2018届高考化学课时基础知识点复习教学案13 专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡 考点二 沉淀溶解平衡
考点二沉淀溶解平衡1沉淀溶解平衡(1)含义在一定温度下，当难溶电解质的饱和溶液中，固体溶解的速率与溶液中离子生成沉淀的速率相等时，即达到沉淀的溶解平衡状态。
(2)建立过程固体溶质溶解沉淀溶液中的离子⎩⎪⎨⎪⎧v溶解>v沉淀，固体溶解v溶解＝v沉淀，溶解平衡v溶解<v沉淀，析出沉淀(3)特点(4)表示方法(方程式)AgCl在水溶液中的电离方程式为AgCl===Ag＋＋Cl－。
AgCl的溶解平衡方程式为AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
(5)影响因素①内因难溶电解质本身的性质。
溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。
对同类型的电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。
②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp 不变。
b．温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。
c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。
如AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH>0：以A m B n(s)m A n＋(aq)＋n B m－(aq)为例：(1)难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO 4、AgCl 等都是强电解质。
(2)K sp 只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。
(3)只有组成相似的物质(如AgCl 与AgI 、CaCO 3与BaCO 3)，才能用K sp 的相对大小来判断物质溶解度的相对大小。
(4)K sp 小的难溶电解质也能向K sp 大的难溶电解质转化，需看溶液中生成沉淀的离子浓度的大小。
(5)用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。
一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L －1时，沉淀已经完全。
1.思维辨析(1)K sp (AB 2)小于K sp (CD)，则AB 2的溶解度小于CD 的溶解度。
( )(2)在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
( )(3)常温下，向BaCO 3饱和溶液中加入Na 2CO 3固体，BaCO 3的K sp 减小。
( )(4)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH 固体，Mg(OH)2的K sp不变。
()(5)常温下，向饱和Na2CO3溶液中加入少量BaSO4粉末，过滤，向洗净的沉淀中加稀盐酸，有气泡产生，说明K sp(BaCO3)<K sp(BaSO4)。
()(6)AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同。
()答案(1)×(2)√(3)×(4)√(5)×(6)×2．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数依次为K sp(Ag2SO4)＝7.7×10－5、K sp(AgCl)＝1.8×10－10、K sp(AgI)＝8.3×10－17。
下列有关说法中错误的是()A．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI在水中的溶解能力依次减弱B．在AgCl悬浊液中加入NaI固体，发生反应的离子方程式为AgCl＋I－AgI＋Cl－C．Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数之比等于它们饱和溶液的物质的量浓度之比D．在Ag2SO4饱和溶液中加入Na2SO4固体有Ag2SO4沉淀析出答案 C解析根据三种物质的K sp的相对大小，推知Ag2SO4、AgCl、AgI在水中的溶解能力依次减弱，A正确；K sp(AgI)<K sp(AgCl)，说明AgI更难溶，B正确；因K sp(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)·c(SO2－4)，K sp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)，K sp(AgI)＝c(Ag＋)·c(I－)，故C错误；Ag2SO4饱和溶液中存在沉淀溶解平衡：Ag2SO4(s)2Ag＋(aq)＋SO2－4(aq)，加入Na2SO4固体，SO2－4的浓度增大，平衡逆向移动，有Ag2SO4固体析出，D正确。
是新课标新增重要内容，[考法综述]沉淀溶解平衡及K是高考的热点。
主要考查沉淀的溶度积及沉淀的生成、溶解及转化，K sp与图象相结合考查。
