化学选修4教案全册42页word

绪言
知识与技能：了解本书的基本学习内容——研究基本的化学反应原理（反应速率、方向、限度）；初步掌握化学反应原理基本学习方法:概念模型法
过程与方法：自学与讲授
情感态度与价值观：认识化学的精髓是化学反应规律，了解化学反应规律，可更好的获取物质为人类服务重点：概念模型法的理解
难点：有效碰撞、活化分子活化能概念模型建立
导入：学习化学的目的——化学研究的对象——化学研究问题的核心——本书的作用
一、本书研究的内容
最基本的化学反应原理：反应的速率、方向、限度
章节简介
二、学习的基本思路与方法
从物质相互作用导入
概念模型
1、简化后的有效碰撞模型
有效碰撞：具有较高能量的分子之间的碰撞
2、活化分子与活化能
活化分子：能够发生有效碰撞的分子
活化能：活化分子能量高出反应物分子平均能量的部分
化学反应过程的简化模型：普通分子——活化分子——有效
活化能合理取向
碰撞——新物质、能量变化
3、催化剂
在反应中的作用与意义：降低反应的活化能，增加有效碰撞的次数，加快反应的速率
第一章化学反应与能量教学计划化学反应与能量的变化（化学热力学）
焓变、反应热1课时；热化学方程式1课时；中和反应的反应热测定1课时；习题2课时
燃烧热能源1课时
化学反应热的计算
盖斯定律1课时；反应热的计算1课时；习题2课时
章末归纳与整理1课时；章末检测2课时
化学反应与能量的变化
知识与技能：了解学习本章的主要目的——解决化学能转化为热能的定量计算
过程与方法：讲授、交流讨论
情感态度与价值观：认识化学能转化为热能对人类的重要性
重点：化学反应能量变化的原因与形式；热化学方程式的书写
难点：焓变的概念理解，焓变的正负意义，热化学方程式的书写
第一课时
导入：必须2有关化学能与热能知识回忆——定量研究
一、焓变反应热
焓（H）：与内能有关的物理量
焓变（∆H）：H生成物- H反应物单位：KJ/mol
反应热：化学反应的热效应
分析：化学能是物质内能的一种，化学能的变化也是物质内能的变化。

物质内能的变化有做功和热传递两种方式∆U=W+Q 。

化学反应一般在敞开容器中进行，反应体系压力与大气压相等，W=0，∆U变化只表现为热量的变化。

恒压下的物质内能变化叫焓变，焓变即可表示反应热。

化学反应过程中的能量变化原因（转化为热能）：旧键断裂吸热，新键形成放热，两者具有能量差
反应热与环境的关系
资料：体系与环境
体系向环境放热∆H为-或∆H小于0，为放热反应
体系从环境吸热∆H为+或∆H大于0，为吸热反应
第二课时
二、热化学方程式
导入：以前学过的方程式——化学方程式——不足之处——热化学方程式
热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
例一方程说明：（1）T、P(影响物质内能) (2)状态（物质不同状态，内能不同——气>液>固）（3）计量数（不是个数，是粒子的集合体，可以是小数、分数）（4）∆H 单位中的每mol（每mol化学反应）
热化学方程式的书写与判断
步骤：1、写：书写配平的化学方程式
2、标：标明物质状态
3、算：计算反应热
第三课时
实验：中和反应反应热的测定
知识与技能：定量测定强酸与强碱反应的反应热
过程与方法：实验
情感态度与价值观：反应热一般通过实验测定
中和反应：酸和碱相互作用生成盐和水的反应
实验目的：测定强酸与强碱反应的反应热，体验化学反应的热效应
实验用品：大烧杯（500ml）小烧杯（100ml）温度计量
筒（50ml）2个泡沫塑料或纸条泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）环形玻璃搅拌棒
50ml 0.50mol/L盐酸50ml 0.55mol/L 氢氧化钠溶液
实验步骤
1、在大烧杯底部垫泡沫塑料或纸条，使放入的
小烧杯与大烧杯杯口相平。

然后再在大、小烧杯之间填满碎的泡沫塑料或纸条，大烧杯上用泡沫塑料板或硬纸板作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，以达到保温隔热减少实验过程中热量的损失目的。

