«Гидролиз неорганических веществ». 11-й класс

Мною представлена разработка урока в 11 классе по теме “Гидролиз неорганических соединений» с использованием технологии проблемного обучения. Способы создания проблемных ситуаций на данном занятии: использование противоречия между имеющимися знаниями и наблюдаемым фактом, нахождение самостоятельного решения при заданных условиях. Использование химического эксперимента для выявления учебных проблем активизирует характер учебного процесса. Учитель создает преднамеренно проблемные ситуации и организует поисковую деятельность учащихся. Возникающие проблемные ситуации развивают у учащихся память, воображение, самостоятельность, содействуют проявлению личностных качеств, творческих способностей, стремлению к сотрудничеству и социальной активности, дает возможность овладеть знаниями и уверенно применять их на практике.

Дидактическая задача: углубление, систематизация и обобщение знаний, полученных в I концентре.

Цели урока

• Образовательные: сформировать понятие о гидролизе, научить учащихся составлять уравнения гидролиза.
• Развивающие: анализируя состав соли, учащиеся должны определять тип гидролиза и прогнозировать среду раствора.
• Воспитательные: воспитание коммуникативных качеств.

Методы: сочетание словесного, наглядного и практического, частично-поисковый  и проблемный, поисковая (эвристическая) беседа, комбинация учебной работы под руководством учителя  и самостоятельной работы учащихся.

Формы: фронтальная общеклассная форма, парная форма проведения эксперимента, индивидуальная.

Приемы: сравнение, обобщение, синтез, анализ.

Использованные ресурсы:

1. Химия. 11 класс: Учебник для общеобразовательных учреждений / О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова. – М.: Дрофа, 2008 г.
2. Химия. 11 класс: поурочные планы по учебнику О.С.Габриеляна, Г.Г.Лысовой (профильный уровень)/авт.-сост. Д.Г.Денисова. – Волгоград: Учитель, 2010.
3. Медиопрезентация
4. Реактивы и оборудование для проведения лабораторного опыта  
5. Cайт http://www.alhimikov.net/

ХОД ЗАНЯТИЯ

Урок начитается с эвристической беседы, направленной на актуализацию важнейших опорных знаний (сильные и слабые электролиты, соли, среда водных растворов, водородный показатель)
Учитель: Какая среда в растворе серной кислоты?
Ученик: Кислая.
Учитель: В растворе гидроксида калия?
Ученик: Щелочная.
Учитель: А какая среда в растворе сульфата калия?
Ученик: Нейтральная.
Учитель: Подтвердите это на практике: исследуйте индикатором эти растворы и сделайте вывод.
Учащиеся исследуют универсальной индикаторной бумажкой растворы серной кислоты, гидроксида калия и сульфата калия.
Ученик: Вывод – растворы кислот имеют кислую среду, растворы щелочей – щелочную, а растворы солей – нейтральную. (Неправильное суждение)
Учитель не поправляет, дает следующее задание:
Исследуйте индикатором растворы трех солей: карбоната натрия, хлорида алюминия и хлорида натрия (слайд 2)
С помощью универсальной индикаторной бумажки учащиеся исследуют среду в растворах солей. В растворе хлорида натрия цвет бумажки не изменяется, в растворе карбоната натрия она приобретает сине-зеленую окраску, в растворе хлорида алюминия – чуть розовую.
Ученик делает вывод: нейтральную среду имеет только раствор хлорида натрия, в растворе карбоната натрия среда слабощелочная, а в растворе хлорида алюминия – слабокислая… Почему? (слайд 3)
Способ создания проблемной ситуации: противоречие между сформировавшимся представлением о нейтральности среды в растворах солей и наблюдаемым фактом.
Учитель: Чем обусловлено изменение окраски индикаторов?
Ученик: Наличием ионов водорода или гидроксид-ионов.
Учитель: Откуда они могут взяться в растворах солей?
Ученик: Из воды.
Обсуждая результаты опыта и пытаясь выстроить гипотезу в процессе эвристической беседы при активном участии учителя, учащиеся приходят к выводу, что вода по отношению к веществам является не только растворителем, но и реагентом. Вода является слабым электролитом, при диссоциации образуется некоторое количество ионов H⁺ и OH^–: 

H₂O <=> H⁺ + OH^–       [H⁺] = [OH^–]

Очевидно, вода вступает в реакцию с солью, поэтому нарушается баланс ионов H⁺ и OH^–, и среда становится либо кислой, либо щелочной.

