鹽類的水解（精選17篇）

鹽類的水解 篇1

　　（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

　　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的水解過程，寫出有關反應的離子方程式。

　　[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

　　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

　　能

　　弱酸陰離子

　　促進水的電離

　　堿性

　　強酸弱堿鹽

　　nh4cl

　　能

　　弱堿陽離子

　　促進水的電離

　　酸性

　　強酸強堿鹽

　　nacl

　　不能

　　無

　　無

　　中性

　　（投影顯示空表，具體內容由學生填）

　　[鞏固練習]

　　1.判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。

　　（1）kf（2）nh4no3（3）na2so4（4）cuso4

　　2.在na2co3溶液中，有關離子濃度的關系正確的是。

　　a.c（na+）＝2c（co32－）         b.c（h+）＞c（oh－）

　　c.c（co32－）＞c（hco3－）       d.c（hco3－）＞c（oh－）

　　[作業布置]課本習題 一、二、三

鹽類的水解 篇2

　　目的要求：（1）使學生理解鹽類水解的實質，能初步根據鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性，了解鹽類水解在工農業生產和日常生活中的應用。

　　（1）       （1）       學會并掌握鹽類水解的離子方程式。

　　重點難點：鹽類水解的實質；離子方程式書寫。

　　教學過程 ：

　　引入

　　實驗：把少量的醋酸鈉、氯化銨、氯化鈉的晶體分別投入三個盛有蒸餾水的試管，溶解，然后用pH試紙加以檢驗。

　　實驗

　　現象：醋酸鈉：顯堿性

　　氯化鈉：顯中性

　　氯化銨：顯酸性

　　提問

　　(1)  (1)  哪些酸是強酸或弱酸？

　　(2)  (2)  哪些堿是強堿或弱堿？

　　(3)  (3)  鹽分為哪幾類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、絡鹽

　　強酸弱堿鹽(氯化銨)

　　正鹽：  強堿弱酸鹽（醋酸鈉）

　　強酸強堿鹽（氯化鈉）

　　弱酸弱堿鹽（醋酸銨）

　　設問

　　酸的溶液顯酸性，堿的溶液顯堿性，那么酸與堿反應生成的鹽，溶液顯什么性？

　　討論

　　醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質，他們溶于水完全電離成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中[H+]=[OH-]，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即[H+]<[OH-],氯化銨溶液顯酸性，即[H+]>[OH-].

　　板書

　　CH3COONa  pH>7   [OH-]>[H+]

　　NH4Cl     pH<7   [H+]>[OH-]

　　NaCl      pH=7   [H+]=[OH-]

　　明確

　　醋酸鈉電離出來的離子跟水發生了作用。

　　那么醋酸鈉電離出的哪一種離子能使水中的[H+]、[OH-]發生變化？

　　H2O ===H+ + OH-

　　NaAc ====Ac- + Na+

　　CH3COO-能與水溶液中的氫離子結合生成難電離的醋酸分子，從而使水的電離向正反應方向移動，這時，[Ac-]下降，[OH-]升高，[H+]下降，那么，醋酸鈉與水的反應能不能進行得很徹底呢？

　　板書

　　NaAc ===Na+ + Ac-

　　+

　　H2O ===OH- + H+

　　Hac

　　CH3COO- + H2O ====CH3COOH + OH-

　　NH4Cl ===NH4+ + OH-

　　+

　　H2O ===OH- + H+

　　NH3.H2O

　　NH4Cl + H2O ====NH3.H2O + HCl

　　以上兩種溶液都并存著兩個平衡

　　提問

　　上述兩種鹽溶液與水反應的實質是什么？

　　醋酸鈉與水反應的實質是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸的過程。

　　氯化銨與水反應的實質是：氯化銨電離出的銨離子和水電離出的氫氧根離子結合生成弱電解質一水合氨的過程。

　　板書

　　：在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。

　　水解的結果：生成了酸和堿，因此鹽的水解反應是酸堿中和反應的逆反應。

　　酸 + 堿 ====鹽 + 水

　　板書

　　1.     1.     強堿弱酸鹽的水解：（如：醋酸鈉）弱酸陰離子與水電離出的氫離子結合生成弱電解質的反應。平衡時，氫氧根離子濃度>氫離子濃度。

　　例如：Na2CO3二元弱酸鹽的水解，分步進行。

　　第一步，生成酸式鹽和堿

　　Na2CO3 ===2Na+ + CO32-

　　+

　　H2O =====OH- + H+

　　HCO3-

　　離子方程式：CO32- + H2O ==HCO3- + OH-

　　第二步，水解生成酸和堿

　　NaHCO3 ====Na+ + HCO3-

　　+

　　H2O ======OH- + H+

　　H2CO3

　　離子方程式：HCO3- + H2O ===H2CO3 + OH-

　　說明

　　碳酸鈉第二步水解的程度非常小，平衡時碳酸濃度很小，不會放出二氧化碳氣體。

　　練習

　　硫化鈉、磷酸鉀分步水解的方程式。

　　板書

　　弱酸的陰離子+ 水====弱電解質+ 氫氧根離子

　　結果：氫氧根離子濃度>氫離子濃度 溶液呈堿性。

　　板書

　　2.     2.     強酸弱堿鹽的水解(如：氯化銨)

　　實質：組成鹽的弱堿陽離子跟水電離出的氫氧根離子結合生成弱電解質的反應。

　　結果：氫離子濃度>氫氧根離子濃度，溶液顯酸性。

　　板書

　　AlCl3 ====Al3+ 3Cl-

　　+

　　3H2O ===3OH- + 3H+

　　Al(OH)3

　　Al3+ + 3H2O ===Al(OH)3 + 3H+

　　NH4+ + H2O ===NH3.H2O + H+

　　Fe3+ + 3H2O ===Fe(OH)3 + 3H+

　　弱堿陽離子 + 水 ====弱電解質 + 氫離子

　　結果：氫離子濃度>氫氧根離子濃度，顯酸性。

　　板書

　　3.     3.     弱酸弱堿鹽的水解：（如：醋酸銨）

　　NH4Ac ===NH4+ + Ac-

　　+     +

　　H2O ===OH- + H+

　　NH3.H2O  Hac

　　NH4+ + Ac- + H2O ===NH3.H2O + Hac

　　由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。

　　設問

　　硫化鋁在水溶液中不存在，這是為什么？

　　分析

　　Al2S3 + 6H2O ==2Al(OH)3 +  3H2S

　　如果水解生成的酸堿是極弱的，并且是難溶物和氣體，水解程度趨于完全。

　　如：碳酸銨等。

　　板書

　　4.     4.     強酸強堿鹽不水解。

　　強酸強堿鹽電離出的陰離子、陽離子都不與水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質，所以，溶液中鹽電離的陽離子、陰離子和氫離子、氫氧根離子的數目都保持不變，沒有破壞水的電離平衡，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，顯中性。

　　板書

　　影響水解的因素：

　　（1）       （1）       內因：鹽的離子與水中的氫離子或氫氧根離子結合的能力的大小，組成鹽的酸或堿的越弱，鹽的水解程度越大。“無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強顯誰性”

　　（2）       （2）       外因：（一）溫度：由于水解反應是中和反應的逆反應，而中和反應是放熱反應，因此，水解反應是吸熱反應。所以，升高溫度會使鹽的水解程度增大。

　　（二）濃度：溶液濃度越小，實際上是增加了水的量，可使平衡相正反應方向移動，使鹽的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中濃度同時減小的原理來解釋）。

　　例題

　　1.     1.     判斷溶液的pH值：

　　強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽等。

　　2.     2.     如何對比NaX、NaY、NaZ的堿性。已知；酸性HX》HY》HZ

　　3.     3.     RU如何對比碳酸鈉、碳酸氫鈉的堿性。

　　4.     4.     將氯化鋁、偏鋁酸鈉、氯化鐵分別蒸干灼燒后的產物是什么？

　　板書

　　與鹽類水解有關的應用

　　1.     1.     明礬的凈水作用

　　2.     2.     熱碳酸鈉溶液的洗滌力強

　　3.     3.     制備氫氧化鐵膠體

　　4.     4.     氯化銨溶液中加入鎂粉產生氫氣

　　5.     5.     蒸發氯化鐵溶液，不能得到純綠化鐵

　　6.     6.     焊接時可用氯化鋅、氯化銨溶液除銹

　　7.     7.     配制氯化鐵溶液時需加少量鹽酸

　　8.     8.     泡沐滅火器的反應原理

　　9.     9.     比較鹽溶液的PH值大小

　　10.  10.  判斷溶液中離子濃度大小

　　例如：相同物質的量濃度、相同體積的醋酸和氫氧化鈉中和，所得溶液中離子濃度由大到小的順序是：

　　11.  11.  判斷離子是否共存

　　12.  12.  酸式鹽溶液酸堿性的判斷

　　某些肥料不宜混合使用。（如：草木灰、碳酸銨、重鈣等）

　　作業 

　　教材 47-48頁 1 2 做在書上，3、4、5做在作業 本上。

　　練習冊：獨立完成。

鹽類的水解 篇3

　　目的要求：（1）使學生理解鹽類水解的實質，能初步根據鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性，了解鹽類水解在工農業生產和日常生活中的應用。

　　（1）       （1）       學會并掌握鹽類水解的離子方程式。

　　重點難點：鹽類水解的實質；離子方程式書寫。

　　教學過程 ：

　　引入

　　實驗：把少量的醋酸鈉、氯化銨、氯化鈉的晶體分別投入三個盛有蒸餾水的試管，溶解，然后用pH試紙加以檢驗。

　　實驗

　　現象：醋酸鈉：顯堿性

　　氯化鈉：顯中性

　　氯化銨：顯酸性

　　提問

　　(1)  (1)  哪些酸是強酸或弱酸？

　　(2)  (2)  哪些堿是強堿或弱堿？

　　(3)  (3)  鹽分為哪幾類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、絡鹽

　　強酸弱堿鹽(氯化銨)

　　正鹽：  強堿弱酸鹽（醋酸鈉）

　　強酸強堿鹽（氯化鈉）

　　弱酸弱堿鹽（醋酸銨）

　　設問

　　酸的溶液顯酸性，堿的溶液顯堿性，那么酸與堿反應生成的鹽，溶液顯什么性？

　　討論

　　醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質，他們溶于水完全電離成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中[H+]=[OH-]，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即[H+]<[OH-],氯化銨溶液顯酸性，即[H+]>[OH-].

