1.通過實(shí)驗(yàn)歸納鹽溶液的酸堿性與其類型之間的關(guān)系,從鹽的構(gòu)成上探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因,總結(jié)其規(guī)律,形成宏觀辨識與微觀探析的能力。
2.熟練掌握鹽類水解的表示方法——水解離子方程式的書寫。
【教學(xué)重難點(diǎn)】
重點(diǎn)：鹽類水解的概念、原理及規(guī)律
難點(diǎn)：理解鹽類水解的原理
【教學(xué)過程】
1.新課導(dǎo)入
[復(fù)習(xí)鞏固]什么是鹽？什么是電離平衡？水溶液的酸堿性由什么決定？
2.新課講授
[探究活動1]酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性，那么鹽溶液是否呈中性呢？測定下列鹽溶液的pH，實(shí)驗(yàn)探究一下。
實(shí)驗(yàn)步驟：分別用玻璃棒蘸取少量下列溶液，滴到pH試紙上，觀察顏色變化，并與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較，得出溶液的酸堿性。
NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4
[學(xué)生活動]分析實(shí)驗(yàn)結(jié)果，歸納其與鹽的類型間的關(guān)系，并從電離平衡的角度尋找原因。
根據(jù)下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子(不要忘記水及其電離）及粒子間的相互作用進(jìn)行比較、分析，從中找出不同類鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。
[得出結(jié)論]鹽溶液不一定都顯中性，有的呈酸性，有的呈堿性。
[設(shè)疑]同樣為鹽溶液，卻表現(xiàn)岀不同的酸堿性，說明在這六種溶液里H+和OHˉ的濃度分別呈何種關(guān)系呢？
[學(xué)生活動]學(xué)生分組討論并回答：由于溶液呈現(xiàn)酸或堿性，因此溶液中H+和OHˉ的濃度不相等。
[追問]提問：CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3在水溶液中既不能電離出OHˉ也不能電離出H+，而在任何物質(zhì)的水溶液中由水電離出的H+和OHˉ的濃度總相等，那么是誰打破了這一等量關(guān)系呢？
[分析1]NH4Cl溶液顯酸性的原因。
NH4Cl溶液存在哪些電離平衡？
NH4Cl溶液中存在哪些離子？
NH4Cl溶液中哪些離子能共存？哪些離子不能共存？寫出方程式。
[講解]NH4Cl是強(qiáng)電解質(zhì)，屬于強(qiáng)酸弱堿鹽。NH4Cl溶于水后，會全部電離成NH4+和Cl-。純水中存在下列電離平衡：，其中，NH4+與水電離出來的OH-結(jié)合，生成弱電解質(zhì)——NH3?H2O，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動。當(dāng)達(dá)到新的平衡時(shí)，溶液中c(H+)>c(OH-)。因此，NH4Cl溶液呈酸性。
[學(xué)生活動]試分析CH3COONa溶液呈堿性、NaCl溶液呈中性的原因。
[歸納總結(jié)]鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出弱酸陰離子，結(jié)合水電離出的H+，或鹽電離出弱堿陽離子，結(jié)合水電離出的OH-，生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)水的電離，使c(H+)≠c(OH-)，因此鹽溶液呈現(xiàn)不同的酸堿性。
[設(shè)疑]常見的弱離子有哪些？
[補(bǔ)充]常見的弱離子有：弱堿陽離子：NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+等。
弱酸根離子：CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、S2-、HS-、SiO32-、ClO-、CH3COO-、F-等。
[追問]鹽類水解有何規(guī)律？
[口訣]鹽類水解的規(guī)律：在可溶性鹽溶液中：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。
[補(bǔ)充]多元弱酸陰離子或多元弱堿陽離子是分步水解的，一步比一步的程度小。
3.課堂小結(jié)
回顧本節(jié)內(nèi)容，完成作業(yè)。
4.板書
3.3.1鹽類水解
鹽
NaCl
KNO3
Na2CO3
CH3COONa
NH4Cl
(NH4)2SO4
鹽溶液的酸堿性
鹽的類型
酸
堿
鹽的類型
是否水解
鹽溶液的酸堿性
強(qiáng)
強(qiáng)
強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽
NaCl
否（無弱不水解）
中性
弱
強(qiáng)
弱酸強(qiáng)堿鹽
CH3COONa
是（酸弱酸水解）
堿
強(qiáng)
弱
強(qiáng)酸弱堿鹽
NH4Cl
是（堿弱堿水解）
酸
弱
弱
弱酸弱堿鹽
CH3COONH4
是（都弱都水解）
誰強(qiáng)顯誰性

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第三節(jié) 鹽類的水解

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