化学第三节 盐类的水解教学设计

第三节   盐类的水解

三维目标

     知识与技能：

盐类水解的概念，理解盐类水解的实质以及盐类水解对溶液的酸碱性的影响规律。

初步掌握盐类水解方程式的书写。

      过程与方法：

学会根据已有知识和经验合理猜想并能设计出实验方案验证自己的猜想，并能对实验作出科学性分析。

掌握探究的一般步骤。

       情感与价值观

培养学生的协作精神和激发学生的学习兴趣。

培养学生严谨的科学态度。

教学重点

盐类水解的实质及盐溶液酸碱性规律判断。

教学难点

盐类水解的实质

主要教学方法

分组探究   实验教学

教学过程设计

【引课】上节课我们学习了水的电离和溶液的酸碱性，知道酸溶液显酸性，碱溶液显碱性。那么大家知道盐溶液显什么性呢？

【学生回答】中性

【设疑】一定是中性吗？

【设疑探究】

【板书】一、探究盐溶液的酸碱性

【引导】事实胜于雄辩，让我们检测一组盐溶液的酸碱性，看看它们的检

测结果。

【讲述】大家实验台上有七种不同的盐溶液，现在请大家用已有的实验用品检测这七种盐的酸碱性，并把检验结果填在课本54页“科学探究”的表格里。现在请大家开始分组实验。

【学生分组实验】检测盐溶液的酸碱性完成表格

【设疑】通过实验我们发现不同的盐溶液呈不同的酸碱性，那么大家观察呈中性溶液的盐、呈酸性溶液的盐、呈碱性溶液的盐，它们在分子组成上有什么相同之处呢？

【学生思考】 

【学生活动】一个同学回答，其他同学评判

 溶液呈中性的盐是由强酸的阴离子和强碱的阳离子构成——强酸强碱盐

 溶液呈酸性的盐是由强酸的阴离子和弱碱的阳离子构成——强酸弱碱盐

  溶液呈碱性的盐是由弱酸的阴离子和强碱的阳离子构成——强碱弱酸盐

【总结板书】强碱强酸盐——中性      强碱弱酸盐——碱性

            强酸弱碱盐——酸性

             谁强显谁性，同强显中性

【设疑】为什么不同的盐溶液呈不同的酸碱性呢？

【探究】二、探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因

以NH4Cl溶液为例

【学生分组讨论】以四个问题为基准讨论

①溶液中存在哪些物质的电离过程?

②电离出的离子会引起哪些离子的“关联”反应?

③离子相互作用时对水的电离平衡有何影响?

④最终会引起溶液中的c(H+)和c(OH-)如何变化?

【学生思考交流】在纯水中存在的是水的电离平衡，H2OH++OH-水电离出来的H+和OH-的量是相同的，因此纯水是中性的。当在水中加入NH4Cl后，NH4Cl电离出来的NH4+  和Cl-，其中NH4+  -会结合水电离出来的OH-，从而打破了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，最终使得溶液中C(H+)>C(OH-)，因此溶液呈酸性。

【老师分析】强酸弱碱盐的水溶液呈酸性的原因分析

NH4Cl  =  NH4+  +  Cl-

+

H2O  OH-   + H+ (水的电离平衡被打破，H+ 浓度大于OH- 浓度）

NH3.H2O

上述过程可以表示成：

【板书】NH4Cl+ H2ONH3·H2O+ H Cl

或者NH4++ H2ONH3·H2O  + H+

【学生练习并展示】以同样的方法分析Na2CO3溶液显碱性的原因：

Na2CO3 = CO32- + 2Na+ 

　　　　　+

H2O H+  +  OH- (水的电离平衡被打破，OH- 浓度大于H+ 浓度）

HCO3-（主反应）

　　　　　+

H2O H+  +  OH-

　　　　H２CO3（次反应）

上述过程可以表示成：

【板书】 Na2CO3+ H2ONa HCO3+ Na OH

Na HCO3+ H2OH２CO3 + Na OH或者

CO32-+ H2OHCO3-+ OH-    HCO3- + H2OH２CO3+ OH-

【讲述】盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的的反应就叫做盐类的水解。

【总结】有弱才水解，无弱不水解 

【思考】1、比较相同浓度NaCl溶液，CH3COONa溶液碱性强弱。

2、比较相同浓度Na2CO3溶液，CH3COONa溶液碱性强弱。为什么？

3、CH3COONH4能水解吗？

【学生展示分析结果】

【总结】越弱越水解，都弱双水解

【讲述】通过上面分析，我们总结对盐类水解的理解。

【板书】三、探究盐类水解的含义

【学生总结】1、概念:盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的的反应就叫做盐类的水解。

2、水解的条件:电离出弱离子 

3、实质：生成弱电解质，促进水的电离。

4、水解反应与中和反应的关系:        酸+碱    盐+水

5、规律：  有弱才水解，无弱不水解 

越弱越水解，都弱双水解

            谁强显谁性，同强显中性

【老师小结】这节课我们学习了盐类的水解，知道了水解的原理，水解的条件，水解的实质，解决了为什么有些盐溶液不是中性的原因。

【课后作业】  归纳常见哪些阴离子、阳离子能发生水解，哪些不能 ？       

教学板书

一、探究盐溶液的酸碱性

强碱强酸盐——中性              强碱弱酸盐——碱性

    强酸弱碱盐——酸性

二、探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因

以NH4Cl溶液为例

NH4Cl+ H2ONH3·H2O+ H Cl

或者NH4++ H2ONH3·H2O  + H+

三、探究盐类水解的含义

1、概念:盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的的反应就叫做盐类的水解。

2、水解的条件: 电离出弱离子 

3、实质：生成弱电解质，促进水的电离。

4、水解反应与中和反应的关系:        酸+碱    盐+水

5、规律：  有弱才水解，无弱不水解 

越弱越水解，都弱双水解

                谁强显谁性，同强显中性

教学反思：

本节课体现了学生是学习主体，老师是引导者的思想。这种教学形式非常利于学生自主学习能力的提高。基本能达到设计目的，学生能通过本节课的学习，掌握盐类水解的本质和规律，取得比较好的教学效果。本节课存在的不足在于，上课时的节奏稍稍偏快，学生对基本实验操作把握还不够