化铁
5、下列离子在水溶液中不会发生水解的是
A、NH4+B、SO42_C、Al3+D、F_
6、氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是
盐类的水解范文第2篇
目标：
1．影响盐类水解的因素，与水解平衡移动。
2．盐类水解的应用。
教学设计：
1．师生共同复习巩固第一课时相关知识。
（1）根据盐类水解规律分析
醋酸钾溶液呈性，原因；
氯化铝溶液呈性，原因；
（2）下列盐溶于水高于浓度增大的是
2．应用实验手段，启发思维
实验1．在溶液中滴加几滴酚酞试液，观察现象，分析为什么？将溶液分成二等份装入二支干净试管中，一支加热，另一支保持室温，进行比较。
现象；
原因分析；
实验2．将新制备的胶体中，分装于二支试管中，一支试管加入一滴盐酸，与另一支试管对照比较。
现象；
原因分析。
教学过程：
影响盐类水解的因素
1．主要因素是盐本身的性质。
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强，越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强，越低。
2．影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
（2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大；
盐浓度越大，水解程度越小。
（3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
盐类水解知识的应用
1．盐溶液的酸碱性判断
根据盐的组成及水解规律分析。“谁弱谁水解，谁强显谁性”作为常规判断依据。
例题：分析：溶液是显酸性？还是显碱性？为什么？
分析：溶液是显酸性？还是显碱性？为什么？
3．溶液中离子浓度大小的比较
电解质水溶液K存在着离子和分子，它们之间存在着一些定量关系。也存在量的大小关系。
（1）大小比较：
①多元弱酸溶液，根据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。如：在溶液中，；
②多元弱酸正盐溶液，根据弱酸根分步水解分析。如：在溶液
中，；
③不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素。
④混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合分析，要考虑电离、水解等因素。
（2）定量关系（恒等式关系）
①应用“电荷守恒”分析：
电解质溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。如溶液中，阳离子有和，阴离子有，根据电荷守恒原理有：
②应用“物料守恒”方法分析。
电解质溶液中某一组份的原始浓度（起始浓度）应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如：晶体中，
在溶液中：
例题分析：
解题思路：
溶液中存在二个守恒关系
a
本节教学中以“是否盐溶液都显中性？”为设问，以实验探究形式引入教学，在本节课后，也可做进一步的探究活动，如：在了解正盐溶液的酸碱性的本质后，提出问题“酸式盐的水溶液是否都显酸性？”
用pH试纸分别测NaHSO4、NaHSO3、NaHCO3三种溶液的pH值，找出答案，并讨论分析原因。
分析：结果是有的酸式盐显酸性，有的酸式盐却显碱性，运用所学知识，通过讨论分析，拓宽知识面，活跃学生思维。
探究习题
一题多变
原题：在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）
(A)[Cl-]%26gt;[NH4+]%26gt;[H+]%26gt;[OH-](B)[NH4+]%26gt;[Cl-]%26gt;[H+]%26gt;[OH-]
(C)[Cl-]=[NH4+]%26gt;[H+]%26gt;[OH-](D)[NH4+]=[Cl-]%26gt;[H+]%26gt;[OH-]
变题一：100毫升0.1摩／升盐酸与50毫升0.2摩／升氨水溶液混和，在所得溶液中（）
(A)[Cl-]%26gt;[NH4+]%26gt;[H+]%26gt;[OH-](B)[NH4+]%26gt;[Cl-]%26gt;[H+]%26gt;[OH-]
(C)[Cl-]=[NH4+]%26gt;[H+]%26gt;[OH-](D)[NH4+]=[Cl-]%26gt;[H+]%26gt;[OH-]
变题二：将pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混和后，溶液中离子浓度关系正确的是（）
(A)[NH4+]%26gt;[Cl-]%26gt;[H+]%26gt;[OH-](B)[NH4+]%26gt;[Cl-]%26gt;[OH-]%26gt;[H+]
(B)[Cl-]%26gt;[NH4+]%26gt;[H+]%26gt;[OH-](D)[Cl-]%26gt;[NH4+]%26gt;[OH-]%26gt;[H+]
变题三：一种一元强酸HA溶液加入一种碱MOH反应后，溶液呈中性，下列判断一定正确的是（）
(A)加入的碱过量(B)酸与碱等物质的量混和
(C)生成的盐不水解(D)反应后溶液中[A-]=[M+]
答案：
A；A；B；D。
盐类的水解范文第3篇
在平时的教学中，笔者发现学生对这部分内容的学习感觉较困难，不知如何正确判断离子浓度及量的关系，解决水解实际应用的能力较弱.因此，经过多年的教学实践，笔者认为在教学中按照以下的步骤进行这部分内容的教学，注重引导，循序渐进，学生分析、解决问题的能力定会有所提高.
