Методическая разработка теоретического занятия по теме: «Гидролиз солей» Цели:

Методическая разработка теоретического занятия по теме:
«Гидролиз солей»
Цели:
образовательные: сформировать у учащихся знания о возможности и
характере протекания гидролиза различных типов солей, научить предсказывать и
определять реакцию среды в растворах солей, составлять уравнения гидролиза.
Дать представления о практическом применении гидролиза.
развивающие: продолжить развитие умений устанавливать связь с уже
изученным материалом, выделять основное, систематизировать учебный
материал, пользоваться алгоритмическими действиями.
воспитательные: воспитание ответственного отношения к учебе, стремления
к творческой, познавательной деятельности.
Тип: изучение нового материала
Вид: лекция
Метод: объяснительно-иллюстративный
использование компьютерной презентации
с
элементами
беседы,
с
План проведения занятия
1. Организационный момент
2. Мотивация занятия
Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную
реакцию среды - кислую, щелочную, нейтральную.
Например, водный раствор хлорида натрия NaCl имеет нейтральную среду
(рН=7), раствор хлорида магния MgCl2 - кислую среду (рН< 7), раствор
карбоната натрия Na2CO3 - щелочную среду (рН>7).
Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н+ или гидроксид-ионы
ОН -, которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные
среды водных растворов солей? Для того, чтобы ответить на этот вопрос, давайте
вспомним, какие процессы протекают в водных растворах.
3. Изложение учебного материала по плану
План лекции:
1. Понятие о гидролизе солей. Степень гидролиза
2. Гидролиз солей различных типов
3. Водородный показатель
Лекция
тема: «Гидролиз солей»
(слайд 1.)
План лекции:
1. Понятие о гидролизе солей. Степень гидролиза
2. Гидролиз солей различных типов
3. Водородный показатель
1. Понятие о гидролизе солей. Степень гидролиза
(слайд 2.)
Как известно, присутствие в растворе кислот и оснований можно
обнаружить с помощью индикаторов. Например, лакмус в растворе кислоты
краснеет, а в растворе основания становится синим.. 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.
(гиперссылка Таблица 1. на слайд 16. Изменение цвета индикаторов в
различных средах)
Однако если прибавить лакмус к растворам хлорида натрия, хлорида
магния и карбоната натрия, окажется, что в растворе магния лакмус краснеет,
в растворе карбоната натрия синеет, и только в растворе хлорида натрия не
изменяет окраски. Следовательно, в растворе хлорида магния образуются
ионы Н+, а в растворе карбоната натрия - ионы ОН-. Это объясняется тем, что
в водных растворах соли подвергаются гидролизу.
(слайд 3.)
Гидролиз – одно из важнейших химических свойств солей. Слово
«гидролиз» означает разложение водой («гидро» - вода, «лизис» разложение).
● Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в
результате, которого образуются слабые электролиты.
Сущность гидролиза сводится к взаимодействию катионов или анионов
соли с гидроксид-ионами ОН- или ионами водорода Н+ из молекул воды. В
результате
этого
взаимодействия
образуется
малодиссоцирующее
соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса
диссоциации воды смещается вправо: Н2О↔ Н+ + ОН- (→).
Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+
или ОН-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.
В общем, виде реакции гидролиза записываются в форме (Kat-катион,Anанион):
Katn+ + HOH  KatOH(n-1)+ + H+
Ann- + HOH  HAn(n-1)- + OH(слайд 4.)
Количественно гидролиз хараткеризуется степенью гидролиза – h
Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул к
общему числу растворенных молекул:
h = n / N ∙ 100%,
где n – число молекул соли, подвергшихся гидролизу;
N - общее число растворенных молекул соли.
Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора,
температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры
степень гидролиза увеличивается.
2. Гидролиз солей различных типов
(слайд 5.)
Возможность и характер протекания гидролиза определяется составом
соли. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с
основанием. В зависимости от силы исходной кислоты и исходного
основания соли можно разделить на 4 типа.
1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой
Примеры: NaCl, KNO3
2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
Примеры: Na2CO3, K 2S
3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой
Примеры: ZnCl2, MgSO4
4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой
(NH4)2S, Pb(NO2)2
(слайд 6.)
Вспомним какие электролиты (основания и кислоты) являются сильными
и слабыми
Гидролизу подвергаются соли 2-4 типов, соли 1 типа не подвергаются
гидролизу.
Растворимые соли, образованные сильным основанием и сильной
кислотой в воде не гидролизуются. Их растворы имеют нейтральную
реакцию среды (pH=7).
Хлорид натрия NaCl - соль сильного основания NaOH и сильной кислоты
HCl. Хлорид натрия диссоциирует с образованием с образованием ионов:
NaCl ↔ Na+ + ClВзаимодействие ионов в растворе протекает в том случае, если это
приводит к связыванию ионов, то есть образованию мало растворимого или
мало диссоциирующего вещества.