命题法1难溶电解质的溶解平衡典例1实验：①0.1 mol·L－1 AgNO3溶液和0.1 mol·L－1 NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；②向滤液b中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，出现浑浊；③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，沉淀变为黄色。
下列分析不正确的是()A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) B．滤液b中不含有Ag＋C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgID．实验可以证明AgI比AgCl更难溶[解析]由题干信息可推知，AgNO3溶液和NaCl溶液恰好反应，AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋NaNO3，沉淀c为AgCl(白色)，滤液b 为NaNO3溶液，AgCl虽然为难溶性物质，但在水中仍有少量溶解，故滤液b中仍有极少量的Ag＋，当加入KI溶液时，Ag＋＋I－===AgI↓，生成了溶解度更小的AgI沉淀。
故可判定B项错误，其他选项正确。
[答案] B【解题法】沉淀的生成、溶解与转化(1)沉淀的生成①原理：当Q c>K sp时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，就会生成沉淀。
②方法：a．调节pH法如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。
离子方程式为Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
b．加沉淀剂法如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使金属离子如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等，也是分离、除杂常用的方法。
反应的离子方程式为Cu2＋＋S2－===CuS↓，Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋；Hg2＋＋S2－===HgS↓，Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。
(2)沉淀的溶解①原理：当Q c<K sp时，难溶电解质的溶解平衡向右移动，沉淀就会溶解。
②方法：a．酸溶法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
b．碱溶法：如用NaOH溶液溶解Al(OH)3，化学方程式为NaOH ＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O。
c．盐溶法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O。
d．配位溶解法：在难溶物中加入配位剂，因形成配合物而降低难溶物的某种离子浓度，使平衡右移，沉淀溶解。
如AgCl可溶于NH3·H2O中：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)↓NH3·H2O[Ag(NH3)2]＋e．氧化还原溶解法：有些金属硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，通过减小c(S2－)而达到沉淀溶解的目的。
如3CuS＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋3S↓＋2NO↑＋4H2O。
(3)沉淀的转化①实质：沉淀溶解平衡的移动。
②特征a ．一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。
如：AgNO 3――→NaCl AgCl ――→KI AgI ――→Na 2SAg 2S 。
b ．沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
③应用a ．锅炉除水垢：水垢中含有的CaSO 4难溶于酸，可先用Na 2CO 3溶液处理，使其转化为疏松的、易溶于酸的CaCO 3，而后用酸溶解除去。
反应的方程式为CaSO 4＋Na 2CO 3CaCO 3＋Na 2SO 4，CaCO 3＋2H ＋===Ca 2＋＋CO 2↑＋H 2O 。
b ．矿物转化：用饱和Na 2CO 3处理重晶石(BaSO 4)制备可溶性钡盐的离子方程式为BaSO 4＋CO 2－3BaCO 3↓＋SO 2－4；BaCO 3＋2H ＋===Ba 2＋＋H 2O ＋CO 2↑。
c ．解释自然现象：在自然界中也存在溶解度小的矿物向溶解度更小的矿物转化的现象。
如各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后可变成CuSO 4溶液，并向地下深层渗透，当与深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)接触后，便慢慢转化为铜蓝(CuS)。
其反应的方程式为CuSO 4＋ZnSCuS ＋ZnSO 4。
命题法2 K sp 的有关计算及应用典例2 已知K sp (AgCl)＝1.56×10－10，K sp (AgBr)＝7.7×10－13，K sp (Ag 2CrO 4)＝9.0×10－12。
