人教版高中化学选修四学案：3.3盐类的水解(第1课时)
人教版高中化学选修4教案：第三章第三节盐类水解第一课时
第三节盐类的水解一、教材分析本节内容包括盐类水解和盐类水解的应用两部分，第一部分为重点内容。
教材在设计上先是通过活动与探究实验让学生感受盐溶液的酸碱性，获取盐溶液有的是呈碱性、有的呈酸性而有的呈中性的感性认知，并通过讨论活动从宏观上认识并概括出盐的组成与其溶液酸碱性之间的关系。
在学生完成感性认识后，教材引导学生从微观角度去探究盐溶液呈酸碱性的本质，教材以常见典型的氯化铵、醋酸钠和氯化钠三种盐在水溶液电离出的某些离子能与水电离出的H＋或OH－形成弱酸或弱碱的过程，分析了这一过程对水电离平衡的影响，从而在更深刻从微观粒子变化的水平揭示了盐溶液酸碱性的本质。
第二部分实际上是讨论平衡移动原理在盐类水解平衡上的应用，及在实际生产生活中重要意义，进一步使学生认识到化学知识的重要性。
学生已经学习了平衡特征及移动原理，以及电解质在水溶液中的电离，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系，都是平衡原理的具体应用。
学生也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的实质。
在此基础上再来探究盐类在溶液中的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念的具体应用和再认识。
同时，盐类水解的知识又与后续沉淀溶解平衡紧密相连的。
从知识结构上讲，盐类水解平衡是继化学平衡、弱酸、弱碱平衡、水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，它们与将要学习的沉淀溶解平衡构成了中学化学的完整的平衡体系，通过学习盐类水解，有利于学生构建电解质溶液的平衡体系。
二、教学目标1、知识与技能（1）认识盐类水解的原理，通过探究了解影响盐类水解程度的主要因素。
（2）会书写盐类水解的反应方程式。
（3）能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
2、过程与方法（1）通过实验并运用归纳法分析盐类水解的基本规律。
（2）以电离平衡为基础，认真分析盐类电离出的阴阳离子与水电离出的氢离子与氢氧根离子结合成弱酸或弱碱的趋势，明确不同类型的盐类水解的本质和规律，从微观世界看盐类水解的本质。
高中化学第三章第三节盐类的水解学案新人教版选修4
盐类的水解（第1课时）【学习目标】1.了解盐溶液呈现不同酸碱性的原因及规律。
2.掌握盐类水解方程式书写的方法。
3.理解外界条件对盐类水解平衡的影响。
【学习过程】1．盐类水解的实质：在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH －或H ＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
（1）CH 3COONa 水溶液呈碱性的原因：溶液中都存在水的电离平衡：H 2OOH －＋H ＋，CH 3COONa 溶于水后完全电离：CH 3COONa=Na ＋＋CH 3COO －，溶液中的CH 3COO －能与水中的H ＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，溶液中有关离子的浓度变化是c (CH 3COO －)减小，c (H ＋)减小，c (OH －)增大，c (H ＋)小于c (OH －)，所以CH 3COONa 溶液呈碱性。
化学方程式是CH 3COONa ＋H 2O CH 3COOH ＋NaOH ，离子方程式是CH 3COO －＋H 2OCH 3COOH ＋OH －。
（2）NH 4Cl 溶液呈酸性的原因：NH 4Cl 溶液中的电离方程式：H 2OH ＋＋OH －，NH 4Cl===Cl －＋NH ＋4。
NH ＋4与水电离的OH －结合生成了难电离的NH 3·H 2O ，水的电离平衡移动方向是电离的方向，溶液中有关离子浓度的变化是c (NH ＋4)减小，c (OH －)减小，c (H ＋)增大，c (H＋)>c (OH －)，NH 4Cl 溶液呈酸性。
化学方程式是NH 4Cl ＋H 2ONH 3·H 2O ＋HCl ，离子方程式是NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋。
（3）NaCl 溶液呈中性的原因：NaCl 溶于水后电离产生Na ＋和Cl －，不能与水电离出的OH－、H ＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c (H ＋)＝c (OH －)，溶液呈中性。
新人教版选修4-盐类的水解教案
第三節鹽類的水解第一課時知識目標:1、使學生理解鹽類水解的本質及鹽類水解對溶液酸、鹼性的影響及變化規律。
2、鹽類水解的離子方程式與化學方程式。
能力目標：1、培養學生分析問題的能力，使學生學會透過現象看本質。
2、培養學生歸納思維能力和邏輯推理能力。
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。
美育目標：通過對鹽類水解規律的總結，體會自然萬物變化的豐富多彩。
教學重點：鹽類水解的本質，理解強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽的水解的規律。
教學難點：鹽類水解方程式的書寫和分析。
教學方法：啟發式實驗引導法教學過程：復習提問：當溶液中，c(H+) = c(OH-) 中性，常溫下，pH = 7c(H+) < c(OH-) 鹼性，常溫下，pH > 7c(H+) < c(OH-) 酸性，常溫下，pH < 7酸的溶液顯酸性，堿的溶液顯鹼性，那麼酸與堿反應生成的鹽，溶液顯什麼性？講解：同學們，實驗是我們探求未知問題的好方法，下麵我們做一個實驗來看看，將鹽溶於水後，溶液的酸鹼性到底如何呢？實驗：①取少量CH3COONa溶於水，滴加幾滴酚酞試劑，觀察顏色變化。
