《鹽類的水解》教案

1、-1 - 第三節(jié) 鹽類的水解 教學(xué)目標(biāo) 1使學(xué)生理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)，掌握水解的規(guī)律，學(xué)會(huì)鹽類水解離子方程式的書寫。 2使學(xué)生了解鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。 3培養(yǎng)學(xué)生實(shí)驗(yàn)?zāi)芰Α⑺季S能力、邏輯推理和綜合歸納能力。 教學(xué)重點(diǎn)鹽類水解的本質(zhì) 教學(xué)難點(diǎn)鹽類水解方程式的書寫和分析 課時(shí)安排 2課時(shí) 教學(xué)方法 采用設(shè)置問題、實(shí)驗(yàn)、討論、分析、歸納、講解、自學(xué)相結(jié)合的教學(xué)方法。 教具準(zhǔn)備 1. CHsCOONa、NH4CI、NaCI、NazCOs、NaHCOs、AD（SO4）3、KNO 3、蒸餾水。 2 .試管、玻璃棒、pH試紙 3 .投影儀、電腦 教學(xué)過程 導(dǎo)入新課 提問酸的溶液呈酸性，堿的溶液呈堿性

2、。為什么？ 生思考，回答 （酸溶液中H+濃度大于OH濃度，堿溶液中 H+濃度小于OH濃度。） 師那么鹽溶液是否呈中性呢？下面請(qǐng)同學(xué)們自己動(dòng)手，用 pH試紙測(cè)量一下你面前所放的 CH3COONa、NH4CI、NaCI、Na2CO3、NaHCO 3 Ab（SO4）3、KNO 3幾種鹽溶液的 PH。 學(xué)生實(shí)驗(yàn)用 pH 試紙測(cè)量一下 CHsCOONa、NH4CI、NaCI、NazCOs、NaHCOs、AD（SO4）3、KNO 3 幾種鹽溶液的pH。 問這幾種鹽溶液是否都顯中性？你們測(cè)定的結(jié)果是什么？ 生回答實(shí)驗(yàn)結(jié)果 【教師】分類板書，總結(jié)規(guī)律。 PH 7 CH3COONa、Na2CO3、NaHCO 3

3、、（強(qiáng)堿弱酸鹽） PH= 7 NaCI、KNO 3 （強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽） PHV 7 NH4CI、AI2（SO4）3 （強(qiáng)酸弱堿鹽） 師我們知道鹽溶液中的 H+和OH都來源于水，而水本身是中性的，為什么加入某些鹽就會(huì)顯酸 性或堿性，而加入另一些鹽仍呈中性呢？我們這節(jié)課就來解決這個(gè)問題。 板書第三節(jié)鹽類的水解 一、鹽類的水解 （一）強(qiáng)堿弱酸鹽的水解 師下面我們先分析一下 CH3COONa溶液顯堿性的根本原因。 任何一種鹽都可以看作酸堿反應(yīng)的產(chǎn)物，那么 CHsCOONa是由什么酸和堿反應(yīng)生成的呢？ 生思考、回答。 師CH3COONa是弱酸、NaOH是強(qiáng)堿，因此我們可以把它稱為強(qiáng)堿弱酸鹽。請(qǐng)同學(xué)們寫出 C

4、H3COONa溶液中溶質(zhì)和溶劑的電離情況。 學(xué)生 出0、一 H+OH 一 + CH3COONa = CH 3COO +Na 講述從這兩個(gè)電離 方程式可看出，在CHsCOONa溶液中，存在著 H+、OH、CH3COO、Na+ 四種離子，由于 NaOH是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中全部電離，所以溶液中的 OH與Na+不會(huì)結(jié)合，不影響水的 電離，但CH3COOH是弱電解質(zhì)，所以溶液中的 CH3COO和H+可結(jié)合成難電離的 CH3COOH分子，消耗 H+，破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動(dòng)，那么 CH3COO與日+會(huì)不會(huì)無限減小，直至其中一種 離子消耗完呢？ -2 - 生思考，回答。 師由于CH3COOH

