人教版 (2019)选择性必修1第三节 盐类的水解课后练习题

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 第三章 水溶液中的离子反应与平衡第三节 盐类的水解第1课时  教学设计【教学目标】1.从组成盐的离子成分角度分析盐类水解的本质。2.以动态平衡的观点分析盐类水解对水电离平衡的影响，掌握盐类水解的规律。3.以离子方程式的形式，表达盐类水解。【教学重难点】盐类水解的规律、盐类水解的离子方程式【教学过程】1.新课导入[创设情境]生活中常用的盐类物质除NaCl外，还有C5H8NO4Na（谷氨酸钠，味精的主要成分）和Na2CO3、NaHCO3等。NaCl和C5H8NO4Na主要用于食品调味，而Na2CO3和NaHCO3被视作“碱”，用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3，俗称纯碱。明明是盐，为什么叫纯碱呢？[生]因为Na2CO3和NaHCO3的水溶液呈碱性。[设疑]溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)有什么关系？[生]酸性：c(H+) > c(OH-)；中性：c(H+)=c(OH-)；碱性：c(H+) < c(OH-)。[过渡]为什么Na2CO3和NaHCO3的水溶液呈碱性呢？这是我们这节课要探讨的问题。2.新课讲授[板书]一、盐溶液的酸碱性[学生活动]探究盐溶液的酸碱性：用pH试纸测定下列盐溶液的酸碱性，并填写表格。[设疑]盐溶液的酸碱性有规律可循吗？与生成该盐的酸和碱的强弱之间有什么关系？[回答]强碱弱酸盐显碱性，强酸弱碱盐显酸性，强酸强碱盐显中性。[设疑]溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。那么，是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和c(OH-)相对大小的差异呢？[学生活动]根据前面的探究结果，对三类不同的盐溶液（NaCl溶液、NH4Cl溶液和CH3COONa溶液）中存在的各种离子，以及离子间的相互作用进行分析，尝试找出不同类型的盐溶液呈现不同酸碱性的原因。[展示]盐溶液NaCl溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液溶液中存在的离子Na+、Cl-、H+、OH-Na+、CH3COO-、H+、OH-NH4+、Cl-、H+、OH-离子间能否相互作用生成弱电解质能，生成H2O能，生成H2O、CH3COOH能，生成H2O、NH3•H2Oc(H+)和c(OH-)的相对大小c(H+)=c(OH-)c(H+)＜c(OH-)c(H+)＞c(OH-) [讲解]通过分析可以知道，盐溶液的酸碱性，与盐在水中电离出来的离子和水电离出来的H+或OH-能否结合生成弱电解质有关。下面我们以NH4Cl溶液为例进行说明。[讲解]NH4Cl是强电解质，属于强酸弱碱盐。NH4Cl溶于水后，会全部电离成NH4+和Cl-。纯水中存在下列电离平衡：，其中，NH4+与水电离出来的OH-结合，生成弱电解质——NH3•H2O，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动。当达到新的平衡时，溶液中c(H+)>c(OH-)。因此，NH4Cl溶液呈酸性。[学生活动]试分析CH3COONa溶液呈碱性、NaCl溶液呈中性的原因。[强调]Na2CO3的水解分两步进行：第一步：Na2CO3在水溶液中电离出来的CO32-与水电离出来的H+结合生成HCO3-；第二步：生成HCO3-继续与水电离出来的H+结合成弱电解质H2CO3Na2CO3第二步水解的程度比第一步小得多，平衡时溶液中H2CO3的浓度很小，不会放出CO2气体。[讲解]像NH4Cl和CH3COONa这样，在水溶液中，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，叫做盐类的水解。[展示]盐类水解的实质。[讲解]盐电离出弱酸阴离子，结合水电离出的H+，或盐电离出弱碱阳离子，结合水电离出的OH-，生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进水的电离，使c(H+)≠c(OH-)，因此盐溶液呈现不同的酸碱性。[总结]盐类水解的规律：在可溶性盐溶液中：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。[讲解]常见的弱离子有：弱碱阳离子：NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+等。弱酸根离子：CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、S2-、HS-、SiO32-、ClO-、CH3COO-、F-等。[设疑]盐类水解的特点是什么？[总结](1)盐类的水解促进了水的电离,使溶液呈酸性、碱性或中性;(2)盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应:(3)盐类水解一般是微弱的;(4)盐类水解是吸热(填“吸热”或“放热”)反应。[学生活动]试写出盐类水解的离子方程式。[教师活动]讲解离子方程式的书写，补充促进双水解的弱离子组合。3.课堂小结一、探究溶液的酸碱性二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因三、盐类水解定义  实质  特征   规律   盐类水解方程式的书写4.板书3.3.1盐类的水解