一、盐类水解的实质
首先，教师应引导学生对常见盐溶液进行酸碱性的测定，以形成对盐的酸碱性的感性认识.在此基础上让学生归纳总结，将盐分为以下几类：强酸强碱盐（如KCl、NaNO3等）、强酸弱碱盐（如AlCl3、Cu（NO3）2等）、强碱弱酸盐（如NaClO、Na2CO3等）、弱酸弱碱盐（如（NH4）2CO3、CH3COONH4等）.同时，可得出结论：盐溶液的酸碱性由组成盐的离子性质强的部分决定，即谁强显谁性，都强显中性.在分类的基础上再引导学生进行盐溶液产生酸碱性原因的探究，即引出了盐类水解的实质.
对水解实质的教学，教师应首先引导学生分析盐溶液中存在的离子种类，再分析这些离子可能会发生的反应.如对NH4Cl溶液显酸性的分析过程：（步骤1）存在离子：NH+4、Cl-、H+、OH-（其中H+、OH-来自于水的电离，NH+4、Cl-是由溶质电离产生） （步骤2）发生的反应：弱碱阳离子NH+4与水电离产生的溶液中OH-会发生结合生成弱电解质NH3・H2O的反应，引起溶液中OH-离子浓度减小，同时破坏了水的电离平衡，促进水的电离，导致水溶液中由水电离出的H+浓度增大，使溶液呈酸性，用方程式表示为：NH4Cl+H2ONH3・H2O+HCl.由于此过程中NH+4与OH-结合生成弱电解质的能力较弱，且看作是酸与碱中和反应的逆反应，故方程式中间用“”.这样用同样的方法分析CH3COONa溶液呈碱性其原因就比较容易了.对于NaCl溶液，引导学生分析其中存在的离子有Na+、H+、Cl-、OH-，盐电离出的离子中没有能与H+（或OH-）结合生成弱电解质的反应，因此溶质NaCl对水的电离平衡没有产生影响，其水溶液呈中性.这样既加深对盐类水解本质的认识，知道盐类水解本质上是盐电离出的离子与水发生了反应，从而改变了水的电离平衡，引起溶液中氢离子和氢氧根离子浓度发生变化，使溶液呈现一定的酸碱性.并能得出其水解的规律：有弱才水解（理解为弱酸的酸根或弱碱的阳离子），其水解反应的表示方法：盐+水酸+碱（其中酸、碱中至少有一个是弱电解质）.
对盐类水解离子方程式的书写在教学过程中应强调以下几点：
1.一般，盐类水解过程是可逆的，中间应该用可逆号表示，且其水解程度不大，不会产生沉淀和气体，所以一般不用“”和“”符号，如：
二、影响水解的因素
在掌握水解实质的基础上，运用前面已学的化学平衡的原理来研究影响盐类水解的因素.先从研究物质的量浓度相同的不同种类的盐溶液着手，分析它们的水解程度有无差异，可让学生测定0.1 mol・L-1的NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液的pH，讨论分析为何同样为强碱弱酸盐且浓度相同，但其溶液的pH有差异.分析得出盐溶液的碱性越强，说明溶液中氢离子被消耗得越多，即阴离子与氢离子结合的能为越强.在此实验中与氢离子结合的能力为ClO->CH3COO->NO-2，而结合H+能力越强，说明其酸（如HClO）的酸性越弱，可将此结果与电离平衡常数比较，而其中HClO-的电离平衡常数在相同条件下其数值最小，从而得出结论：弱电解质的电离程度越小，则离子生成弱电解质的倾向越大，盐类的水解程度就越大，即越弱越水解，而这是由盐本身的性质决定，是影响水解因素的内因.对某一种盐来说，还要研究其水解程度会受到哪些外界因素的影响.
