Моделирование урока "Гидролиз солей"

ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ПРОФЕССИОНАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ САРАТОВСКОЙ ОБЛАСТИ

САРАТОВСКИЙ ОБЛАСТНОЙ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ТЕХНИКУМ

МОДЕЛИРОВАНИЕ УРОКА

преподавателя Капрановаой О.А.

по дисциплине

«Общая и неорганическая химия» в группе ПНГ-11 З

2014 г.

ТЕМА: ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

ТИП ЗАНЯТИЯ: комбинированный урок

ЦЕЛИ:

         Образовательная:

ü сформировать понятия о гидролизе солей;

ü углубить знания студентов об обратимых химических реакциях;

ü научить студентов составлять ионные уравнения гидролиза;

ü закрепить практические навыки определения среды раствора.

Развивающая:

ü учить анализировать, выделять главное в процессе демонстрации опыта;

ü  уметь самостоятельно делать выводы, учить строить аналогию.

Воспитывающая:

ü формировать научное мировоззрение;

ü воспитывать осознанное отношение к своему здоровью и «здоровью» окружающей природы.

Самостоятельная работа: подготовка студентами сообщений:

ü Роль гидролиза в поддержании постоянства РН крови.

ü Процессы гидролиза в природных минеральных водах.

Межпредметные связи: физика, биология, экология.

Комплексно-методическое обеспечение:

ü План урока;

ü Карточки-задания (приложение 1);

ü Тестирующий материал (приложение 2);

ü Бланки ответов студентов (приложение 3);

ü Ответы для самостоятельной проверки тестовых заданий (приложение 4);

ü Таблицы («Гидролиз солей», «Типы солей»);

ü Растворы солей ZnCl₂, Na₂CO₃, NH₄CN, NaCl;

ü Универсальный индикатор (или универсальная лакмусовая бумага).

ХОД УРОКА:

1. Организационный момент

2. Обоснование значения изучаемой темы и цели урока, мотивация учебной деятельности

Преподаватель: Тема, изучению которой посвящено сегодняшнее занятие, может быть организована следующим образом: «Гидролиз солей. Электролиз солей». Она логически продолжает изучение закономерностей протекания химических реакций, смещения равновесия обратимых процессов и является одним из существенных вопросов теории растворов. Понимание процессов, происходящих при гидролизе солей, необходимо для объяснения явлений, происходящих в живых организмах, природных комплексах и системах. Многие вопросы биологии, медицины, гидрологии связаны с явлением гидролиза солей, поскольку он является основой их устойчивости и равновесия.

3. Воспроизведение основных положений изученного на предыдущих уроках материала и домашнего задания

Как и любой вопрос, имеющий большое практическое значение и применение, гидролиз основан на теории, а именно теории протекания химических явлений, теории растворов. Поэтому мы должны повторить основные идеи и понятия, имеющие непосредственное отношение к теме урока.

3.1. Индивидуальный опрос учащихся по вопросам домашнего задания:

ü Составление уравнений диссоциации солей (NaHSO₄, NaCl, Ca(OH)Cl, Al₂(SO₄)₃ и т.д.)

ü Сильные и слабые электролиты (разбор на группы из предлагаемого списка).

ü Выполнение тестовых заданий.

3.2. Фронтальный опрос («Интеллектуальная разминка»):

ü Что такое химическое равновесие?

ü Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

ü Какие факторы и при каких условиях не влияют на смещение химического равновесия?

ü Роль катализаторов и ингибиторов на химическое равновесие.

ü Что такое растворы?

ü Что представляют собой расплавы солей? Чем они отличаются от растворов?

Подведение итогов: «Итак, мы выяснили, что растворы − это гомогенные системы, содержащие не менее двух компонентов. Наибольшее значение в природе и технике имеют жидкие растворы, в которых в качестве растворителя выступает вода. Растворение - это сложный физико-химический процесс. Гидролиз — это один из этих процессов, реакция обменного разложения между веществом и водой».

