Урок по теме "Гидролиз солей" 11 класс

Урок химии. 11 класс.

Тема урока: «Гидролиз солей».

Тип урока: изучения и первичного закрепления новых знаний.

Оборудование и реактивы:  индикаторы (лакмус, метилоранж, фенолфталеин),  соли – хлорид цинка, нитрат аммония, карбонат натрия, ортофосфат калия, ацетат аммония, хлорид натрия.

Задачи урока:

Образовательные:

·         Повторить такие понятия, как «сильные электролиты», «слабые электролиты»,  «водородный показатель  pH», «среда раствора», «константа диссоциации».

·         Сформировать понятие о гидролизе как реакции обмена между неорганическими и органическими веществами и водой.

·         Провести практическую работу по теме «Отношение солей к воде в присутствии индикаторов».

·         Рассмотреть практическое значение гидролиза.

Развивающие: Развивать логическое мышление учащихся, внимание, память, речь.

Воспитательные: Формировать научное мировоззрение. Воспитывать активность, самостоятельность, интерес к предмету. Содействовать воспитанию у учащихся организованности, аккуратности при проведении эксперимента, умения организовать взаимопомощь при работе в парах.

На данном уроке использовались следующие методы обучения (по Бабанскому Ю. К.):

·         Метод формирования интереса к учению;

·         Перцептивные методы (передачи и восприятия учебной информации посредством чувств): словесные, наглядные, аудиовизуальные, практические;

·         Проблемно – поисковые методы;

·         Методы контроля.

Методы обучения (по Гузееву В.): репродуктивный, проблемный.

Формы организации обучения: фронтальная (коллективная), парная.

На уроке использовались современные образовательные технологии: проблемное обучение, групповые технологии.

Ход урока:

1.       Организационный момент.

2.       Постановка цели и мотивация учебной деятельности.

3.       Изучение новой темы.

4.       Практическая работа «Отношение солей к воде в присутствии индикаторов».

5.       Подведение итогов занятия. Рефлексия.

6.       Домашнее задание.

      В  начале урока учитель проводит фронтальный опрос, в ходе которого учащиеся повторяют такие понятия, как «сильные электролиты», «слабые электролиты», «водородный показатель  pH», «среда раствора», «константа диссоциации». Затем учитель переходит к объяснению нового материала, вводит понятие «гидролиз солей».

Гидролиз (от греч. «гидро» – вода и  «лизис» – разложение) – это разложение водой. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. ( Давая такое определение реакции гидролиза, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов и движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц. )

Всегда ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос с учениками, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут и, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают. Например,  хлорид натрия, хлорид калия, сульфат натрия. Другими примерами подобных солей могут быть галогениды (кроме фторидов), нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов. Среда раствора нейтральная (pH = 7). Индикаторы свой цвет не изменяют. (Доказать с помощью эксперимента.)

Какие типы гидролиза возможны? Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможны три типа гидролиза:

• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Гидролиз по катиону. Как катион может взаимодействовать с водой?  Отмечаем, что катион – это положительно заряженная частица, а молекула воды полярна, условно можно представить ее состоящей из положительно заряженного атома водорода и отрицательно заряженной гидроксильной группы. Какую же часть молекулы воды оторвет и присоединит к себе катион? Ученики  отвечают: «Гидроксильную группу!» Ответ подтверждаем записью уравнения, отмечая обратимость реакции:

                        Mⁿ⁺+ H–OH           MOH^{(n-1) +}+ H⁺.

Написав формулу образовавшейся частицы, тут же обсуждаем, что это за частица, будет ли она иметь заряд и какой, приходим к выводу, что, как правило, это гидроксокатион. А что останется от молекулы воды? Какую реакцию водного раствора обусловливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу. Ученики работают в парах. Они опытным путём определяют отношение солей к воде (хлорида цинка, нитрата аммония)  в присутствии индикаторов и заполняют таблицу (кроме последнего столбца).

Растворы солей	лакмус	Метиловый оранжевый	фенолфталеин	Уравнения реакций, поясняющие изменение цвета индикатора
Хлорид цинка
Нитрат аммония

После этого школьники могут самостоятельно сделать вывод: гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и кислой среды раствора (pH<7).

Отмечаем, что иногда (при n = 1) вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания. А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.

Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записывая уравнение:

                         An^n- + H–OH                    HАn^(n-1)- + OH^-.

Подводим учеников к выводу: гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и щелочной среды раствора. Подводим учеников к выводу: гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и щелочной среды раствора (pH>7).  Ученики  опытным путём определяют отношение солей к воде (карбоната натрия, ортофосфата калия))  в присутствии индикаторов и продолжают заполнять  таблицу (кроме последнего столбца).

Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды. Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов существует только на бумаге. На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше – зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее – кислота или основание. Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее кислота – наоборот. Как исключение возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.

В качестве примера рассмотрим  гидролиз ацетата аммония. Ученики определяют среду раствора и продолжают заполнять таблицу.

Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе. Предлагаем вспомнить принцип Ле –Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие. Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше и в отдельных случаях это может привести к полному гидролизу.

Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции в виде газа. (Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно в какой-то степени растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты.

Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах. Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основный карбонат меди (CuOH)₂CO₃.

Сульфид алюминия Al₂S₃  в воде подвергается необратимому гидролизу, так как появляющиеся при гидролизе по катиону ионы H⁺ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами ОН^-. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода. Поэтому сульфид алюминия нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия и сульфида натрия.