在教学中，教师可布置讨论题：①写出氯化铁水解的离子方程式，判断溶液的酸碱性；②你认为应采取什么办法抑制或促进氯化铁的水解（已知水解过程为吸热过程），并填写下表.
条件移动方向n（H+）c（H+）pH升温 通HCl 加H2O 加Fe 加NaHCO3 由学生讨论分析可得出结论：稀释盐溶液以及升高温度均能使盐类水解程度增大，酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解.也可用类似的方法来讨论外界酸碱性条件的改变对CH3COONa的水解平衡的影响.在课堂教学中教师应注重强化对学生的引导，由学生根据已学的平衡移动原理来分析、总结，这样既能复习已有知识，也能强化对新知识的掌握.
三、水解的应用
对盐类水解的教学，重点还是要引导学生能运用水解的原理来认识水解在生产、生活中的应用，其应用可归纳为以下几点：
1.判断溶液的酸碱性.如FeCl3显酸性
判断要点：谁强显谁性
Fe3++3H2OFe（OH）3（胶体）+3H+
2.配制或贮存易水解的盐溶液，如配制FeCl3溶液时，加入少量盐酸，以防止Fe3+水解.
3.判断盐溶液蒸干产物
如AlCl3溶液蒸干灼烧后的产物为Al2O3.
4.胶体的制取
制取Fe（OH）3胶体的离子反应
5.物质的提纯
如除去MgCl2溶液中的Fe3+，可加入MgO、镁粉或Mg（OH）2或MgCO3，其目的是消耗Fe3+水解产生的H+，促进Fe3+的水解使其转化为Fe（OH）3沉淀除去.
6.离子共存的判断：强调溶液中存在能相互促进水解的离子不能大量共存，如Al3+与AlO-2、CO2-3、HCO-3、S2-、HS-等因相互促进水解而不共存.
7.泡沫灭火器原理
成分Al2（SO4）3与NaHCO3，其发生的反应为Al3++3HCO-3Al（OH）3+3CO2，在教学过程中应引导学生分析泡沫灭火器的原料为NaHCO3而不是Na2CO3，原因是3CO2-3+2Al3++3H2O2Al（OH）3+3CO2，由反应可知产生等量的CO2消耗的Al3+的量NaHCO3所需的要少，且速率快.
8.作净水剂
明矾可作净水剂，原理为
Al3++3H2OAl（OH）3胶体+3H+
Al（OH）3胶体粒子具有吸附水中悬浮物的作用.
9.化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是2NH+4+CO2-32NH3+CO2+H2O，会降低肥效.
以上内容在教学过程中教师应注重引导，学生能运用盐类水解的基础知识加以解释、运用.在实际高考题中，出现的比较多的还是关于溶液中离子浓度大小比较及离子浓度之间的关系（如江苏高考试卷09年的选择题、11年的14题），因此在教学中还要注重强化盐溶液中离子浓度大小的比较和离子的量的关系，这两方面的主要依据是发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度和守恒规律.如Na2CO3溶液中，教师先引导学生分析出溶液中所含的微粒种类，离子有Na+、H+、CO2-3、HCO-3、OH-，分子有H2CO3（CO2-3的第二步水解生成）和H2O，其离子浓度关系为c（Na+）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（HCO-3）>c（H+）（其中OH-来自CO2-3的两步水解）.
守恒规律分为（1）电荷守恒，溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子所带电荷总数等于所有阴离子所带的电荷总数，也可理解成所有阳离子的电荷浓度与所有阳离子的电荷浓度相等.
电荷数相等 式子两边同除以NA，即n（Na+）+n（H+）=2n（CO2-3）+n（HCO-3）+n（OH-），式子两边同除以溶液体积，得出c（Na+）+c（H+）=2c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（OH-）即电荷浓度相等.
（2）物料守恒
即元素守恒.在Na2CO3溶液中，教师引导学生根据溶质的组成，分析其中钠元素的量是碳元素的量的2倍，而碳元素的存在形式有CO2-3、HCO-3、H2CO3.
所以n（Na）=2n（C），即 c（Na+）=2[c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（H2CO3）]
（3）质子守恒
即由水电离出的H+与水电离出的OH-的浓度相等，而在Na2CO3 aq中，水电离出的H+部分与CO2-3结合生成HCO-3和H2CO3，而CO2-3水解生成H2CO3需经两步才能形成，所以根据c（H+）水=c（OH-）水得出c（OH-）=c（HCO-3）+2c（H2CO3）+c（H+）.
