人教版選修4 第3章第3節(jié) 鹽類的水解 教案.docVIP

第三節(jié) 鹽類的水解一、教學(xué)設(shè)計鹽溶液的酸堿性主要決定于鹽類的組成，與鹽類水解密切相關(guān)。本節(jié)教學(xué)就是要利用電離平衡的理論來揭示鹽類水解的實質(zhì)，同時幫助學(xué)生形成水解平衡的概念。教材包括了三個部分：第一部分是找規(guī)律，從學(xué)生比較熟悉的鹽類物質(zhì)入手，引導(dǎo)學(xué)生通過實驗并運用歸納法分析鹽類的組成與鹽溶液酸堿性的對應(yīng)關(guān)系。第二部分是查原因。以水的電離平衡為基礎(chǔ)，分析鹽類電離出的陰、陽離子與水電離出的h+和oh-結(jié)合成弱酸或弱堿的趨勢，明確不同鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的本質(zhì)原因，同時深化對過去所學(xué)“離子反應(yīng)發(fā)生的條件”的認(rèn)識。為此，教科書設(shè)計了【思考與交流】、【學(xué)與問】和【家庭小實驗】等多種活動與探究的形式。這部分是本節(jié)教學(xué)的重心，也是對化學(xué)平衡、電離平衡以及水的離子積等知識的綜合運用。由于鹽類發(fā)生水解，使得我們的研究對象成為多個平衡并存的體系，它們相互依存，相互制約，有時還相互促進(jìn)。但是，由于溶液的酸堿性取決于c(h+）和c(oh-）的相對大小，而c(h+）和c(oh-）的相對大小又由kw來制約，因此水的電離平衡就必然地成為分析問題的關(guān)鍵。這也正好為培養(yǎng)學(xué)生辯證思維能力提供了良好素材。第三部分是談變化。討論影響鹽類水解的主要因素，同時介紹鹽類水解反應(yīng)的利用。注重理論分析與實驗探究相結(jié)合，強(qiáng)調(diào)了以下幾點：(1)從變化的過程和限度來看，鹽類水解是可逆反應(yīng)；(2)從能量的變化來看，鹽類水解是吸熱反應(yīng)；(3)用平衡移動原理分析，影響鹽類水解程度大小的因素主要有：所形成弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱；鹽溶液濃度的大小；溫度的高低；溶液酸堿度的改變（如加入少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿抑制鹽類水解）等。本節(jié)教學(xué)應(yīng)注意的問題：（1）因電離常數(shù)在本章屬于選學(xué)內(nèi)容，因此教科書中沒有對弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性進(jìn)行討論。這一點在教學(xué)中是否引入需視學(xué)生實際而定。對于具體的弱酸弱堿鹽溶液，其酸堿性可由成鹽的弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小來判斷。例如，25 時，hf的電離常數(shù)為7.210-4，h2co3的第一步電離常數(shù)為4.310-7，nh3h2o的電離常數(shù)為1.7710-5。則nh4f溶液呈酸性，而nh4hco3溶液呈堿性。ch3coonh4溶液呈中性，這是一個特例，它與nacl溶液呈中性既相似又不同。（2）關(guān)于酸式鹽溶液的酸堿性以及多元弱酸鹽的分步水解，情況比較復(fù)雜，例如nahco3溶液呈堿性，而nahso4呈酸性。由于本節(jié)教學(xué)的重心是正鹽溶液的酸堿性分析，因此教科書中也未就此作具體討論。本節(jié)教學(xué)重點：鹽類水解的本質(zhì)。本節(jié)教學(xué)難點：影響水解平衡的因素及水解反應(yīng)方程式的書寫。教學(xué)建議如下：1. 新課引入。以【科學(xué)探究】的內(nèi)容為基礎(chǔ)，測定一組鹽溶液的ph，然后找出鹽類組成與溶液酸堿性之間的規(guī)律性聯(lián)系（實驗可以由學(xué)生分組進(jìn)行，每組測三四種鹽溶液即可，然后將實驗結(jié)果匯總）。實驗結(jié)果可用下面的表1記錄：記錄表1對上述實驗結(jié)果進(jìn)行分析歸納后，形成對鹽溶液酸堿性的規(guī)律性的認(rèn)識，其結(jié)論可用下面的表2記錄：記錄表2注：關(guān)于表1中所測各溶液ph相對大小的比較，它不僅可以定性說明成鹽的類型不同，溶液酸堿性不同；還可以借助弱酸、弱堿的電離常數(shù)說明成鹽時，酸和堿的相對強(qiáng)度相差越大，則對所形成的鹽溶液的酸堿性影響程度越大。這一點，可根據(jù)學(xué)生的實際情況，作為教學(xué)的機(jī)動素材留待后面（或課后）討論。2. 