Реферат: Урок по химии: «Гидролиз неорганических солей» (11 класс)

Урок по химии: «Гидролиз неорганических солей» (11 класс)

Учитель химии Кулешов И.В.

Тип урока:

Изучение нового материала и закрепление первичных знаний

Цели урока:

Образовательные:

расширить знания учащихся о свойствах солей;

объяснить понятие “гидролиз”;

научить записывать уравнения гидролиза неорганических солей и определять рН среды водного раствора;

показать значение и практическое применение гидролиза

Развивающие:

развивать умение наблюдать, анализировать и делать выводы;

способствовать развитию логического мышления и участия в проблемном диалоге;

развивать интерес к предмету, процессу познания и исследования;

совершенствовать умения коллективной работы и обсуждения

Воспитательные:

воспитывать культуру обсуждения и общения;

формировать научное мировоззрение учащихся;

воспитывать навыки коллективного общения и труда

Основная задача урока:

В результате проведенного занятия учащиеся должны уметь определять возможность гидролиза неорганических солей, составлять уравнения реакций и определять pH среды

Оборудование:

Справочный материал, таблицы растворимости, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, растворы солей, индикаторы, мультимедиапроектор.

Основные этапы:

Организационный момент (1 мин)

Проверка домашнего задания(5 мин)

Подготовка к восприятию нового материала (6 мин)

Изучение нового материала (20 мин)

Закрепление и первичная проверка полученных знаний (10 мин)

Комментарий домашнего задания (2 мин)

Подведение итогов (1 мин)

Ход урока:

I. С помощью медиапроектора (можно сделать и традиционную запись на доске) показываем тему урока, основные задачи и цели.

II. Проверяем домашнее задание. (предварительно можно записать практические результаты выполнения домашнего задания на доске), учащиеся отвечают на вопросы учителя.

III. Для подготовки к восприятию нового материала проводим фронтальную беседу-опрос. Примерные вопросы (могут быть изменены в зависимости от уровня подготовки учащихся):

Чем растворы кислот отличаются от растворов оснований?

Как определяется наличие катионов водорода в растворе?

Что такое водородный показатель (pH)?

Чем отличаются сильные кислоты от слабых ( по химическим свойствам, строению, степени диссоциации)? Привести примеры.

Как обнаружить присутствие ионов водорода и гидроксид-ионов в растворах?

Почему одни основания относятся к сильным электролитам, а другие – к слабым? Привести примеры.

Почему вода не изменяет окраски индикаторов подобно кислотам и щелочам, хотя в ней находятся ионы водорода и гидроксид-ионы?

Вспоминаем, что различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую. В нейтральной среде концентрации ионов водорода и гидроксид –ионов равны:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, pH=7

В кислой среде концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[H+] > [OH-] = 10-7 моль/л, pH<7

В щелочной среде концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

[H+] < [OH-] = 10-7 моль/л, pH>7

Затем вспоминаем, что любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KNO2 образована сильным основанием КОН и слабой кислотой HNO2. Далее разбираемся, какими кислотами и основаниями образованы несколько солей, например, CuSO4, LiCl, K2CO3, Al2S3.

В зависимости от силы основания и кислоты, из которых образовались соли, можно выделить 4 типа солей:

соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой; (примеры)

соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием; (примеры)

соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой; (примеры)

соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (примеры)

IV. Изучение нового материала.

Для начала следует подчеркнуть, что сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирущее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли становится кислым или щелочным соответственно.

Растворяем в воде силикат натрия, нитрат меди и хлорид натрия. Проверяем кислотность (pH среды). Убеждаемся, среда растворов слабощелочная, слабокислая и нейтральная соответственно. Переходим к рассмотрению гидролиза 4-х основных типов солей (основные моменты изложенного ниже материала представлены в виде презентации и демонстрируются с помощью медиапроектора)

1. Cоли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

Рассмотрим гидролиз силиката натрия. В водном растворе соль полностью диссоциирует, т.к. является сильным электролитом:


Na2SiO3 = 2Na+ + SiO32-



(сильное основание)NaOH H2SiO3(слабая кислота)

Молекулы воды тоже диссоциируют, но в незначительной степени:

Н2О ОН- + Н+

В результате имеем:

Na2SiO3 = 2Na+ + SiO32- Эти ионы объединяются

Н2О ОН- + Н+ в малодиссоциирущий

ион

Эти ионы остаются в растворе

Полное ионное уравнение происходящего процесса гидролиза:

2Na+ + SiO32- +Н2О 2Na++ OH- + HSiO3-

Сокращенное ионное уравнение:

SiO32- +Н2О OH- + HSiO3-

Это уравнение показывает, что:

а)в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН- и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор силиката натрия имеет щелочную среду (pH>7),

б)в реакции с водой участвуют анионы SiO32- , т.е. гидролиз идет по аниону

Продукты гидролиза – кислая соль NaHSiO3 гидроксид натрия NaOH


2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием

Рассмотрим гидролиз нитрата меди Cu(NO3)2.


Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO3-



(слабое основание) Сu(OH)2 HNO3(сильная кислота)


В водном растворе:

Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO3- эти ионы остаются

Н2О ОН- + Н+ в растворе



эти ионы соединяются, т.к. при этом образуется слабый электролит

Полное ионное уравнение гидролиза:

Cu2+ + 2NO3- +Н2О CuOH+ + H+ + 2NO3-

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Cu2+ +Н2О CuOH+ + H+

Это уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода Н+ и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислую среду (рН < 7)

б) в реакции с водой участвуют катионы меди Сu2+ , т.е. гидролиз идет по катиону

Продукты гидролиза – основная соль CuOHNO3и азотная кислота. Гидролиз CuOHNO3 протекает в значительно меньшей степени и им можно пренебречь.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Разумно предположить, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону и по аниону. Рассмотрим гидролиз нитрита аммония NH4NO2.

NH4NO2 = NH4+ + NO2-



(слабое основание)NH3.H2O HNO2(слабая кислота)

В водном растворе:

NH4NO2 = NH4+ + NO2-

Н2О ОН- + Н+


эти ионы соединяются, т.к. при этом образуются слабые электролиты

Ионное уравнение гидролиза

NH4++ NO2-+ Н2О NH3.H2O + HNO2

Гидролиз обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза, т.к. в результате реакции образуются слабые электролиты.

Реакция среды в рассматриваемом случае может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от соотношения констант диссоциации образующегося основания и кислоты.


4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием.

Такие соли гидролизу не подвергаются. Например, рассмотрим соль хлорид натрия NaCl:

NaCl = Na+ + Cl-



(сильное основание) KOH HCl (сильная кислота)

В водном растворе:

NaCl = Na+ + Cl-

Н2О ОН- + Н+

Все ионы останутся в растворе, слабые электролиты не образуются,

гидролиза не происходит.

Среда нейтральная (рН = 7), т.к. концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны, как в чистой воде.

Таким образом, в зависимости от состава соли возможен гидролиз по катиону, по аниону или катиону и аниону одновременно. А реакция водного раствора может быть нейтральной (рН = 7), слабокислой (рН < 7) или слабощелочной (рН > 7)

Далеее отмечаем, что реакции обратимого гидролиза полностью подчиняются принципу Ле Шателье. Поэтому гидролиз соли можно усилить следующими способами:

добавить воды

нагреть раствор

связать один из продуктов гидролиза в нерастворимое соединение или удалить в виде газа

Подавить гидролиз можно так:

увеличить концентрацию соли

охладить раствор

ввести в раствор один из продуктов гидролиза

(Если остается время можно продемонстрировать реакцию гидролиза хлорида железа (III) при кипячении)

Следует отметить, что гидролиз используют в химической и пищевой промышленности. На нем основаны важнейшие реакции в живых организмах, например гидролиз белков. Моющие средства усиливают свои свойства за счет гидролиза солей, входящих в их состав (в основном фосфатов и карбонатов).


V.Закрепление и первичная проверка полученных знаний

Для закрепления и проверки полученных знаний выполняем небольшую самостоятельную работу.

Задание 1.

Вариант 1 Вариант 2

Кислую среду имеет раствор соли: Щелочную среду имеет раствор соли:

а)CaCl2б)К2S в)CuCl2 г)Na2SO3 а)NaNO3 б)Al2(SO4)3 в)ZnCl2 г)K2SO3

Задание 2

Установите соответствием между составом соли и типом гидролиза

Вариант 1 Вариант 2

а)(NH4)2CO3 а)Li2CO3 1)по катиону

б)Cu(NO3)2 б)Al2S3 2)по аниону

в)LiNO2 в)Na2SO4 3)по катиону и аниону

г)BaCl2 г)Pb(NO3)2 4)гидролиза нет


Далее проверяем и оцениваем результаты выполнения заданий.

VI.Учитель комментирует домашнее задание.

VII.Рефлексия – обмен мнениями о прошедшем уроке

VIII.Учитель подводит итоги урока

Литература

1.О.С.Габриэлян, Г.Г.Лысова. Химия 11. М.:Дрофа, 2002- с.368

2.И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская. Химия 10. М.:Русское слово, 2009-с.424