高中化學《弱電解質的電離 鹽類的水解》教學教案

　　學習目標

　　1．知道電離平衡常數(shù)的涵義。

　　2．能分析影響電離平衡的因素

　　3．認識鹽類水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。

　　知識梳理

　　1． 醋酸、一水合氨在水中的電離方程式為__________________________________、______________________________。電離常數(shù)可分別表示為_________________________、__________________。電離常數(shù)越大、弱酸的酸性越________，弱堿的堿性越_________。

　　2． 影響電離常數(shù)的因素有哪些？分別是怎樣影響的？

　　3．__________表示弱電解質在水中的電離程度，溫度相同、濃度相同時，不同弱電解質的______________是不同的。同一弱電解質在不同濃度的水溶液中，其___________也是不同的，溶液越______，電離度越大。

　　4．醋酸鈉溶液顯_________性，解釋原因______________________________。增加溶液中溶質的量，使鹽的濃度加倍，水解平衡向_______（左、右）移動，水解程度________；將鹽的濃度稀釋為原來的一半，水解平衡向_______（左、右）移動，水解程度________；向溶液中滴加少量農鹽酸，水解平衡向_______（左、右）移動，水解程度_______；向溶液中滴加少量濃氫氧化鈉溶液，水解平衡向________（左、右）移動，水解程度________；

　　5.鹽類水解的實質____________________________，條件__________________________，特征____________________規(guī)律_________________________________________________________________， 表示方法：強酸弱堿組成的鹽,______（陽、陰）離子水解，一般一步水解，如氯化鋁______________，強堿弱酸組成的鹽，________離子水解，多元弱酸根分步水解，如碳酸鈉____________________。

　　1． 如何判斷鹽溶液的酸堿性？

　　2． 解釋泡沫滅火器的原理。（硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液）

　　3． 熱純堿溶液的去污能力為何比冷的強？配制硫酸銅溶液為何需要加硫酸？

　　學習導航

　　1． 方法導引

　　(1)建議應用化學平衡原理，來認識弱電解質的電離平衡。電離平衡是特殊的化學平衡，它具有化學平衡的特點。

　　(2) 正確認識鹽類水解反應的實質是學習鹽類水解的關鍵�？煞秩�步來認識。首先從實驗入手，知 道鹽類的水溶液不一定都是中性的；其次以醋酸鈉為例分析推理，探索原因；最后小結鹽類水解的實質和概念、鹽類水解和酸堿中和反應的關系及影響鹽類水解的原因。關于強酸弱堿鹽，強堿弱酸鹽，弱酸弱堿鹽水解原理的學習，建議采取自己思考分析、閱讀課文、動手實驗、得出結論的方法。

　　(3) 加強對鹽類水解實質的認識，正確書寫鹽類水解的離子方程式。

　　2.例題解析

　　例1． 將0.1 molL-1 CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時，都會引起

　　A． 溶液的PH增加

　　B． CH3COOH電離度變大

　　C． 溶液的導電能力減弱

　　D． 溶液中[OH-]減小

　　解析. CH3COOH溶液中存在著CH3COOH的電離平衡，加水稀釋平衡向正反應方向移動，電離度增大，溶液中的[H+]減少，[OH-]增大，PH增大；加入少量CH3COONa晶體時，平衡向逆反應方向移動，電離度減小，[H+]減少，[OH-]增大，PH增大。

　　例2．一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的( )

　　A．NaOH(s) B．NaHCO3(s)

　　C．Na2S04(s) D．CH3COONa(s)

　　解析 A．加NaOH固體能減緩反應速率，但要消耗H+，減少氫氣總量。

　　B．加NaHCO3(s)與鹽酸反應消耗H+，減少H2總量。

　　C． NaHS04(s)溶解后電離出H+導致產生H2的量增大。

　　D．CH3COONa能與鹽酸生成弱電解質CH3COOH減緩反應速率，但不影響H2總量。

　　答案D

　　例3．一種PH=3的酸溶液和一種PH=11的堿溶液等體積混合后測得溶液的PH=5.6其原因可能是：（ ）

　　A．濃的強酸和稀的弱堿溶液反應

　　B．濃的弱酸和稀的強堿溶液反應

　　C．等濃度的強酸和弱堿溶液反應

　　D．生成了一種強酸弱堿鹽

　　分析：酸和堿溶液混合后顯酸性，其原因可能是：

　�、賰煞N溶液恰好完全反應，但參于反應的是強酸和弱堿，生成的強酸弱堿鹽水解而使溶液顯酸性。

　　②酸和堿沒有恰好反應，反應后酸有余，因而溶液顯酸性。

　　例4．將0.1mol下列物質置于1L水中充分攪拌后,溶液中陰離子數(shù)最多的是（ ）

　　A.KCl B.Mg(OH)2 C.Na2CO3 D.MgSO4

　　解析：此題涉及到物質溶解性、鹽的水解等知識.往往對鹽的水解產生一種錯誤理解，即CO32-因水解而使CO32－濃度減小，本題已轉移到溶液中陰離子總數(shù)多少的問題上。

　　由此可知,若有1molCO32-水解，則能產生1molHCO3-和1molOH-，水解方向是陰離子數(shù)目增多的方向。故C中陰離子數(shù)＞0.1mol，.A、D中n（Cl-） ＝n（SO42-） ＝0.1mol(水電離出OH-可忽略)，B中的Mg(OH)2在水中難溶，故溶液中n（OH-）＜0.1mol.

　　本題答案：C