5、在生成 的同時(shí)也要電離，且電離出的 H+還可與溶液中的 0H結(jié)合生成比它 更難電離的水，因此，這也是一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡， 這種鹽電離出的離子與 H2O電離出的離子之間建立的平衡稱 為水解平衡。 講述并板書CH3COONa=CH 3COO _+Na+ + H2O H+ + OH 一 CH 3COOH 即 CH 3COO+H2O CH3COOH+OH 一 師請(qǐng)同學(xué)們根據(jù)CH3COONa的水解過程給鹽類水解下個(gè)定義。 學(xué)生回答，教師板書 1. 定義：溶液中鹽電離出的離子跟水電離出的 日日+或 0H0H結(jié)合生成弱酸或弱堿等弱電解質(zhì)的反應(yīng)， 叫 鹽類的水解。 師鹽類水解對(duì)水的電離程度有何影響？ 生思考，回答。

6、 師可見鹽類水解的實(shí)質(zhì)是 破壞水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離。 板書 2. 實(shí)質(zhì)：水產(chǎn)生 或 0H0H減少，使水的水的電離平衡正向移動(dòng)，導(dǎo)致 H H+和 0H0H不再相等， c(H+) c(OH )呈酸性 c(H+) v c(OH )呈堿性 強(qiáng)調(diào)1、誰弱誰水解，直接寫它水解的離子方程式即可； 2、水解離子方程式是可逆反應(yīng)，必須用“ = =”符號(hào)。 【練習(xí)】用水解離子方程式解釋 NaNa2COCO3、NaNazS S、NaNa3POPO4顯堿性的原因 3、水解離子方程式書寫的注意事項(xiàng) 誰弱就寫誰的水解方程式即可 水解離子方程式是可逆反應(yīng)，必須用“ 符號(hào)。 多元弱酸的水解是分步進(jìn)行的，方程式要分步寫

7、，一般只寫第一步即可； 多元弱堿的水解方程式一步到位； 水解的只是少數(shù)，生成的弱酸和弱堿不能打“r和符號(hào)。 (二) 強(qiáng)酸弱堿鹽的水解 師下面請(qǐng)同學(xué)們用方程式分析一下 NH4CI為什么顯酸性？ 生思考，動(dòng)手書寫。 NH4CI電離出的NH4與水電離出的 OH結(jié)合，生成 NH3,出0,水的電離平衡正向移動(dòng)，結(jié) 果使溶液中 日+濃度大于OH 濃度。 師請(qǐng)同學(xué)們用離子方程式表示一下 NH4CI的水解過程。 學(xué)生板演 NH4 +H2O NH3 H2O+H + 【練習(xí)】寫出下列各物質(zhì)的水解化學(xué)方程式 Al2(SO4)3、 師請(qǐng)同學(xué)們?cè)俜治鲆幌?，為什?NaCI、KNO3溶液是中性的？ 生思考，舉手回答 -3

8、 - NaCI電離出的Na+和CI不能結(jié)合水電離出的 OH及H+，水的電離平衡不被破壞，因此 H+和 OH濃度仍相同。 問題探究鹽類能否水解與水解后溶液顯什么性，同學(xué)們能找出有什么規(guī)律嗎? 生甲思考，舉手回答 課堂練習(xí)請(qǐng)同學(xué)們寫出下列各物質(zhì)在水溶液中的水解方程式 NaCIO、NaHCO NaHCO 3、NaHSNaHS、K3PO4、FeCb、（NH 4）2SO4 學(xué)生練習(xí)，教師巡視 講述對(duì)于多元弱堿的水解也是分步進(jìn)行的， 但水解方程式一般不分步寫， 如Al 2（SO4）3的水解離子 方程式為： 3+ + Al +3出0 AI（OH） 3+3H 說明無論是強(qiáng)堿弱酸鹽還是強(qiáng)酸弱堿鹽，一般條件下，其

9、水解程度都是很小的，因此生成的酸或 堿分子濃度都很小，所以生成的 AI（OH） 3不會(huì)沉淀析出。H2CO3也不會(huì)分解成CO2和H2O，在離子方程式 中，不能寫“ 或“ r符號(hào)。 （三） 弱酸弱堿鹽的水解 我們只總結(jié)了強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽和強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽的水解情況，那么弱酸弱堿鹽是否水解呢？ 生思考、回答。 師對(duì)，弱酸弱堿鹽不僅能水解，其水解程度還大于強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽，但其水溶液到底顯 酸性還是顯堿性，取決于生成的弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。 【練習(xí)】寫出下列各組鹽混合后的水解方程式： AICI 3 + Na2S AICI 3 + NaHCO 3（泡沫滅火器、油條應(yīng)用 ） Fe（NO3）3 + N