　　板書

　　CH3COONa  pH>7   [OH-]>[H+]

　　NH4Cl     pH<7   [H+]>[OH-]

　　NaCl      pH=7   [H+]=[OH-]

　　明確

　　醋酸鈉電離出來的離子跟水發生了作用。

　　那么醋酸鈉電離出的哪一種離子能使水中的[H+]、[OH-]發生變化？

　　H2O ===H+ + OH-

　　NaAc ====Ac- + Na+

　　CH3COO-能與水溶液中的氫離子結合生成難電離的醋酸分子，從而使水的電離向正反應方向移動，這時，[Ac-]下降，[OH-]升高，[H+]下降，那么，醋酸鈉與水的反應能不能進行得很徹底呢？

　　板書

　　NaAc ===Na+ + Ac-

　　+

　　H2O ===OH- + H+

　　Hac

　　CH3COO- + H2O ====CH3COOH + OH-

　　NH4Cl ===NH4+ + OH-

　　+

　　H2O ===OH- + H+

　　NH3.H2O

　　NH4Cl + H2O ====NH3.H2O + HCl

　　以上兩種溶液都并存著兩個平衡

　　提問

　　上述兩種鹽溶液與水反應的實質是什么？

　　醋酸鈉與水反應的實質是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸的過程。

　　氯化銨與水反應的實質是：氯化銨電離出的銨離子和水電離出的氫氧根離子結合生成弱電解質一水合氨的過程。

　　板書

　　：在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。

　　水解的結果：生成了酸和堿，因此鹽的水解反應是酸堿中和反應的逆反應。

　　酸 + 堿 ====鹽 + 水

　　板書

　　1.     1.     強堿弱酸鹽的水解：（如：醋酸鈉）弱酸陰離子與水電離出的氫離子結合生成弱電解質的反應。平衡時，氫氧根離子濃度>氫離子濃度。

　　例如：Na2CO3二元弱酸鹽的水解，分步進行。

　　第一步，生成酸式鹽和堿

　　Na2CO3 ===2Na+ + CO32-

　　+

　　H2O =====OH- + H+

　　HCO3-

　　離子方程式：CO32- + H2O ==HCO3- + OH-

　　第二步，水解生成酸和堿

　　NaHCO3 ====Na+ + HCO3-

　　+

　　H2O ======OH- + H+

　　H2CO3

　　離子方程式：HCO3- + H2O ===H2CO3 + OH-

　　說明

　　碳酸鈉第二步水解的程度非常小，平衡時碳酸濃度很小，不會放出二氧化碳氣體。

　　練習

　　硫化鈉、磷酸鉀分步水解的方程式。

　　板書

　　弱酸的陰離子+ 水====弱電解質+ 氫氧根離子

　　結果：氫氧根離子濃度>氫離子濃度 溶液呈堿性。

　　板書

　　2.     2.     強酸弱堿鹽的水解(如：氯化銨)

　　實質：組成鹽的弱堿陽離子跟水電離出的氫氧根離子結合生成弱電解質的反應。

　　結果：氫離子濃度>氫氧根離子濃度，溶液顯酸性。

　　板書

　　AlCl3 ====Al3+ 3Cl-

　　+

　　3H2O ===3OH- + 3H+

　　Al(OH)3

　　Al3+ + 3H2O ===Al(OH)3 + 3H+

　　NH4+ + H2O ===NH3.H2O + H+

　　Fe3+ + 3H2O ===Fe(OH)3 + 3H+

　　弱堿陽離子 + 水 ====弱電解質 + 氫離子

　　結果：氫離子濃度>氫氧根離子濃度，顯酸性。

　　板書

　　3.     3.     弱酸弱堿鹽的水解：（如：醋酸銨）

　　NH4Ac ===NH4+ + Ac-

　　+     +

　　H2O ===OH- + H+

　　NH3.H2O  Hac

　　NH4+ + Ac- + H2O ===NH3.H2O + Hac

　　由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。

　　設問

　　硫化鋁在水溶液中不存在，這是為什么？

　　分析

　　Al2S3 + 6H2O ==2Al(OH)3 +  3H2S

　　如果水解生成的酸堿是極弱的，并且是難溶物和氣體，水解程度趨于完全。

　　如：碳酸銨等。

　　板書

　　4.     4.     強酸強堿鹽不水解。

　　強酸強堿鹽電離出的陰離子、陽離子都不與水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質，所以，溶液中鹽電離的陽離子、陰離子和氫離子、氫氧根離子的數目都保持不變，沒有破壞水的電離平衡，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，顯中性。

　　板書

　　影響水解的因素：

　　（1）       （1）       內因：鹽的離子與水中的氫離子或氫氧根離子結合的能力的大小，組成鹽的酸或堿的越弱，鹽的水解程度越大。“無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強顯誰性”

　　（2）       （2）       外因：（一）溫度：由于水解反應是中和反應的逆反應，而中和反應是放熱反應，因此，水解反應是吸熱反應。所以，升高溫度會使鹽的水解程度增大。

　　（二）濃度：溶液濃度越小，實際上是增加了水的量，可使平衡相正反應方向移動，使鹽的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中濃度同時減小的原理來解釋）。

　　例題

　　1.     1.     判斷溶液的pH值：

　　強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽等。

　　2.     2.     如何對比NaX、NaY、NaZ的堿性。已知；酸性HX》HY》HZ

　　3.     3.     RU如何對比碳酸鈉、碳酸氫鈉的堿性。

　　4.     4.     將氯化鋁、偏鋁酸鈉、氯化鐵分別蒸干灼燒后的產物是什么？

　　板書

　　與鹽類水解有關的應用

　　1.     1.     明礬的凈水作用

　　2.     2.     熱碳酸鈉溶液的洗滌力強

　　3.     3.     制備氫氧化鐵膠體

　　4.     4.     氯化銨溶液中加入鎂粉產生氫氣

　　5.     5.     蒸發氯化鐵溶液，不能得到純綠化鐵

　　6.     6.     焊接時可用氯化鋅、氯化銨溶液除銹

　　7.     7.     配制氯化鐵溶液時需加少量鹽酸

　　8.     8.     泡沐滅火器的反應原理

　　9.     9.     比較鹽溶液的PH值大小

　　10.  10.  判斷溶液中離子濃度大小

　　例如：相同物質的量濃度、相同體積的醋酸和氫氧化鈉中和，所得溶液中離子濃度由大到小的順序是：

　　11.  11.  判斷離子是否共存

　　12.  12.  酸式鹽溶液酸堿性的判斷

　　某些肥料不宜混合使用。（如：草木灰、碳酸銨、重鈣等）

　　作業 

　　教材 47-48頁 1 2 做在書上，3、4、5做在作業 本上。

　　練習冊：獨立完成。

鹽類的水解 篇4

　　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

　　A.     B.     C.     D.

　　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？

　　2.比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”

　　例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？

　　∵ 的酸性比 酸性強。

　　∴ 水解程度大于 水解程度。

　　∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。

　　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：

　　在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　解題思路：

　　溶液中存在二個守恒關系

　　a.電荷守恒，即

　　…………（1）

　　b.物料守恒，即晶體中：

　　在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及

　　∴ ………………（2）

　　將（2）－（1）得

　　綜上分析，關系正確的有A.C.D。答案：［B］

　　隨堂練習

　　1.在 溶液中存在的下列關系不正確的是（   ）

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　2.為了除去 酸性溶液中的 ，可在加熱攪拌下加入一種試劑過濾后，再加入適量鹽酸，這種試劑是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　3.下列各物質中，指定微粒的物質的量為1：1的是（   ）

　　A. 中的 和         B. 的純水中 和

　　C. 中電子和中子         D.明礬溶液中 與

　　4.下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質固體的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　總結、擴展

　　1.影響鹽類水解的因素及其影響原理。

　　2.鹽類水解知識的應用：

　　（1）配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。

　　3.擴展

　　泡沫滅火劑包括 溶液（約1mol/L）， 溶液（約1mol/L）及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是                  。 溶液和 溶液的體積比約是        。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為                ；若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為                  。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是                。

　　板書設計：

　　1.水解的一般規律

　　（1）誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質（酸性或堿性）的常規分析方法。

　　（2）越弱越水解。

　　①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。

　　②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。

　　（3）水解是微弱的。

　　（4）都強不水解。

　　2.外界條件對鹽水解的影響

　　（1）溫度（實驗1）

　　（2）溶液的酸、堿性（實驗2）

　　3.鹽類水解利用

　　（1）應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸（ ），抑制 水解。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。

　　4.典型例題

　　5.擴展

　　探究活動

　　探究實驗

　　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。

鹽類的水解 篇5

　　（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、

　　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

　　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

　　。

　　（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的水解過程，寫出有關反應的離子方程式。

　　[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

　　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

　　能

　　弱酸陰離子

　　促進水的電離

　　堿性

　　強酸弱堿鹽

　　NH4Cl

　　能

　　弱堿陽離子

　　促進水的電離

　　酸性

　　強酸強堿鹽

　　NaCl

　　不能

　　無

　　無

　　中性

　　（投影顯示空表，具體內容由學生填）

　　[鞏固練習]

　　1.判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。

　　（1）KF（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）CuSO4

　　2.在Na2CO3溶液中，有關離子濃度的關系正確的是。

　　A.c（Na+）＝2c（CO32－）         B.c（H+）＞c（OH－）

　　C.c（CO32－）＞c（HCO3－）       D.c（HCO3－）＞c（OH－）

　　[作業 布置]課本習題 一、二、三

鹽類的水解 篇6

　　教學目標

　　知識目標

　　理解（強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽）的本質，及鹽類水解對溶液酸堿性的影響及其變化規律；

　　正確書寫鹽類水解的離子方程式；

　　對鹽類水解的應用有大致的印象。

　　能力目標

　　培養學生對知識的綜合應用能力，如對電解質的電離、水的電離平衡和水的離子積以及平衡移動原理等知識的綜合應用能力；

　　培養學生進行分析、歸納、推理的邏輯思維能力。

　　情感目標

　　使學生建立起“事物變化，內因是決定因素，外部因素是變化的條件”的對立統一的自然辯證觀。

　　;

　　教學建議

　　教材分析

　　本節教材是前面所學的電解質的電離、水的電離平衡和水的離子積，以及平衡移動原理等知識的綜合應用。也是本章的教學重點和難點。學生對前面所學知識的理解程度將直接影響對本節內容的學習。

　　教材密切聯系上一節，引導學生聯想鹽溶液是否呈中性。并通過〔實驗3－1〕來回答這個問題，并引導學生根據實驗結果討論，鹽溶液的酸堿性與組成該鹽的酸或堿的強弱之間有什么關系？從而把鹽溶液的酸堿性與鹽的組成聯系起來，為分類討論奠定了基礎。

　　在分類介紹時，重點說明鹽類電離產生的弱酸或弱堿離子對水的電離平衡所產生的影響，并配以形象化的示意圖，使學生理解鹽類水解的本質。是本節教學重點。之后，教材提及強酸可堿鹽不水解，并簡單說明其溶液呈中性的原因。這能使學生更好地理解前兩類鹽水解的本質。關于弱酸弱堿鹽的水解，大綱沒有要求。

　　關于教材第二部分內容——鹽類水解的利用，大綱只要求A層次，但在具體討論鹽類水解的利用的實例時，往往涉及到鹽類水解的本質以及平衡移動原理等知識，通過分析，使學生鞏固并加深對相關知識的理解。

　　教法建議

　　關于鹽類水解

　　本內容是對所學的電離理論、水的電離平衡、平衡移動原理等知識的綜合運用，教學中注意引導啟發學生運用所學知識來解決本節的有關問題。

　　1.關于鹽類水解的引入，可采取探究討論的形式。結合上一節知識，提出問題。將課本中的實驗改為探究實驗，在教師指導下，由學生操作。

　　由實驗結果展開討論：

　　（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？

　　（2）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　從而使學生認識鹽溶液的酸堿性與鹽的組成之間的內在聯系。

