Тема урока «Гидролиз солей» - 11 кл
план-конспект урока по химии (11 класс)

Технология проблемного обучения с элементами развивающего обучения. Главное при осуществлении проблемного обучения - проанализировать содержание, чтобы обнаружить в нем проблемы, а затем выстроить их в порядке подчинения друг другу. В этом случае проблемное обучение приобретает системность, что очень важно.

 Данная технология позволяет дать прочные знания, умение в доступной форме излагать сложные проблемы и искать пути их решения.

Тема урока «Гидролиз солей».

Цель урока.  Изучить сущность процесса гидролиза солей в водных растворах. Задачи урока.

Обучающие:

Продолжить формирование понятия о гидролизе в целом и о гидролизе солей в частности. Расширение знаний о типах (генезисе) и химических свойствах солей. Научить учащихся составлять полные и сокращенные ионные уравнения реакций гидролиза солей. Сформировать умение предсказывать среду раствора солей от его типа.

Провести исследование по изучению строения, физических и химических свойств глюкозы. Сформировать умение предсказывать строение молекулы вещества исходя из его химических свойств.

Развивающие:

Формирование навыков ставить проблему, определять цель, выдвигать и проверять гипотезу; умения наблюдать, сравнивать состав и свойства солей, выявлять причинно-следственные связи, прогнозировать реакцию среды раствора соли на основе анализа её состава, умения и навыков обобщения, умозаключения.

Воспитывающие: 

Формировать потребности в познавательной деятельности и ценностное отношение к знаниям; воспитать культуру общения через работу в парах «ученик - ученик», «учитель - ученик»; посредством химического эксперимента прививать навыки трудолюбия, аккуратность; воспитать у учащихся наблюдательность, внимание, пытливость, инициативу и культуру эксперимента.

Тип урока: комбинированный

Методы обучения: проблемно-исследовательский, практический, частично-поисковый.

Оборудование. Дистиллированная вода, оксиды натрия и кальция, карбид кальция; на столах учащихся и демонстрационном столе: растворы хлорида натрия, хлорида алюминия, карбоната натрия, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый, стаканы и цилиндры (для демонстрационных опытов), штатив с пробирками и стеклянные палочки; таблица «Гидролиз солей».

                        План урока

 1. Организационный этап

   Цель данного этапа: подготовить учащихся к работе на уроке.

Подготовка учащихся к восприятию нового материала.

2. Мотивация учебной деятельности учащихся. Цель данного этапа: обеспечить мотивацию и принятие учащимися целей и задач урока

-Воспроизведение в памяти учащихся опорных положений о растворах, электролитической диссоциации, кислотах, основаниях и солях с позиции ТЭД

-Формулирование целей и задач урока.

3. Операционно – исполнительский этап.

Цель данного этапа: через эвристическую беседу, компьютерную презентацию, демонстрационный химический эксперимент и лабораторные опыты обеспечить осмысленное восприятие знаний по теме «Гидролиз солей».

-Исследование среды растворов солей (Демонстрационный опыт)

-Определение типов солей по происхождению

- Составление уравнений гидролиза солей

-Исследование среды растворов других солей (лабораторный опыт)

4. Оценочно-рефлексивный этап

Цель этапа: выявить качество и уровень овладения знаниями и умениями по данной теме.

- Первичный контроль усвоения знаний, самопроверка.

-Подведение итогов занятия.

Ход урока.

1. Оргмомент.
2. Мотивация учебной деятельности учащихся. Цель данного этапа: обеспечить мотивацию и принятие учащимися целей и задач урока

-Воспроизведение в памяти учащихся опорных положений о растворах, электролитической диссоциации, кислотах, основаниях и солях с позиции ТЭД

-Формулирование целей и задач урока.

 Фронтальная беседа-опрос:

 а) конкретизация сведений о кислотах и основаниях.

 1 Какой ион определяет свойства растворов кислот?

 2. Как определяется наличие катионов водорода в растворе?

 3. Чем отличаются сильные кислоты от слабых? Приведите примеры тех и других.

