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2019-2020年人教版高中化學選修四 3-3-1 鹽類水解的實質(zhì)與規(guī)律（教案） 教學目標 知識與技能： 1、理解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解 2、理解鹽類水解的實質(zhì) 3、能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會書寫鹽類水解的離子方程式 過程與方法： 1、培養(yǎng)學生分析問題的能力，使學生會透過現(xiàn)象看本質(zhì)。 2、通過比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解的規(guī)律，再揭示鹽類水解的本質(zhì) 3、由實驗中各種鹽溶液的pH的不同分析其原因，進而找出影響鹽類水解的因素及應用。 情感態(tài)度與價值觀：培養(yǎng)學生的實驗技能，對學生進行科學態(tài)度和科學方法的教育 教學重點：鹽類水解的本質(zhì)，理解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解的規(guī)律。 教學難點：鹽類水解方程式的書寫和分析。 教學過程： 【科學探究】1、選擇合適的方法測試下表所列鹽溶液（可酌情替換、增加）的酸堿性 2、根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強弱，將下表中鹽按強酸強堿鹽、強酸弱酸鹽、強堿弱酸鹽分類 鹽溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸堿性 中性 堿性 堿性 酸性 鹽類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽 鹽溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 酸堿性 中性 堿性 酸性 鹽類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽 3、分析上述實驗結(jié)果，歸納其與鹽的類型間的關系，并從電離平衡的角度尋找原因 鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 溶液的酸堿性 中性 酸性 堿性 【引入】我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來源于水的電離，而水本身是中性的，為什么加入某些鹽就會顯酸性或堿性，而加入另一些鹽仍呈中性呢？這節(jié)課我們就來研究這個問題。 【板書】 第三節(jié) 鹽類的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性 【問】由上述實驗結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系？ 【板書】強堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強酸強堿鹽的水溶液，呈中性 【過渡】下面我們分別研究不同類型的鹽溶液酸堿性不同的原因。 【思考與交流】根據(jù)下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子（不要忘記水及電離）及粒子間的相互作用進行比較、分析，從中找出不同鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 C（H＋）和C（OH－）相對大小　 C（H＋）＝C（OH－） C（H＋）＞C（OH－） C（H＋）＜C（OH－） 溶液中的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3H2O、OH-、H2O CH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH 有無弱電解質(zhì)生成 無 有 有 相關化學方程式 H2OH+＋OH- NaCl ＝Na+ + Cl- H2OH+＋OH- NH4++ OH- NH3H2O H2OH+＋OH- CH3COO- + H+ CH3COOH 【講】請同學們討論一下第一個問題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質(zhì)，他們?nèi)苡谒耆婋x成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中[H+]=[OH-]，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即[H+]<[OH-],氯化銨溶液顯酸性，即[H+]>[OH-] 【板書】二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 【講】CH3COONa溶于水之后，完全電離。（因為CH3COONa是強電解質(zhì)。） 【投影】CH3COONa ═ CH3COO- + Na+ （1） 【問】把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些電離平衡？ 【投影】 H2O H+ + OH- （2） 【講】我們知道，CH3COOH是一種弱酸，在溶液中部分電離，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根據(jù)，可逆反應，反應物和生成物同時共存，那么就一定有CH3COOH。 【投影】CH3COO- + H+ CH3COOH （3） 【講】把（1）（2）（3）式聯(lián)立，可得到 【投影】水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 【講】這說明CH3COONa溶于水后，反應有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述化學方程式改寫成離子方程式。 【投影】CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 【講】隨著CH3COONa的加入，對水的電離有什么影響呢？促進了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應的實質(zhì)是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸的過程。 【投影】1、弱酸強堿鹽，水解顯堿性 CH3COONa = CH3COO? + Na+ + H2O H+ + OH?   