　　2.鹽類水解的本質

　　以 的水解為例，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解，說明鹽類水解的本質。

　　（1）提出問題：①在 溶液中存在幾種電離？

　　② 對水的電離平衡有何影響？

　　③為什么 溶液顯酸性？

　　（2）分析討論：通過上述問題設置，引導學生運用電離理論和平衡移動原理展開討論，使學生理解由于生成難電離的弱電解質 促使水的電離，使溶液中 增大，從而使溶液呈酸性。寫出反應的方程式，并引出鹽類水解的定義。

　　并運用這種分析方法，分析接下來的幾種鹽的水解。

　　與水電離的 結合生成了弱電解質醋酸，使水的電離平衡向正反應方向移動， 逐漸增大，直至建立新的平衡，結果， ，因而 溶液顯堿性。寫出反應的方程式。

　　分析時可利用圖3－10幫助學生理解，或利用計算機輔助教學，模擬鹽類水解的過程，使教學更加生動形象、直觀。

　　通過分析，總結出鹽類水解的一般規律：

　　誰弱誰水解：水解離子一定是鹽電離出來的弱離子（弱酸陰離子，或弱堿陽離子）。

　　誰強顯誰性：堿強顯堿性，酸強顯酸性。

　　都強不水解。

　　都弱都水解（了解就可）

　　3.關于正確書寫鹽類水解的離子方程式

　　（l）找出鹽類組成中發生水解的離子，直接寫出鹽類水解的離子方程式。

　　（2）一般鹽類水解的程度很小，水解產物也很少，通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“↓”或“↑”。為使學生明確這一點，可讓學生仔細觀察 、 溶于水時的現象。

　　（3）鹽類水解是可逆反應，離子方程式中一般用“ ”號。

　　（4）多元弱酸的鹽分步水解，第一步較容易發生，第二步比第一步難，水解時以第一步為主。

　　（5）安排適當的課內外練習，使學生能夠正確熟練地書寫鹽類水解的離子方程式。

　　關于鹽類水解的利用

　　包括兩個方面介紹。一是分析影響鹽類水解的因素，二是討論鹽為水解知識的應用。

　　分析影響鹽類水解的因素。指出主要因素是鹽本身的性質；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。

　　鹽類水解知識的應用，通過對一系列分類實例的討論分析，鞏固和加深學生對鹽類水解原理和平衡移動原理的理解，并提高學生靈活運用知識的能力。

　　教學設計方案一

　　課題：

　　重點：理解鹽類水解的本質

　　難點：鹽類水解方程式的書寫和分析

　　第一課時

　　教學設計

　　1.采用實驗手段啟發學生思考，激發學生學習興趣，調動學生學習積極性。（此實驗可在教師指導下由學生完成）

　　（1）用蒸餾水配制 溶液， 溶液， 溶液。

　　（2）用 試紙測定三種鹽溶液的 ，并記錄：

　　：

　　教師設疑：（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？

　　（2）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　2.鹽類水解實質

　　教師通過對強堿弱酸所生成鹽的水解的分析，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解。

　　教師引導學生進行歸納：

　　鹽溶液是堿性，溶液中 增大？為什么會增大呢？ 是從哪來的呢？

　　鹽溶液呈酸性，溶液中 增大？為什么會增大呢？ 是從哪來的呢？

　　3.引導歸納鹽組成與其水解和溶液酸堿性的內在聯系。

　　教學步驟

　　（一）知識準備

　　酸＋堿＝鹽＋水（中和反應，可以理解鹽可以由相應的酸和堿反應生成）

　　（二）引入新課

　　1.準備四種鹽溶液。分別測定它們 。并作記錄：

　　溶液酸堿性分析

　　（1） 溶液。

　　（2） 溶液。

　　（3） 溶液。

　　（4） 溶液。

　　2.根據現象引導思考：

　　（1）鹽溶液是否一定都呈中性？從實驗現象你認為哪些鹽溶液可呈中性？

　　（2）為什么鹽溶液有的呈酸性，有的呈堿性呢？

　　（3）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　3.點題

　　本節討論的鹽類水解知識幫助我們來解決這些問題。

　　（1）鹽類水解實質：

　　① 溶液（弱堿強酸鹽，水溶液 ，呈酸性）

　　（鹽電離強電解質電離是完全的）

　　（水電離，弱電解電離是部分的，可逆的）

　　由于生成難電離的弱電解質 促使水的電離，使溶液中 增大，從而使溶液呈酸性。

　　水解方程式：

　　水解離子方程式：

　　② 溶液（強堿弱酸鹽，水溶液 ，呈堿性）

　　（鹽，弱電解質，完全電離）

　　（水，弱電解質，存在電離平衡）

　　由于生成難電離的弱電解質 分子，使溶液中 減少，促使 的電離，從而使溶液中 增大，溶液呈現堿性。

　　③ 溶液

　　（鹽，強電解質，完全電離）

　　由于 結合 的能力與 的能力相當，使溶液中 與 仍相等，所以溶液呈中性。

　　（三）隨堂練習

　　1.在水中加入下列物質，可使水的電離平衡向電離方向移動的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　2.判斷下列鹽類水解的敘述中正確的是（   ）

　　A.溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽

　　B.含有弱酸根鹽的水溶液一定呈堿性

　　C.鹽溶液的酸膿性主要決定于形成鹽的酸和堿的相對強弱

　　D.碳酸溶液中氫離子物質的量濃度是碳酸根離子物質的量濃度的兩倍

　　3.物質的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　4.下列各組離子，在強堿性溶液中可以大量共存的是（   ）

　　A.      B.

　　C.        D.

　　5.為了使 溶液中 的比值變小，可加入的物質是（   ）

　　A.適量鹽酸          B.適量 溶液

　　C.適量KOH溶液     D.適量KHS溶液

　　（四）總結、擴展

　　1.鹽類水解的實質

　　在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的 和 生成弱電解質，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。

　　2.鹽類水解的類型和規律

　　（1）通常鹽類水解程度是很小的，而且是可逆的。

　　（2）水解規律：

　　有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。

　　①強酸弱堿生成的鹽水解：溶液呈酸性，是弱堿的陽離子水解生成對應的弱堿，使溶液顯酸性。如： 等。

　　②強堿弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性，原因是弱酸根發生水解，生成對應弱酸，使溶液顯堿性，如： 等。

　　③強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，如 等。

　　④弱酸弱堿鹽強烈水解。（此內容大綱不作要求，不宜向學生補充）

　　a.酸強于堿，顯酸性，如 ；

　　b.堿強于酸，顯堿性，如

　　c.酸堿相當，顯中性，如

　　⑤弱酸酸式鹽水解：取決于酸式酸根的電離程度和水解程度相對大小。

　　a.若電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，如 等。

　　b.若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性，如 等。

　　3.擴展

　　氮、磷、鉀是植物生長的重要營養元素，洗衣粉中加入由磷酸脫水制得的多磷酸的鈉鹽作配料，能起到軟化水的作用，但使用此類洗衣粉會造成水質污染。

　　（1）試簡述污染水質的原因。

　　（2）某種無磷洗衣粉中加入了硅酸鈉作配料，試說明這種配料的有關性質和作用。

　　板書設計

　　一、鹽的組成類別

　　1.強酸強堿鹽：如 等；

　　2.強酸弱堿鹽：如 等；

　　3.弱酸弱堿鹽：如 等；

　　4.弱酸弱堿鹽：如 等；

　　二、實驗測定鹽溶液的 是不是都等于7

　　1.測蒸餾水 ；

　　2.測 溶液 ；

　　3.測 溶液 ；

　　4.測 溶液 值。

　　列表比較：

　　提出問題：為什么都是鹽溶液的（2）（3）（4）三種溶液 會有顯著差異呢？

　　：強酸強堿鹽     ；

　　：強堿弱酸鹽  ；

　　：強堿強酸鹽     ；

　　剖析原因：寫出離子方程式及化學方程式。

　　與 電離出來 結合成弱電解質

　　破壞了水電離平衡，減少水電離，使溶液中 濃度增大，堿性增強。

　　與 電離出來的 結合生成弱堿 ，破壞了水電離平衡，促使水電離，使溶液中 濃度增大，酸性增強。

　　強酸、強堿鹽，不水解只電離。溶液顯中性。

　　三、引出水解定義，歸納水解一般規律

　　1.定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的 或 結合生成弱電解質的反應叫做鹽類水解。

　　2.水解一般規律：

　　誰弱誰水解：水解離子一定是鹽電離出來的弱離子（弱酸陰離子，或弱堿陽離子）。

　　誰強顯誰性：堿強顯堿性，酸強顯酸性。

　　都強不水解。

　　都弱都水解（了解就可）

鹽類的水解 篇7

　　目的要求：（1）使學生理解鹽類水解的實質，能初步根據鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性，了解鹽類水解在工農業生產和日常生活中的應用。

　　（1）       （1）       學會并掌握鹽類水解的離子方程式。

　　重點難點：鹽類水解的實質；離子方程式書寫。

　　教學過程：

　　引入

　　實驗：把少量的醋酸鈉、氯化銨、氯化鈉的晶體分別投入三個盛有蒸餾水的試管，溶解，然后用ph試紙加以檢驗。

　　實驗

　　現象：醋酸鈉：顯堿性

　　氯化鈉：顯中性

　　氯化銨：顯酸性

　　提問

　　(1)  (1)  哪些酸是強酸或弱酸？

　　(2)  (2)  哪些堿是強堿或弱堿？

　　(3)  (3)  鹽分為哪幾類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、絡鹽

　　強酸弱堿鹽(氯化銨)

　　正鹽：  強堿弱酸鹽（醋酸鈉）

　　強酸強堿鹽（氯化鈉）

　　弱酸弱堿鹽（醋酸銨）

　　設問

　　酸的溶液顯酸性，堿的溶液顯堿性，那么酸與堿反應生成的鹽，溶液顯什么性？

　　討論

　　醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質，他們溶于水完全電離成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中[h+]=[oh-]，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即[h+]<[oh-],氯化銨溶液顯酸性，即[h+]>[oh-].