В  таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной реакции и т.п.

Алгоритм написания уравнений гидролиза

Когда школьники поняли суть реакции гидролиза,  составляем вместе с ними алгоритм написания уравнений гидролиза. Рассмотрим его на конкретных примерах.

 Пример 1. Гидролиз сульфата меди(II)

3.       Определяем тип гидролиза. На этом этапе школьники могут написать уравнение диссоциации соли:

                               CuSO₄ = Cu²⁺ +SO₄^2- .

Можно дать им «правило цепочки»: цепочка рвется по слабому звену, гидролиз идет по иону слабого электролита.

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

                             Cu²⁺ + H–OH             CuOH⁺ + H⁺.

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение. Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)₂SO₄, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два. Получаем:

                              2CuSO₄ + 2H₂O            (CuOH)₂SO₄ + H ₂SO₄.

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

 Пример 2. Гидролиз ортофосфата рубидия

3.       Определяем тип гидролиза:

                               Rb ₃PO₄ = 3Rb⁺ + PO^3-₄.

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид – сильное основание, ортофосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, – слабая кислота. Идет гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

                              PO ^3-₄   + H–OH            HPO^2- ₄  + OH–.

Продукты – гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

                             Rb ₃PO4 + H ₂O          Rb ₂HPO₄ + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

 Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

3.       Определяем тип гидролиза:

                          Al(CH ₃COO)₃ = Al³⁺ + 3CH ₃COO^-.

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты. Идет совместный гидролиз.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

                        Al³⁺ + H–OH          AlOH²⁺ + H⁺,

                        CH ₃COO^- + H–OH          CH ₃COOH + OH^-.

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3. Составляем молекулярное уравнение:

                        Al(CH ₃COO)₃ + H ₂O                 AlOH(CH ₃COO)₂ + CH ₃COOH.

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Гидролиз соли можно усилить:

a)       Добавить воды (уменьшить концентрацию);

b)      Нагреть раствор,  при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:

H₂O         H⁺ + ОH^- - 57 кДж,

а значит , увеличивает количество ионов Н⁺ и ОН^-, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

c)       Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например гидролиз цианида аммония NH₄CN будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака NH₃ и воды:

NH⁺₄ + CN^- + H₂O          NH₃  ^.  H₂O + HCN

 

                             NH₃      H₂O

Гидролиз можно подавить:

a)       Увеличить концентрацию растворенного вещества;

b)      Охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

c)       Ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.

       После выполнения этих заданий ученики самостоятельно заполняют последний столбец в таблице, записывают уравнения реакций, поясняющие изменение цвета индикатора. Затем ученики вместе с учителем проверяют правильность выполненного задания.

      Затем учащиеся слушают заранее подготовленное сообщение о гидролизе органических соединений: галогенопроизводных углеводородов, жиров и других сложных эфиров, углеводов (олиго – и полисахаридов), белков. Записывают уравнения реакций.

      Рассмотрение процесса гидролиза различных веществ заканчивают обсуждением его практического значения. Обобщая сведения, имеющиеся у учащихся, важно подчеркнуть значение гидролиза для живых организмов. Например, биологическая роль некоторых входящих в состав крови солей (гидрокарбоната и гидрофосфата натрия) заключается в поддержании постоянства концентрации ионов водорода, т.е. определенной реакции среды. Это осуществляется путем смещения химического равновесия при гидролизе по схеме:

HCO^-₃ + H₂O            H₂CO₃ + OH^-, HPO₄^2- + H₂O          H₂PO₄^- + OH^-

      Если в крови избыток ионов водорода Н⁺, они связываются гидроксильными ионами ОН^-, и равновесие смещается вправо; при избытке ионов ОН^- - влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно. Приведенный пример иллюстрирует один из механизмов поддержания постоянства внутренней среды организма (гемеостаза). Гидролиз сложно – эфирных, гликозидных и амидных связей играет важную роль в жизнедеятельности живых организмов, обеспечивая обмен  веществ.

      В практической деятельности людей гидролиз широко используют для получения спиртов, фенолов, высших предельных карбоновых кислот (из растительных  масел и животных жиров). Растущая быстрыми темпами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы, кукурузной кочерыжки) ряд ценных химических продуктов: этанол, метанол, белковые дрожжи, глюкозу, твердый оксид углерода (IV), скипидар и т.д.

      В конце урока учитель подводит итоги занятия.

Домашнее задание: учебник О. С. Габриеляна «Химия 11 класс» стр. 163-174

Письменно: стр. 174 вопрос №1, 3, 4,5.

Рефлексия.

Литература:

·         Г. М. Можаев «Гидролиз солей» , http//www.1september.ru

·         О. С. Габриелян «Химия 11 класс», М. , «Дрофа», 2005.

·         Т. В. Смирнова «Обучение химии в 11 классе», М., «Просвещение», 1992.

Анализ усвоенности материала и интереса к теме.

     Для  организации мыслительной  деятельности учащихся, использовались различные способы активизации мышления (система вопросов, заданий, создание проблемных ситуаций). На уроке наблюдается чередование лёгкого материала с трудным, письменных видов деятельности с устными.

   Поставленные цели и задачи урока достигнуты. Теоретический материал по теме «Гидролиз» изучен и закреплён. В ходе урока выполнена практическая работа по теме «Отношение солей к воде в присутствии индикаторов», заполнена таблица.