CH3COOH CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO? + H2OCH3COOH + OH? 【思考與交流】NH4Cl溶液中存在那些電離和電離平衡？溶液中那些離子間相互作用使溶液呈酸性？ 【投影】2、強酸弱堿鹽水解 NH4Cl = NH4+ + Cl? + H2O OH? + H+ NH3H2O NH4Cl + H2O NH3H2O + HCl NH4+ + H2O NH3H2O + H+ 【講】大家要注意一個，就是我們以前就學過的，可逆反應是不能進行徹底的。由上可知，強堿弱酸鹽水解使溶液顯堿性，強酸弱堿鹽水解使溶液顯酸性。但強酸強堿鹽會發(fā)生水解嗎？不會！ 【講】說得好！是不會。因為強酸強堿鹽所電離出來的離子都不會和水電離出來的H+或OH-發(fā)生反應，比如NaCl，電離出來的Na+和Cl-都不會與水電離出來的H+或OH-反應。那么，弱酸弱堿鹽又是什么情況呢？ 【投影】3、強酸強堿鹽：不水解 弱酸弱堿鹽：雙水解，水解程度增大。 【講】根據(jù)剛才我們一起分析的各種鹽在水溶液在的情況，大家思考：什么是鹽的水解？鹽的水解有什么規(guī)律？鹽的水解與酸堿中和反應有和聯(lián)系？ 【板書】1、鹽類水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程中。 【講】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，叫做鹽類的水解。在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。 【板書】2、鹽類水解的實質(zhì)：是酸堿中和反應的逆反應 中和 水解 酸 + 堿 鹽 + 水 【講】通常鹽類水解程度是很小的，且反應前后均有弱電解質(zhì)存在，所以是可逆反應，不過有些鹽能夠徹底水解，不存在平衡問題，因此不是可逆反應，這是我們以后會詳細介紹的雙水解。 【問】鹽類水解過程中，水的電離程度有何變化？ 增大 【講】可見鹽類水解的實質(zhì)是破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動的過程。 【板書】3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進了水的電離 【講】鹽的水解可看作酸堿中和反應的逆反應，為吸熱過程。 【講】CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強堿NaOH生成的鹽，這種鹽叫做強堿弱酸鹽。 【板書】4、鹽類水解的類型及規(guī)律 【講】由強堿和弱酸反應生成的鹽，稱為強堿弱酸鹽，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-， 弱酸根的鹽，常會發(fā)生水解。NH4Cl可以看作是強酸HCl和弱堿NH3H2O反應生成的鹽，我們把這種鹽叫做強酸弱堿鹽。類似這樣的鹽還有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出來的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強堿強酸鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。強酸強堿鹽、難溶于水的鹽不水解。對于弱酸弱堿鹽（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。 【板書】(1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。 【講】強堿弱酸鹽水解顯堿性，強酸弱堿鹽水解顯酸性，強酸強堿鹽不水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成的酸、堿相對強弱決定。 【板書】(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大 【講】例如，已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的相對強弱為HB>HA，這條規(guī)律可用于利用鹽的pH值判斷酸性的強弱。 【投影】酸的強弱順序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 【板書】(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。 (4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對強弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性 【問】請大家根據(jù)我們剛才書寫水解方程式的方法，說說書寫時，要注意哪些問題？ 【板書】5、鹽類水解離子方程式的書寫 【講】一般鹽類水解程度小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生水解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“↑”和“↓”，也不把生成物寫成其分解產(chǎn)物的形式。 【講】鹽類水解是可逆反應，是中和反應的可逆反應，而中和反應是趨于完成的反應，所以鹽的水解是微弱的，鹽類水解不寫==，而用“” 【板書】(1) 寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H＋ ，陰離子水解生成OH― ；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。 【講】多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，以第一步水解為主；而多元弱堿的陽離子水解的離子方程式較復雜，中學階段只要求一步寫到底即可。值得注意的是，其最終生成的弱堿不打“↓”，因其水解的量極少，不會生成沉淀，但可形成膠體， 【投影】以CO32― 為例，的水解的離子方程式： CO32― +H2O HCO3― +OH― (主要) HCO3― +H2O H2CO3 +OH― (次要) Al3＋ 水解的離子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3 +3H＋ 【板書】(2) 注意的問題： 水和弱電解質(zhì)應寫成分子式，不能寫成相應的離子。 水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標“↑”、“↓” 符號。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外） 多元酸鹽的水解是分步進行的。