　　板書

　　ch3coona  ph>7   [oh-]>[h+]

　　nh4cl     ph<7   [h+]>[oh-]

　　nacl      ph=7   [h+]=[oh-]

　　明確

　　醋酸鈉電離出來的離子跟水發生了作用。

　　那么醋酸鈉電離出的哪一種離子能使水中的[h+]、[oh-]發生變化？

　　h2o === h+ + oh-

　　naac ==== ac- + na+

　　ch3coo-能與水溶液中的氫離子結合生成難電離的醋酸分子，從而使水的電離向正反應方向移動，這時，[ac-]下降，[oh-]升高，[h+]下降，那么，醋酸鈉與水的反應能不能進行得很徹底呢？

　　板書

　　naac === na+ + ac-

　　+

　　h2o === oh- + h+

　　hac

　　ch3coo- + h2o ==== ch3cooh + oh-

　　nh4cl === nh4+ + oh-

　　+

　　h2o === oh- + h+

　　nh3.h2o

　　nh4cl + h2o ==== nh3.h2o + hcl

　　以上兩種溶液都并存著兩個平衡

　　提問

　　上述兩種鹽溶液與水反應的實質是什么？

　　醋酸鈉與水反應的實質是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸的過程。

　　氯化銨與水反應的實質是：氯化銨電離出的銨離子和水電離出的氫氧根離子結合生成弱電解質一水合氨的過程。

　　板書

　　鹽類的水解：在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。

　　水解的結果：生成了酸和堿，因此鹽的水解反應是酸堿中和反應的逆反應。

　　酸 + 堿 ==== 鹽 + 水

　　板書

　　1.     1.     強堿弱酸鹽的水解：（如：醋酸鈉）弱酸陰離子與水電離出的氫離子結合生成弱電解質的反應。平衡時，氫氧根離子濃度>氫離子濃度。

　　例如：na2co3二元弱酸鹽的水解，分步進行。

　　第一步，生成酸式鹽和堿

　　na2co3 === 2na+ + co32-

　　+

　　h2o ===== oh- + h+

　　hco3-

　　離子方程式：co32- + h2o == hco3- + oh-

　　第二步，水解生成酸和堿

　　nahco3 ==== na+ + hco3-

　　+

　　h2o ====== oh- + h+

　　h2co3

　　離子方程式：hco3- + h2o === h2co3 + oh-

　　說明

　　碳酸鈉第二步水解的程度非常小，平衡時碳酸濃度很小，不會放出二氧化碳氣體。

　　練習

　　硫化鈉、磷酸鉀分步水解的方程式。

　　板書

　　弱酸的陰離子+ 水==== 弱電解質+ 氫氧根離子

　　結果：氫氧根離子濃度>氫離子濃度 溶液呈堿性。

　　板書

　　2.     2.     強酸弱堿鹽的水解(如：氯化銨)

　　實質：組成鹽的弱堿陽離子跟水電離出的氫氧根離子結合生成弱電解質的反應。

　　結果：氫離子濃度>氫氧根離子濃度，溶液顯酸性。

　　板書

　　alcl3 ==== al3+ 3cl-

　　+

　　3h2o === 3oh- + 3h+

　　al(oh)3

　　al3+ + 3h2o === al(oh)3 + 3h+

　　nh4+ + h2o === nh3.h2o + h+

　　fe3+ + 3h2o === fe(oh)3 + 3h+

　　弱堿陽離子 + 水 ==== 弱電解質 + 氫離子

　　結果：氫離子濃度>氫氧根離子濃度，顯酸性。

　　板書

　　3.     3.     弱酸弱堿鹽的水解：（如：醋酸銨）

　　nh4ac === nh4+ + ac-

　　+     +

　　h2o === oh- + h+

　　nh3.h2o  hac

　　nh4+ + ac- + h2o === nh3.h2o + hac

　　由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。

　　設問

　　硫化鋁在水溶液中不存在，這是為什么？

　　分析

　　al2s3 + 6h2o == 2al(oh)3 +  3h2s

　　如果水解生成的酸堿是極弱的，并且是難溶物和氣體，水解程度趨于完全。

　　如：碳酸銨等。

　　板書

　　4.     4.     強酸強堿鹽不水解。

　　強酸強堿鹽電離出的陰離子、陽離子都不與水電離出的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質，所以，溶液中鹽電離的陽離子、陰離子和氫離子、氫氧根離子的數目都保持不變，沒有破壞水的電離平衡，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，顯中性。

　　板書

　　影響水解的因素：

　　（1）       （1）       內因：鹽的離子與水中的氫離子或氫氧根離子結合的能力的大小，組成鹽的酸或堿的越弱，鹽的水解程度越大。“無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強顯誰性”

　　（2）       （2）       外因：（一）溫度：由于水解反應是中和反應的逆反應，而中和反應是放熱反應，因此，水解反應是吸熱反應。所以，升高溫度會使鹽的水解程度增大。

　　（二）濃度：溶液濃度越小，實際上是增加了水的量，可使平衡相正反應方向移動，使鹽的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中濃度同時減小的原理來解釋）。

　　例題

　　1.     1.     判斷溶液的ph值：

　　強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽等。

　　2.     2.     如何對比nax、nay、naz的堿性。已知；酸性hx》hy》hz

　　3.     3.     ru如何對比碳酸鈉、碳酸氫鈉的堿性。

　　4.     4.     將氯化鋁、偏鋁酸鈉、氯化鐵分別蒸干灼燒后的產物是什么？

　　板書

　　與鹽類水解有關的應用

　　1.     1.     明礬的凈水作用

　　2.     2.     熱碳酸鈉溶液的洗滌力強

　　3.     3.     制備氫氧化鐵膠體

　　4.     4.     氯化銨溶液中加入鎂粉產生氫氣

　　5.     5.     蒸發氯化鐵溶液，不能得到純綠化鐵

　　6.     6.     焊接時可用氯化鋅、氯化銨溶液除銹

　　7.     7.     配制氯化鐵溶液時需加少量鹽酸

　　8.     8.     泡沐滅火器的反應原理

　　9.     9.     比較鹽溶液的ph值大小

　　10.  10.  判斷溶液中離子濃度大小

　　例如：相同物質的量濃度、相同體積的醋酸和氫氧化鈉中和，所得溶液中離子濃度由大到小的順序是：

　　11.  11.  判斷離子是否共存

　　12.  12.  酸式鹽溶液酸堿性的判斷

　　某些肥料不宜混合使用。（如：草木灰、碳酸銨、重鈣等）

　　作業

　　教材 47-48頁 1 2 做在書上，3、4、5做在作業本上。

　　練習冊：獨立完成。

鹽類的水解 篇8

　　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

　　A.     B.     C.     D.

　　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？

　　2.比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”

　　例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？

　　∵ 的酸性比 酸性強。

　　∴ 水解程度大于 水解程度。

　　∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。

　　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：

　　在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　解題思路：

　　溶液中存在二個守恒關系

　　a.電荷守恒，即

　　…………（1）

　　b.物料守恒，即晶體中：

　　在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及

　　∴ ………………（2）

　　將（2）－（1）得

　　綜上分析，關系正確的有A.C.D。答案：［B］

　　隨堂練習

　　1.在 溶液中存在的下列關系不正確的是（   ）

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　2.為了除去 酸性溶液中的 ，可在加熱攪拌下加入一種試劑過濾后，再加入適量鹽酸，這種試劑是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　3.下列各物質中，指定微粒的物質的量為1：1的是（   ）

　　A. 中的 和         B. 的純水中 和

　　C. 中電子和中子         D.明礬溶液中 與

　　4.下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質固體的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　總結、擴展

　　1.影響鹽類水解的因素及其影響原理。

　　2.鹽類水解知識的應用：

　　（1）配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。

　　3.擴展

　　泡沫滅火劑包括 溶液（約1mol/L）， 溶液（約1mol/L）及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是                  。 溶液和 溶液的體積比約是        。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為                ；若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為                  。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是                。

　　板書設計 ：

　　1.水解的一般規律

　　（1）誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質（酸性或堿性）的常規分析方法。

　　（2）越弱越水解。

　　①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。

　　②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。

　　（3）水解是微弱的。

　　（4）都強不水解。

　　2.外界條件對鹽水解的影響

　　（1）溫度（實驗1）

　　（2）溶液的酸、堿性（實驗2）

　　3.鹽類水解利用

　　（1）應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸（ ），抑制 水解。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。

　　4.典型例題

　　5.擴展

　　探究活動

　　探究實驗

　　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。

鹽類的水解 篇9

　　大家好，我是來自師范大學的，我今天說課的課題是魯科版《化學反應原理》第三章第二節鹽類的水解第1課時。下面，我將從教學觀、教材分析、學生分析、教學目標以及教學過程五個方面來闡述我的教學設計。

　　一、說教學觀

　　由于本節課是基于活動教學觀而進行的教學設計，下面我將簡單介紹一下活動教學觀。活動教學觀以“以活動促發展”為教學的指導思想，認為“活動”是“發展”的必由之路。教學過程就是一個特殊的活動過程，教學的關鍵就在于構建學生的主體性學習活動，讓學生在活動中完成對知識、技能、策略的掌握和學習能力的全面發展。

　　活動教學觀是以在教學過程中構建具有創造性、實踐性、操作性的學生主體活動為主要形式，以鼓勵學生主動參與、主動探索、主動思考、主動實踐為基本特征，以實現學生學習能力綜合發展為核心，以促進學生整體素質全面提高為根本目的的教學觀。活動教學觀具有以下三個特點：突出學生對知識主動探索發現的學習，強調學生獨立探索與合作交流相結合，重視引導學生對知識進行概括和系統化。

　　在活動教學觀的指導下，通過對教材以及學生分析，得出本節課的教學目標，根據教學目標進而組織教學活動，具體的教學過程分為：創設問題情境、組織問題解決、引導知識整理、指導練習應用、提供反饋評價。首先，我來說一下我對教材的分析。

　　二、說教材分析

　　魯科版《化學反應原理》一共由三章組成，即：化學反應與能量轉化，化學反應的方向、限度與速率，物質在水溶液中的行為。第三章又分為水溶液，弱電解質的電離 鹽類的水解，沉淀溶解平衡，離子反應四節內容，而處于第二節第二大塊的鹽類的水解知識在高中化學學習中起到一個承前啟后的作用，因為鹽類水解的學習可以加深對強弱電解質，離子反應和離子反應方程式等知識更深的理解，同時對電解質在水溶液中的電離行為進一步認識。并且鹽類水解是繼弱酸、弱堿及水的電離平衡體系之后的又一個電解質溶液的平衡體系，有利于學生形成完整的電解質溶液的平衡體系。鹽類水解的相關知識還可以進一步指導高三有關電解和物質的檢測等知識的學習。

　　三、說學生分析

　　結合之前所學的化學平衡的原理，化學平衡的移動，水的電離平衡以及弱電解質的電離平衡等知識，學生具備了分析溶液中各種離子水解平衡的能力。另外，學生經過高中兩年的化學學習，其獨立學習的能力有了長足的進步，理性認識能力得到了較大的發展。

　　四、說教學目標

　　根據以上分析，結合新課標的基本理念，本節課的三維教學目標確定為：

　　1. 知識與技能：

　　a.理解鹽類水解的本質，能判斷各類鹽的水溶液的酸堿性，會解釋鹽類物質的水溶液顯酸性或顯堿性的原因

　　b.初步掌握鹽類水解方程式和離子方程式的書寫

　　2.過程與方法：

　　a. 通過參與實驗探究，學會控制變量的方法，體驗科學探究的過程

　　b. 通過師生交流討論，學會分析和歸納，體驗邏輯推理和綜合歸納的過程

　　3.情感態度與價值觀：

　　a.通過實驗，培養合作精神和創新精神

　　b.學會用辯證唯物主義的觀點認識酸堿中和反應和鹽類水解反應

　　五、說教學過程

　　1. 首先呈現問題：酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液呢？是否一定顯中性？通過問題激發學生思考，使學生帶著因疑惑引發的激情和想要解決問題的迫切心情參與課堂活動。