Возможно ли взаимодействие ионов Na+ и Cl- с ионами H+ и OH-,
образовавшимися при диссоциации воды?
При взаимодействии ионов Na+ и ОН- мог бы образоваться гидроксид
натрия NaОН. Однако гидроксид натрия – сильное основание и в растворе
полностью диссоциирует на ионы. Поэтому взаимодействия между ионами
Na+ и ОН - не происходит.
Ионы H+ и Cl- также не взаимодействуют между собой: HCl - сильная
кислота и в растворе полностью диссоциирована. Таким образом, связывания
ионов в растворе хлорида натрия происходить не может. Поэтому хлорид
натрия гидролизу не подвергается.
(слайд 7.)
При составлении уравнений обратимого
гидролиза следует
придерживаться следующего алгоритма:
1. Рассмотреть состав соли, определить к какому типу солей по составу
она относится.
2. Записать уравнение диссоциация соли (распада на ионы)
3. Записать уравнение гидролиза иона, соответствующего слабому
основанию или слабой кислоте.
4. Определить среду раствора (рН)
5. Записать уравнение гидролиза в молекулярной форме.
(слайд 8-10)
Растворимые соли, образованные сильным основанием и слабой
кислотой, в водных растворах гидролизуются по аниону. Их растворы имеют
щелочную реакцию среды (pH7).
Например, рассмотрим гидролиз нитрита калия
KNО2 ↔ K+ + NО2слаб.
NО2 + H2O ↔ HNО2 + OHВ процессе реакции постепенно накапливаются ионы OH-. Это приводит
к образованию щелочной среды, рН7
Лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою
окраску на синюю.
Рассмотрим еще один пример - гидролиз сульфида натрия.
Na2S ↔ 2Na+ + S2слаб.
2S + H2O ↔ HS- + OHрН >7, лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит
свою окраску на синюю.
В случае если соль образованна слабой многоосновной кислотой,
гидролиз протекает ступенчато.
2 ступень: HS- + H+-- OH-↔H2S + ОНОднако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по
первой, вам достаточно остановиться на записи 1 ступени и не переходить к
следующей ступени.
Как видите, гидролиз средних солей многоосновных кислот приводит к
образованию анионов кислых солей.
(слайд 11-13)
Растворимые соли, образованные слабым основанием и сильной
кислотой, в водных растворах гидролизуются по катиону. Их растворы
имеют, кислую реакцию среды(pH7).
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl
NH4Cl↔ NH4+ + ClNH4+ + H+OH- ↔ MH4OH + H+
рН<7 Лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит
свою окраску на красную.
Рассмотрим еще один пример – гидролиз нитрата цинка Zn(NO3)2
Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3слаб.
2+
+
Zn + Н ОН- ↔ ZnОН+ + Н+
рН<7 Лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит
свою окраску на красную.
В случае, если соль образованна слабым многокислотным основанием,
гидролиз протекает ступенчато.
2 ступень: ZnОН+ + Н+ОН- ↔ Zn(ОН)2 + Н+
Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по
первой, поэтому вам достаточно остановиться на записи 1 ступени и не
переходить к следующей ступени.
Как видите, гидролиз средних солей многокислотных оснований
приводит к образованию катионов основных солей.
(слайд 14.)
Гидролиз в растворах солей, образованных слабым основанием и слабой
кислотой, проходит в большей степени и по аниону, и по катиону. При этом
образуется слабые малорастворимые основания и слабые кислоты. Характер
среды в этом случае определяется относительной силой образовавшихся
кислоты и основания. (гиперссылка на слайд 18 Константы диссоциации
некоторых слабых электролитов в водных растворах)
(слайд 15.)
Соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием и
слабой нерастворимой или летучей кислотой гидролизуются полностью и
необратимо.
Продуктами гидролиза являются соответствующее основание и
соответствующая кислота.
Например, сульфид алюминия реагирует с водой с выделением
сероводорода и образованием осадка гидроксида алюминия.
Al2S3+ 3H2O = 2 Al (OH)3 +3H
3. Водородный показатель
(слайд 18-25.)
Среду водородного раствора можно охарактеризовать концентрацией
ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН+
Существует три типа среды:
 Нейтральная
 Кислотная
 Щелочная
Нейтральная - это среда, в которой концентрация ионов водорода равна
концентрации гидроксид-ионов:
[H+]=[OH-]=10-7 моль/л
Кислотная - это среда, в которой концентрация ионов водорода больше
концентрации гидроксид-ионов:
[H+]>[OH-], [H+]>10-7 моль/л
Щелочная - это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше
концентрации гидроксид-ионов:
[H+]<[OH-], [H+]< 10-7моль/л
Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый
водородный показатель рН (пэ-аш), введённый датским химиком
Сёренсеном: р-начальная буква слова potenz- математическая степень, Нхимический
знак
водорода.
Водородным показателем РН называется отрицательный десятичный
логарифм концентрации ионов водорода:
рН = -lg[H+]