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2019-2020年人教版選修4教案教案 第3章 鹽類的水解第1課時教案 【課標要求】1．使學生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。 2．通過比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解的規(guī)律，再揭示鹽類水解的本質。 3．能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性。 【學習重點】鹽類水解的本質 【學習難點】鹽類水解的概念和規(guī)律 【教學方法】啟發(fā)式、實驗引導法、歸納法 【教學過程】 【知識回顧】 根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？ 酸 + 堿 = 鹽 + 水 （中和反應） 酸 強酸 弱酸 弱堿 強堿 堿 CH3COONa 、K2CO3 CH3COONH4 、(NH4)2CO3 生成的鹽 1、強酸強堿鹽 2、強酸弱堿鹽 3、強堿弱酸鹽 NaCl 、 K2SO4 FeCl3 、NH4Cl 4、弱酸弱堿鹽 【提問引入】酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液是否都顯中性？ 一、 探究鹽溶液的酸堿性 【學生分組實驗】用pH試紙檢驗下列溶液的酸堿性： CH3COONa、Na2CO3、（NH4）2SO4、NH4Cl、NaCl、Na2SO4 （通過示范說明操作要領，并強調注意事項） 【討論】 由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系？ 【學生小結】1. 鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系： ①強堿弱酸鹽的水溶液 顯堿性 ②強酸弱堿鹽的水溶液 顯酸性 ③強酸強堿鹽的水溶液 顯中性 【板書】二、探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 【講述】當向水中分別加入CH3COONa、NH4Cl、NaCl形成溶液后，請思考： （1）相關的電離方程式？ （2）哪些粒子間可能結合（生成弱電解質）？ （3）對水的電離平衡有何影響？ （4）鹽溶液中存在哪些粒子？ （5）相關的化學方程式？ 【探究1】 往水中加CH3COONa形成溶液。 ⑴ 電離方程式 ⑵有無弱電解質生成 ⑶c(H+)和c(OH–)相對大小 ⑷鹽溶液的酸堿性 ⑸鹽溶液中的粒子 ⑹ 相關化學方程式 【學生小結】CH3COONa溶于水時，CH3COONa電離出的CH3COO-和水電離出的H+結合生成難電離的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的電離平衡向右移動，產生更多的OH-，建立新平衡時，C（OH-）＞C（H+），從而使溶液顯堿性。 【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。 ⑴ 電離方程式 ⑵有無弱電解質生成 ⑶c(H+)和c(OH–)相對大小 ⑷鹽溶液的酸堿性 ⑸鹽溶液中的粒子 ⑹ 相關化學方程式 【學生小結】NH4Cl溶于水時電離出的NH4+與水電離出的OH-結合成弱電解質NH3H2O，消耗了溶液中的OH-，使水的電離平衡向右移動，產生更多的H+，建立新平衡時，c（H+）＞c（OH-），從而使溶液顯酸性。 【【探究3】 往水中加NaCl形成溶液。 ⑴ 電離方程式 ⑵有無弱電解質生成 ⑶c(H+)和c(OH–)相對大小 ⑷鹽溶液的酸堿性 ⑸鹽溶液中的粒子 ⑹ 相關化學方程式 【板書】三、 鹽類的水解 這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。 【板書總結】（1） 鹽類 實例 能否水解 引起水解的離子 對水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性 強堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進水的電離 堿性 強酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽離子 促進水的電離 酸性 強酸強堿鹽 NaCl 不能 無 無 中性 （2）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH-結合生成弱電解質。 （3）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。 （4）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。 （5）鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“”號。 （6）水解的規(guī)律是：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性。