高中化学鲁科版选修4 化学反应原理第2节 弱电解质的电离、盐类的水解教学设计及反思

教学建议

一、重难点分析

重点:温度、浓度、外加物质对盐类水解平衡的影响。

难点:温度、浓度、外加物质对盐类水解平衡的影响。

二、教学中注意的问题

1.教材中没有对弱酸弱碱盐溶液的酸碱性进行讨论。这一点在教学中是否引入需视学生实际而定。对于具体的弱酸弱碱盐溶液,其酸碱性可由成盐的弱酸和弱碱的电离常数大小来判断。例如,25 ℃时,HF的电离常数为6.8×10-4,H2CO3的第一步电离常数为4.3×10-7,NH3·H2O的电离常数为1.77×10-5。则NH4F溶液呈酸性,而NH4HCO3溶液呈碱性。CH3COONH4溶液呈中性,这是一个特例,它与NaCl溶液呈中性既相似又不同。

2.关于酸式盐溶液的酸碱性以及多元弱酸盐的分步水解,情况比较复杂,例如NaHCO3溶液呈碱性,而NaHSO4溶液呈酸性。由于本节教学的重心是正盐溶液的酸碱性分析,因此教材中也未就此作具体讨论。

3.分析影响水解平衡移动的因素,可以NH4Cl的水解为例:

N+H2ONH3·H2O+H+

当条件发生如下改变时,均会导致平衡发生移动。

①加入少量NH4Cl晶体;②加水稀释;③滴加少量NaOH溶液;④滴加少量浓氨水;⑤滴加少量盐酸;⑥加入少量锌粒;⑦加入少量Na2CO3粉末;⑧加热等。

但要注意加水稀释NH4Cl溶液时,尽管能促使水解平衡右移,并且N的水解程度也确实增大,但在分析原因时,应指出是因为稀释时生成物[NH3·H2O]和[H+]都减小,而反应物只有[N]减小,所以平衡向右移动,不能认为是[H2O]增大的结果,因为在稀的盐溶液中,[H2O]基本是一个常数值。

如果借助水解平衡常数表达式进行分析,对上述结论都比较方便理解。但新课程标准和教材对水解平衡常数的推导和应用均不作要求,因此,只能利用平衡移动原理作一些定性的说明,不宜深入探讨。

4.关于水解反应的应用,可在教材相关知识介绍的基础上,适当扩充一些。

参考资料

盐类水解方程式的书写规律

1.盐类水解的程度一般远小于其逆过程——中和反应,所以水解反应用可逆符号表示,生成的产物少,生成物一般不标“↓”或“↑”,也不将生成物如H2CO3、NH3·H2O等写成其分解产物的形式。

2.盐类水解的离子反应遵循电荷原则,所以阳离子水解,H+多余,溶液呈酸性,阴离子水解,OH-多余,溶液呈碱性。

如NH4Cl溶液中:[N]+[H+]=[Cl-]+[OH-]

Na2CO3溶液中:[Na+]+[H+]=2[C]+[HC]+[OH-]

3.多元弱酸相应的盐水解与多元弱酸的电离一样是分步进行的,每一步水解分别用一个水解离子方程式表示,不能连等,不能合并,每一步的水解程度也与分步电离一样,呈现大幅下降的趋势,如Na3PO4的水解依次为:

P+H2OHP+OH-

HP+H2OH2P+OH-

H2P+H2OH3PO4+OH-

4.多元碱的盐也是分步水解的,由于中间过程复杂,可写成一步,如:Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。

5.多元弱酸的酸式盐,其酸式酸根离子在水溶液中既有电离产生H+的可能,又有水解产生OH-的可能,溶液的酸碱性由电离和水解的相对强弱来决定,即当电离趋势大于水解趋势时,溶液呈酸性,应该用电离方程式来表示酸性的产生(如NaH2PO4、NaHSO3等);当电离趋势小于水解趋势时,溶液呈碱性,应该用相应的水解方程式来表示碱性的产生(如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等)。