魯科版選修四《弱電解質(zhì)的電離鹽類的水解》教案2

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1、 最新魯科版選修四《弱電解質(zhì)的電 離 鹽類的水解》教案 2 教學目標 : 1、了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。以及溫度、濃度等外界條件對電離平衡的影 響。 2、了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。 教學重點：鹽類水解的本質(zhì) , 理解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解的規(guī)律。 教學過程： 復習提問： 1、 (1) 什么叫電解質(zhì)？ 舉例說明 . (2) 什么叫非電解質(zhì)？ 舉例說明 . 2 、等體積、等濃度的鹽酸和醋酸與等量鎂條的反應時反應速率相同嗎 ？ PH 值

2、相同嗎？為什么？是什么原因造成的？ 設問：弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡 , 存在弱電解質(zhì)的電離與分子化兩個可逆過程 , 那 么？弱電解質(zhì)電離平衡是怎樣建立的呢？ 一、弱電解質(zhì)電離平衡 1、 弱電解質(zhì)電離平衡過程的建立 利用化學平衡的 v-t 圖描述 CH3COOH在水中的電離情況 v 電離 平衡 分子化 上述 v-t 圖體現(xiàn)了 CH3COOH在水中t的電離有什么特點？ 電離平衡時： v（離子化） =v（分子化） >0；溶液中的分子濃度和離子濃度保持不 變。

3、 [ 討論 ] 在氨水中存在怎樣的電離平衡？向其中分別加入適 量的鹽酸、 NaOH溶液、 NH4Cl 溶液以及大量的水 , 對平衡有什么影響？ 1 / 7 NHHO NH + + OH - 4 3 2 加入物質(zhì) 鹽 酸 NaOH溶 液 NH4Cl 溶 液 加大量水 平衡移動方向 右 左 左 右 [ 教師 ] 影響平衡移動的因素有哪些？討論 2 、影響電離平衡的外界因素

4、（ 1）溫度：溫度升高 , 電離平衡向右移動 , 電離程度增大。溫度降低 , 電離平衡向左移動 , 電離程度減小。 （ 2）濃度：電解質(zhì)溶液濃度越大 , 平衡向右移動 , 電離程度減??；電解質(zhì)溶液濃度越小 , 平衡向左移動 , 電離程度增大； 例、 0.1mol/L 的 CHCOOH溶液 CH 3COOH CH 3COO H 3 電離程度 n(H+) C(H+) 導 電能力 加水 升溫 加 NH4Cl 加 HCl 加 NaOH 問題：怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對強弱？

5、電離程度相對大小怎么比較？ 看課本自學相關(guān)內(nèi)容并思考： （ 1）什么叫電離平衡常數(shù)？ （ 2）電離平衡常數(shù)的化學含義 是什么？ （ 3）怎 樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對強弱？ （ 4）影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？ 3、電離平衡常數(shù) 一元弱酸電離平衡常數(shù)： ka CH 3COOH CH 3COO H c(CH 3COO ) c( H ) K a c(CH 3COOH) （ 1）電離平衡常數(shù)只隨溫度變化而變化, 而與濃度無關(guān)。 （ 2）K 的意義： 2 / 7 K 值越大 ,

6、 弱電解質(zhì)較易電離 , 其對應弱酸、弱堿較強。 K 值越小 , 弱電解質(zhì)較難電離 , 其對應弱酸、弱堿較弱。 提問：當溶液中 ,c(H +) = c(OH - ) 中性 , 常溫下 ,pH = 7 c(H +) < c(OH - ) 堿性 , 常溫下 ,pH > 7 c(H +) < c(OH - ) 酸性 , 常溫下 ,pH < 7 酸的溶液顯酸性 , 堿的溶液顯堿性 , 那么酸與堿反應生成的鹽 , 溶液顯什么性？ 講解：同學們 , 實驗是我們探求未知問題的好方法 , 下面我們做一個實驗來看看 , 將鹽溶于水 后 , 溶液的酸堿性到底如何呢？

7、實驗探究： ①取少量 CHCOONa溶于水 , 滴加幾滴酚酞試劑 , 觀察顏色變化。 3 ②取少量 NHCl 溶于水 , 滴加幾滴紫色石蕊試劑 , 觀察顏色變化。 4 ③取少量 NaCl, 溶于水 , 找一名同學測一下 pH 值。 注：對于②可以做一個對比 , 清水中加幾滴紫色石蕊試 劑 , 進行比較。 結(jié)論：① CH3COONa 堿性 ② NH4Cl

