盐类的水解第二课时

盐类的水解第二课时（通用11篇）

1.盐类的水解第二课时 篇一

盐类水解[第一课时]

教学目标

知识目标

理解盐类水解的本质。

理解盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律。

了解盐类水解的利用。

能力目标

培养学生分析问题的能力。

培养学生运用对比法和依据客观事实解决问题的逻辑思维能力。

培养学生逻辑推理能力。

情感目标

引导学生树立“透过现象，抓住本质”的辩证唯物主义认识观点。

培养学生善于观察、勤于思考的科学态度。

教学建议

教材分析

“盐类的水解”是电解质理论的组成部分，它属于化学基础理论知识。教材把这部分内容安排在强弱电解质和电离平衡之后，目的是使盐类水解过程和规律的探讨能在电离理论和强弱电解质概念的指导下进行, 运用学生已有知识，从中发掘出盐类水解新知识的“生长点”。

本节内容分为三部分：建立盐类水解的概念;探讨盐类水解的规律;运用盐类水解的知识。其中，盐类水解的概念是基础，旨在揭示盐类水解的实质，并为研究盐类水解规律提供依据。盐类水解的规律是核心，它是盐类水解原理的具体化，并使盐类水解一般概念得以直接应用。盐类水解的利用，则是通过具体的情境和应用实例，加深对盐类水解及其规律的理解、巩固。总之，本节教材涉及的知识面较宽,综合性较强,是前面已学过的电解质的电离、水的电离平衡以及平衡移动原理等知识的综合应用。因此，本节教材是本章的重点和难点。

教法建议

本节教师需要为学生提供鲜明的盐类水解的实验事实，启发学生思考，引导学生探究，深入探讨实验的微观本质，并利用多媒体教学手段，帮助学生实现从感性认识到理性认识的飞跃，以形成盐类水解的概念;对于盐的水解规律，要突出个别与一般的辩证关系，要依据教材的典型实例，运用归纳法揭示两类盐(强酸弱碱盐、强碱弱酸盐)水解的规律;对于盐类水解的离子方程式和化学方程式的书写，在教学中要强调书写的规范要求和注意事项，并加强训练。最后，运用演绎法，讨论盐类水解知识在实际中的运用，加深对盐类水解本质及其规律的认识。具体建议如下：

1.知识准备(布置预习作业)：中和反应可表示为“酸+碱==盐+水”，因此可把盐理解为是由相应的酸和碱反应完成的，又因为酸有强酸、弱酸，碱有强碱、弱碱，所以生成的盐就有四种，即强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸强碱盐、强酸强碱盐。要求上述四种类型的盐各举出2―3例(写化学式)

2.采用实验探究方法引入新课。 建议将教材中的[实验3-1]改为学生实验，并增加一个演示实验，即“向盛有固体Na2CO3和NH4Cl两支试管分别注入3--4ml蒸馏水，振荡使之溶解，再分别滴加2-3滴酚酞试液和紫色石蕊试液，观察溶液颜色变化”，这样使学生通过实验现象，“发现”盐溶液不都呈中性，引出课题。

3.对于“盐类水解的本质”， 建议通过分析CH3COONa、AlCl3的水解，引导学生总结出盐类水解的本质。

4.对于“强酸强碱盐不水解”这部分内容的教学也不容忽视，学生只有理解了强酸强碱盐不水解才能更好地理解盐类水解的本质和条件;而对于“弱酸弱碱盐的水解”只要求学生会判断该类盐能水解就可以了，不要扩展。

5.在讲解如何书写盐类水解的离子方程式和化学方程式时，要强调说明以下问题：

①盐类水解反应一般是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。

②一般盐类水解的程度很小，水解产物的量也很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，在书写方程式时，一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。(如H2CO3，NH3・H2O等)

③多元弱酸的盐的水解反应分步写方程式，但以第一步为主(如H2CO3);多元弱碱盐水解不分步写(如AlCl3)。

④盐类水解反应可视作中和反应的逆反应。

6.“影响盐类水解的外界因素”的.教学，对于重点中学，可启发学生运用实验手段自主探究;对于普通中学，可采取教师演示实验。同时使学生认识到盐本身的性质才是主要因素，渗透内、外因的辩证关系。

7.对于“盐类水解的利用”，除了教材中提到的溶液的配制、除杂外，在多举一些应用实例，如化肥混施、明矾净水，以丰富学生的视野。

8.本节内容结束前，总结归纳盐类水解知识的应用，以便将知识系统化，规律化，便于学生掌握，同时也教会学生学习。

教学设计方案一

重点：理解盐类水解的本质

难点：盐类水解方程式的书写和分析

第一课时

(一)知识准备

酸+碱=盐+水(中和反应，可以理解盐可以由相应的酸和碱反应生成)

【实验】在教师的指导下由学生完成下面的实验，激发学生学习兴趣。

(1)向盛有 ， ， 的试管中分别加入3～4ml蒸馏水，振荡，使之溶解。

(2)用 试纸测定三种盐溶液的 ，

并记录：

：

【设疑】

(1)为什么三种盐的水溶液有的呈中性?有的呈碱性?有的呈酸性呢?

(2)同呈中性的 和 其实质是否相同呢?

【讲解】这是由于盐类水解的原因，下面我们就来学习盐类的水解及其实质。

【设疑】同样是盐溶液为什么有的显碱性，有的显酸性?

【讲解】

① 溶液(弱碱强酸盐，水溶液 ，呈酸性)

(盐电离强电解质电离是完全的)

(水电离，弱电解电离是部分的，可逆的)

由于生成难电离的弱电解质 促使水的电离，使溶液中 增大，从而使溶液呈酸性。

水解方程式：

水解离子方程式：

② 溶液(强碱弱酸盐，水溶液 ，呈碱性)

(盐，弱电解质，完全电离)

(水，弱电解质，存在电离平衡)

由于生成难电离的弱电解质 分子，使溶液中 减少，促使 的电离，从而使溶液中 增大，溶液呈现碱性。

【设疑】盐溶液是碱性，溶液中 增大?为什么会增大呢? 是从哪来的呢?

盐溶液呈酸性，溶液中 增大?为什么会增大呢? 是从哪来的呢?

