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2019-2020年高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 第三節(jié) 鹽類的水解教案（1） 新人教版選修4 ［導入新課］ ［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。 ［學生實驗，教師巡視并提醒學生正確使用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的產物，那么CH3COONa是由什么酸和堿反應生成的呢？ ［生］CH3COOH和NaOH反應生成。 ［師］CH3COOH是弱酸、NaOH是強堿，因此我們可以把它稱為強堿弱酸鹽。請同學們寫出CH3COONa溶液中溶質和溶劑的電離情況。 ［指定學生板演］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，在溶液中全部電離，所以溶液中的OH－與Na+不會結合，不影響水的電離，但CH3COOH是弱電解質，所以溶液中的CH3COO－和H+可結合成難電離的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］請同學們根據CH3COONa的水解過程給鹽類水解下個定義。 ［學生回答，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－結合生成弱電解質的反應，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：水的電離平衡正向移動。 ［師］下面請同學們自己分析一下NH4Cl為什么顯酸性？ ［生］NH4Cl電離出的NH與水電離出的OH－結合，生成NH3H2O，水的電離平衡正向移動，結果使溶液中H+濃度大于OH－濃度。 ［師］請同學們用離子方程式表示一下NH4Cl的水解過程。 ［學生板演］NH+H2O NH3H2O+H+ ［師］請同學們再分析一下，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］請同學們根據水解規(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？請同學們用pH試紙測一下三種溶液的pH。 ［學生實驗驗證］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+結合生成HCO，然后HCO再與H+結合生成H2CO3分子，即： ［副板書］第一步：CO+H2O HCO+OH－ 第二步：HCO+H2O H2CO3+OH－ ［師］請同學們自己練習一下Na2S、K3PO4溶液中水解方程式的寫法。 ［學生練習，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。 ［過渡］純堿和小蘇打分別指什么？ ［生］Na2CO3和NaHCO3 ［師］大家能說出它們在日常生活中的一些用途嗎？ ［生］甲：蒸饅頭時用 乙：洗滌油污 ［師］為什么可以用Na2CO3或NaHCO3來中和發(fā)好的面團里的酸呢？ ［生］因為它們都水解顯堿性。 ［師］請同學們寫出它們水解的方程式。 ［一個學生板演，其他學生在下面寫］ Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH NaHCO3+H2O H2CO3+NaOH ［過渡］用Na2CO3或NaHCO3和酸反應，實質上是水解產生的NaOH與酸反應，從而使水解平衡正向移動的過程，那么哪些因素可以使水解平衡發(fā)生移動呢？我們這節(jié)課就先學習這個問題。 ［板書］二、影響鹽類水解的因素 ［設問］同濃度的Na2CO3和NaHCO3，誰水解程度大呢？下面我們用實驗來證明。 ［演示］用pH試紙測同濃度的（1 molL－1）的Na2CO3和NaHCO3的pH，并與標準比色卡對比。 結論：Na2CO3堿性比NaHCO3強。 ［問］由以上實驗來看，誰水解程度大？ ［生］Na2CO3 ［問題探究］為什么同濃度的Na2CO3比NaHCO3的水解程度大呢？ ［學生甲］水解程度越大，說明越容易與水電離出的H+結合，而越易結合，說明水解生成的酸越難電離出H+，即酸越弱。 ［學生乙］對于Na2CO3和NaHCO3，Na2CO3水解生成HCO，NaHCO3水解產生H2CO3，根據H2CO3的電離情況可知H2CO3酸性強于HCO，所以Na2CO3水解程度比NaHCO強。 [師]強酸弱堿鹽的水解情況也是如此，水解生成的堿越弱，該水解程度越大，水解所顯酸性越強。 鹽本身結合水電離出的H+或OH－能力的大小是決定其水解程度的主要因素，我們可以概括為：酸堿越弱越水解。 ［板書］1.內因：水解的離子結合H+或OH－的能力——酸堿越弱越水解。 ［問］我們知道，Na2CO3是二元弱酸生成的鹽，它的第二步水解與NaHCO3的水解有何關系？ ［生］Na2CO3的第二步水解就是NaHCO3的水解。 ［師］大家由此可得出什么結論嗎？ ［生］多元弱酸生成的鹽，一級水解程度大于二級水解程度。 ［師］那么Na2S和NaHS同濃度時，誰堿性強？ ［生］Na2S ［師］同濃度的NaH2PO4和Na2HPO4和Na3PO4，pH由大到小順序是什么？ ［生］Na3PO4、Na2HPO4、NaH2PO4 ［師］請同學們做以下練習題。 ［投影］1.濃度為0.1 molL－1下列幾種溶液：①NaHSO4 ②CH3COOH ③Na2CO3 ④NaHCO3 ⑤CH3COONa ⑥NH4Cl，pH由小到大順序為 。 2.