2018-2019年高中化學(xué) 第03章 水溶液中的離子平衡 專題3.3.1 鹽類水解教學(xué)案 新人教版選修4.doc
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3-3-1 鹽類水解(第一課時(shí)) 教學(xué)目標(biāo) 1、理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解,理解鹽類水解的實(shí)質(zhì) 2、能運(yùn)用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性,會(huì)書(shū)寫(xiě)鹽類水解的離子方程式 3、通過(guò)比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解的規(guī)律,再揭示鹽類水解的本質(zhì) 4、由實(shí)驗(yàn)中各種鹽溶液的pH的不同分析其原因,進(jìn)而找出影響鹽類水解的因素及應(yīng)用。 教學(xué)重點(diǎn): 鹽類水解的本質(zhì),理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解的規(guī)律。 教學(xué)難點(diǎn): 鹽類水解方程式的書(shū)寫(xiě)和分析。 教學(xué)過(guò)程: 【科學(xué)探究】1、選擇合適的方法測(cè)試下表所列鹽溶液(可酌情替換、增加)的酸堿性 2、根據(jù)形成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱,將下表中鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱酸鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類 鹽溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl 酸堿性 中性 堿性 堿性 酸性 鹽類型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 鹽溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 酸堿性 中性 堿性 酸性 鹽類型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 3、分析上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果,歸納其與鹽的類型間的關(guān)系,并從電離平衡的角度尋找原因 鹽的類型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 溶液的酸堿性 中性 酸性 堿性 【引入】我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來(lái)源于水的電離,而水本身是中性的,為什么加入某些鹽就會(huì)顯酸性或堿性,而加入另一些鹽仍呈中性呢?這節(jié)課我們就來(lái)研究這個(gè)問(wèn)題。 【板書(shū)】 第三節(jié) 鹽類的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性 【問(wèn)】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? 【板書(shū)】強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液,呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液,呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液,呈中性 【過(guò)渡】下面我們分別研究不同類型的鹽溶液酸堿性不同的原因。 【思考與交流】根據(jù)下表,對(duì)三類不同鹽溶液中存在的各種粒子(不要忘記水及電離)及粒子間的相互作用進(jìn)行比較、分析,從中找出不同鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 C(H+)和C(OH-)相對(duì)大小 C(H+)=C(OH-) C(H+)>C(OH-) C(H+)<C(OH-) 溶液中的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3H2O、OH-、H2O CH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH 有無(wú)弱電解質(zhì)生成 無(wú) 有 有 相關(guān)化學(xué)方程式 H2OH++OH- NaCl =Na+ + Cl- H2OH++OH- NH4++ OH- NH3H2O H2OH++OH- CH3COO-+ H+ CH3COOH 【講】請(qǐng)同學(xué)們討論一下第一個(gè)問(wèn)題,為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢?醋酸鈉、氯化鈉都是鹽,是強(qiáng)電解質(zhì),他們?nèi)苡谒耆婋x成離子,電離出的離子中既沒(méi)有氫離子,也沒(méi)有氫氧根離子,而純水中[H+]=[OH-],顯中性。而實(shí)際上醋酸鈉顯堿性,即[H+]<[OH-],氯化銨溶液顯酸性,即[H+]>[OH-] 【板書(shū)】二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 【講】CH3COONa溶于水之后,完全電離。(因?yàn)镃H3COONa是強(qiáng)電解質(zhì)。) 【投影】CH3COONa ═ CH3COO- + Na+ (1) 【問(wèn)】把CH3COONa溶于水之后,溶液中存在哪些電離平衡? 【投影】 H2O H+ + OH- (2) 【講】我們知道,CH3COOH是一種弱酸,在溶液中部分電離,溶液中既然存在CH3COO-和H+,根據(jù),可逆反應(yīng),反應(yīng)物和生成物同時(shí)共存,那么就一定有CH3COOH。 【投影】CH3COO- + H+ CH3COOH (3) 【講】把(1)(2)(3)式聯(lián)立,可得到 【投影】水解方程式:CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 【講】這說(shuō)明CH3COONa溶于水后,反應(yīng)有NaOH生成,所以溶液顯堿性。把上述化學(xué)方程式改寫(xiě)成離子方程式。 【投影】CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 【講】隨著CH3COONa的加入,對(duì)水的電離有什么影響呢?促進(jìn)了水的電離,可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是:醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸的過(guò)程。 【投影】1、弱酸強(qiáng)堿鹽,水解顯堿性 CH3COONa = CH3COO? + Na+ + H2O H+ + OH? CH3COOH CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO? + H2OCH3COOH + OH? 【思考與交流】NH4Cl溶液中存在那些電離和電離平衡?溶液中那些離子間相互作用使溶液呈酸性? 