【讲解】

① 溶液(弱碱强酸盐，水溶液 ，呈酸性)

(盐电离强电解质电离是完全的)

(水电离，弱电解电离是部分的，可逆的)

由于生成难电离的弱电解质 促使水的电离，使溶液中 增大，从而使溶液呈酸性。

水解方程式：

水解离子方程式：

② 溶液(强碱弱酸盐，水溶液 ，呈碱性)

(盐，弱电解质，完全电离)

(水，弱电解质，存在电离平衡)

由于生成难电离的弱电解质 分子，使溶液中 减少，促使 的电离，从而使溶液中 增大，溶液呈现碱性。

③ 溶液

(盐，强电解质，完全电离)

由于 结合 的能力与 的能力相当，使溶液中 与 仍相等，所以溶液呈中性。

(三)随堂练习

1.在水中加入下列物质，可使水的电离平衡向电离方向移动的是( )

A. B. C. D.

2.判断下列盐类水解的叙述中正确的是( )

A.溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐

B.含有弱酸根盐的水溶液一定呈碱性

C.盐溶液的酸脓性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱

D.碳酸溶液中氢离子物质的量浓度是碳酸根离子物质的量浓度的两倍

3.物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是( )

A. B. C. D.

4.下列各组离子，在强碱性溶液中可以大量共存的是( )

A. B.

C. D.

5.为了使 溶液中 的比值变小，可加入的物质是( )

A.适量盐酸 B.适量 溶液

C.适量KOH溶液 D.适量KHS溶液

(四)总结、扩展

1.盐类水解的实质

在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的 和 生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。

2.盐类水解的类型和规律

(1)通常盐类水解程度是很小的，而且是可逆的。

(2)水解规律：

有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解;谁强显谁性，同强显中性。

①强酸弱碱生成的盐水解：溶液呈酸性，是弱碱的阳离子水解生成对应的弱碱，使溶液显酸性。如： 等。

②强碱弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性，原因是弱酸根发生水解，生成对应弱酸，使溶液显碱性，如： 等。

③强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如 等。

④弱酸弱碱盐强烈水解。(此内容大纲不作要求，不宜向学生补充)

a.酸强于碱，显酸性，如 ;

b.碱强于酸，显碱性，如

c.酸碱相当，显中性，如

⑤弱酸酸式盐水解：取决于酸式酸根的电离程度和水解程度相对大小。

a.若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如 等。

b.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如 等。

3.扩展

氮、磷、钾是植物生长的重要营养元素，洗衣粉中加入由磷酸脱水制得的多磷酸的钠盐作配料，能起到软化水的作用，但使用此类洗衣粉会造成水质污染。

(1)试简述污染水质的原因。

(2)某种无磷洗衣粉中加入了硅酸钠作配料，试说明这种配料的有关性质和作用。

板书设计

一、盐的组成类别

1.强酸强碱盐：如 等;

2.强酸弱碱盐：如 等;

3.弱酸弱碱盐：如 等;

4.弱酸弱碱盐：如 等;

二、实验测定盐溶液的 是不是都等于7

1.测蒸馏水 ;

2.测 溶液 ;

3.测 溶液 ;

4.测 溶液 值。

列表比较：

提出问题：为什么都是盐溶液的(2)(3)(4)三种溶液 会有显著差异呢?

：强酸强碱盐 ;

：强碱弱酸盐 ;

：强碱强酸盐 ;

剖析原因：写出离子方程式及化学方程式。

与 电离出来 结合成弱电解质

破坏了水电离平衡，减少水电离，使溶液中 浓度增大，碱性增强。

与 电离出来的 结合生成弱碱 ，破坏了水电离平衡，促使水电离，使溶液中 浓度增大，酸性增强。

强酸、强碱盐，不水解只电离。溶液显中性。

三、引出水解定义，归纳水解一般规律

1.定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 或 结合生成弱电解质的反应叫做盐类水解。

2.水解一般规律：

谁弱谁水解：水解离子一定是盐电离出来的弱离子(弱酸阴离子，或弱碱阳离子)。

谁强显谁性：碱强显碱性，酸强显酸性。

都强不水解。

都弱都水解(了解就可)

盐类水解[第一课时]

2.盐类的水解第二课时 篇二

一、盐溶液的水解程度大小的比较

判断盐水解程度的依据:

水解产物 (弱酸或弱碱) 越弱 (电离程度越小) , 水解程度越大, 水解的酸性或碱性越强;若是多步水解, 决定于第一步水解产物的强弱。

如酸性:CH3COOH>H2CO3>HCO3-, 则CH3COONa, Na H-CO3、Na2CO3水解程度依次增大, 溶液的碱性依次增强。

例题1:有 (1) Na2CO3溶液; (2) CH3COONa溶液; (3) Na OH溶液各25 ml, 物质的量浓度均为0.1 mol/L, 下列说法正确的是 ()

A.3种溶液p H的大小顺序是 (3) > (2) > (1)

B.若将3种溶液稀释相同倍数, p H变化最大的是 (2)

C.若分别加入25 ml0.1 mol/L盐酸后, p H最大的是 (1)

D.若3种溶液的p H均为9, 则物质的量浓度的大小顺序是 (3) > (1) > (2)

解析:A项, CO32-比CH3COO-水解程度大, 故3种溶液p H的大小顺序为 (3) > (1) > (2) ;B项, 由于 (1) (2) 中存在阴离子水解平衡, 稀释后平衡正向移动, 使OH-物质的量增多, OH-浓度变化较小, 则p H变化最大的是 (3) ;C项, 加入25 mll0.1 mol/L盐酸后, (1) 变为Na HCO3与Na Cl的混合溶液, HCO3-水解, 溶液显碱性, (2) 变为Na Cl和CH3COOH的混合液, 溶液显酸性, (3) 变为Na Cl溶液, 溶液显中性;D项, 因为同条件下, CO32-水解程度大于CH3COO-, 而Na OH不水解, 故当p H均为9时, 物质的量浓度的大小顺序为 (2) > (1) > (3) 。

答案:C

二、离子浓度大小的比较

1. 紧抓两个“微弱”

⑴弱电解质只有微弱电离, 如稀醋酸溶液中粒子浓度, 由大到小为c (CH3COOH) >c (H+) >c (CH3COO-) >c (OH-) ;多元弱酸分步电离, 以第一步为主, 如稀磷酸溶液中, c (H3PO4) >c (H+) >c (H2PO4-) >c (HPO42-) >c (PO43-) >c (OH-) 。

⑵弱酸 (碱) 根离子的水解是微弱的。如 (NH4) 2SO4溶液中c (NH4+) >c (SO42-) >c (H+) >c (NH3·H2O) >c (OH-) 。

多元弱酸根分步水解, 第一步水解为主。如Na2S溶液中, c (Na+) >c (S2-) >c (OH-) >c (HS-) >c (H2S) 。

2. 牢记三个守恒和一个不等式

如0.1 mol/L Na2S溶液中:

⑴电荷守恒

c (Na+) +c (H+) =2 c (S2-) +c (HS-) +c (OH-)

(2) 物料守恒

c (Na+) =2[c (S2-) +c (HS-) +c (H2S) ]

(3) 水的电离守恒 (质子守恒)

c (OH-) =c (H+) +c (HS-) +2 c (H2S)

