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第三节 盐类的水解
第一课时
教学目标：
1.知识目标：理解盐类水解的本质。理解盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律。
2.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。
3.德育目标：通过实验，使学生树立热爱科学、尊重科学的品质，激发学生的学习兴趣。
重点：盐类水解的实质。
难点：盐类水解方程式的书写和分析。
教学方法：实验探究，小组合作、讨论、归纳的学习方法。
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。
教学过程：创设情境：
【思考】哪些物质间反应可生成盐？
酸＋碱＝盐＋水（中和反应，可以理解盐可以由相应的酸和碱反应生成）
(1)CH3COONa (2)NH4Cl (3)NaCl (4)(NH4)2CO3 (5)Na2CO3 (6)Al2(SO4)3 (7)KNO3 对上述盐进行分类
【思考】酸的溶液显酸性，碱的溶液显碱性，那么酸与碱反应生成的盐，溶液显什么性？【学生分组实验】将六种晶体CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3
各少许分别溶于六支试管中，用pH试纸检验六种溶液的酸碱性。
【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。
【学生小结】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
盐溶液pH不一定为7
【设疑】为什么盐的水溶液有的呈中性？有的呈碱性？有的呈酸性呢？
上述盐都是强电解质，它们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有H+，也没有OH—，而纯水中C（H+）= C（OH—）显中性。但实际上醋酸钠显碱性，即C（H+）< C（OH—）,氯化铵溶液显酸性，即C（H+）> C（OH—）最终不相等的原因是什么呢？哪一种离子能使水中的C（H+）、C（OH—）发生变化？
【思考】以CH3COONa为例，①在CH3COONa溶液中存在几种电离？②CH3COONa对水的电离平衡有何影响？ ③为什么CH3COONa溶液显碱性？
【学生探究】： CH3COONa=====CH3COO— + Na+(盐, 强电解质, 完全电离)
+
H2O H+ + OH—(水，弱电解质，存在电离平衡)
CH3COOH
由于生成难电离的弱电解质破坏了水的电离平衡使C（H+）≠ C（OH—）,C（H+）< C（OH—）∴显碱性
水解方程式：CH3COONa+ H2O CH3COOH+ NaOH
水解离子方程式：CH3COO—+ H2O CH3COOH + OH—
【学生总结】
一.盐类的水解
（一）定义: 溶液中盐电离出来的的离子与水电离出来的 H+或 OH—结合生成弱电解质的反应叫盐类的水解
1. 强碱弱酸盐水解显碱性
【思考】①在NH4Cl溶液中存在几种电离？②NH4Cl对水的电离平衡有何影响？ ③为什么NH4Cl溶液显酸性？
【学生探究】 NH4Cl === NH4+ + Cl—
+
H2O OH— + H+
NH3·H2O
由于生成难电离的弱电解质破坏了水的电离平衡使C（H+）≠ C（OH—）,C（H+）> C（OH—）∴显酸性
水解方程式: NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
水解离子方程式 NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
【学生总结】2. 强酸弱碱盐水解显酸性
【思考】①在NaCl溶液中存在几种电离？②NaCl对水的电离平衡有何影响？ ③为什么NaCl溶液显中性？
【学生活动】强酸强碱盐电离出的阴离子、阳离子都不与水电离出的H+或OH—结合生成弱电解质，所以，溶液中盐电离的阳离子、阴离子和H+、OH—的数目都保持不变，没有破坏水的电离平衡，H+离子浓度等于OH—离子浓度，显中性。
【学生总结】3. 强酸强碱盐不水解呈中性
【思考】①在CH3COONH4溶液中存在几种电离？②CH3COONH4对水的电离平衡有何影响？
【学生探究】 CH3COONH4 ==== CH3COO— + NH4+
+ +
H2O H+ + OH—
CH3COOH NH3·H2O
【学生总结】4. 弱酸弱碱盐水解程度增大
【设疑】哪类盐可以水解 盐类水解的实质是什么 酸、碱、盐对水的电离平衡有何影响？
