2018-2019年高中化學(xué) 第三章 水溶液中的離子平衡 3.3.1 鹽類的水解學(xué)案設(shè)計 新人教版選修4.docx

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第1課時　鹽類的水解 學(xué)習(xí)目標(biāo) 1.理解強(qiáng)堿弱酸鹽和強(qiáng)酸弱堿鹽的水解。 2.了解鹽溶液呈酸堿性的原因,理解鹽類水解的概念和實(shí)質(zhì)。 3.掌握鹽溶液呈酸堿性的一般規(guī)律,能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性。 學(xué)習(xí)過程 【復(fù)習(xí)提問】溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)有什么關(guān)系? 一、探究鹽溶液的酸堿性 【實(shí)驗(yàn)探究】用pH試紙測定下列鹽溶液的酸堿性,并填寫下表。 步驟:1.用鑷子取出6片pH試紙,分別放在玻璃片上; 2.用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)在pH試紙上; 3.與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行對照,記下酸堿性,并將其填在表中。 編號 1 2 3 4 5 6 鹽溶液 CH3COONa Na2CO3 NH4Cl AlCl3 NaCl Na2SO4 酸堿性 鹽類型 　　【交流研討1】鹽溶液的酸堿性有規(guī)律可循嗎?與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱之間有什么關(guān)系? 二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 【交流研討2】根據(jù)下表,對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子及粒子間的相互作用進(jìn)行比較、分析,從中找出不同類鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 NaCl溶液 c(H+)和c(OH-)相對大小 溶液中的粒子 續(xù)表 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 NaCl溶液 有無弱電解質(zhì)生成 相關(guān)化學(xué)方程式 　　以CH3COONa溶液為例,分析它為什么顯堿性。 【交流研討3】1.什么是鹽類的水解? 2.各類鹽溶液性質(zhì)的比較: 鹽類 實(shí)例 能否水解 引起水解的離子 對水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽 Na2CO3 強(qiáng)酸弱堿鹽 AlCl3 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 NaCl 　　3.鹽類水解的實(shí)質(zhì):　　　　　　　　　　　　　　。 4.鹽類水解的特點(diǎn):　　　　　　　　　　　　　　。 【交流研討4】弱酸弱堿鹽能否水解?若能水解,弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性如何確定?說明理由。 【歸納總結(jié)1】鹽類水解的規(guī)律:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 【交流研討5】Na2CO3溶液顯堿性,是如何水解的? 【歸納總結(jié)2】書寫鹽類水解方程式時需要注意什么? 【交流研討6】鹽的水解也是離子反應(yīng),在認(rèn)識水解反應(yīng)原理的基礎(chǔ)上,你對復(fù)分解類離子反應(yīng)發(fā)生的條件有無新的認(rèn)識? 【當(dāng)堂檢測】 1.有關(guān)鹽類的水解,下列敘述正確的是(　　) 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A.鹽的電離平衡被破壞 B.水的電離平衡被破壞 C.沒有中和反應(yīng)發(fā)生 D.溶液的pH一定變大 2.能使水的電離平衡向電離方向移動,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的措施是(　　) A.向純水中加入幾滴稀鹽酸 B.將水加熱煮沸 C.向水中加入碳酸鈉 D.向水中加入氯化銨 隨堂檢測 1.在鹽類水解的過程中,下列說法正確的是(　　) A.鹽的電離平衡被破壞 B.水的電離程度一定會增大 C.溶液的pH一定會增大 D.c(H+)與c(OH-)的乘積一定會增大 2.下列物質(zhì)的水溶液中,除了水分子外,不存在其他分子的是(　　) A.HCl B.NH4NO3 C.Na2S D.HClO 3.下列各物質(zhì)的溶液顯酸性的是(　　) A.NaHCO3 B.(NH4)2SO4 C.NaCl D.CH3COOK 4.