高二化学选修4第三章学案全套~.doc

|高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第一节 弱电解质的电离(第 1 课时)【 课 标 要 求 】 了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。了解强、弱电解质与结构的关系，能正确书写常见物质的电离方程式。理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。【 学 习 重 点 】 电离平衡的建立以及电离平衡的移动。【 学 习 难 点 】 电离平衡的建立以及电离平衡的移动。【 学 习 过 程 】【旧知回顾】电解质：_ _ _非电解质：_ _练习：讨论下列物质中 Cu、NaCl 固体、NaOH 固体、K 2SO4 溶液、CO 2、蔗糖、NaCl 溶液、H 2O、酒精。_ _是电解质，_是非电解质，_既不是电解质，也不是非电解质写出下列物质的电离方程式：NaCl：_ NaOH ：_H2SO4： _ NaHCO3_ NaHSO4:_注意：离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电【新知讲解】一、电解质有强弱之分（观察试验 3-1：得出强电解质与弱电解质的概念）强电解质 弱电解质概念化合物类型电离程度在溶液中存在形式电离过程练习：下列电解质中：NaCl、NaOH，NH 3·H2O、CH 3COOH，BaSO 4,AgCl，Na 2O,K2O，Na 2O2_是强电解质_是弱电解质讨论：CaCO 3、Fe(OH) 3 的溶解度都很小， CaCO3 属于强电解质，而 Fe(OH)3 属于弱电解质；CH 3COOH、HCl 的溶解度都很大， HCl 属于强电解质，而 CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？BaSO 4、AgCl 是强电解质还是弱电解质，为什么？ 例在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ）A. 1mol/L 的甲酸溶液中 c（H +）约为 1×102 mol/L B. 甲酸能与水以任意比例互溶C. 1mol/L 的甲酸溶液 10mL 恰好与 10mL1mol/L 的 NaOH 溶液完全反应D. 在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱二、弱电解质的电离过程是可逆的电离平衡： 。电离平衡的特征：电离方程式的书写： 如 CH3COOH NH3·H2O H2O多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)如 H2CO3 H3PO4 H2S弱电解质电离平衡的移动(1) 弱电解质的电离平衡符合 原理(2) 影响弱电解质电离平衡的因素有： 温度： ； 浓度： ； 同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将 电离； 加入能反应的物质，将 电离。以 0.1mol/LCH3COOH 溶液中的平衡移动为例，讨论： 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) 溶液导电能力加少量硫酸加 CH3COONa (s)加 NaOH(s)加水稀释滴入纯醋酸加热升温加醋酸铵晶体讨论与探究：弱电解质加水稀释时，离子浓度_ _? (填变大、变小、不变或不能确定） 画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。|高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第一节 弱电解质的电离(第 2 课时)【 课 标 要 求 】 巩固强弱电解质的概念.了解电离平衡常数及电离度的概念【 学 习 重 点 】 电离平衡的建立以及电离平衡的移动。【 学 习 难 点 】 电离平衡常数的应用【 学 习 过 程 】【旧知回顾】（1）划分电解质和非电解质的标准是什么？划分强电解质和弱电解质的标准是什么？（2）电解质的强弱与溶液导电性的强弱有什么区别与联系？影响弱电解质电离平衡的因素有哪些?讨论：1等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的 Zn 反应，反应速率何者快？产生的 H2 的量关系如何？2氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的 Zn 反应，反应速率何者快？产生的 H2 的量关系如何？【新知讲解】三、电离常数叫做电离常数。例如：醋酸，碳酸和硼酸 298K 时的电离常数分别是 1.75×10-5，4.4×10 -7(第一步电离)和5.8×10-10由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 1 一元弱酸和弱碱的电离平衡常数如：CH 3COOH CH3COO + H+Ka= )()3COHc写出 NH3·H2O 的电离平衡常数NH3·H2O NH4+ +OH Kb=注： K 越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用 Ka 或 Kb 的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。K 只与 有关，不随 改变而改变。2 多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第 步电离决定。如 H3PO4 的电离：H3PO4 H+ + H2PO4- K1= H2PO4- H+ + HPO42- K2= HPO42- H+ + PO43- K3= 注：K 1>>K2>>K3四、电离度的概念及其影响因素（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时， 叫做电离度。