主題三溶液與水溶液中的離子反應(yīng)第五節(jié)鹽的水解教案（教學(xué)設(shè)計(jì)）一．課程標(biāo)準(zhǔn)認(rèn)識強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽水解的原理，了解可溶性鹽水解的實(shí)質(zhì)和規(guī)律，知道影響鹽類水解的主要因素。二．教學(xué)目標(biāo)1.通過實(shí)驗(yàn)探究，體驗(yàn)從實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象到反應(yīng)本質(zhì)的科學(xué)認(rèn)知過程，建立鹽的水解的概念，理解水解反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，建立宏觀物質(zhì)與微觀離子間相互作用結(jié)果之間的關(guān)系，發(fā)展微粒觀，構(gòu)建平衡觀，發(fā)展宏觀辨識與微觀探析等化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)。2.從實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象出發(fā)，歸納總結(jié)鹽的水解規(guī)律，形成研究鹽的水解問題的一般思路，滲透“透過現(xiàn)象看本質(zhì)”的哲學(xué)觀點(diǎn)，發(fā)展現(xiàn)象觀察與規(guī)律認(rèn)知等化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)。3.通過實(shí)驗(yàn)比較Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的水解程度、FeCl3溶液在不同條件下的水解程度，運(yùn)用化學(xué)平衡移動原理分析鹽類水解反應(yīng)的影響因素，發(fā)展現(xiàn)象觀察與規(guī)律認(rèn)知等化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)。三．教學(xué)過程【導(dǎo)入新課】Na2CO3是日常生活中經(jīng)常用到的一種鹽，但它的俗名卻稱為純堿，在生活中也常常作為堿來使用。那么，人們?yōu)槭裁磿a2CO3這種鹽稱之為“堿”呢？Na2CO3溶液呈堿性【新課講授】一．鹽溶液的酸堿性1．實(shí)驗(yàn)探究：(1)實(shí)驗(yàn)操作。①pH計(jì)測定：取待測鹽溶液于燒杯中，插入pH計(jì)，讀出數(shù)值；②pH試紙測定：取一片pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測鹽溶液滴在試紙的中央，待顏色不變后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比對，讀出數(shù)值。(2)實(shí)驗(yàn)結(jié)果。鹽pH溶液的酸堿性鹽的類型NaClpH＝7中性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽KNO3pH＝7Na2CO3pH>7堿性強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONapH>7NH4ClpH＜7酸性強(qiáng)酸弱堿鹽(NH4)2SO4pH<72．實(shí)驗(yàn)結(jié)論：(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液顯中性；(2)強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液顯堿性；(3)強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液顯酸性。3．鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因：(1)以NH4Cl溶液為例：電離方程式微粒變化NHeq\o\al(＋,4)和OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，使水的電離平衡向電離的方向移動平衡時酸堿性溶液中c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性水解離子方程式NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋(2)CH3COONa溶液：①電離過程：CH3COONa=CH3COO－＋Na＋，H2OH＋＋OH－。②水的電離平衡移動：CH3COO－與水電離出的H＋結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH，使水的電離平衡向電離的方向移動，當(dāng)達(dá)到新平衡時，溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液顯堿性。③總反應(yīng)的離子方程式為：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。(3)NaCl溶液：①電離過程：NaCl=Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。②水的電離平衡的移動：溶液里沒有弱電解質(zhì)生成，H2O的電離平衡未受到影響，c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。4．結(jié)論(1)當(dāng)強(qiáng)酸弱堿鹽溶于水時，鹽電離產(chǎn)生的陽離子與水電離出的OH－結(jié)合生成弱堿，使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。(2)當(dāng)強(qiáng)堿弱酸鹽溶于水時，鹽電離產(chǎn)生的陰離子與水電離出的H＋結(jié)合生成弱酸，使溶液中的c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性。(3)當(dāng)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶于水時，鹽電離產(chǎn)生的陰離子、陽離子都不能與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液中的c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性。二．鹽類水解1．概念：在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2．條件(1)鹽必須溶于水中。(2)鹽中必須有弱酸根陰離子或弱堿陽離子(有弱才水解，都強(qiáng)不水解)。3．表示方法：(1)用化學(xué)方程式表示：鹽＋水酸＋堿如AlCl3的水解：AlCl3＋3H2O3HCl＋Al(OH)3。(2)用離子方程式表示：鹽的弱離子＋水弱酸(或弱堿)＋OH－(或H＋)如Na2CO3的水解(分步進(jìn)行)：第一步：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－；第二步：HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。4．水解規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。(1)強(qiáng)酸弱堿鹽：電離產(chǎn)生的陽離子發(fā)生水解，使c(H＋)＞c(OH－)，溶液顯酸性。(2)強(qiáng)堿弱酸鹽：電離產(chǎn)生的陰離子發(fā)生水解，使c(H＋)＜c(OH－)，溶液顯堿性。5．弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷方法弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。(1)若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。如NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。(2)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。6．雙水解規(guī)律Al3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－，F(xiàn)e3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)等組成的鹽水解相互促進(jìn)非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時用“=”表示。如Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑。（泡沫滅火器原理）三．影響鹽類水解平衡的因素1．內(nèi)因：組成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解，如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。2．外因eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(溶液的濃度：濃度越小，水解程度越大,溫度：溫度越高，水解程度越大,\a\vs4\al(外加酸,或堿)\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(外加酸：弱酸根離子的水解程度增大，,弱堿陽離子的水解程度減小,外加堿：弱酸根離子的水解程度減小，,弱堿陽離子的