　　2. 緊接著，進行分組實驗。當學生們發現實驗結果與其想象的鹽溶液的酸堿性不同時，就引起了認知沖突，為后續的學習做鋪墊，并讓學生獲得鹽的水溶液不一定顯中性的感性認識。

　　3. 在實驗之后，自然會得出三個問題：為什么有的鹽溶液會顯酸性或堿性？鹽溶液顯酸、堿性有何規律？我們如何表示鹽溶液顯酸堿性的過程？而這正是本節課要解決的主要問題。

　　整個教學環節一，都是為了引起學生的注意和預期，明確任務。

　　4. 接下來進行教學環節二，首先，教師提出問題：向水中加入醋酸鈉固體，溶液中會發生哪些變化？于是，教師引導學生分析，溶液中，水可以電離出……醋酸鈉可以電離出……再依據碰撞理論，學生可以順利想到溶液中將形成弱電解質CH3COOH，再考慮到CH3COOH的生成使溶液中C(H+)減少，水的電離平衡向右移動，致使溶液中C(OH-)>C(H+)，于是溶液顯堿性。

　　5. 在問題2解決后，再讓學生自己分析氯化銨、氯化鈉固體加入水中后，溶液所發生的變化。由于在教師與學生共同交流與合作分析出醋酸鈉溶液顯堿性的原因之后，學生已經初步具備了分析鹽類在水溶液中的行為的能力。此時問題3的提出有利于學生實現知識的遷移應用，促進新知識的掌握。

　　6. 經過以上的教學活動，學生對鹽類水解有了自己的認識，可以讓學生嘗試給出鹽類水解的定義。再經過師生共同分析，得出鹽類水解的本質。

　　7. 然后提出問題4鹽類水解有何規律？學生根據鹽類水解的定義和本質，再回扣分組實驗的結果，總結出鹽類水解的規律，即有弱才水解，無弱不水解，誰強顯誰性。

　　8. 接著讓學生思考如何用方程式來表示鹽的水解，以及多元弱酸的鹽和多元弱堿的鹽如何書寫其水解方程式？

　　9. 經過前面的學習，學生知道鹽加入水中有些會水解而有些不會。此時，應該趁熱打鐵，幫助學生對知識進行概括和系統化。加深學生對鹽類水解的本質、定義以及水解方程式書寫的印象。該環節的目的是讓學生實現知識的整合與建構。

　　10.為了檢測學生對知識的理解是否正確，靜態的知識結構是否轉化為動態的程序性知識，并形成有利于問題解決的活動經驗結構，需要教師指導學生進行相應的練習，通過練習獲得有關知識理解的反饋信息，促進知識的遷移，使知識轉化為能力。為此，我精選了嘗試性練習和創新應用性練習兩種類型的習題。嘗試性練習幫助學生知識再現，創新應用性練習幫助學生將不同的知識技能結構進行重新組塊。

　　11. 通過課下對作業的批改和與學生的交流討論，了解學生對該節課內容的掌握情況，并提供反饋和評價。此環節設計的目的是為了檢驗教學目標達成情況。

　　12. 再根據提供的反饋評價對教學設計進行改組優化。

　　13. 我的說課到此結束，謝謝！

鹽類的水解 篇10

　　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

　　A.     B.     C.     D.

　　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？

　　2.比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”

　　例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？

　　∵ 的酸性比 酸性強。

　　∴ 水解程度大于 水解程度。

　　∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。

　　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：

　　在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　解題思路：

　　溶液中存在二個守恒關系

　　a.電荷守恒，即

　　…………（1）

　　b.物料守恒，即晶體中：

　　在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及

　　∴ ………………（2）

　　將（2）－（1）得

　　綜上分析，關系正確的有A.C.D。答案：［B］

　　隨堂練習

　　1.在 溶液中存在的下列關系不正確的是（   ）

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　2.為了除去 酸性溶液中的 ，可在加熱攪拌下加入一種試劑過濾后，再加入適量鹽酸，這種試劑是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　3.下列各物質中，指定微粒的物質的量為1：1的是（   ）

　　A. 中的 和         B. 的純水中 和

　　C. 中電子和中子         D.明礬溶液中 與

　　4.下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質固體的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　總結、擴展

　　1.影響鹽類水解的因素及其影響原理。

　　2.鹽類水解知識的應用：

　　（1）配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。

　　3.擴展

　　泡沫滅火劑包括 溶液（約1mol/L）， 溶液（約1mol/L）及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是                  。 溶液和 溶液的體積比約是        。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為                ；若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為                  。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是                。

　　板書設計：

　　1.水解的一般規律

　　（1）誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質（酸性或堿性）的常規分析方法。

　　（2）越弱越水解。

　　①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。

　　②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。

　　（3）水解是微弱的。

　　（4）都強不水解。

　　2.外界條件對鹽水解的影響

　　（1）溫度（實驗1）

　　（2）溶液的酸、堿性（實驗2）

　　3.鹽類水解利用

　　（1）應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸（ ），抑制 水解。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。

　　4.典型例題

　　5.擴展

　　探究活動

　　探究實驗

　　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。

鹽類的水解 篇11

　　教學目標 

　　知識目標

　　理解鹽類的水解（強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽）的本質，及鹽類水解對溶液酸堿性的影響及其變化規律；

　　正確書寫鹽類水解的離子方程式；

　　對鹽類水解的應用有大致的印象。

　　能力目標

　　培養學生對知識的綜合應用能力，如對電解質的電離、水的電離平衡和水的離子積以及平衡移動原理等知識的綜合應用能力；

　　培養學生進行分析、歸納、推理的邏輯思維能力。

　　情感目標

　　使學生建立起“事物變化，內因是決定因素，外部因素是變化的條件”的對立統一的自然辯證觀。

　　;

　　教學建議

　　教材分析

　　本節教材是前面所學的電解質的電離、水的電離平衡和水的離子積，以及平衡移動原理等知識的綜合應用。也是本章的教學重點和難點。學生對前面所學知識的理解程度將直接影響對本節內容的學習。

　　教材密切聯系上一節，引導學生聯想鹽溶液是否呈中性。并通過〔實驗3－1〕來回答這個問題，并引導學生根據實驗結果討論，鹽溶液的酸堿性與組成該鹽的酸或堿的強弱之間有什么關系？從而把鹽溶液的酸堿性與鹽的組成聯系起來，為分類討論鹽類的水解奠定了基礎。

　　在分類介紹鹽類的水解時，重點說明鹽類電離產生的弱酸或弱堿離子對水的電離平衡所產生的影響，并配以形象化的示意圖，使學生理解鹽類水解的本質。是本節教學重點。之后，教材提及強酸可堿鹽不水解，并簡單說明其溶液呈中性的原因。這能使學生更好地理解前兩類鹽水解的本質。關于弱酸弱堿鹽的水解，大綱沒有要求。

　　關于教材第二部分內容——鹽類水解的利用，大綱只要求A層次，但在具體討論鹽類水解的利用的實例時，往往涉及到鹽類水解的本質以及平衡移動原理等知識，通過分析，使學生鞏固并加深對相關知識的理解。

　　教法建議

　　關于鹽類水解

　　本內容是對所學的電離理論、水的電離平衡、平衡移動原理等知識的綜合運用，教學中注意引導啟發學生運用所學知識來解決本節的有關問題。

　　1.關于鹽類水解的引入，可采取探究討論的形式。結合上一節知識，提出問題。將課本中的實驗改為探究實驗，在教師指導下，由學生操作。

　　由實驗結果展開討論：

　　（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？

　　（2）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　從而使學生認識鹽溶液的酸堿性與鹽的組成之間的內在聯系。

　　2.鹽類水解的本質

　　以 的水解為例，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解，說明鹽類水解的本質。

　　（1）提出問題：①在 溶液中存在幾種電離？

　　② 對水的電離平衡有何影響？

　　③為什么 溶液顯酸性？

　　（2）分析討論：通過上述問題設置，引導學生運用電離理論和平衡移動原理展開討論，使學生理解由于生成難電離的弱電解質 促使水的電離，使溶液中 增大，從而使溶液呈酸性。寫出反應的方程式，并引出鹽類水解的定義。

　　并運用這種分析方法，分析接下來的幾種鹽的水解。

　　與水電離的 結合生成了弱電解質醋酸，使水的電離平衡向正反應方向移動， 逐漸增大，直至建立新的平衡，結果， ，因而 溶液顯堿性。寫出反應的方程式。

　　分析時可利用圖3－10幫助學生理解，或利用計算機輔助教學，模擬鹽類水解的過程，使教學更加生動形象、直觀。

　　通過分析，總結出鹽類水解的一般規律：

　　誰弱誰水解：水解離子一定是鹽電離出來的弱離子（弱酸陰離子，或弱堿陽離子）。

　　誰強顯誰性：堿強顯堿性，酸強顯酸性。

　　都強不水解。

　　都弱都水解（了解就可）

　　3.關于正確書寫鹽類水解的離子方程式

　　（l）找出鹽類組成中發生水解的離子，直接寫出鹽類水解的離子方程式。

　　（2）一般鹽類水解的程度很小，水解產物也很少，通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“↓”或“↑”。為使學生明確這一點，可讓學生仔細觀察 、 溶于水時的現象。

　　（3）鹽類水解是可逆反應，離子方程式中一般用“ ”號。

　　（4）多元弱酸的鹽分步水解，第一步較容易發生，第二步比第一步難，水解時以第一步為主。

　　（5）安排適當的課內外練習，使學生能夠正確熟練地書寫鹽類水解的離子方程式。

　　關于鹽類水解的利用

　　包括兩個方面介紹。一是分析影響鹽類水解的因素，二是討論鹽為水解知識的應用。

　　分析影響鹽類水解的因素。指出主要因素是鹽本身的性質；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。

　　鹽類水解知識的應用，通過對一系列分類實例的討論分析，鞏固和加深學生對鹽類水解原理和平衡移動原理的理解，并提高學生靈活運用知識的能力。

　　教學設計方案一

　　課題：鹽類的水解

　　重點：理解鹽類水解的本質

　　難點：鹽類水解方程式的書寫和分析

　　第一課時

　　教學設計

　　1.采用實驗手段啟發學生思考，激發學生學習興趣，調動學生學習積極性。（此實驗可在教師指導下由學生完成）

　　（1）用蒸餾水配制 溶液， 溶液， 溶液。

　　（2）用 試紙測定三種鹽溶液的 ，并記錄：

　　：

　　教師設疑：（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？

　　（2）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　2.鹽類水解實質

　　教師通過對強堿弱酸所生成鹽的水解的分析，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解。

　　教師引導學生進行歸納：

　　鹽溶液是堿性，溶液中 增大？為什么會增大呢？ 是從哪來的呢？

　　鹽溶液呈酸性，溶液中 增大？為什么會增大呢？ 是從哪來的呢？

　　3.引導歸納鹽組成與其水解和溶液酸堿性的內在聯系。

　　教學步驟 

　　（一）知識準備

　　酸＋堿＝鹽＋水（中和反應，可以理解鹽可以由相應的酸和堿反應生成）

　　（二）引入新課

　　1.準備四種鹽溶液。分別測定它們 。并作記錄：

　　溶液酸堿性分析

　　（1） 溶液。

　　（2） 溶液。

　　（3） 溶液。

　　（4） 溶液。

　　2.根據現象引導思考：

　　（1）鹽溶液是否一定都呈中性？從實驗現象你認為哪些鹽溶液可呈中性？

　　（2）為什么鹽溶液有的呈酸性，有的呈堿性呢？

　　（3）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　3.點題

　　本節討論的鹽類水解知識幫助我們來解決這些問題。

　　（1）鹽類水解實質：

　　① 溶液（弱堿強酸鹽，水溶液 ，呈酸性）

　　（鹽電離強電解質電離是完全的）

　　（水電離，弱電解電離是部分的，可逆的）

　　由于生成難電離的弱電解質 促使水的電離，使溶液中 增大，從而使溶液呈酸性。

　　水解方程式：

　　水解離子方程式：

　　② 溶液（強堿弱酸鹽，水溶液 ，呈堿性）

　　（鹽，弱電解質，完全電離）

　　（水，弱電解質，存在電離平衡）

　　由于生成難電離的弱電解質 分子，使溶液中 減少，促使 的電離，從而使溶液中 增大，溶液呈現堿性。

　　③ 溶液

　　（鹽，強電解質，完全電離）

　　由于 結合 的能力與 的能力相當，使溶液中 與 仍相等，所以溶液呈中性。

　　（三）隨堂練習

　　1.在水中加入下列物質，可使水的電離平衡向電離方向移動的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　2.判斷下列鹽類水解的敘述中正確的是（   ）

