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2019-2020年高中化學(xué)（大綱版）第二冊 第三章 電離平衡 第三節(jié)鹽類的水解(第一課時) 從容說課 本節(jié)教材涉及的知識面較寬，綜合性較強，是前面已學(xué)過的電解質(zhì)的電離、水的電離平衡和水的離子積．以及平衡移動原理等知識的綜合應(yīng)用。因此，本節(jié)的教學(xué)與前面的教學(xué)有密切的聯(lián)系。學(xué)生對前面所學(xué)知識的理解程度將直接影響對本節(jié)內(nèi)容的學(xué)習(xí)。本節(jié)教材是本章教材的教學(xué)重點和難點。 本節(jié)教材密切聯(lián)系上一節(jié)教材，從酸溶液呈酸性．堿溶液呈堿性，引導(dǎo)學(xué)生思考鹽溶液是否呈中性。教材通過(實驗3—1)來回答這個問題，并引導(dǎo)學(xué)生根據(jù)實驗結(jié)果討論，鹽溶液的酸堿性與組成該鹽的酸或堿的強弱之間有什么關(guān)系。這就把鹽溶液的酸堿性與鹽的組成聯(lián)系起來．為分類討論鹽類的水解奠定了基礎(chǔ)。 教材在分類介紹鹽類的水解時，重點說明鹽類電離產(chǎn)生的弱酸或弱堿離子對水的電離平衡所產(chǎn)生的影響．并配以形象化的示意圖，便于學(xué)生理解鹽類水解的本質(zhì)。在具體分析了強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽溶液的酸堿性后．教材提及強酸強堿鹽不水解，并簡單說明其溶液呈中性的原因。弱酸弱堿鹽的水解較復(fù)雜。根據(jù)教學(xué)大綱的有關(guān)規(guī)定，教材沒有作介紹。 教材第二部分內(nèi)容——鹽類水解的利用，側(cè)重于介紹鹽類水解達到平衡后，如何改變溫度、濃度等外界條件．克服鹽類水解的不利影響．使鹽類水解向有利的方向移動。對鹽類水解。的利用的教學(xué)要求．教學(xué)大綱只要求A層次，但在具體討論鹽類水解的利用的實例時．由于往往涉及到鹽類水解的本質(zhì)以及平衡移動原理等知識，因此．按教學(xué)大綱中對這部分知識的教學(xué)要求，應(yīng)為C層次。通過對鹽類水解的利用的實例分析，可以使學(xué)生進一步鞏固并加深理解鹽類的水解原理和平衡移動原理等知識。 關(guān)于鹽類水解的利用，教材中主要介紹了兩種情況。第一種情況是在鹽溶液中加人適量 的酸或堿，促使水解平衡向左或向右移動，從而根據(jù)實際需要，抑制或促進鹽類水解。教材中以實驗室里配制FeCl3溶液時需要加適量鹽酸為例來加以說明。第二種情況是介紹了利用升高溫度以促進鹽類水解的方法來除去溶液中的某些金屬離子。如介紹了可用加熱的方法來除去KNO3，溶液中所含的Fe3+。 本節(jié)教材分兩部分進行教學(xué)．即鹽類的水解以及鹽類水解的利用。[實驗3—1]是本節(jié)教學(xué)的重要事實依據(jù)。通過這個實驗引導(dǎo)學(xué)生深入討論以下問題：鹽的組成與鹽溶液的酸堿性有什么關(guān)系?為什么NH4CI溶液顯酸性?為什么CH3COONa溶液顯堿性?鹽類水解的實質(zhì)是什么?如何正確書寫鹽類水解的化學(xué)方程式?在討論的基礎(chǔ)上引導(dǎo)學(xué)生對鹽類水解進行歸納小結(jié)。鹽類水解的利用的教學(xué)．可以通過實例討論和練習(xí)的方法進行，關(guān)鍵是抓住外界條件對鹽類水解平衡的影響．尤其是溶液的酸堿度和溫度對水解平衡的影響。 ●教學(xué)目標(biāo) 1.使學(xué)生理解鹽類水解的實質(zhì)，掌握水解的規(guī)律，學(xué)會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)生實驗?zāi)芰?、思維能力、邏輯推理和綜合歸納能力。 ●教學(xué)重點 鹽類水解的本質(zhì) ●教學(xué)難點 鹽類水解方程式的書寫和分析 ●課時安排 二課時 ●教學(xué)方法 采用設(shè)置問題、實驗、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．CH3COONa、NH4Cl、NaCl、Na2CO3、NaHCO3、Al2(SO4)3、KNO3、蒸餾水。 2．試管、玻璃棒、pH試紙 3．投影儀、電腦 ●教學(xué)過程 ★第一課時 ［導(dǎo)入新課］ ［提問］酸溶液和堿溶液中的H+和OH－濃度分別有什么關(guān)系？ ［生］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］那么鹽溶液中H+和OH－濃度是否一定相等呢？下面請同學(xué)們自己動手，用pH試紙測量一下你面前所放的CH3COONa、NH4Cl、NaCl三種鹽溶液的pH。 ［學(xué)生實驗，教師巡視并提醒學(xué)生正確使用pH試紙］ ［問］這三種鹽溶液是否都顯中性？ ［生］不是。 ［師］你們測定的結(jié)果是什么？ ［生］CH3COONa溶液pH＞7顯堿性，NH4Cl溶液pH＜7顯酸性，NaCl溶液pH=7，呈中性。 ［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)課就來解決這個問題。 ［板書］第三節(jié) 鹽類的水解 一、鹽類的水解 ［師］下面我們先分析一下CH3COONa溶液顯堿性的原因。 任何一種鹽都可以看作酸堿反應(yīng)的產(chǎn)物，那么CH3COONa是由什么酸和堿反應(yīng)生成的呢？ ［生］CH3COONa和NaOH反應(yīng)生成。 ［師］CH3COONa是弱酸、NaOH是強堿，因此我們可以把它稱為強堿弱酸鹽。請同學(xué)們寫出CH3COONa溶液中溶質(zhì)和溶劑的電離情況。 ［指定學(xué)生板演］H2O H++OH－ CH3COONa====CH3COO－+Na+ ［講述］從這兩個電離方程式可看出，在CH3COONa溶液中，存在著H+、OH－、CH3COO－、Na+四種離子，由于NaOH是強電解質(zhì)，在溶液中全部電離，所以溶液中的OH－與Na+不會結(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，那么CH3COO－與H+會不會無限減小，直至其中一種離子消耗完呢？ ［生］不會。 ［師］對，由于CH3COOH在生成的同時也要電離，且電離出的H+還可與溶液中的OH－結(jié)合生成比它更難電離的水，因此，這也是一個動態(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====CH3COO－+Na+ + H2O H+ +OH－ CH3COOH 即CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－ ［電腦展示］CH3COONa水解的微觀過程。 ［師］請同學(xué)們根據(jù)CH3COONa的水解過程給鹽類水解下個定義。 ［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H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。 ［師］鹽類水解過程中，水的電離程度有何變化？ ［生］增大。 ［師］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］2.實質(zhì)：水的電離平衡正向移動。 ［師］下面請同學(xué)們自己分析一下NH4Cl為什么顯酸性？ ［生］NH4Cl電離出的NH與水電離出的OH－結(jié)合，生成NH3H2O，水的電離平衡正向移動，結(jié)果使溶液中H+濃度大于OH－濃度。 ［師］請同學(xué)們用離子方程式表示一下NH4Cl的水解過程。 ［學(xué)生板演］NH+H2O NH3H2O+H+ ［師］請同學(xué)們再分析一下，為什么NaCl溶液是中性的？ ［生］NaCl電離出的Na+和Cl－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］跟生成這種鹽的酸和堿的相對強弱密切的關(guān)系 ［生乙］強酸和強堿生成的鹽不水解，強酸和弱堿生成的鹽水解顯酸性，強堿和弱酸生成的鹽水解顯堿性。 ［師］我們可以把鹽類水解的規(guī)律簡單歸納如下： ［板書］3. 規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性。 ［師］請同學(xué)們根據(jù)水解規(guī)律，判斷一下Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3三種鹽溶液的酸堿性。 ［生］Na2CO3溶液水解顯堿性，Al2(SO4)3溶液水解顯酸性，KNO3溶液不水解，顯中性。 ［師］那么大家的判斷是否正確呢？請同學(xué)們用pH試紙測一下三種溶液的pH。 ［學(xué)生實驗驗證］Na2CO3溶液pH＞7，Al2(SO4)3溶液pH＜7，KNO3溶液pH=7。 ［講述］Na2CO3與CH3COONa雖然水解都顯堿性，但水解離子方程式寫法不太相同，由于H2CO3是二元弱酸，所以CO水解是分步進行的，第一步CO與H+結(jié)合生成HCO，然后HCO再與H+結(jié)合生成H2CO3分子，即： ［副板書］第一步：CO+H2O HCO+OH－ 第二步：HCO+H2O H2CO3+OH－ ［師］請同學(xué)們自己練習(xí)一下Na2S、K3PO4溶液中水解方程式的寫法。 ［學(xué)生練習(xí)，教師巡視］ ［答案］S2－+H2O HS－+OH－ HS－+H2O H2S+OH－ PO+H2O HPO+OH－ HPO+H2O H2PO+OH－ H2PO+H2O H3PO4+OH－ ［講述］對于多元弱堿的水解也是分步進行的，但水解方程式一般不分步寫，如Al2(SO4)3的水解離子方程式為： ［副板書］Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ ［說明］無論是強堿弱酸鹽還是強酸弱堿鹽，一般條件下，其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Al(OH)3不會沉淀析出。