Конспект урока по химии на тему: "Гидролиз органических и неорганических веществ"

Тема: Гидролиз органических и неорганических веществ

Цели урока:

Образовательные: сформировать представление о гидролизе, его сущности, химизме процесса; научить составлять уравнения реакции гидролиза в молекулярном и сокращенном ионном виде, определять реакцию среды и окраску индикатора в растворе данной соли.

Развивающие: продолжить формирование знаний о диссоциации веществ, о реакциях ионного обмена.

Воспитательные: воспитывать навыки коллективного труда; чувство ответственности.

Методы обучения: объяснительно-иллюстративный; частично-поисковый;

Формы обучения: фронтальная; групповая; индивидуальная.

Оборудование: презентация «Гидролиз солей», проектор, реактивы

Ход урока

1.Организационный момент

2.Актуализация знаний по пройденному материалу

1. Назовите условия протекания электролитической диссоциации.

2.Каким образом меняется водородный показатель в разл. Средах?

3. Составьте с/м несколько уравнений электролит. Диссоциации.

Подведение к изучению нового материала: Учащимся предлагается исследовать среду 4 растворов: NaCl, Na₂CO₃, AlCl₃, Al₂S₃. Определите как изменяется цвет индикатора? (Учащиеся определяют среду раствора)

Почему в одном случае индикатор меняет цвет, а в другом нет?

Вам были выданы растворы солей. Что кроме соли ещё присутствует в растворе?

Совершенно верно, вода. Вода вступает в реакцию с солями, и разлагает их.

Вода– «гидро», разложение- «лизис». Мы с вами подошли к изучаемой на этом уроке теме: «Гидролиз»

Изучение нового материала:

Гид­ро­лиз – это об­мен­ная ре­ак­ция ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щая к его раз­ло­же­нию.

Элек­тро­ли­ты де­лят­ся на силь­ные элек­тро­ли­ты и сла­бые.

СИЛЬ­НЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ	СЛА­БЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ
Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л близ­ка к 100%. Дис­со­ци­и­ру­ют прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.	Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л зна­чи­тель­но мень­ше 100%. Дис­со­ци­и­а­ция необ­ра­ти­ма.
· Ще­ло­чи · Соли · Неко­то­рые неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4)	· Гид­рок­си­ды ме­тал­лов, кроме IA и IIA групп, рас­твор ам­ми­а­ка · Мно­гие неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (H2S, HCN, HClO, HNO2) · Ор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (HCOOH, CH3COOH) · Вода

Вода от­но­сит­ся к сла­бым элек­тро­ли­там, дис­со­ци­и­ру­ет на ионы лишь в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни  Н2О ↔ Н++ ОН-

Ионы ве­ществ, по­па­да­ю­щие в рас­твор, гид­ра­ти­ру­ют­ся мо­ле­ку­ла­ми воды. Но при этом может про­ис­хо­дить и дру­гой про­цесс. На­при­мер, ани­о­ны соли, ко­то­рые об­ра­зу­ют­ся при её дис­со­ци­а­ции,  могут вза­и­мо­дей­ство­вать с ка­ти­о­на­ми во­до­ро­да, ко­то­рые, пусть и в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни, но все-та­ки об­ра­зу­ют­ся при дис­со­ци­а­ции воды. При этом может про­ис­хо­дить сме­ще­ние рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции воды. Обо­зна­чим анион кис­ло­ты Х-.

Пред­по­ло­жим, что кис­ло­та силь­ная. Тогда она по опре­де­ле­нию прак­ти­че­ски пол­но­стью рас­па­да­ет­ся на ионы. Если кис­ло­та сла­бая, то она дис­со­ци­и­ру­ет непол­но­стью. Она будет об­ра­зо­вы­вать­ся при при­бав­ле­нии в воду из ани­о­нов соли и ионов во­до­ро­да, по­лу­ча­ю­щих­ся при дис­со­ци­а­ции воды. За счет её об­ра­зо­ва­ния, в рас­тво­ре будут свя­зы­вать­ся ионы во­до­ро­да, и их кон­цен­тра­ция будет умень­шать­ся. Н++ Х-↔ НХ

