【正文】 H 2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。 ∵ 正電荷總數(shù) == 負(fù)電荷總數(shù) 七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 （考點(diǎn)） 物料守恒 （ 元素 或 原子守恒 ） 溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中 某種特定元素 的原子的總數(shù)是不變 的。 弱酸根離子的 水解。 生成弱電解質(zhì)； 可逆；吸熱；一般微弱； 有弱才水解；無弱不水解； 誰弱誰水解；越弱越水解； 誰強(qiáng)顯誰性；同強(qiáng)顯中性。 第三節(jié) 鹽類的水解 （第一課時(shí)） 鹽溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸堿性 鹽類型 鹽溶液 KNO3 CH3COONa Al2 (SO4)3 酸堿性 鹽類型 一 .探究鹽溶液的酸堿性 中性 堿性 堿性 酸性 中性 堿性 酸性 P54 根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來分，鹽可以分成哪幾類？ 酸 + 堿 == 鹽 + 水 （中和反應(yīng)） 酸 強(qiáng)酸 弱酸 弱堿 強(qiáng)堿 堿 生成的鹽 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 弱酸弱堿鹽 鹽溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸堿性 鹽類型 鹽溶液 KNO3 CH3COONa Al2 (SO4)3 酸堿性 鹽類型 一 .探究鹽溶液的酸堿性 中性 堿性 堿性 酸性 中性 堿性 酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 P54 鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關(guān)系： 鹽的類型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 鹽溶液酸堿性 中性 酸性 堿性 弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性較復(fù)雜暫不討論 練習(xí) : 判斷下列物質(zhì)水溶液的酸堿性 : AlCl3 K2SO4 Fe2(SO4)3 NaClO 二 .鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 H2O H+ + OH– 純水中： 當(dāng)分別加入 NaCl、 NH4Cl、 CH3COONa形成 溶液后，請思考： （ 1）相關(guān)的電離方程式？ （ 2）鹽溶液中存在哪些粒子？ （ 3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？ （ 4）對水的電離平衡有何影響？ （ 5）相關(guān)的化學(xué)方程式？ 分析后，填寫書 P55 表格 【 探究 1】 往水中加 NaCl形成溶液。 1. 在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（ ） A、 ClO – B、 CO3 2 – C、 Fe 3+ D、 SO4 2 – D ，哪些呈酸性（ ） 哪些呈堿性（ ） ① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4 ④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4 ①③④ ②⑤練習(xí)題 3. 等物質(zhì)的量濃度、等體積的酸 HA與堿 NaOH 混合后，溶液的酸堿性是（ ） A、酸性 B、中性 C、堿性 D、不能確定 D4. 在 Na2S溶液中， c (Na+) 與 c (S2–) 之比值（ ） 。 抑制 促進(jìn) ④ 加堿： 弱堿陽離子的 水解。 是指某一元素的 原始濃度 應(yīng)該等于該元素在溶液中 各種存在形式的濃度之和 。 因?yàn)?電荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以 c (OH–) ＞ c (NH4+)。H 2O NH4+ ＋ OH–），所以 c (NH3 c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– ) 七、 電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 （考點(diǎn)） 七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 （考點(diǎn)） 電荷守恒 陽離子： Na+ 、 H+ 陰離子： OH– 、 S2– 、 HS– 又如： Na2S 溶液 Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH– c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– ) 溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。 ③ 加酸： 弱堿陽離子的 水解。 破壞水的電離平衡。 ⑴ 電離方程式 ⑵ c(