Учитель дает определение (слайд 4):
Процесс обменного взаимодействия сложных веществ с водой называется гидролизом (гидро – вода, лизис – разложение).
Учитель предлагает проанализировать состав солей.
Учащиеся  анализируют состав солей: в состав хлорида натрия входят ионы сильных электролитов, а в составы карбоната натрия и хлорида алюминия – ионы слабых электролитов. С водой могут связываться только ионы, образующие с ионами H⁺ и OH^–  малодиссоциирующие ионы. Другими словами, с водой (с ионами H⁺ или OH^–) будут связываться ионы слабых электролитов, входящие в состав соли.
Учитель предлагает учащимся записать реакции диссоциации солей и выявить те ионы, которые соответствуют слабым электролитам, а затем записать взаимодействие этого иона с водой.
Задание выполняют у доски  трое учащихся.

1 ученик:

Na₂CO₃  ––> 2Na⁺ + CO₃^2– 
CO₃^2– + H⁺OH^– <=> HCO₃^– + OH^–
[H⁺] < [OH–],  рН > 7, среда щелочная

Ученик объясняет:

Карбонат натрия образован сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂CO₃. С водой может связаться только ион слабого электролита, т.е. ион CO₃^2–, который  присоединяет к себе ион водорода, образуя сложный малодиссоциирующий гидрокарбонат-ион  HCO₃^–. В результате в растворе образуется избыток гидроксид-ионов, который и определяет среду раствора данной соли.
Учитель: С каким ионом – катионом или анионом – в данном случае вступает во взаимодействие вода?
Ученик: С анионом.
Учитель: Значит, в данном случае гидролиз соли идет по аниону.
Учитель просит ученика сформулировать полный вывод, и все учащиеся его записывают.
Ученик: Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону.
Учитель просит дописать полное ионное уравнение, обращает внимание на обратимость гидролиза, подчеркивает, что никаких молекул при гидролизе не образуется, в растворе находятся только ионы.

Ученик дописывает:

2Na⁺ + CO₃^2– + H⁺OH^– <=> HCO₃^– + OH^– + 2Na⁺        (слайд 5)

2 ученик:

AlCl₃ ––> Al³⁺ + 3Cl^–
Al³⁺ + H⁺OH^– <=> AlOH²⁺ + H⁺
[H⁺] > [OH^–],  рН < 7, среда кислая

Объясняет:

Хлорид алюминия образован слабым основанием Al(OH)₃ и сильной кислотой HCl. С водой может связаться только ион  Al³⁺, который  присоединяет к себе гидроксид-ион, образуя сложный малодиссоциирующий ион AlOH²⁺. В результате в растворе образуется избыток ионов водорода, который определяет кислую среду раствора данной соли.
Учитель просит сделать вывод, по какому иону идет гидролиз в данном случае,  и дописать полное ионное уравнение.
Ученик: Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону.

Al³⁺ + 3Cl^– + H⁺OH^– <=> AlOH²⁺ + H⁺ + 3Cl^–    (слайд 6)

3 ученик:

NaCl ––> Na⁺ + Cl^–
[H⁺]=[OH^–], рН = 7, среда нейтральная

Объясняет:
Хлорид натрия образован сильным основанием и сильной кислотой, в растворе нет ионов, способных связаться с ионами воды, поэтому баланс между ионами водорода и гидроксид-ионами  не нарушен. Среда нейтральная.
Учитель: Подвергаются такие соли гидролизу?
Ученик: Соли, образованные сильными электролитами, гидролизу не подвергаются (слайд 7).
Учитель: А как будет проходить гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой?
Ученик: У таких солей гидролиз будет проходить и по катиону, и по аниону (слайд 8).
Выявив причину связывания ионов соли с ионами водорода и гидроксид-ионами, сравнив поведение разных солей в воде, учащиеся могут прийти к следующему выводу.
Вывод: соли, имеющие в своем составе ионы слабых электролитов, вступают в реакцию обменного взаимодействия с водой, в результате которой образуется избыток ионов водорода или гидроксид-ионов, который и определяет среду раствора соли (изменяет цвет индикатора).

