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

Вид материала

Урок

Подобный материал:

• Урок презентация по химии в 8 классе на тему: Предмет химии. Вещества, 263.29kb.
• Реферат Дипломный проект 95 с, 18 таблиц, 7 рисунков, 21 источник, 8.42kb.
• К уроку химии, 391.03kb.
• 2. Диссеминация опыта работы учителя химии и биологии моу баграмовская средняя школа,, 149.21kb.
• Металлургический комплекс. Черная металлургия. Производство чугуна и стали. Влияние, 159.02kb.
• Урок химии в 9 классе. Тема: «Оксиды азота», 68.76kb.
• Рабочая программа по дисциплине "Химическая технология неорганических веществ " Направление:, 112.47kb.
• Урок за курс химии 8-11 класса Тема: «Обобщение и систематизация знаний за курс химии, 164.62kb.
• Видеокурс для 8 класса по базовому уровню обучения (Мир химии, язык химии, кислород,, 97.39kb.
• Диэлектрические свойства водных растворов солей щелочных металлов, галогеноводородных, 191.33kb.

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:

1. Организационный момент (1 мин)
   
2. Проверка домашнего задания(5 мин)
   
3. Подготовка к восприятию нового материала (6 мин)
   
4. Изучение нового материала (20 мин)
   
5. Закрепление и первичная проверка полученных знаний (10 мин)
   
6. Комментарий домашнего задания (2 мин)
   
7. 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⁺ + SiO₃^2-



(сильное основание)NaOH H₂SiO₃(слабая кислота)

Молекулы воды тоже диссоциируют, но в незначительной степени:

Н₂О ОН^- + Н⁺

В результате имеем:

Na₂SiO₃ = 2Na⁺ + SiO₃^2- Эти ионы объединяются

Н₂О ОН^- + Н⁺ в малодиссоциирущий

ион

Эти ионы остаются в растворе

Полное ионное уравнение происходящего процесса гидролиза:

2Na⁺ + SiO₃^2- +Н₂О 2Na⁺ + OH^- + HSiO₃^-

Сокращенное ионное уравнение:

SiO₃^2- +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 SiO₃^2- , 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 CuOHNO₃ и 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)CaCl₂ б)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