②取少量NH4Cl溶於水，滴加幾滴紫色石蕊試劑，觀察顏色變化。
③取少量NaCl，溶於水，找一名同學測一下pH值。
注：對於②可以做一個對比，清水中加幾滴紫色石蕊試劑，進行比較。
結論：①CH3COONa 鹼性②NH4Cl 酸性③NaCl 中性學生實驗：用PH試紙檢驗Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸鹼性。
討論：由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸鹼性與生成該鹽的酸和堿的強弱有什麼關係？小結：鹽的組成與鹽溶液酸鹼性的關係：強鹼弱酸鹽的水溶液顯鹼性強酸弱鹼鹽的水溶液顯酸性強酸強鹼鹽的水溶液顯中性講述：下麵我們分別來研究不同類鹽的水溶液酸鹼性不同的原因。
同學活動：請同學們討論一下第一個問題，為什麼CH3COONa水溶液呈鹼性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強電解質，他們溶於水完全電離成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中[H+]=[OH-]，顯中性。
人教版高中化学选修4教案：3.3盐类的水解(一)
高考化学教案O O O是使水分解了。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
【投影】1、弱酸强碱盐，水解显碱性CH 3COONa = CH 3COO − + Na ++H 2O H + + OH −CH 3COOHCH 3COONa + H 2O CH 3COOH + NaOHCH 3COO −+ H 2O CH 3COOH + OH −【思考与交流】NH 4Cl 溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？【投影】2、强酸弱碱盐水解NH 4Cl = NH 4+ + Cl − +H 2O OH − + H + NH 3·H 2O NH 4Cl + H 2O NH 3·H 2O + HClNH 4++ H 2O NH 3·H 2O + H +【讲解】大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。
由上可知，强碱弱酸盐水解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。
但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！ 【讲解】］说得好！是不会。
因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H +或OH -发生反应，比如NaCl ，电离出来的Na +和Cl -都不会与水电离出来的H +或OH -反应。
那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？ 【投影】3、强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
【讲解】根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？【板书】1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的过程中。
【讲解】在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H + 或 OH -结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
《人教版选修4第三章 3盐类的水解》第一课时 教学设计
《人教版选修4第三章3盐类的水解》第一课时教学设计一、教材分析“盐类的水解”是人教版《化学反应原理》（选修4）第三章“水溶液中的离子平衡”第三节内容。
学生已经学习了化学平衡、弱电解质的电离、水的电离两个平衡体系，也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的实质。
在此基础上再来探究盐类在溶液中的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念的具体应用加深认识。
从知识结构上讲，盐类水解平衡是继化学平衡、弱酸、弱碱平衡、水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，通过学习盐类水解，有利于学生构建电解质溶液的平衡体系。
教材在“科学探究”通过实验让学生感受盐溶液的酸碱性，获取盐溶液有的是呈碱性、有的呈酸性而有的呈中性的感性认知，并通过讨论活动从宏观上认识并概括出盐的组成与其溶液酸碱性之间的关系，接着教材引导学生从微观角度去探究盐溶液呈酸碱性的本质。
二、学情分析学生在学习本部分内容前，对化学平衡、弱电解质的电离平衡、水的电离平衡、溶液的酸碱性等知识有了一定了解，知道了电解质在水溶液中的电离，知道酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性的基础上，通过实验探究的方法探究盐溶液的酸碱性并学会自主分析原因。
培养学生的观察、动手、分析能力和思维的习惯。
三、核心素养要求：1、知识构建：用盐类水解的原理深入理解盐溶液呈现酸性、碱性、中性的原理。
2、微观探析：从微粒间相互作用这一微观本质的角度去理解盐溶液呈现酸碱性的原因。
3、证据推理：从实验事实中推出盐类水的规律4、模型认知：能正确依据盐类的组成结构建构书写离子方程式模式5、科学探究：根据盐溶液的性质和实验目的设计并优化实验方案，完成实验操作，能观察现象记录探究成果。
四、教学重难点1、教学重点：盐类水解的本质1、教学难点：盐类水解的规律五、教学方法分组实验探究法、讨论分析推理法、实验归纳法、多媒体教学。