　　A.溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽

　　B.含有弱酸根鹽的水溶液一定呈堿性

　　C.鹽溶液的酸膿性主要決定于形成鹽的酸和堿的相對強弱

　　D.碳酸溶液中氫離子物質的量濃度是碳酸根離子物質的量濃度的兩倍

　　3.物質的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　4.下列各組離子，在強堿性溶液中可以大量共存的是（   ）

　　A.      B.

　　C.        D.

　　5.為了使 溶液中 的比值變小，可加入的物質是（   ）

　　A.適量鹽酸          B.適量 溶液

　　C.適量KOH溶液     D.適量KHS溶液

　　（四）總結、擴展

　　1.鹽類水解的實質

　　在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的 和 生成弱電解質，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。

　　2.鹽類水解的類型和規律

　　（1）通常鹽類水解程度是很小的，而且是可逆的。

　　（2）水解規律：

　　有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。

　　①強酸弱堿生成的鹽水解：溶液呈酸性，是弱堿的陽離子水解生成對應的弱堿，使溶液顯酸性。如： 等。

　　②強堿弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性，原因是弱酸根發生水解，生成對應弱酸，使溶液顯堿性，如： 等。

　　③強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，如 等。

　　④弱酸弱堿鹽強烈水解。（此內容大綱不作要求，不宜向學生補充）

　　a.酸強于堿，顯酸性，如 ；

　　b.堿強于酸，顯堿性，如

　　c.酸堿相當，顯中性，如

　　⑤弱酸酸式鹽水解：取決于酸式酸根的電離程度和水解程度相對大小。

　　a.若電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，如 等。

　　b.若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性，如 等。

　　3.擴展

　　氮、磷、鉀是植物生長的重要營養元素，洗衣粉中加入由磷酸脫水制得的多磷酸的鈉鹽作配料，能起到軟化水的作用，但使用此類洗衣粉會造成水質污染。

　　（1）試簡述污染水質的原因。

　　（2）某種無磷洗衣粉中加入了硅酸鈉作配料，試說明這種配料的有關性質和作用。

　　板書設計 

　　一、鹽的組成類別

　　1.強酸強堿鹽：如 等；

　　2.強酸弱堿鹽：如 等；

　　3.弱酸弱堿鹽：如 等；

　　4.弱酸弱堿鹽：如 等；

　　二、實驗測定鹽溶液的 是不是都等于7

　　1.測蒸餾水 ；

　　2.測 溶液 ；

　　3.測 溶液 ；

　　4.測 溶液 值。

　　列表比較：

　　提出問題：為什么都是鹽溶液的（2）（3）（4）三種溶液 會有顯著差異呢？

　　：強酸強堿鹽     ；

　　：強堿弱酸鹽  ；

　　：強堿強酸鹽     ；

　　剖析原因：寫出離子方程式及化學方程式。

　　與 電離出來 結合成弱電解質

　　破壞了水電離平衡，減少水電離，使溶液中 濃度增大，堿性增強。

　　與 電離出來的 結合生成弱堿 ，破壞了水電離平衡，促使水電離，使溶液中 濃度增大，酸性增強。

　　強酸、強堿鹽，不水解只電離。溶液顯中性。

　　三、引出水解定義，歸納水解一般規律

　　1.定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的 或 結合生成弱電解質的反應叫做鹽類水解。

　　2.水解一般規律：

　　誰弱誰水解：水解離子一定是鹽電離出來的弱離子（弱酸陰離子，或弱堿陽離子）。

　　誰強顯誰性：堿強顯堿性，酸強顯酸性。

　　都強不水解。

　　都弱都水解（了解就可）

鹽類的水解 篇12

　　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

　　A.     B.     C.     D.

　　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？

　　2.比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”

　　例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？

　　∵ 的酸性比 酸性強。

　　∴ 水解程度大于 水解程度。

　　∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。

　　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：

　　在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　解題思路：

　　溶液中存在二個守恒關系

　　a.電荷守恒，即

　　…………（1）

　　b.物料守恒，即晶體中：

　　在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及

　　∴ ………………（2）

　　將（2）－（1）得

　　綜上分析，關系正確的有A.C.D。答案：［B］

　　隨堂練習

　　1.在 溶液中存在的下列關系不正確的是（   ）

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　2.為了除去 酸性溶液中的 ，可在加熱攪拌下加入一種試劑過濾后，再加入適量鹽酸，這種試劑是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　3.下列各物質中，指定微粒的物質的量為1：1的是（   ）

　　A. 中的 和         B. 的純水中 和

　　C. 中電子和中子         D.明礬溶液中 與

　　4.下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質固體的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　總結、擴展

　　1.影響鹽類水解的因素及其影響原理。

　　2.鹽類水解知識的應用：

　　（1）配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。

　　3.擴展

　　泡沫滅火劑包括 溶液（約1mol/L）， 溶液（約1mol/L）及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是                  。 溶液和 溶液的體積比約是        。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為                ；若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為                  。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是                。

　　板書設計 ：

　　1.水解的一般規律

　　（1）誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質（酸性或堿性）的常規分析方法。

　　（2）越弱越水解。

　　①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。

　　②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。

　　（3）水解是微弱的。

　　（4）都強不水解。

　　2.外界條件對鹽水解的影響

　　（1）溫度（實驗1）

　　（2）溶液的酸、堿性（實驗2）

　　3.鹽類水解利用

　　（1）應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸（ ），抑制 水解。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。

　　4.典型例題

　　5.擴展

　　探究活動

　　探究實驗

　　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。

鹽類的水解 篇13

　　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

　　A.     B.     C.     D.

　　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？

　　2.比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”

　　例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？

　　∵ 的酸性比 酸性強。

　　∴ 水解程度大于 水解程度。

　　∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。

　　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：

　　在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　解題思路：

　　溶液中存在二個守恒關系

　　a.電荷守恒，即

　　…………（1）

　　b.物料守恒，即晶體中：

　　在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及

　　[1] [2] [3] 下一頁  

鹽類的水解 篇14

　　第24講  鹽類的水解

　　考點1 鹽類水解反應的本質

　　（一） 鹽類水解的實質：溶液中鹽電離出來的某一種或多種離子跟                 結合生成           ，從而了水的電離。

　　（二）鹽類水解的條件：鹽必須能       ；構成鹽的離子中必須有，如nh4+、al3+、co32-、s2-等。

　　（三）鹽類水解的結果

　　（1）      了水的電離。

　　（2）鹽溶液呈什么性，取決于形成鹽的對應的酸、堿的相對強弱；如強酸弱堿鹽的水溶液顯      ，強堿弱酸鹽的水溶液顯      ，強酸強堿鹽的水溶液顯     ，弱酸弱堿鹽的水溶液是           。（3）生成了弱電解質。

　　(四)特征

　　（1）水解     ：鹽+水  酸 + 堿，δh     0

　　（2）鹽類水解的程度一般比較    ，不易產生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“↓”或“↑”；但若能相互促進水解，則水解程度一般較大。

　　[特別提醒]：分析影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。

　　強堿弱酸鹽：弱酸根離子與水電離出的h+結合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子，從而使溶液中c(h+)減小，c(oh-)增大，即c(oh-)>c(h+)。如na2co3,nahco3

　　強酸弱堿鹽：弱堿陽離子與水電離出的oh-結合生成弱堿，從而使溶液中c(h+)增大，c(oh-)減小，即c(oh-)>c(h+)。nh4cl,alcl3

　　弱堿弱酸鹽：弱堿陽離子與水電離出的oh-結合生成弱堿，弱酸根離子與水電離出的h+結合生成弱酸或弱酸酸式酸根離子。ch3coonh4

　　[例1] 25℃時，相同物質的量濃度下列溶液中，水的電離程度由大到小排列順序正確的是（　 ）

　　①kno3　 ②naoh　 ③ch3coo nh4　 ④nh4cl

　　a、①>②>③>④　　　　　　　　　　 b、④>③>①>②

　　c、③>④>②>①　　　　　　　　　　 d、③>④>①>②

　　[解析]①kno3為強酸強堿鹽，在水溶液中電離出的k+和no—對水的電離平衡無影響；

　　②naoh為強堿在水溶液中電離出的oh—對水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小；

　　③ch3coonh4為弱酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的nh4+和ch3coo—均可以發生水解生成弱電解質nh3•h2o和ch3cooh，并能相互促進，使水解程度加大從而使水的電離程度加大。

　　④nh4cl為強酸弱堿鹽，在水溶液中電離出的nh4+ 可以發生水解生成弱電解質nh3•h2o，促進水的電離，但在相同濃度下其水解程度要小于ch3coonh4，該溶液中水的電離程度小于ch3coonh4中的水的電離程度。

　　【答案】d

　　[規律總結]酸、堿對水的電離起抑制作用，鹽類的水解對水的電離起促進作用。

　　考點2溶液中粒子濃度大小的比較規律

　　1.多元弱酸溶液，根據     電離分析，如在h3po4的溶液中，                       

　　2.多元弱酸的正鹽溶液根據弱酸根的分步水解分析，如na2 s溶液中c(na+)＞c(s2-)＞c（oh－）＞c（hs-）

　　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的因素。如相同物質的量濃度的下列各溶液中①nh4cl ②ch3coonh4  ③nh4hso4,c（nh4+）由大到小的順序是          。

　　4.混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素，水解因素等。

　　(1)弱酸與含有相應酸根的鹽混合，若溶液呈酸性，說明弱酸的電離程度      相應酸根離子的水解程度。如ch3cooh與ch3coona溶液呈       ，說明ch3cooh的電度程度比ch3coo—的水解程度要大，此時，c(ch3cooh)<c(ch3coo—)。