某溶液中含有Cl －、Br －和CrO 2－4，浓度均为0.010 mol·L －1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L －1的AgNO 3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为( )A ．Cl －、Br －、CrO 2－4 B ．CrO 2－4、Br －、Cl －C ．Br －、Cl －、CrO 2－4D ．Br －、CrO 2－4、Cl －[解析] 根据溶度积，可分别计算出Cl －、Br －和CrO 2－4开始沉淀所需的Ag ＋的浓度：c (Ag ＋)AgCl ＝K sp (AgCl )c (Cl －)＝1.56×10－100.010 mol·L －1＝1.56×10－8 mol·L－1，c(Ag＋)AgBr＝K sp(AgBr)c(Br－)＝7.7×10－130.010mol·L－1＝7.7×10－11mol·L－1，c(Ag＋)Ag2CrO4＝K sp(Ag2CrO4)c(CrO2－4)＝9.0×10－120.010mol·L－1＝3.0×10－5 mol·L－1，因3.0×10－5>1.56×10－8>7.7×10－11，故三种阴离子沉淀的先后顺序为Br－、Cl－、CrO2－4，C正确。
[答案] C【解题法】溶度积Ksp的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如K sp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝a mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的K sp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
高三化学人教版关于盐类的水解的教案
高三化学人教版关于盐类的水解的教案高三化学人教版关于盐类的水解的教案新高三一轮复习从零开始，完整涵盖高中所有的知识点，第一轮复习是高考复习的关键，是基础复习阶段。
以下是高中频道为每一位高三的莘莘学子准备的《高三化学人教版关于盐类的水解的教案》助你榜上有名！【高三化学人教版关于盐类的水解的教案篇一】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A.B.C.D.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?2.比较溶液中酸碱性的相对强弱。
越弱越水解例题：分析溶液与溶液的碱性强弱?∵的酸性比酸性强。
水解程度大于水解程度。
溶液碱性强于溶液碱性。
高三化学一轮复习盐类的水解、沉淀溶解平衡学案
第三单元 盐类的水解学案【复习目标】 1.认识盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素 3.认识盐类水解在生产、生活中的应用。
一、盐类水解的原理 1.盐类的水解2.盐类的水解规律3.盐类水解离子方程式的书写(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。
如Na 2CO 3水解的离子方程式为CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －。
用“”连接(2)多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。
如FeCl 3水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。
不能划“↓”符号(3)阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
如Na 2S 溶液与AlCl 3溶液混合水解的离子方程式为2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O===2Al(OH)3↓＋3H 2S↑。
❶Al 3＋与CO 2－3、HCO －3、S 2－、HSO －3、AlO －2或Fe 3＋与CO 2－3、HCO －3、AlO －2发生相互促进的水解反应，水解程度较大，进行完全，书写时要用“===”“↑”“↓”。
❷NH ＋4与CH 3COO －、HCO －3、CO 2－3等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但水解程度仍然较弱，不能反应完全，在书写水解方程式时用“”。
【诊断1】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)盐类水解的过程就是盐和水发生反应的过程( ) (2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( )(3)常温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液与pH ＝4的NH 4Cl 溶液，水的电离程度相同( ) (4)Na 2S 水解的离子方程式为S 2－＋2H 2O H 2S ＋2OH －( )二、影响盐类水解的主要因素和应用 1.影响盐类水解的主要因素(1)内因：形成盐的酸或碱越 ，其盐就越 水解。
