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2019-2020年人教版高中化學(xué)選修四 3-3-1 鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)與規(guī)律（教案） 教學(xué)目標(biāo) 知識(shí)與技能： 1、理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解 2、理解鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì) 3、能運(yùn)用鹽類(lèi)水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會(huì)書(shū)寫(xiě)鹽類(lèi)水解的離子方程式 過(guò)程與方法： 1、培養(yǎng)學(xué)生分析問(wèn)題的能力，使學(xué)生會(huì)透過(guò)現(xiàn)象看本質(zhì)。 2、通過(guò)比較、分類(lèi)、歸納、概括等方法得出鹽類(lèi)水解的規(guī)律，再揭示鹽類(lèi)水解的本質(zhì) 3、由實(shí)驗(yàn)中各種鹽溶液的pH的不同分析其原因，進(jìn)而找出影響鹽類(lèi)水解的因素及應(yīng)用。 情感態(tài)度與價(jià)值觀：培養(yǎng)學(xué)生的實(shí)驗(yàn)技能，對(duì)學(xué)生進(jìn)行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法的教育 教學(xué)重點(diǎn)：鹽類(lèi)水解的本質(zhì)，理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解的規(guī)律。 教學(xué)難點(diǎn)：鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)和分析。 教學(xué)過(guò)程： 【科學(xué)探究】1、選擇合適的方法測(cè)試下表所列鹽溶液（可酌情替換、增加）的酸堿性 2、根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱，將下表中鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱酸鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類(lèi) 鹽溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸堿性 中性 堿性 堿性 酸性 鹽類(lèi)型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 鹽溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 酸堿性 中性 堿性 酸性 鹽類(lèi)型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 3、分析上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果，歸納其與鹽的類(lèi)型間的關(guān)系，并從電離平衡的角度尋找原因 鹽的類(lèi)型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 溶液的酸堿性 中性 酸性 堿性 【引入】我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來(lái)源于水的電離，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？這節(jié)課我們就來(lái)研究這個(gè)問(wèn)題。 【板書(shū)】 第三節(jié) 鹽類(lèi)的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性 【問(wèn)】由上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系？ 【板書(shū)】強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性 【過(guò)渡】下面我們分別研究不同類(lèi)型的鹽溶液酸堿性不同的原因。 【思考與交流】根據(jù)下表，對(duì)三類(lèi)不同鹽溶液中存在的各種粒子（不要忘記水及電離）及粒子間的相互作用進(jìn)行比較、分析，從中找出不同鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 C（H＋）和C（OH－）相對(duì)大小　 C（H＋）＝C（OH－） C（H＋）＞C（OH－） C（H＋）＜C（OH－） 溶液中的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3H2O、OH-、H2O CH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH 有無(wú)弱電解質(zhì)生成 無(wú) 有 有 相關(guān)化學(xué)方程式 H2OH+＋OH- NaCl ＝Na+ + Cl- H2OH+＋OH- NH4++ OH- NH3H2O H2OH+＋OH- CH3COO- + H+ CH3COOH 【講】請(qǐng)同學(xué)們討論一下第一個(gè)問(wèn)題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強(qiáng)電解質(zhì)，他們?nèi)苡谒耆婋x成離子，電離出的離子中既沒(méi)有氫離子，也沒(méi)有氫氧根離子，而純水中[H+]=[OH-]，顯中性。而實(shí)際上醋酸鈉顯堿性，即[H+]<[OH-],氯化銨溶液顯酸性，即[H+]>[OH-] 【板書(shū)】二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 【講】CH3COONa溶于水之后，完全電離。（因?yàn)镃H3COONa是強(qiáng)電解質(zhì)。） 【投影】CH3COONa ═ CH3COO- + Na+ （1） 【問(wèn)】把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些電離平衡？ 【投影】 H2O H+ + OH- （2） 【講】我們知道，CH3COOH是一種弱酸，在溶液中部分電離，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根據(jù)，可逆反應(yīng)，反應(yīng)物和生成物同時(shí)共存，那么就一定有CH3COOH。 【投影】CH3COO- + H+ CH3COOH （3） 【講】把（1）（2）（3）式聯(lián)立，可得到 【投影】水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 【講】這說(shuō)明CH3COONa溶于水后，反應(yīng)有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述化學(xué)方程式改寫(xiě)成離子方程式。 【投影】CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 【講】隨著CH3COONa的加入，對(duì)水的電離有什么影響呢？促進(jìn)了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸的過(guò)程。 【投影】1、弱酸強(qiáng)堿鹽，水解顯堿性 CH3COONa = CH3COO? + Na+ + H2O H+ + OH?   CH3COOH CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO? + H2OCH3COOH + OH? 【思考與交流】NH4Cl溶液中存在那些電離和電離平衡？溶液中那些離子間相互作用使溶液呈酸性？ 