第四单元 难溶电解质的沉淀溶解平衡优质公开课教案

《盐类水解中离子浓度比较》教学设计

【教材分析】

1、教材的地位和作用

来~@源^:中国教#*育出版网

《盐类的水解》在苏教版选修4专题三第三单元，在此之前，学生已经学***衡特征及移动原理，并讨论了电解质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、水的电离平衡两个平衡体系以及盐类水解平衡，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离子浓度的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响。既能促进学生的认知发展，也是对平衡原理和弱电解质概念的具体应用和再认识。从知识结构上讲，盐类水解离子浓度比较是继弱酸、弱碱平衡体系之后的又一个电解质溶液的平衡体系中重要的知识点，利于学生形成完整的电解质溶液的平衡体系。

2、主要内容

本节内容包括三部分：第一部是找规律，从学生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其溶液酸碱性之间的关系。第二部分是查原因。以水的电离平衡为基础，从微观粒子变化的情况分析盐溶液呈现酸碱性的本质原因，同时深化对过去学习“离子反应发生的条件”的认识。水的电离成为分析问题的关键，在教学的过程中也培养了学生辨证思维能力。第三部分是谈变化。讨论影响盐类水解的主要因素。

【教学目标】

1、知识与技能

（1）掌握强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水解的实质。

（2）

能正确书写盐类水解方程式和离子方程式。

（3）了解影响盐类的水解的因素对溶液中离子浓度的影响。

2、过程与方法

（1）通过演示实验和学生分组实验，让学生在体验科学探究方法的同时学会合作学习。

来来源#^%:中国教育出版网~]

（2）

以问题探究的形式引导学生运用电离理论和平衡理论展开讨论，培养学生的逻辑推理能力和综合运用能力。

3、情感态度与价值观

（1）渗透辨证唯物主义的运动观、联系观。

（2）培养学生严谨治学的科学态度。

【教学重点、难点】

重点：盐类水解的本质，盐类水解方程式的书写，影响水解平衡的因素的分析。

难点：影响水解平衡的因素的分析，离子那个浓度大小比较与三大守恒的书写。

【教学方法】

[来源

:学科网]来源~:&#实验探究法（实验、观察、分析讨论、归纳总结）

【教学过程】

一、溶液中微粒浓度大小比较：

1、电离理论：

①

弱电解质电离是微弱的

如：

NH3

·

H2O 溶液中：

c (NH3

·

H2O)

>

c (OH–)

>

c (NH4+)

>

c (H+)

②

多元弱酸电离是分步，主要由第一步决定

如：H2S溶液中：

–––c (H2S)

>

c (H+)

>

c (HS)

>

c (S2)

>

c (OH) 对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。

2、水解理论：

①

弱离子由于水解而损耗。

如：KAl(SO4)2

溶液中：c (K+)

>

c (Al3+) ––②

水解是微弱如：NH4Cl 溶液中：c (Cl) >

c (NH4+) >c (H+)

> c (OH) ③

多元弱酸盐分步水解，主要由第一步决定

如：Na2CO3

溶液中：

––c (CO32) >

c (HCO3) > c (H2CO3) 单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。

二、溶液中的三个“守恒”

1、电荷守恒

规律：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。

例：Na2CO3溶液中：存在的离子有：Na+、H+、CO32-、HCO3-、OH-

－－－n (Na+) + n (H+) ＝

n (OH) ＋

n (HCO3)＋2 n (CO32)

