《鹽類的水解》
第一課時
教學目的
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、 鹽類的水解
1鼻考釗跛嵫蔚乃解
［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。
［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，叫做鹽類的水解。
（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：CO32- + 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、NH3H2O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NH3H2O，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
鹽類 實例 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
強堿弱酸鹽 CH3COONa 能 弱酸陰離子 促進水的電離 堿性
強酸弱堿鹽 NH4Cl 能 弱堿陽離子 促進水的電離 酸性
強酸強堿鹽 NaCl 不能 無 無 中性
（投影顯示空表，具體內容由學生填）
［鞏固練習］
1迸卸舷鋁醒穩芤旱乃峒钚裕若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）CuSO4
2痹贜a2CO3溶液中，有關離子濃度的關系正確的是（ ）。
A.c（Na+）=2c（CO3-） B.c（H+）＞c（OH-）
C.c（CO3-）＞c（HCO3-） D.c（HCO3-）＞c（OH-）
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