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化學教案-鹽類的水解(第一課時)

    06-21 12:53:02    瀏覽次數: 459次    欄目:高二化學教案

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鹽類的水解(第一課時)

教學目標

  1.使學生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。

  2.培養學生分析問題的能力,使學生會透過現象看本質。

  3.培養學生的實驗技能,對學生進行科學態度和科學方法教育。

教學重點  鹽類水解的本質

教學難點  鹽類水解方程式的書寫和分析

實驗準備  試管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸餾水、酚酞試

液、pH試紙。

教學方法  啟發式實驗引導法

教學過程

[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?

[演示]1.用酚酞試液檢驗Na2CO3溶液的酸堿性。

      2.用pH試紙檢驗NH4Cl、NaCl溶液的酸堿性。(通過示范說明操作要領,并強調注意事項)

[學生實驗]用pH試紙檢驗CH3COONa、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸堿性。

[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]鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系:

          強堿弱酸鹽的水溶液   顯堿性

          強酸弱堿鹽的水溶液   顯酸性 

          強酸強堿鹽的水溶液   顯中性

[講述]下面我們分別研究不同類鹽的水溶液酸堿性不同的原因。

[板書]一、鹽類的水解

  1.強堿弱酸鹽的水解

[討論](1)CH3COONa溶液中存在著幾種離子?

      (2)哪些離子可能相互結合,對水的電離平衡有何影響?

      (3)為什么CH3COONa溶液顯堿性?

[播放課件]結合學生的討論,利用電腦動畫模擬CH3COONa的水解過程,生動形象地說明CH3COONa的水

解原理。

[講解]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。

[板書](1)CH3COONa的水解

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           CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH

        或 CH3COO+H2O CH3COOH+OH

[小結](投影)

    (1)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。

    (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。

[討論]分析 Na2CO3


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[板書](2)Na2CO3的水解

    第一步:CO32-+H2O HCO3+OH(主要)

    第二步:HCO3+H2O H2CO3+OH(次要)

[強調](1)多元弱酸的鹽分步水解,以第一步為主。

      (2)一般鹽類水解的程度很小,水解產物很少。通常不生成沉淀或氣體,也不發生分解。在書

寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”,也不把生成物(如H2CO3、NH3·H2O等)寫成其分解產物的

形式。

[板書]2.強酸弱堿鹽的水解

[討論]應用鹽類水解的原理,分析NH4Cl溶液顯酸性的原因,并寫出有關的離子方程式。

[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NH3·H2O,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。

[討論]以 NaCl為例,說明強酸強堿鹽能否水解。

[學生小結]由于 NaCl電離出的 Na+和Cl 都不能與水電離出的OH或 H+結合生成弱電解質,所以強

酸強堿鹽不能水解,不會破壞水的電離平衡,因此其溶液顯中性。

[總結]各類鹽水解的比較

鹽類

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