高中化學(xué)人教版 (2019)選擇性必修1第三節(jié) 鹽類的水解優(yōu)秀教學(xué)設(shè)計(jì)

這是一份高中化學(xué)人教版 (2019)選擇性必修1第三節(jié) 鹽類的水解優(yōu)秀教學(xué)設(shè)計(jì)，共7頁(yè)。教案主要包含了教學(xué)目標(biāo)，教學(xué)重難點(diǎn)，教學(xué)過(guò)程，創(chuàng)設(shè)情境，進(jìn)一步思考，學(xué)生活動(dòng)，思考交流，課堂專練等內(nèi)容，歡迎下載使用。
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第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第三節(jié) 鹽類的水解
第1課時(shí) 鹽類的水解
【教學(xué)目標(biāo)】
1.從組成鹽的離子成分角度分析鹽類水解的本質(zhì)。
2.以動(dòng)態(tài)平衡的觀點(diǎn)分析鹽類水解對(duì)水電離平衡的影響，掌握鹽類水解的規(guī)律。
3.以離子方程式的形式，表達(dá)鹽類水解。
【教學(xué)重難點(diǎn)】
鹽類水解的規(guī)律、鹽類水解的離子方程式
【教學(xué)過(guò)程】
1.新課導(dǎo)入
【創(chuàng)設(shè)情境】展示圖片
Na2CO3是日常生活中常用的鹽，俗稱純堿，常在面點(diǎn)加工時(shí)用于中和酸并使食品松軟或酥脆，為什么 Na2CO3可被當(dāng)作“堿”使用呢?
【學(xué)生】因?yàn)镹a2CO3和NaHCO3的水溶液呈堿性。
【進(jìn)一步思考】 水呈中性、酸呈酸性、堿呈堿性，為什么？溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)有什么關(guān)系？
【學(xué)生】酸性：c(H+) > c(OH-)；中性：c(H+)=c(OH-)；堿性：c(H+) < c(OH-)。
【過(guò)渡】 鹽溶液的酸堿性如何呢？是否一定是呈中性呢？如何證明？這是我們這節(jié)課要探討的問(wèn)題。
2.新課講授
【板書】一、鹽溶液的酸堿性
【學(xué)生活動(dòng)】探究鹽溶液的酸堿性：用pH試紙分別測(cè)定 CH3COONa、NH4Cl、NaCl、
(NH4)2SO4、、Na2SO4、Na2CO3、NaHCO3溶液的酸堿性。
鹽溶液
NaCl
Na2CO3
NaHCO3
NH4Cl
酸堿性




鹽類型




鹽溶液
Na2SO4
CH3COONa

(NH4)2SO4
酸堿性




鹽類型





【設(shè)疑】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？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
鹽溶液酸堿性



【回答】強(qiáng)堿弱酸鹽顯堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽顯酸性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽顯中性。
【設(shè)疑】溶液呈酸性、堿性還是中性，取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小。那么，是什么原因造成不同類型的鹽溶液中c(H+)和c(OH-)相對(duì)大小的差異呢？
【學(xué)生活動(dòng)】根據(jù)前面的探究結(jié)果，對(duì)三類不同的鹽溶液（NaCl溶液、NH4Cl溶液和CH3COONa溶液）中存在的各種離子，以及離子間的相互作用進(jìn)行分析，嘗試找出不同類型的鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。
【思考交流】思考以下幾個(gè)問(wèn)題：
（1）相關(guān)的電離方程式？
（2）鹽溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？
（4）對(duì)水的電離平衡有何影響？
（5）相關(guān)的化學(xué)方程式？
【展示】
【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。


【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。

【講解】NH4Cl是強(qiáng)電解質(zhì)，屬于強(qiáng)酸弱堿鹽。NH4Cl溶于水后，會(huì)全部電離成NH4+和Cl-。純水中存在下列電離平衡：，其中，NH4+與水電離出來(lái)的OH-結(jié)合，生成弱電解質(zhì)——NH3?H2O，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動(dòng)。當(dāng)達(dá)到新的平衡時(shí)，溶液中c(H+)>c(OH-)。因此，NH4Cl溶液呈酸性。

【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。


【講解】通過(guò)分析可以知道，鹽溶液的酸堿性，與鹽在水中電離出來(lái)的離子和水電離出來(lái)的H+或OH-能否結(jié)合生成弱電解質(zhì)有關(guān)。
【講解】1.定義：像NH4Cl和CH3COONa這樣，在水溶液中，鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。
2、水解的條件：鹽易溶，有弱離子。
【展示】3.鹽類水解的實(shí)質(zhì)。

【講解】鹽電離出弱酸陰離子，結(jié)合水電離出的H+，或鹽電離出弱堿陽(yáng)離子，結(jié)合水電離出的OH-，生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)水的電離，使c(H+)≠c(OH-)，因此鹽溶液呈現(xiàn)不同的酸堿性。
【設(shè)疑】鹽類水解的特點(diǎn)是什么？
【總結(jié)】(1)鹽類的水解促進(jìn)了水的電離,使溶液呈酸性、堿性或中性;
(2)鹽類的水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng):

(3)鹽類水解一般是微弱的;一般不用“↑”或“↓”一般不寫“=”，而寫“ ”
(4)鹽類水解是吸熱(填“吸熱”或“放熱”)反應(yīng)。
（5）水解平衡（動(dòng)態(tài)）
（6）多元弱酸根離子分步水解，以第一步水解為主。
【點(diǎn)撥】Na2CO3的水解分兩步進(jìn)行：第一步：Na2CO3在水溶液中電離出來(lái)的CO32-與水電離出來(lái)的H+結(jié)合生成HCO3-；第二步：生成HCO3-繼續(xù)與水電離出來(lái)的H+結(jié)合成弱電解質(zhì)H2CO3
Na2CO3第二步水解的程度比第一步小得多，平衡時(shí)溶液中H2CO3的濃度很小，不會(huì)放出CO2氣體。
【總結(jié)】5、鹽類水解的規(guī)律：在可溶性鹽溶液中：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。
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





強(qiáng)酸
弱堿鹽





強(qiáng)酸
強(qiáng)堿鹽





【課堂專練】見課件
【學(xué)生活動(dòng)】試寫出鹽類水解的離子方程式。
【講解】 2、水解離子方程式的書寫步驟
a.先找“弱”離子。
b.一般水解程度小，水解產(chǎn)物少。所以常用“ ” ；不寫“ == ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式。
c.多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。
d.多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。
【學(xué)生活動(dòng)】舉例分別寫出一元弱酸強(qiáng)堿鹽、多元弱酸強(qiáng)堿鹽、弱堿強(qiáng)酸鹽、多元弱酸酸式酸根的水解離子方程式
【教師活動(dòng)】講解離子方程式的書寫，補(bǔ)充多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別
【課堂專練】見課件

【課堂小結(jié)】
一、探究溶液的酸堿性
二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因
三、鹽類水解
定義 實(shí)質(zhì) 特征 規(guī)律 鹽類水解方程式的書寫
【板書】
3.3.1鹽類的水解