(4) 不等式

c不水解离子>c水解离子>c显性离子>c隐性离子

如NH4Cl溶液中, c (Cl-) >c (NH4+) >c (H+) >c (OH-) 。

例题2:在Na2S溶液中存在的下列关系中, 不正确的是 ()

A.c (Na+) =2c (S2-) +2c (HS-) +2c (H2S)

B.c (Na+) +c (H+) =c (OH-) +c (HS-) +c (S2-)

C.c (OH-) =c (H+) +c (HS-) +2c (H2S)

D.c (Na+) >c (S2-) >c (OH-) >c (HS-)

解析:在Na2S溶液中存在着如下平衡:

S2-+H2O⇌HS-+OH-

HS-+H2O⇌H2S+OH-

H2O⇌H++OH-

所以Na2S溶液中存在Na+, S2-, HS-, OH-, H2O, H2S等微粒。由水解方程式可知c (Na+) >c (S2-) >c (OH-) >c (HS-) , 故D正确;在Na2S溶液中还存在两个守恒关系, 电荷守恒:c (Na+) +c (H+) =2c (S2-) +c (HS-) +c (OH-) ;物料守恒:c (Na+) =2c (S2-) 起始=2[c (S2-) +c (HS-) +c (H2S) ]=2c (S2-) +2c (HS-) +2c (H2S) 。将上面两式相减得:c (OH-) =c (H+) +c (HS-) +2c (H2S) , 故A和C正确。

答案:B

例题3:已知乙酸 (HA) 的酸性比甲酸 (HB) 弱, 在物质的量浓度均为0.1 mol/L的Na A和Na B混合溶液中, 下列排序正确的是 ()

A.c (OH-) >c (HA) >c (HB) >c (H+)

B.c (OH-) >c (A-) >c (B-) >c (H+)

C.c (OH-) >c (B-) >c (A-) >c (H+)

D.c (OH-) >c (HB) >c (HA) >c (H+)

解析:因为Na A和Na B水解是微弱的, c (OH-) 不可能比c (A-) 大, 也不可能比c (B-) 大, BC项错误;因为HA酸性比HB酸性弱, Na A比Na B水解程度大, c (HA) >c (HB) , 故A项正确, D项错误。

答案:A

三、盐溶液蒸干灼烧后产物的判断

(1) 盐溶液水解生成难挥发性酸时, 蒸干后一般得到原物质, 如Cu SO4溶液蒸干得Cu SO4固体。

盐溶液水解生成易挥发性酸时, 蒸干后一般得到对应的弱碱。如Al Cl3, Fe Cl3溶液蒸干后一般得Al (OH) 3, Fe (OH) 3, 但灼烧后失水得到氧化物。

(2) 考虑盐受热时是否分解。因为Ca (HCO3) 2, Na HCO3, KMn O4, NH4Cl固体受热易分解, 因此蒸干Ca (HCO3) 2溶液得Ca CO3固体;蒸干Na HCO3溶液得Na2CO3固体;蒸干KMn O4溶液得到K2Mn O4和Mn O2的混合物;蒸干NH4Cl溶液不能得到固体物质。

(3) 还原性盐在蒸干时会被氧气氧化。例如, Na2SO3溶液蒸干时得到Na2SO4;Fe SO4溶液蒸干会得到Fe2 (SO4) 3和Fe (OH) 3混合物。

(4) 有时要从多方面考虑。例如, 蒸干Na Cl O溶液时, 既要考虑Cl O-水解, 又要考虑HCl O分解, 所以蒸干Na Cl O溶液所得固体为Na Cl。

方法技巧:关于盐溶液蒸干灼烧产物问题, 应先分析盐的组成及性质, 然后分析盐的水解情况及水解后产物的性质;最后一定审清题目, 是蒸干还是蒸干后再灼烧。

例4:在蒸发皿中用酒精灯加热蒸干下列物质的溶液然后灼烧, 可以得到该物质固体的是 ()

解析:若将溶液蒸干灼烧, Al Cl3 (溶液) →Al (OH) 3→Al2O3;Na2SO3→Na2SO4;KMn O4→K2Mn O4和Mn O2。

3.盐类的水解一课时 篇三

本节为高中化学苏教版选修内容理论性较强，涉及知识面较广，是前面已学过的电解质电离、水的电离平衡、水的离子积以及平衡移动原理的综合运用。

二、学情分析

通过前面知识的学习，学生对有关理论有一定的了解，应注意发挥学生运用能力并对有关知识进一步巩固。

三、教学目标

知识与能力目标：1.理解盐类水解的实质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。

2.能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性。

过程与方法目标：引导学生通过观察、实验、查阅资料等方法获取知识

情感态度与价值观目标：在教学中联系生活实际引导学生学以致用，激发学生学习化学的兴趣，提高学生学习化学的积极性和主动性让学生在分析现实问题的过程中实现能力的发展。

教学重点：盐类水解的实质

教学难点：盐类水解的实质

教学策略与设计说明：从整体看本节教学内容理论性较强既有概念又有规律总结，在教学中要注意引导学生运用以前学过知识总结规律，并配合实验验证，引起学生兴趣。

四、教学过程

教师活动：（提问）酸碱水溶液为何显示酸碱性？

学生活动：（讨论并小结）酸溶液之所以显酸性是因为酸溶于水后电离出的氢离子使水的电离平衡向生成水分子的方向移动，氢氧根离子浓度降低，c（H+）>c（OH-）。碱溶于水后电离出氢氧根，导致水的电离平衡向生成水分子的方向移动，氢离子浓度降低c（H+）

教师活动：（总结）酸碱溶液呈现酸碱性是由于水的电离平衡被破坏导致氢离子和氢氧根离子浓度发生变化引起的。

（提问）盐溶于水不能电离出氢离子或氢氧根离子，是否盐溶液一定显中性呢？

布置试验任务要求学生操作

学生活动：（实验）用PH值试纸检验CH3COONa、NH4Cl、NaCl、Na2CO3四种溶液的PH值

（现象描述）CH3COONa、Na2CO3显碱性、NH4Cl显酸性、NaCl显中性。

（结论）盐溶液并不都呈中性

教师活动：（总结）可见盐溶液中水的电离平衡也发生了移动

（提问）盐类溶于水后会发生电离，请思考CH3COONa溶液中存在哪些离子？离子间是否反应？

学生活动：（讨论小结）CH3COONa溶液中存在CH3COO-、Na+、H+、OH-等离子，其中H+与CH3COO-生成弱电解质CH3COOH

教师活动：（讲解）当水电离出的H+与CH3COO-生成弱电解质CH3COOH后溶液中H+浓度减小，水的电离平衡向电离方向移动，导致c（H+）

（提问）请同学们分析NH4Cl溶液和NaCl溶液为什么显酸性和中性？

学生活动：（讨论小结）NH4Cl溶于水电离出的NH4+与水电离出的OH-结合成弱电解质NH3·H2O，OH-浓度减小，水的电离平衡向生成水分子方向移动，c（OH-）

