2019-2020年高二化學(xué)《鹽類(lèi)的水解》教案2.doc

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2019-2020年高二化學(xué)《鹽類(lèi)的水解》教案2 一、教材分析 “鹽類(lèi)水解”這一教學(xué)內(nèi)容是蘇教版《化學(xué)反應(yīng)原理》（選修4）第三章第三節(jié)內(nèi)容。本節(jié)內(nèi)容包括鹽類(lèi)水解和鹽類(lèi)水解的應(yīng)用兩部分，第一部分為重點(diǎn)內(nèi)容。教材在設(shè)計(jì)上先是通過(guò)活動(dòng)與探究實(shí)驗(yàn)讓學(xué)生感受鹽溶液的酸堿性，獲取鹽溶液有的是呈堿性、有的呈酸性而有的呈中性的感性認(rèn)知，并通過(guò)討論活動(dòng)從宏觀上認(rèn)識(shí)并概括出鹽的組成與其溶液酸堿性之間的關(guān)系。同時(shí)，鹽類(lèi)水解的知識(shí)又與后續(xù)難溶電解質(zhì)的溶解平衡緊密相連。從知識(shí)結(jié)構(gòu)上講，鹽類(lèi)水解平衡是繼化學(xué)平衡、弱酸、弱堿平衡、水的電離平衡體系之后的又一個(gè)平衡體系，它們與將要學(xué)習(xí)的難溶電解質(zhì)溶解平衡構(gòu)成了中學(xué)化學(xué)的完整的平衡體系，通過(guò)學(xué)習(xí)鹽類(lèi)水解，有利于學(xué)生構(gòu)建電解質(zhì)溶液的平衡體系。 二、學(xué)情分析 在此之前，學(xué)生已經(jīng)學(xué)習(xí)了化學(xué)平衡特征及移動(dòng)原理，以及電解質(zhì)在水溶液中的電離，包括弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離平衡兩個(gè)平衡體系。學(xué)生也初步從微觀角度認(rèn)識(shí)了溶液酸堿性的實(shí)質(zhì)。在此基礎(chǔ)上再來(lái)探究鹽類(lèi)在溶液中的變化規(guī)律，以及對(duì)溶液酸堿性的影響，這樣的安排既能促進(jìn)學(xué)生的認(rèn)知發(fā)展，又能使學(xué)生對(duì)平衡原理和弱電解質(zhì)概念進(jìn)行具體應(yīng)用和再認(rèn)識(shí)。 三、教學(xué)目標(biāo) 1.理解鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì) 2.能運(yùn)用鹽類(lèi)水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性 3.能正確書(shū)寫(xiě)鹽類(lèi)水解的離子方程式 4.通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究，理論分析，由宏觀現(xiàn)象分析微觀本質(zhì)，揭示原因, 提升邏輯思維能力 5.能在思考分析過(guò)程中傾聽(tīng)他人意見(jiàn)，相互啟發(fā)，體會(huì)合作交流的重要與快樂(lè) 6.體驗(yàn)科學(xué)探究的樂(lè)趣，學(xué)會(huì)透過(guò)現(xiàn)象看本質(zhì) 四、教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn) 教學(xué)重點(diǎn): 鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì) 教學(xué)難點(diǎn): 鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě) 五、教學(xué)過(guò)程 一、探究鹽溶液的酸堿性： 【活動(dòng)與探究】 鹽溶液 酸堿性 生成鹽的酸和堿 鹽的類(lèi)型 氯化鈉 碳酸鈉 醋酸鈉 氯化銨 氯化鋁 【討論】為什么不同的鹽溶液的酸堿性不同？由上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系？ △正鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)系：（誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性） ①?gòu)?qiáng)堿弱酸鹽的水溶液 顯 c（H+） c（OH—） ②強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液 顯 c（H+） c（OH—） ③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液 顯 c（H+） c（OH—） 【討論】 ①正鹽溶液中為什么含有H+、OH—？ ②為什么不同正鹽的水溶液中c（H+）、c（OH—）大小關(guān)系會(huì)不同？酸堿性不同？ 【討論】1．