Методическая разработка урока химии в контексте подготовки к ЕГЭ по теме "Гидролиз неорганических веществ – солей". 11-й класс

Коцкая Елена Ивановна, учитель химии

Разделы: Химия

Класс: 11

Цели:

продолжить формировать представление о гидролизе, о сущности гидролиза солей;
научить составлять уравнения реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде, определять реакцию и тип среды раствора электролита на основании состава соли.

Задачи.

Образовательные задачи:

повторить понятие о гидролизе, в частности о гидролизе солей;

выработать умения по составлению уравнений гидролиза солей в молекулярном и ионном виде;

выработать умения по определению реакции и типа среды раствора электролита на основании состава соли.

Развивающие задачи:

способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;

способствовать развитию речи учащихся;

формирование умений анализировать, сопоставлять и обобщать знания по теме;

Воспитательные задачи:

воспитание осознанной потребности в знаниях;

воспитание активности и самостоятельности при изучении данной темы, умения работать в группе, умения слушать своих одноклассников.

Тип урока: комбинированный (словесно-наглядно-практический).

Основные понятия: гидролиз, гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, молекулярный вид уравнения гидролиза, общий ионный и краткий ионный виды уравнений, реакция среды.

Форма организации учебной деятельности: индивидуальная и групповая.

Оборудование: лабораторное оборудование, вещества, компьютер, мультимедийный проектор, экран.

Методы обучения:

общий метод (частично-поисковый),

частный метод (словесно-наглядно-практический),

конкретный метод (объяснение с элементами беседы).

Структура урока

Этапы урока	Дидактические задачи	Формы организации деятельности учащихся	Методы обучения	Средства обучения	Время
1. Оргмомент	Психологический настрой учащихся на урок.	Фронтальная	Словесный		1 мин.
2. Актуализация знаний. Проверка домашнего задания.	Организовать повторение основных понятий, которые потребуются на данном уроке.	Индивидуальная	Частично-поисковый.	Экран	5 мин.
3. Целеполагание	Постановка цели урока и доведение её до сознания учащихся.	Фронтальная	Словесно-наглядный	Доска, экран	1 мин.
4. Изучение нового материала	Организовать деятельность учащихся на усвоение новых знаний и способов деятельности.	Коллективная, групповая	Частично-поисковый	Экран, доска, реактивы, лабораторное оборудование, тетрадь	25 мин.
5. Закрепление. Самоконтроль и взаимо-контроль.	Выявление качества знаний, установление причин недостатков.	Групповая (работа в парах)	Словесно-наглядно- практический	Карточки с заданием, экран	9 мин.
6. Подведение итогов. Домашнее	Проверка степени усвоения знаний, выявление недостатков в их усвоении.	Фронтальная	Словесно-наглядный.	Оценочный лист	3 мин.
7. Домашнее задание	Обеспечение понимания цели, содержания и способов выполнения.	Фронтальная	Словесно-наглядный	Учебник,	2 мин.

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний. Проверка домашнего задания. (Слайд №2). Презентация

Домашнее задание состоит из 9 заданий части А.

Тест проверяем, используя презентацию.

Тест по теме “Теория электролитической диссоциации”

1. Суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях реакции между хлоридом меди (II) и нитратом серебра соответственно равны:

1) 10; 3 2) 10; 6 3) 12; 3 4) 12; 6

2. Суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях реакции между хлоридом бария и сульфатом натрия соответственно равны:

1) 11; 3 2) 10; 6 3)12; 3 4) 12; 6

3. Какое уравнение диссоциации гидроксида бария написано правильно:

1) Ba(OH)₂ Ba⁺ +BaOH^- Ba⁺² +OH^-

2) Ba(OH)₂ Ba⁺² +BaOH^- Ba⁺² +2OH^-

3) Ba(OH)₂ Ba⁺² +2OH^-

4) Ba(OH)₂ Ba⁺² +OH

4. Какое уравнение диссоциации хлорида магния написано правильно:

1) MgCl₂ Cl^- +MgCl⁺ Mg⁺² +2Cl^-

2) MgCl₂ Cl^- +MgCl^- Mg⁺² +2Cl^-

3) MgCl₂ 2Cl^- +Mg⁺²

4) MgCl₂ Mg^-2 +2Cl⁺

5. Карбонат кальция можно получить реакцией ионного обмена при взаимодействии:

1) K₂CO₃ иCa(OH)₂

2) CaCl₂иCO₂

3) Ca и H₂CO₃

4) CaО и CO2

6. Между какими веществами возможна реакция ионного обмена?

1) H₂SO₄и NaNO₃

2) Al₂(SO₄)₃и BaCl₂

3) Na₂SO₄и HCl

4) KNO₃и Na₂SO₄

7. Между какими веществами возможна реакция ионного обмена с выделением газа?