如： CO32?+ H2OHCO3? +OH? HCO3? +H2O H2CO3 + OH? 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步，如： Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 【講】多元弱酸的酸根離子既有水解傾向，又有電離傾向，以水解為主，溶液顯堿性，以電離為主的，溶液顯酸性。 【講】些鹽溶液在混合時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子在一起都發(fā)生水解，相互促進對方的水解，使兩種離子的水解趨于完全。例如，將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即產(chǎn)生白色沉淀和大量氣體。這是由于混合前Al2(SO4)3溶液顯酸性，Al3＋+3H2O Al(OH)3 +3H＋ ，NaHCO3溶液顯酸性：HCO3―+H2O H2CO3 +OH― ，混合后由于H＋+OH― == H2O ，使兩個水解反應互相促進，使其水解反應互相促進，使其各自水解趨于完全，所以產(chǎn)生白色沉淀和CO2氣體，Al3＋+3HCO3― ==Al(OH)3↓ +3CO2 ↑ 【板書】(3) 雙水解方程式的書寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進水解，我們稱之為雙水解。 【講】在書寫雙水解方程式時，我們也要注意總結(jié)一些規(guī)律。 【投影】①能相互促進水解的兩離子，如果其一含有氫元素，寫離子方程式時在反應物端不寫H2O ，如果促進水解的兩離子都不含氫元素，寫離子方程式時反應物端必須寫H2O ，有“==”和“↑”和“↓” ② 書寫能相互促進水解的兩離子的離子方程式時，按照電荷比較簡單。常見的能發(fā)生相互促進水解的離子有：Al3＋ 與S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋與AlO2― 、CO32― 、HCO3― ；NH4＋與AlO2―、SiO32-等。 【小結(jié)】各類鹽水解的比較。 鹽類 實例 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 強堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進水電離 堿性 強酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽離子 促進水電離 酸性 強堿強酸鹽 NaCl 不能 無 無 中性 【隨堂練習】 1、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的順序排列的是( C ) A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 【規(guī)律小結(jié)】水解造成的酸性沒有弱酸的酸性強，水解造成的堿性不如弱堿的堿性強；鹽所對應的酸越弱水解造成的堿性越強；鹽所對應的堿越弱，水解生成的酸的酸性越強。 2、下列反應不屬于水解反應生成或水解方程式不正確的是(D ) ① HCl+H2OH3O+ +Cl― ② ZnCl2 +H2OZn(OH)2 +2HCl ③ Na2CO3+H2OH2CO3 +2NaOH ④ Al2(SO4)3 +6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3 A、①② B、③④ C、①②④ D、全部 板書設計： 第三節(jié) 鹽類的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性 強堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強酸強堿鹽的水溶液，呈中性 二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 1、鹽類水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程中。 2、鹽類水解的實質(zhì)：是酸堿中和反應的逆反應 中和 水解 酸 + 堿 鹽 + 水 3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進了水的電離 4、鹽類水解的類型及規(guī)律： (1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。 (2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大 (3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。 (4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對強弱。HCO3-，HS-，HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-，H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性 5、鹽類水解離子方程式的書寫 (1) 寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。 (2) 注意的問題： 水和弱電解質(zhì)應寫成分子式，不能寫成相應的離子。 水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標“↑”、“↓” 符號。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外） 多元酸鹽的水解是分步進行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步 （3）雙水解方程式的書寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進水解，我們稱之為雙水解。 教學回顧： 通過實驗驗證鹽溶液的酸堿性，并從表觀現(xiàn)象出發(fā)，引導學生根據(jù)溶液酸堿性與溶液中H+、OH–濃度的關系這一核心思路，綜合應用第1 節(jié)的知識和弱電解質(zhì)電離平衡的知識，分析溶液中各種離子間的相互作用，探究鹽類水解的原理，這樣既能鞏固所學知識，又能有效地擴展知識，使學生發(fā)生認識上的飛躍。本節(jié)課的學習目標是讓學生明確鹽類水解的原理，掌握鹽類水解的規(guī)律，會判斷鹽溶液的酸堿性，并能正確的書寫鹽類水解的離子方程式。