  4. Дать определение основаниям. Как можно обнаружить наличие гидроксид – ионов в растворе?

 5. Почему одни основания относятся к сильным электролитам, а другие к слабым? Привести примеры.

 6. Что представляет собой вода с точки зрения теории электролитической диссоциации?

 7. В воде находятся катионы водорода и гидроксид-ионы. Почему она не изменяет окраски индикаторов подобно кислотам и щелочам?

Ученики предполагают, что в растворе одинаковая концентрация частиц-носителей кислотных и щелочных свойств. На доске появляется запись:

                [H+] = [OH-]     нейтральная среда

                [H+] < [OH-]     щелочная среда

                [H+] > [OH-]     кислая среда

б) конкретизация сведений о солях.

3. Операционно – исполнительский этап.

Демонстрационный опыт: Испытание индикатором раствора кислоты, раствора щёлочи, дистиллированной воды и раствора соли карбоната натрия:

Вопрос классу: Как изменится цвет индикатора в растворе кислоты и щёлочи? Ученики предполагают верно: в кислотах индикатор краснеет, а в щелочах синеет. Какую реакцию среды имеют вода и раствор соли? Ожидаемый ответ – нейтральную среду, индикатор свой цвет не изменит. У учащихся вызывает удивление, что лакмус в растворе соли стал синим. Возникает проблемная ситуация, которую необходимо разрешить.

Учитель: А теперь, определим цели нашего урока:

Что нам нужно изучить? И чему мы должны научиться?

Схема 1

Учащиеся, пользуясь составленной схемой, формулируют цели и задачи урока

Можно считать, что соли – результат взаимодействия, в общем, противоположных по свойствам веществ – кислоты и основания.

Сколько типов солей может образоваться при взаимодействии кислот и оснований?

Схема 2

2. В зависимости от силы основания или кислоты, из которых образованы соли, на какие типы их можно разделить? (На 4 типа) Схема №2.

1) соли, образованные катионами сильного основания и анионами сильной кислоты;

2) соли, образованные катионами сильного основания и анионами слабой кислоты;

3) соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты;

4) соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты.

Этимология понятия «гидролиз». Вы уже сталкивались с понятием «Гидролиз» в курсе биологии и химии 10 класса. Назовите какие вещества подвергаются гидролизу? Учащиеся называют и подчеркивают, что особенность воды проявляется в свойстве ее молекул взаимодействовать со многими веществами, следовательно, соли могут взаимодействовать с водой.

Учитель предлагает экспериментально проверить правильность выдвинутой гипотезы.

Определите среду раствора следующих солей: Na2CO3, ZnCl2, NaCl? Какими по силе кислотами и основаниями образованы? Определите тип каждой соли

Лабораторный опыт №1. В четыре пробирки наливаем дистиллированную воду и по 2-3 капли раствора лакмуса. Одну пробирку оставляем в качестве контрольной, а в остальных растворяем по 2-3 кристаллика солей: в первой – хлорида натрия, во второй – карбоната натрия, в третьей – хлорида цинка. Результаты вносим в таблицу.

Схема №3

Наблюдения свидетельствуют, что: в растворе хлорида натрия не появляется избытка ионов H+ или OH-; в растворе карбоната натрия появляется избыток ионов OH-; в растворе хлорида цинка появляется избыток ионов H+.

Возникает проблемная ситуация: как объяснить появление в растворах некоторых солей избытка ионов H+ и OH- ? Почему раствор хлорида натрия имеет нейтральную среду, карбоната натрия – щелочную, а хлорида цинка – кислую?

Приступаем к решению проблемы.

Разбираем состав первой системы (раствор карбоната натрия). Соль сильный электролит, в растворе содержится в виде ионов:

 Na2CO3  = 2Na+  +  CO32-

Вода очень слабый электролит. Могут ли Na+ взаимодействовать с молекулами воды? Допустим, Na+ + HOH = NaOH + H+, при этом образуется сильный электролит NaOH , который в растворе существует в виде ионов, поэтому данная гипотеза не подтверждается.

