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1、【高中化學(xué)】高中化學(xué)《弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解》教學(xué)教案
1．知道電離平衡常數(shù)的涵義。
2．能分析影響電離平衡的因素
3．認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。
知識(shí)梳理
1．醋酸、一水合氨在水中的電離方程式為__________________________________、______________________________。電離常數(shù)可分別表示為_________________________、__________________。電離常數(shù)越大、弱酸的酸性越________，弱堿的堿性越_________。
2．
2、影響電離常數(shù)的因素有哪些？分別是怎樣影響的？
3．__________表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度，溫度相同、濃度相同時(shí)，不同弱電解質(zhì)的______________是不同的。同一弱電解質(zhì)在不同濃度的水溶液中，其___________也是不同的，溶液越______，電離度越大。
4．醋酸鈉溶液顯_________性，解釋原因______________________________。增加溶液中溶質(zhì)的量，使鹽的濃度加倍，水解平衡向_______（左、右）移動(dòng)，水解程度________；將鹽的濃度稀釋為原來的一半，水解平衡向_______（左、右）移動(dòng)，水解程度________；向溶液中滴加少
3、量農(nóng)鹽酸，水解平衡向_______（左、右）移動(dòng)，水解程度_______；向溶液中滴加少量濃氫氧化鈉溶液，水解平衡向________（左、右）移動(dòng)，水解程度________；
5.鹽類水解的實(shí)質(zhì)____________________________，條件__________________________，特征____________________規(guī)律_________________________________________________________________，表示方法：強(qiáng)酸弱堿組成的鹽,______（陽、陰）離子水解，一般一步水解，如氯化鋁_____________
4、_，強(qiáng)堿弱酸組成的鹽，________離子水解，多元弱酸根分步水解，如碳酸鈉____________________。
1．如何判斷鹽溶液的酸堿性？
2．解釋泡沫滅火器的原理。（硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液）
3．熱純堿溶液的去污能力為何比冷的強(qiáng)？配制硫酸銅溶液為何需要加硫酸？
學(xué)習(xí)導(dǎo)航
1．方法導(dǎo)引
(1)建議應(yīng)用化學(xué)平衡原理，來認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)的電離平衡。電離平衡是特殊的化學(xué)平衡，它具有化學(xué)平衡的特點(diǎn)。
(2)正確認(rèn)識(shí)鹽類水解反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是學(xué)習(xí)鹽類水解的關(guān)鍵?？煞秩絹碚J(rèn)識(shí)。首先從實(shí)驗(yàn)入手，知道鹽類的水溶液不一定都是中性的；其次以醋酸鈉為例分析推理，探索原因；最后小結(jié)鹽類水解的實(shí)質(zhì)和概
5、念、鹽類水解和酸堿中和反應(yīng)的關(guān)系及影響鹽類水解的原因。關(guān)于強(qiáng)酸弱堿鹽，強(qiáng)堿弱酸鹽，弱酸弱堿鹽水解原理的學(xué)習(xí)，建議采取自己思考分析、閱讀課文、動(dòng)手實(shí)驗(yàn)、得出結(jié)論的方法。
(3)加強(qiáng)對(duì)鹽類水解實(shí)質(zhì)的認(rèn)識(shí)，正確書寫鹽類水解的離子方程式。
2.例題解析
例1．將0.1molL-1__溶液加水稀釋或加入少量__a晶體時(shí)，都會(huì)引起
A．溶液的PH增加
B．__電離度變大
C．溶液的導(dǎo)電能力減弱
D．溶液中[OH-]減小
解析.__溶液中存在著__的電離平衡，加水稀釋平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離度增大，溶液中的[H+]減少，[OH-]增大，PH增大；加入少量__a晶體時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，
6、電離度減小，[H+]減少，[OH-]增大，PH增大。
例2．一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為了減緩反應(yīng)速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的()
A．NaOH(s)B．NaHCO3(s)
C．Na2S04(s)D．__a(s)
解析A．加NaOH固體能減緩反應(yīng)速率，但要消耗H+，減少氫氣總量。
B．加NaHCO3(s)與鹽酸反應(yīng)消耗H+，減少H2總量。
C．NaHS04(s)溶解后電離出H+導(dǎo)致產(chǎn)生H2的量增大。
D．__a能與鹽酸生成弱電解質(zhì)__減緩反應(yīng)速率，但不影響H2總量。
答案D
例3．一種PH=3的酸溶液和一種PH=11的堿溶液等體積混合后測(cè)得溶液的P
7、H=5.6其原因可能是：（）
A．濃的強(qiáng)酸和稀的弱堿溶液反應(yīng)
B．濃的弱酸和稀的強(qiáng)堿溶液反應(yīng)
C．等濃度的強(qiáng)酸和弱堿溶液反應(yīng)
D．生成了一種強(qiáng)酸弱堿鹽
分析：酸和堿溶液混合后顯酸性，其原因可能是：
①兩種溶液恰好完全反應(yīng)，但參于反應(yīng)的是強(qiáng)酸和弱堿，生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解而使溶液顯酸性。
②酸和堿沒有恰好反應(yīng)，反應(yīng)后酸有余，因而溶液顯酸性。
例4．將0.1mol下列物質(zhì)置于1L水中充分?jǐn)嚢韬?溶液中陰離子數(shù)最多的是（）
A.KClB.Mg(OH)2C.Na2CO3D.MgSO4
解析：此題涉及到物質(zhì)溶解性、鹽的水解等知識(shí).往往對(duì)鹽的水解產(chǎn)生一種錯(cuò)誤理解，即CO32-因水解而使CO32－濃度減小，本題已轉(zhuǎn)移到溶液中陰離子總數(shù)多少的問題上。
由此可知,若有1molCO32-水解，則能產(chǎn)生1molHCO3-和1molOH-，水解方向是陰離子數(shù)目增多的方向。故C中陰離子數(shù)＞0.1mol，.A、D中n（Cl-）＝n（SO42-）＝0.1mol(水電離出OH-可忽略)，B中的Mg(OH)2在水中難溶，故溶液中n（OH-）＜0.1mol.
高中化學(xué)《弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解》教學(xué)教案