下列操作會促進(jìn)H2O的電離,且使溶液的pH>7的是(　　) A.將純水加熱到90℃ B.向水中加少量NaOH溶液 C.向水中加少量Na2CO3溶液 D.向水中加少量FeCl3溶液 5.實(shí)驗(yàn)室有下列試劑,其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是(　　) ①NaOH溶液?、谒ＡА、跱a2S溶液?、躈a2CO3溶液　⑤NH4Cl溶液?、蕹吻迨宜、邼庀跛帷、酀饬蛩? A.①⑥ B.①②③④⑥ C.①②③⑥⑦⑧ D.⑤⑦⑧ 6.下列物質(zhì)在室溫下發(fā)生水解時,對應(yīng)的離子方程式正確的是(　　) ①Na2CO3:CO32-+2H2OH2O+CO2↑+2OH- ②NH4Cl:NH4++H2ONH3H2O+H+ ③CuSO4:Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+ ④NaF:F-+H2OHF+OH- A.①④ B.②③ C.①③ D.②④ 7.下列各項(xiàng)中的離子方程式,書寫正確的是(　　) A.AlCl3水解:Al3++3H2OAl(OH)3+3H+ B.NaHCO3電離:NaHCO3Na++HCO3- C.固體Ca(OH)2與NH4Cl共熱:NH4++OH-NH3+H2O D.過量的CO2氣體通入飽和石灰水中:CO2+OH-HCO3- 8.下列各組溶液混合后,溶液顯堿性的是(　　) A.10mL0.1molL-1NH3H2O與10mL0.1molL-1HCl B.10mL0.1molL-1K2S與10mL0.1molL-1K2SO4 C.10mL0.1molL-1KOH與10mL0.1molL-1KHCO3,再加入10mL0.1molL-1BaCl2 D.10mL0.1molL-1NaOH與5mL0.1molL-1H2SO4 9.等物質(zhì)的量濃度的下列五種溶液:①CH3COOH?、?NH4)2CO3　③NaHSO4?、躈aHCO3?、軧a(OH)2,溶液中水的電離程度由大到小排列正確的是(　　) A.⑤③①④② B.⑤③①②④ C.②④③①⑤ D.②④①③⑤ 10.有四種物質(zhì)的量濃度相等且都由一價陽離子A+和B+及一價陰離子X-和Y-組成的鹽溶液。據(jù)測定常溫下AX和BY溶液的pH=7,AY溶液的pH>7,BX溶液的pH<7,由此判斷不水解的鹽是(　　) A.BX B.AX C.AY D.BY 參考答案 學(xué)習(xí)過程 【復(fù)習(xí)提問】 酸性:c(H+)>c(OH-)　中性:c(H+)=c(OH-)　堿性:c(H+)c(OH-) c(H+)=c(OH-) 溶液中的粒子 Na+、H+、CH3COO-、OH-、CH3COOH、H2O NH4+、H+、OH-、Cl-、NH3H2O、H2O Na+、H+、Cl-、OH-、H2O 有無弱電解質(zhì)生成 有 有 無 相關(guān)化學(xué)方程式 H2OH++OH- CH3COO-+H+CH3COOH H2OH++OH- NH4++OH-NH3H2O H2OH++OH- NaClNa++Cl- 　　醋酸鈉溶液顯堿性的原因: 【交流研討3】 1.鹽類的水解:在溶液中,鹽電離出來的弱酸陰離子或弱堿陽離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)的反應(yīng)。 鹽類水解的原理 2. 鹽類 實(shí)例 能否水解 引起水解的離子 對水的電離平衡的影響 溶液的酸堿性 強(qiáng)堿弱酸鹽 Na2CO3 能 CO32- 促進(jìn)水的電離 堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽 AlCl3 能 Al3+ 促進(jìn)水的電離 酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 NaCl 不能 無 無 中性 　　3.鹽與水反應(yīng)生成弱電解質(zhì),促進(jìn)水的電離 4.可逆、吸熱、微弱 【交流研討4】 弱酸弱堿鹽能水解,其溶液的酸堿性由弱酸根和弱堿根水解程度的相對強(qiáng)弱來決定。 【歸納總結(jié)1】有弱才水解,無弱不水解,誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性,都弱都水解,越弱越水解 【交流研討5】 CO32-+H2OHCO3-+OH- HCO3-+H2OH2CO3+OH- 【歸納總結(jié)2】書寫鹽類水解方程式時需要注意: 1.一般鹽類水解程度很小,要用“”號連接,不標(biāo)“↑”或“↓”。 2.多元弱酸鹽的水解分步寫,以第一步為主;多元弱堿陽離子的水解一步寫完。 3.能徹底水解的離子組,由于水解趨于完全,書寫時要用“”并且要標(biāo)“↑”和“↓”。 【交流研討6】 復(fù)分解類離子反應(yīng)發(fā)生的條件是有沉淀、氣體、弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿和水)生成。 【當(dāng)堂檢測】 1.B　2.D 隨堂檢測 1.B　2.A　3.B　4.C　5.B　6.B　7.D　8.B　9.D　10.B