2019-2020年高中化學《鹽類的水解》教案6 蘇教版選修4.doc

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2019-2020年高中化學鹽類的水解教案6 蘇教版選修4教學目標：1.使學生理解鹽類水解的實質，能解釋強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。2.能通過比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解的規(guī)律，揭示鹽類水解的本質。3.能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會書寫鹽類水解的離子方程式。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教學過程：問題引入酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液一定顯中性嗎？一、探究鹽溶液的酸堿性：【活動與探究】用pH試紙檢驗下列（一）組溶液的酸堿性：（一）NaCl、 NH4Cl、CH3COONa（二）AlCl3、Na2CO3、Na2SO4、溶液的酸堿性鹽 的 類 型 （從生成該鹽的酸和堿的強弱分）【討論】為什么不同的鹽溶液的酸堿性不同？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？鹽的組成：酸 + 堿 = 鹽+ 水 強酸 強堿 強酸強堿鹽 如：NaCl KNO3 強酸弱堿鹽 NH4Cl Al2(SO4)3弱酸 弱堿 弱酸強堿鹽 CH3COONa Na2CO3 弱酸弱堿鹽 CH3COONH4正鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：（誰強顯誰性，都強顯中性）強堿弱酸鹽的水溶液 顯堿性 c（H+） c（OH）強酸弱堿鹽的水溶液 顯酸性 c（H+） c（OH）強酸強堿鹽的水溶液 顯中性 c（H+）= c（OH）練習1：推測以上活動與探究中（二）組溶液的酸堿性，并用實驗驗證。【討論】 正鹽溶液中為什么含有H+、OH？ 鹽溶液中存在水的電離平衡：H2O H+ + OH為什么不同正鹽的水溶液中c（H+）、c（OH）大小關系會不同？酸堿性不同？ 說明水的電離平衡受到了破壞。結合實驗結果具體分析：【討論】1CH3OONa溶液 （顯堿性，為什么？） CH3OONa=CH3OO + Na+ + H2O H+ + OH CH3COOH總的化學方程式 總的離子方程式 溶液中_（有或無）弱電解質（化學式： ）生成，水的電離平衡_（被破壞或不受影響），并向 方向移動，因而 （促進、抑制）了水的電離。C（H+） C（OH）（填“”“”或“”），呈 性?！居懻摗?。NH4Cl溶液（顯酸性，為什么？） NH4Cl = Cl + NH4+ + H2O H+ + OH NH3H2O 總的化學方程式 總的離子方程式 溶液中_（有或無）弱電解質（化學式： ）生成，水的電離平衡_（被破壞或不受影響），并向 方向移動，因而 （促進、抑制）了水的電離。C（H+） C（OH）（填“”“”或“”），呈 性?！居懻摗?。NaCl溶液（中性，為什么？）溶液中_（有或無）弱電解質（化學式： ）生成，水的電離平衡_（被破壞或不受影響），C（H+） C（OH）（填“”“”或“”），呈 性。二、鹽的水解：1、定義：這種在水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、鹽的水解實質：弱酸根離子與H2O 電離出的H+結合生成弱酸或弱堿的陽離子與H2O 電離出的OH結合生成弱堿，破壞了水的電離平衡，使這正向移動，使溶液中C（H+） 與C（OH）不等，顯酸性或堿性。 水 解即： 鹽 + 堿 酸 + 堿 中 和3、鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆過程。4、水解方程式：（閱讀P7576的信息提示，總結書寫水解方程式的注意點）鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“ ”號。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(fā)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、NH3H2O等）寫成其分解產物的形式。多元弱酸的鹽分步水解，以第一步為主。例：Na2CO3的水解第一步：CO32 + H2O HCO3 + OH（主要）第二步：HCO3 + H2O H2CO3 + OH（次要）【問題解決】課本P761、_ _2、_ _【總結】鹽 類實 例能否水解發(fā)生水解的離子對水的電離平衡的影響（促進、抑制或無影響）溶液的酸堿性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸強堿鹽規(guī) 律： 【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）CuSO42.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）