PAGEPAGE1第三章水溶液中的離子平衡第三節(jié)鹽類的水解（第一課時）教案一、內容及其解析1.內容：（1）探究鹽溶液的酸堿性。（2）鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。2.解析：本節(jié)教材是在學生掌握鹽溶液的酸堿性的的基礎上，利用電離平衡理論來進行揭示鹽類水解實質的。通過本節(jié)的學習，有利于掌握弱電解質相關的電離平衡，形成完整的化學平衡體系。本節(jié)教材內容新課標要求為“理解”和“初步了解”，處理教材是不宜超出教材進行深層次的挖掘拓寬，它是在學習弱電解質的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識認知水平的基礎上，節(jié)節(jié)鋪墊，層層漸進學習的。教材內容分三個部分：找規(guī)律……查原因……談變化。從學生熟悉的眼淚物質入手，通過實驗并運用歸納法分析眼淚組成語言溶液酸堿性的對應關系，應到學生利用教材設計的[思考與交流]、[學與問]和[家庭小實驗]等多種活動與探究形式，注重理論分析與實驗探究相結合，分析問題，培養(yǎng)學生辯證思維能力。二、目標及其解析1.目標：（1）理解鹽類水解的本質及鹽類水解對溶液酸、堿性的影響及變化規(guī)律。（2）鹽類水解的離子方程式與化學方程式。2.解析：使學生理解鹽類水解的本質及鹽類水解對溶液酸、堿性的影響及變化規(guī)律，能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會書寫鹽類水解的離子方程式和化學方程式。三、教學問題診斷分析從學生已經熟悉的知識入手，不斷設疑，演示實驗，激起學生強烈的好奇心，然后進行理論分析，由表及里，找出現(xiàn)象的真正原因。使學生在理論分析，總結規(guī)律的一系列活動中，獲得極大的學習樂趣，由此喜愛化學。引導學生樹立“透過現(xiàn)象，抓住本質”的辨證唯物主義認識觀，培養(yǎng)學生善于觀察，勤于思考，嚴謹務實的科學態(tài)度。四、教學過程[科學探究]1.選擇合適的方法測試下表所列鹽溶液的酸堿性2.根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強弱，將下表中鹽按強酸強堿鹽、強酸弱酸鹽、強堿弱酸鹽分類鹽溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4Cl酸堿性中性堿性堿性酸性鹽類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽鹽溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性中性堿性酸性鹽類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽3.分析上述實驗結果，歸納其與鹽的類型間的關系，并從電離平衡的角度尋找原因鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強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-都來源于水的電離，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？這節(jié)課我們就來研究這個問題。一、探究鹽溶液的酸堿性【問】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？強堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性強酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性強酸強堿鹽的水溶液，呈中性【過渡】下面我們分別研究不同類型的鹽溶液酸堿性不同的原因。【思考與交流】根據(jù)下表，對三類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－）相對大小C（H＋）＝C（OH－）C（H＋）＞C（OH－）C（H＋）＜C（OH－）溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2OCH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH有無弱電解質生成無有有相關化學方程式H2OH+＋OH-NaCl＝Na++Cl-H2OH+＋OH-NH4++OH-NH3·H2OH2OH+＋OH-CH3COO-+H+CH3COOH[講]請同學們討論一下第一個問題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質，他們溶于水完全電離成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中[H+]=[OH-]，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即[H+]<[OH-],氯化銨溶液顯酸性，即[H+]>[OH-]二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因如：CH3COONa溶于水之后，完全電離。（因為CH3COONa是強電解質。）CH3COONa═CH3COO-+Na+………（1）H2OH++OH-………（2）CH3COO-+H+CH3COOH………（3）把（1）（2）（3）式聯(lián)立，可得到水解方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH這說明CH3COONa溶于水后，反應有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述化學方程式改寫成離子方程式。CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-隨著CH3COONa的加入，對水的電離有什么影響呢？促進了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應的實質是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸的過程。1.弱酸強堿鹽，水解顯堿性CH3COONa=CH3COO?+Na+ + H2OH++OH? CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO?+H2OCH3COOH+OH?2.強酸弱堿鹽水解顯酸性NH4Cl=NH4++Cl?+H2OOH?+H+NH3·H2ONH4Cl+H2ONH3·H2O+HClNH4++H2ONH3·H2O+H+3.強酸強堿鹽：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中的情況，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有和聯(lián)系？1.鹽類水解(hydrolysisofsalts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的過程中。2.鹽類水解的實質：是酸堿中和反應的逆反應中和水解中和水解酸+堿鹽+水[講]通常鹽類水解程度是很小的，且反應前后均有弱電解質存在，所以是可逆反應，不過有些鹽能夠徹底水解，不存在平衡問題，因此不是可逆反應，這是我們以后會詳細介紹的雙水解。[問]鹽類水解過程中，水的電離程度有何變化？增大[講]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。3.鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進了水的電離[講]鹽的水解可看作酸堿中和反應的逆反應，為吸熱過程。[講]CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強堿NaOH生成的鹽，這種鹽叫做強堿弱酸鹽。4.鹽類水解的類型及規(guī)律[講]由強堿和弱酸反應生成的鹽，稱為強堿弱酸鹽，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，弱酸根的鹽，常會發(fā)生水解。NH4Cl可以看作是強酸HCl和弱堿NH3·H2O反應生成的鹽，我們把這種鹽叫做強酸弱堿鹽。類似這樣的鹽還有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的H+或OH-結合生成弱電解質，所以強堿強酸鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。強酸強堿鹽、難溶于水的鹽不水解。對于弱酸弱堿鹽（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。(1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。[講]強堿弱酸鹽水解顯堿性，強酸弱堿鹽水解顯酸性，強酸強堿鹽不水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成的酸、堿相對強弱決定。(2)組成鹽的酸越弱，水解程度越大[講]例如，已知物質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的相對強弱為HB>HA，這條規(guī)律可用于利用鹽的pH值判斷酸性的強弱。酸的強弱順序H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3(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強弱。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]請大家根據(jù)我們剛才書寫水解方程式的方法，說說書寫時，要注意哪些問題？5.鹽類水解離子方程式的書寫[講]一般鹽類水解程度小，水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生水解，因此鹽類水解的離子方程式中不標“↑”和“↓”，也不把生成物寫成其分解產物的形式。[講]鹽類水解是可逆反應，是中和反應的可逆反應，而中和反應是趨于完成的反應，所以鹽的水解是微弱的，鹽類水解不寫==，而用“”(1)寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H＋，陰離子水解生成OH―；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。[講]多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，以第一步水解為主；而多元弱堿的陽離子水解的離子方程式較復雜，中學階段只要求一步寫到底即可。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―+H2OHCO3―+OH―(主要)HCO3―+H2OH2CO3+OH―(次要)Al3＋水解的離子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3+3H＋(2)注意的問題：①水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成相應的離子。