盐类的水解范文第4篇
一、盐溶液的酸碱性判断、PH值大小比较
本知识点考查主要从盐类水解规律，理解越弱越水解为出发点，应用电离平衡移动原理结合溶液的PH值准确判断溶液的酸碱性强弱和PH值大小。
例1、（北京卷）在①Na2CO3溶液 ②CH3COONa溶液 ③NaOH溶液各25毫升，物质的浓度为0.1mol/L 下列说法正确的是（）
A.3种溶液的PH值大小顺序为③②①
B.若将3种溶液稀释相同倍数，PH值变化最大的是②
C.若分别加入25ml0.1mol/L盐酸后，PH值最大的是①
D.若3种溶液的PH值均为9，则物质的量浓度的大小顺序为③①②
解析：答案：C 本题在知识点上考查盐类的水解、溶液的稀释、电解质的电离而在能力考查上意在考查怎样体现“学科内综合”。A选项CO32-比CH3COO-水解程度大，故3种溶液的PH值大小顺序为③①②。B选项由于①②中存在阴离子水解平衡，稀释后平衡向正向移动，使OH-物质的量增多，OH-离子浓度变化小，则PH值变化最大的是③。C选项，加入25ml0.1mol/L的盐酸后，①变为NaHCO3和NaCl的混合液，HCO3-水解，溶液显碱性。②变为NaCl和CH3COOH的混合液。溶液显酸性。③变为NaCl溶液，溶液显中性。D选项一般的盐只有少量的水解，故当PH值均为9时，物质的量浓度的大小顺序为②①③。
例2、（全国卷）物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH值由小到大顺序排列的是（ ）
A.Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl
B.Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl
C.（NH4）2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S
D.NH4Cl（NH4）2SO4 Na2S NaNO3
解析：答案：C （NH4）2SO4 和NH4Cl为强酸弱碱盐，溶液显酸性，因（NH4）2SO4中C（NH4+）比NH4Cl中C（NH4+）大，故酸性（NH4）2SO4 大于NH4Cl；NaNO3为强酸强碱盐，溶液显中性。Na2S为强碱弱酸盐，溶液显碱性。故选C。
二、溶液中离子浓度大小关系
本知识点主要考查溶液中离子浓度大小比较以及溶液中三个守恒关系：电荷守恒，物料守恒，质子守恒。：电荷守恒的判断关键在于找全溶液中所有阳离子和所有阴离子。物料守恒的判断关键在于找全溶液中某元素或原子团的所有存在形式。质子守恒关键在于找准与得失质子有关的微粒作标准。
例3、（广东卷）下列各溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）
A.0.1mol/LNa2CO3溶液：C（OH-）=C（HCO3-）+C（H+）+2C（H2CO3）
B.0.1mol/L NH4Cl 溶液中:C(NH4+)=C(Cl-)
C.向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合液：
C（Na+）C（CH3COO-）C（H+）COH-）
D.向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的PH=5混合溶液：C（Na+）=C（NO3-）
解析：答案AD A选项是质子守恒该溶液的标准是H2O和CO32-
B选项中NH4+水解，使C（NH4+）C（Cl-）;C选项中电荷不守恒，微粒浓度顺序应为C（CH3COO-）C（Na+） C（H+）COH-）；D选项中在硝酸钠溶液中加入稀盐酸但C（Na+）与C（NO3-）关系没变仍相等。
例4、（江苏卷）下列溶液中各微粒浓度关系不正确的是（）
A.0.1mol/LHCOOH溶液中：C（HCOO-）+C（OH-）=C（H+）