【投影】2、強(qiáng)酸弱堿鹽水解 NH4Cl = NH4+ + Cl? + H2O OH? + H+ NH3H2O NH4Cl + H2O NH3H2O + HCl NH4+ + H2O NH3H2O + H+ 【講】大家要注意一個(gè),就是我們以前就學(xué)過(guò)的,可逆反應(yīng)是不能進(jìn)行徹底的。由上可知,強(qiáng)堿弱酸鹽水解使溶液顯堿性,強(qiáng)酸弱堿鹽水解使溶液顯酸性。但強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽會(huì)發(fā)生水解嗎?不會(huì)! 【講】說(shuō)得好!是不會(huì)。因?yàn)閺?qiáng)酸強(qiáng)堿鹽所電離出來(lái)的離子都不會(huì)和水電離出來(lái)的H+或OH-發(fā)生反應(yīng),比如NaCl,電離出來(lái)的Na+和Cl-都不會(huì)與水電離出來(lái)的H+或OH-反應(yīng)。那么,弱酸弱堿鹽又是什么情況呢? 【投影】3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽:不水解 弱酸弱堿鹽:雙水解,水解程度增大。 【講】根據(jù)剛才我們一起分析的各種鹽在水溶液在的情況,大家思考:什么是鹽的水解?鹽的水解有什么規(guī)律?鹽的水解與酸堿中和反應(yīng)有和聯(lián)系? 【板書(shū)】1、鹽類水解(hydrolysis of salts):在溶液中,由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。 【講】在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水所電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),叫做鹽類的水解。在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿,破壞了水的電離平衡,使其平衡向右移動(dòng),引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。 【板書(shū)】2、鹽類水解的實(shí)質(zhì):是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 中和 水解 酸 + 堿 鹽 + 水 【講】通常鹽類水解程度是很小的,且反應(yīng)前后均有弱電解質(zhì)存在,所以是可逆反應(yīng),不過(guò)有些鹽能夠徹底水解,不存在平衡問(wèn)題,因此不是可逆反應(yīng),這是我們以后會(huì)詳細(xì)介紹的雙水解。 【問(wèn)】鹽類水解過(guò)程中,水的電離程度有何變化? 增大 【講】可見(jiàn)鹽類水解的實(shí)質(zhì)是破壞水的電離平衡,使水的電離平衡正向移動(dòng)的過(guò)程。 【板書(shū)】3、鹽類水解破壞了水的電離平衡,促進(jìn)了水的電離 【講】鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng),為吸熱過(guò)程。 【講】CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強(qiáng)堿NaOH生成的鹽,這種鹽叫做強(qiáng)堿弱酸鹽。 【板書(shū)】4、鹽類水解的類型及規(guī)律 【講】由強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽,稱為強(qiáng)堿弱酸鹽,含有以下(CH3COONa)CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-, 弱酸根的鹽,常會(huì)發(fā)生水解。NH4Cl可以看作是強(qiáng)酸HCl和弱堿NH3H2O反應(yīng)生成的鹽,我們把這種鹽叫做強(qiáng)酸弱堿鹽。類似這樣的鹽還有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出來(lái)的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),所以強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽不能水解,不會(huì)破壞水的電離平衡,因此其溶液顯中性。強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、難溶于水的鹽不水解。對(duì)于弱酸弱堿鹽(NH4Ac),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。 【板書(shū)】(1)有弱才水解,無(wú)弱不水解,越弱越水解,都弱都水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性。 【講】強(qiáng)堿弱酸鹽水解顯堿性,強(qiáng)酸弱堿鹽水解顯酸性,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成的酸、堿相對(duì)強(qiáng)弱決定。 【板書(shū)】(2) 組成鹽的酸越弱,水解程度越大 【講】例如,已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液,NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者,則酸HA和HB的相對(duì)強(qiáng)弱為HB>HA,這條規(guī)律可用于利用鹽的pH值判斷酸性的強(qiáng)弱。 【投影】酸的強(qiáng)弱順序:H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 【板書(shū)】(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比,正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。 (4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主,其溶液顯堿性;HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主,其溶液顯酸性 【問(wèn)】請(qǐng)大家根據(jù)我們剛才書(shū)寫(xiě)水解方程式的方法,說(shuō)說(shuō)書(shū)寫(xiě)時(shí),要注意哪些問(wèn)題? 【板書(shū)】5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě) 【講】一般鹽類水解程度小,水解產(chǎn)物很少,通常不生成沉淀和氣體,也不發(fā)生水解,因此鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)“↑”和“↓”,也不把生成物寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。 【講】鹽類水解是可逆反應(yīng),是中和反應(yīng)的可逆反應(yīng),而中和反應(yīng)是趨于完成的反應(yīng),所以鹽的水解是微弱的,鹽類水解不寫(xiě)==,而用“” 【板書(shū)】(1) 寫(xiě)法:誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí),都弱都寫(xiě);陽(yáng)離子水解生成H+ ,陰離子水解生成OH― ;陰陽(yáng)離子都水解,生成弱酸和弱堿。 【講】多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的,以第一步水解為主;而多元弱堿的陽(yáng)離子水解的離子方程式較復(fù)雜,中學(xué)階段只要求一步寫(xiě)到底即可。