H2CO3也不會分解成CO2和H2O，在離子方程式中，不能寫“↓”或“↑”符號。 我們只總結(jié)了強酸強堿鹽和強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽的水解情況，那么弱酸弱堿鹽是否水解呢？ ［生］水解。 ［師］對，弱酸弱堿鹽不僅能水解，其水解程度還大于強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽，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強弱。有興趣的同學(xué)課后可自己翻閱有關(guān)資料。 下面請同學(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 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10－13molL－1，則該溶液的pH可能是（ ） A.13 B.1 C.6 D.7 3.NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小順序正確的是（ ） A.c(NH)＞c (Cl－)＞c (H+)＞c (OH－) B. c (Cl－)＞c (NH)＞c (H+)＞c (OH－) C. c (H+)＞c (OH－)＞c (NH)＞c (Cl－) D. c (Cl－)＞c (NH)＞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 ●板書設(shè)計 第三節(jié) 鹽類的水解 一、鹽類的水解 CH3COONa====CH3COO－+Na+ + H2O H+ +OH－ CH3COOH 即CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－ 1.定義：溶液中鹽電離出的離子跟水電離出的H+或OH－結(jié)合，生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。 2.實質(zhì)：水的電離平衡正向移動。 3.規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解。 誰弱誰水解，誰強顯誰性。 ●教學(xué)說明 本節(jié)課的主要內(nèi)容是鹽類水解的實質(zhì)和水解規(guī)律。鹽類水解的實質(zhì)比較抽象，雖從理論上解釋學(xué)生也能理解，但枯燥無味，用電腦展示其微觀過程，既幫助學(xué)生理解了鹽類水解的實質(zhì)，也提高了學(xué)生學(xué)習(xí)興趣，教學(xué)效果良好，對鹽類水解規(guī)律的教學(xué)，通過對各種鹽的分析得出結(jié)論，并把規(guī)律總結(jié)為易于記憶的順口溜也可提高學(xué)生學(xué)習(xí)興趣，很快地掌握所學(xué)知識。 參考練習(xí) 1.下列離子既能電離又能水解，且能與強酸或強堿反應(yīng)的是（ ） A.CH3COO－ B.HSO C.H2PO D.AlO 答案：C 2.物質(zhì)的量濃度為0.01 molL－1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，測得c(CH3COO－)＞c(Na+)，則下列關(guān)系式正確的是（ ） A.c(H+)＞c (OH－) B. c (H+)＜c (OH－) C. c (CH3COOH)＞c (CH3COO－) D. c (CH3COOH)+ c (CH3COO－)=0.02 molL－1 答案：AD 3.某氨水pH=x，某鹽酸pH=y，已知x+y=14，且x＞11。將上述兩溶液等體積混合后，所得溶液各離子的濃度由大到小的順序排列正確的是（ ） A.c(Cl－)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH－) B.c(NH)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－) C.c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+) D.c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H+) 答案：C 4.指出下列溶液的酸、堿性，并用離子方程式表示其顯酸性或堿性的原因。 ①NaHSO4 ②NaHCO3 ③KAl(SO4)2 ④FeCl3 ⑤H2S 答案：①酸性 NaHSO4====Na++H++SO ②堿性 HCO+H2O H2CO3+OH－ ③酸性 Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ ④酸性 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ⑤酸性 H2S H++HS－、HS－ H++S2－