(2)外因⎩⎪⎨⎪⎧溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大温度：温度越高，水解程度越大外加酸碱⎩⎨⎧酸：弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸根离子的水解程度减小， 弱碱阳离子的水解程度增大2.盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性 FeCl 3溶液显酸性，原因是 判断酸性强弱等物质的量浓度的NaX 、NaY 、NaZ 三种盐溶液的pH 分别为8、9、10，则酸性： 配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO 4溶液时，加入少量 ，防止Cu 2＋水解；配制FeCl 3溶液，加入少量 ；贮存Na 2CO 3溶液、Na 2SiO 3溶液不能用 胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：泡沫灭火器原理成分为NaHCO 3与Al 2(SO 4)3，发生反应为净水原理明矾可作净水剂，原理为化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用主要成分是K2CO3除锈原理NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂制备无机物TiO2制备：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·x H2O↓＋4HCl【诊断2】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
《盐类的水解》教案
一、教学目标1. 让学生理解盐类水解的概念和实质。
2. 使学生掌握盐类水解的规律和影响因素。
3. 培养学生运用盐类水解知识解决实际问题的能力。
二、教学内容1. 盐类水解的概念：盐类在水中溶解时，阳离子与阴离子分别与水分子发生作用，产生酸碱性质的过程。
2. 盐类水解的实质：盐类在水中溶解时，离子与水分子发生相互作用，导致溶液中H+和OH-的浓度发生变化，从而使溶液呈现酸碱性。
3. 盐类水解的规律：根据盐类离子的酸碱性质，分为强酸强碱盐、弱酸强碱盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，它们的水解程度不同。
4. 影响盐类水解的因素：离子浓度、温度、溶剂等。
5. 盐类水解在实际中的应用：如调节土壤pH值、制备缓冲溶液等。
三、教学重点与难点1. 重点：盐类水解的概念、实质、规律及影响因素。
2. 难点：盐类水解的规律和影响因素的理解与应用。
四、教学方法1. 采用问题驱动法，引导学生思考和探讨盐类水解的相关问题。
2. 利用实例分析，让学生了解盐类水解在实际中的应用。
3. 采用小组讨论法，培养学生团队合作精神和口头表达能力。
4. 利用多媒体手段，形象地展示盐类水解的过程。
五、教学安排1. 第1-2课时：讲解盐类水解的概念和实质。
2. 第3-4课时：分析盐类水解的规律和影响因素。
3. 第5-6课时：实例分析，了解盐类水解在实际中的应用。
4. 第7-8课时：小组讨论，培养学生运用盐类水解知识解决实际问题的能力。
5. 第9-10课时：总结与复习，进行课堂测试。
六、教学评估1. 课堂问答：通过提问的方式，了解学生对盐类水解概念和实质的理解程度。
2. 小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，了解他们对于盐类水解规律和影响因素的掌握情况。
3. 实例分析报告：评估学生对盐类水解在实际应用中的理解，通过报告的形式进行。
4. 课堂测试：设计相关的测试题目，测试学生对盐类水解知识的掌握和应用能力。
七、教学资源1. 教材：盐类水解的相关章节。
2. 多媒体课件：用于展示盐类水解的过程和实例。
高考化学总复习 专题十一 盐类水解 沉淀溶解平衡学案
专题十一盐类水解沉淀溶解平衡★★★★分析解读本专题考点是高考的重点,考查的内容有:①分析盐类对水的电离程度的影响并做定性判断或定量计算;②溶液pH大小的比较;③离子浓度大小的比较;④溶液中的守恒关系;⑤溶度积常数(K sp)的相关计算等。
考查题型可以是选择题,也可以是综合性较强的非选择题,对考生的分析能力、数形结合能力、计算能力等要求较高。
命题探究-=、,、=lg=lgpH+lg=lg,pH+lg=lg>lg>lglglgmol/L,=1,=10当考点一 盐类水解原理及其应用1.(2016课标Ⅲ,13,6分)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )A.向0.1 mol·L -1CH 3COOH 溶液中加入少量水,溶液中减小B.将CH 3COONa 溶液从20 ℃升温至30 ℃,溶液中增大C.向盐酸中加入氨水至中性,溶液中>1D.向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3,溶液中不变答案 D2.(2016四川理综,7,6分)向1 L 含0.01 mol NaAlO 2和0.02 mol NaOH 的溶液中缓慢通入CO 2,随n(CO 2)增大,先后发生三个不同的反应,当0.01 mol<n(CO 2)≤0.015 mol 时发生的反应是:2NaAlO 2+CO 2+3H 2O )>c(Al)>c(Al )>c(OH ))>c(HC )>c(C)>c(HC)>c(OH 3.(2016江苏单科,14,4分)H 2C 2O 4为二元弱酸。