教师活动：播放动画模拟醋酸钠、氯化铵的水解过程

（总结）盐溶液呈现酸碱性，是由于盐电离出的离子引起水的电离平衡移动，使得H+和OH-浓度发生变化而引起的。

（提问）：硝酸钾、碳酸钠、氯化镁溶液显是酸性、碱性还是中性？请在讨论基础上实验验证。

学生活动：（讨论并验证）硝酸钾溶液显中性，碳酸钠溶液显碱性，氯化镁溶液显酸性。

教师活动：（讲解）盐类根据组成的酸根及阳离子可以分为强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、强酸强碱盐，归纳这些盐溶液的酸碱性。

学生活动：（总结）强酸强碱盐溶液显中性，强碱弱酸盐呈现碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。

教师活动：（讲解）只有弱酸酸根或弱碱阳离子才能与氢离子或氢氧根形成弱电解质影响水的电离平衡，含有它们的盐溶液才呈现酸性或碱性。所以以上规律可以总结为：有弱才水解、谁强显谁性

（讲解）盐电离出的离子与水电离出的离子结合成弱电解质的反应叫做盐类的水解。盐类水解的可以用化学方程式或离子方程式表示

（ppt演示）CH3COONa+H2O=CH3COOH+NaOH

（讲解）书写方程式时可以把水解看成是中和的逆过程，请同学们书写碳酸钠的水解方程式。注意多元弱酸根的水解是分步进行的，碳酸根要先水解成碳酸氢根，碳酸氢跟进一步水解成碳酸根，且第一步水解程度远大于第二步。

学生活动：（书写方程式）NaCO3+H2O=NaHCO3+NaOH

教师活动：（课堂小结）盐类水解是一种特殊的化学平衡有关化学平衡建立和移动的原理同样适用于盐类的水解，大家应注意运用已有的知识解决有关应用。

布置作业：1.课外探究：推测并检验碳酸氢钠、硫酸氢钠溶液的酸碱性。

2.认真总结本节知识。

3.世纪金榜本节习题。

五、板书设计

第三单元 盐类的水解

一、盐溶液的酸碱性

二、盐类水解

1.盐类水解定义。

2.盐类水解的实质。

盐电离→（弱酸酸根→结合H+弱碱阳离子→结合OH-）破坏水的电离平衡→水电离程度增大→c（H+）≠c（OH-）→溶液呈酸性或碱性

3.盐类水解的特征

中和反应逆过程为吸热反应

水解程度微弱无气体沉淀生成

水解的盐是溶于水的

盐类水解的规律

有弱才水解（必须含有弱酸酸根或弱碱阳离子）

谁强显谁性（阴阳离子所对应的酸或碱谁相对强，显示相应的酸碱性）

同强显中性（阴阳离子所对应的酸或减，强度相同显中性）

六、教学反思

1.基本满意，学生接受程度良好。

2.本节配有实验，学生比较感兴趣课堂气氛较为活跃。

3.通过学生的练习可以看出学生的掌握情况还是不错的。

4.有些练习没时间当堂完成只能留为课下作业。

4.《盐类的水解》教案 篇四

一、标要求

认识盐类水解的原理．

二、教学目标

、知识与技能

认识盐类水解的定义，发生的条和本质以及水解的规律。学会PH值测量的方法，会使用PH试纸，以及PH计，2、过程与方法

通过实验并运用归纳法分析盐类的溶液呈不同酸碱性的原因；从微观角度探究盐类水解的本质原因，让学生在学习过程中掌握从宏观到微观、从静态到动态的探究方法。

3、情感、态度与价值观

通过探究不同的盐溶液呈现不同酸碱性的本质原因，学会透过现象看本质；让学生体会到化学在生活中的重要应用，培养学生小组合作讨论的能力

三、教学重、难点

探究盐类水解的本质

三、教学过程

提问：通过之前的学习，我们知道灭火器的种类都有哪些呢?

学生回答：泡沫灭火器，二氧化碳灭火器，干粉灭火器，（水基型灭火器）

讲解：那今天我们就来说说泡沫灭火器

已知泡沫灭火器中发生的反应如下

Al23+6NaH3==3Na2S4+2Al3↓+62↑根据反应方程式，我们发现它不是复分解反应，那么大家来猜想一下为什么会有Al3和2的产生呢？带着这个问题我们先来做一个实验

学生实验

大家桌子上面有pH试纸和几种溶液，分别是

Nal，Na23，NH4l，Na2S4，H3Na，2S4，Al23

大家类测一测他们的pH值分别是多少

PPT：

强酸强碱盐

pH

强酸弱碱盐

pH

强碱弱酸盐

pH

Nal

NH4l

Na23

0

Na2S4

Al23

H3Na

我们知道酸性溶液中>，pH值小于七，显酸性，碱性溶液中-),pH值大于七，显碱性，那么盐溶液中的H+和H-是从哪里来的呢？

现在我找同学来说一下NH4l溶液中都有哪些离子呢？

有NH4+，l—，H—，H+。

讲解：我们知道溶液是呈电中性的，而氢离子浓度又大于氢氧根浓度，那么氯离子浓度就大于铵根离子浓度，我们看根据物料守恒铵根离子应该等于氯离子，而氢氧根离子应该等于氢离子，现在氢氧根离子和铵根离子都变少了，说明两者互相消耗了，呢么我们以为例，研究一下NH4l在水溶液中发生的变化

播放盐类水解的微观表现Flash动画视频

板书：

NH4l͞NH4++l-

H2͞H-+H+

↿⇂

NH3·H2

NH4l+H2͞NH3·H2+Hl

NH4++H2͞NH3·H2+H+

下面我在找一位同学参照我写这个方程式写出H3Na在水溶液中的变化

H3Na͞H3-+Na+

H2͞H+

+

H-

↿⇂

H3H

H3Na+H2͞H3H+NaH

H3-+H2͞H3H+H-

以上的过程你给我们就称之为盐类水解，那么盐类水解的定义是什么呢？同学们试着自己总结一下，可以小组讨论

弱碱阳离子或者弱酸阴离子在水中结合水电离出的H-或者H+生成弱电解质的过程就叫做盐类的水解。

练习：在笔记本上写出来Al23，Na23的水解过程。

老师帮助学生归纳总结得出结论：盐类水解的本质是盐中电离出来的离子与水电离出来的H+或H-结合生成弱点解质，促使水的电离平衡发生移动，使溶液显酸性或碱性。

提问Nal溶液呈中性的原因，学生分析：因其电离出的阴、阳离子都不能与水电离出的H+或H-生成弱电解质，也就是说强酸强碱盐不发生水解，溶液中（H+）=（H-）

根据结论总结归纳盐类水解的定义：在溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或H-结合生成弱点解质的反应。