【投影】2、強(qiáng)酸弱堿鹽水解 NH4Cl = NH4+ + Cl? + H2O OH? + H+ NH3H2O NH4Cl + H2O NH3H2O + HCl NH4+ + H2O NH3H2O + H+ 【講】大家要注意一個(gè)，就是我們以前就學(xué)過(guò)的，可逆反應(yīng)是不能進(jìn)行徹底的。由上可知，強(qiáng)堿弱酸鹽水解使溶液顯堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽水解使溶液顯酸性。但強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽會(huì)發(fā)生水解嗎？不會(huì)！ 【講】說(shuō)得好！是不會(huì)。因?yàn)閺?qiáng)酸強(qiáng)堿鹽所電離出來(lái)的離子都不會(huì)和水電離出來(lái)的H+或OH-發(fā)生反應(yīng)，比如NaCl，電離出來(lái)的Na+和Cl-都不會(huì)與水電離出來(lái)的H+或OH-反應(yīng)。那么，弱酸弱堿鹽又是什么情況呢？ 【投影】3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽：不水解 弱酸弱堿鹽：雙水解，水解程度增大。 【講】根據(jù)剛才我們一起分析的各種鹽在水溶液在的情況，大家思考：什么是鹽的水解？鹽的水解有什么規(guī)律？鹽的水解與酸堿中和反應(yīng)有和聯(lián)系？ 【板書(shū)】1、鹽類(lèi)水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。 【講】在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水所電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動(dòng)，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。 【板書(shū)】2、鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 中和 水解 酸 + 堿 鹽 + 水 【講】通常鹽類(lèi)水解程度是很小的，且反應(yīng)前后均有弱電解質(zhì)存在，所以是可逆反應(yīng)，不過(guò)有些鹽能夠徹底水解，不存在平衡問(wèn)題，因此不是可逆反應(yīng)，這是我們以后會(huì)詳細(xì)介紹的雙水解。 【問(wèn)】鹽類(lèi)水解過(guò)程中，水的電離程度有何變化？ 增大 【講】可見(jiàn)鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動(dòng)的過(guò)程。 【板書(shū)】3、鹽類(lèi)水解破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離 【講】鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，為吸熱過(guò)程。 【講】CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強(qiáng)堿NaOH生成的鹽，這種鹽叫做強(qiáng)堿弱酸鹽。 【板書(shū)】4、鹽類(lèi)水解的類(lèi)型及規(guī)律 【講】由強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽，稱(chēng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-， 弱酸根的鹽，常會(huì)發(fā)生水解。NH4Cl可以看作是強(qiáng)酸HCl和弱堿NH3H2O反應(yīng)生成的鹽，我們把這種鹽叫做強(qiáng)酸弱堿鹽。類(lèi)似這樣的鹽還有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽不能水解，不會(huì)破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、難溶于水的鹽不水解。對(duì)于弱酸弱堿鹽（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。 【板書(shū)】(1)有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。 【講】強(qiáng)堿弱酸鹽水解顯堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽水解顯酸性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成的酸、堿相對(duì)強(qiáng)弱決定。 【板書(shū)】(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大 【講】例如，已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的相對(duì)強(qiáng)弱為HB>HA，這條規(guī)律可用于利用鹽的pH值判斷酸性的強(qiáng)弱。 【投影】酸的強(qiáng)弱順序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 【板書(shū)】(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。 (4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性 【問(wèn)】請(qǐng)大家根據(jù)我們剛才書(shū)寫(xiě)水解方程式的方法，說(shuō)說(shuō)書(shū)寫(xiě)時(shí)，要注意哪些問(wèn)題？ 【板書(shū)】5、鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě) 【講】一般鹽類(lèi)水解程度小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生水解，因此鹽類(lèi)水解的離子方程式中不標(biāo)“↑”和“↓”，也不把生成物寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。 【講】鹽類(lèi)水解是可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的可逆反應(yīng)，而中和反應(yīng)是趨于完成的反應(yīng)，所以鹽的水解是微弱的，鹽類(lèi)水解不寫(xiě)==，而用“” 【板書(shū)】(1) 寫(xiě)法：誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)；陽(yáng)離子水解生成H＋ ，陰離子水解生成OH― ；陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。 【講】多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，以第一步水解為主；而多元弱堿的陽(yáng)離子水解的離子方程式較復(fù)雜，中學(xué)階段只要求一步寫(xiě)到底即可。值得注意的是，其最終生成的弱堿不打“↓”，因其水解的量極少，不會(huì)生成沉淀，但可形成膠體， 【投影】以CO32― 為例，的水解的離子方程式： CO32― +H2O HCO3― +OH― (主要) HCO3― +H2O H2CO3 +OH― (次要) Al3＋ 水解的離子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3 +3H＋ 【板書(shū)】(2) 注意的問(wèn)題： 水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式，不能寫(xiě)成相應(yīng)的離子。 水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，因此要用可逆符號(hào)，并不標(biāo)“↑”、“↓” 符號(hào)。