【学生总结】（二）盐类水解的实质: 破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动（促进水的电离）
（三）盐类水解规律: 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。
【设疑】根据盐水解的产物分析盐类水解反应的特点？
【学生活动】
（四）特点： 盐类的水解是中和反应的逆反应：酸+碱 盐+水 ；正反应是吸热反应
中和反应一般进行得比较彻底；而盐类的水解由于受到中和反应的抑制进行得不彻底，存在盐类的水解平衡。中和反应为放热反应，则盐类的水解为吸热反应。
（五） 盐类水解离子方程式的书写
①找出能水解的离子
②把水解的离子和水做为反应物,把弱电解质和H+（或OH—）做为生成物
③用，不写↑↓
④检查电荷守恒、质量守恒
⑤多元弱酸根离子水解分步写
【巩固练习】
1.下列离子方程式正确的是（ ）
A.Fe3++3H2O ＝ Fe(OH)3↓+3H+ B.S2－+2H2O ＝ H2S↑+2H+
C. Cl－+H2O HCl+H+ D.Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+
2.判断下列溶液的酸碱性，若能水解，写出水解反应的离子方程式
（1）NH4NO3 （2） NaClO （3）CuSO4
（4）K2CO3 （5） Na2SO4 （6）Al2(SO4)3
（7）NaF （8） Na2S
【课后小结]】
【板书设计】
一：盐类水解
（一）定义1. 强碱弱酸盐水解显碱性
2. 强酸弱碱盐水解显酸性
3. 强酸强碱盐不水解呈中性
4. 弱酸弱碱盐水解程度增大
（二）实质
（三）规律
（四）特点
（五）离子方程式的书写
【布置作业】 课本 P66一、填空题1、2 P67 三 练习册 第一课时
【课后探究活动】在了解正盐溶液的酸碱性的本质后，“酸式盐的水溶液是否都显酸性？”
【探究实验】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。
【结论】弱酸酸式盐水解：取决于酸式酸根的电离程度和水解程度相对大小。
a．若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3 NaH2PO4等
b．若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3 Na2HPO4等
【教学后记】本节教学中以“盐溶液是否都显中性？”为设问，以实验探究形式引入教学，在本节课后，做了进一步的课后探究活动，运用所学知识，通过讨论分析，拓宽知识面，活跃学生思维。
第二课时
教学目标：
1.知识目标：理解影响盐类水解的因素、水解平衡移动；
　　 掌握盐类水解的应用，强化书写盐类水解的离子方程式。
2.能力目标：培养和发展学生的知识运用能力和自主学习能力。
3.德育目标：通过实验，使学生树立热爱科学、尊重科学的品质，激发学生的学习兴趣。
重点：掌握水解原理及应用，盐溶液的酸碱性规律及判断。
难点：水解离子方程式的书写。
教学方法：讲练结合。
（六）外界条件对盐水解的影响
【实验】 ①试管+约3mLNa2CO3(aq)+4滴酚酞→观察颜色（淡红）
②上面的溶液一分为二，并给其中一个试管加热，比较颜色。再冷却至室温，再比较颜色→结论是什么？
【板书】⑴ 温度升高促进盐的水解（因为盐的水解是吸热反应）
越热越水解
【学生活动】 盐类水解是中和反应的逆反应。中和反应是放热反应，水解反应就必然是吸热反应。因此，根据勒沙特列原理升高温度能促进盐类的水解。
【过渡】 在盐溶液中加入适量酸或碱后，由于增大了盐溶液中H+和OH-的浓度，使平衡向左或向右移动，这样就可以抑制或促进水解反应的进行。
【板书】⑵ 酸碱度影响盐类的水解。
【学生分析】例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
【板书】 ⑶ 浓度 稀释有利于水解 越稀越水解
【讲述】盐溶液水解程度的大小除由盐的本性决定外，还受温度、浓度及酸碱度等外因的影响。因此人们可以通过改变外界条件，促进或抑制盐类的水解，以达到为人类所利用的目的。
二、盐类水解的应用
1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑盐的水解。
【学生活动】如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的顺序为：
NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4
2. 配制和贮存易水解的盐溶液