CH3OONa溶液 （顯堿性，為什么？） CH3OONa=CH3OO— + Na+ + H2O H+ + OH— CH3COOH ①總的化學(xué)方程式 ②總的離子方程式 ③溶液中_____（有或無(wú)）弱電解質(zhì)（化學(xué)式： ）生成，水的電離平衡__________（被破壞或不受影響），并向 方向移動(dòng)，因而 （促進(jìn)、抑制）了水的電離。C（H+） C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈 性。 【討論】2．NH4Cl溶液（顯酸性，為什么？） NH4Cl = Cl— + NH4+ + H2O H+ + OH— NH3?H2O ①總的化學(xué)方程式 ②總的離子方程式 ③溶液中_____（有或無(wú)）弱電解質(zhì)（化學(xué)式： ）生成，水的電離平衡__________（被破壞或不受影響），并向 方向移動(dòng)，因而 （促進(jìn)、抑制）了水的電離。C（H+） C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈 性。 【討論】3．NaCl溶液（中性，為什么？） 溶液中_____（有或無(wú)）弱電解質(zhì)（化學(xué)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： 2．鹽的水解實(shí)質(zhì)： 3．水解條件 常見(jiàn)可水解的陰離子 常見(jiàn)可水解的陽(yáng)離子 4. 水解方程式：（閱讀P75—76的信息提示，總結(jié)書(shū)寫(xiě)水解方程式的注意點(diǎn)） ①鹽類(lèi)水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式中要寫(xiě)“ ”號(hào)。 ②一般鹽類(lèi)水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書(shū)寫(xiě)離子方程式時(shí)一般不標(biāo)“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3?H2O等）寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。 ③多元弱酸的鹽分步水解，以第一步為主。（例：Na2S的水解） 第一步： 第二步： ④多元弱堿陽(yáng)離子也是 水解的，但這類(lèi)陽(yáng)離子的水解反應(yīng)一般比較復(fù)雜，通常以 表示。 5. 鹽類(lèi)水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程，鹽類(lèi)水解的表達(dá)式 6. 鹽類(lèi)的水解規(guī)律 可概括為：有 才水解，無(wú) 不水解；越 越水解，誰(shuí) 顯誰(shuí)性。 （1）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 水解，其正鹽的水溶液顯 性；而酸式鹽的水溶液顯 性。 如：K2SO4 NaCl的水溶液顯 性；NaHSO4的水溶液顯 性。 （2）弱酸強(qiáng)堿鹽， 離子水解，其溶液顯 性。如：Na2CO3溶液 、CH3COONa溶液均顯 性 （3）強(qiáng)酸弱堿鹽，離子水解，其水溶液顯 性。如：（NH4）2SO4溶液和NH4Cl溶液均顯 性 （4）弱酸弱堿鹽， 和 都水解。其水溶液的酸堿性應(yīng)由生成的弱酸和弱堿的電離程度的相對(duì)大小來(lái)判斷。例如：CH3COONH4溶液，CH3COOH和NH3 H2O的電離程度相同，因此CH3COONH4溶液顯 性； 而 （NH4）2CO3溶液中，由于NH3H2O和HCO3-的電離程度前者大，故NH4+ 比CO32-的水解程度 ，（NH4）2CO3溶液顯 性。 【問(wèn)題解決】課本P76 【總結(jié)】 鹽 類(lèi) 實(shí) 例 能否水解 發(fā)生水解的離子 對(duì)水的電離平衡的影響 （促進(jìn)、抑制或無(wú)影響） 溶液的 酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 規(guī) 律： 六、板書(shū)設(shè)計(jì) 一、探究鹽溶液的酸堿性： 鹽溶液 酸堿性 生成鹽的酸和堿 鹽的類(lèi)型 氯化鈉 碳酸鈉 醋酸鈉 氯化銨 氯化鋁 二、鹽的水解： 1．定義： 2．鹽的水解實(shí)質(zhì)： 3．水解條件 常見(jiàn)可水解的陰離子 常見(jiàn)可水解的陽(yáng)離子 4. 水解方程式： 5. 鹽類(lèi)水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程，鹽類(lèi)水解的表達(dá)式 6. 鹽類(lèi)的水解規(guī)律 七、分層練習(xí) C層：預(yù)測(cè)下列溶液的酸堿性 1、 硫酸鉀溶液 2、 磷酸鈉溶液 3、 氯化鐵溶液 4、 溴化鈉溶液 5、 硫酸鉀溶液 B層：寫(xiě)出下列鹽溶液的水解反應(yīng)的離子方程式： 1、 氯化鐵溶液 2、 碳酸鈉溶液 3、 醋酸銨溶液 A層：實(shí)驗(yàn)測(cè)得碳酸氫鈉溶液的PH﹥7，請(qǐng)從電離和水解兩方面分析導(dǎo)致溶液顯堿性的原因。