Урок по теме Гидролиз солей 11 класс

Урок химии. 11 класс.
Тема урока: «Гидролиз солей».
Тип урока: изучения и первичного закрепления новых знаний.
Оборудование и реактивы: индикаторы (лакмус, метилоранж, фенолфталеин), соли – хлорид цинка, нитрат аммония, карбонат натрия, ортофосфат калия, ацетат аммония, хлорид натрия. Задачи урока:
Образовательные:
Повторить такие понятия, как «сильные электролиты», «слабые электролиты», «водородный показатель pH», «среда раствора», «константа диссоциации».
Сформировать понятие о гидролизе как реакции обмена между неорганическими и органическими веществами и водой.
Провести практическую работу по теме «Отношение солей к воде в присутствии индикаторов».
Рассмотреть практическое значение гидролиза.
Развивающие: Развивать логическое мышление учащихся, внимание, память, речь.
Воспитательные: Формировать научное мировоззрение. Воспитывать активность, самостоятельность, интерес к предмету. Содействовать воспитанию у учащихся организованности, аккуратности при проведении эксперимента, умения организовать взаимопомощь при работе в парах.
На данном уроке использовались следующие методы обучения (по Бабанскому Ю. К.):
Метод формирования интереса к учению;
Перцептивные методы (передачи и восприятия учебной информации посредством чувств): словесные, наглядные, аудиовизуальные, практические;
Проблемно – поисковые методы;
Методы контроля.
Методы обучения (по Гузееву В.): репродуктивный, проблемный.
Формы организации обучения: фронтальная (коллективная), парная.
На уроке использовались современные образовательные технологии: проблемное обучение, групповые технологии.
Ход урока:
Организационный момент.
Постановка цели и мотивация учебной деятельности.
Изучение новой темы.
Практическая работа «Отношение солей к воде в присутствии индикаторов».
Подведение итогов занятия. Рефлексия.
Домашнее задание.
В начале урока учитель проводит фронтальный опрос, в ходе которого учащиеся повторяют такие понятия, как «сильные электролиты», «слабые электролиты», «водородный показатель pH», «среда раствора», «константа диссоциации». Затем учитель переходит к объяснению нового материала, вводит понятие «гидролиз солей».
Гидролиз (от греч. «гидро» – вода и «лизис» – разложение) – это разложение водой. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. ( Давая такое определение реакции гидролиза, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов и движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц. )Всегда ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос с учениками, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут и, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают. Например, хлорид натрия, хлорид калия, сульфат натрия. Другими примерами подобных солей могут быть галогениды (кроме фторидов), нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов. Среда раствора нейтральная (pH = 7). Индикаторы свой цвет не изменяют. (Доказать с помощью эксперимента.)
Какие типы гидролиза возможны? Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможны три типа гидролиза:
• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
Гидролиз по катиону. Как катион может взаимодействовать с водой? Отмечаем, что катион – это положительно заряженная частица, а молекула воды полярна, условно можно представить ее состоящей из положительно заряженного атома водорода и отрицательно заряженной гидроксильной группы. Какую же часть молекулы воды оторвет и присоединит к себе катион? Ученики отвечают: «Гидроксильную группу!» Ответ подтверждаем записью уравнения, отмечая обратимость реакции:
Mn++ H–OH MOH(n-1) ++ H+.
Написав формулу образовавшейся частицы, тут же обсуждаем, что это за частица, будет ли она иметь заряд и какой, приходим к выводу, что, как правило, это гидроксокатион. А что останется от молекулы воды? Какую реакцию водного раствора обусловливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу. Ученики работают в парах. Они опытным путём определяют отношение солей к воде (хлорида цинка, нитрата аммония) в присутствии индикаторов и заполняют таблицу (кроме последнего столбца).
Растворы солей лакмус Метиловый оранжевый фенолфталеин Уравнения реакций, поясняющие изменение цвета индикатора
Хлорид цинка Нитрат аммония После этого школьники могут самостоятельно сделать вывод: гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и кислой среды раствора (pH<7).
Отмечаем, что иногда (при n = 1) вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания. А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.
Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записывая уравнение:
Ann- + H–OH HАn(n-1)- + OH-.
Подводим учеников к выводу: гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и щелочной среды раствора. Подводим учеников к выводу: гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и щелочной среды раствора (pH>7). Ученики опытным путём определяют отношение солей к воде (карбоната натрия, ортофосфата калия)) в присутствии индикаторов и продолжают заполнять таблицу (кроме последнего столбца).Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды. Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов существует только на бумаге. На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше – зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее – кислота или основание. Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее кислота – наоборот. Как исключение возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.
В качестве примера рассмотрим гидролиз ацетата аммония. Ученики определяют среду раствора и продолжают заполнять таблицу.
Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе. Предлагаем вспомнить принцип Ле –Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие. Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше и в отдельных случаях это может привести к полному гидролизу.
Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции в виде газа. (Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно в какой-то степени растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты.
Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах. Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основный карбонат меди (CuOH)2CO3.
