第3章 第2节 第2课时 盐类水解的原理
课型：新授课 授课时间： ，
教学模式：诱思探究。 教学手段：多媒体辅助教学。
教材分析：盐类的水解是电解质在水溶液中的行为之一，也是水溶液和弱电解质电离平衡原理的综合应用。特别是弱电解质电离平衡原理，弱电解质为什么弱是认识盐类水解的基础。其主要内容是盐类水解的实质、水解方程式和水解规律。盐类水解的实质比较抽象，但根据实验推导出盐溶液的酸碱性与盐的组成的关系，再结合弱电解质的本质，盐类水解的实质并不难理解。对于盐类水解规律的教学，首先充分认识盐类组成的特点，熟练书写水解方程式的基础上可有学生自行归纳，然后老师把规律总结为易于记忆的口诀，在提高学生学习兴趣的同时使学生较快地掌握所学的知识。
教学目标:
知识与技能：理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐水解的实质；掌握水解的规律并学会书写盐类水解的化学和离子方程式。
过程与方法：培养学生的实验能力、思维能力、逻辑推理和综合归纳能力。
情感态度与价值观：使学生在实验和观察的基础上通过科学抽象来学习化学。
内容分析:
重点：盐类水解的实质，盐类水解的离子方程式书写。
难点：盐类水解的实质，盐类水解的离子方程式书写。
教学设计：“设问激疑----实验探究----理论诠释----归纳结论→盐类水解的实质”。 通过分组实验由学生自己动手实验去探究，去感知盐类的水解；通过醋酸和一水合氨等弱酸弱碱的电离度的比较，认识水解的本质；通过写盐类水解的方程式认识盐类水解的一般规律。教学时要思路清晰、层层递进，环环相扣。
教学过程
【复习回顾】1、强弱电解质的概念
2、常见的强弱电解质
【设问】酸的溶液呈酸性，碱的溶液呈碱性，那么盐的溶液一定显中性吗？
【展示实验视频】
【活动·探究】
〖实验目的〗（1）用pH试纸测定浓度均为0.1mol/L的盐溶液的pH。
（2）练习pH试纸测定浓度的方法
【实验内容】用pH试纸分别测定浓度0.1mol/L的下列盐溶液的pH。将所测溶液pH值或范围填入下表
盐 | CH3COONa | Na2CO3 | NaCl | KNO3 | NH4Cl | Al2(SO4)3 |
溶液的pH | ﹥7 | ﹥7 | ＝7 | ＝7 | ﹤7 | ﹤7 |
溶液中存在的微粒 | ||||||
那些微粒可能发生相互作用 | ||||||
溶液显示酸性或碱性的原因 | ||||||
【讨论】由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。
【学生小结】盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
强碱弱酸盐的水溶液 显碱性
强酸弱碱盐的水溶液 显酸性
强酸强碱盐的水溶液 显中性
【讲述】下面我们分别研究不同类盐的水溶液酸碱性不同的原因。
【板书】二、盐类的水解
【问题】实验表明：它们的水溶液并非都显中性，而且酸性或碱性的强弱也不相同。这些盐既不能电离出H＋，也不能电离出OH－，它们的水溶液为什么能呈现出酸性或碱性哪？
下面我们就以CH3COONa 溶液和NH4Cl溶液为例分析溶液呈现酸性或碱性的原因。
【板书】⒈盐类水解的原理：
⑴CH3COONa溶液：
【问题1】前面我们学了溶液酸碱性的实质是溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小。然而，最初在纯水中[H＋]＝[OH－]，是谁破坏了[H＋]与[OH－]之间的等量关系？它是如何改变[H＋]或[OH－]的？请依次思考下列问题：
【思考】根据电解质在溶液中的纯在形式，分析CH3COONa溶液中主要存在的分子和离子有哪些？为什么？思考后回答，并填入上表
分子和离子有：CH3COO－、Na＋、H＋、OH－、H2O 、CH3COOH
产生离子的变化为：CH3COONa＝CH3COO－＋Na＋ H2O H＋ ＋OH－
离子之间的作用为：CH3COO－＋H＋ CH3COOH
由此可见，CH3COONa溶于水后，在一定的温度下形成如下所示的综合平衡关系：
CH3COONa＝CH3COO－＋Na＋
＋
H2O H＋ ＋OH－
CH3COOH
【讲解】根据综合平衡关系可知，由于CH3COO－与H＋结合生成了弱电解质CH3COOH，溶液中[H＋]减少，使水的电离平衡向电离方向移动，溶液中的[OH－]增大，使原本[H＋]=[OH－]的关系变为了[H＋]﹤[OH－]，溶液呈碱性。
迁移：试分析呈碱性的原因
⑵NH4Cl溶液：
【问题2】NH4Cl溶液中存在的分子和离子？这些离子来自于那种物质？那些离子之间能发
生反应，可能是什么反应使得溶液的pH﹤7（[H＋]﹥[OH－]）？
NH4Cl＝Cl－＋NH4＋
＋
H2O H＋＋OH－
NH3·H2O
【讲解】同样，由于NH4＋与OH－结合生成了弱电解质NH3·H2O，溶液中[OH－]减少，使水的电离平衡向电离方向移动，溶液中的[H＋]增大，当达到新平衡时，[H＋]﹥[OH－]，溶液呈酸性。
⑶NaCl溶液：
【问题3】NaCl溶液中存在的分子和离子？这些离子来自于那种物质？那些离子之间能发
生反应，可能是什么反应使得溶液的pH＝7（[H＋]＝[OH－]）？
NaCl强酸和弱酸的区别＝Cl－＋Na＋； H2O H＋＋OH－
【讲解】由于HCl、NaOH都是易溶于水的强电解质，因此NaCl电离的Cl－与Na＋和水电离的H＋和OH－不反应，故溶液中[OH－]和[H＋]不变，水的电离平衡不移动，即[H＋]＝[OH－]的关系不变，溶液呈中性。