20 ℃时,配制一组c(H 2C 2O 4)+ c(HC 2)+c(C 2)=0.100mol·L -1的H 2C 2O 4和NaOH 混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH 的变化曲线如图所示。
下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是(多选)( )A.pH=2.5的溶液中:c(H 2C 2O 4)+c(C 2)> c(HC 2)B.c(Na +)=0.100 mol·L -1的溶液中:c(H +)+c(H 2C 2O 4)=c(OH -)+c(C 2)C.c(HC 2)=c(C 2)的溶液中:c(Na +)>0.100 mol·L -1+c(HC 2)D.pH=7.0的溶液中:c(Na+)>2c(C2)答案BD4.(2015天津理综,5,6分)室温下,将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液,向溶液中加入下列物质,有关结论正确的是( )加入的物质结论A. 50 mL 1 mol·L-1 H2SO4反应结束后,c(Na+)=c(S)B. 0.05 mol CaO溶液中增大C. 50 mL H2O 由水电离出的c(H+)·c(OH-)不变D. 0.1 mol NaHSO4固体反应完全后,溶液pH减小,c(Na+)不变答案 B5.(2015安徽理综,13,6分)25 ℃时,在10 mL浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L-1盐酸,下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是( )A.未加盐酸时:c(OH-)>c(Na+)=c(NH3·H2O)B.加入10 mL盐酸时:c(N)+c(H+)=c(OH-)C.加入盐酸至溶液pH=7时:c(Cl-)=c(Na+)D.加入20 mL盐酸时:c(Cl-)=c(N)+c(Na+)答案 B6.(2015四川理综,6,6分)常温下,将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合,析出部分NaHCO3晶体,过滤,所得滤液pH<7。
高考化学一轮复习专题十一盐类水解和沉淀溶解平衡考点一盐类水解教学案
专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡考纲展示 命题探究1 概念在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
2 实质盐电离―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→ 破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→ 3 特点4 表示方法(水解的离子方程式)(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如Cu(NO 3)水解的离子方程式为Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋。
NH 4Cl 水解的离子方程式为NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
如Na 2CO 3水解反应的离子方程式为CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2OH 2CO 3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl 3溶液中，Fe 3＋水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。
(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
5 影响因素 (1)内因(本质)弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCO －3――→决定相同浓度的Na 2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为Na 2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。
(2)外因如CH 3COONa 水解的离子方程式是CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －，当改变下列条件时，对CH 3COONa 水解平衡的影响如下表：改变条件 移动方向 c (OH －) pH 水解程度升温 右移 增大 增大 增大 加NaOH 左移 增大 增大 减小 加水 右移 减小 减小 增大 加少量FeCl 3固体右移 减小 减小 增大 加Na 2CO 3左移增大增大减小(1)盐类发生水解后，其水溶液往往显酸性或碱性。
(完整版)2018版高考化学总复习专题八盐类的水解教学案
课时3盐类的水解[2018备考•最新考纲]1•了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素。
2. 了解盐类水解的应用。
