选修4盐类水解.docx

第三节盐类的水解（第一课时）
一、教学目标
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。
二、教学重点盐类水解的本质
三、教学难点盐类水解方程式的书写和分析
四、教学过程
［提问引入］酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否都显中性？
探究盐溶液的酸碱性
【回忆提问】盐的定义(从电离的角度)
盐的分类1.按组成分：正盐
2.按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐弱酸弱碱盐
3.按溶解性分：易溶性盐微溶性盐难溶性盐
【演示】用pH试纸检验下列溶液的酸碱性：
NaCl、Na2CO3、Na2HCO3、NH4Cl、Na2SO4、CH3COONa、（NH4）2SO4
（通过示范说明操作要领，并强调注意事项）
【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】1.盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
=1\*GB3①强碱弱酸盐的水溶液显碱性
=2\*GB3②强酸弱碱盐的水溶液显酸性
=3\*GB3③强酸强碱盐的水溶液显中性
【讲述】下面我们分别研究不同类盐的水溶液酸碱性不同的原因。
【板书】二、盐类的水解
1.强碱弱酸盐的水解
【讨论】（1）CH3COONa溶液中存在着几种离子？
（2）哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？
（3）为什么CH3COONa溶液显碱性？
【讲解】CH3COONa溶于水时，CH3COONa电离出的CH3COO-和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH-，建立新平衡时，C（OH-）＞C（H+），从而使溶液显碱性。

【小结】
（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。
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
【讨论】分析Na2CO3的水解过程，写出有关反应的离子方程式。
【板书】（2）Na2CO3的水解
第一步：CO32-+H2OHCO3-+OH-（主要）
第二步：HCO3-+H2OH2CO3+OH-（次要）
【强调】（1）多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。
（2）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、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。
【板书】2.强酸弱碱盐的水解
【讨论】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。
【学生小结】NH4Cl溶于水时电离出的NH4+与水电离出的OH-结合成弱电解质NH3·H2O，消耗了溶液中的OH-，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c（OH-），从而使溶液显酸性。
【讨论】以NaCl为例，说明强酸强碱盐能否水解。
【学生】由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质，所以强酸强碱盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。
【板书总结】
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能弱酸阴离子促进水的电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl能弱碱阳离子促进水的电离酸性强酸强碱盐NaCl不能无无中性【巩固练习】
1.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）NH4NO3（3）Na2SO4（4）CuSO4
2.在Na2CO3溶液中，有关离子浓度的关系正确的是（）。
A.C（Na+）=2C（CO32-）B.C（H+）＞C（OH-）
C.C（CO3-）＞c（HCO3-）D.C（HCO3-）＞C（OH-）
【作业布置】课本习题1、2、3
第三节盐类的水解（第二课时）
【复习巩固】师生共同回顾第一课时相关知识
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.在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）
(A)[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-](B)[NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-]
(C)[Cl-]=[NH4+]>[H+]>[OH-](D)[NH4+]=[Cl-]>[H+]>[OH-]
3.100毫升0.1摩／升盐酸与50毫升0.2摩／升氨水溶液混和，在所得溶液中（）
(A)[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-](B)[NH4+]>[Cl-