10、a2CO3 AICI 3 + NaAIO 2 制取 AI（OH） 3 【解釋】翻開必修 2,看看下列物質(zhì)的溶解性： AI2S3、 Fe2（CO3）3、 Fe2（CO3）3 小結(jié)： 書寫雙水解的離子方程式時(shí)，應(yīng)注意： 必須用“=”，不能用可逆符號(hào)“ =”。因?yàn)樗饣ハ啻龠M(jìn)，水解比較徹底； 生成的弱酸和弱堿應(yīng)該打上相應(yīng)的或“V符號(hào)。 銨鹽一般不發(fā)生雙水解， NH4+只與SiO32-、AIO 2-發(fā)生雙水解。 （四） 多元弱酸的酸式鹽的水解 水解大于電離的，溶液顯堿性 2 HCO3-、 HS-、HPO4 - 電離大于水解的，溶液顯酸性 HSO3-、H2PO4 【練習(xí)】分別比較 NaHCO 3、NaH

11、SO3溶液中離子的濃度大小。 二、影響鹽類水解平衡的因素 1、 內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)一越弱越水解 生成鹽對(duì)應(yīng)的酸（或堿）的性質(zhì)越弱，水解程度越大，其溶液的堿性（或酸性）越強(qiáng)。 （水解的結(jié)果就是生成弱電解質(zhì)，那么生成的電解質(zhì)越弱，水解程度越大） 【例如】酸性 CH3COOH H2CO3 堿性 CH 3COONa v NaHCO 3 小結(jié)：常常酸的酸性強(qiáng)弱來比較鹽的堿性的強(qiáng)弱。 2、 外因 濃度一越稀越水解：因?yàn)榧铀笊晌锏臐舛冉档透?，相?dāng)于降低了生成物的濃度； 加酸或加堿會(huì)促進(jìn)或抑制鹽的水解； 【例如】分析在 Na2CO3溶液中加堿后平衡的移動(dòng)情況； 【強(qiáng)調(diào)】在配制FeCb溶液時(shí)，常常加入少量

12、的稀鹽酸抑制水解 （具體方法是：先加少量鹽酸溶解 FeCb 固體，再加水稀釋）-4 - 溫度一越熱越水解：水解反應(yīng)時(shí)吸熱反應(yīng) 【強(qiáng)調(diào)】某些鹽溶液直接蒸發(fā)不能得到溶質(zhì)，如 燒進(jìn)而得到的是 AI2O3、Fe2O3。 三、 水解規(guī)律： 有弱才水解，無弱不水解； 誰弱誰水解，都弱都水解； 越稀越水解，越熱越水解； 誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。 【例題】同濃度的 NaA、NaB、NaC溶液的PH分別為9、8、10，則HA、HB、HC三種酸的酸性 的強(qiáng)弱順序是 _ 。 四、 鹽類水解的應(yīng)用 1、 判斷鹽溶液的酸堿性一誰強(qiáng)顯誰性 舉例說明 等體積等濃度的 HCI NH 3?H2O混合后溶液的PH 2、 溶液的配

13、制一配制或儲(chǔ)存易水解的鹽的溶液時(shí)，常常需要加入適量的酸或堿以抑制水解 女口：在配制FeCb溶液時(shí)，常常加入少量的稀 HCI 在配制CUSO4溶液時(shí)，常常加入少量的稀 H2SO4 3、 判斷離子的共存一弱酸根離子和弱堿陽離子共存時(shí)會(huì)發(fā)生雙水解，不能共存；但 NH4只與SiO、 AIO2發(fā)生雙水解，不能共存。 4、 生活中常見的水解現(xiàn)象： 明磯凈水 原理：AI 3+水解生成的膠狀 AI(OH) 3具有吸附性，能吸附水中的固體懸浮物變?yōu)槌恋怼?方程式： 【拓寬】Fe3+鹽溶液也有凈水作用，原理也相同。 泡沫滅火器的滅火原理 AICI 3 + NaHCO3 熱堿去油污效果更好； 解釋水垢的成分是 Ca

14、CO3、Mg(OH) 2 五、 溶液中離子濃度的守恒問題 1、 電荷守恒一所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等，溶液呈中性。 【例】Na2SO4 NaHS Na2CO3 【練習(xí)】AICI 3、NaNO3、NaHCO 3 2、 物料(原子)守恒：溶液中含有同種元素的微粒的總和是一個(gè)定值。 【舉例】 0.1mol/L NaHS 溶液 C(S2-)+C(HS -) + C(H 2S) = C(Na+) = 0.1moI/L 0.2moI/L Na 2CO3 溶液 - 2- C(H2CO3) + C(HCO 3)+ C(CO3 ) = 0.2moI/L AICI 3、FeCI3,