该实验也可在保温杯中进行。

2、用一个量筒量取50ml 0.50mol/L盐酸，倒入
小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记录下表。

然后把温度计上的酸用水冲洗干净。

3、用另一个量筒50ml 0.05mol/L 氢氧化钠溶
液，并用温度计测量氢氧化钠溶液的温度，记录下表。

4、把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入
小烧杯的盐酸中，并把量筒中的氢氧化钠溶液一次性倒入小烧杯，盖好盖板。

用环形玻璃搅拌棒轻轻的搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度（示数先升后降，注意观察），记为终止温度，记录下表。

重复实验步骤2-4三次。

实验数据处理
1、取三次测量所得数据的平均值作为计
算依据
2、计算反应热
为了计算简便，我们近似的认为实验所用酸、碱的密度和比热容与水相同，并忽略实验装置的比热容，则：（1）50ml 0.50mol/L盐酸质量m1=50g …………
起始温度/℃
计算例题：HCl NaOH 终止温度/℃
1 20.9 21.1 24.4
2 20.9 20.9 24.3
3 21.0 21.2 24.5
中和热：在稀溶液中，酸和碱相互作用生成1mol液态水时释放的热量，单位：kJ/mol
燃烧热能源
知识与技能：热的定义及应用；能源的开发与利用
过程与方法：讲授自学交流与讨论
情感态度与价值观：燃烧热应用的重要性，能源开发与利用的重要性
导入：反应热的类型——燃烧热
一、燃烧热
定义：101KP，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热
单位：KJ/mol
例：25℃101kp 1mol CH4完全燃烧生成二氧化碳和水放出890.31KJ的热量
此条件下，1mol CH4的燃烧热为-890.31KJ/mol ∆H =-890.31KJ/mol
定义几点说明：（1）反应条件：101KP （2）燃烧物的量：1mol （3）反应的程度：完全燃烧生成稳定的氧化物（化学稳定性）（4）温度改变，燃烧热改变
书写甲烷此条件下燃烧的热化学方程式
表1-1 介绍（反应热计算数据库）
二、能源
自学与提问
问题：（1）能源的种类、现在使用的主要能源及带来的问题
（2）新能源的开发与利用
(3)我国能源状况（总量、人均量、利用率）
化学反应热的计算
知识与技能：盖斯定律的理解与应用；利用热力学概念(反应热、燃烧热、热化学方程式)、化学计量学计算反应热过程与方程：讲授加练习
情感态度与价值观：反应热计算对化工生产很重要
导入：反应热计算的意义（燃料的充分燃烧、反应条件
的控制、化工设备的设计）
知识基础：热力学概念(反应热、燃烧热、热化学方程式)、化学计量学（m、n、V）
一、盖斯定律
问题情境：C的不完全燃烧反应热数据需要
内容：化学反应的反应热只与反应体系的始态与终态有关，而与反应的途径无关
归纳总结：A——B——C——D A——D
∆H1∆H2∆H3∆H
∆H=∆H1+ ∆H2 + ∆H3
几点说明：盖斯定律是能量守恒定律的表现；能量变化以物质变化为基础；热化学方程式中的物质及能量变化可以直接相加减
二、反应热的计算
第二章化学反应速率和化学平衡教学计划化学反应速率：（1）研究方法、表示及测量方法1课时、习题1课时
（2）影响化学反应速率的因素：浓度与压强1课时；温度与催化剂1课时习题2课时
化学平衡：（1）可逆反应、化学平衡状态建立1课时；平衡状态的判断1课时、习题1课时
（2）影响化学平衡移动的因素：浓度及压强1课时；
温度及勒夏特列原理1课时；习题2课时
（3）化学平衡常数及习题2课时
化学反应进行的方向：1课时
化学反应速率与平衡图像专题1课时
章末归纳与整理1课时；复习题4课时
化学反应速率
第一课时
知识与技能：化学反应速率的表示方法和测量方法
过程与方法：讲授、实验、讨论
情感态度与价值观：认识定量表示化学反应快慢对生产、生活、科研的重要性
教学重点：化学反应速率的表示方法
教学难点：化学反应速率测量方法的选取
导入:本章内容地位——必修2知识回忆
化学反应速率
1、表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加
V=∆C/∆T 单位：mol/(L·min) 或mol/(L·s)
mA(g) + nB(g)= pC(g)+ qD(g)
V(A) V(B) V(C) V(D)表达式及关系
V(A)：V(B)：V(C)：V(D) =∆C（A）:∆C(B):∆C(C):∆C(D)=m:n:p:q
2、测定方法
实验测定——反应中任何一种化学物质的浓度（或质量）变化相关的性质（气体体积、浓度、质量的减少、颜色的变化等）
3、化学反应速率计算
一个公式、一个关系、一个模式
影响化学反应速率的因素
知识与技能：外因（浓度、压强、温度、催化剂）对反应速率的影响（事实记忆与理论解释）
过程与方法：讲授与实验
情感态度与价值观：指导工业生产
教学重点：浓度、压强、温度、催化剂对反应速率的影响
教学难点：理论解释与外因的扩展
第一课时
导入：必修2知识回忆、课本第一自然段——本节目的（新的任务——理论解释）
一、浓度对化学反应速率的影响
实验2-2 教学视频
当其他条件不变时，增大反应物的浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。