六、教学过程归纳微观探析整理归纳水解规律：谁强显谁性同强显中性【提问】在盐溶液中，盐并没有电离产生Ｈ＋或ＯＨ－，而水电离产生的Ｃ（Ｈ＋）水＝Ｃ（ＯＨ－）水，为什么同样都是盐溶液，表现出的酸碱性却不同？请小组讨论试分析CH3COONa、NH4Cl、NaCl溶液为什么呈不同的酸碱性？【点评】教师点评并补充分析不到位的内容【归纳】根据上面的分析，归纳出盐类水解的定义、实质、水解规律和表示方法水解规律：谁强显谁性同强显中性有弱才水解无弱不水解谁弱谁水解小组内学生先独立完成，然后相互讨论，最后由学生代表汇报结果,黑板展示弱电解质表示为：c(H+)<c(OH-),溶液显碱性溶液中C(OH-)< C(H+ )呈酸性NaCl === Cl- + Na+H2O H+ + OH-无法形成新的弱电解质溶液中C(OH-)=C(H+ ) 呈中性[练习]3、下列离子在水溶液中不会发生水解的是( )A CO32-B Fe3+C ClO -D SO42-2、下列物质的水溶液，由于水解而呈酸性的是（）A.NaHSO4B.Na2CO3C.HClD.CuCl2培养学生讨论、思维的习惯，锻炼学生表达能力、书写能力和心理素质。
化学人教版选修4教案：第三章第三节盐类的水解第一课时 Word版含解析
第三节盐类的水解从容说课盐溶液的酸碱性主要决定于盐类的组成，与盐类水解密切相关。
本节教学就是要利用电离平衡的理论来揭示盐类水解的实质，同时帮助学生形成水解平衡的概念。
教材包括了三个部分：第一部分是找规律。
从学生比较熟悉的盐类物质入手，引导学生通过实验并运用归纳法分析盐类的组成与盐溶液酸碱性的对应关系。
第二部分是查原因。
以水的电离平衡为基础，分析盐类电离出的阴、阳离子与水电离出的H＋和OH－结合成弱酸或弱碱的趋势，明确不同盐溶液呈现不同酸碱性的本质原因，同时深化对过去所学“离子反应发生的条件”的认识。
为此，教科书设计了【思考与交流】、【学与问】和【家庭小实验】等多种活动与探究的形式。
这部分是本节教学的重点，也是对化学平衡、电离平衡以及水的离子积等知识的综合运用。
由于盐类发生水解，使得我们的研究对象成为多个平衡并存的体系，它们相互依存，相互制约，有时还相互促进。
但是，由于溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小，而c(H＋)和c(OH－)的相对大小又由Kw来制约，因此水的电离平衡就必然地成为分析问题的关键。
这也正好为培养学生辩证思维能力提供了良好素材。
第三部分是谈变化。
讨论影响盐类水解的主要因素，同时介绍盐类水解反应的应用。
注重理论分析与实验探究相结合，强调了以下几点：(1)从变化的过程和限度来看，盐类水解是可逆反应。
(2)从能量的变化来看，盐类水解是吸热反应。
(3)用平衡移动原理分析，影响盐类水解程度大小的因素主要有：①所形成弱电解质的相对强弱；②盐溶液浓度的大小；③温度的高低；④溶液酸碱度的改变(如加入少量强酸或强碱抑制盐类水解)等。
本节教学应注意的问题：(1)因电离常数在本章属于选学内容，因此教科书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7.2×10－4，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。
学高中化学第3章第3节《盐类的水解》(第1课时教学案新人教版选修4【精品教案】
【激趣点拨】
1、CH3OONa溶液为什么显碱性？
CH3OONa=CH3OO— + Na+
+
H2O H+ + OH—
CH3COOH
①总的离子方程式
②溶液中_____（有或无）弱电解质（化学式：）生成，水的电离平衡__________（被破坏或不受影响），并向 方向移动，因而（促进、抑制）了水的电离。C（H+）C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈性。
第一课时盐类水解的规律
【教学目标】
1.能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。
2.能通过比较、分类、归纳、概括盐类水解的实质，得出盐类水解的规律。
【重点难点】1.盐类水解的本质。2.盐类水解方程式的书写和分析。
盐溶液
NaCl
NH4Cl
CH3COONa
AlCl3
Na2CO3
⑤.某些盐溶液在混合时,一种盐溶液的阳离子和另外一种盐溶液的阴离子在一起同时发生水解，这样互相促进了对方的水解,如果水解趋于完全,可以用“=”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发物可加“↓”或“↑”如:将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合,立即产生白色沉淀和 大量气体,离子方程式为: Al3++3HCO3—= Al(OH)3↓+ 3CO2↑
【典型例题】
1．对盐类水解过程的实质正确的说法是
A．盐的电离平衡破坏B.水的电离平衡发生移动
C．溶液的 pH发生改变 D.没有发生中和反应[来源:学科网]
2.若pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是( )
A.生成了一种强酸弱碱盐B.弱酸溶液和强碱溶液反应
高中化学人教版选修四3.3 第一课时 盐类的水解
第三节盐类的水解第一课时盐类的水解1．盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
2．影响盐类水解的“三因素”：(1)升高温度，促进盐类的水解；(2)加水稀释，促进盐类的水解；(3)加入H＋，促进阴离子的水解；加入OH－，促进阳离子的水解。
3．水解离子方程式书写“两规则”：(1)多元弱酸阴离子是分步水解的，以第一步水解为主。
(2)多元弱碱阳离子水解复杂，可一步写出。