在分析鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因時，應(yīng)準(zhǔn)確把握教材中【思考與交流】的設(shè)計意圖，那就是要充分調(diào)動學(xué)生學(xué)習(xí)的主動性。不宜首先讓學(xué)生通過閱讀教材填寫表格，使學(xué)生的思維活動陷入被動狀態(tài)。而是要讓學(xué)生在觀察前面的實驗現(xiàn)象基礎(chǔ)上，學(xué)會主動的發(fā)現(xiàn)問題、尋找規(guī)律、分析原因。在分析過程中，教師的作用應(yīng)表現(xiàn)為適時地給學(xué)生引導(dǎo)，最終應(yīng)讓學(xué)生明確以下問題：（1）上述各種鹽在溶于水后均完全電離，但都不產(chǎn)生h+或oh-，溶液中的h+和oh-全部來自水的電離：h2o h+oh-（2）在純水中，由水電離產(chǎn)生的h+和oh-數(shù)目應(yīng)該是相等的，當(dāng)加入某些鹽之后，溶液的酸堿性發(fā)生了明顯變化，表明c(h+） c(oh-）。這就是要讓學(xué)生發(fā)現(xiàn)的異常現(xiàn)象，因為無論鹽的電離還是水的電離都不會直接導(dǎo)致溶液中c(h+）和c(oh-）不相等！那么，導(dǎo)致c(h+）和c(oh-）不相等的原因是什么？為什么相同類型的鹽對溶液酸堿性的影響相似？(這正是要引起學(xué)生關(guān)注并研究的問題。)（3）鹽溶于水并電離都是在水分子的作用下發(fā)生的，由此可見，在溶液中的各種離子并非孤立存在，它們在運動過程中相互作用。那么，這些離子間的相互作用又是如何影響溶液酸堿性的呢？(這時，就是要使學(xué)生的思維從宏觀深入到微觀，從靜態(tài)轉(zhuǎn)到動態(tài)，并直抵問題的核心。)3. 在重點剖析nh4cl的水解過程時，應(yīng)引入矛盾的“對立與統(tǒng)一”以及矛盾的“特殊性與普遍性”的哲學(xué)觀點，通過討論明確：（1）由于hcl是強(qiáng)電解質(zhì)，所以nh4cl電離出的cl-不能水解。而nh4cl電離出的nh4+與h2o電離產(chǎn)生的oh-能形成弱電解質(zhì)nh3h2o，使oh-成為兩種弱電解質(zhì)電離平衡爭奪的焦點，它必須同時滿足兩個電離平衡的需求。正是由于部分oh-與nh4+的結(jié)合，使溶液中c(oh-）降低，并迫使h2o的電離平衡向電離的方向移動，導(dǎo)致溶液中c(h+）增大，這就是nh4cl溶液呈酸性的根本原因。（2）盡管溶液中c(h+）增大是nh4+水解的必然結(jié)果，但與此同時，因水解反應(yīng)而增加的h+又能與弱堿nh4h2o發(fā)生中和反應(yīng)，從而抑制nh4+的進(jìn)一步水解，最終達(dá)到水解平衡。因此，上述作用的總過程可表示為：nh4+ + h2o nh3h2o+h+在上面討論的基礎(chǔ)上，再簡略分析al2(so4)3等強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性的原因，即可發(fā)現(xiàn)它們與nh4cl溶液呈酸性的原因極為類似，從而理解這類具有普遍意義的現(xiàn)象在本質(zhì)上的聯(lián)系。4. 關(guān)于強(qiáng)堿弱酸鹽的水解反應(yīng)，也可視學(xué)生情況，以na2co3為例，介紹多元弱酸根離子的分步水解：co32-+h2o hco3-+oh-hco3-+h2o h2co3+oh-這對學(xué)生比較完整地理解水解反應(yīng)原理有一定的幫助，但不宜擴(kuò)展太多。5. 在分析不同鹽類水解過程之后，應(yīng)使學(xué)生對鹽類水解有一個總體認(rèn)識。（1）鹽類水解屬于離子反應(yīng)，其實質(zhì)是：在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離出來的h+或oh-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。教科書中設(shè)計的【學(xué)與問】應(yīng)該是強(qiáng)化這一概念的必要活動。（2）水解平衡就是一種化學(xué)平衡，鹽類水解的程度大小與物質(zhì)的本性有關(guān)。因此，反應(yīng)中形成的弱酸或弱堿電離程度越小，則鹽的水解程度越大。本節(jié)后面的【科學(xué)視野】中介紹了鹽的水解常數(shù)及其與弱酸、弱堿電離常數(shù)的關(guān)系。這些內(nèi)容有利于加深學(xué)生對水解平衡的理解，教學(xué)中可據(jù)學(xué)生的實際情況選擇介紹，但只限于加深學(xué)生對水解平衡的認(rèn)識，對水解常數(shù)不作要求。