Гидролиз солей

Цели:

• Образовательные:
  • сформировать представление о гидролизе, сущности гидролиза солей;
  • научить ребят составлять уравнения реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде;
  • учить определять реакцию и тип среды раствора электролита на основании состава соли;
  • продолжить развивать умения работать с таблицами, справочными материалами.
• Развивающие:
  • на примере свойств солей, различной природы, их отношение к воде, продолжить развитие умений наблюдать, сравнивать изучаемые явления, выявлять причинно-следственные связи, делать соответствующие выводы.
• Воспитательные:
  • совершенствовать коммуникативные умения в ходе коллективного обсуждения;
  • развивать умение формулировать и аргументировать собственное мнение, развивать самостоятельность.

Оборудование и реактивы: таблицы «Окраска индикаторов», «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»; таблица сильных и слабых электролитов; алгоритм составления уравнений реакций гидролиза солей; проектор, компьютерный класс (на каждом компьютере установлена заранее компьютерная программа – тест по теме «Гидролиз солей»).

ХОД УРОКА

I. Организационный момент

II. Подготовки к восприятию нового материала, актуализация знаний и опыта

Как и любой вопрос, имеющий большое практическое значение и применение, гидролиз основан на теории, а именно теории протекания химических явлений, теории растворов. Поэтому мы должны повторить основные идеи и понятия, имеющие непосредственное отношение к теме урока.

Индивидуальный опрос учащихся по вопросам домашнего задания:

Выполнение тестовых заданий.

• Электролитическая диссоциация. Слайд № 2
• Электролиты и неэлектролиты. Слайд № 3
• Сильные и слабые электролиты. Слайд № 4
• Составление уравнений диссоциации.

Далее напоминаю учащимся, 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

Реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Слайд 5

Как известно, присутствие в растворе кислот и оснований можно обнаружить с помощью индикаторов.  Например, лакмус в растворе краснеет, а в растворе основания – синеет. Изменение окраски индикатора вызвано присутствием в растворе кислоты ионов Н⁺, а в растворе основания – ионов ОН^–.   Казалось бы, в растворах солей, при диссоциации которых не образуется ни ионов Н⁺, ни ионов ОН^–, окраска индикаторов меняться не должна. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь – нейтральную, щелочную или кислую реакцию.

Учитель: Почему растворы солей изменяют фиолетовую окраску раствора лакмуса на красную?
Учащийся: Значит, в этих растворах есть ионы H⁺.
Учитель: Откуда ионы H⁺ в растворе, если вы смешивали соль и воду?
Учащийся: Наверное, из воды.
Учитель: Как от воды могли отделиться ионы H⁺?
Учащийся: Видимо, какая-то частица соли отрывает от молекулы воды частицу OH^–. Отрицательную частицу от молекулы воды может оторвать положительная частица из соли.
Учитель: Что же общего у катионов Cu²⁺, Zn²⁺, Al³⁺? Почему именно они присоединяют гидроксид-ионы? Почему этого не происходит в случае катионов Ba²⁺, K⁺?
Учащийся: Гидроксиды Сu(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃ – cлабые основания, а Ba(OH)₂, KOH – сильные. Сильные основания в растворе полностью диссоциируют на ионы.
Затем вспоминаем, что любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль Na₂CO₃ образована сильным основанием NaОН и слабой кислотой H₂CO₃. Далее, используя таблицы, разбираемся, какими кислотами и основаниями образованы соли, например, NН₄NO₃, CH₃COONH₄, NaCl.(Слайд 6)

III. Изучение нового материала

Гидролизом называется процесс взаимодействия вещества с водой. (Слайд 6)
Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^–, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые соединения (молекулы или сложные ионы).  Происходит изменение реакции среды.
Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль.
Гидролизу подвергаются только те соли, которые образуют при диссоциации ион от слабого электролита. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами гидролизу не подвергаются. Таким образом, возможность протекания гидролиза соли определяется наличием иона от слабого электролита.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются практически полностью, а в других случаях гидролиз идет незначительно.
Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, образуя при этом кислые и основные соли. Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей (один моль ион слабого электролита взаимодействует только с одним молем молекул воды).

Реакцию среды при гидролизе определяет ион сильного электролита. (Слайд 7)

Какие типы гидролиза возможны? Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион), соль образована сильной кислотой и слабым основанием
• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион), соль образована слабой кислотой и сильным основанием
• совместный гидролиз – гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион), соль образована слабой кислотой и слабым основанием

Рассмотрим различные случаи.

1) Гидролиз соль образованой сильным основанием и слабой кислотой  Na₂CO₃ (гидролиз по аниону). Слайд 8.

Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение:

Полное ионное уравнение происходящего процесса гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение:

Вывод:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН^– и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор карбоната натрия имеет щелочную среду (pH > 7),
б) с водой связываются анионы CO₃^2– , т.е. гидролиз идет по аниону

В том случае, когда соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, гидролиз по аниону протекает ступенчато и число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. На первых ступенях гидролиза образуется кислая соль (вместо кислоты) и сильное основание.

Например, при гидролизе Na₂S , первая ступень имеет вид:

Затем в реакцию обменного взаимодействия с водой вступает гидросульфид-ион:

Следует обратить внимание, что количественно вторая ступень гидролиза протекает в несравнимо меньшей степени, чем первая. Поэтому в ответе, при сдаче ЕГЭ, достаточно указать уравнение только для первой ступени:

2) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой NH₄NO₃ (гидролиз по катиону). Слайд 8.

Как катион соли может взаимодействовать с водой?
Отмечаем, что катион это положительная частица, а молекула воды полярна, условно можно представить ее состоящей из положительно поляризованного атома водорода и отрицательно поляризованной гидроксильной группы.
Какую же часть молекулы воды оторвет и присоединит к себе катион?
Ответ учащегося: «Катион присоединит гидроксильную группу».

Ответ подтверждаем записью уравнения, отмечая обратимость реакции:
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 обуславливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу (демонстрация опыта).  Слайд.

Полное ионное уравнение происходящего процесса гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение:

Вывод:

а) в растворе есть свободные ионы H⁺ и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор нитрата аммония имеет кислую среду (рН < 7),
б) с водой связываются катионы аммония NH₄⁺,т.е. гидролиз идет по катиону

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, катионный гидролиз протекает cтупенчато в зависимости от кислотности слабого основания. Вместо основания на первых ступенях такого гидролиза образуется основная соль, например:

Гидролиз по второй ступени практически не протекает, так как накапливающиеся ионы Н⁺ препятствуют прохождению гидролиза по II ступени.

3) Гидролиз соли образованой слабым основанием и слабой кислотой CH₃COONH₄ (гидролиз по катиону и по аниону).  Слайд 8.

Какого типа солям относятся, в основном, соли аммония. В этом случае продуктами гидролиза являются слабые кислота и основание:

Полное ионное уравнение происходящего процесса гидролиза:

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, CH₃COOH и NH₄OH, pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, слабокислую или слабощелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Реакция раствора соли CH₃COONH₄ – нейтральная (pH = 7), потому что КД(NH₄OH) = КД(CH₃COOH)      (КД(NH₄OH) =1,8 • 10^–5 и КД(CH₃COOH) = 1,8 • 10^–5)

Вывод: 

а) ионы, определяющие среду Н⁺ и ОН^–, находятся в растворе в равных количествах, и среда будет нейтральной.
б) с водой связываются анионы CH₃COO^– и катионы NH₄⁺,  т.е. гидролиз идет и по катиону и по аниону

В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом, но некоторые из солей, образованные очень слабым основанием и очень слабой кислотой подвергаются необратимому гидролизу. Например, полному гидролизу подвергаются сульфиды и карбонаты трехзарядных катионов Al³⁺, Fe³⁺ Cr³⁺:

Поэтому сульфиды этих элементов могут быть получены только сухим путем.

4) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой  NaCl. Слайд 8.

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, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают. NaCl гидролизу не подвергается.

IV. Закрепление и первичная проверка полученных знаний

Этап занятия закрепления изученного материала проводится  в виде работы с обучающей компьютерной программой «Гидролиз солей». Каждый учащийся выполняет тест.

V. Подведение итогов

В заключение урока, отмечам, что в рамках школьного курса в реакциях гидролиза солей нет ничего чрезмерно сложного для понимания. Здесь используются общие правила написания ионных уравнений, общие представления о смещении химического равновесия, общий поход к номенклатуре солей, краткий и удобный алгоритм написания уравнений. Хочется надеяться, что изложенный материал поможет вам при подготовке и сдаче ЕГЭ.

Подводится итог результатов работы учащихся на уроке с аргументацией поставленных оценок: пояснением активности их работы, правильности ответов и уровня сложности задания.

VI. Домашнее задание. §16, с.163-173

ЛИТЕРАТУРА

1. Габриелян О.С. «Химия» 11 класс. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова.: М., Дрофа. 2005.
2. Комаровский А.Н. Россошанская школа-интернат Воронежская обл. Тестирование в MSPowerPoint http://www.rosinka.vrn.ru/pp/
3. Каверина А.А., Корощенко А.С., Медведев Ю.Н. ЕГЭ 2011. Химия. Универсальные материалы для подготовки учащихся. М.: Интеллект-Центр, 2011. – 320 с.
4. Лидин Р.А, Молочко В.А., Андреева Л.Л.  Химия для школьников старших классов и поступающих в вузы. М.: Дрофа. 2005.

Приложение 1