У учащихся возникает справедливый вопрос: а какая среда будет в растворе соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой? Таким образом, проблему сформулировали сами учащиеся. Они строят предположения. Ученик высказывает мнение: какой из слабых электролитов  сильнее, тот и определит среду.
Учитель корректирует вывод учащегося:
В случае соли, образованной слабыми электролитами, среда будет определяться константами диссоциации соответствующей кислоты и основания, у какого из них константа диссоциации будет больше, тот и будет определять среду. Гидролиз таких солей идет и по катиону, и по аниону (слайд 9).

Учитель: Гидролиз происходит не только с солями. Вспомните, карбидные способы получения ацетилена и метана из карбидов кальция и алюминия соответственно.
2 ученика на доске записывают эти уравнения реакций.

CaC₂ + 2H₂O ––> Ca(OH)₂ + C₂H₂ 
Al₃C₄ + 12H₂O ––> 3Al(OH)₃ + 4CH₄

Учитель: Солеподобные вещества – нитриды, фосфиды, силициды, карбиды – подвергаются необратимому гидролизу. Также необратимому гидролизу подвергаются некоторые соединения неметаллов между собой. Так как при гидролизе, как правило, степени окисления элементов сохраняются, то уравнение реакции гидролиза в общем виде выглядит так:

X_y^+xY_x^–y + (y . x) H⁺OH–  ––>  yX^+x(OH)_x^– + xH_y⁺Y^–y

Задание: Запишите уравнение реакции гидролиза фосфида кальция и хлорида фосфора (V).

2 ученика записывают на доске:

Ca₃⁺²P₂^–3 + 6H⁺OH^– ––> 3Ca(OH)₂ + 2PH₃ 
P⁺⁵Cl₅^–1 + 4H⁺OH^–  ––> 5H⁺¹Cl^–1 + H₃P⁺⁵O₄

Учитель: Подведем итоги.

Гидролизу подвергаются (слайд 10):
1. Солеподобные вещества: нитриды, фосфиды, силициды, карбиды

Zn₃⁺²P₂^–3 + 6H⁺OH^– ––> 3Zn(OH)₂ + 2PH₃

2. Некоторые соединения неметаллов между собой

P⁺⁵Cl₅^–1 + 4H⁺OH^–  ––> 5H⁺¹Cl^–1 + H3P⁺⁵O₄

Это примеры необратимого гидролиза.

Учитель отмечает важность необратимого гидролиза: гидролиз фосфида цинка обусловил его применение в качестве зооцида – средства для борьбы с грызунами, гидролизом гидрида кальция в полевых условиях получают водород, гидролизом карбидов металлов получают углеводороды.

3. Соли

• Растворимые соли, в состав которых входит хотя бы один ион слабого электролита (Na₂CO₃,  CuSO₄, NH₄F …). Это обратимый гидролиз.

            2NH₄⁺ +  CO₃^2– + H⁺OH^–  <=>  HCO^3– + NH₃ ^. H₂O + NH₄⁺

• Соли, напротив которых в таблице растворимости  стоит прочерк, необратимо гидролизуются.

Al₂S₃ + 6 H₂O ––> 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Учитель акцентирует внимание на том, что хотя бы один из продуктов гидролиза должен уходить из сферы реакции.
Учитель отмечает важное практическое и биологическое значение гидролиза солей (щелочная среда моющих средств, растворов, содержащихся в фотопроявителе, кислотная среда некоторых удобрений, поддержание кислотности крови и т.д.)

Гидролизу не подвергаются (слайд 11)

• Нерастворимые в воде соли
• Растворимые соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, K₂SO₄, LiNO₃, BaBr₂, CaI₂ …)

Итак, нейтральны ли растворы солей (как мы предполагали вначале урока)? Учитель демонстрирует видеоопыт (слайд 12). Это помогает закрепить знания.

Учитель: Тема «Гидролиз» — одна из основополагающих тем школьного курса. Поэтому в КИМах ЕГЭ содержатся вопросы по этой теме. Давайте познакомимся с формулировкой этих вопросов.  На слайде – 5 вопросов, время для выполнения – 5 минут.