值得注意的是,其最終生成的弱堿不打“↓”,因其水解的量極少,不會(huì)生成沉淀,但可形成膠體, 【投影】以CO32― 為例,的水解的離子方程式: CO32― +H2O HCO3― +OH― (主要) HCO3― +H2O H2CO3 +OH― (次要) Al3+ 水解的離子方程式:Al3++3H2OAl(OH)3 +3H+ 【板書(shū)】(2) 注意的問(wèn)題: 水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式,不能寫(xiě)成相應(yīng)的離子。 水解反應(yīng)是可逆過(guò)程,因此要用可逆符號(hào),并不標(biāo)“↑”、“↓” 符號(hào)。 (Al2S3、Al2(SO4)3例外) 多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。如: CO32?+ H2OHCO3? +OH? HCO3? +H2O H2CO3 + OH? 多元堿的鹽也是分步水解的,由于中間過(guò)程復(fù)雜,可寫(xiě)成一步,如: Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 【講】多元弱酸的酸根離子既有水解傾向,又有電離傾向,以水解為主,溶液顯堿性,以電離為主的,溶液顯酸性。 【板書(shū)】(3) 雙水解方程式的書(shū)寫(xiě):弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解,我們稱之為雙水解。 【講】在書(shū)寫(xiě)雙水解方程式時(shí),我們也要注意總結(jié)一些規(guī)律。 【投影】①能相互促進(jìn)水解的兩離子,如果其一含有氫元素,寫(xiě)離子方程式時(shí)在反應(yīng)物端不寫(xiě)H2O ,如果促進(jìn)水解的兩離子都不含氫元素,寫(xiě)離子方程式時(shí)反應(yīng)物端必須寫(xiě)H2O ,有“==”和“↑”和“↓” ② 書(shū)寫(xiě)能相互促進(jìn)水解的兩離子的離子方程式時(shí),按照電荷比較簡(jiǎn)單。常見(jiàn)的能發(fā)生相互促進(jìn)水解的離子有:Al3+ 與S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―;Fe3+與AlO2― 、CO32― 、HCO3― ;NH4+與AlO2―、SiO32-等。 【小結(jié)】各類鹽水解的比較。 鹽類 實(shí)例 能否水解 引起水解的離子 對(duì)水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進(jìn)水電離 堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽(yáng)離子 促進(jìn)水電離 酸性 強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽 NaCl 不能 無(wú) 無(wú) 中性 【隨堂練習(xí)】 1、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中,符合按PH由小到大的順序排列的是( C ) A、Na2CO3、NaHCO3 、NaCl 、NH4Cl B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 【規(guī)律小結(jié)】水解造成的酸性沒(méi)有弱酸的酸性強(qiáng),水解造成的堿性不如弱堿的堿性強(qiáng);鹽所對(duì)應(yīng)的酸越弱水解造成的堿性越強(qiáng);鹽所對(duì)應(yīng)的堿越弱,水解生成的酸的酸性越強(qiáng)。 2、下列反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)生成或水解方程式不正確的是(D ) ① HCl+H2OH3O+ +Cl― ② ZnCl2 +H2OZn(OH)2 +2HCl ③ Na2CO3+H2OH2CO3 +2NaOH ④ Al2(SO4)3 +6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3 A、①② B、③④ C、①②④ D、全部 板書(shū)設(shè)計(jì): 第三節(jié) 鹽類的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液,呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液,呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液,呈中性 二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 1、鹽類水解(hydrolysis of salts):在溶液中,由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。 2、鹽類水解的實(shí)質(zhì):是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 中和 水解 酸 + 堿 鹽 + 水 3、鹽類水解破壞了水的電離平衡,促進(jìn)了水的電離 4、鹽類水解的類型及規(guī)律: (1)有弱才水解,無(wú)弱不水解,越弱越水解,都弱都水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性。 (2) 組成鹽的酸越弱,水解程度越大 (3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比,正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。 (4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主,其溶液顯堿性;HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主,其溶液顯酸性 5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě) (1) 寫(xiě)法:誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí),都弱都寫(xiě);陽(yáng)離子水解生成H+,陰離子水解生成OH-;陰陽(yáng)離子都水解,生成弱酸和弱堿。 (2) 注意的問(wèn)題: 水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式,不能寫(xiě)成相應(yīng)的離子。 水解反應(yīng)是可逆過(guò)程,因此要用可逆符號(hào),并不標(biāo)“↑”、“↓” 符號(hào)。 (Al2S3、Al2(SO4)3例外) 多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。 多元堿的鹽也是分步水解的,由于中間過(guò)程復(fù)雜,可寫(xiě)成一步 (3)雙水解方程式的書(shū)寫(xiě):弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解,我們稱之為雙水解。- 1.請(qǐng)仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對(duì)于不預(yù)覽、不比對(duì)內(nèi)容而直接下載帶來(lái)的問(wèn)題本站不予受理。
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