考点一盐类的水解及其规律（考点层次B T共研、理解、整合）1 •定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的』或OH结合生成弱电解质的反应。
2•实质T C（H +）丰C（OH「）T溶液呈碱性或酸性3. 特点口『逆If 水解反应是口【逆反应吸热一水解反应是酸碱中和反应的逆反点微阴一水解反用秤度很概嗣 4. 规律有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
(1) 一般要求如NHCI 的水解离子方程式为 Nf + HONH ・H2g 屮。
(2) 三种类型的盐水解方程式的书写。
① 多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。
如Na t CG 的水解离子方程式为 © + HO HCO + OH 。
② 多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。
如FeCb 的水解离子方程式为 Fe 3 十+ 3HO Fe(OH )3 + 3H*。
③ 阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“ ===”、等。
如N Q S 溶液与 AICI 3溶液混合反应的水解离子方程式为 2AI 3*+ 3S 2「+ 6H 2O===2AI(OH)B J +3H 2S f 。
VS一般盐类水、水解产， 解禅歴很小物很少教材 1. （SJ 选修4・P 853改编）现有浓度为 0.1 mol •L "的五种电解质溶液① NS 2CO ②NaHCO ③ NaAIQ④ CHCOONa ⑤ NaOH这五种溶液的pH 由小到大的顺序是（）A . ⑤③①②④B.①④②③⑤C.④②①③⑤答案 C D.②④①③⑤2. (SJ 选修4 •P 866改编）下列水解的离子方程式正确的是 （)A . HCO + fO CQ f + OHB . S 2「+ 2H 2O HS + 2OHC . Fe ++ 3fO Fe(OH )3 J + 3H +D .CO 「+ H 2OHCO + OH答案 D3.（溯源题）判断下列说法是否正确c NH"（1）向盐酸中加入氨水至中性，溶液中 c C|-—>1（X ）（2016 •课标全国川，13C ）（2）0.1 mol/L CH 3COON 溶液 pH>7,证明乙酸是弱酸（V ）（2016 •上海,6B ）⑶ 饱和 NaClO 溶液 pH 约为 11： CIO 「+ H 2O HCIO + OH （V ）（2015 •北京理综，11B 改编）⑷25 C 时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液的 pH= 7（ X ）（2015 •重庆理综，3B ）探源：本高考题组源于教材 RJ 选修4 P 79 “活动与探究”与 P 81 “问题解决”及其拓展，对盐 溶液的酸碱性及水解方程式的书写进行了考查。
高考化学复习教学案：盐类的水解
第三课时盐类的水解【考纲要求】１．理解盐类水解的概念和导致盐类水解反应的本质原因，能熟练地写出盐类水解反应的化学方程式和离子方程式。
２．掌握电解质溶液中离子浓度大小的比较方法和微粒浓度之间存在的几种等量关系的应用。
３．掌握对离子共存问题的分析与判断。
４．了解其它水解反应类型。
理解水解反应能否进行到底的条件。
教与学方案【自学反馈】一、概念辨析１．盐类的水解：⑴概念：。
（２）实质：。
⑶条件：。
⑷规律：１、２、３、４。
⑸特征：。
⑹水解反应方程式（离子方程式）的书写：２．水解类型：⑴ 强酸弱碱盐：。
⑵强碱弱酸盐：。
⑶弱酸弱碱盐：。
⑷能进行到底的水解反应条件：。
举例：。
３．影响盐类水解的因素：⑴主要因素：。
⑵温度：。
⑶浓度：。
⑷外加酸碱：。
⑸其它因素：。
４．离子浓度的比较：（分别以H２S、NaHS、Na２S为例）⑴离子浓度的大小比较：H２S 、NaHS 、Na２S 。
⑵离子浓度的守恒关系：物料守恒、、；电荷守恒：、、；质子守恒：、、５．离子共存问题的分析：⑴不能与H+共存的离子有、⑵不能与OH—共存的离子有、⑶不能与HCO３—共存的离子有、⑷不能与Al３+共存的离子有、⑸不能与AlO２—共存的离子有、⑹不能与Fe３+共存的离子有、⑺不能与Fe２+共存的离子有、⑻不能与ClO—共存的离子有、二、盐类水解的应用：⑴判断溶液的酸碱性：；⑵判断不同弱电解质的相对强弱：；⑶比较溶液中离子浓度：１同一溶液中不同离子浓度：、２不同溶液中相同离子浓度：。
⑷解释某些化学现象及在生产生活中的应用：。
【例题解析】[例１]把0．0２mol／LHAc溶液和0．0１mol/LNaOH溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是Ａ．c（Ac—）＞c（Na+）Ｂ．c（HAc）＞c（Ac—）Ｃ．２c（H+）＝c（Ac—）—c（HAc）Ｄ．c（HAc）+ c（Ac—）=0．0１mol/L解题思路: 。
易错点：。
[例２] 在pH＝１的无色透明溶液中，不能大量共存的离子组是：Ａ．Al３＋、Ag＋、NO３—、Cl—Ｂ．Mg２＋、NH４＋、NO３—、Cl—Ｃ．Ba２＋、K＋、S２—、Cl—Ｄ．Zn２＋、Na＋、NO３—、SO４２—解题思路：。
盐类水解沉淀溶解平衡及中和滴定复习学案
