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鹽類的水解化學教案
鹽類的水解（第一課時）
教學目標
1．使學生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。
2．培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質。
3．培養學生的實驗技能，對學生進行科學態度和科學方法教育。
教學重點 鹽類水解的本質
教學難點 鹽類水解方程式的書寫和分析
實驗準備 試管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸餾水、酚酞試
液、pH試紙。
教學方法 啟發式實驗引導法
教學過程（）
酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液是否都顯中性？
1．用酚酞試液檢驗Na2CO3溶液的酸堿性。
2．用pH試紙檢驗NH4Cl、NaCl溶液的酸堿性。（通過示范說明操作要領，并強調注意事項）
用pH試紙檢驗CH3COONa、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸堿性。
由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系。
鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：
強堿弱酸鹽的水溶液 顯堿性
強酸弱堿鹽的水溶液 顯酸性
強酸強堿鹽的水溶液 顯中性
下面我們分別研究不同類鹽的水溶液酸堿性不同的原因。
一、鹽類的水解
1．強堿弱酸鹽的水解
�。�1）CH3COONa溶液中存在著幾種離子？
�。�2）哪些離子可能相互結合，對水的電離平衡有何影響？
（3）為什么CH3COONa溶液顯堿性？
結合學生的討論，利用電腦動畫模擬CH3COONa的水解過程，生動形象地說明CH3COONa的水
解原理。
CH3COONa溶于水時，CH3COONa電離出的CH3COO－和水電離出的H+結合生成難電離的CH3COOH，
消耗了溶液中的H+，使水的電離平衡向右移動，產生更多的OH－，建立新平衡時，
c（OH－）>c（H+），從而使溶液顯堿性。
�。�1）CH3COONa的水解
CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH
或 CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－
（投影）
�。�1）這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做
鹽類的水解。
�。�2）只有弱酸的陰離子或弱堿的'陽離子才能與H+或OH－結合生成弱電解質。
（3）鹽類水解使水的電離平衡發生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。
�。�4）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。
�。�5）鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“ ”號。
分析 Na2CO3的水解過程，寫出有關反應的離子方程式。
�。�2）Na2CO3的水解
第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
�。�1）多元弱酸的鹽分步水解，以第一步為主。
�。�2）一般鹽類水解的程度很小，水解產物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解。在書
寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）寫成其分解產物的
形式。
2．強酸弱堿鹽的水解
應用鹽類水解的原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關的離子方程式。
NH4Cl溶于水時電離出的NH4+與水電離出的OH－結合成弱電解質NH3·H2O，消耗了溶液中的
OH－，使水的電離平衡向右移動，產生更多的H+，建立新平衡時，c（H+）＞c（OH－），從而使溶液顯
酸性。
以 NaCl為例，說明強酸強堿鹽能否水解。
由于 NaCl電離出的 Na+和Cl－ 都不能與水電離出的OH－或 H+結合生成弱電
解質，所以強
酸強堿鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。
各類鹽水解的比較
鹽類
實例
能否水解
引起水解的離子
對水的電離平衡的影響
溶液的酸堿性
強堿弱酸鹽
CH3COONa
能
弱酸陰離子
促進水的電離
堿性
強酸弱堿鹽
NH4Cl
能
弱堿陽離子
促進水的電離
酸性
強酸強堿鹽
NaCl
不能
無
無
中性
�。ㄍ队帮@示空表，具體內容由學生填）
1．判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。
�。�1）KF（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）CuSO4
2．在Na2CO3溶液中，有關離子濃度的關系正確的是（）。
A．c（Na+）＝2c（CO32－） B．c（H+）＞c（OH－）
C．c（CO32－）＞c（HCO3－） D．c（HCO3－）＞c（OH－）
課本習題 一、二、三
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