（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度 ；温度升高，电离度 ，因为弱电解质的电离过程一般需要 热量。思考与交流：不用计算，判断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离度大？（1）20时，0.01mol/LHCN 溶液和 40时 0.01mol/LHCN 溶液。（2）10时 0.01mol/LCH3COOH 溶液和 10时 0.1mol/LCH3COOH 溶液。【反馈练习】在 18时， H2SO3 的 Kl1.5×10 -2、K 21.0×10 -7，H 2S 的 Kl9.1×10 -8、K 21.1×10 -12，则下列说法中正确的是 （ ）A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定能说明醋酸是弱电解质的事实是 （ ）A醋酸溶液的导电性比盐酸弱 B醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳C醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降D0.1mol/L 的 CH3COOH 溶液中，氢离子浓度约为 0.001mol/L下列叙述中错误的是 （ ）A离子键和强极性键组成的化合物一般是强电解质B较弱极性键组成的极性化合物一般是弱电解质C具有强极性键的化合物一定是强电解质D具有离子键的难溶强电解质不存在电离平衡25 时 ,在 0.5L0.2mol/L 的 HA 溶液中,有 0.01mol 的 HA 电离成离子,求该温度下 HA 的电离常数.|高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第二节 水的电离和溶液的酸碱性( 第 1 课时)【 课 标 要 求 】 了解水的电离平衡及其“离子积”了解溶液的酸碱性和 pH 的关系 【 学 习 重 点 】 水的离子积 溶液的酸碱性和 pH 的关系 【 学 习 难 点 】 水的离子积【 学 习 过 程 】【情景创设】一、水的电离 思考水是不是电解质？它能电离吗？写出水的电离方程式.1水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程 水的电离平衡常数的表达式为 思考：实验测得，在室温下 1L H2O（即 mol）中只有 1×10-7 mol H2O 电离，则室温下 C(H+)和 C(OH-)分别为多少? 纯水中水的电离度 (H2O)= 。2水的离子积 水的离子积：K W= 。注：(1)一定温度时，K W 是个常数，K W 只与 有关， 越高 KW越 。25时， KW= ，100 时，K W=10-12。(2)KW 不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，由水所电离而生成的 C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸碱性和 pH1影响水的电离平衡的因素 （1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方向移动，C(H+)和 C(OH-) ，K W 。（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。 讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？升高温度 加入 NaCl 加入 NaOH 加入 HCl练习： 在 0.01mol/LHCl 溶液中, C(OH -)= ， C(H+)= ，由水电离出的 H+浓度= ，由水电离出的 OH-浓度= 。,在 0.01mol/LNaOH 溶液中，C(OH -)= ，C(H +)= ，由水电离出的 H+浓度= ，由水电离出的 OH-浓度= 。在 0.01mol/LNaCl 溶液中， C(OH-)= ，C(H +)= ，由水电离出的 H+浓度= ，由水电离出的 OH-浓度= 。小结：（1）升高温度，促进水的电离 KW 增大（2）酸、碱抑制水的电离2溶液的酸碱性溶液的酸碱性 常温（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 碱性溶液：C(H +) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 3溶液的 pH： pH=lgc(H +)轻松做答：（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= _归纳：pH 与溶液酸碱性的关系 (25时)pH 溶液的酸碱性pH7 溶液呈 性，pH 越大，溶液的碱性 【 反馈练习】 1pH=2 的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大 10 倍，则 C(H+)或 C(OH-)的变化（ ）A、C(H +)和 C(OH-)都减少 B、C(H +)增大 C、C(OH -)增大 D、C(H +)减小 |C(OH-)2向纯水中加入少量的 KHSO4 固体（温度不变），则溶液的 （ ） A、pH 值升高 B、C(H +)和 C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强 D、OH -离子浓度减小 3100时，K W=1×10-12，对纯水的叙述正确的是 （ ） A、pH=6 显弱酸性 B 、C(H +)=10-6mol/L，溶液为中性 C、K W 是常温时的 10-2 倍 D、温度不变冲稀 10 倍 pH=7 高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第二节 水的电离和溶液的酸碱性( 第 2 课时)【 课 标 要 求 】 了解溶液的酸碱性和 pH 的关系掌握有关溶液值的简单计算了解常用的酸碱指示剂【 学 习 重 点 】 水的离子积， 浓度、 浓度、值与溶液酸碱性的关系有关溶液值的简单计算【 学 习 难 点 】 值的计算【 学 习 过 程 】【情景创设】二、溶液的酸碱性和 pH定义：PH= ，广泛 pH 的范围为 014。