Могут ли ионы CO32-  реагировать с водой? Тогда

CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH-. Данная гипотеза имеет смысл, так как при этом образуется очень малодиссоциирующий ион HCO3-, прочно удерживающий протон H+.

Может ли гидролиз продолжаться дальше?

HCO3- + HOH ↔ H2CO3 + OH-. Этот факт мало вероятен, потому что увеличение гидроксид-ионов OH- неминуемо приведет к взаимодействию с образовавшейся кислотой (принцип Ле Шателье). Следовательно в системе устанавливается динамическое равновесие:

Пишем уравнение гмдролиза:

Na2CO3 + HOH ↔

2Na+  + CO32- + HOH ↔ 2Na+ + HCO3- + OH-

CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH-

Почему среда данной системы стала щелочной? Из уравнения реакции видно, что внесение в нейтральную среду анионов слабого электролита вызвало сдвиг равновесия диссоциации воды в сторону образования гидроксид-ионов.

Какие соли будут вести себя подобным образом? Обратите внимание на состав соли.

Учащиеся делают вывод: Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергаются гидролизу, так как анионы слабой кислоты, связывая ион водорода, вызывают сдвиг равновесия воды в сторону образования гидроксид-ионов OH-, от которых система приобретает щелочную среду, то есть [H+] < [OH-]. Учащиеся записывают вывод в соответствующую строку схемы №1.

Какой вывод можно сделать:

Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой в растворе дают щелочную среду, гидролиз идет по аниону.

Далее разбираем состав второй системы (раствор хлорида цинка).

Растворимая соль - сильный электролит, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl-

Вода очень слабый электролит и находится в основном в виде молекул. Могут ли анионы Cl- взаимодействовать с молекулами воды? Допустим,

Cl- + HOH = HCl + OH-.  Эта гипотеза лишена смысла, так как HCl будучи сильным электролитом не может в растворе содержаться в виде молекул.

Выдвигаем вторую гипотезу: могут ли катионы цинка взаимодействовать с водой? Тогда Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+ 

Гипотеза имеет смысл, так как при этом образуется малодиссоциирующий ион ZnOH+, прочно удерживающий гидроксид-ион.

Может ли гидролиз дальше продолжаться с образованием основания?

ZnOH+ + HOH ↔ Zn(OH)2 + H+. Не может, так как это приведет к удвоению катионов водорода, что неминуемо сдвинет равновесие в сторону обратной реакции. Следовательно в системе устанавливается динамическое равновесие:

ZnCl2 + HOH ↔

Zn2+ + 2Cl- + HOH ↔ ZnOH+ + 2Cl- + H+

Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+

Как правило, растворимость основных солей меньше, чем средних, поэтому возможен частичный уход продуктов гидролиза. При длительном хранении растворов подобных солей на дне емкости образуется осадок в виде основных солей.

Вопрос учащимся:

1. Почему гидролиз подобных солей не идет до конца, хотя одно и тоже вещество частично выводится из сферы реакции? В данном случае образование основных солей (ZnOHCl) увеличивает концентрацию катионов водорода, что обязательно приведет к обратной реакции. А основные соли не могут существовать в кислой среде, вследствие нейтрализации:

ZnOHCl + H+ = Zn2+ + HOH + Cl-

2. Как можно предотвратить образование нежелательных осадков? Ожидаемый ответ: Подкислить раствор соответствующей кислотой, чтобы не вводить в него инородных анионов. В данном случае добавить в раствор немного соляной кислоты. Искусственное увеличение концентрации ионов водорода препятствует образованию основных солей.

3. Почему среда в данной системе кислая? (Образование ионов водорода). Какие соли ведут себя в растворе подобным образом?

Выслушав ответы, учитель учащихся подводит к выводу:

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, подвергаются гидролизу, так как катионы слабого основания вызывают сдвиг равновесия диссоциации воды в сторону образования катионов водорода, от которых среда становится кислой,

то есть  [H+] > [OH-]

Какой вывод можно сделать:

Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой в растворе дают кислотную среду, гидролиз идет по катиону.