Но, по пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся в пер­вой ре­ак­ции в сто­ро­ну их об­ра­зо­ва­ния, т. е. впра­во. Ионы во­до­ро­да будут свя­зы­вать­ся с иона­ми во­до­ро­да воды, а гид­рок­сид ионы – нет, и их ста­нет боль­ше, чем было в воде до при­бав­ле­ния соли. Зна­чит, среда рас­тво­ра будет ще­лоч­ная. Ин­ди­ка­тор фе­нол­фта­ле­ин ста­нет ма­ли­но­вым.

Ана­ло­гич­но можно рас­смот­реть вза­и­мо­дей­ствие ка­ти­о­нов с водой. Не по­вто­ряя всю це­поч­ку рас­суж­де­ний, поды­то­жи­ва­ем, что если ос­но­ва­ние сла­бое, то в рас­тво­ре будут на­кап­ли­вать­ся ионы во­до­ро­да, и среда будет кис­лая.

 2. Классификация катионов и анионов

Ка­ти­о­ны и ани­о­ны солей можно раз­де­лить на два типа. Рис. 2.

 3. Отношение к гидролизу солей разных типов

По­сколь­ку и ка­ти­о­ны и ани­о­ны, со­глас­но дан­ной клас­си­фи­ка­ции, бы­ва­ют двух типов, то всего су­ще­ству­ет 4 раз­но­об­раз­ных ком­би­на­ции при об­ра­зо­ва­нии их солей. Рас­смот­рим, как от­но­сит­ся к гид­ро­ли­зу каж­дый из клас­сов этих солей.

Ка­ки­ми по силе кис­ло­той и ос­но­ва­ни­ем об­ра­зо­ва­на соль	При­ме­ры солей	От­но­ше­ние к гид­ро­ли­зу	Среда	Окрас­ка лак­му­са
Соль силь­но­го ос­но­ва­ния и силь­ной кис­ло­ты	NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4	Гид­ро­ли­зу не под­вер­га­ют­ся.	ней­траль­ная	фи­о­ле­то­вый
Соль сла­бо­го ос­но­ва­ния и силь­ной кис­ло­ты	ZnSO4, AlCl3, Fe(NO3)3	Гид­ро­лиз по ка­ти­о­ну. Zn2+ + HOH   ZnOH+ + H+	кис­лая	ро­зо­вый
Соль силь­но­го ос­но­ва­ния и сла­бой кис­ло­ты	Na2CO3,К2SiO3, Li2SO3	Гид­ро­лиз по ани­о­ну CO32 + HOH   HCO3 + OH	ще­лоч­ная	синий
Соль сла­бо­го ос­но­ва­ния и сла­бой кис­ло­ты	FeS, Al(NO2)3, CuS	Гид­ро­лиз и по ани­о­ну, и по ка­ти­о­ну.	среда рас­тво­ра за­ви­сит от того, какое из об­ра­зу­ю­щих­ся со­еди­не­ний будет более сла­бым элек­тро­ли­том.	за­ви­сит от более силь­но­го элек­тро­ли­та.

Уси­лить гид­ро­лиз можно раз­бав­ле­ни­ем рас­тво­ра или на­гре­ва­ни­ем си­сте­мы.

Соли, ко­то­рые под­вер­га­ют­ся необ­ра­ти­мо­му гид­ро­ли­зу

Ре­ак­ции ион­но­го об­ме­на про­те­ка­ют до конца при вы­па­де­нии осад­ка, вы­де­ле­ния газа или ма­ло­дис­со­и­ру­е­мо­го ве­ще­ства.

2 Al (NO3)3+ 3 Na2S +6 Н2О→ 2 Al (OH)3 ↓+ 3 H2S↑+6 NaNO3 (1)

Если взять соль сла­бо­го ос­но­ва­ния и сла­бой кис­ло­ты и при этом и ка­ти­он, и анион будут мно­го­за­ряд­ным, то при гид­ро­ли­зе таких солей будет об­ра­зо­вы­вать­ся и нерас­тво­ри­мый гид­рок­сид со­от­вет­ству­ю­ще­го ме­тал­ла, и га­зо­об­раз­ный про­дукт. В дан­ном слу­чае гид­ро­лиз может стать необ­ра­ти­мым. На­при­мер, в ре­ак­ции (1) не об­ра­зу­ет­ся оса­док суль­фи­да алю­ми­ния.