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外） 多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。如： CO32?+ H2OHCO3? +OH? HCO3? +H2O H2CO3 + OH? 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步，如： Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 【講】多元弱酸的酸根離子既有水解傾向，又有電離傾向，以水解為主，溶液顯堿性，以電離為主的，溶液顯酸性。 【講】些鹽溶液在混合時(shí)，一種鹽的陽(yáng)離子和另一種鹽的陰離子在一起都發(fā)生水解，相互促進(jìn)對(duì)方的水解，使兩種離子的水解趨于完全。例如，將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即產(chǎn)生白色沉淀和大量氣體。這是由于混合前Al2(SO4)3溶液顯酸性，Al3＋+3H2O Al(OH)3 +3H＋ ，NaHCO3溶液顯酸性：HCO3―+H2O H2CO3 +OH― ，混合后由于H＋+OH― == H2O ，使兩個(gè)水解反應(yīng)互相促進(jìn)，使其水解反應(yīng)互相促進(jìn)，使其各自水解趨于完全，所以產(chǎn)生白色沉淀和CO2氣體，Al3＋+3HCO3― ==Al(OH)3↓ +3CO2 ↑ 【板書(shū)】(3) 雙水解方程式的書(shū)寫(xiě)：弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解，我們稱(chēng)之為雙水解。 【講】在書(shū)寫(xiě)雙水解方程式時(shí)，我們也要注意總結(jié)一些規(guī)律。 【投影】①能相互促進(jìn)水解的兩離子，如果其一含有氫元素，寫(xiě)離子方程式時(shí)在反應(yīng)物端不寫(xiě)H2O ，如果促進(jìn)水解的兩離子都不含氫元素，寫(xiě)離子方程式時(shí)反應(yīng)物端必須寫(xiě)H2O ，有“==”和“↑”和“↓” ② 書(shū)寫(xiě)能相互促進(jìn)水解的兩離子的離子方程式時(shí)，按照電荷比較簡(jiǎn)單。常見(jiàn)的能發(fā)生相互促進(jìn)水解的離子有：Al3＋ 與S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋與AlO2― 、CO32― 、HCO3― ；NH4＋與AlO2―、SiO32-等。 【小結(jié)】各類(lèi)鹽水解的比較。 鹽類(lèi) 實(shí)例 能否水解 引起水解的離子 對(duì)水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進(jìn)水電離 堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽(yáng)離子 促進(jìn)水電離 酸性 強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽 NaCl 不能 無(wú) 無(wú) 中性 【隨堂練習(xí)】 1、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的順序排列的是( C ) A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 【規(guī)律小結(jié)】水解造成的酸性沒(méi)有弱酸的酸性強(qiáng)，水解造成的堿性不如弱堿的堿性強(qiáng)；鹽所對(duì)應(yīng)的酸越弱水解造成的堿性越強(qiáng)；鹽所對(duì)應(yīng)的堿越弱，水解生成的酸的酸性越強(qiáng)。 2、下列反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)生成或水解方程式不正確的是(D ) ① HCl+H2OH3O+ +Cl― ② ZnCl2 +H2OZn(OH)2 +2HCl ③ Na2CO3+H2OH2CO3 +2NaOH ④ Al2(SO4)3 +6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3 A、①② B、③④ C、①②④ D、全部 板書(shū)設(shè)計(jì)： 第三節(jié) 鹽類(lèi)的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性 二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 1、鹽類(lèi)水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。 2、鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 中和 水解 酸 + 堿 鹽 + 水 3、鹽類(lèi)水解破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離 4、鹽類(lèi)水解的類(lèi)型及規(guī)律： (1)有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。 (2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大 (3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。 (4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-，HS-，HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-，H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性 5、鹽類(lèi)水解離子方程式的書(shū)寫(xiě) (1) 寫(xiě)法：誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)；陽(yáng)離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。 (2) 注意的問(wèn)題： 水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式，不能寫(xiě)成相應(yīng)的離子。 水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，因此要用可逆符號(hào)，并不標(biāo)“↑”、“↓” 符號(hào)。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外） 多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步 （3）雙水解方程式的書(shū)寫(xiě)：弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解，我們稱(chēng)之為雙水解。 教學(xué)回顧： 通過(guò)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證鹽溶液的酸堿性，并從表觀現(xiàn)象出發(fā)，引導(dǎo)學(xué)生根據(jù)溶液酸堿性與溶液中H+、OH–濃度的關(guān)系這一核心思路，綜合應(yīng)用第1 節(jié)的知識(shí)和弱電解質(zhì)電離平衡的知識(shí)，分析溶液中各種離子間的相互作用，探究鹽類(lèi)水解的原理，這樣既能鞏固所學(xué)知識(shí)，又能有效地?cái)U(kuò)展知識(shí)，使學(xué)生發(fā)生認(rèn)識(shí)上的飛躍。本節(jié)課的學(xué)習(xí)目標(biāo)是讓學(xué)生明確鹽類(lèi)水解的原理，掌握鹽類(lèi)水解的規(guī)律，會(huì)判斷鹽溶液的酸堿性，并能正確的書(shū)寫(xiě)鹽類(lèi)水解的離子方程式。