урок химии в 9 классе "Гидролиз неорганических соединений"
план-конспект урока по химии (9 класс) на тему

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ (урок химии в 9 классе)

Цели:

• сформировать представление о гидролизе, сущности гидролиза солей
• научить составлять уравнения р-ций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде
• определять р-цию и тип среды раствора электролита на основании состава соли

Основные понятия:

• гидролиз
• гидролиз по катиону, гидролиз по аниону
• молекулярный и ионный вид уравнения гидролиза
• р-ция среды.

Оборудование: H2O, AICI3, Na2CO3, NaCI, CuCI2, универсальный индикаторы, спиртовка, пробирки и пробиркодержалки.

План изложения

1. Эксперимент, определение р-ции среды растворов солей универсальным индикатором.

2. Понятие гидролиза солей, алгоритм составления уравнения гидролиза солей.

а) по катиону

б) по аниону

      3. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием

      4.  Гидролиз других неорганических соединений

      5. Значение гидролиза солей в живом организме, в природе, в быту.  

      6. Отработка умений составлять уравнения гидролиза солей (1 ступ.), опред. характер среды.

Эксперимент по группам

1 группа       AICI3              розовый цвет           рН < 7           среда кислая

                      Na2CO3          синий цвет               рН > 7            среда щелочная

                      NaCI              зеленый цвет            рН = 7             среда нейтральная

 2 группа      CuCI2

                      K3PO4

                      Na2SO4           

 Гидролиз – взаимодействие соли с водой, в результате которого идет образование слабого    

               электролита.

• если кислота слабая – кислая соль
• если основание слабое – основная соль
• при этом происходит изменение среды раствора.
• гидролиз – процесс обратимый.
• гидролизу подвергаются растворимые соли, в состав которого входит либо катион слабого

электролита, либо анион слабого электролита.

• если катион слабого электролита – идет гидролиз по катиону
• если анион слабого электролита – идет гидролиз по аниону
• если катион и анион многозарядные – гидролиз идет ступенчато.
• если в состав соли входят катион и анион слабых электролитов, идет необратимый гидролиз
• гидролизу не подвергаются соли, образованные катионами и анионами сильных электролитов, а также не растворимые соли.

Написать уравнения гидролиза солей, использованных в эксперименте: 

AICI3                        CuCI2

Na2CO3                     K3PO4

NaCI                          Na2SO4   

   Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой,  

    идет необратимый гидролиз.

AI2S3 + 6H2O → 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑

NH4CN + H2O ↔ NH3•H2O + HCN

NH4 (CH3COO) + H2O ↔ NH3•H2O + CH3COOH

В этих случаях гидролиз тоже обратимый процесс, но равновесие смещено в сторону продуктов

реакции.

   Гидролиз других неорганических соединений

• Гидролиз карбидов металлов дает возможность получить углеводороды

СaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2↑

AI2C4 + 12H2O → 4AI(OH)4 + 3CH4↑

• Гидролиз галогенидов неметаллов приводит к образованию кислородсодержащей кислоты и галогеноводорода

SiCI4 + 3H2O → H2SiO3↓ + 4HCI

• Фосфиды, нитриды некоторых металлов разлагаются водой до соответствующего основания и фосфинаили аммиака (водородного соединения неметалла)

Mg3P2 + 6H2O → 3Mg(OH)2↓ + 2PH3↑

• Гидриды металлов

NaH + H2O → NaOH + H2↑

Обратите внимание, что во всех реакциях гидролиза степени окисления х.э. не меняются, за исключением последней.

Примеры: какую р-цию среды имеют след. соли

KNO2, СuSO4, NH4NO3, Fe2(SO4)3

Если следует определить реакцию среды соли не составляя уравнения гидролиза следует помнить:

• Сильный пересиливает слабого,

если сильное основание – среда щелочная, если сильная кислота – среда кислая,

если сильное основание и сильная кислота – среда нейтральная

• Почему при гидролизе не наблюдается выпадение осадка? Гидролиз не доходит до III ступени.