盐类水解、沉淀溶解平衡、中和滴定基础知识复习学案1、KCH3COOH =1.8×10-5、KNH3 ·H2O=1.8×10-5和KHClO=1.5×10-8CH3COONa、 FeCl3、CH3COONH4、NH4ClO各显什么性质？水解的种类？2、KCH3COOH =1.8×10-5和KHClO=1.5×10-8等物质的量浓度的CH3COONa、 NaClO溶液中OH-大小关系？3、KCH3COOH =1.8×10-5和KHClO=1.8×10-5等物质的量浓度的CH3COONa、 NaClO溶液中CH3COO-和ClO-大小关系？溶液中单一溶质和混合溶质分析4、请写出系列溶液中的组成粒子并指出各种离子浓度的大小和三大守恒式（1）CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3(NH4)2CO3（2）把含0.2molCH3COOH的溶液加入0.1molNaOH后形成1L酸性溶液①写出溶液中所有的可逆反应②分子和离子种类③写出电荷守恒和物料守恒式溶液中单一溶质和混合溶质分析5、请写出系列溶液中的组成粒子并指出各种离子浓度的大小和三大守恒式（1）CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3(NH4)2CO3（2）把含0.2molCH3COOH的溶液加入0.1molNaOH后形成1L酸性溶液①写出溶液中所有的可逆反应②分子和离子种类③写出电荷守恒和物料守恒式6、在物质的量浓度均为0.01 mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，测得c(CH3COO－)＞c(Na+)，则下列关系式正确的是A．c(H+)＞c(OH－) B．c(OH－)＞c(H+)C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO－) D．c(CH3COOH)+c(CH3COO－)=0.02 mol/L7、把0.2 mol/L NH4Cl溶液与0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合后的碱性溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH－)＞c(NH3·H2O)B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)C．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(NH3·H2O)D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)8、常温下将0.01 mol NH4Cl和0.002 mol NaOH溶于水配成1 L溶液。
盐类的水解(高三复习教案).doc
（1）实例：。
（2）是否水解：= （3）溶液酸碱性：。
2、强酸弱碱盐（1）实例：。
（2）是否水解：= （3）溶液酸碱性：。
3、弱酸强碱盐（1）实例：。
（2）是否水解：。
（3）溶液酸碱性：。
4、酸式盐（1）强酸酸式盐%1实例：。
%1是否水解：。
③溶液酸碱性：。
［问题思考］实验测得NaHSOa溶液的pH小于7,从电离和水解两方面分析导致溶液显酸性的原因.（2）中强酸酸式盐%1实例：.%1是否水解：0 ③溶液酸碱性：0［问题思考］实验测得NaHCO；,溶液的pH大于7,从电离和水解两方面分析导致溶液显碱性的原因。
（3）弱酸酸式盐%1实例：。
%1是否水解：。
③溶液酸碱性：。
5、弱酸弱碱盐（1）实例：。
（2）是否水解：= （3）溶液酸碱性：=水解规律：。
例1物质的量浓度相同的二种正盐NaX、NaY、NaZ的水溶液，其pH分别为8、9、10,贝UHX、HY、HZ的酸碱性由强到弱的顺序是（）A、HX>HY>HYB、HZ>HY>HZC、HX>HY>HZD、HY>HZ>HX例2由一价离子组成的四种盐：AC、BD、AD、BC的同物质的量浓度的溶液，在室温下前两种溶液pH为7,第二种溶液pH大于7,最后一种溶液pH小于7,则（）盐类的水解(高三复习教案)【考纲要求】符兴币编了解盐类水解的原理，能结合实例分析温度、浓度、外加酸或减对水解平衡的影响；能举例说明盐类水解在生产和生活中的应用。
*初步学会比较溶液中离子浓度大小的方法。
【复习过程】(120分钟)1.盐类水解规律［问题思考］Na2CO3所属的物质类别是什么？它的俗名又是什么？一、探究盐溶液的酸碱性（1） ______________________________________________________________________ 长期（2） ______________________________________________________________________ 草木反应方程式：_____________________________________________________________ 5、泡沫灭火器的原理（1）AF+与水解强烈相互促进，趋于完全。
化学教案－盐类的水解（第二课时）_高中化学教案
化学教案－盐类的水解（第二课时）_高中化学教案化学教案－盐类的水解（第二课时）_高中化学教案在教学工作者开展教学活动前，通常会被要求编写教案，教案是教学活动的依据，有着重要的地位。
我们应该怎么写教案呢？以下是小编收集整理的化学教案－盐类的水解（第二课时）_高中化学教案，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。
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。