理论解释：反应物浓度增大——活化分子数增多——有效碰撞几率增加——反应速率增大
控制反应速率最重要的因素
二、压强对反应速率的影响
对于气体反应，T、M一定的气体
（1）只改变容器体积
其他条件不变，增大压强——气体体积缩小——单位体积内气体分子数增多——活化分子数增多——有效碰撞几率增加——反应速率增大
（2）充入气态物质
恒容：充入气体反应物——反应速率增大；充入非反应气体——反应速率不变
恒压：充入气体反应物——反应速率视情况而定；充入非反应气体——反应速率减小
控制反应速率最贵的因素
例：反应C(S)+H2O(g)=C0(g)+H2(g),在温度一定容积可变的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是（）
A、保持压强不变，充入1mol水蒸汽
B、将容器的体积减小一半
C、保持容器体积不变，充入氮气使体系压强增大
D、保持容器压强不变，充入氮气使体系体积增大
第二课时
教学重点：实验的设计与分析
导入
三、温度对反应速率的影响
其他条件不变时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小
理论解释：升高温度——活化分子百分数提高、较高能量分子间碰撞频率提高——有效碰撞几率增加——反应速率增大
控制反应速率最方便因素
科学探究——设计实验
四、催化剂对反应速率的影响
催化剂可改变化学反应速率
理论解释：催化剂（正）——降低反应的活化能（降低反应温度）——活化分子百分数提高——有效碰撞几率增加——反应速率增大
科学探究——催化剂的设计与选择
控制反应速率最理想的因素
其他因素：光照、磁场等
总之：所有能向反应体系输入能量，都有可能提高反应速率
思考：1、生活中有关影响化学反应速率的事实
2、从化学键角度思考反应物分子中的键能的高低对反应的活化能及反应速率的影响
化学平衡
知识与技能：建立化学平衡（动态平衡）；影响化学平衡移动的条件；化学平衡常数；勒夏特列原理
过程与方法：讲授、实验、自学讨论
情感态度与价值观：反应限度对实际生产非常重要
第一课时
教学重点：化学平衡的建立（动态平衡）
教学难点：化学平衡的特征及判断
导入：必修2知识回忆+本质内容简介
一、可逆反应
T一定，固体的溶解过程是一个可逆过程
固体溶质⇋溶液中的溶质
可逆过程用“⇋”表示（由左向右为正，由右向左为逆）化学反应可逆性
可逆反应：同一条件，同时向正逆两个方向进行的化学反应
过程的可逆性决定过程有限度；可逆性的大小决定过程的限度大小
二、化学平衡状态
溶解平衡状态：一定温度下，溶质在溶液中形成饱和溶液时的状态
特点：正、逆过程同时存在且速率相等；溶质的质量（溶
液的浓度）不变；动态平衡（速率不为零）
化学平衡状态：在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量（或浓度）可以保持恒定的状态
特征：V正=V逆；各组分含量不变；动态平衡
判断化学反应是否平衡
出发点——(1)速率角度：V正=V逆，一正一逆且相等（任何一种可以表示反应速率的方式）——平衡
（2）物质的含量角度
单个成分含量不变—平衡
总组分含量不变——不一定平衡（视反应特点而定）
mA(g) + nB(g)= pC(g)+ qD(g)
m+n=p+q m+n≠p+q
（3）能量角度：温度不变——平衡
第二课时
知识与技能：反应物的浓度变化、压强变化（气体）对化学平衡的影响
过程与方法：讲授、实验分析、归纳与总结
影响化学平衡的因素
1、浓度
实验2-5 2-6
结论：增大反应物浓度，正反应速率明显加快，平衡向
正反应方向移动；增大生成物浓度，逆反应速率明显加快，平衡向逆反应方向移动
理论分析：浓度变化——速率变化——平衡移动
建立速率随浓度变化的时间图像
例：实验2-5、6
实际指导意义：增大廉价反应物的浓度，使价格高的原料利用率提高，降低生产成本
例：合成氨中提高氮气的浓度；生产硫酸提高氧气浓度
2、压强
浓度影响推及压强对平衡影响
结论：对于气体反应，一定温度和质量的气体，增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，平衡气体体积增大的方向移动。