帮助学生归纳盐类水解的实质：促进水的电离

提问：根究上面已学到的知识，小组讨论灭火器发生的原理，并解释为什么会有Al3和2的产生

学生根据已有知识讨论泡沫灭火器发生的原理

Al23+6NaH3==3Na2S4+2Al3↓+62↑

可能是由于发生了盐类水解、由于Na2S4水解显酸性，NaH3水解显碱性

老师进一步提问为什么会有Al3和2的产生

学生归纳总结：原因由于Na2S4水解显酸性，NaH3水解显碱性，所以两者混合促进了二者得水解，所以有Al3和2的产生。

5.化学《盐类的水解》教案 篇五

1.采用实验手段启发学生思考，激发学生学习兴趣，调动学生学习积极性。(此实验可在教师指导下由学生完成)

(1)用蒸馏水配制溶液，溶液，溶液。

(2)用试纸测定三种盐溶液的，并记录：

教师设疑：

(1)为什么三种盐的水溶液有的呈中性?有的呈碱性?有的呈酸性呢?

(2)同呈中性的和其实质是否相同呢?

2.盐类水解实质

教师通过对强碱弱酸所生成盐的水解的分析，引导学生思考并讨论强酸和弱碱所生成盐的水解。

教师引导学生进行归纳：

盐溶液是碱性，溶液中增大?为什么会增大呢?是从哪来的呢?

盐溶液呈酸性，溶液中增大?为什么会增大呢?是从哪来的呢?

3.引导归纳盐组成与其水解和溶液酸碱性的内在联系。

教学步骤

(一)知识准备

酸+碱=盐+水(中和反应，可以理解盐可以由相应的酸和碱反应生成)

(二)引入新课

1.准备四种盐溶液。分别测定它们。并作记录：

溶液酸碱性分析

(1)溶液。

(2)溶液。

(3)溶液。

(4)溶液。

2.根据现象引导思考：

(1)盐溶液是否一定都呈中性?从实验现象你认为哪些盐溶液可呈中性?

(2)为什么盐溶液有的呈酸性，有的呈碱性呢?

(3)同呈中性的和其实质是否相同呢?

3.点题

本节讨论的盐类水解知识帮助我们来解决这些问题。

(1)盐类水解实质：

①溶液(弱碱强酸盐，水溶液，呈酸性)

(盐电离强电解质电离是完全的)

(水电离，弱电解电离是部分的，可逆的)

由于生成难电离的弱电解质促使水的电离，使溶液中增大，从而使溶液呈酸性。

水解方程式：

水解离子方程式：

②溶液(强碱弱酸盐，水溶液，呈碱性)

(盐，弱电解质，完全电离)

(水，弱电解质，存在电离平)

由于生成难电离的弱电解质分子，使溶液中减少，促使的电离，从而使溶液中增大，溶液呈现碱性。

③溶液

(盐，强电解质，完全电离)

由于结合的能力与的能力相当，使溶液中与仍相等，所以溶液呈中性。

(三)随堂练习

1.在水中加入下列物质，可使水的电离平向电离方向移动的是

A.B.&n→wwwshubaoccom←bsp C.D.

2.判断下列盐类水解的叙述中正确的是()

A.溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐

B.含有弱酸根盐的。水溶液一定呈碱性

C.盐溶液的酸脓性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱

D.碳酸溶液中氢离子物质的量浓度是碳酸根离子物质的量浓度的两倍

3.物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是()

A.B.C.D.

4.下列各组离子，在强碱性溶液中可以大量共存的是()

A.B.

C.D.

5.为了使溶液中的比值变小，可加入的物质是()

A.适量盐酸B.适量溶液

C.适量KOH溶液D.适量KHS溶液

(四)总结、扩展

1.盐类水解的实质

在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的和生成弱电解质，从而破坏水的电离平，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。

2.盐类水解的类型和规律

(1)通常盐类水解程度是很小的，而且是可逆的。

(2)水解规律：

有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解;谁强显谁性，同强显中性。

①强酸弱碱生成的盐水解：溶液呈酸性，是弱碱的阳离子水解生成对应的弱碱，使溶液显酸性。如：等。

②强碱弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性，原因是弱酸根发生水解，生成对应弱酸，使溶液显碱性，如：等。

③强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如等。

④弱酸弱碱盐强烈水解。(此内容大纲不作要求，不宜向学生补充)

a.酸强于碱，显酸性，如;

b.碱强于酸，显碱性，如

c.酸碱相当，显中性，如

⑤弱酸酸式盐水解：取决于酸式酸根的电离程度和水解程度相对大小。

a.若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如等。

b.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如等。

3.扩展

氮、磷、钾是植物生长的重要营养元素，洗衣粉中加入由磷酸脱水制得的多磷酸的钠盐作配料，能起到软化水的作用，但使用此类洗衣粉会造成水质污染。

(1)试简述污染水质的原因。

6.《影响盐类水解的因素》教案 篇六

一、教学目标：

知识目标：1.理解盐类水解平衡的特征

2.学会分析外界因素对盐类水解平衡的影响

能力目标：通过实验探究培养学生获取信息、处理信息的能力。

情感目标：通过学习，使学生初步了解盐类水解在生活生产中的应用

二、教学过程： ㈠导入语设计：

（问题引入）NaHCO3在日常生活中应用广泛（打开大屏幕）俗称小苏打，在日常生活中被视作“碱”，用于面食制作和油污清除，你能用离子方程式说明原因吗？(学生板演展示离子方程式：HCO3— + H2O H2CO3+ OH—)NaHCO3可以清 除油污的原因是HCO3—水解使溶液显碱性，我们在日常生活中通常通过加热的方法来增强NaHCO3的去污力，这说明升温可以促进水解，增加了溶液中的 C(OH—)。那么除了温度以外影响盐类水解的因素还有哪些呢，本节课我们共同来学习。

㈡导学问题设计

1.实验探究FeCl3的水解平衡

⑴引导学生分析内因：FeCl3可以水解Fe3++3H2O Fe(OH)3+ 3H+ ⑵引出外因影响,学生分组实验 1组——升温； 2组——加水； 3组——加FeCl3固体； 4组——加少量NaOH固体； 5组——加HCl； 6组——加NaHCO3 ⑶教师巡视，指导学生正确操作