1) H₂SO₄и Ca₃(PO₄)₂

2) Al₂(SO₄)₃и BaCl₂

3) Na₂CO₃и HCl

4) HNO₃и KOH

8. Формула сильного и слабого электролита, соответственно,

1) НNO₂и НNO

2) НNO₃ и Н₂SО₄

3) НС1 и СН₃СООН

4) СН₃СООН и Н₂SО₃

9.К электролитам относятся все вещества ряда:

1) С₂Н₆; Са(ОН)₂; Н₂S; ZnSО4

2) ВаС12; СН3ОСН3; NaNО₃; Н₂SО₄

3) КОН; Н₃РО₄; МgF₂; СН₃СООNа

4) РbС0₃; А1Вг₃; С₁₂Н₂₂O₁₁; Н₂₅О₃

Самопроверка. Консультация по домашнему заданию.

Итого: максимальный балл – 9. Итоги заносим в таблицу для подсчёта баллов.

Ответы:

1	2	3	4	5	6	7	8	9
4	1	3	1	1	2	3	3	3

III. Изучение нового материала.

Вступительное слово учителя. Запись темы урока на доске, учащиеся в тетради. Вместе с учащимися формулируем основную цель урока – продолжить формировать представление о гидролизе, сущности гидролиза неорганических солей.

1. Понятие “гидролиза солей”. (Слайд №3)

(Объяснение учителя с использованием презентации, воспроизведённой на экране, запись учащихся в тетради).

Гидролиз соли – взаимодействие соли с водой с образованием слабого электролита и изменением реакции среды.Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит.

Гидролизу не подвергаются: (Слайд №4)

нерастворимые соли и соли, образованные сильным основанием (щёлочи) и сильной кислотой (HCl, HClO₄, HNO₃, H₂SO₄), среда раствора нейтральная, рН=7.

Гидролизу подвергаются:

1) Cоль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (HClO, HNO₂, H₂S, H₂SiO₃, H₂CO₃включая органические кислоты), гидролиз по аниону, среда щелочная, рН>7.

2) Cоль, образованная слабым основанием (NH₃∙H₂O, органические амины, нерастворимые гидроксиды металлов) и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда раствора кислая, рН<7.

3) Cоль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, гидролиз по катиону и аниону. Реакция среды определяется сравнением К_дслабых электролитов. Среда определяется большим значением К_{д ,}но близка к нейтральной.

2. Лабораторная работа“Определение реакции среды растворов солей универсальным индикатором”. (Слайд №5).

Работа в группах по 2 человека.

Оборудование:H₂O(дистил.), AlCl₃(кр.), Na₂CO₃(тв.),NaCl, универсальная индикаторная лакмусовая бумажка, спиртовки, пробирки, держатели.

Цель работы: приготовить растворы солей и определить реакцию среды растворов солей.

Учащиеся в группах обсуждают алгоритм действий, выполняют работу и заполняют таблицу. После выполнения проверка на экране.

Формула соли	Изменение окраски лакмусовой бумаги (цвет)	Значение рН	Реакция среды
AlCl₃	Розовый цвет	рН<7.	Среда кислая
Na₂CO₃	Яркий синий цвет	рН>7	Среда щелочная
NaCl	Лакмусовая бумага не меняет окраску (гидролиза нет)	рН=7	Среда нейтральная

3. Алгоритм составления гидролиза солей (объяснение учителяс использованием презентации, запись учащихся в тетради). (Слайд №6)

Дана соль AlCl₃– образована слабым основанием и сильной кислотой.

1. Составить уравнение диссоциации соли, определить ион слабого электролита.

AlCl₃↔Al³⁺+3Cl^-

Al³⁺ - катион алюминия, слабое основание, гидролиз по катиону

2. Составить уравнение его взаимодействия с водой, определить продукты гидролиза в виде ионов.

Al³⁺+H⁺OH⁻↔(AlOH)²⁺+H⁺

3. Сделать вывод о среде электролита.

Среда кислая, т.к. [H⁺]>[OH⁻]

4. Составить уравнение в молекулярном и ионном виде.

AlCl₃+HOH↔(AlOH)²⁺Cl²+HCl

Al³⁺+3Cl⁻+HOH↔(AlOH)²⁺+3Cl⁻+H⁺

Al³⁺+HOH↔(AlOH)²⁺+H⁺

Далее, используя алгоритм, составляем гидролиз соли Na₂CO₃, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

Один ученик выполняет гидролиз на доске (под контролем учителя), остальные учащиеся в тетради.

Na₂CO₃↔2Na⁺+CO²⁻₃

CO²⁻₃ – карбонат - анион, слабая кислота, гидролиз по аниону.