　　(2)弱酸與含有相應酸根的鹽混合，若溶液呈堿性，說明弱酸的電離程度     相應酸根離子的水解程度。

　　如hcn與nacn的混合溶液中，c(cn—)<c(na+),則說明溶液呈堿性，hcn的電度程度比cn—的水解程度要    ，則c(hcn)>c(cn—)。

　　(3)弱堿與含有相應弱堿陽離子的鹽的混合的情況，與(1)、(2)的情況類似。

　　[特別提醒]理解透水解規律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性。

　　[例2] 在0.1 mol•l－1的 nh4cl和0.1 mol•l－1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序。

　　[答案]c（nh4+）＞c（cl－）＞c（oh－）＞c（h+）。在該溶液中，nh3•h2o的電離與nh4+的水解互相抑制，nh3•h2o電離程度大于nh4+的水解程度時，溶液呈堿性：c（oh－）＞c（h+），同時c（nh4+）＞c（cl－）。

　　[規律總結] 要掌握鹽類水解的內容這部分知識，一般來說要注意幾個方面：1、鹽類水解是一個可逆過程；2、鹽類水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原則即電量守恒和物料守恒(這兩個方法在比較離子濃度和相關計算方面有較多的運用)。

　　考點3 鹽類水解的應用

　　1.判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時，通常需考慮     。

　　如：相同條件，相同物質的量濃度的下列八種溶液：na2co3、naclo、ch3coona、na2so4、nahco3、naoh 、(nh4)2so4、nahso4等溶液，ph值由大到小的順序為：

　　naoh>naclo>na2co3>nahco3>ch3coona >na2so4>(nh4)2so4>nahso4

　　2.比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，當鹽中含有     的離子，需考慮鹽的水解。

　　3.判斷溶液中離子能否大量共存。當有            和            之間能發出雙水解反應時，     在溶液中大量共存。

　　如：al3+、nh4+與hco3-、co32-、sio32-等，不能在溶液中大量共存。

　　4.配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴加幾滴           ，來       鹽的水解。

　　5.選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備al2s3時，因無法在溶液中制取（會完全水解），只能由干法直接反應制取。

　　加熱蒸干alcl3、mgcl2、fecl3等溶液時，得不到alcl3、mgcl2、fecl3晶體，必須在蒸發過程中不斷通入     氣體，以抑制alcl3、mgcl2、fecl3的水解，才能得到其固體。

　　6.化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解。

　　如：銨態氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分k2co3）水解呈       。

　　7.某些試劑的實驗室存放，需要考慮鹽的水解。

　　如：na2co3、na2sio3等水解呈堿性，不能存放在           的試劑瓶中；nh4f不能存放在玻璃瓶中，應nh4f水解應會產生hf，腐蝕玻璃 。

　　8.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。

　　9.用鹽溶液來代替酸堿

　　10.明礬能夠用來凈水的原理

　　[特別提醒]：鹽類水解的應用都是從水解的本質出發的。會解三類習題：（1）比較大小型，例：比較ph值大小；比較離子數目大小等。（2）實驗操作型，例：易水解物質的制取；中和滴定中指示劑選定等。（3）反應推理型，例：判斷金屬與鹽溶液的反應產物；判斷鹽溶液蒸干時的條件；判斷離子方程式的正誤；判斷離子能否共存等。

　　[例3]蒸干fecl3水溶液后再強熱,得到的固體物質主要是 (     )

　　a. fecl3         b. fecl3•6h2o        c. fe(oh)3            d. fe2o3

　　[解析] fecl3水中發生水解：fecl3+3h2o   fe(oh)3 + 3hcl，加熱促進水解，由于hcl具有揮發性，會從溶液中揮發出去，從而使fecl3徹底水解生成fe(oh)3，fe(oh)3為不溶性堿，受熱易分解，最終生成fe2o3。

　　【答案】d

　　[規律總結] 易揮發性酸所生成的鹽在加熱蒸干時水解趨于完全不能得到其晶體。例如：alcl3、fecl3；

　　而高沸點酸所生成的鹽，加熱蒸干時可以得到相應的晶體，例：cuso4、naalo2。

　　參考答案

　　考點1 （一）水電離出來的h+或oh-      弱電解質   促進； 

　　（二）溶于水   弱酸的酸根離子或弱堿陽離子

　　（三）（1）促進；  （2）酸性  堿性   中性    誰強顯誰性

　　(四) （1）吸熱   >；（2）小

　　考點2  1. 多步   c（h+）＞c（h2po4-）＞c（hpo42-）＞c（po43-）。

　　3. ③＞①＞②；

　　4.（1）大于   酸性   （2）小于  小

　　考點3  1. 鹽的水解   2. 易水解    3. 弱堿陽離子  弱酸陰離子   不能

　　4. 對應的強酸  抑制    5. hcl      6. 堿性     7. 磨口玻璃塞    

鹽類的水解 篇15

　　教學目標 

　　知識目標

　　理解鹽類的水解（強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽）的本質，及鹽類水解對溶液酸堿性的影響及其變化規律；

　　正確書寫鹽類水解的離子方程式；

　　對鹽類水解的應用有大致的印象。

　　能力目標

　　培養學生對知識的綜合應用能力，如對電解質的電離、水的電離平衡和水的離子積以及平衡移動原理等知識的綜合應用能力；

　　培養學生進行分析、歸納、推理的邏輯思維能力。

　　情感目標

　　使學生建立起“事物變化，內因是決定因素，外部因素是變化的條件”的對立統一的自然辯證觀。

　　;

　　教學建議

　　教材分析

　　本節教材是前面所學的電解質的電離、水的電離平衡和水的離子積，以及平衡移動原理等知識的綜合應用。也是本章的教學重點和難點。學生對前面所學知識的理解程度將直接影響對本節內容的學習。

　　教材密切聯系上一節，引導學生聯想鹽溶液是否呈中性。并通過〔實驗3－1〕來回答這個問題，并引導學生根據實驗結果討論，鹽溶液的酸堿性與組成該鹽的酸或堿的強弱之間有什么關系？從而把鹽溶液的酸堿性與鹽的組成聯系起來，為分類討論鹽類的水解奠定了基礎。

　　在分類介紹鹽類的水解時，重點說明鹽類電離產生的弱酸或弱堿離子對水的電離平衡所產生的影響，并配以形象化的示意圖，使學生理解鹽類水解的本質。是本節教學重點。之后，教材提及強酸可堿鹽不水解，并簡單說明其溶液呈中性的原因。這能使學生更好地理解前兩類鹽水解的本質。關于弱酸弱堿鹽的水解，大綱沒有要求。

　　關于教材第二部分內容——鹽類水解的利用，大綱只要求A層次，但在具體討論鹽類水解的利用的實例時，往往涉及到鹽類水解的本質以及平衡移動原理等知識，通過分析，使學生鞏固并加深對相關知識的理解。

　　教法建議

　　關于鹽類水解

　　本內容是對所學的電離理論、水的電離平衡、平衡移動原理等知識的綜合運用，教學中注意引導啟發學生運用所學知識來解決本節的有關問題。

　　1.關于鹽類水解的引入，可采取探究討論的形式。結合上一節知識，提出問題。將課本中的實驗改為探究實驗，在教師指導下，由學生操作。

　　由實驗結果展開討論：

　　（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？

　　（2）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　從而使學生認識鹽溶液的酸堿性與鹽的組成之間的內在聯系。

　　2.鹽類水解的本質

　　以 的水解為例，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解，說明鹽類水解的本質。

　　（1）提出問題：①在 溶液中存在幾種電離？

　　② 對水的電離平衡有何影響？

　　③為什么 溶液顯酸性？

　　（2）分析討論：通過上述問題設置，引導學生運用電離理論和平衡移動原理展開討論，使學生理解由于生成難電離的弱電解質 促使水的電離，使溶液中 增大，從而使溶液呈酸性。寫出反應的方程式，并引出鹽類水解的定義。

　　并運用這種分析方法，分析接下來的幾種鹽的水解。

　　與水電離的 結合生成了弱電解質醋酸，使水的電離平衡向正反應方向移動， 逐漸增大，直至建立新的平衡，結果， ，因而 溶液顯堿性。寫出反應的方程式。

　　分析時可利用圖3－10幫助學生理解，或利用計算機輔助教學，模擬鹽類水解的過程，使教學更加生動形象、直觀。

　　通過分析，總結出鹽類水解的一般規律：

　　誰弱誰水解：水解離子一定是鹽電離出來的弱離子（弱酸陰離子，或弱堿陽離子）。

　　誰強顯誰性：堿強顯堿性，酸強顯酸性。

　　都強不水解。

　　都弱都水解（了解就可）

　　3.關于正確書寫鹽類水解的離子方程式

　　（l）找出鹽類組成中發生水解的離子，直接寫出鹽類水解的離子方程式。

　　（2）一般鹽類水解的程度很小，水解產物也很少，通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解，因此書寫水解的離子方程式時一般不標“↓”或“↑”。為使學生明確這一點，可讓學生仔細觀察 、 溶于水時的現象。

　　（3）鹽類水解是可逆反應，離子方程式中一般用“ ”號。

　　（4）多元弱酸的鹽分步水解，第一步較容易發生，第二步比第一步難，水解時以第一步為主。

　　（5）安排適當的課內外練習，使學生能夠正確熟練地書寫鹽類水解的離子方程式。

　　關于鹽類水解的利用

　　包括兩個方面介紹。一是分析影響鹽類水解的因素，二是討論鹽為水解知識的應用。

　　分析影響鹽類水解的因素。指出主要因素是鹽本身的性質；外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。

　　鹽類水解知識的應用，通過對一系列分類實例的討論分析，鞏固和加深學生對鹽類水解原理和平衡移動原理的理解，并提高學生靈活運用知識的能力。

　　教學設計方案一

　　課題：鹽類的水解

　　重點：理解鹽類水解的本質

　　難點：鹽類水解方程式的書寫和分析

　　第一課時

　　教學設計

　　1.采用實驗手段啟發學生思考，激發學生學習興趣，調動學生學習積極性。（此實驗可在教師指導下由學生完成）

　　（1）用蒸餾水配制 溶液， 溶液， 溶液。

　　（2）用 試紙測定三種鹽溶液的 ，并記錄：

　　：

　　教師設疑：（1）為什么三種鹽的水溶液有的呈中性？有的呈堿性？有的呈酸性呢？

　　（2）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　2.鹽類水解實質

　　教師通過對強堿弱酸所生成鹽的水解的分析，引導學生思考并討論強酸和弱堿所生成鹽的水解。

　　教師引導學生進行歸納：

　　鹽溶液是堿性，溶液中 增大？為什么會增大呢？ 是從哪來的呢？

　　鹽溶液呈酸性，溶液中 增大？為什么會增大呢？ 是從哪來的呢？

　　3.引導歸納鹽組成與其水解和溶液酸堿性的內在聯系。

　　教學步驟 

　　（一）知識準備

　　酸＋堿＝鹽＋水（中和反應，可以理解鹽可以由相應的酸和堿反應生成）

　　（二）引入新課

　　1.準備四種鹽溶液。分別測定它們 。并作記錄：

　　溶液酸堿性分析

　　（1） 溶液。

　　（2） 溶液。

　　（3） 溶液。

　　（4） 溶液。

　　2.根據現象引導思考：

　　（1）鹽溶液是否一定都呈中性？從實驗現象你認為哪些鹽溶液可呈中性？

　　（2）為什么鹽溶液有的呈酸性，有的呈堿性呢？

　　（3）同呈中性的 和 其實質是否相同呢？

　　[1] [2] [3] [4] 下一頁  

鹽類的水解 篇16

　　前幾天，聽了《化學反應原理》模塊“鹽的水解”（第1課時）的公開課。“鹽的水解”是公開課、研究課的熱門課題。

　　大多數教師，第1課時（鹽類水解概念的形成）的教學，大都按教材的編寫程序設計。先是復習溶液酸堿性的概念和測定方法，而后從實驗入手，用實驗顯示某些鹽的水溶液呈現酸或堿性，另一些則呈中性。引起學生的認知沖突，引發探究與學習欲望。而后對比幾種鹽的組成特點和它的水溶液的酸堿性，歸納鹽的組成類型與其水溶液酸堿性的對應關系。而后教師應用學生已學知識，講解、分析某些鹽溶液呈現酸（堿）性的原因,闡述鹽水解反應的本質，講解并練習鹽水解的化學方程式和離子方程式的書寫。