⑷学生组内讨论，根据实验现象进行推理，填写表格

⑸各组学生分别汇报实验现象及推论，归纳总结影响盐类水解的因素 2.影响盐类水解的因素

⑴学生阅读教材，独立完成学案，完成后小组讨论 ⑵分组展示：

1组——内因； 2组——温度； 3组——浓度； 4组——加入物质； 5组——挑错； 6组——用简单的话概括盐类水解规律 ⑶教师点拨：无论增大还是减小盐溶液的浓度平衡都是正向移动的，不同的是减小浓度水解程度增大，但由于加水溶液体积增大，溶液的酸性或碱性减弱；增大溶液的浓度水解程度减小，但溶液的酸性或碱性是增强的。3.典型案例分析

3+⑴氯化铵的水解平：与Fe水解类似，学生课下完成。⑵醋酸钠的水解平衡；

①学生完成表格，完成后小组内部讨论 ②教师巡视帮助学生及时改正错误

③各组展示：1组——第一个； 2组——第二个；以此类推

㈢小结评价

影响盐类水解的因素 1.内因：越弱越水解 2.外因：

⑴温度：温度越高越水解 ⑵浓度：浓度越稀越水解

⑶加入物质：加入酸，可以促进阴离子水解，抑制阳离子水解；加入碱，可以促进阳离子水解，抑制阴离子水解 ㈣达标训练问题预设及活动安排： 1.学生独立完成“达标训练1—5题”

2.学生完成后，小组内部讨论统一答案，然后将本组答案写在黑板上，每组只有一次机会，不许改。

3.教师公布正确答案：1.B 2.A 3.C 4.C 5.>、>、< 4.对于出现问题较多的题目进行抢答展示 5.教师点拨

①1—4题都有些难度，但是难度不大，预计学生可以讲解的很好，若出现问题及时订正

②预计5题中的⑵、⑶可能会出现问题

⑵题引导学生分析Na2CO3水解分为两步，第一步CO32—水解生成HCO3—，第二步HCO3—水解生成H2CO3，CO32— 的水解以第一步为主，第二步很微弱，它的第二步水解相当于HCO3—的水解，所以CO32—水解程度大，碱性强。

7.盐类水解疑难解析 篇七

1.CH3COONa电离出CH3 COO-会水解,CH3 COOH溶液中的CH3COO-是否会水解?

解析:有学生认为CH3COOH溶液中有CH3COO-又有H2O会水解,这种理解是否合理呢?CH3COOH溶液中的H+有两个来源,酸的电离和水的电离,主要来自酸的电离,CH3 COO-结合的H+绝大部分是CH3 COOH电离的H+而不是水电离的H+,该反应属于弱酸电离平衡的组成部分.含有弱酸根离子和弱碱阳离子的盐结合水电离的H+或OH-才叫水解,弱酸和弱碱不水解,“弱盐”才水解.

2.浓度分别为0.1 mol/L的Na2 CO3溶液和NaHCO3溶液谁碱性强?

解析:对于强碱弱酸盐,对应的酸越弱,其水解程度就越大,但Na2 CO3和NaHCO3对应的酸都是H2CO3,难住了不少人.有以下几种方法可帮助理解.

(1)碳酸第一步电离H2CO3⇌H++HCO3-对应的酸根为HCO3-,第二步电离HCO3-⇌H++对应的酸根为,由于会电离出H+,可以把它看成是酸,H2CO3的第一步电离大于第二步,即酸性:H2CO3(对应的酸根为HCO3-)>HCO3-(对应的酸根为),相应的盐分别为NaHCO3和Na2 CO3,所以NaHCO3水解能力小于Na2 CO3,Na2 CO3溶液碱性强.

(2)用pH试纸很容易测出0.1 mol/L的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的pH一个深蓝色一个浅绿色,大约分别为11和8,经查阅资料发现两者的水解程度分别为4%和0.01%左右,Na2 CO3溶液水解程度大,碱性强.

(3)相同条件下0.1 mol/L的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液分别滴入酚酞试液,前者呈深红色,后者显浅红色,说明Na2 CO3溶液水解程度大,碱性强.

(4)Na2CO3发生两步水解,,,都产生OH-,NaHCO3只发生一步水解产生OH-,相同条件下Na2CO3产生c(OH-)大,碱性强.

(5)水解的实质就是结合水电离的H+,带两个负电荷,吸引H+能力强,易结合H+,HCO3-只带一个负电荷,吸引H+弱,不易结合H+,可以很直观地理解为什么Na2 CO3溶液水解程度大碱性强.

3.AlCl3溶液蒸干得到Al(OH)3,KCl溶液蒸干能得到KOH吗?

解析:AlCl3会水解,AlCl3+3H2O⇌Al(OH)3+3HCl,HCl和H2O常温下分别为气体和液体,说明HCl比H2O沸点低易挥发,在蒸干过程中HCI优先于H2O“飞”出体系,促进水解,生成Al(OH)3固体.Al2(SO4)3溶液蒸干是否得到Al(OH)3呢?Al2(SO4)3也会水解,Al2(SO4)3+6H2O⇌2Al(OH)3+3H2SO4,生成的是沸点338℃比水难挥发的H2SO4,蒸干的过程中H2O挥发,Al2 (SO4) 3的水解程度越来越小,“越稀越水解,越浓越难水解”,最后没有水就不水解,得到Al2 (SO4)3.KCl不会水解呈中性的,有CI-但不生成盐酸,K+和Cl-都跑不出体系,最后得到的仍是KCl.盐溶液蒸干要想得到对应的碱,需同时满足两个条件:一个是阳离子会水解,另一个是阴离子对应的酸易挥发.例如FeCl3溶液、CuCl2溶液蒸干得到Fe(OH)3、Cu(OH)2,而Fe2(SO4)3溶液、CuSO4溶液蒸干得到得到Fe2(SO4)3固体、CuSO4固体.如果FeCl3溶液、CuCl2溶液蒸干想得到原溶质怎么办呢?就要抑制水解,蒸发水过程中不断地通HCl气体,在HCl氛围中蒸,不要加盐酸,因为加盐酸会加入大量的水.

4.Al3+和HCO3-发生水解相互促进而不能大量共存,NH4+和CH3COO-的水解也会相互促进,能否大量共存?

解析:互相促进的水解通常叫“双水解”,有两种,完全双水解和不完全双水解.Al3+和HCO3-发生水解Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑,生成的沉淀和气体能脱离反应体系,导致反应进行的程度很大,甚至能反应彻底,叫完全双水解.NH4+和CH3COO-发生水解NH4++CH3COO-⇌NH3·H2O+CH3COOH都能溶在水中,尽管也能相互促进,但生成的NH3·H2O和CH3COOH既不是沉淀也不是气体,不能使生成物浓度减小,反应进行的程度不大,所以NH4+和CH3COO-可以大量共存,我们可以配制CH3 COONH4、(NH4) 2CO3、NH4 HCO3溶液.

5.常温下已知NH4A溶液呈中性,又知将酸HA溶液加到Na2 CO3溶液中有气体放出,试推断(NH4)2CO3溶液的酸碱性如何?