8、 酸性 ③ NaCl 中性 學生實驗：用 PH試紙檢驗 Na CO、Al (SO ) 、 KNO溶液的酸堿性。 2 3 2 4 3 3 討論：由上述實驗結(jié)果分析 , 鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱 有什么關(guān)系？ 小結(jié)：鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)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

9、中性 為什么 CH3COONa水溶液呈堿性呢？ 二、鹽類的水解： 講解： CHCOONa溶于水之后 , 完全電離。 （因為 CHCOONa是強電解質(zhì)。） 3 3 3 3 - + 板書： CHCOONa═ CH COO+ Na ???⑴ 引導： 把 CH3COONa溶于水之后 ,

10、溶液中存在哪些電離平衡？ 板書： H 2O H+ + OH- ???⑵ 講解：我們知道 ,CH COOH是一種弱酸 , 在溶液中部分電離 , 溶液中既然存在 - + CHCOO和 H , 根 3 3 據(jù), 可逆反應 , 反應物和生成物同時共存 , 那么就一定有 CHCOOH。 3 3 - + 3

11、 板書： CHCOO+ H CH COOH???⑶ 講解：把⑴⑵⑶式聯(lián)立 , 可得到 板書：水解方程式： CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 3 / 7 講解：這說明 CH3COONa溶于水后 , 反應有 NaOH生成 , 所以溶液顯堿性。 學生活動：把上述化學方程式改寫成離子方程式。 3 - 2 3 - 板書： CHCOO+ H O CH COOH + OH 說明：鹽類水解方程式書寫注意點 （ 1）鹽類水解是可逆反應 , 寫方

12、程式要用“” （ 2）一般鹽類水解程度很小 , 生成的弱酸或弱堿濃度很小 , 通常生成氣體或沉淀也不發(fā)生水解, 書寫時產(chǎn)物不用“↑”和“↓”。 （ 3）多元弱酸生成的鹽水解時 , 生成弱酸過程應分步表示 , 以第一步為主。 講解：隨著 CH3COONa的加入 , 對水的電離有什么影響呢？促進了水的電離 , 可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應的實質(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)醋酸的過程。 板書： 1、鹽類水解定義： 在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的 H+ 或

13、OH- 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應 , 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 , 引 起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。） 中和 鹽 + 水 酸 + 堿 水解 板書： 2、鹽類水解的本質(zhì) 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的 + 或 - H OH離子結(jié)合生成弱電解質(zhì) , 促進了水的電

14、 離。 說明：（ 1）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與 H+ 或 OH- 結(jié)合生成弱電解質(zhì)。 （ 2）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動, 并使溶液呈酸性或堿性。 （ 3）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。 按照鹽的組成分類 , 為什么不同類型鹽溶液的酸堿性不同呢？ 分組討論、交流? ? 鹽溶液 組成分類 酸堿性 √ CH 3COONa溶液 Na 2CO3溶液 √ (NH4) 2SO4 溶液 AlCl 3 溶液 √ NaCl 溶液 4 / 7

15、 K2SO4 溶液 三、鹽類水解的類型 1、強堿弱酸鹽水解（ 2- ,PO 3- ,S 2- ,SO 2- - ,F - CHCOONa）CO 3 ,ClO 3 3 4 講解：由強 堿和弱酸反應生成的鹽 , 稱為強堿弱酸鹽 , 含有以上弱酸根的鹽 , 常會發(fā)生水 解。 討論：分析 Na2C

16、O3的水解過程 , 寫出有關(guān)反應的離子方程式。 板書： Na 2CO3的水解 第一步： CO 2- +HO - - （主要） HCO+OH 3 2 3 第二步： - - （次要） HCO +H O H CO +OH 3 2 2 3 分析：對于多元弱酸來說 , 水解要分步寫。 提問：該水解反應能放出 CO2 嗎？不能 , 因為這樣的水解程度都很小。 過渡：下面請同學們討論為什么 NH4Cl 水溶液呈酸性？ 總結(jié)： NHCl 可以看作是強酸 HCl 和弱堿