理论解释：增大压强——容器体积缩小——气体浓度增大（体积大的增大幅度大）——正速率大于逆速率——平衡向气体体积缩小的方向移动
建立速率随压强变化的时间图像
例：在一定温度和容积可变的密闭容器中进行合成氨反应，1monN2 、3molH2容积由V-2V、 V-1/2V
第三课时
知识与技能：温度对化学平衡的影响；勒夏特列原理；化学反应速率、化学平衡理论实际应用
过程与方法：讲授、实验、交流讨论
重点：勒夏特列原理的应用
难点：实际生产综合因素的分析
3、温度
实验2-7
结论：升高温度平衡向着吸热反应方向移动；降低温度平衡向着放热反应方向移动
理论解释：升高温度——反应速率增大（吸热反应方向速率增大幅度大）——吸热反应速率大于放热反应速率——平衡向吸热反应方向移动
建立速率随温度变化的时间图像
4、勒夏特列原理
如果改变影响平衡的条件之一（浓度、温度、压强——气体），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动注：催化剂同等程度改变正逆反应速率，对化学平衡无影响。

5、化学反应速率、化学平衡理论对实际生产的指导意义
有利反应：加快反应速率，提高转化率
有害（副）反应：减缓反应速率，降低转化率
例：合成氨的条件选择
第四课时
知识与技能：化学平衡常数
过程与方法：讲授与训练
导入：溶解平衡常数——溶解度
三、化学平衡常数
1、表达式
mA +nB =pC + qD
在一定温度下，K=C p(C)▪ C q(D)/ C m(A)▪ C n(B)
理解常数存在的必然性：（1）化学平衡状态各组分保持浓度不变
2、意义
定量表示化学反应的限度
3、影响因素
只受温度影响（与浓度变化和变化途径无关）
4、应用
（1）判断反应的限度（K值越大，反应转化率越高）
（2）计算反应物转化率
（3）判断反应是否平衡及反应进行的方向
方法：Q C（浓度商）与K大下比较
（4）用于温度升降、反应热（∆H）正负、K值大小变化的互判
注:K表达式与化学方程式的书写关系
第五课时
知识与技能：化学反应速率、化学平衡图像分析
过程与方法：阅读与讲解
化学反应速率、化学平衡图像
条件变化、化学反应速率变化、化学平衡建立三者之间存在因果关系，它们之间的关系直观的反映在坐标系中，就形成了化学反应速率、化学平衡图像。

一、条件变化、化学反应速率、化学平衡变化之间的内在联系
条件改变种类，反应的特点（焓变、气体体积反应前后变化）
二、图像类型及特点
变化条件个数分：单一函数图或复合函数图
横坐标含义分类：时间类、压强或温度类
三、分析方法
看图像（点、线、面意义及变化趋势）、想规律、做判断
思考原则：（1）定一议二原则（横坐标、纵坐标、曲线）（2）先拐先平，数值大原则（温度大、压强大）
第六课时
知识与技能：等效平衡
过程与方法：讨论
等效平衡
1、内容：对于同一可逆反应，在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，以不同投料方式（从正反应、逆反应或从中间状态开始）进行反应，建立起的平衡状态都是相同的。