解析:(NH4) 2CO3为弱酸弱碱盐,水解呈什么性,要看对应的弱酸和弱碱的相对强弱.由“NH4 A溶液呈中性”可推出NH3·H2O的电离程度=HA的电离程度,由“2HA+Na2CO3=2NaA+H2O+CO2↑”可推出HA的电离程度>H2CO3的电离程度,综上所述可得NH3·H2O的电离程度>H2CO3的电离程度,(NH4) 2CO3为“相对的”强碱弱酸盐,谁强呈谁性,呈碱性.

6.物质的量浓度相同的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液酸碱性如何?

解析:醋酸电离CH3COOH⇌CH3COO-+H+使溶液呈酸性,醋酸钠水解CH3COONa+H2O=CH3COOH+NaOH使溶液呈碱性,到底呈什么性呢?可以通过实验到测得.如果从理论上去分析,要看谁占优势,25℃0.1 mol/L的CH3COOH溶液电离程度大约1%,即电离出c(H+)=1%×0.1 mol/L=0.001 mol/L,25℃0.1 mol/L的CH3COONa溶液水解程度大约0.01%,即水解生成的c (OH-)=0.01%×0.1 mol/L=0.00001 mol/L,c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性.类似的问题,物质的量浓度相同的NH3·H2O和NH4 Cl的混合溶液酸碱性如何?由于NH3·H2O的电离程度大于NH4Cl的水解程度,所以溶液呈碱性.这样的问题难在哪里呢?难在既不让去做实验,又没有数据可计算,处理的技巧是注意看题中可利用的信息.例如物质的量浓度相同的某酸HB及其盐NaB混合溶液,已知c(Na+)>c(B-),溶液呈什么性?根据电荷守恒,c(Na+)+c(H+)=c(B-)+c(OH-),很容易得出c(H+)

7.常温pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后,溶液的酸碱性如何?

解析:不少学生认为反应生成CH3 COONa,水解呈碱性.错在没有注意到题中给的是pH,pH=3的醋酸溶液c(H+)=1×10-3 mol/L,由于是弱电解质,c (CH3COOH)大约为1×10-1 mol/L,pH=11的NaOH溶液c(OH-)=1×10-3 mol/L,由于是强电解质,c(NaOH)=1×10-3 mol/L,混合后生成的CH3COONa尽管会水解,但影响很小,剩余很多CH3COOH,溶液呈酸性,“剩谁显谁性”.如果题中给的是常温物质的量浓度相等的CH3COOH与NaOH溶液等体积混合后,恰好完全反应生成盐和水,水解呈碱性,反应物都不剩余时考虑生成的盐的水解,“谁强显谁性”.

8.Na2CO3溶液的电荷守恒关系式为:c(H+)+c(Na+)=c(HCO3-)+2c(

-)+c(OH-),为什么c(

)前面要乘“2”?

解析:除外其他离子都是带一个正电荷或一个负电荷,乘“1”,可以不写,一个带两个负电荷,要乘“2”,例如一个教室里有48个人,人手的个数为2×48.Na2CO3溶液的物料守恒关系式c(H2CO3)],方括号前的“2”的意思是C原子个数和的2倍等于Na原子个数.

9.NaHCO3溶液中质子守恒怎样写?

解析:NaHCO3溶液中存在NaHCO3=Na++,=H++,,H2O⇌H++OH-,和H2O都会电离出H+,水解还会消耗H+,头绪繁乱,写质子守恒比较难理清关系,可以另辟蹊径.先写出比较容易写的电荷守恒和物料守恒,c(H+)+c(Na+)=,质子守恒与Na+无关,通过观察,两式相减可去掉,移项.这个等式是什么意思呢?左边代表H+,溶液中现存的H+加上水解时消耗的H+,右边是H2O和提供H+后剩的部分.

10.物质的量浓度和体积都相等的NaCl和NaF两种溶液,离子总数是否相等?

8.盐类水解的常见误区 篇八

误区一 不熟悉概念悉造成的误区

误区二 不熟悉规律造成的误区

对“谁强显谁性”这一规律理解不透彻，认为像Na3PO4、Na2HPO4、NaH2PO4的溶液均显碱性。其实Na3PO4溶液显碱性，Na3PO4属于正盐，正盐的水解可以用“谁强显谁性”这一规律来解释。但Na2HPO4、NaH2PO4属于酸式盐，这类盐就不能用“谁强显谁性”这一规律来解释。因为它们的溶液中，既有酸式酸根离子的水解，又有酸式酸根离子的电离，要看是以水解为主，还是以电离为主。

在Na2HPO4溶液中，水解因素强于电离因素，所以溶液显碱性。像HPO42-这样水解因素强于电离因素的酸式酸根离子还有HCO3- 、HS-等。

在NaH2PO4溶液中，电离因素强于水解因素，所以溶液显酸性。像H2PO4-这样电离因素强于水解因素的酸式酸根离子还有HSO3-、 HC2O4-等。

误区三 对影响因素的分析不正确造成的误区

例如，在CH3COONa溶液中，加入少量NaOH固体，分析对水解的影响时，有人认为CH3COONa+H2O?CH3COOH+NaOH，加入少量NaOH固体，会消耗CH3COOH， CH3COOH浓度降低，所以平衡右移。这个结论是错误的，原因有二。

误区四 盐溶液蒸干所得产物判断的误区

配制FeCl2溶液时，常在FeCl2溶液中加入一些铁粉和稀盐酸，有人认为铁粉和稀盐酸会发生反应，所以不能这样做。其实，加入铁粉的目的是防止Fe2+被氧化，加入稀盐酸的目的是抑制Fe2+的水解。虽然铁粉会与稀盐酸反应，但反应很缓慢。在动态中保存FeCl2溶液，似流水不腐，户枢不蠹。

