对《盐类的水解》的教学

盐类的水解是中学化学中重要的基本概念与理论内容之一,也是中学化学教学中的难点之一,其涉及的知识面较广,综合性较强,是电解质的电离、水的电离平衡、水的离子积以及平衡移动原理等知识的综合应用,因此成为历年高考的必考内容.题型为选择题和非选择题,其中选择题重点考查盐类水解的原理,离子浓度大小的比较和等量关系、盐类水解的应用.非选择题重点考查将盐类水解的知识融合在弱电解质的电离平衡、沉淀溶解平衡、酸碱中和滴定之中用来解释化学实验、工农业生产中的某些现象.

在平时的教学中,笔者发现学生对这部分内容的学习感觉较困难,不知如何正确判断离子浓度及量的关系,解决水解实际应用的能力较弱.因此,经过多年的教学实践,笔者认为在教学中按照以下的步骤进行这部分内容的教学,注重引导,循序渐进,学生分析、解决问题的能力定会有所提高.

一、盐类水解的实质

首先,教师应引导学生对常见盐溶液进行酸碱性的测定,以形成对盐的酸碱性的感性认识.在此基础上让学生归纳总结,将盐分为以下几类：强酸强碱盐（如KCl、NaNO3等）、强酸弱碱盐（如AlCl3、Cu（NO3）2等）、强碱弱酸盐（如NaClO、Na2CO3等）、弱酸弱碱盐（如（NH4）2CO3、CH3COONH4等）.同时,可得出结论：盐溶液的酸碱性由组成盐的离子性质强的部分决定,即谁强显谁性,都强显中性.在分类的基础上再引导学生进行盐溶液产生酸碱性原因的探究,即引出了盐类水解的实质.

对水解实质的教学,教师应首先引导学生分析盐溶液中存在的离子种类,再分析这些离子可能会发生的反应.如对NH4Cl溶液显酸性的分析过程：（步骤1）存在离子：NH+4、Cl-、H+、OH-（其中H+、OH-来自于水的电离,NH+4、Cl-是由溶质电离产生） （步骤2）发生的反应：弱碱阳离子NH+4与水电离产生的溶液中OH-会发生结合生成弱电解质NH3H2O的反应,引起溶液中OH-离子浓度减小,同时破坏了水的电离平衡,促进水的电离,导致水溶液中由水电离出的H+浓度增大,使溶液呈酸性,用方程式表示为：NH4Cl+H2ONH3H2O+HCl.由于此过程中NH+4与OH-结合生成弱电解质的能力较弱,且看作是酸与碱中和反应的逆反应,故方程式中间用“”.这样用同样的方法分析CH3COONa溶液呈碱性其原因就比较容易了.对于NaCl溶液,引导学生分析其中存在的离子有Na+、H+、Cl-、OH-,盐电离出的离子中没有能与H+（或OH-）结合生成弱电解质的反应,因此溶质NaCl对水的电离平衡没有产生影响,其水溶液呈中性.这样既加深对盐类水解本质的认识,知道盐类水解本质上是盐电离出的离子与水发生了反应,从而改变了水的电离平衡,引起溶液中氢离子和氢氧根离子浓度发生变化,使溶液呈现一定的酸碱性.并能得出其水解的规律：有弱才水解（理解为弱酸的酸根或弱碱的阳离子）,其水解反应的表示方法：盐+水酸+碱（其中酸、碱中至少有一个是弱电解质）.

对盐类水解离子方程式的书写在教学过程中应强调以下几点：

1.一般,盐类水解过程是可逆的,中间应该用可逆号表示,且其水解程度不大,不会产生沉淀和气体,所以一般不用“↓”和“↑”符号,如：

二、影响水解的因素

在掌握水解实质的基础上,运用前面已学的化学平衡的原理来研究影响盐类水解的因素.先从研究物质的量浓度相同的不同种类的盐溶液着手,分析它们的水解程度有无差异,可让学生测定0.1 molL-1的NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液的pH,讨论分析为何同样为强碱弱酸盐且浓度相同,但其溶液的pH有差异.分析得出盐溶液的碱性越强,说明溶液中氢离子被消耗得越多,即阴离子与氢离子结合的能为越强.在此实验中与氢离子结合的能力为ClO->CH3COO->NO-2,而结合H+能力越强,说明其酸（如HClO）的酸性越弱,可将此结果与电离平衡常数比较,而其中HClO-的电离平衡常数在相同条件下其数值最小,从而得出结论：弱电解质的电离程度越小,则离子生成弱电解质的倾向越大,盐类的水解程度就越大,即越弱越水解,而这是由盐本身的性质决定,是影响水解因素的内因.对某一种盐来说,还要研究其水解程度会受到哪些外界因素的影响.

在教学中,教师可布置讨论题：①写出氯化铁水解的离子方程式,判断溶液的酸碱性；②你认为应采取什么办法抑制或促进氯化铁的水解（已知水解过程为吸热过程）,并填写下表.