【学生活动】①为什么配制AlCl3溶液时要加入适量的盐酸？
②配制Al2(SO4)3怎么做，要配制NH4Cl呢？
3.加热浓缩或蒸发可水解的盐溶液则要考虑水解因素。
【学生活动】将AlCl3溶液加热蒸发，最终析出的固体是什么？为什么？那么如何使AlCl3析出？
4.试剂瓶的选用：
【学生活动】说明盛放Na2S 、Na2CO3的试剂瓶不能用玻璃塞的原因，NaF溶液能否用玻璃瓶？
5.除杂：
【学生活动】除去KNO3溶液中少量的Fe3+离子可用加热的方法？
6.化肥的使用——草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？
7.双水解的应用—泡沫灭火器的原理。
双水解反应：两种盐单独水解时，一个显较强的酸性，一个显较强的碱性，但毕竟水解程度都很小，不能进行到底；若混合时，则因彼此互相促进而进行到底。常见能发生双水解的有：Al3+，Fe3+，AlO2-，HCO3-，S2-，ClO-等。
NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应:
3HCO3－ ＋ Al3＋＝Al(OH)3↓＋ 3CO2↑
8.离子的大量共存要考虑盐类的水解。
离子的共存要考虑盐类的双水解，如Al3+和CO32-(HCO3-), Al3+和S2-,Fe3+和CO32-(HCO3-)， Al3+和AlO2-在水溶液中都不能大量共存。但不是所有弱碱阳离子和弱酸阴离子都要双水解而不能共存，NH4+，CH3COONH4、(NH4)2CO3。
讨论：分析课本后溶解表中“—”的含义。
9.判断溶液中离子的种类和浓度大小
【学生活动】
（1）在0.1mol/LCH3COONa溶液中存在哪些离子和分子？
Na+、CH3COO—、H+、OH—、CH3COOH、H2O
a判断溶液中离子浓度大小:C(Na+)> C(CH3COO—)> C(OH—)> C(H+)
b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。C(Na+)+ C(H+)= C(CH3COO—)+ C(OH—)
c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。
C(Na+)= C(CH3COO—)+ C(CH3COOH) C(OH—) = C(H+)+ C(CH3COOH)
（2）在0.1mol/LNH4Cl溶液中存在哪些离子和分子？
NH4+、Cl-、H+、OH—、NH3·H2O、H2O
离子浓度大小：C(Cl-)> C(NH4+)> C(H+)> C(OH—)
电荷守恒：C(NH4+)+ C(H+)= C(Cl-)+ C(OH—)
物料守恒：C(Cl-)= C(NH4+)+C（NH3·H2O）
C(H+)= C(OH—)+ C（NH3·H2O）
（3）在0.1mol/LNa2CO3溶液中存在哪些离子和分子？
Na+、CO32—、HCO3—、OH—、H+、H2CO3 、H2O
离子浓度大小：C(Na+)> C(CO32—)> C(OH—)> C(H+)
电荷守恒：C(Na+)+ C(H+)= 2C(CO32—) +C(HCO3—)+ C(OH—)
物料守恒：C(Na+)=2 C(CO32—) +2C(HCO3—)+ 2 C(H2CO3)
C(OH—) = C(H+)+ C(HCO3—)+ 2 C(H2CO3)
（4）在0.1mol/L NaHCO3溶液中存在哪些离子和分子？
Na+、 H+、 OH—， HCO3—， CO32—、H2CO3 、H2O
离子浓度大小：C(Na+)> C(HCO3—)> C(OH—)> C(H+)
电荷守恒：C(Na+)+ C(H+)= C(HCO3—)+ C(OH—)+2C(CO32—)
物料守恒：C(Na+)= C(HCO3—) + C(CO32—) + C(H2CO3)
【练习】：在硫化钠水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系式正确的是( )
A. cOH－＝cHS－＋cH+＋cH2S B. cOH－＝cHS－＋cH+＋2cH2S
C. cNa+＝cS2－＋cHS－＋cH2S D. cNa+＝2cS2－＋2cHS－＋2cH2S
【板书设计】
（六）外界条件对盐水解的影响
⑴温度：温度升高，促进盐的水解（或水解程度增大）。
⑵浓度：盐溶液越稀越易水解（稀释促进水解）。
⑶酸碱度：向盐溶液加酸或加碱，将对盐的水解产生抑制或促进作用。
二、盐类水解的应用
[布置作业] 课本 P66一、3 P67 四 练习册 第二课时
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