Гидролиз водных растворов солей

Cценарий урока

Гидролиз водных растворов солей

Цель: На основании повторения понятий степени электролитической диссоциации, сильных и слабых электролитов, а также классификации солей по составу ознакомить учащихся с гидролизом солей в водных растворах. Начать формировать у учащихся умение писать уравнения гидролиза солей, в составе которых есть один ион слабого основания или слабой кислоты.

Развивать логическое мышление у учащихся, умение применять теоретические знания при решении проблемных вопросов.

Формировать научное мировоззрение у учащихся.

Оборудование и материалы: На демонстрационном столе растворы в стаканах с этикетками сульфата калия, карбоната калия, нитрата цинка, нитрата натрия, силиката натрия, нумерованные пробирки с растворами хлорида натрия, соляной кислоты, гидроксида натрия, карбоната натрия, гидроксида калия, азотной кислоты, раствор хлорида железа (III), индикаторы, демонстрационный штатив. Таблица растворимости оснований, кислот и солей.

Базовые понятия и термины: Соль, кислота, щёлочь, индикатор, степень диссоциации, сильные и слабые электролиты, электролитическая диссоциация.

Тип урока: Комбинированный

I Организационный этап

II Актуализация опорных знаний

Фронтальная беседа

1. Вещества каких классов неорганических соединений являются электролитами?

2. Дайте определение а/ основаниям, б/ кислотам, в/ солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

3. Чем обусловлены общие свойства а/ кислот, б/ оснований?

III Мотивация учебной деятельности учащихся

Создание проблемной ситуации

Учащимся предлагается решить две качественные задачи.

Задание 1

Выданы три пробирки с растворами хлорида натрия, соляной кислоты, гидроксида натрия. Как распознать вещества?

Как правило, учащиеся советуют испытать растворы индикатором.

Опыты у демонстрационного стола выполняет один из учащихся.

Задание 2

Выданы три пробирки с растворами карбоната натрия, гидроксида калия, азотной кислоты. Как распознать вещества?

Учащиеся опять предлагают индикаторы. Но решить задачу этим способом не удаётся: два раствора (карбоната натрия и гидроксида калия) дают одинаковую реакцию на индикаторы.

Рассматриваем ещё ряд растворов солей для пробы их на индикатор. Растворы солей можно расположить перед белым экраном в стаканах, поставив рядом с каждым из них карточку с формулой содержащейся там соли:

Соли

Цвет метилового оранжевого

Среда

K₂SO₄

Оранжевый

Нейтральная

Zn(NO₃)₂

Красный

Кислая

Na₂SiO₃

Жёлтый

Щелочная

Проблемный вопрос: Почему по-разному ведут себя соли в водном растворе? Откуда появляется в одних случаях избыток гидроксоний-ионов, а в других - гидроксид-ионов?

IV Изучение нового материала

Беседа

1. Проанализируйте составы солей.

2. Могут при диссоциации средних солей образоваться ионы H⁺ или OH^--?

3. В состав каких солей могут входить ионы H⁺ или OH^--?

4. Могут ли эти ионы образоваться при диссоциации молекул воды?

Вывод: избыток каких-то ионов может создаться при прочном связывании других ионов с ионами противоположного знака, имеющимися в растворе.

5. Проанализируйте ионный состав солей, оценив каждый ион с точки зрения его возможности образовывать соединение с ионами H⁺ или OH^--.

Известно, что слабые кислоты относительно прочно удерживают протоны, а слабые основания - гидроксид-ионы. Следовательно, для суждения о поведении соли в растворе важно знать, ионы каких (сильных или слабых) оснований и кислот входят в её состав.

Записываем тему «Гидролиз солей»

Приступаем к систематизации сведений о составе солей:

I тип - соли сильных кислот и сильных оснований,

II тип - соли сильных оснований и слабых кислот,

III тип - соли слабых оснований и сильных кислот,

IV тип - соли слабых оснований и слабых кислот.

Гидролизу подвергаются соли, в составе которых есть ион слабой кислоты или основания, т.е. соли II, III и IV типа.

Записываем примеры уравнений гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.

Учащимся предлагается самостоятельно составить уравнения гидролиза нитрата цинка и силиката натрия. Двое учащихся пишут те же уравнения на переносных досках, а остальные учащиеся затем сверяют их со своими записями.

На примере гидролиза хлорида железа (III) обращаем внимание на то, что гидролиз практически всегда идёт по первой стадии, поэтому в уравнениях пишут одну молекулу воды:

FeCl₃  Fe³⁺ + 3Cl^-

Fe³⁺ + 3Cl^-- + H₂O  FeOH²⁺ + OH^-- + 3Cl^-

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + H₂O  FeOHCl₂ + HCl

Внимание учащихся привлекаем к таблице растворимости.

Проблемный вопрос: Почему в ряде клеток в таблице растворимости стоит прочерк?

Учащиеся приходят к выводу, что о растворимости этих солей нельзя судить, так как при растворении в воде и при продолжительном нахождении во влажном воздухе они полностью гидролизуются на основание и кислоту.

Вывод: Тип гидролиза зависит от состава соли, от её «происхождения».

Слово «гидролиз» означает «разложение водой». Это явление характерно не только для солей, но и для других соединений. Оно распространено в природе и используется в промышленности. В результате гидролиза минералов - алюмосиликатов - происходит разрушение горных пород. Гидролиз солей ( например, Na₂CO₃, Na₃PO₄) применяется при очистке воды и уменьшения её жёсткости. В больших масштабах осуществляется гидролиз древесины. Растущая быстрыми темпами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья ( древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы, кукурузной кочерыжки) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкозу, твёрдый оксид углерода (IV), фурфурол, метиловый спирт, лигнин и многие другие. В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений.

V Закрепление изученного материала

Понимание учащимися сущности гидролиза проверяем в процессе беседы с использованием проблемных вопросов:

1. В растворах щелочей растворяются жиры. Почему при стирке добавляют соду или поташ?

2. Почему нельзя хранить раствор соды в оцинкованной или алюминиевой посуде?

3. Прежде, чем использовать долго хранившиеся в лаборатории растворы железного и медного купороса, к ним добавляют серную кислоту. Зачем?

VI Подведение итогов

VII Домашнее задание: изучить конспект,

Упражнение1 Написать уравнения гидролиза солей в ионном и молекулярном виде: а/ хлорида алюминия, б/ сульфита натрия.

Упражнение2 Составьте полные ионные уравнения следующих процессов:

а/ Pb²⁺ + 2OH^--  Pb(OH)₂

б/ SO₃^2-- + 2OH^--  H₂O + SO₂

Приложение

ОПОРНЫЙ КОНСПЕКТ

Гидролиз - это реакция обменного разложения между различными веществами и водой.

Гидролиз соли - это процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита

1. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием

K₂CO₃  2K⁺ + CO₃^2-

CO₃^2- + H₂O  HCO₃^-- + OH^-

2K⁺ + CO₃^2-- + H₂O 2K⁺ + HCO₃^-- + OH^-

K₂CO₃ + H₂O  KHCO₃ + KOH

Среда щелочная

2. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

СuCl₂ Cu²⁺ + 2Cl^--

Cu²⁺ + H₂O  CuOH^-- + H⁺

Cu²⁺ + 2Cl^-- + H₂O  CuOH^-- + 2Cl^-- + H⁺

CuCl₂ + H₂O  CuOHCl + HCl

Среда кислая

3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислот

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются.

Вывод: Гидролиз солей происходит тогда, когда их ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации, способны образовывать с водой слабые (малодиссоциирующие) электролиты.