条件移动方向n（H+）c（H+）pH升温 通HCl 加H2O 加Fe 加NaHCO3 由学生讨论分析可得出结论：稀释盐溶液以及升高温度均能使盐类水解程度增大,酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解.也可用类似的方法来讨论外界酸碱性条件的改变对CH3COONa的水解平衡的影响.在课堂教学中教师应注重强化对学生的引导,由学生根据已学的平衡移动原理来分析、总结,这样既能复习已有知识,也能强化对新知识的掌握.

三、水解的应用

对盐类水解的教学,重点还是要引导学生能运用水解的原理来认识水解在生产、生活中的应用,其应用可归纳为以下几点：

1.判断溶液的酸碱性.如FeCl3显酸性

判断要点：谁强显谁性

Fe3++3H2OFe（OH）3（胶体）+3H+

2.配制或贮存易水解的盐溶液,如配制FeCl3溶液时,加入少量盐酸,以防止Fe3+水解.

3.判断盐溶液蒸干产物

如AlCl3溶液蒸干灼烧后的产物为Al2O3.

4.胶体的制取

制取Fe（OH）3胶体的离子反应

5.物质的提纯

如除去MgCl2溶液中的Fe3+,可加入MgO、镁粉或Mg（OH）2或MgCO3,其目的是消耗Fe3+水解产生的H+,促进Fe3+的水解使其转化为Fe（OH）3沉淀除去. 6.离子共存的判断：强调溶液中存在能相互促进水解的离子不能大量共存,如Al3+与AlO-2、CO2-3、HCO-3、S2-、HS-等因相互促进水解而不共存.

7.泡沫灭火器原理

成分Al2（SO4）3与NaHCO3,其发生的反应为Al3++3HCO-3Al（OH）3↓+3CO2↑,在教学过程中应引导学生分析泡沫灭火器的原料为NaHCO3而不是Na2CO3,原因是3CO2-3+2Al3++3H2O2Al（OH）3↓+3CO2↑,由反应可知产生等量的CO2消耗的Al3+的量NaHCO3所需的要少,且速率快.

8.作净水剂

明矾可作净水剂,原理为

Al3++3H2OAl（OH）3胶体+3H+

Al（OH）3胶体粒子具有吸附水中悬浮物的作用.

9.化肥的使用

铵态氮肥与草木灰不得混用,原因是2NH+4+CO2-32NH3↑+CO2↑+H2O,会降低肥效.

以上内容在教学过程中教师应注重引导,学生能运用盐类水解的基础知识加以解释、运用.在实际高考题中,出现的比较多的还是关于溶液中离子浓度大小比较及离子浓度之间的关系（如江苏高考试卷09年的选择题、11年的14题）,因此在教学中还要注重强化盐溶液中离子浓度大小的比较和离子的量的关系,这两方面的主要依据是发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度和守恒规律.如Na2CO3溶液中,教师先引导学生分析出溶液中所含的微粒种类,离子有Na+、H+、CO2-3、HCO-3、OH-,分子有H2CO3（CO2-3的第二步水解生成）和H2O,其离子浓度关系为c（Na+）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（HCO-3）>c（H+）（其中OH-来自CO2-3的两步水解）.

守恒规律分为（1）电荷守恒,溶液必须保持电中性,即溶液中所有阳离子所带电荷总数等于所有阴离子所带的电荷总数,也可理解成所有阳离子的电荷浓度与所有阳离子的电荷浓度相等.

电荷数相等 式子两边同除以NA,即n（Na+）+n（H+）等于2n（CO2-3）+n（HCO-3）+n（OH-）,式子两边同除以溶液体积,得出c（Na+）+c（H+）等于2c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（OH-）即电荷浓度相等.

（2）物料守恒

即元素守恒.在Na2CO3溶液中,教师引导学生根据溶质的组成,分析其中钠元素的量是碳元素的量的2倍,而碳元素的存在形式有CO2-3、HCO-3、H2CO3.

所以n（Na）等于2n（C）,即 c（Na+）等于2[c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（H2CO3）]

（3）质子守恒

即由水电离出的H+与水电离出的OH-的浓度相等,而在Na2CO3 aq中,水电离出的H+部分与CO2-3结合生成HCO-3和H2CO3,而CO2-3水解生成H2CO3需经两步才能形成,所以根据c（H+）水等于c（OH-）水得出c（OH-）等于c（HCO-3）+2c（H2CO3）+c（H+）.

当然质子守恒式也可将物料守恒代入电荷守恒式得出,离子浓度量的关系根据先分析的存在形式,然后根据三种守恒即可得出.用同样的方法也可分析在NaHCO3溶液中的离子浓度关系（强调酸式盐存在水解又存在电离过程）

在盐类水解教学中,注重以上方法的运用,学生对所学内容能较好地掌握.当然,教无定法,在教学过程中,老师应根据学生的实际情况,循循善诱,注重引导,才能加强对知识的理解掌握.