CO²⁻₃+HOH↔HCO⁻₃+OH⁻среда щелочная, т.к. [OH⁻]>[H⁺]

Na₂CO₃+HOH↔NaHCO₃+NaOH

2Na⁺+CO²⁻₃+H⁺OH⁻↔HCO⁻₃+2Na+OH⁻

CO²⁻₃+HOH↔HCO⁻₃+OH⁻

Составляем гидролиз соли СН₃ СООNН₄, образованной слабым основанием и слабой кислотой (объяснение учителя с использованием презентации, запись учащихся в тетради). (Слайд №8)

В случае гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, образуются конечные продукты – слабое основание и слабая кислота – мало диссоциирующие вещества. Гидролиз необратимый.

СН₃ СООNН₄ + НОН = СН₃СООН + NН₄ОН

Среда определяется сравнением К_д слабых электролитов, а именно большим значением К_д.

К_д СН3СООН=1,75∙10^-5

К_дNН4ОН=6,3∙10^-5

В данном случае реакция среды будет слабощелочная, т.к К_дNН₄ОН несколько больше К_д СН₃СООН.

4. Полному необратимому гидролизу подвергаются некоторые бинарные соединения: карбиды, галогениды, фосфатиды.

CaC₂+2H₂O=Ca(OH)₂+C₂H₂↑ (Слайд 9; 10; 11)

карбидацетилен

кальция

Al₄C₃+12H₂O=4Al(OH)₃+3CH₄↑

карбидметан

алюминия

SiCl₄+3H₂O=H₂SiO₄↓+4HСl

хлоридкремниевая

кремния (4) кислота

Са₃P₂+6H₂O=3Са(OH)₂+2PH₃↑

фосфид фосфин

кальция

5. Условия усиления и ослабления гидролиза. (Слайд №12)

Для обратимого гидролиза условия смещения равновесия определяются принципом ЛеШателье.

Усилить гидролиз (равновесие в сторону продуктов; вправо)

Ослабить гидролиз (равновесие в сторону исходных веществ (влево).

Нагреть раствор.

Увеличить концентрацию исходных веществ.

Добавить посторонние вещества, чтобы связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.

Охладить раствор.

Увеличить концентрацию продуктов гидролиза.

Разбор примера с помощью презентации. (Слайд №13)

(Задание части В теста ЕГЭ).

Как скажется на состоянии химического равновесия в системе?

Zn²⁺+H₂O↔ZnOH⁺+H⁺–Q

1) Добавление H₂SO₄

2) добавление KOH

3) нагревание раствора ответ обоснуйте.

При ответе на этот вопрос надо учитывать, что добавляемые вещества – электролиты. Поставляемые ими ионы могут, как непосредственно влиять на равновесие, так и взаимодействовать с одним из ионов, участвующих в обратимой реакции.

1) Добавление H₂SO₄: H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2–;

повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу ЛеШателье, к смещению равновесия в системе влево.

2) Добавление KOH: KOH=K⁺+OH^–; H⁺+ OH^–= H₂O;

гидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду. Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу ЛеШателье, к смещению равновесия в системе вправо.

3) нагревание раствора. По принципу ЛеШателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, т.е. – вправо.

6. Значение гидролиза солей природе, народном хозяйстве, повседневной жизни (Рассказ учителя с использованием презентации). (Слайд №14)

В природе

В народном хозяйстве

В повседневной жизни

- преобразование земной коры;

- обеспечение слабощелочной среды морской воды.

- выработка из непищевого сырья ценных продуктов (бумага, мыло, спирт, белковые дрожжи)

- очистка промышленных стоков и питьевой воды.

- стирка:

- мытьё посуды;

- умывание с мылом:

- процессы пищеварения.

IV. Закрепление.

Учащиеся самостоятельно выполняют 4 задания части В теста ЕГЭ на карточках, работают в группах по 2 человека.

Далее проверка с помощью презентации. (Слайд № 15)

1. Установите соответствие между формулой соли и типом гидролиза.

Формула соли	Тип гидролиза
а) (NH₄)₂CO₃	1) по катиону;
б) NH₄CL	2) по аниону;
в) Na₂CO₃	3) по катиону и по аниону.
г) NaNO₂

2. Установите соответствие между названием соли и способностью ее к гидролизу.

Название соли	Способность к гидролизу
а) Хлорид натрия;	1) Гидролиз по катиону;
б) Нитрат цинка;	2) Гидролиз по аниону;
в) Фосфат натрия;	3) Гидролиз по катиону и по аниону;
г) Гидросульфат натрия.	4) Гидролизу не подвергается.