4. Объяснение нового материала

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей. Рассмотрим подробнее процесс их гидролиза. Соль мы рассматриваем как продукт взаимодействия кислоты и основания. Можно выделить 4 типа солей. Обратимся к схеме:

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Внести эти данные в таблицу: Гидролиз солей

№ п/п	Тип соли	Примеры	Гидролиз	Среда раствора
1.	Образована слабым основанием и сильной кислотой.	ZnCl2	+	PH < 7 кислая
2.	Образована сильным основанием и слабой кислотой.	Na2CO3	+	PH > 7 щелочная
3.	Образована слабым основанием и слабой кислотой.	NH4CN	+	Зависит от относит. силы
4.	Образована сильным основанием и сильной кислотой.	NaCl	-	PH = 7 нейтральная

На демонстрационном столе – растворы солей:

ZnCl₂, Na₂CO₃, HN₄CN, NaCl. Демонстрация опыта.

Вопросы учащимся:

ü К какому типу относится данная соль?

ü Какова среда раствора?

Данные вводятся в таблицу.

Проблемная задача: «Почему растворы солей ведут себя по-разному?»

Разбор механизма гидролиза солей каждого типа.

Происходит химическое взаимодействие вещества с растворителем. Растворителем является вода. Ее молекулы диссоциируют слабо:

H₂O           H⁺ + OH^- . При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ионов в слабый электролит.

         При связывании ионов Н⁺ в растворе накапливаются ионы ОН^-, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН^- накапливаются ионы Н⁺  − среда кислая.

         Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, или катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, а также катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Разбор механизма гидролиза солей

KNO₂ (образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты) гидролизуется по аниону. При растворении этой соли в воде NO₂^- связываются с водородными ионами воды, образуя слабо диссоциирующее вещество HNO₂, а ОН^—ионы освобождаются из молекул воды, придавая раствору щелочную реакцию среды.

KNO₂ + H₂O         KOH + HNO₂

K⁺ + NO₂^- + HOH        K⁺ + OH^- + HNO₂

NO₂^- + HOH         OH^- + HNO₂

Cu(NO₃)₂ (образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты) гидролизуется по катиону. OH^--ионы связываются в слабый электролит, а Н⁺- ионы накапливаются в растворе – среда раствора такой соли кислая. Гидролиз такой соли протекает ступенчато:

I ступень  Cu(NO₃)₂ + H₂O          CuOHNO₃ + HNO₃

                 Cu²⁺ + 2NO₃^- + HOH          CuOH⁺ + NO₃^- + H⁺ + NO₃^-

                 Cu²⁺ + HOH        CuOH⁺ + H⁺

II ступень CuOHNO₃ + H₂O         Cu(OH)₂ + HNO₃

                 CuOH⁺ + NO₃^- + HOH         Cu(OH)₂ + H⁺ + NO₃^-

                  CuOH⁺ + HOH         Cu(OH)₂ + H⁺

NH₄CH₃COO (образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты) гидролизуется по катиону и аниону, но реакция среды будет нейтральной, так как степени диссоциации соответствующего основания и соответствующей кислоты приблизительно одинаковы:

NH₄CH₃COO + H₂O         NH₄OH + CH₃COOH

NH₄⁺ + CH₃COO^- + HOH        NH₄OH + CH₃COOH

(NH₄)₂CO₃ (образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты) гидролизуется по катиону и аниону, реакция среды будет слабощелочной, так как степень диссоциации NH₄OH (1,3%) больше степени диссоциации H₂CO₃ (0,17%).

I ступень  (NH₄)₂CO₃ + H₂O         NH₄OH + NH₄HCO₃

                  2NH₄⁺ + CO₃^2- + HOH        NH₄OH + NH₄⁺ + HCO₃^2-

II ступень  NH₄HCO₃ + H₂O          NH₄OH + H₂CO₃

                   NH₄⁺ + HCO₃^2- + HOH         NH₄OH + H₂CO₃

KNO₃ (образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты) гидролизу не подвергается, и среда нейтральная, так как единственным слабым электролитом остается сама вода, где концентрация ионов H⁺ и OH^- находятся в равновесии.

При взаимодействии растворов двух солей может происходить взаимоное усиление гидролиза. Например, в растворе Fe₂(SO₄)₃ и K₂CO₃, взятых порознь, практически устанавливаются следующие равновесия:

Fe³⁺ + HOH           (FeOH)²⁺ + H⁺

CO₃^2- + HOH          (HCO₃)^- + OH^-

Если смешать растворы этих солей, то ионы H⁺ и OH^- в виде воды уходят из сферы реакции, что приводит к активизации последующих ступеней гидролиза и, в конечном счете, – к образованию основания и кислоты:

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

Выводы: гидролиз соли − это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты.

