第三章第三節(jié)鹽類的水解第一課時第二課時

1、（教師復(fù)備欄或?qū)W生筆記欄） 第三章 水溶液中的離子平衡 第三節(jié) 鹽類的水解(第1課時)【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1使學(xué)生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。2培養(yǎng)學(xué)生分析問題的能力，使學(xué)生會透過現(xiàn)象看本質(zhì)。3培養(yǎng)學(xué)生的實驗技能，對學(xué)生進行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法教育?！緦W(xué)習(xí)重點】鹽類水解的本質(zhì)【學(xué)習(xí)難點】鹽類水解方程式的書寫和分析【學(xué)習(xí)方法】啟發(fā)式、實驗引導(dǎo)法、歸納法【情景創(chuàng)設(shè)】一、探究溶液的酸堿性【課堂合作探究】 根據(jù)實驗結(jié)果填寫下表：鹽溶液Na2CO3NH4ClNaClCH3COONaAl2(SO4)3KNO3Na2SO4NaHCO3酸堿性鹽的類型由上述實驗結(jié)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

2、么關(guān)系。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強酸弱堿鹽NH4Cl強酸強堿鹽NaCl鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)系: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二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1強堿弱酸鹽的水解【思考與交流】(1) CH3COONa溶液中存在著幾種離子？寫出電離方程式。(2)溶液中哪些離子可能相互結(jié)合，對水的電離平衡有何影響？為什么CH3COONa溶液顯堿性？_(3)寫出CH3COONa溶液水解的化學(xué)方程式和離子方程式。_2強酸弱堿鹽的水解思考與交流應(yīng)用鹽類水解的原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關(guān)的離子方程式

3、。_第三節(jié) 鹽類的水解第2課時【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、理解鹽類水解的實質(zhì)，能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性 2、掌握鹽類水解及其應(yīng)用 3、能正確書寫鹽類水解的離子方程式【學(xué)習(xí)重點】鹽類水解的實質(zhì)及其影響因素【學(xué)習(xí)難點】鹽類水解方程式的書寫和分析【課堂合作探究】一、鹽類水解的實質(zhì)1鹽類水解的實質(zhì)_ 2鹽類水解過程就是水的電離平衡移動過程，也就是說，鹽類的水解能促進水的電離。使水的電離程度增大。即在常溫下，可水解鹽溶液中由水電離出的c(OH_)_10-7mol/L。3鹽類水解反應(yīng)生成酸和堿，所以鹽類水解反應(yīng)可看著是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。4鹽類水解的類型和規(guī)律 （1）強堿弱酸鹽水解，溶液呈_ _性，PH_7。如

4、CH3COONa等。原因是_與水電離出的_ _結(jié)合生成_，從而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，從而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性?！菊n堂練習(xí)1】寫出下列鹽水解的離子方程式： CH3COONa K2CO3 （2）強酸弱堿鹽水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。如NH4Cl等。原因是_與水電離出的_ _結(jié)合生成_ 。從而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，從而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性?！菊n堂練習(xí)2】寫出下列鹽水解的離子方程式： FeCl3 （NH4）2SO4 （3）強酸強堿鹽不發(fā)生水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。（4）弱酸弱堿鹽強烈水解，溶液的酸堿性取決于形成鹽的酸

5、和堿的相對強弱。 （5）弱酸酸式鹽的水解。溶液液的酸堿性取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小。若電離程度_ _水解程度，則溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若電離程度_ _水解程度，則溶液呈堿性。如NaHCO3Na2HPO4等 水解規(guī)律：“誰弱誰水解，無弱不水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，都強顯中性”。思考與交流 (1)用_ _可鑒別NH4Cl、NaCl、CH3COONa三種溶液。(2)相同濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小順序為_(3)相同濃度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別等于8、9、10，則對應(yīng)三種酸的酸性強弱順序為_.二、影響鹽

6、類水解的因素【科學(xué)探究】通過實驗探究促進或抑制FeCl3水解的條件，了解影響鹽類水解程度的因素。寫出FeCl3水解的化學(xué)方程式 ，設(shè)計實驗完成下表【課堂合作探究】： （1）_，叫做鹽類的水解。（2）只有弱酸的_離子或弱堿的_離子才能與H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)。 （3）鹽類水解使_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(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。水解的規(guī)律是：_三、鹽類水解離子方程式的書寫書寫規(guī)則：1.鹽類水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式要寫“_”號。如CH3COO+H2O CH3COOH+OH2.一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫離

7、子方程式時一般不標(biāo)“_”或“_”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。個別水解程度較大的水解反應(yīng)，有明顯沉淀時用“_”3.多元弱酸的鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主。如Na2CO3的水解過程:第一步：_（主要）第二步：_（次要）4.多元弱堿的陽離子水解復(fù)雜，可看作是一步水解反應(yīng)。如：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+總之，水解方程式的書寫規(guī)律：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成，陰離子水解生成陰陽離子都水解生成弱酸和弱堿。【課后作業(yè)】1下列物質(zhì)加入水中，能使水的電離程度增大，溶液的pH減小的是（ ） A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D

8、、NH3.H2O2判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應(yīng)的離子方程式。 （1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO33. 0.1molL -1NaHCO3溶液的pH最接近于 ( )A5.6 B7.0 C8.4 D13.04. 100的純水KW=10-12，在該溫度下pH均為11的NaOH和NaCN溶液中，由水電離出的c(OH-)之比為（ ）A. 1：1 B. 10-10：1 C. 11：3 D. 10-8：15. 常溫下pH=4的FeCl3溶液和pH=10的K2CO3溶液中，水的電離程度（ ）A. FeCl3溶液大 B. K2CO3溶液

9、大 C. 一樣大 D. 無法確定6. 下列離子方程式中，屬于水解反應(yīng)的是（）A. HCOOH+H2OHCOO-+H3O+ B. CO2+H2OHCO3-+H+C. CO32-+H2O HCO3- +OH- D. HS-+H2OS2-+H3O+7. 向三份0.1molL-1 CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2固體（忽略溶液體積變化），則CH3COO-濃度的變化依次為（）A. 減小、增大、減小 B. 增大、減小、減小C. 減小、增大、增大 D. 增大、減小、增大影響因素實驗操作現(xiàn)象平衡移動方向Fe3+的水解程度濃度加FeCl3加水溶液的酸堿度加HCl加少量的NaOH加NaHCO3加Na2CO3溫度溫度升高【歸納總結(jié)】影響鹽類水解的因素（1）鹽類本身的性質(zhì)：這是影響鹽類水解的主要因素。組成鹽的酸或堿越弱，其水解程度 ，溶液的堿性或酸性 。 （2）溫度：鹽的水解是_ _反應(yīng)。因此升高溫度其水解程度_. （3）濃度：鹽的濃度越小，其水解程度越_. （4）溶液的酸堿性：控制溶液的酸堿性，可以促進或抑制鹽的水解。如Na2CO3溶液中加堿可以_ _水解。加酸可以_ _水解【課后作業(yè)】1能使Na2CO3溶液中Na+與CO32- 更接近2:1的措施是 （