相同條件下，測得：①NaHCO3 ②CH3COONa ③NaClO三種鹽溶液pH相同，那么它們的物質的量濃度由大到小順序為 。 答案：1.①②⑥⑤④③ 2.②①③ ［過渡］那么，外界因素對水解平衡的移動有什么影響呢？我們先考慮溫度的影響。 ［板書］2.外因 （1）溫度 ［問］從水解反應方程式來看，鹽的水解和酸堿中和反應有何關系？ ［生］水解是中和反應的逆反應。 ［板書］鹽+水酸+堿 ［講述］酸堿的中和是放熱反應，那么鹽的水解是什么反應？ ［生］吸熱反應。 ［板書］吸熱反應 ［師］升高溫度水解平衡如何移動？ ［生］正向移動 ［師］溫度對水解平衡的影響我們可以歸納為溫度越高越水解。 ［板書］溫度越高越水解 ［提問］用Na2CO3洗滌油污時，用熱的效果好還是冷的效果好？ ［生］熱的。 ［過渡］那么用Na2CO3稀溶液好，還是濃溶液好呢？請同學們用勒夏特列原理或根據溫度不變平衡常數不變的原理，分析一下濃度對水解平衡的影響。 ［板書］（2）濃度 ［學生討論后回答］稀釋使水解平衡正向移動，但由于加水溶液體積增大，溶液的酸性或堿性減弱。 ［師］濃度對水解平衡的影響我們可以總結為：溶液越稀越水解。 ［板書］溶液越稀越水解。 ［師］請同學們做以下練習題： ［投影］3.在純堿溶液中滴加酚酞，溶液變紅。若在該溶液中再滴入過量的BaCl2溶液，觀察到的現象是 。其原因是（以離子方程式和簡要文字說明） 。 答案：3.產生白色沉淀，且紅色褪去；原因是：在純堿溶液中，CO水解：CO+H2O HCO+OH－，加入BaCl2后，Ba2++CO====BaCO3↓，使c(CO)減小，CO的 水解平衡向左移動，c(OH－)減小，酚酞褪色。 ［師］由以上兩題我們可以看出，除了溫度和濃度外，外加酸、堿、鹽也可引起水解平衡移動。 ［板書］（3）外加酸、堿、鹽 ［過渡］不僅在一些化學習題中經常涉及鹽類水解的知識，在工農業(yè)生產和日常生活中也往往用到水解的知識，下面我們學習鹽類水解的應用。 ［板書］三、鹽類水解的利用 ［師］在實驗室配制某些溶液時，往往渾濁，若事先加點酸或堿，就能得到澄清溶液，如配制FeCl3溶液時，可事先加點HCl，配制Na2SiO3溶液時，事先加幾滴NaOH溶液，同學們能用水解平衡移動的原理加以解釋嗎？ ［學生討論后回答］由于FeCl3溶液中Fe3+水解生成Fe(OH)3，Na2SiO3溶液中SiO水解生成H2SiO3，使溶液變渾濁：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+，SiO+2H2O H2SiO3 +2OH－，加酸，增大了H+濃度使Fe3+的水解被抑制，加堿，SiO水解被抑制，溶液變澄清。 ［師］看來同學們對這節(jié)課的知識掌握得不錯，請同學們再討論以下幾個問題，看如何解釋： ［投影］1.Mg(OH)2不溶于水但可溶于濃的NH4Cl溶液中。 2.胃酸過多的人吃少量小蘇打可中和胃酸。 3.將FeCl3溶液蒸發(fā)濃縮，冷卻結晶，灼燒，結果得到的是Fe2O3。 ［學生討論后，分組匯報討論結果］ 結論：1.NH4Cl溶液中，NH水解：NH+H2O NH3H2O+H+，Mg(OH)2可以和H+反應，使NH水解平衡正向移動，直至Mg(OH)2完全溶解。Mg(OH)2+2H+====Mg2++2H2O。 2.NaHCO3水解產生NaOH，可以中和胃酸。 3.FeCl3溶液中，FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl加熱時，HCl揮發(fā)，使水解平衡正向移動，在蒸干過程中，2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O，所以最后得到的是Fe2O3。 ［師］請同學再討論以下兩個問題： ［投影］4.不純的KNO3溶液中若含有Fe3+，可用加熱的方法除去所含的Fe3+，為什么？ 5.MgCl2溶液中混有FeCl3溶液，不論加Mg、MgO、還是MgCO3，均可除去Fe3+，為什么？ ［學生討論后指定學生回答］ 4.原因與第3題相同，HCl加熱時揮發(fā)，水解平衡正向移動，Fe3+變成Fe(OH)3，過濾即可除去。 5.FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl，不論是Mg、MgO還是MgCO3均可與水解產生的HCl反應，使水解平衡正向移動，Fe3+生成Fe(OH)3沉淀，而且Mg、MgO、MgCO3本身難溶于水，過量也不會帶入雜質，因此可除去MgCl2溶液中的FeCl3。 ［小結］鹽類水解的知識不僅在以上我們提到的配制某些溶液或分離提純某些物質方面用到，它還有更廣泛的應用，如在農業(yè)生產中化肥能否混合使用的問題，日常生活中用到的泡沫滅火器的原理等等，都與鹽類水解有關，有興趣的話，可在課余時間到圖書館查閱一些相關資料，來進一步了解鹽類不解的應用。 下面請同學們做以下的練習題。 ［投影練習］ 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 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)］ ●板書設計 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－結合，生成弱電解質的反應，叫鹽類的水解。 2.實質：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。 二、影響鹽類水解的因素 1.內因：水解的離子結合H+或OH－的能力——酸堿越弱越水解。 2.外因： （1）溫度：鹽+水 酸+堿（吸熱反應） 溫度越高越水解 （2）濃度：溶液越稀越水解 （3）外加酸、堿、鹽 三、鹽類水解的利用