17、 NHHO 反應生成的鹽 , 我們把這種鹽叫做強酸弱 4 3 2 堿鹽。類似這樣的鹽還有 Al 2 (SO4) 3、 FeCl 3、 CuSO等。 4 2、強酸弱堿鹽（ NH4Cl ） Al 3+,Fe 3+,Cu 2+ 練習：寫出 Al (SO ) 水解的離子方程式。 2 4 3 Al 3+ + 3H 2O

18、 Al(OH) 3 + 3H + Cu（ NO） 2 Al （ SO） 3 （ NH） SO AgNO 3 2 4 4 2 4 3 討論：以 NaCl 為例 , 說明強堿強酸鹽能否水解。 小結(jié)：由于 NaCl 電離出的 Na+和 Cl - 都不能與水電離出來的 H+ 或 OH- 結(jié)合生成弱電解質(zhì) , 所 以強堿強酸鹽不能水解 , 不會破壞水的電離平衡 , 因此其溶液顯中性。 3、強酸強堿鹽、難溶于水的鹽不水解 四、影響水解的

19、因素： 內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì) 這是影響鹽類水解的內(nèi)在因素。組成鹽的酸或堿越弱 , 鹽的水解 程度越大 , 其鹽溶液的酸性或堿性就越強?！盁o弱不水解 , 有弱即水解 , 越弱越水解 , 誰強顯 誰性” 外因： 1、溫度 由于鹽的水解作用是中和反應的逆反應 , 所以鹽的水解是吸熱反應 , 溫度升 高, 水解程度增大。 2、濃度 溶液濃度越小 , 實際上是增加了水的量 , 可使平衡相正反應方向移動 , 使鹽 的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中濃度同時減小的原理來解釋） 3、溶液的酸堿性：鹽類水解后 , 溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性。因此 , 控制溶液

20、的酸堿性 5 / 7 可以促進或抑制鹽的水解。如在配制 FeCl3 溶液時常加入少量鹽酸來抑制 FeCl 3 水解。 鹽的離子與水中的氫離子或氫氧根離子結(jié)合的能力的大小 , 組成鹽的酸或堿的越弱 , 鹽的水 解程度越大。 過渡：水解反應有什么應用呢？ 引入：大家知道泡沫滅火器的滅火原理嗎？它就是利用 Al 2(SO4) 3 和 NaHCO溶液反應 , 產(chǎn)生 3 二氧化碳來滅火的。那么 Al (SO ) 和 NaHCO是怎么反應？ 2 4

21、 3 3 討論： Al 3+ 3 - 和 HCO在水溶液中能大量共存嗎？ 分析： Al 3+ - - + 易結(jié)合水電離出的 OH,HCO 易結(jié)合水電離出的 H , 兩者在水溶液中會發(fā)生強烈的 3 雙水解 , 反應進行得很徹底。 Al 3++ 3HCO- ＝ Al(OH) 3↓ +3 CO2↑ ( 反應前有水參加 , 反應后又 有水生成 ) 講述：在我們的生活中 , 有時也會碰到一些問題 或觀察到

22、一些現(xiàn)象 , 你有沒有想過要去分析它, 找出其中的原因呢？比如 , 有一次我在實驗室配制 FeCl 3 溶液時 , 放置一段時間后溶液竟然變渾濁 , 大家能解釋一下是什么原因？（ FeCl3 發(fā)生了水解 , 生成了 Fe(OH)3, 使溶液變渾濁了。） 練習 填表：依據(jù) 3+ 2 3 ↓+3 H + Fe + 3H O Fe(OH) 條件 移動方向 H+數(shù)目 pH Fe3+水解程度 現(xiàn)象 升溫 通 HCl 加 H2O 加 Fe 粉 加 NaHCO3

23、 五、水解的應用 思考： 1、離子共存： Al 3+ 3- 因？ 和 HCO說明雙水解反應能進行到底的原 2、溶液配置： FeCl 3 的配制？ 3、判斷等濃度碳酸鈉、碳酸氫鈉溶液的 pH 值大小？ 6 / 7 4、氯化鋁、偏鋁酸鈉、氯化鐵分別蒸干灼燒后的產(chǎn)物是什么？ 課堂小結(jié)： 7 / 7