－－－c (Na+) + c (H+) ＝

c (OH) ＋

c (HCO3)＋2 c (CO32) 2、

物料守恒

（原子守恒）

规律：是指某些特征性的原子是守恒的。例：0.1mol/L Na2CO3溶液中（1 L）根据Na元素和C元素守恒来理解

含C元素的离子有：

CO32- 、HCO3-

、

H2CO3

n（Na+）=2[n（

CO32-

）+ n（

HCO3-）+ n (H2CO3 )] = 0.2mol

c（Na+）=2[ c（

CO32-

）+ c（

HCO3-）+ c (H2CO3 ) ] =0.2mol/L 3、

质子守恒（水电离守恒）规律：是依据水电离的反应H2O=H++OH-知，水电离产生的－H+和OH-的物质的量总是相等的。例：

Na2CO3

溶液中：n (H+)＋

n (HCO3) ＋2 n (H2CO3) －= n (OH) －－c (H+)＋

c (HCO3) ＋2 c (H2CO3) = c (OH)质子守恒可由物料守恒和电荷守恒联合求得

例1、0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中：

离子浓度大小比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中

Na2CO3

==

2 Na+ + CO32

CO32

+

H2O ≒

HCO3

+

OH

––––HCO3

+ H2O ≒

H2CO3

+

OH

H2O ≒

H+

+ OH–

例1、1 mol·L-1的Na2CO3溶液中

———离子浓度大小比较：c(Na+ )>c(CO32

) >c(OH

)>c(HCO3

)>c(H+ ) ———电荷守恒：c(Na+ ) +c(H+ )= c(HCO3

) +2 c(CO32

)+ c(OH

) ———物料守恒：c(H2CO3 )+ c(HCO3

)+c(CO32

)=0.5 c(Na+ ) =0.1 mol·L1

——质子守恒：c(OH

)= c(H+ )+ c(HCO3

) +2 c( H2CO3) 0.1 mol·L-1的Na2S溶液中：

离子浓度大小比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

0.1 mol·L-1的Na2S溶液中

———离子浓度大小比较：c(Na+ )>c(S2

)>c(OH

)> c(HS

) >c(H+ ) ———电荷守恒：c(Na+ ) +c(H+ )= c(HS

) +2 c(S2

)+ c(OH

) ———物料守恒：c(H2S)+ c(HS

)+c(S2

)=0.5 c(Na+ ) =0.1 mol·L1

——质子守恒：c(OH

)= c(H+ )+ c(HS

) +2 c( H2S) 多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：⑴

NaHCO3

HCO3

+ H2O≒

H2CO3 + OH

HCO3

+ H2O >CO32

+ H3O +

程度：

水解>电离

∴溶液呈

碱

性

⑵

NaHSO3

––––––HSO3

+ H2O≒H2SO3 + OH

HSO3

+ H2O≒SO32

+ H3O +

––––程度：水解<电离

溶液呈

酸性

你能写出NaHS溶液中离子浓度大小比较与三大守恒？

NaHS 溶液: NaHS ==

Na+ + HS–––

HS

+ H2O ≒

H2S

+

OH

–

––HS

≒

S2

+ H+

H2O ≒

H+

+ OH

在NaHS溶液中

离子浓度大小比较：c(Na+ )>c(HS- ) > c(H+ ) >c(OH- ) > c(S2- ) 电荷守恒：c(Na+ ) +c(H+ )= c(HS- ) +2 c(S2- )+ c(OH- ) 物料守恒：c(H2S )+ c(HS- )+c(S2- )=c(Na+ ) 质子守恒：c(OH-)= c(H+ )+ c(H2S ) - c(S2- ) 归纳：一种物质作溶质时：弱酸或弱碱溶液---只电离，弱酸根或弱碱阳离子只水解且微弱，强碱弱酸的酸式盐溶液--酸式弱酸根既电离又水解

关键分清楚主次；酸或碱考虑电离

盐注意考虑水解；酸式盐考虑水解和电离

【小结】

一、溶液中微粒浓度大小比较：

1、电离理论：

①

弱电解质电离是微弱的

②

多元弱酸电离是分步，主要由第一步决定

2、水解理论：

①

弱离子由于水解而损耗。

––②

水解是微弱如：NH4Cl 溶液中：c (Cl) >

c (NH4+) >c (H+)

> c (OH) ③

多元弱酸盐分步水解，主要由第一步决定

二、溶液中的三个“守恒”

1、电荷守恒

规律：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。

2、物料守恒

（原子守恒）

规律：是指某些特征性的原子是守恒的。

例：0.1mol/L Na2CO3溶液中（1 L）根据Na元素和C元素守恒来理解含C元素的离子有：

CO32- 、HCO3-

、

H2CO3

3、质子守恒（水电离守恒）规律：是依据水电离的反应H2O=H++OH-知，水电离产生的H+和OH-的物质的量总是相等的。

【作业】

1、课本后的练习

2、练习册相关习题

3、预习明天的新课