Учащиеся выполняют тесты, затем проверяем по ответам. Корректируем полученные на уроке знания (слайды 13,14,15)

Учитель предлагает новое проблемное задание (слайд 16)

Задание:
Проведите реакцию между растворами карбоната натрия и хлорида алюминия. Объясните наблюдаемые явления. Составьте уравнение химической реакции.
Учащиеся проводят реакцию между растворами солей, наблюдают выделение газа и выпадение осадка, пытаются составить уравнение реакции обмена между этими солями и не могут объяснить наблюдаемые явления.

Предполагаемое уравнение:

2AlCl₃  +3Na₂CO₃  ––>  6NaCl + Al₂(CO₃)₃

Обратившись к таблице растворимости, учащиеся видят, что соль Al2(CO3)3 вообще не существует. Возникает проблемная ситуация. Способ создания проблемной ситуации: нахождение самостоятельного решения при заданных условиях. Это творческая задача. Как правило, сильные ученики догадываются, что карбонат алюминия будет разлагаться водой до гидроксида алюминия и угольной кислоты, которая в свою очередь разлагается на воду и углекислый газ, и правильно записывают уравнение выполненной реакции:

2AlCl₃ +3Na₂CO₃ + 6H₂O ––> 6NaCl + 2Al(OH)₃+ 3H₂O + 3CO₂
или
2AlCl₃  + 3Na₂CO₃ + 3H₂O ––> 6NaCl + 2Al(OH)₃+ 3CO₂
2Al³⁺ + 6Сl^– + 6Na⁺ + 3CO₃^2– + 3H₂O ––> 6Na⁺ + 6Cl^– + 2Al(OH)₃ + 3CO₂
2Al³⁺ + 3CO₃^2– + 3H₂O ––> 2Al(OH)₃+ 3CO₂

Учитель поясняет, что в данном случае произойдет взаимное усиление гидролиза соли слабого основания солью слабой кислоты (слайд 17)

Учитель предлагает проделать следующий опыт (слайд 18):

Задание.

В раствор хлорида цинка поместите кусочек цинка. Что вы наблюдаете?  Объясните процессы, происходящие в растворе.
Задание проблемное. Вначале учащиеся вообще заявляют, что реакция между этими веществами не пойдет. Однако при проведении реакции учащиеся наблюдают выделение газа. Оценив возможности гидролиза хлорида цинка, учащиеся решают проблему: в результате реакции действительно выделяется газ и этот газ – водород. Учащиеся  записывают уравнение реакции следующим образом:

Zn²⁺ + H₂O <=> Zn(OH)⁺ + H⁺
2H⁺ + Zn ––> Zn²⁺ + H₂                                (слайд 19).

Учитель сообщает домашнее задание (слайд 20).
1. Составить уравнения гидролиза следующих солей: сульфата меди (II), сульфида бария, фторида аммония.
2. Составить уравнения реакций между растворами FeCl₃ и Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃  и Na₂S.
3. Параграф 16, стр.163-174 и записи в тетради.

Приложение

ТЕСТЫ

1. Среда водного раствора хлорида аммония

1) слабощелочная                      3) нейтральная
2) кислая                                     4) сильнощелочная

2.Лакмус краснеет в растворе соли

1) FeSO₄                2) KNO₃              3) NaCl                 4) Na₂CO₃

3. Щелочную среду имеет водный раствор

1) сульфата алюминия               3) сульфата натрия
2) сульфата калия                       4) сульфита натрия

4. Установите соответствие между названием соли и отношением её к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ                         ТИП ГИДРОЛИЗА

А) (NH4)2CO3                             1) по катиону
Б) NH4Cl                                       2) по аниону
В) Na2CO3                                   3) по катиону и аниону
Г) KNO2

5. Установите соответствие между названием соли и уравнением ее гидролиза по первой ступени

НАЗВАНИЕ СОЛИ                        УРАВНЕНИЕ ГИДРОЛИЗА

А) сульфит натрия                        1) SO₃^2– + H₂O <=> HSO₃^– + OH^–
Б) гидросульфит натрия               2) CO₃^2– + H₂O <=> HCO₃^– + OH^–
В) сульфид натрия                        3) HS₃^3– + H₂O <=> H₂SO₃ + OH^–
Г) карбонат натрия                       4) HСO^3– + H₂O <=> H₂СO₃ + OH^–
5) S^2– + H₂O <=> HS^– + OH^2–

ОТВЕТЫ

1. 2
2. 1
3. 4
4. А–3, Б–1, В–2, Г–2
5. А–1, Б–3, В–5, Г–2