B.1L0.1mol/LCuSO4・（NH4）2SO4・6H2O的溶液中：
C（SO42-）C（NH4+）C（Cu2+）C(H+)C(OH-)
C.0.1mol/LNaHCO3溶液中：C（Na+）+C(H+)+C（H2CO3）= C（HCO3-）+C（CO32-）+C（OH-）D、等体积、等物质的量浓度的NaX和HX混合后的溶液中
C（Na+）C(HX)C(X-)C(H+)C（OH-）
解析：答案：CD 本题考查电解质溶液中微粒浓度的关系，需要对盐的水解弱电解质的电离以及溶液中的三个守恒关系准确把握。A选项中由溶液中电荷守恒可得。B选项中溶液中的NH4+发生水解使溶液显酸性。C选项，由电荷守恒得C（Na+）+C(H+)=C（HCO3-）+2C（CO32-）+ C（OH-）故有C（Na+）+C(H+)+C（H2CO3）C（HCO3-）+2C（CO32-）+C（OH-）D选项中由于X-水解和HX的电离程度不确定，所以就无法确定溶液的酸碱性。
例5、草酸是二元中强酸，草酸氢钠溶液显酸性。常温下，向10ml0.01mol/L草酸氢钠溶液中滴加0.01mol/LNaOH溶液，随着NaOH溶液体积的增加，溶液中离子浓度关系正确的是（）
A.V(NaOH)=0时,C(H+)=1×10-2mol/L
B.V(NaOH)10ml时，不可能存在C（Na+）=2C(C2O42-)+C(HC2O4-)
C.V(NaOH)=10ml时,C(H+)=1×10-7mol/L
D.V(NaOH)10ml时,C（Na+）C(C2O42-)C(HC2O4-)
解析：答案D本题以草酸氢钠为例，主要考查弱电解质的电离、盐的水解及应用A选项C(HC2O4-)不能完全电离；B选项，当V(NaOH)10ml时溶液存在呈中性的可能，即C(H+)=C（OH-）并存在电荷守恒：C（Na+）+C(H+)=2C(C2O42-)+C(HC2O4-)+C（OH-）；C选项，当V(NaOH)=10mlHC2O4-与OH-恰好完全反应，生成C2O42-，其水解后使溶液显碱性，故C(H+)1×10-7mol/L；D选项，当V(NaOH) 10ml时,HC2O4-完全转化为C2O42-，其在水解，生成少量的HC2O4-，故C（Na+）C(C2O42-)C(HC2O4-)。
例6、（四川卷）在25℃时，将PH=11的NaOH溶液与PH=3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系中正确的是（）
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-）
解析：答案D 本题考查电解质溶液中离子浓度的大小关系，仍然是利用“守恒”，在“相等”的基础上寻找“不等”，而“不等”是通过“相等”来实现的。酸碱等体积混合，当PH值之和等于14时，强酸与弱碱混合溶液显碱性；强碱与弱酸混合溶液显酸性；强酸与强碱混合溶液呈中性。而本题是强碱与弱酸混合溶液呈现酸性，故有C(H+)C（OH-）而由溶液中电荷守恒可得C(H+)+C（Na+）= C（CH3COO-）+C（OH-）且C(H+)C（OH-）所以溶液中的离子浓度大小关系为C（CH3COO-）C（Na+）C(H+)C（OH-）
例7、（全国卷）由硫酸钾、硫酸铝、硫酸组成的混合溶液，其PH=1，C（AL3+）=0.4mol/L
C(SO42-)=0.8mol/L 则C（K+）为（）
A：0.15mol/LB:0.2mol/L
C:0.3mol/L D:0.4mol/L
解析：答案 C本题考查溶液的PH及电荷守恒的计算PH=1可知C(H+)=0.1mol/L，根据混合溶液中电荷守恒可得：C(H+)+3C（AL3+）+C（K+）=2C(SO42-)+C（OH-）因为酸性溶液故有C(H+)C（OH-）计算中C（OH-）忽落C（K+）=2 C(SO42-)-C(H+)-3C（AL3+）=2×0.8mol/L-0.1mol/L-3×0.4mol/L=0.3mol/L.