Приступаем к разбору третьей системы. Для этого возвращаемся к первым двум выводам и акцентируем внимание учащихся на том, что с составными частями воды взаимодействовал катион слабого основания, либо анион слабой кислоты и это взаимодействие приводило к образованию слабого электролита. Учащиеся сами рассматривают варианты взаимодействия ее частиц:

NaCl = Na+ + Cl-

Na+ + HOH = NaOH + H+ такое взаимодействие невозможно, так как щелочь это сильный электролит и в растворе существует в виде ионов.

Cl- + HOH = HCl + OH- такое взаимодействие так же невозможно, так как соляная кислота сильный электролит и в растворе существует в виде ионов. После чего учащихся подводим к выводу, что соли, образованные катионами сильного основания и анионами сильной кислоты, гидролизу не подвергаются.

Соль состоит из остатков сильной кислоты и сольного основания,  может ли в данном случае образоваться слабый электролит? Следовательно, гидролиз не протекает.

в растворе сохранятся равенство: [H+] = [OH-] и это заносим в соответствующую колонку таблицы и вывод в соответствующую строку схемы №3.

После этого обращаем внимание учащихся на таблицу растворимости солей и спрашиваем: К какому типу относятся те соли, против которых стоит прочерк? Эти соли образованы катионами слабых оснований и анионами слабых кислот; они полностью разлагаются водой.

Демонстрационный опыт: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Обращаем внимание, что образующиеся вещества удаляются из сферы реакции в виде осадка и газа.

4. Оценочно-рефлексивный этап

Учитель: Какие выводы следуют из нашего эксперимента?

В заключении отмечаем в виде выводов:

1. Гидролизу подвергаются все растворимые соли, кроме солей, образованных катионами сильных оснований и анионами сильных кислот.

2. Обратимый гидролиз не идет до конца, так как устанавливается динамическое равновесие, при этом образуются кислые или основные соли.

           Думаю, теперь мы сможем сформулировать определение понятия «гидролиз».

Проанализируйте записи уравнений гидролиза солей, к какому типу отнесем данные реакции?

- реакции ионного обмена.

Что является движущей силой гидролиза?

- образование слабого электролита.

Кто может сформулировать это определение?

Гидролиз – это реакция обмена между солями и водой приводящая к образованию слабого электролита.

Демонстрационный опыт: 

гидролиз хлорида железа (III) при кипячении. В результате выпадает осадок, прошёл гидролиз до конца, следовательно, вывод:

3. Динамическое равновесие во многом зависит от температуры, концентрации. Равновесие может быть сдвинуто в сторону образования продукта гидролиза при кипячении.

4.   Необратимый гидролиз идет до конца с образованием осадка и газа.

Гидролиз используют в химической и пищевой промышленности. На нем основаны важнейшие реакции в живых организмах. Моющие средства – это легко гидролизующиеся вещества.

4.   Оценочно-рефлексивный этап:

Подчеркните формулы солей, которые не подвергаются гидролизу.

1. Напишите уравнения гидролиза солей, указав среду раствора:

AlCl3,  K2CO3,  MgSO4

 Задание на дом.

В домашнем задании я вам предлагаю 2 задания базового уровня,

1)Заполните таблицу 1.:

2) Даны растворы солей. сульфат аммония, нитрит кальция, хлорид аммония, ацетат натрия, сульфат кальция, сульфат калия, хлорид аммония, хлорид натрия, сульфид калия, хлорид хрома (III).

Задание: Оформите таблицу №2 по образцу первой строки

Таблица №2

ЛИТЕРАТУРА

1. Сгибнева Е.П., Скачков А.В. «Современные открытые уроки химии», Ростов-на – Дону, «Феникс», 2002г.
2. Габриелян О.С., Лысова Г.Г.,  Введенская А.Г. «Настольная книга учителя. Химия 11 класс», Москва, «Дрофа», 2003г.
3. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. «Химия. 10 класс», Москва, «Оникс 21 век», 2004г.
4. Научно-методический журнал «Химия в школе» №8, 2008 год.