　　教學實踐證明，這樣的設計，由于教材思路與教學思路一致，學生聽課也覺得順暢，學起來也不覺困難，易于做好組織教學。從實驗入手，對宏觀現象進行微觀分析，幫助學生理解掌握知識，是與一個好的教學策略。但是，教學實踐也顯示，如果教學中教師只是按“實驗觀察---提出問題---講解---練習”的程式序走，不注意引導學生通過思考和討論，把已學知識和新的實驗事實聯系，發現問題、并探究問題的因果關系，學生只是被動地接受教師對實驗現象的分析、講解，還不可能真正理解所要學習的概念。

　　許多老師從自身的教學經驗中也意識到，學生在聽老師講解，“順著老師給的稈子爬‘，似乎懂，如果缺乏知識的內化過程，并不會真正理解、掌握。遇到問題，會經常出錯。為提高教學效果，流行的方法是，在講解之后，用一些通俗易記的口訣，讓學生通過記憶和反復的練習，記住所謂的“水解規律”。例如：“有弱才水解，無弱不水解”，“誰弱誰水解，誰強顯誰性”。切不說，這樣的口訣，不盡科學，表述不規范，不利于幫助學生通過思考認識鹽的水解過程、理解鹽水解反應的本質。因此，口訣背了，不少學生仍然不理解“為什么弱酸強堿生成的鹽水解生成了弱酸，溶液卻不呈酸性，而成堿性？”還有一些學生老是懷疑：“碳酸鈉在溶液中水解了，那碳酸鈉溶液中還存在碳酸鈉嗎？” 更多的學生書寫鹽水解的化學方程式或離子方程式，總會錯用等號。

　　問題在于這樣的教學程序，過于“順暢”，阻礙學生正確理解水解本質的前概念沒有得到暴露，更沒有得到糾正，還可能在學習中衍生了一些糊涂認識。僅如，片面認為“有弱酸生成，溶液就呈酸性”，把鹽水解反應簡單的看成“就是弱離子與水中氫離子或氫氧根離子結合，破壞了水的電離平衡”，以為溶液中不再存在水的電離平衡，甚至認為“溶液中不再存在鹽的弱離子了”。

　　這些問題，雖然可以靠事后補充講解、釋疑解惑的方法或糾錯訓練來解決。有沒有可能采取另外的教學設計，把問題解決在發生之前呢？

　　鹽水解反應概念的理解、掌握，有賴于以下三個思維歷程的演進：

　　①已有知識塊的準備：（未溶解鹽的）水中含濃度極小且相等的氫離子、氫氧根離子，存在電離平衡，如果人為改變水中的氫離子或氫氧根離子濃度（比如溶解入酸或堿），水的電離平衡就發生移動，氫離子、氫氧根離子的平衡濃度將發生改變；

　　②從實驗現象發現問題：某些正鹽中雖然不含氫離子或氫氧根離子，它溶入水中，卻也能造成溶液中水電離出的原本等濃度的氫離子或氫氧根離子，變得不再相等，使溶液呈現弱的酸或堿性。這是為什么？

　　③調用已有知識做分析、思考，得出結論：造成上述結果的原因在于，這些鹽雖然沒有在溶液中電離出h+ 或oh-，但由于它們的組成離子中有弱酸根陰離子或弱堿的金屬（銨根）陽離子離子，這些離子中的一小部分能與水電離生成的少量氫離子或氫氧根離子結合成難電離的弱電解質（弱酸或弱堿），使水的電離平衡發生不同程度的移動。在多數情況下，這一過程可導致溶液中有水電離生成的氫離子與氫氧根離子濃度不再相等，使溶液顯示弱酸性或弱堿性。

　　如果采用下述教學程序的“另類”教學設計，問題可能會解決得好一些。

　　1 問題情景創設：按下列順序，逐題引導學生思考、回答：

　　①水中存在氫離子、氫氧根離子嗎？為什么水不呈酸性或堿性？

　　②在水中溶解少量酸或堿，水的電離發生改變了嗎？怎么改變？為什么溶入少量酸或堿，溶液呈酸性或堿性？溶液中的氫離子、氫氧根離子是水還是溶入的酸或堿提供的？

　　③如果在水中溶解少量鹽，例如nacl、naac、nh4cl固體，對水的電離會發生影響嗎？溶液還會是中性的嗎？你是怎么認為的？理由是什么？

　　2.學生進行并觀察記錄實驗現象：用ph試紙測定分別溶入少量nacl、naac、nh4cl固體前后水與溶液的ph，依據溶液的ph說明水溶液的酸堿性的強弱。

　　3.設問：觀察到的現象和你的預測相同嗎？請試著解釋水中溶入這些鹽后，為什么三種溶液呈現不同的酸、堿性？為什么呈現的酸堿性是較弱的？

　　4.依據學生討論，教師做補充講解，利用相關電離方程式，講解三種鹽的水解的微觀過程，提出鹽水解概念。

　　5.設問：你能預測下列鹽溶入水中能否發生水解嗎？若可以溶液呈現弱酸性還是弱堿性？kno3、na2co3、al2(so4)3

　　6.學生實驗:進行實驗,檢驗的你的預測是否正確，并從微觀過程做解釋。

　　7.教師講評、歸納：利用如下的水解的離子方程式、化學方程式，講解、揭示鹽水解的微觀過程，幫助學生認識鹽水解的本質，正確表示水解反應的方法。

　　表示水解的微觀過程（例）：

　　用離子方程式表示水解反應（例）：  ch3coo－+ h2o  ch3cooh+oh－

　　用化學方程式表示水解反應（例）：  ch3coona－+ h2o    ch3cooh+ naoh－    

　　8.問題：對比鹽水解的化學方程式、從和酸和堿反應生成該鹽的化學方程式，你想到什么？如果說“鹽的水解反應是中和反應的逆反應”，你認為正確嗎？我們過去一直認為“酸堿中和反應是能進行到底的”，現在又認為它有逆反應，矛盾嗎？

　　以上的教學設計與流行的設計不同，也沒有看到化學教學論專家倡導這樣的設計。因此把它稱之為“另類設計”。這一設計注重細節、過度自然，設問層次感強。教學程序讀起來繁多而瑣碎，但搬到課堂上，“活”起來，就會看到它有利于推進和發展學生的思考。注重步步圍營，逐步逼近問題的核心，這樣才能不知不覺地破除前概念的束縛干擾，建立起正確的概念。

　　傳統的中學的課堂教學比較注重結論的傳授、表述和記憶，這是必要的，但不夠注重結論獲得的過程，學生可以通過學習變得博學，可是難以通過學習變得聰明。新課程的實施，過程的揭示得到重視。但是教學設計，不注重細節、過于粗線條；不注重從學生的角度設計認識程序，過分注重讓學生順著教師、教材的思路走，欲速則不達。這是需要引起重視的問題。

鹽類的水解 篇17

　　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

　　A.     B.     C.     D.

　　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？

　　2.比較溶液中酸堿性的相對強弱。“越弱越水解”

　　例題：分析 溶液與 溶液的堿性強弱？

　　∵ 的酸性比 酸性強。

　　∴ 水解程度大于 水解程度。

　　∴ 溶液堿性強于 溶液堿性。

　　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：

　　在 溶液中存在的下列關系中不正確的是：

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　解題思路：

　　溶液中存在二個守恒關系

　　a.電荷守恒，即

　　…………（1）

　　b.物料守恒，即晶體中：

　　在溶液中S元素存在形式有三種： ， 及

　　∴ ………………（2）

　　將（2）－（1）得

　　綜上分析，關系正確的有A.C.D。答案：［B］

　　隨堂練習

　　1.在 溶液中存在的下列關系不正確的是（   ）

　　A.

　　B.

　　C.

　　D.

　　2.為了除去 酸性溶液中的 ，可在加熱攪拌下加入一種試劑過濾后，再加入適量鹽酸，這種試劑是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　3.下列各物質中，指定微粒的物質的量為1：1的是（   ）

　　A. 中的 和         B. 的純水中 和

　　C. 中電子和中子         D.明礬溶液中 與

　　4.下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質固體的是（   ）

　　A.     B.     C.     D.

　　總結、擴展

　　1.影響鹽類水解的因素及其影響原理。

　　2.鹽類水解知識的應用：

　　（1）配制某些鹽溶液，如配制澄清 溶液。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子。如除去 溶液中混有的 。

　　3.擴展

　　泡沫滅火劑包括 溶液（約1mol/L）， 溶液（約1mol/L）及起泡劑。使用時發生的化學反應方程式是                  。 溶液和 溶液的體積比約是        。若用等體積、等濃度的 溶液代替 溶液，在使用時噴不出泡沫，這是因為                ；若用固體 代替 溶液，在使用時也噴不出泡沫，這是因為                  。泡沫滅火器內的玻璃筒里盛硫酸鋁溶液，鐵筒里盛碳酸氫鈉溶液，不能把硫酸鋁溶液盛在鐵筒里的原因是                。

　　板書設計 ：

　　1.水解的一般規律

　　（1）誰弱誰“水解”，誰強顯誰“性”，可作為鹽溶液性質（酸性或堿性）的常規分析方法。

　　（2）越弱越水解。

　　①堿越弱，對應陽離子水解程度越大，溶液酸性越強，對應弱堿陽離子濃度越小。

　　②酸越弱，酸根陰離子水解程度越大，溶液堿性越強，對應酸根離子濃度越小。

　　（3）水解是微弱的。

　　（4）都強不水解。

　　2.外界條件對鹽水解的影響

　　（1）溫度（實驗1）

　　（2）溶液的酸、堿性（實驗2）

　　3.鹽類水解利用

　　（1）應用水解知識，配制某些鹽溶液。如配制澄清 溶液。方法：加酸（ ），抑制 水解。

　　（2）除去溶液中某些雜質離子：如 溶液中混有雜質 。方法：加熱，促使 水解，使生成 除去。

　　4.典型例題

　　5.擴展

　　探究活動

　　探究實驗

　　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。