迁移应用：按同样的方法试分析Al2(SO4)3溶液、Na2CO3溶液呈酸碱性的原因，以及KNO3溶液呈中性的原因。并完成表格
【归纳】对比以上分析，归纳盐的溶液呈现酸性或碱性的共同特点是什么？
【小结】综上所述，盐的溶液呈现酸性或碱性的原因是盐在水溶液中电离出能和水电离的H＋或OH－结合生成相应的弱酸或弱碱的离子，即弱再酸根阴离子或弱碱根阳离子，弱酸根阴离子或弱碱根阳离子和水电离的H＋或OH－结合生成相应的弱酸或弱碱，使水的电离平衡向右移动，促进水的电离，最终使溶液呈现碱性或酸性。我们将这样的过程叫做盐类的水解。
【课件】⒉盐类的水解
请根据以上的分析，概括描述盐类水解的定义：
⑴定义：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
请根据盐类水解的定义分析并归纳以下内容：
⑵条件：①盐必须溶于水（CaCO3难溶于水，可以不考虑盐的水解）；
②盐溶液中必须有“弱根”离子(弱酸根阴离子，弱碱根阳离子) 。
⑶实质：弱酸根阴离子或弱碱根阳离子和水电离的H＋或OH－结合生成相应的弱酸或弱碱，破坏水的电离平衡，增大水的电离度。
⑷特点：可逆的、存在动态的平衡、微弱的（程度很小）、吸热的
⑸水解方程式
离子方程式：盐的离子+水 弱酸（或弱碱）＋OH－(或H＋)
如：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
化学方程式：盐+水 酸+碱
如：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH
练习：写出Na2CO3 、Al2(SO4)3水解的离子方程式和化学方程式
【课件】书写水解反应的化学方程式或离子方程式时应注意：
①一般地说，盐类水解不能进行到底,通常用“ ”表示；
②一般盐类水解程度都很小，水解产物也很少，一般不会产生沉淀和气体，所以不标“↑
或“↓”符号，也不将生成物如H2CO3、NH3·H2O等写成其分解产物的形成；
③一般来说，一种盐的水溶液显酸性，另一种盐的水溶液显碱性，两者混合，可能发生双
水解。常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应。由于此时反应进行的较完全，故用“＝”连接，并标明“↓”“↑”。
④多元弱酸根阴离子是分步水解的，其中以第一步为主；以Na2CO3溶液为例
第一步：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－ Na 2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOH（主）
第二步：HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－ NaHCO3＋H2O H2CO3＋NaOH（次）
其中以第一步为主，且由于生成的H2CO3太少，不会分解放出CO2。
⑤多元弱碱根阳离子是分步水解的，但通常以总反应表示。以FeCl溶液为例
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋3HCl
（6）水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
注意：常见能水解的离子
阳离子：NH4＋、Ag＋、Fe3＋、Cu2＋、Fe2＋、Zn2＋等；
阴离子：CO32－、HCO3－、SO32－、S2－、HS－、[Al(OH)4]－、SiO32－、PO43－、HPO42—等。
4.盐类的水解与中和反应的关系
联系:盐类水解反应可看作是中和反应的逆反应：
区别：水解是很微弱的（程度很小）、可逆的、吸热的；中和反应很容易，程度很大，不一定是可逆的，例如HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O（不可逆）
CH3COOH＋NaOH CH3COONa＋H2O（可逆，但一般不用可逆号）
【课堂检测】
1、下列有关盐类水解的说法不正确的是
A、盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡 B、盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C、盐类水解的结果使盐溶液不一定显中性 D、Na2CO3溶液中C(Na+)是C(CO32-)的2倍
2、下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ）
①HCl+H2OH3O++Cl- ②ZnCl2+2H2O===Zn(OH)2+2HCl
③Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH ④Al2(CO3)3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3
A．①② B．③④ C．①②④ D．全部
3、下列离子既能电离又能水解，且能与强酸或强碱反应的是（ ）
A．CH3COO－ B. HSO4－ C. H2PO4－ D. [Al(OH)4]－
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