[自学教材·填要点][实验操作](1)将NaCl、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、Na2SO4、CH3COONa、(NH4)2SO4分别装在7只小烧杯中，加足量蒸馏水，制成溶液，贴上标签。
(2)分别用pH试纸测7种盐的pH，记录测定结果。
[实验记录][实验结论](1)强碱弱酸盐：Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa等溶液呈碱性。
(2)强酸强碱盐：NaCl、Na2SO4等溶液呈中性。
(3)强酸弱碱盐：NH4Cl、(NH4)2SO4等溶液呈酸性。
[师生互动·解疑难](1)常见的强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等。
常见的强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。
(2)常见的弱酸：HCOOH(甲酸)、醋酸(CH3COOH)、HClO、H2CO3、H2SiO3、HF、H2SO3、H3PO4、H2S等。
常见的弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。
(3)盐溶液的酸碱性：1．有下列盐溶液：①KNO3②CuSO4③K2CO3④FeCl3⑤K2SO4⑥NaClO⑦NH4Cl呈酸性的是________，呈碱性的是________，呈中性的是________。
解析：CuSO4、FeCl3、NH4Cl属于强酸弱碱盐，溶液呈酸性；K2CO3、NaClO属于强碱弱酸盐，溶液呈碱性；KNO3、K2SO4属于强酸强碱盐，溶液呈中性。
答案：②、④、⑦③、⑥①、⑤[自学教材·填要点]1．盐溶液酸、碱性的理论分析(1)NH4Cl溶液：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－(3)NaCl溶液：①电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2O H＋＋OH－。
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第三节盐类的水解(第1课时)
【课标要求】1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
【学习重点】盐类水解的本质
【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析
【教学方法】启发式、实验引导法、归纳法
【学习过程】
【情景创设】
一、探究溶液的酸碱性
根据实验结果填写下表：
由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。
盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1．强碱弱酸盐的水解
(1) CH3COONa溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。
(2)溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH3COONa溶液显碱性？
(3)写出CH 3COONa 溶液水解的化学方程式和离子方程式。
2．强酸弱碱盐的水解
应用盐类水解的原理，分析NH 4Cl 溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
归纳：
（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H +或OH －
结合生成弱电解质的
反应，叫做盐类的水解。
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H +或OH －
结合生成弱电解质。
（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
讨论：
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解的规律是：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。
三、盐类水解离子方程式的书写 书写规则：
1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“
”号。
如CH 3COO －
+H 2O
CH 3COOH+OH
－
2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。
通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等）写成其分解产物的形式。
个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。
如Na 2CO 3的水解过程: 第一步：CO
32－
+H 2O
HCO 3－+OH －
（主要） 第二步：HCO
3－
+H 2O H 2CO 3+OH －
（次要）
4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。
如：
Fe 3++3H 2O
Fe(OH)3+3H +
总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
【反馈练习】
1．下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH 值减小的是 （ ） A 、HCl B 、Al 2(SO 4)3 C 、Na 2S D 、NH 3.H 2O
2．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3（5）NaHCO3。