化學教案－鹽類的水解[第二課時]
第二課時
目標：
1.影響鹽類水解的因素，與水解平衡移動。
2.鹽類水解的應用。
教學設計：
1.師生共同復習鞏固第一課時相關知識。
（1）根據鹽類水解規律分析
醋酸鉀溶液呈 性，原因 ；
氯化鋁溶液呈 性，原因 ；
（2）下列鹽溶于水高于濃度增大的是
2.應用實驗手段，啟發思維
實驗1.在溶液中滴加幾滴酚酞試液，觀察現象，分析為什么？將溶液分成二等份裝入二支干凈試管中，一支加熱，另一支保持室溫，進行比較。
現象 ；
原因分析 ；
實驗2.將新制備的 膠體中，分裝于二支試管中，一支試管加入一滴鹽酸，與另一支試管對照比較。
現象 ；
原因分析 。
教學過程 ：
影響鹽類水解的因素
1.主要因素是鹽本身的性質。
組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度也越大，堿性就越強， 越高。
組成鹽的陽離子對應的堿越弱，水解程度也越大，酸性就越強， 越低。
2.影響鹽類水解的外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。
（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大。
（2）濃度：鹽濃度越小，水解程度越大；
鹽濃度越大，水解程度越小。
（3）外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。例如水解呈酸性的鹽溶液加入堿，就會中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移動而促使水解，若加酸則抑制水解。
鹽類水解知識的應用
1.鹽溶液的酸堿性判斷
根據鹽的組成及水解規律分析。“誰弱誰水解，誰強顯誰性”作為常規判斷依據。
例題：分析： 溶液是顯酸性？還是顯堿性？為什么？
分析： 溶液是顯酸性？還是顯堿性？為什么？
3.溶液中離子濃度大小的比較
電解質水溶液K存在著離子和分子，它們之間存在著一些定量關系。也存在量的大小關系。
（1）大小比較：
①多元弱酸溶液，根據多元酸分步電離，且越來越難電離分析。如：在 溶液中， ；
②多元弱酸正鹽溶液，根據弱酸根分步水解分析。如：在 溶液
中， ；
③不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對其影響因素。
④混合溶液中各離子濃度比較，要進行綜合分析，要考慮電離、水解等因素。
（2）定量關系（恒等式關系）
①應用“電荷守恒”分析：
電解質溶液呈電中性，即溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等。如 溶液中，陽離子有 和 ，陰離子有 ， 根據電荷守恒原理有：
②應用“物料守恒”方法分析。
電解質溶液中某一組份的原始濃度（起始濃度） 應等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：晶體 中，
在 溶液中：
例題分析：
解題思路：
溶液中存在二個守恒關系
a
本節教學中以“是否鹽溶液都顯中性？”為設問，以實驗探究形式引入教學，在本節課后，也可做進一步的探究活動，如：在了解正鹽溶液的酸堿性的本質后，提出問題“酸式鹽的水溶液是否都顯酸性？”
用pH試紙分別測 NaHSO4、 NaHSO3、 NaHCO3三種溶液的pH值，找出答案，并討論分析原因。
分析：結果是有的酸式鹽顯酸性，有的酸式鹽卻顯堿性，運用所學知識，通過討論分析，拓寬知識面，活躍學生思維。
探究習題
一題多變
原題 ：在氯化銨溶液中，下列關系正確的是（ ）
(A) [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] (B) [NH4+]>[ Cl-]>[H+]>[OH-]
(C) [ Cl-]=[NH4+]>[H+]>[OH-] (D) [NH4+]=[ Cl-]>[H+]>[OH-]
變題一：100毫升0.1摩/升鹽酸與50毫升0.2摩/升氨水溶液混和，在所得溶液中（ ）
(A) [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] (B) [NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-]
(C) [Cl-]=[NH4+]>[H+]>[OH-] (D) [NH4+]=[Cl-]>[H+]>[OH-]
變題二：將pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混和后，溶液中離子濃度關系正確的是（ ）
(A) [NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-] (B) [NH4+]>[Cl-]>[OH-]>[H+]
(B) [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] (D) [Cl-]>[NH4+]>[OH-]>[H+]
變題三：一種一元強酸HA溶液加入一種堿MOH反應后，溶液呈中性，下列判斷一定正確的是（ ）
(A)加入的堿過量 (B)酸與堿等物質的量混和
(C)生成的鹽不水解 (D)反應后溶液中[A-]=[M+]
答案：
A； A； B； D。
點撥：通過改變設問角度，改變化學過程，改變或增減已知條件，能大大提高思維的敏捷性、靈活性和深刻性。一題多變有效的兩種形式為：⑴對同一知識點，按思維層次遞進一題多變。⑵對同一知識點進行題型變換和條件變換。
上題中，按照思維層次的遞進原則進行設計，能有效地提高學生綜合運用知識的能力，培養了學生思維的創造性。