（3）鹽類水解也就是酸堿中和反應(yīng)的逆過程。中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，因此水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。6. 組織【科學(xué)探究】和【思考與交流】活動，主要是分析影響水解平衡移動的因素。以nh4cl的水解為例：nh4+h2o nh3h2o+h+當(dāng)條件發(fā)生如下改變時，均會導(dǎo)致平衡發(fā)生移動。加入少量nh4cl晶體；加水稀釋；滴加少量naoh溶液；滴加少量濃氨水；滴加少量鹽酸；加入少量鋅粒；加入少量na2co3粉末；加熱等等。但要注意加水稀釋nh4cl溶液時，盡管能促使水解平衡右移，并且nh4+的水解程度也確實增大。但在分析原因時，應(yīng)指出是因為稀釋時生成物c(nh3h2o)和c(h+）都減小，而反應(yīng)物只有c(nh4+)減小，所以平衡向右移動不能認(rèn)為是由于c(h2o)增大的結(jié)果，因為在稀的鹽溶液中，c(h2o)基本是一個常數(shù)值。如果借助水解平衡常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行分析，對上述結(jié)論都比較方便理解。但新課程標(biāo)準(zhǔn)和教科書對水解平衡常數(shù)的推導(dǎo)和應(yīng)用均不作要求，因此，只能利用平衡移動原理作一些定性的說明，不宜深入探討。7. 關(guān)于高價陽離子（如fe3+）的水解，實際是分步進(jìn)行的。但常常為了討論問題的方便，就作一步寫出，如：fe3+ + 3h2o fe(oh)3+3h+8. 關(guān)于水解反應(yīng)的應(yīng)用，可在教科書中相關(guān)知識介紹的基礎(chǔ)上，適當(dāng)擴(kuò)充一些。二、活動建議【科學(xué)探究】1. 因fecl3屬于強(qiáng)酸弱堿鹽，生成的fe(oh)3是一種弱堿，并且難溶，所以fecl3易水解。其水解反應(yīng)的化學(xué)方程式為：fe3+ + 3h2o fe(oh) 3+3h+2. 影響fecl3水解的因素有：加入少量fecl3晶體，增大c(fe3+）；加水稀釋；加入少量鹽酸，增大c(h+）；加入少量naf晶體，降低c(fe3+）；加入少量nahco3，降低c(h+）；升高溫度等。判斷上述水解平衡移動的方向依據(jù)有多種。一是平衡移動原理；二是可以通過溶液顏色深淺變化作判斷（如加熱時，溶液顏色明顯變深，表明平衡是向水解方向移動）；三是通過溶液酸度變化（如加入少量fecl3晶體前后，測溶液ph變化）；四是觀察有無紅褐色沉淀析出（如加入少量nahco3后，使fe3+的水解程度趨向完全）。3. 通過實驗得出的主要結(jié)論有：fe3+的水解是一個可逆過程；水解平衡也是一個動態(tài)平衡；fe3+的水解屬于吸熱反應(yīng)；改變平衡的條件（如溫度、濃度等），水解平衡就會發(fā)生移動；當(dāng)加入的物質(zhì)能與溶液中的離子結(jié)合成很難電離的弱電解質(zhì)，fe3+的水解程度就可能趨向完全。三、問題交流【思考與交流1】【學(xué)與問】離子反應(yīng)發(fā)生的條件中，有水生成一條可擴(kuò)展為有弱電解質(zhì)生成。四、習(xí)題參考(一)參考答案1. d；2. b；3. c；4. d。5. 乙，如果是弱酸，所生成的鹽電離出的a-會部分地與水電離出的h結(jié)合成ha，則c(a）c(m）。6. ，al3+2so42+2ba2+4oh = 2baso4+alo2+2h2o；=，2al3+3so42+3ba2+6oh = 3baso4+2al(oh)37. co32+h2o=hco3+oh, ca2+co32=caco38. na2co3溶液的phnahco3溶液的ph,因為由hco3電離成co32比由h2co3電離成hco3更難，即na2co3與nahco3是更弱的弱酸鹽，所以水解程度會大一些。9. (1) socl2 +h2o so2+ 2hcl(2) alcl3溶液易發(fā)生水解，alcl36 h2o與socl2混合加熱，socl2與alcl36 h2o中的結(jié)晶水作用，生成無水a(chǎn)lcl3及so2和hcl氣體。10. 加水的效果是增加水解反應(yīng)的反應(yīng)物c（sbcl3），加氨水可中和水解反應(yīng)生成的hcl,以減少生成物c（h+），兩項操作的作用都是使化學(xué)平衡向水解反應(yīng)的方向移動。11. 受熱時，mgcl26h2o水解反應(yīng)的生成物hcl逸出反應(yīng)體系，相當(dāng)于不斷減少可逆反應(yīng)的生成物，從而可使平衡不斷向水解反應(yīng)方向移動；m