鹽類的水解

（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：CO₃^2－+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

（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（CO₃^2－）         B.c（H⁺）＞c（OH^－）

    C.c（CO₃^2－）＞c（HCO₃^－）       D.c（HCO₃^－）＞c（OH^－）

[作業 布置]課本習題 一、二、三