②水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標“↑”、“↓”符號。（Al2S3、Al2(SO4)3例外）③多元酸鹽的水解是分步進行的。如：CO32?+H2OHCO3?+OH?HCO3?+H2OH2CO3+OH?多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步，如：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+Al3++3H2OAl(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，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子在一起都發(fā)生水解，相互促進對方的水解，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＋+3H2OAl(OH)3+3H＋，NaHCO3溶液顯酸性：HCO3―+H2OH2CO3+OH―，混合后由于H＋+OH―==H2O，使兩個水解反應互相促進，使其水解反應互相促進，使其各自水解趨于完全，所以產生白色沉淀和CO2氣體，Al3＋+3HCO3―==Al(OH)3↓+3CO2↑(3)雙水解方程式的書寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進水解，我們稱之為雙水解。[講]在書寫雙水解方程式時，我們也要注意總結一些規(guī)律。①能相互促進水解的兩離子，如果其一含有氫元素，寫離子方程式時在反應物端不寫H2O，如果促進水解的兩離子都不含氫元素，寫離子方程式時反應物端必須寫H2O，有“==”和“↑”和“↓”②書寫能相互促進水解的兩離子的離子方程式時，按照電荷比較簡單。常見的能發(fā)生相互促進水解的離子有：Al3＋與S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋與AlO2―、CO32―、HCO3―；NH4＋與AlO2―、SiO32-等。[小結]各類鹽水解的比較。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電離堿性強酸弱堿鹽NH4Cl能弱堿陽離子促進水電離酸性強堿強酸鹽NaCl不能無無中性五、配套作業(yè)一、基礎題（A組題）1．(對應考點一)下列各方程式中，屬于水解反應的是()A．CO2＋H2OH2CO3B．OH－＋HS－S2－＋H2OC．HS－＋H2OH3O＋＋S2－D．S2－＋H2OHS－＋OH－解析：A項，CO2不是“弱離子”，不屬于水解反應；B項，HS－與OH－發(fā)生反應生成S2－和H2O，實質屬于中和反應；C項，為HS－的電離而不是水解。答案：D2．(對應考點一)下列離子方程式書寫正確的是()A．Na2CO3水解：COeq\o\al(2－,3)＋H2O=HCOeq\o\al(－,3)＋OH－B．NaHS水解：HS－＋H2O=S2－＋H3O＋C．FeCl3和Na2CO3同時加入水中，發(fā)生水解：2Fe3＋＋3COeq\o\al(2－,3)＋3H2O=2Fe(OH)3↓＋3CO2↑D．FeCl3水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋解析：A項多元弱酸的酸根離子分步水解，用“”連接，B項實際是HS－的電離，用“”連接，D項是水解方程式，不能寫“↓”。答案：C3．(對應考點二)下列說法正確的是()A．鹽溶液都是中性的B．鹽溶液的酸堿性與鹽的類型無關C．NaHCO3溶液顯酸性D．Na2CO3溶液顯堿性，是因為溶液中c(OH－)>c(H＋)解析：A項，鹽溶液可能為酸性、中性或堿性；B項，鹽溶液的酸堿性與鹽的類型有關，如強酸弱堿鹽，溶液顯酸性；C項，NaHCO3因水解而使溶液顯堿性；D項，COeq\o\al(2－,3)分步水解，使溶液中c(OH－)>c(H＋)，所以Na2CO3溶液顯堿性。答案：D4．(對應考點二)物質的量濃度相同時，下列既能跟NaOH溶液反應，又能跟鹽酸反應的溶液中，pH最大的是()A．Na2CO3溶液 B．NH4HCO3溶液C．NaHCO3溶液 D．NaHSO4溶液解析：A中碳酸鈉能和鹽酸反應，不與氫氧化鈉溶液反應，排除；B中碳酸氫銨與二者都能反應；C中碳酸氫鈉與二者均能反應；D中硫酸氫鈉能和氫氧化鈉溶液反應，不與鹽酸反應，排除。故此題中實際是比較碳酸氫銨和碳酸氫鈉溶液同濃度時pH的大小，碳酸氫銨是弱堿弱酸鹽，而碳酸氫鈉是強堿弱酸鹽，對比可知答案選C。答案：C二、鞏固題（B組題）1.物質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、NH4ClB.Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaClC.(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2SD.NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3[規(guī)律小結]水解造成的酸性沒有弱酸的酸性強，水解造成的堿性不如弱堿的堿性強；鹽所對應的酸越弱水解造成的堿性越強；鹽所對應的堿越弱，水解生成的酸的酸性越強2.下列反應不屬于水解反應生成或水解方程式不正確的是(D)①HCl+H2OH3O++Cl―②ZnCl2+H2OZn(O