注意：当溶液中H +或OH -大于 1mol/L 时，不用 pH 表示溶液的酸碱性。意义：溶液的酸碱性 常温（25） 中性溶液：C(H +) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H +) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 碱性溶液：C(H +) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 溶液 PH 的测定方法（1）酸碱指示剂法说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。常用酸碱指示剂的变色范围指示剂 变色范围的石蕊 8 蓝色甲基橙 4.4 黄色酚酞 10 红色（2）试纸法使用方法： （3）PH 计法三、PH 的应用阅读教材 P47-48四、有关 pH 的计算（一）单一溶液的 PH 计算1、分别求 0.05mol/LH2SO4 溶液和 0.05mol/L Ba(OH)2 溶液的 PH 值。2、已知常温下浓度为 0.01mol/L 的 CH3COOH 溶液的电离度为 1%，求该溶液的 PH 值。（二）酸碱混合溶液的 PH 计算3、将 PH=2 的 H2SO4 溶液与 PH=4 的 H2SO4 溶液等体积混合后,求溶液的 PH 值。4、将 PH=8 的 NaOH 溶液与 PH=10 的 NaOH 溶液等体积混合后 ,求溶液的 PH 值。5、常温下 PH=4 的 HCl 和 PH=10 的 NaOH 分别按体积比为 1：1，11：9，9：11 混合，分别求三种情况下溶液的 PH 值。（三）酸、碱加水稀释后溶液的 PH 值6、常温下，将 PH=1 的 H2SO4 溶液和 PH=13 的 NaOH 溶液分别稀释 1000 倍，求所得溶液的 PH 值。思考：若在常温下，将 PH=1 的 CH3COOH 溶液和 PH=13 的 NH3H 2O 溶液分别稀释1000 倍，则所得溶液的 PH 值在什么范围之内。反馈练习1求下列溶液混合后的 pH：(1) 把 pH2 和 pH=4 的两种强酸溶液等体积混合，其 pH 。(2) 把 pH12 和 pH14 的两种强碱溶液等体积混合，其 pH= 。(3) 把 pH5 的 H2SO4 溶液和 pH8 的 NaOH 溶液等体积混合，其 pH 。2室温时，将 PH=5 的 H2SO4 溶液稀释 10 倍，则 C（H +）：C（SO 42-）= ；若再将稀释后的溶液再稀释 100 倍,则 C（H +）：C（SO 42-）= 。220mL0.01molLKOH 溶液的 pH 为 ；30mL0.005mol LH 2SO4 溶液的 pH 为 |10-7 10-6 C(H+)；两溶液混合后，溶液的 pH 为 。3设水的电离平衡线如右图所示。（1）若以 A 点表示 25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温度升高到 100°时，水的电离平衡状态到 B 点，则此时水的离子 10-6积从_增加到_； 10-7（2）将 PH=8 的 Ba(OH)2 溶液与 PH=5 的稀盐酸混合，并保持在 100°的恒温，欲使混合溶液的 PH=7，则 Ba(OH)2 溶液和盐酸的体积比为_ 。高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第三节 盐类的电离(第 1 课时)【 课 标 要 求 】 1使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。2培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。3培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。【 学 习 重 点 】 盐类水解的本质【 学 习 难 点 】 盐类水解方程式的书写和分析【 教学方法】 启发式、实验引导法、归纳法【 学 习 过 程 】【情景创设】一、探究溶液的酸碱性科学探究 根据实验结果填写下表：盐溶液 Na2CO3 NH4Cl NaCl CH3COONa Al2(SO4)3 KNO3酸碱性盐的类型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。盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐溶液的酸碱性二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因1强碱弱酸盐的水解思考与交流(1) CH 3COONa 溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。(2)溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么 CH3COONa 溶液显碱性？(3)写出 CH3COONa 溶液水解的化学方程式和离子方程式。2强酸弱碱盐的水解思考与交流 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。归纳： （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。讨论：（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。