Методическая разработка. Урок по химии в 9 классе "Гидролиз солей"
учебно-методический материал по химии (9 класс) на тему

Методическая разработка.

Урок по химии в 9 классе: «Гидролиз солей».

В основе урока лежит практическая деятельность учащихся, которая осуществляется под руководящим словом учителя с использованием лаборатории «Архимед».

Цель: 1. На основе повторения понятий: степень электролитической диссоциации, сильные и слабые электролиты, классификация солей, – ознакомить учащихся с понятием «Гидролиз солей». Учащиеся должны получить новое подтверждение принципа Ле Шателье (смещение химического равновесия), ознакомиться с частным случаем реакции ионного обмена с участием воды. Научиться писать  уравнения гидролиза солей.

             2. Развивать у учащихся самостоятельность мышления, находить решение проблемы, привлекая для этого цифровую лаборатории «Архимед». Развивать способность прогнозировать результаты, устанавливать причинно-следственные связи.

Тип урока: Изучение нового материала с использованием цифровой лаборатории «Архимед». Наблюдение, обсуждение результатов эксперимента.

Формы работы: работа в парах.

ЭТАПЫ УРОКА.

1.   Анализ  проблемы.

а) взаимосвязь понятия «гидролиз» со смежными понятиями.

                                РИО

           ОБРАТИМЫЕ           ГИДРОЛИЗ               СЛАБЫЕ И СИЛЬНЫЕ

             РЕАКЦИИ                  СОЛЕЙ                        ЭЛЕКТРОЛИТЫ

                              ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

                                   (принципа  Ле Шателье)

б) изменение цвета индикатора;

в) рН среды.

Вывод: гидролиз солей – взаимодействие солей с водой. Частный случай реакции  ионного обмена.

2. Постановка цели.

1. Актуализация знаний учащихся о действии кислот и щелочей на индикаторы.
2. Выделяют вопрос о действии солей на индикаторы (учащиеся могут дать ответ, что соли не изменяют цвет индикаторов).
3. Учитель демонстрирует опыт: к растворам Na2CO3,HNO3, KOH добавляет фенолфталеин. Фенолфталеин определил щелочную среду в Na2CO3 и KOH.

Возникает противоречие между  прежними знаниями и  новым фактом.

ОБЪЯСНИТЕ, почему индикатор изменил окраску в растворе соли?

3. Выбор средств достижения цели.

Использование датчика рН-метра цифровой лаборатории «Архимед». Цифровая лаборатория даёт возможность организовать экспериментальную работу по определению рН среды. Повышает наглядность, способствует освоению понятий и навыков в смежных образовательных областях:

- современные информационные технологии;

- современное оборудование исследовательской лаборатории;

- методика проведения исследований, составление отчётов.

4. Поиск и обработка информации.

ЗАДАНИЕ: определить  рН среды в растворах солей К2SO4, Na2CO3, Zn(NO3)2, NaNO3, Na3PO4  с помощью датчика рН–метра.

ВОПРОС  учителя:

1. Как реагирует датчик  рН–метра на водные растворы солей?

 2.  Откуда  появляются, в одних случаях, избыток ионов гидроксония, в других – гидроксид-ионов?

5. Оценка полученных результатов и выводы.

Учащиеся составляют формулы солей, отмечая их принадлежность к средним солям, при диссоциации которых не образуются ионы Н+ и ОН- (такие ионы содержатся в составе кислых и основных солей). Эти ионы могли бы появиться в растворе при диссоциации молекул воды.

Учитель: вода малодиссоциирующее вещество. Кроме того, если и образуются ионы Н+ и ОН-, то в равном количестве ([Н+] = [ОН-]), поэтому вода имеет нейтральную среду. Значит, избыток ионов [Н+] и [ОН-]  может создаваться при прочном связывании противоположных ионов, находящихся в растворе (ионов соли с ионами воды). Известно, что слабые кислоты прочно удерживают протоны Н+, слабые  основания – гидроксид–ионы ОН- .

ВЫВОД: о поведении соли в растворе важно знать, ионы каких (слабых или сильных) оснований и кислот входит в её состав.

Приступаем к систематизации состава солей:

I тип – соли сильных оснований и сильных  кислот

II тип – соли сильных оснований и слабых  кислот

III тип – соли слабых оснований и сильных  кислот

IV тип – соли слабых оснований и слабых   кислот

ПРИМЕРЫ:

К 2SO4  – I тип соли, лакмус – фиолетовый                 [Н+] = [ОН-]

Na2CO3 – II тип соли, лакмус – синий                   [Н+] < [ОН-]

 Zn(NO3)2 – III тип соли, лакмус – красный             [Н+] > [ОН-]

NaNO3 – I тип соли, лакмус – фиолетовый              [Н+] = [ОН-]

Na3PO4 – II тип соли, лакмус – синий                [Н+] < [ОН-]

ВЫВОД: в реакцию с водой вступает ион слабого электролита.

ЗАДАНИЕ: составить уравнение гидролиза

К2SO4 + Н2О            2 К+ + SO42-

Na2CO3 + Н2О          2 Na ++ CO32- + Н2О           НCO3- + 2 Na ++ ОН-

Zn(NO3)2 + Н2О          Zn2++2 NO3- + Н2О           ZnOH+ + 2 NO3- + Н+

УЧИТЕЛЬ: гидролиз всегда идёт по  первой стадии, поэтому в уравнениях всегда пишут одну молекулу воды. Это облегчает усвоение сущности гидролиза и написание уравнений реакций.

6. Выводы. Выдвижение новых проблем исследования.

Учитель привлекает внимание учащихся к таблице «Растворимость солей, кислот, оснований». Обращает внимание, что в ряде клеток таблицы стоит прочерк. Учитель подводит учеников к выводу, что о растворимости этих солей нельзя судить, т. к. при растворении в воде и при продолжительном нахождении их во влажном воздухе они полностью гидролизуются на основание и кислоту.

ВЫВОД: направление гидролиза зависит от состава соли, от её «происхождения».

Заключительное слово учителя:

Слово гидролиз означает «разложение водой». Это явление характерно не только для солей, но и для других соединений. Оно распространено в природе и используется в промышленности.

1. Гидролиз – взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

2. Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация. Гидролиз – реакция ионного обмена между солью и водой.

3. Гидролиз – равновесный процесс, к нему применим принцип Ле Шателье.

ЗАКРЕПЛЕНИЕ:

1. В растворах щелочей растворяются жиры. Почему при стирке добавляют соду?
2. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: CuSO4, KCl, Na2SO4?  Напишите уравнения реакции.  

Домашнее задание.