Сульфид алюминия Al2S3 в воде подвергается необратимому гидролизу, так как появляющиеся при гидролизе по катиону ионы H+ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами ОН-. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода. Поэтому сульфид алюминия нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия и сульфида натрия.
В таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной реакции и т.п.
Алгоритм написания уравнений гидролиза
Когда школьники поняли суть реакции гидролиза, составляем вместе с ними алгоритм написания уравнений гидролиза. Рассмотрим его на конкретных примерах.
Пример 1. Гидролиз сульфата меди(II)
Определяем тип гидролиза. На этом этапе школьники могут написать уравнение диссоциации соли:
CuSO4 = Cu2+ +SO42- .
Можно дать им «правило цепочки»: цепочка рвется по слабому звену, гидролиз идет по иону слабого электролита.
Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.
2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:
Cu2+ + H–OH CuOH+ + H+.Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.
3. Составляем молекулярное уравнение. Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)2SO4, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два. Получаем:
2CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H 2SO4.
Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».
Пример 2. Гидролиз ортофосфата рубидия
Определяем тип гидролиза:
Rb 3PO4 = 3Rb+ + PO3-4.
Рубидий – щелочной металл, его гидроксид – сильное основание, ортофосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, – слабая кислота. Идет гидролиз по аниону.
2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:
PO 3-4 + H–OH HPO2- 4 + OH–.
Продукты – гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.
3. Составляем молекулярное уравнение:
Rb 3PO4 + H 2O Rb 2HPO4 + RbOH.Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.
Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия
Определяем тип гидролиза:
Al(CH 3COO)3 = Al3+ + 3CH 3COO-.
Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты. Идет совместный гидролиз.
2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:
Al3+ + H–OH AlOH2+ + H+,
CH 3COO- + H–OH CH 3COOH + OH-.Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.
Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.
3. Составляем молекулярное уравнение:
Al(CH 3COO)3 + H 2O AlOH(CH 3COO)2 + CH 3COOH.
Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.
Гидролиз соли можно усилить:
Добавить воды (уменьшить концентрацию);
Нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:
H2O H+ + ОH- - 57 кДж,
а значит , увеличивает количество ионов Н+ и ОН-, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например гидролиз цианида аммония NH4CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH3 и воды:
NH+4 + CN- + H2O NH3 . H2O + HCN

NH3 H2O
Гидролиз можно подавить:
Увеличить концентрацию растворенного вещества;
Охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
Ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.
После выполнения этих заданий ученики самостоятельно заполняют последний столбец в таблице, записывают уравнения реакций, поясняющие изменение цвета индикатора. Затем ученики вместе с учителем проверяют правильность выполненного задания.
Затем учащиеся слушают заранее подготовленное сообщение о гидролизе органических соединений: галогенопроизводных углеводородов, жиров и других сложных эфиров, углеводов (олиго – и полисахаридов), белков. Записывают уравнения реакций.
Рассмотрение процесса гидролиза различных веществ заканчивают обсуждением его практического значения. Обобщая сведения, имеющиеся у учащихся, важно подчеркнуть значение гидролиза для живых организмов. Например, биологическая роль некоторых входящих в состав крови солей (гидрокарбоната и гидрофосфата натрия) заключается в поддержании постоянства концентрации ионов водорода, т.е. определенной реакции среды. Это осуществляется путем смещения химического равновесия при гидролизе по схеме:
HCO-3 + H2O H2CO3 + OH-, HPO42- + H2O H2PO4- + OH-
Если в крови избыток ионов водорода Н+, они связываются гидроксильными ионами ОН-, и равновесие смещается вправо; при избытке ионов ОН- - влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно. Приведенный пример иллюстрирует один из механизмов поддержания постоянства внутренней среды организма (гемеостаза). Гидролиз сложно – эфирных, гликозидных и амидных связей играет важную роль в жизнедеятельности живых организмов, обеспечивая обмен веществ.
В практической деятельности людей гидролиз широко используют для получения спиртов, фенолов, высших предельных карбоновых кислот (из растительных масел и животных жиров). Растущая быстрыми темпами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы, кукурузной кочерыжки) ряд ценных химических продуктов: этанол, метанол, белковые дрожжи, глюкозу, твердый оксид углерода (IV), скипидар и т.д. В конце урока учитель подводит итоги занятия.
Домашнее задание: учебник О. С. Габриеляна «Химия 11 класс» стр. 163-174
Письменно: стр. 174 вопрос №1, 3, 4,5.
Рефлексия.
Литература:
Г. М. Можаев «Гидролиз солей» , http//www.1september.ru
О. С. Габриелян «Химия 11 класс», М. , «Дрофа», 2005.
Т. В. Смирнова «Обучение химии в 11 классе», М., «Просвещение», 1992.
Анализ усвоенности материала и интереса к теме.
Для организации мыслительной деятельности учащихся, использовались различные способы активизации мышления (система вопросов, заданий, создание проблемных ситуаций). На уроке наблюдается чередование лёгкого материала с трудным, письменных видов деятельности с устными.
Поставленные цели и задачи урока достигнуты. Теоретический материал по теме «Гидролиз» изучен и закреплён. В ходе урока выполнена практическая работа по теме «Отношение солей к воде в присутствии индикаторов», заполнена таблица.