三、利用盐类水解除去易水解的杂质离子
本知识点主要利用盐类水解加入一种试剂调节溶液的PH值促使离子水解转化为沉淀而除去达到净化的目的。
例8、（山东卷）铁及其铁的化合物应用广泛，如 FeCl3可用作催化剂、印刷电路板腐蚀剂和外伤止血剂等。
⑴写出FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板的离子方程式
⑵若将⑴中的反应设计成原电池，请画出原电池的装置图，标出正、负极，并写出电极反应式。
正极反应式
负极反应式
⑶腐蚀铜板后的混合溶液中，若Cu2+、Fe3+、Fe2+的浓度均为0.10mol/L,请参照下表给出的数据和药品，简述除去CuCl2溶液中Fe3+和Fe2+的实验步骤
⑷、某科研人员发现劣质不锈钢在酸中腐蚀缓慢，但在某些盐溶液中腐蚀现象明显。请从上表提供的药品中选择两种（水可任选），设计最佳实验，验证劣质不锈钢易腐蚀。
有关反应的化学方程式劣质
不锈钢腐蚀的实验现象 。
解析：⑴该反应是FeCl3氧化金属铜，离子方程式为2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+
⑵将⑴中反应设计成原电池必须是Cu作电极，选择比铜不活泼的金属或碳棒为正极，FeCl3溶液做电解质溶液。装置图（略）正极：2Fe3++2e-=2Fe2+：负极：Cu-2e-=Cu2+
⑶根据表中给出的数据可知，把Cu2+中混有的Fe2+、Fe3+除掉的方法是将Fe2+氧化为Fe3+，调节溶液的PH值到3.2-4.7，Fe3+以Fe（OH）3的形式沉淀，过滤除去，根据除杂原则，去杂不能加杂，选择氧化剂为Cl2，加入CuO调节溶液的PH值。
盐类的水解范文第5篇
关键词：目标导航；问题驱动；教学模式；教学设计
文章编号：1008-0546（2012）05-0002-03 中图分类号：G633．8 文献标识码：B
doi：10.3969／j．issn．1008－0546．2012．05．001
当代教育改革与以往历次教育改革的最大区别，就是要将改革的战略基点从“教”转移到对人真实“学”的关注，在重构学习概念的基础上，对传统教育中的课程与教学进行反思，实现概念与范式的重构，从而催生一种能在最大限度上发掘人的学习潜能，创造新的教学方式。“目标导航、问题驱动”是众多教学方式中的一种。现以苏教版《化学反应原理》“盐类的水解”第一课时作分析说明。
一、“目标导航、问题驱动”教学模式简介
1.“目标导航、问题驱动”教学模式的理论基础
“目标导航、问题驱动”是建立在建构主义和现代学习理论的基础上的一种教学模式。知识的学习是学习者在一定的情境即社会背景下，借助他人（教师和学习伙伴）的帮助，利用必要的学习资料，通过意义建构的方式获得的。知识的学习是学习者批判性地接受新的思想和知识，并将其融入原有的认知体系中，并能够将已有的知识迁移到新的情境中。知识的学习是在教师的指导下，以学习者为中心的主动参与式学习。
2.“目标导航、问题驱动”教学模式的流程
“目标导航、问题驱动”教学模式是依据教学目标，围绕教学内容，分析学生现有知识储备的基础上提出问题，通过创设问题情境，开展系列探究活动，最终解决问题，完成教学任务。
3.“目标导航、问题驱动”教学模式的内涵
“目标导航、问题驱动”教学模式是依据课程标准提出的立足于构建三维目标课程体系，围绕三维教学目标开展的系列教学实践活动，提倡以问题解决为驱动的方式实施课堂教学。通过问题使学生主动参与到课堂教学中来，并由各种“问题”引导学生逐步地学习化学知识，深刻理解所学内容的本质。课堂教学紧紧围绕化学知识体系中具有核心价值的化学问题，引导学生积极思考，开展各种思维活动，促进学生进行有效学习。
二、“盐类的水解”教学设计
1.教学理念
本节课的教学设计以关注学生和学生发展为本，突出教师为主导学生为主体的教育思想，帮助学生克服或摆脱被动学习的心态，确立学生的主动参与意识。围绕课堂教学提出的问题，开展以实验探究为主的各种学习活动，培养学生知识迁移能力、分析问题和解决问题的能力，提高学生的思维品质，最终达到培养学生化学素养的目的。
2.学前分析