15、得到的是 AI(OH) 3、Fe(OH)3，加熱灼 -5 - 0.3mol/L Na2 HPO4-6 - 0.3mol/L Na2S 3、質(zhì)子(H+)守恒：水電離產(chǎn)生的 H+也許有幾種不同的存在形式，但其總量是一定的。 【例如】 在 NaHCO NaHCO 3 NaHS NaHS NaNa2CO CO 3 NaNa2S S 六、證明某酸是弱酸或弱堿的方法： 1、 配制0.1mol/L HAc 測(cè)其PH是否等于7; 2、 稀釋 10ml 0.1mol/LHAc 溶液至 100ml, PH v 2。 3、 配制鹽溶液，測(cè) PH不等于7 4、 用純醋酸稀釋，測(cè)導(dǎo)電能力。 (畫圖) 七、比較溶液中各微

16、粒的濃度： 1、首先考慮溶液顯什么性，確定 【舉例說明】 2、對(duì)于發(fā)生水解的離子，水解的總是少數(shù)，未水解的是多數(shù)。 女口： NH 4 + H2O - L NH 3 H 2O + H c(Cl-) c(NH 4+) c(H+) c(OH-) c(NH 4+)(水解部分)=c(H+) = c(NH 3 出0) v c(NH 4+)(未水解) 3、 對(duì)于多元弱酸的酸式鹽，必須考慮是電離程度大(顯酸性)還是水解程度的大(顯堿性) + - c(H卜c(OH )的大小關(guān)系及其它離子的大小關(guān)系： 女口： NaHCO 3溶液中： 水解：HCOf + H2O 一 H2CO3 + OH- 電離：HCO 3 H +

17、 CO 3 c(H+) v c(OH-) c(CO32-) v C(H2CO3) 4、 類似NH4CI + NH 3 H2O或CH3COOH + CH sCOONa組合，在沒有特另U說明的情況下, 程度大于水解程度，前者呈堿性，后者呈酸性。 【例如】前者的混合溶液中，比較 c(Cl-)與 c(NH 4+)濃度，和比較c(H +)、c(OH-)濃度。 NH4+ + H2O NH3 H2O + H+ (次) NH3 H2O NH4+ + OH- (主) + . - c(OH ) c(H )顯堿性， 必要時(shí)，可以只考慮電離，不考慮水解 。如c(Cl-) v c(NH4+) 【例如】在后者的溶液中，

18、- + HAc Ac + H (主) Ac- + H2O HAc + OH - (次) c(H+) c(OH-) c(Na+) v c(Ac-) 5、 必要時(shí)，還要考慮水解、電離平衡是否受一些離子濃度的影響，導(dǎo)致某些離子濃度發(fā)生變化。 【例如】在比較下列溶液中 c(NH 4+)的大?。?(NH4)2SO4、NH4HCO3、NH4HSO4 6、對(duì)于選擇題中，已經(jīng)建立的等式，一般可以從電荷守恒和元素守恒的角度去判斷其正確與否: 如果等式一邊全是陽離子，另一邊全是陰離子，則考慮電荷守恒； 如果等式一邊的物質(zhì)都含有某一種相同的元素，則一般考慮元素守恒； c(H+)、c(OH-)的大小關(guān)系。 ，以確定

19、般電離 -7 - 已經(jīng)準(zhǔn)備了離子濃度比較練習(xí) -8 - 下面請(qǐng)同學(xué)們做以下的練習(xí)題。 投影練習(xí) 1鹽類水解的過程中正確的說法是( ) A. 鹽的電離平衡破壞 B.水的電離平衡發(fā)生移動(dòng) C. 溶液的pH發(fā)生改變 D. 沒有發(fā)生中和反應(yīng) 2某溶液由水電離出的 H濃度為10 mol ，則該溶液的pH可能是( ) A.13 B.1 C.6 D.7 3. NH4CI溶液中，離子濃度由大到小順序正確的是( ) A.c(NH 4)c (C)c (H+)c (OH) B. c (C)c (NH 4)c (H+)c (OH) + + 一 + + C. c (H )c (OH )c (NH 4)c (Cl ) D. c (Cl )c (NH 4)c (OH )c (H ) 答案：1.BC 2.AB 3.B 布置作業(yè)教材P66 一、1.2.二、三 參考練習(xí) 1. 下列離子既能電離又能水解，且