第三節 鹽類的水解

邢姝媛

一、教學目標

【知識與技能】

了解鹽的分類，理解鹽類水解的實質，并能運用鹽類水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性

【過程與方法】

通過比較、分類、實驗、歸納等方法得出鹽類水解的定義，再揭示鹽類水解的本質

【情感態度價值觀】

培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質

二、教學重點

1.鹽類水解的實質

2.運用鹽類水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性

三、教學難點

鹽類水解的實質

四、教學用品

多媒體課件 學生實驗 黑板 白板

五、教學過程

【引入新課】糞混灰，灰混糞，灰糞相混損肥分。灰的主要成分為K2CO3，糞的主要成分為NH4Cl，這兩種物質能反應嗎？為什么損肥分？這節課我們對鹽的性質進行研究，從而探究其原因。

【學生活動】實驗測pH，判斷溶液的酸堿性

【教師活動】酸在溶液中電離呈H+，抑制了了水的電離，呈酸性。堿在溶液中電離出OH-，抑制了了水的電離，呈堿性。鹽在溶液中既不能電離出H+和OH—，為什么鹽溶液會呈酸堿性？

【學生活動】討論，解答

【分析】

1.NH4Cl呈酸性的原因

由于NH3?H2O的生成，破壞了水的電離平衡，使水的電離向電離方向移動，使c（H+）>c（OH-），故溶液呈酸性。

溶液中的粒子：NH4+、Cl- 、H2O H+、OH- 、NH3?H2O

本質原因：弱電解質NH3?H2O 的生成，促進了水的電離平衡，使c（H+）>c（OH-）而成酸性

2. NaCl呈中性的原因

對水的電離平衡沒有影響，故c（H+）=c（OH-），溶液呈中性

3. CH3COONa呈堿性的原因

由于CH3COOH的生成，破壞了水的電離平衡，使水的電離向電離方向移動，使c（H+）

溶液中的粒子：Na+、CH3COO- 、H2O H+、OH- 、CH3COOH

本質原因：弱電解質CH3COOH的生成，促進了水的電離平衡，使c（H+）

【提出問題】我們將這種不同鹽呈現不同的酸堿性的原因稱為鹽類的水解。那總結鹽類水解的概念、條件和實質

【學生活動】總結，思考

【板 書】

一、鹽類的水解

1、定義：在鹽溶液中，鹽電離出來的離子與H2O電離出的H+或OH-結合成為弱電解質的反應

2、條件：鹽溶于水、鹽能電離出弱電解質離子

3、實質：由于弱電解質的生成，促進了水的電離平衡，使c（H+）≠c（OH-），

【提出問題】什么樣的鹽能發生水解？鹽類水解有何規律？

【學生活動】完成下列表格，并總結規律

鹽溶液

NaCl Na2SO4 NaHCO3 CH3COONa Na2CO3 NH4Cl （NH4）2SO4

鹽類型

酸堿性

【規律呈現】

1.強酸弱堿鹽呈酸性，強堿弱酸鹽呈堿性，強酸強堿鹽呈中性

2.鹽類水解的規律

有弱才水解，無弱不水解，誰強顯誰性，同強顯中性【課堂小結】本節課主要要掌握鹽類水解的實質——促進了水的電離平衡，c（H+）≠c（OH-），從而呈現不同的酸堿性。并要學會應用鹽類水解的規律來判斷溶液的酸堿性。

六、板書設計

第三節 鹽類的水解

一、鹽類的水解

1、定義：在鹽溶液中，鹽電離出來的離子與H2O電離出的H+或OH-結合生成弱電解質的反應

2、條件：鹽溶于水、鹽能電離出弱電解質離子

3、實質：由于弱電解質的生成，促進了水的電離平衡，使c（H+）≠c（OH-）

4、規律：有弱才水解，無弱不水解，誰強顯誰性，同強顯中性