Составление алгоритма записи уравнений реакции гидролиза:

ü Записать уравнение диссоциации воды;

ü Записать уравнение диссоциации соли;

ü Выбрать слабый ион;

ü Записать его взаимодействие с водой;

ü Определить среду раствора.

5. Творческая исследовательская работа студентов

ü Роль гидролиза в поддержании постоянства рН крови.

ü Влияние окружающей среды на рН крови.

ü Роль здорового образа жизни в поддержании постоянства рН крови.

ü Процессы гидролиза в природных минеральных водах.

6. Проверка качества усвоения материала, закрепление и обобщение изученного

ü Познавательные задания для учащихся: «Определить РН среды, на основании этого сделать вывод об их составе».

ü Написать уравнения гидролиза солей, представленных в таблице.

ü Выполнение тестирования.

ü Выводы и обобщения.

7. Домашнее задание

ü Ю.М. Ерохин «Химия» с. 82-85;

ü Задание № 2, 3, 4 (с.84);

ü Дополнительно: задание № 5, 6 (с. 84).

ПРИЛОЖЕНИЕ

Приложение 1

Задание 1. Составьте  уравнения диссоциации следующих солей: NaHSO₄, NaCl, Ca(OH)Cl, Al₂(SO₄)₃, Na₂CO₃, (CuOH)₂CO₃, Ca(H₂PO₄)₂, CaOHNO₃.

Задание 2. Выберите из списка предложенных веществ сильные и слабые электролиты: H₂SO₄, CH₃COOH, NaOH, Ca(OH)₂, H₃PO₄, HCl, HNO₂, Mg(OH)₂

Приложение 2

Вопрос	Варианты ответов
1. Найдите правильное выражение скорости для системы N2 (г) + 3H2 (г)        2NH3 (г)	1) v = k [N2] 2) v = k [3H2] 3) v = k [N2] [3H2] 4) v = k [N2] [H2]3
2. Химическое равновесие в системе наступает, когда	1) концентрация реагирующих веществ больше концентрации продуктов реакции 2) концентрация продуктов реакции больше концентрации исходных веществ 3) скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции 4) температура и давление в ходе реакции изменяются
3. Реакция, в которой повышение давления не вызовет смещения равновесия	1) 4HCl (г) + O2 (г)      H2O (г) + 2Cl2 (г) 2) MgCO3 (т)          MgO (т) + CO2 (г) 3) H2 (г) + Cl2 (г)     2HCl (г) 4) 2BaO2 (т)        2BaO (т) + O2 (г)
4. При повышении температуры на 50° С (γ=3) скорость реакции возрастает	1) в 9 раз 2) в 27 раз 3) в 81 раз 4) в 243 раза
5. Выделите ряд, где все вещества электролиты	1) HNO3, Fe(OH)3, BaCO3, NaOH 2) H2SO4, спирт, CaSO4, Mg(OH)2 3) H2CO3, крахмал, Cu(OH)2, CaCO3 4) HBr, CaCl2, RbOH
6. Степень электролитической диссоциации не зависит от	1) природы растворителя и растворенного вещества 2) давления 3) концентрации раствора
7. Электролиты (полярные) диссоциируют на ионы	1) в полярных растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью 2) в неполярных растворителях 3) при действии электрического тока 4) при низкой температуре
8. Выберите формулу вещества, электролитическая диссоциация которого протекает ступенчато	1) Fe2(SO4)3 2) H3PO4 3) K2SO4 4) Fe(OH)3
9. Отметьте вещества, растворы которых реагируют между собой с образованием осадка	1) Fe(OH)3 и H2SO4 2) Na2SO4 и HCl 3) FeCl3 и AgNO3 4) K2CO3 и HCl
10. Определите, в каком случае реакция протекает до конца	1) MgSO4 + Ba(NO3)2 → 2) MgCl2 + Ba(NO3)2 → 3) BaCl2 + Mg(NO3)2 → 4) BaSO4 + Mg(NO3)2 →

Приложение 3

Бланк ответов

студента______________________________________________________

группа__________ Специальность_______________ курс____________

дата____________

Бланк ответов

Код отве- та	Вопросы, №
	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10

Верно выполнено ____________заданий, оценка ____________________

Преподаватель ______________О.А. Капранова

Приложение 4

Ключ к тестовому заданию

1. 4)            6. 2)

2. 3)            7. 1)

3. 3)            8. 2)  

4. 4)            9. 3)

5. 4)            10. 1)