3. Установите соответствие между названием соли и средой ее водного раствора.

Название соли	Способность к гидролизу
а) Нитрат свинца (II);	1) Кислая;
б) Карбонат калия;	2) Щелочная;
в) Нитрат натрия;	3) Нейтральная;
г) Сульфид лития.

4. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

Формула соли	Молекулярно-ионное уравнение
а) Na₃PO₄;	1) S²⁻+H₂O↔HS⁻+OH⁻;
б) Al₂(SO₄)₃;	2) CH₃COO⁻+NH₄⁺+H₂O↔CH₃COOH+NH₃∙H₂O;
в) K₂S;	3) PO₄³⁻+H₂O↔HPO₄²⁻+OH⁻;
г) CH₃COONH₄.	4) PO₄³⁻+3H₂O↔H₃PO₄+3OH⁻;
	5) Al³⁺+H₂O↔AlOH²⁺+H⁺;
	6) SO₄²⁻+2H₂O↔H₂SO₄+2OH⁻.

Правильные ответы:

№1:
3122

№2:
4124

№3:
1232

№4:
3512

V. Подведение итогов урока. Рефлексия. (Слайд № 15)

1. Учащиеся по очереди говорят по одному предложению, выбирая начало фразы с рефлексивной таблицы на экране.

1. Тема нашего сегодняшнего урока …

2. Передо мной на уроке стояла цель …

3. Сегодня я узнал …

4. Было интересно …

5. Было сложно…

6. Я понял, что …

7. Теперь я могу …

8. Я научился …

9. Я работал на уроке…

10.Выводы урока таковы …

2. Комментированное выставление оценок.

VI. Домашнее задание.

Домашнее задание. (Учащиеся получают задание на отдельных листах).

1. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

Формула соли	Молекулярно-ионное уравнение
а) KNO₂;	1) S²⁻+H₂O↔HS⁻+OH⁻;
б) Fe(NO₃)₃;	2) NO₂⁻+H₂O↔HNO₂+OH⁻;
в) Na₂S;	3) 6H₂O+Al₂S₃↔2Al(OH)₃+3H₂S;
г) Al₂S₃.	4) Fe³⁺+H₂O↔FeOH²⁺+H⁺;
	5) Al³⁺+H₂O↔AlOH²⁺+H⁺;
	6) NO₃⁻+H₂O↔HNO₃+OH⁻.

2. Установите соответствие между формулами двух солей и способностью к гидролизу соответственно.

Формулы солей	Способность к гидролизу
а) Na₂CO₃, NaCl;	1) Гидролиз по катиону, гидролиз по аниону;
б) CuSO₄, K₂S;	2) Гидролиз по аниону, не гидролизуется;
в) LiNO₃, Na₂SiO₃;	3) Гидролиз по катиону, не гидролизуется;
г) KCN, AlCl₃.	4) Гидролиз по аниону, гидролиз по катиону;
	5) Не гидролизуется, гидролиз по катиону;
	6) Не гидролизуется, гидролиз по аниону.

3. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

Формулы солей	Реакция среды
а) K₂SO₄, Na₂SO₃;	1) Кислая, щелочная;
б) CH₃COONa, KNO₂;	2) Нейтральная, кислая;
в) LiNO₃, ZnCl₂;	3) Нейтральная, щелочная;
г) (NH₄)₂SO₄, C₁₇H₃₅COOK.	4) Щелочная, щелочная;
	5) Кислая, кислая;
	6) Щелочная, кислая.

VI. Анализ урока химии в 11-м классе по теме:

“Гидролиз неорганических веществ – солей”.

Преподавание химии в 11-м классе, где был проведен анализируемый урок, ведется по программе Габриеляна О.С. “Программа курса химии для 8-11, 2010 г. по учебнику Габриеляна О.С. “Химия. Учебник (базовый уровень) 11 класс, 2012.

1. Мне удалось достичь поставленных целей.

2. Сложности в усвоении содержания у учащихся связаны с проблемами в навыках учебного труда, у некоторых учеников с проблемами в фактических знаниях и умениях.

3. Учитывая специфику класса, я хотела бы разнообразить познавательный материал, используя различные методы работы на уроке.

Список литературы:

1. Троегубова Н.П. “Поурочные разработки по химии” к УМК О.С. Габриеляна, Г.Г.Лысоевой (М.: Дрофа); Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г.Фельдмана (М.: Просвещение). 11 класс. М: “ВАКО”, 2011.

2. Габриелян О.С., СладковС.А. “Подготовка выпускников средних учебных заведений к сдаче ЕГЭ по химии. Лекции 5-8”. М.: Педагогический университет “Первое сентября”.

3. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. “Начала химии”. М.: “Экзамен”, 2010.

23.07.2013