谁强显谁性，同强显中性。三、盐类水解离子方程式的书写书写规则：1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。如 CH3COO +H2O CH3COOH+OH2.一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、NH 3·H2O 等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“”3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如 Na2CO3 的水解过程:第一步：CO 32 +H2O HCO3 +OH （主要）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强酸弱碱盐 NH4Cl强酸强碱盐 NaCl|第二步：HCO 3 +H2O H2CO3+OH （次要）4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。【反馈练习】1下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的 pH 值减小的是 （ ）A、HCl B、Al 2(SO4)3 C、Na 2S D、NH 3.H2O2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）NH 4NO3 （3）Na 2SO4 （4）FeCl 3 （5）NaHCO 3高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第三节 盐类的电离(第 2 课时)【 课 标 要 求 】 1、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性2、掌握盐类水解及其应用3、能正确书写盐类水解的离子方程式【 学 习 重 点 】 盐类水解的实质及其影响因素【 学 习 难 点 】 盐类水解方程式的书写和分析【 学 习 过 程 】【情景创设】一、盐类水解的实质1盐类水解的实质_2盐类水解过程就是水的电离平衡移动过程，也就是说，盐类的水解能促进水的电离。使水的电离度增大。即在常温下，可水解盐溶液中由水电离出的 c(OH_)_10-7mol/L。 （填、）3盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。4盐类水解的类型和规律（1）强碱弱酸盐水解，溶液呈_ _性，PH_7。如 CH3COONa 等。原因是_与水电离出的_ _结合生成_，从而使溶液中 c(H+) ，c(OH -) ，从而使 c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。写出下列盐水解的离子方程式：CH3COONa K2CO3 （2）强酸弱碱盐水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。如 NH4Cl 等。原因是_与水电离出的_ _结合生成_ 。从而使溶液中 c(H+) ，c(OH -) ，从而使 c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。写出下列盐水解的离子方程式：FeCl3 （NH 4） ） 2SO4 （3）强酸强碱盐不发生水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。（4）弱酸弱碱盐强烈水解，溶液的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的相对强弱。（5）弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。若电离程度_ _水解程度，则溶液呈酸性。如 NaHSO3、NaH 2PO4 等。若电离程度_ _水解程度，则溶液呈碱性。如 NaHCO3Na2HPO4 等水解规律：“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性” 。思考与交流 (1)用_ _可鉴别 NH4Cl、NaCl、CH 3COONa 三种溶液。(2)相同浓度的 Na2CO3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的 PH 大小顺序为_(3)相同浓度拓 NaX、NaY 、 NaZ 溶液的 PH 值分别等于 8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为_.3影响盐类水解的因素科学探究 通过实验探究促进或抑制 FeCl3 水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。写出 FeCl3 水解的化学方程式 ，设计实验完成下表影响因素 实验操作 现象 平衡移动方向 Fe3+的水解程度 PH加 FeCl3浓度加水加 HCl加少量的NaOH加 NaHCO3溶液的酸碱度加 Na2CO3温度 温度升高归纳总结 影响盐类水解的因素（1）盐类本身的性质：这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度 ，溶液的碱性或酸性 |（2）温度：盐的水解是_ _反应。因此升高温度其水解程度_ _.（3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越_ _.（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。如 Na2CO3 溶液中加碱可以_ _水解。加酸可以_ _水解。【反馈练习】1能使 Na2CO3 溶液中 Na+与 CO32- 更接近 2:1 的措施是 （ ）A 加水 B 加 Na2CO3 粉末 C 加 KOH 固体 D 加热2为什么热的纯碱溶液去污效果好？