2、说明：（1）在“等效平衡”状态，相同组分在各混合物中的百分数相等
(2)等效平衡分为完全等效(含量也相等)和不完全等效
（3）等效平衡表明，化学平衡的建立，仅仅与反应条件有关，而与化学平衡建立的途径无关
3、分类
等效类型 I II III
条件恒温恒容恒温恒容恒温恒压
起始投
料量相
同量符
合同一比例
量符合同一
比例（转化为同一边物质）
对应
要求任
何可逆反
应反应
前后气体
体积相等
任何可逆
反应质量分数相同相同相同
浓度相同成比例相同
物质的量相同成比例成比例
等效情况完全等效不完全等效不完全等效
例1：恒温恒容——任何可逆反应
2SO2(g) + O2(g) ⇋ 2SO3(g)
物质的量
起始1 2a a 0
起始2 0 0 2a
起始3 a 1/2a a
三个平衡相同组分质量分数、浓度、物质的量均相等
2、恒温恒容——反应前后气体体积相等
H2(g) + I2(g) ⇋ 2HI(g)
物质的量
起始1 a a 0
起始2 0 0 2a
起始3 0 0 1.5a
三个平衡相同组分质量分数相等，浓度、物质的量成比例
3、恒温恒压——任何可逆反应
2SO2(g) + O2(g) ⇋ 2SO3(g)
物质的量
起始1 a a 0
起始2 0 a 2a
起始3 0.5a 1.75a 2.5a
三个平衡相同组分质量分数、浓度相等，物质的量成比例
化学反应进行的方向
知识与技能：化学反应进行的方向判断依据(焓判据、熵判据)
过程与方法：自学与讨论
重难点：复合判据的应用
导入：本章的内容
自然观察——自发过程的通性（体系能量趋向越低、分子趋向越混乱）
化学反应进行的判断依据
1、能量判据：自发过程的体系趋向于从高能状态转变为低能状态∆H<0
2、熵判据：自发过程趋向于由有序变为无序
∆S>0 同种物质熵的大小：气>液>固
3、复合判据：自由能
∆G=∆H-T∆S <0
注：1、非自发过程通过外界干扰可以发生
2、过程的自发性只能判断过程进行方向的趋势，不能确定过程是否一定发生和发生的速率
教学计划：第三章水溶液中的离子平衡弱电解质的电离（强弱电解质、弱电解质的电离1课时；电力平衡、电离常数1课时；习题1课时）
水溶液中的离子平衡（水的电离、水的离子积、溶液的酸碱性与PH 1课时；溶液PH的计算1课时；PH的应用、酸碱中和滴定1课时；习题2课时）
盐类的水解（探究盐溶液的酸碱性及呈现的原因1课时；水解平衡、影响盐类水解的主要因素1课时；盐类水解的应用、水解常数1课时；习题2课时）
电离平衡、水解平衡应用——溶液中离子浓度大小比较2课时
难溶电解质的溶解平衡（银离子与氯离子的反应真能进行到底吗、溶解平衡的建立1课时；沉淀反应的应用、溶度积常数1课时；习题1课时）
章末归纳与整理1课时；综合练习6课时
弱电解质的电离
知识与技能：离子反应的重要性认识；知道电解质有强弱之分；知道弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡过程与方法：讲授、实验、分析、讨论
情感态度与价值观:认识大自然的形成与离子反应密不可分
重点：强弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡
难点：弱电解质的电离平衡
第一课时
导入：本章地位、内容简介、学习方法介绍（概念模型）
一、强弱电解质
学与问、生活经验、实验3-1
强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物
（强酸、强碱、大多数盐）
弱电解质：在水分子作用下，部分电离为离子的化合物（弱酸、弱碱、少数盐）
二、弱电解质的电离
例：少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L 的醋酸溶液
结合思考与交流、图3-3 及化学平衡理论建立弱电解质的电离过程
CH3COOH⇋CH3COO-+H+
电离平衡：一定条件下，弱电解质电离成离子的速率与
离子结合成分子的速率相等，各种离子浓度保持不变的状态总结：电解质有强弱之分，强电解质完全电离，弱电解质部分电离，存在电离平衡，具有平衡的基本特征。

