Разработка урока "Гидролиз неорганических соединений - солей"
методическая разработка по химии (11 класс) по теме

Тема урока: Гидролиз неорганических соединений - солей.

Цели урока: сформировать представление о гидролизе, сущности гидролиза солей, научить составлять уравнения реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде, определять реакцию и тип среды раствора электролита на основании состава соли.

Основные понятия: гидролиз, гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, молекулярный вид уравнения гидролиза, общий ионный и краткий ионный виды уравнения, реакция среды.

Оборудование: вода (дистил.),  АlCl3 (кр.), Na2CO3 (тв.), NaCl,  универсальные индикаторы, спиртовка, пробирки, держатели.

Ход урока

  I. Организационный момент

                                                « Вода!.... Ты не просто необходима для жизни, ты и есть              сама жизнь!»? А. Экзюпери.

Постановка целей и задач урока. При изучении темы «Гидролиз» очень важны знания понятий «водородный показатель», «типы среды электролита».

II. Актуализация опорных знаний

Дать понятия:

1. Реакция присоединения воды.
2. Отрицательно заряженный ион.
3. Распад электролита на ионы.
4. Вещество, раствор ктрого не проводит электрический ток.
5. Вещество, распадающее на ионы при растворении в воде
6. Растворимое в воде основание
7. Положительно заряженный ион
8. Реакция между щелочью и кислотой

III. Изучение нового материала

Проведение эксперимента.

Определение реакции среды электролитов — растворов солей универсальным индикатором

Необходимо научно обосновать происходящие явления.

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1)Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион.

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.

рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3).Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной.

Гидролиз - процесс обратимый.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота.

Рассмотрим гидролиз хлорида алюминия AlCl3. Cоль AlCl3 образована сильной кислотой HCl и слабым основанием Al(OH)3. При гидролизе ион Al3+ будет отрывать гидроксид-ионы ОН– от молекул Н2О. Освобождающиеся катионы водорода Н+ обусловливают кислую среду раствора.

Первая ступень:

а) Al3+ + HOH     AlOH2+ + H+;

б) Al3+ + 3Сl– + H2O     AlOH2+ + 2Сl– + H+ + Сl–;

в) AlCl3 + H2O     AlOHCl2 + HCl.

Вторая ступень:

а) AlOH2+ + H2O         + H+;

б) AlOH2+ + 2Сl– + H2O         + Сl– + H+ + Сl–;

в) AlOHCl2 + H2O     Al(OH)2Cl + HCl.

Реакция по третьей ступени практически не протекает. Ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ. Однако разбавление раствора и повышение температуры усиливают гидролиз. Поэтому может происходить гидролиз и по третьей ступени (здесь приведена запись только в молекулярной форме):

Al(OH)2Cl + H2O     Al(OH)3 + HCl.

Итак, в растворе [Н+] > [ОН–].

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na2CO3. Для составления уравнений гидролиза Na2CO3 по ступеням исходим из следующего положения. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Ион     слабой кислоты будет связывать ионы водорода воды. Поскольку ион     несет две единицы заряда, то следует рассматривать две ступени гидролиза. Для каждой ступени надо уметь записывать три вида уравнений: а) в сокращенной ионной форме; б) в ионной форме;
в) в молекулярной форме.

Первая ступень:

а)     + Н2О         + ОН–;

б) к ионам этого уравнения приписываем ионы противоположного знака:

2Nа+ +     + Н2О     Nа+ +     + ОН– + Nа+;

в) записываем ионы предыдущего уравнения в виде химических формул веществ и получаем уравнение гидролиза в молекулярной форме:

Nа2СО3 + Н2О     NаНСО3 + NаОН.

Вторая ступень:

а)     + Н2О     Н2СО3 + ОН–;

б) Nа+ +     + Н2О     Н2СО3 + Nа+ + ОН–;

в) NаНСО3 + Н2О     Н2СО3 + NаОН.

В обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени: ионы     связывают ионы водорода Н+ воды, образуя сначала    , и лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли.

Итак, в результате гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, ионы водорода Н+ (от молекул воды Н2О) образуют с ионами     устойчивые ионы    . В растворе накапливаются свободные ионы ОН–, поэтому среда становится щелочной, [Н+] < [ОН–].

Сделаем общий вывод проведенного в начале урока эксперимента: соли подверглись гидролизу, вследствие чего раствор вызвал определенную реакцию среды.

Практическое применение гидролиза.

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

Обобщение и выводы.

1) Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой; сильным основанием и слабой кислотой.

2) Гидролиз этих солей протекает по первой ступени.

3) Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой гидролизуются до конца.

4) Гидролиз идёт по слабому иону.

5) Гидролиз – процесс обратимый.

 IV. Закрепление и контроль новых знаний.

Выполнить тест:

1. Какова среда раствора, если рН<7?

а) – нейтральная.

б) – кислая.

в) – щелочная.

2. Какова среда раствора, если [OH-]= 10-11 моль/л.?

а) – нейтральная.

б) – кислая.

в) – щелочная.

3. Какая соль подвергается гидролизу?

а) СаСО3.

б) К2СО3 .

в) Аl2(CO3)3.

4. Раствор какой соли характеризуется значением рН=7?

а) КNO3.

б) Na2CO3.

в) CaSO4.

5. Раствор какой соли характеризуется значением рН >7?

а) АgNO3.

б) FeCl2.

в) Na2S.

V. Подведение итогов.

VI. Оценка и комментирование учителем оценки деятельности учащихся на уроке

Домашнее задание: §  18

Выполните любое из заданий.

А.1. Лакмус будет синий в водном растворе: бромида цинка; сульфата калия; сульфата железа (III); карбоната калия. Объясните причины.

А.2. Каким индикатором можно воспользоваться для установления характера среды в растворе канцелярского клея (Na2SiO3)? Составьте схему гидролиза.

VII. Рефлексия

-Я узнал (а) много нового.

-Мне это пригодится в жизни.

-На уроке было над чем подумать.

-На все возникшие у меня вопросы я получил (а) ответы.

-На уроке я поработал (а) добросовестно.