Под это пра­ви­ло под­па­да­ют сле­ду­ю­щие соли: Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, CuCO3. Эти соли в вод­ной среде под­вер­га­ют­ся необ­ра­ти­мо­му гид­ро­ли­зу. Их невоз­мож­но по­лу­чить в вод­ном рас­тво­ре.

В ор­га­ни­че­ской химии гид­ро­лиз имеет очень боль­шое  зна­че­ние.

 4. Кислотность раствора

При гид­ро­ли­зе из­ме­ня­ет­ся кон­цен­тра­ция ионов во­до­ро­да в рас­тво­ре, а во мно­гих ре­ак­ци­ях ис­поль­зу­ют­ся кис­ло­ты или ос­но­ва­ния. По­это­му, если мы будем знать кон­цен­тра­цию ионов во­до­ро­да в рас­тво­ре, то будет легче сле­дить за про­цес­сом и управ­лять им. Для ко­ли­че­ствен­ной ха­рак­те­ри­сти­ки со­дер­жа­ния ионов в рас­тво­ре ис­поль­зу­ет­ся pН рас­тво­ра. Он равен от­ри­ца­тель­но­му ло­га­риф­му кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да.

pН = - lg [ H+ ]

Кон­цен­тра­ция ионов во­до­ро­да в воде равна 10-7 сте­пе­ни, со­от­вет­ствен­но, рН = 7 у аб­со­лют­но чи­стой воды при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре.

Если до­лить в рас­твор кис­ло­ты или до­ба­вить соль сла­бо­го ос­но­ва­ния и силь­ной кис­ло­ты, то кон­цен­тра­ция ионов во­до­ро­да ста­нет боль­ше 10-7и рН < 7.

Если до­ба­вить ще­ло­чи или соли силь­но­го ос­но­ва­ния и сла­бой кис­ло­ты, то кон­цен­тра­ция ионов во­до­ро­да ста­нет мень­ше, чем 10-7и рН>7. См. рис. 3. Знать ко­ли­че­ствен­ный по­ка­за­тель кис­лот­но­сти необ­хо­ди­мо во мно­гих слу­ча­ях. На­при­мер, во­до­род­ный по­ка­за­тель же­лу­доч­но­го сока равен 1,7. Уве­ли­че­ние или умень­ше­ние этого зна­че­ния при­во­дит к на­ру­ше­нию пи­ще­ва­ри­тель­ных функ­ций че­ло­ве­ка. В сель­ском хо­зяй­стве ве­дет­ся кон­троль кис­лот­но­сти почвы. На­при­мер, для са­до­вод­ства наи­луч­шей яв­ля­ет­ся почва с рН = 5-6. При от­кло­не­нии от этих зна­че­ний в почву вно­сят под­кис­ля­ю­щие или под­ще­ла­чи­ва­ю­щие до­бав­ки.

Закрепление: Какую среду будет иметь раствор соли СН₃СООNa? По какому иону проходит гидролиз? Какую окраску в данном растворе приобретет лакмус? Ответ подтвердите уравнением реакции .

5.Домашнее задание: §18, упр.4-8

Рефлексия: написать синквейн на тему: «Гидролиз»

Под­ве­де­ние итога урока

В ходе урока мы изу­чи­ли тему «Гид­ро­лиз. Среда вод­ных рас­тво­ров. Во­до­род­ный по­ка­за­тель». Вы узна­ли о гид­ро­ли­зе – об­мен­ной ре­ак­ции ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щей к раз­ло­же­нию хи­ми­че­ско­го ве­ще­ства. Кроме того, было вве­де­но опре­де­ле­ние во­до­род­но­му по­ка­за­те­лю – так на­зы­ва­е­мо­му рН.