三、电离平衡移动
影响因素：浓度、温度
例: 少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L 的醋酸溶液
讨论：关于上述电离平衡，哪些条件的改变会导致平衡向电离方向移动
（1）加入少量冰醋酸（2）加水稀释CH3COOH+H2O⇋
CH3COO-+H+3O
（越稀越电离）
（3）加少量NaOH(4)加金属锌（5）加醋酸铵
* 电离常数
1、表达式：
注：各离子浓度为电离平衡时的浓度
2、影响电离常数大小的因素
物质本身性质——同一温度，不同电解质的电离常数不同
温度—同一电解质，K值只收温度影响
3、电离常数大小与弱电解质相对强弱之间的关系
同一温度，不同的弱酸，电离常数越大其电离程度越大，酸性越强
注：电离常数大，只说明电离程度大，离子浓度不一定大，导电能力也不一定强
四、多元弱酸和弱碱的分步电离
课外拓展：电解质的是非强弱（概念、物质类别分析）
水的电离和溶液的酸碱性
知识与技能：知道水是弱电解质（电离平衡）及水的离子积常数；溶液的酸碱性及PH；酸碱中和滴定
过程与方法：讲授、实验、自学、讨论
情感态度与价值观：深入认识离子的代表反应酸碱中和反应对生产生活的意义
第一课时
导入：水溶液中的一类重要反应（离子反应）——酸碱中和反应——溶液酸碱性的确定——水的分析
一、水的电离
水的性质——水分子之间的相互作用——水的离子积常数
1、水是一种极弱的电解质—水的电离平衡
2、水的离子积常数：C（H+）▪C(OH-)=K电离▪C(H2O)
二、溶液的酸碱性及PH
1、稀溶液水的离子积液适用
2、溶液酸碱性取决于氢离子、氢氧根离子浓度相对大小
3、溶液酸碱度表示方法：PH或POH
4、PH的测定：PH试纸（分类及使用方法）、PH计
第二课时
溶液PH的计算
1、强酸、强碱的稀释（弱酸与弱碱的稀释）
计算过程及规律教参63
2、强酸与强碱的混合
3、稀电解质水溶液的PH相关计算—水电离平衡的影响因素
计算过程：将所有物质确定出来再写出电离形式，综合分析判断例….
4、三个规律在PH计算中的应用
（1）溶液中OH-的物质的量浓度与PH的关系
（2）两种强酸或强碱等体积混合后PH或POH经验公式（3）酸、碱溶液PH与酸中H+、碱中OH-浓度相对大小的规律酸pH=a 碱PH=b
第三课时
三、PH的应用
1、工农业生产、科研、日常健康与医疗PH的调控
2、溶液酸碱度变化定量分析——酸碱中和滴定
第四、五课时
实验：测定酸碱中和滴定曲线
实验目的、原理、仪器药品选择、滴定操作步骤、误差分析
指示剂的选择：强酸滴碱甲基橙、强碱滴酸用酚酞
实验操作步骤：一查、二润、三调零；一滴二看三读数查漏方法：将活塞关闭，在滴定管内注入一定量的水，记录读数，静置约2min，并观察液面是否下降，活塞周围及尖嘴处是否漏液，然后将活塞转动180度，再检查一次误差分析结合实验数据步骤及仪器分析
实验拓展：氧化还原滴定
草酸滴定高锰酸钾
学生实验：实验器材准备，学生预习提醒，实验内容板书，实验报告的书写
盐类的水解
知识与技能：盐类的水解本质及应用
过程与方法：讲授、实验探究、交流讨论
情感态度与价值观：认识盐类水解在生产生活中的重要应用
重点：盐类的水解本质及应用
难点：影响水解平衡的因素及水解反应方程式的书写
第一课时
导入：本节的内容及学习方法简介
知识基础：前两小节内容结构：找规律、查原因、谈。