“盐类的水解”的实质是电离理论知识的综合应用。在这之前，教材安排了“弱电解质的电离平衡”和“溶液的酸碱性”两节内容。学生对“强电解质”、“弱电解质”、弱电解质在水溶液中的“电离平衡”、水的电离及溶液的酸碱性等有了一定的了解。这些知识都为学习“盐类的水解”起到了促进和帮助作用。从以往的教学实践看，有相当一部分学生在学习过程中注重掌握知识本身和问题的答案，急于知道结论，急于用结论解题，而忽视知识的来龙去脉，只求是什么，忽视为什么，结果导致了“高分低能”，学生的思维能力无法得到提高。因此，本节课设计了几组有一定思维容量的阶梯性问题，引导学生分析盐类水解的本质，通过实验探究的方式，让学生参与学习的全过程，使他们真正感受到学习的意趣所在，并积极主动地开展各种思维活动。
3.教学目标
（1）能说明不同盐（如NaCl、Na2CO3、AlCl3等）在水溶液中呈现不同酸碱性的原因，初步建立盐类水解的概念。
（2）知道不同盐在水溶液中呈现不同酸碱性的规律，能正确判断常见盐溶液的酸碱性。
（3）能够正确书写简单的盐类水解反应的化学方程式和离子方程式。
（4）通过实验探究总结归纳不同盐类酸碱性的规律，理解盐类水解的实质。
（5）通过与同伴的合作探究，感受学习的快乐和知识形成过程中的愉悦。
4.教学重点、难点
盐类水解的本质及水解规律。
5.主要教学过程
【导入新课】大家都知道纯碱的成分是碳酸钠，碳酸钠是盐而不是碱，它为什么有“碱”的美名呢？（学生不由自主的回答：因为它的溶液呈碱性）。
今天就来探讨这个话题（板书揭示课题）。
【情境创设】请同学们用pH试纸来测定下列物质水溶液的pH：NaCl、NH4Cl、Na2CO3（浓度均为0.1mol・L-1）。
【学生实验】用pH试纸检测，与比色卡对比（教师巡回指导，强调操作的规范化）。
【交流结果】NaCl溶液呈中性，NH4Cl溶液呈酸性，Na2CO3溶液呈碱性。
【投影】
（联系旧知识，分析说明溶液的酸碱性与c（H+）与c（OH-）大小关系。）
【教师】从上述实验看出，同样是盐，为什么会呈现不同的酸碱性呢？为了解决这个问题，请同学们从以下几方面分析（以Na2CO3溶液为例）。
【投影】（1）溶液中存在哪些离子？
（2）它们能否结合成难电离的物质？
（3）离子相互作用时对水的电离平衡有什么影响？
（4）最终会引起溶液中c（H+）与c（OH-）如何变化？
【友情提醒】联系过去所学知识阅读教材。
【学生】围绕问题，自主学习。
【交流讨论】学生甲：在Na2CO3溶液中存在着水与Na2CO3两种物质的电离过程。所以溶液中有H+（或H3O+）、OH-、Na+、CO32-四种离子，其中CO32-能与水电离产生的H+结合，生成难电离的HCO3-等，使得溶液中c（H+）减小，这样原有的水的电离平衡被打破，促进了水的电离，使得溶液中c（H+）c（OH-），溶液呈碱性。
【板书】 Na2CO32Na++CO32-
H2OOH-+H+
CO32-+H2OHCO3-+OH-
【教师】强调盐类水解离子方程式书写要点：
1.方程式中通常都是写“”。
2.产物一般不用“”、“”。
3.多元弱酸根离子的水解分步写，一般只写第一步。
4.多元弱碱阳离子的水解一步到位。
学生乙：（提出疑问）有没有可能是水电离出OH-或Na+使溶液呈碱性呢？
【教师】该同学提出的问题非常好，我们不妨一起就此进行研究。
【学生讨论】（激情高涨）
【教师】好，就刚才的讨论，谈谈你的看法。
学生丙：如果没有其他离子的参与，水电离产生的OH-不可能使溶液呈碱性，因为水电离产生的c（H+）和c（OH-）始终相等（好，非常好，得到了同学肯定）。对于“Na+”我一时还没有想清楚。
学生丁：（自告奋勇）我知道，如果是因为Na+引起的话，那么NaCl溶液也应该呈碱性。而上述实验说明NaCl溶液呈中性，所以这种假设错误。
（在这种热烈浓厚的探讨氛围中，学生轻松地学习了Na2CO3水解的原理。）
【教师】同学们，大家对Na2CO3溶液呈碱性还有其他疑问吗？（等待，寂静无声）。既然大家没有问题，老师倒有一个疑问。上述对Na2CO3溶液呈碱性是理论上的分析推测，能否通过实验证实呢？请说出你的想法。（一石激起千层浪，激发了同学们的思维火花，培养学生思维的深刻性。）
【学生】（开始有些茫然）进行讨论。
【交流汇报】设想1：在Na2CO3溶液中加入盐酸后再测pH，若pH变小则可证明。
