盐类的水解教学设计

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1、盐类的水解教学案例（第一课时）[教学目标]：1．知识目标：使学生理解盐类水解的实质，掌握水解的规律，学会写盐类水解方程式与离子方程式；了解盐类水解在生产、生活中的应用。2．能力目标：培养和发展学生的观察能力、思维能力、自学能力和实验能力，逻辑推理和综合归纳能力。3．情感目标：培养学生辩证唯物主义观点，组成决定性质的意识，同时对学生进行科学态度和科学方法的训练。[教学重点]：盐类水解的本质分析[教学难点]：盐类水解方程式的书写和分析[教学用具]：试管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸馏水、pH试纸。[教学过程]：[

2、提问引入]通过前面的学习，我们知道酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液是否都显中性呢？[学生谈论]各抒己见[教师启发]在必修课程中涉及过铵态氮肥不能与碱性物质一起施用，其中谈到了草木灰，，草木灰中含有碳酸钾，另外我们有句话叫做纯碱不是碱，这些说明了什么？[学生活动]通过讨论意识到以上两种物质可能显碱性。[学生实验]现在通过实验来证明我们的猜想用pH试纸检验CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、NaCl溶液的酸碱性。[学生讨论]为什么不同的盐类的酸碱性不一样？[教师引导]大家思考在酸溶液为什么显酸性，碱溶液为什么显碱性？从水的电离平衡角度考虑产生酸碱性的原因。[师生讨

3、论]1、酸与碱均打破水的电离平衡，使溶液中H+与OH-不相等，2、酸溶液中的H+与碱溶液中的OH-主要靠溶质提供，导致溶液显相应的性质。3、以上的盐均为正盐，不能电离出H+与OH-，为什么会显酸碱性？其中原因与水的电离平衡有没有关系？[媒体展示]CH3COONa=CH3COO－+Na+H2OH++OH－[教师提问]CH3COONa的电离能否打破水的电离平衡？[学生讨论]根据弱电解质的电离理论，可以看出CH3COO－能与H+结合，使水的电离平衡移动。[教师讲解]弱酸如CH3COOH等，电离平衡常数很小，也就是说CH3COO－与H+不能大量共存，当CH3COONa在水中大量的电

4、离出CH3COO－后，便会与水中的H+结合生成CH3COOH分子，使水的平衡向电离方向移动。[教师提问]水的电离平衡被打破后，溶液中的H+与OH－有什么变化？[学生回答]根据KW可看出，C(H+)减小，C(OH－)增大，使溶液显碱性。[媒体展示]3[学生活动]书写出整个过程的总的离子方程式CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－[提问]为什么写双箭头而不是等号？[小结]由于水中的C(H+)很小，因而CH3COO－与H+结合的程度很小。我们把这个过程称为盐类的水解。[学生活动]根据以上原理，分析NH4Cl溶液为什么显酸性？（组织学生讨论并发言）[教师总结]NH4Cl电离出

5、的NH+4与水电离出的OH－结合，生成NH3·H2O，使水的电离平衡正向移动，结果使溶液中H+浓度大于OH－浓度。[学生活动]1、书写出总的离子方程式NH+4+H2ONH3·H2O+H+2、试着给水解下个定义[板书]定义：溶液中盐电离出的离子跟水电离出的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。[提问]是不是所有的盐类都会水解？为什么有的盐在水中显中性？如NaCl。[学生活动]讨论NaCl溶液显中性的原因。NaCl电离出的Na+和Cl－不能结合水电离出的OH－及H+，水的电离平衡不被破坏，因此H+和OH－浓度仍相同。[教师评价]考虑盐水解与否必须从其是否影响水的电离

6、平衡这个角度分析，从而判断出溶液的酸碱性。[问题讨论]盐类能否水解与水解后溶液显什么性，能找出有什么规律？[共同总结]1、跟生成这种盐的酸和碱的相对强弱密切的关系2、强酸和强碱生成的盐不水解，强酸和弱碱生成的盐水解显酸性，强碱和弱酸生成的盐水解显碱性。3、盐类水解的程度与生成这种盐的酸和碱的强弱程度有关，越弱的水解程度越大。[总结板书]盐类水解的规律简单归纳如下：规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。[学生活动]1、通过分析预测K2CO3、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸碱性，并用实验验证。2、分析Na2CO3的水解过程，并书写水解的离子方程式[教师评价

7、]Na2CO3与CH3COONa虽然水解都显碱性，但水解离子方程式写法不太相同，假如写成如下的式子，是否能反应出Na2CO3水解的本质？CO2-3+H2OH2CO3+OH－[学生活动]（1）、分析H2CO3的电离过程[教师指导]H2CO3HCO-3+H+（主要）HCO-3CO32-+H+（次要）（2）、书写CO32-水解过程的离子方程式3第一步：CO2-3+H2OHCO-3+OH－第二步：HCO-3+H2OH2CO3+OH－[板书]CO2-3+H2OHCO-3+OH－（3）、解释：由于H2CO3是二元弱酸，所以CO