误区六 除杂的误区

误区八 彻底双水解反应的误区

误区九 相互抑制水解的误区

误区十一 溶液中离子浓度大小比较的误区

注意 不能将混合前两溶液各自的质子守恒等式相加，因为溶液体系变了。

9.盐类的水解化学教案 篇九

（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。

（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。

（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。

分析 Na2CO3的水解过程，写出有关反应的离子方程式。

（2）Na2CO3的水解

第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）

第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）

（1）多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。

（2）一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书

写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的

形式。

2．强酸弱碱盐的水解

应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。

NH4Cl溶于水时电离出的NH4+与水电离出的OH－结合成弱电解质NH3·H2O，消耗了溶液中的

OH－，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c（OH－），从而使溶液显

酸性。

以 NaCl为例，说明强酸强碱盐能否水解。

由于 NaCl电离出的 Na+和Cl－ 都不能与水电离出的OH－或 H+结合生成弱电

解质，所以强

酸强碱盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。

各类盐水解的比较

盐类

实例

能否水解

引起水解的离子

对水的电离平衡的影响

溶液的酸碱性

强碱弱酸盐

CH3COONa

能

弱酸阴离子

促进水的电离

碱性

强酸弱碱盐

NH4Cl

能

弱碱阳离子

促进水的电离

酸性

强酸强碱盐

NaCl

不能

无

无

中性

（投影显示空表，具体内容由学生填）

1．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。

（1）KF（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）CuSO4

2．在Na2CO3溶液中，有关离子浓度的关系正确的是（）。

A．c（Na+）＝2c（CO32－） B．c（H+）＞c（OH－）

C．c（CO32－）＞c（HCO3－） D．c（HCO3－）＞c（OH－）

10.盐类水解教学反思 篇十

寻找和发展事物规律的能力，是思维训练的一个重要项目。在化学教学中，具有规律性的知识很多，我们应根据教材内容，激发、引导、培养学生自觉寻找和发现事物规律的能力。

培养学生发现规律能力，在教学中其思维方法就是教师在教学生知识时，只是给出一些事实或问题，化繁为简，步步深入，让学生积极思考，独立探究，通过比较自行发现并掌握相应原理和理论。我在《盐类水解》部分的教学中采用了发现法，收到了良好的教学效果。具体做法是：

1、探究实验引出问题：

进行分组实验：用PH试纸分别检验氯化铵、醋酸钠、氯化钠、碳酸钠、硫酸铝等三类盐的水溶液，结果表明显示不同酸碱性。

2、设疑、质疑、释疑、激发兴趣，鼓动思维：

有了上面的感性认识，设计问题，鼓动思维，发现规律。

探究问题1：使用归纳法找出盐的组成与盐溶液的酸碱性的关系

学生大多能发现并归纳关系：强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性

探究问题2：以上三类正盐为什么呈现不同酸碱性?

分组讨论并阅读课本，提示思考顺序，自行发现规律：盐溶液中存在哪些离子→哪些离子之间可能相互结合→对水的电离平衡有什么影响→结果氢离子与氢氧根离子浓度相对大小如何?

探究问题3：什么是盐类的水解?盐与水反应的实质是什么?

探究问题4：是不是任何盐都可以发生水解反应?它与盐的组成有何关系?若能水解，是组成盐的哪部分水解?溶液显什么性?能不能找出其规律?

学生能轻松发现并归纳出规律“谁弱谁水解”“谁强显谁性”“强强不水解”

探究问题5：如何书写盐水解反应方程式和离子方程式?

学生发现并归纳：“弱水解显强性”

11.《盐类的水解》教学案例 篇十一

关键词： 《盐类的水解》 酸碱性 教学应用

一、知识与技能

能正确分析强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解原理和规律，正确判断盐溶液的酸碱性；

能用化学平衡原理解释盐类水解的实质；

初步了解盐类水解方程式和离子方程式的写法。

二、过程与方法

通过实验探究的方式探究不同类型的盐溶液呈不同的酸碱性，继而分析多元弱酸盐溶液碱性不同的原因，感悟科学探究的过程与方法；

通过实验比较不同盐溶液酸碱性，培养学生实验观察能力和动手能力。

三、情感态度价值观

通过对盐知识的再认识，感受对事物认知和知识掌握的阶段性和发展性，激发学生不断更新知识的兴趣；

体验科学探究方法，感受自主学习和合作学习的乐趣；

在实验探究过程中，使学生体验到透过现象揭示事物本质的成功的喜悦，增强学习的信心和动力。

四、教学重难点

重点：盐类水解反应的概念、规律。

难点：盐类水解的实质。

五、实验用品

仪器：玻璃棒、点滴板、pH试纸、标准比色卡。

用品：浓度均为0.1mol·L的NaCO、NaHCO、CHCOONa、NaCl、NHCl、AlCl、NaSO、（NH）SO溶液，苏打粉，小苏打粉，食用明矾，蒸馏水。

六、教学方法

实验探究，小组合作，讨论学习。

七、教学过程

步骤1：知识回顾，激发矛盾。

回顾引入：判断溶液酸碱性的依据是什么？

回答：c（H）与c（OH）的相对大小

设问：大部分盐都无法电离出H与OH，是否意味着大部分盐溶液都是中性的？

学生实验：探究一：用pH试纸测试下列溶液的酸碱性，并填写表格中的相关内容

不同盐溶液：NaCl AlCl NHCl NaSO CHCOONa （NH）SO 相应的pH值溶液酸碱性及盐的类型

设问：盐的类型与其溶液的酸碱性有何关系？

强酸强碱盐 酸性

强碱弱酸盐 碱性

强酸弱碱盐 中性

规律一：谁强显谁性，同强显中性。

步骤2：引导发现，蓄势待发。

探究二：盐溶液呈酸碱性的原因：对三类不同盐溶液中存在的各种粒子进行比较、分析（不要忘记水及其电离）；NaCl溶液、NHCl溶液、CHCOONa溶液中的离子种类，（H）和c（OH）的相对大小，有无弱电解质生成；写出NHCl溶液中存在的电离方程式，并尝试从平衡移动的角度解释NHCl溶液为什么呈酸性。

规律二：有弱才水解。

步骤3：整合信息，交流提升。

定义：在溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H或OH结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。

本质：盐电离出的离子破坏了水的电离平衡，使溶液中c（H）≠c（OH）。

特点：水解是微弱的、可逆的，存在水解平衡。

设问：既然水解是微弱的、可逆的，那么不同种弱酸的盐溶液碱性强弱是否相同呢？

学生实验：用pH试纸测定0.1mol/L的NaCO溶液和0.1mol/L的CHCOONa溶液的碱性强弱，并尝試加以解释。

结合H能力：CO>CHCOO

规律三：越弱越水解。

设问：对于同一种弱酸的盐溶液碱性是否相同？

学生实验：用pH试纸测定0.1mol/L的NaHCO溶液和0.1mol/L的NaCO溶液的碱性强弱，并尝试加以解释（提示：多元弱酸的电离是分步的）。

说明：多元弱碱盐的水解比较复杂，我们按照一步水解处理。

讲解：我们对水解的原理已经比较清楚了，但是水解过程的表示还太过复杂，所以我们要用一种化学的语言：水解方程式表达水解过程。

步骤4：小结升华，迁移应用。

课堂小结：水解反应本质：在溶液中，盐电离产生的离子与水电离产生的H或OH生成弱电解质—弱碱或弱酸的反应。

水解反应规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。

迁移应用：只用pH试纸和水鉴别白色粉末是苏打、小苏打还是食用明矾。

鉴别完成后，将苏打和食用明矾配成溶液并混合，观察现象，再用pH试纸测试混合液的pH值，试着解释其中的变化。