设想2：将Na2CO3溶液进行蒸发浓缩后再测pH，若pH变大则可证明。
设想3：在Na2CO3溶液中滴加酚酞后，再逐滴加入CaCl2溶液，若溶液颜色明显变浅或褪去则可证明。
【师、生研讨】设想1显然不合理，在Na2CO3溶液中加入盐酸，虽然CO32-反应掉了，但同时也引进了H+，所以加酸或碱的办法不可取。
【演示实验】设想2：在盛有0.1mol・L-1Na2CO3溶液的小烧杯中，滴加2-3滴酚酞溶液然后加热（对设想2操作稍作改进）。
设想3：在盛有Na2CO3溶液的试管中，滴加2滴酚酞溶液，然后再逐滴加入CaCl2溶液。
【现象、结论】设想2的实验中，溶液颜色虽有改变（略加深）但不够明显，能够粗略说明，但溶液温度变化对反应的影响不得而知（为“影响盐类水解因素”的学习埋下伏笔），同时耗时多。
设想3的实验中，产生了白色沉淀CaCO3，并随着CaCl2溶液的增加，溶液中CO32-减少，溶液颜色也逐渐变淡，很好地说明了CO32-使溶液呈碱性。不难看出，上述两个实验，后者现象明显、操作简单、结论可靠（渗透对实验的比较、评价）。
【教师】（趁热打铁，巩固加深对盐类水解原理的认识）同学们，你们能否分析NH4Cl溶液呈酸性的原因吗？请写出离子方程式。
【学生】（回答、板演）
NH4++H2ONH3・H2O+H+
【总结提炼】（教师提示，学生归纳）上述这些盐之所以能与水发生反应，是因为盐的某些离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质（原因），使水的电离平衡向电离方向移动（本质），致使溶液中c（H+）与c（OH-）不等（结果），导致溶液呈一定的酸碱性（表现）。
【板书】“盐类的水解”的定义。
【过渡】同学们，至此我们对盐类水解概念、盐类水解实质有了一定认识，请运用所学知识来判断分析一些问题。
【投影】在KNO3、Al2（SO4）3、Fe2（SO4）3、（NH4）2SO4、CH3COONa、Na2SO3、NaClO几种盐溶液中，哪些能发生水解反应？写出离子方程式。其中，哪些呈中性？哪些呈酸性？哪些呈碱性？（请填写在表格中）你判断的依据是什么？你能归纳出“盐的组成”与溶液的酸碱性关系的规律吗？
（学生独立思考并完成上述问题）
【交流回答】（略）
【归纳整理】（板书）
1.盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，谁强显谁性，强强不水解。
2.从反应形式上看盐类的水解是中和反应的逆反应。盐+水酸+碱
【练习反馈】（略）
【归纳小结】（投影）
1.水解条件：能在水溶液中、电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子。
2.水解实质：破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
3.水解规律：（略）
4.水解特点：是中和反应的逆反应，存在水解平衡；是吸热反应；水解程度很小，故水解产物较少，盐溶液的酸碱性一般较弱。
三、教学反思
1.本节课教学充分体现了“目标导航、问题驱动”教学模式的思想。课堂教学至始至终围绕盐类水解的本质这一中心目标展开，从检测盐溶液的酸碱性，分析溶液酸碱性的原因，到用实验来验证，用探究实验来确定，最后进行归纳小结，得出结论和规律。
2.教学内容问题化是本教学模式的关键。将知识转化为引导学生探究的“问题”，让学生变被动接受式学习为主动探究式学习。教学中通过“问题”唤起学生探索研究的热情，激发学生主动参与、勤于思考的内在需求。
3.本节课不是传统的“把种子磨成面粉”的教学，而是让化学的种子在学生心灵深处深深扎根，让每一位学生成为化学智慧的学生，让每一位学生领悟到在知识学习过程中“做什么”、“怎么做”、“为什么这样做”，达到培养学生元认知的能力。
4.新课程倡导“平等、民主、和谐”的理念，“目标导航、问题驱动”教学模式很好的体现了这一理念。本节课的教学中，师生之间通过协作、对话、交流，相互作用，共同塑造，构建了教师、学生生命可持续发展的一种新型的“师生生态关系”。这种关系是一种健康向上的课堂文化取向，是一种愉悦和谐的教学氛围，是教育所追求的理想境界。
参考文献