Fe2(SO4)3 + 2HOH ↔ 2(Fe(OH)2+SO42- + H2SO4                        1 ступень

2(FeOH)SO4 + 2HOH ↔ [Fe(OH)2]SO4 + H2SO4                        2 ступень

[Fe(OH)2]SO4 + 2HOH ↔ 2Fe(OH)3 + H2SO4                        3 ступень

Так как гидролиз процесс обратимый, то как только начинает возрастать концентрация Н+, то по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону обратной реакции, в сторону исходных продуктов.

• Если требуется усилить гидролиз, то можно повысить t0, увеличить концентрацию исходных в-в.

             Значение гидролиза солей в живом организме, в природе, в быту  

Роль и практическое применение гидролиза (сообщения учащихся)

1 ученик: Гидролиз в природе 

Обменные реакции между солями и водой широко распространены в природе. Явление гидролиза играет огромную роль в химическом преобразовании земной коры. Многие минералы земной коры - это сульфиды металлов, которые хотя и плохо растворимы в воде, постепенно взаимодействуют с ней. Такие процессы идут и на поверхности Земли, и особенно интенсивно в ее глубинах при повышенной температуре. В результате образуется огромное количество сероводорода, который выбрасывается на поверхность при вулканической деятельности. А силикатные породы постепенно переходят в гидроксиды, а затем в оксиды металлов. В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород. Известный нам малахит (Cu2(OH)2CO2) – не что иное, как продукт гидролиза природных карбонатов.

В Мировом океане соли также интенсивно взаимодействуют с водой. Выносимые речной водой гидрокарбонаты кальция и магния придают морской воде слабощелочную реакцию. Именно в такой слабощелочной среде прибрежных вод и зародилась жизнь на Земле, по мнению некоторых ученых.

2 ученик: Гидролиз в народном хозяйстве

Гидролиз доставляет немало хлопот нефтяникам. Как известно, в нефти имеются примеси воды и многих солей, особенно хлоридов кальция и магния. При нагревании нефти в процессе ее переработки до 2500С и выше происходит интенсивное взаимодействие указанных хлоридов с водяным паром. Образующийся при этом газообразный хлороводород вступает в реакцию с металлом, из которого сделано оборудование, разрушает его, что резко увеличивает стоимость нефтепродуктов.

Впрочем, на счету гидролиза немало и добрых дел. Например, образующийся при взаимодействии сульфата алюминия с водой мелкодисперсный осадок гидроксида алюминия уже несколько веков используется в качестве протравы при крашении. Оседая на ткань и прочно соединяясь с ней, гидроксид алюминия затем легко адсорбирует красители и образует весьма устойчивые красящие слои, которые выдерживают многократную стирку ткани. Без протравы качественной окраски тканей не получится.

Этот же процесс используют для очистки питьевой воды и промышленных стоков: рыхлый аморфный осадок гидроксида алюминия обволакивает частички грязи и адсорбирует вредные примеси, увлекая все это на дно. Примерно таков же механизм очистки природной воды глинами, которые представляют собой соединения алюминия.

Гидролиз солей Na2CO3 Na3PO4 применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости. Известкование почв с целью понижения их кислотности также основано на реакции гидролиза CO32- + НОН → НСО3- + ОН+

Посредством гидролиза в промышленности из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы) вырабатывается ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, сухой лед.

3 ученик: Гидролиз в жизни человека 

В повседневной жизни мы постоянно сталкиваемся с явлением гидролиза – при стирке белья, мытье посуды, умывании мылом. Даже процессы пищеварения, в частности, расщепление жиров, белков, углеводов протекают благодаря гидролизу.

            Отработка умений составлять уравнения гидролиза солей (1 ступ.), определить      

           характер среды.

Карточки

Дом. задание. Учебник Рудзитиса Г.Е. §10 упр. 2,3