射阳中学高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第三节 盐类的电离(第 3 课时)【 课 标 要 求 】 1 进一步巩固盐类水解的实质的理解2 掌握盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象【 学 习 重 点 】 盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象【 学 习 难 点 】 盐类水解方程式的书写和分析【 学 习 过 程 】【情景创设】应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水解程度升高温度加水加醋酸加醋酸钠加盐酸加 NaOH二、盐类水解的应用1 判断溶液的酸碱性：(1)将 0.1mol/L 的下列溶液按 PH 由小到大的顺序排列Na 2CO3NaHCO 3 NaOH NaNO 3 CH 3COOH NaHSO 4 NH 4Cl_ _(2)酸式盐溶液的酸碱性：酸性 NaHSO3 NaH2PO4 碱性 NaHCO3 NaHS Na2HPO4 2 判断溶液中离子浓度的大小：(1)CH3COONa 溶液中离子浓度大小顺序为_ (2)(NH4)2SO4 溶液中离子浓度大小顺序为_ (3)Na2CO3 溶液中离子浓度大小顺序为_ 3 配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解： 为了防止配制 FeCl3 溶液时可能浑浊，应向溶液中加入 抑制 水解。4 把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质：AlCl3_ _ Al2（ SO4） 3 _ _ FeCl3_ _ Na2CO3_ _ CuSO4 _ _5 判断溶液中的离子能否共存：主要掌握 Al3+（Fe 3+）与 HCO3-、CO 32- ,AlO2-、S 2-不共存。6 某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg 粉投入 NH4Cl 溶液中反应的离子方程式：_ _7 试剂存放：盛放 Na2CO3 溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是_ _盛放 NH4F 溶液不能用玻璃瓶，是因为_8 日常生活中的应用：（1）泡沫灭火器原理(方程式 )_ _（2）为什么,KAl（SO 4） 2 ,Fe2（SO 4） 3、Al 2（SO 4） 3 等盐可用做净水剂_ _(3)草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用_ _.三、电解质溶液中的守恒关系：（）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中_ _ _所带的负电荷总数一定等于_ _ _所带正电荷总数。如在 溶液中有_ _（）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。如 中存在_ _.思考与交流 写出下列溶液中的各种守恒关系：.molL 溶液中：电荷守恒：_ _ (3)物料守恒：_ _.0.1mol/L H 2S 溶液中电荷守恒 _ _|物料守恒_ _【 反馈练习】1.在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是 ( )A.NH4+ 2H 2O NH3·H2O H3O+ B.HCO3- + H2O H3O+ + CO32-C.HS H = H2S D.Cl2H 2O H Cl HClO2.在 CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是 （ ）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时，在物质的量浓度均为 1mol/ L 的(NH 4)2SO4、(NH 4)2CO3、(NH 4)2Fe(SO4)2 三种溶液中，c（NH 4 ）分别为 a、b、c（单位为 mol/ L） 。下列判断正确的是 （ ）A. a>b>c B. b>a>c C. a>c>b D. c>a>b高二化学 06 年秋学期教学案班级 学号 姓名 第四节 难溶电解质的溶解平衡 【 课 标 要 求 】 1 掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用2 运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题【 学 习 重 点 】 难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化【 学 习 难 点 】 沉淀的转化和溶解【 学 习 过 程 】【情景创设】一、溶解平衡思考与交流 指导学生阅读 P59-60，思考：1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为 0？在 20时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶溶解度2、当 AgNO3 与 NaCl 反应生成难溶 AgCl 时，溶液中是否含有 Ag+和 Cl-？此溶液是否为AgCl 的饱和溶液？3、难溶电解质（如 AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出 AgCl 的溶解平衡表达式。4、溶解平衡的特征：二、沉淀反应的应用（1）沉淀的生成沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。废水处理化学沉淀法工艺流程示意图（见教材 P