Гидролиз
статья по химии (9 класс)

Слайд 1

Презентация к уроку химии по теме: « Гидролиз » 11 класс. УМК Габриеляна О.С. Базовый уровень Сафронова Ирина Степановна ГБОУ средняя школа №235 им. Д.Д. Шостаковича Адмиралтейский район Санкт-Петербург 2018

Слайд 2

Гидролиз – это реакция обменного разложения веществ водой . Частицы растворенного вещества в воде окружены гидратной оболочкой. В некоторых случаях это приводит к химическому взаимодействию с образованием новых веществ, к реакции гидролиза. hydro – вода, lysis - распад

Слайд 5

Гидролиз галогеноводородов: t , OH R-Cl + H 2 O ↔ R-OH + HCl Гидролиз сложных эфиров: ∕∕ H , t ∕∕ R 1 -C + H 2 O ↔ R 2 -OH + R 1 - C O-R 2 OH О О

Слайд 6

Гидролиз углеводов: Крахмал пищи Глюкоза CO 2 , H 2 O, Q Гликоген Глюкоза Гидролиз Окисление Поликонден- сация Гидролиз Окисление C 12 H 22 O 11 + H 2 O → C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6 Сахароза глюкоза фруктоза

Слайд 7

Гидролиз белков: O H O H ║ │ ║ │ H 2 N – CH 2 – C – N – CH – C – N – CH – COOH CH 2 CH 2 OH OH трипептид HO H HO H O O O H 2 N – CH 2 – C + H 2 N – CH – C + H 2 N – CH – C OH OH OH CH 2 CH 2 OH SH аминокислоты │ │ │ │ │ │ │ │ ∕∕ ∕∕ ∕∕

Слайд 8

Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит. Любая соль – это продукт взаимодействия основания с кислотой. В зависимости от силы основания и кислоты выделяют 4 типа солей.

Слайд 10

Диссоциация кислот Сильные электролиты H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2- H NO 3 → H + + NO 3 - H Cl → H + + Cl - Слабые электролиты H 2 CO 3 ↔ H + + H CO 3 - H 2 SO 3 ↔ H + + H SO 3 - H 2 SiO 3 ↔ H + + H SiO 3 - H 2 S ↔ H + + H S - Органические кислоты: CH3COOH ; HCOOH

Слайд 11

Диссоциация оснований Сильные электролиты Щелочи Na OH → Na + + OH - K OH → K + + OH - Li OH → Li + + OH - Ba( OH ) 2 → Ba 2+ + 2OH - Слабые электролиты Нерастворимые основания Mg( OH ) 2 Zn( OH ) 2 Cu( OH ) 2 Fe( OH ) 2 Fe( OH) 3 и другие NH 3 •H 2 O

Слайд 12

Na 2 S = Na + + S 2─ H 2 O = OH ─ + H + S 2─ + H 2 O = OH ─ + HS ─ Na 2 S + H 2 O = NaOH + NaHS Характер среды – щелочная , избыток гидроксид-анионов. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой :

Слайд 13

AlCl 3 = Al 3+ + 3Cl ─ H 2 O = OH ─ + H + Al 3+ + H 2 O = AlOH 2+ + H + AlCl 3 + H 2 O = AlOHCl 2 + HCl Характер среды - кислая , избыток катионов водорода Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой:

Слайд 14

NH 4 CN = NH 4 + + CN ─ H 2 O = OH ─ + H + NH 4 + + CN - + H 2 O = NH 3 ● H 2 O + HCN NH 4 CN + H 2 O = NH 3 ● H 2 O + HCN Характер среды зависит от силы образовавшегося слабого электролита. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой:

Слайд 15

Необратимый гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой: Например, соли, которые нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей (в ТР – разлагаются в водной среде) Fe 2 ( CO 3 ) 3 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O =2Fe(OH) 3 ↓ +3CO 2 ↑+ 6NaCl Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ +3CO 2 ↑ Реакция между двумя растворами ( FeCl 3 и Na 2 CO 3 ) будет необратимой, а карбонат железа (+3) не образуется.

Слайд 16

KCl = K + + Cl - Слабых ионов нет, гидролиз не идет, среда нейтральная. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой:

Слайд 17

Соли, не подвергающиеся гидролизу Соли, подвергающиеся гидролизу Обратимо, со смещением равновесия Необратимо Влево Вправо Нерастворимые соли и соли, обр. Со + Ск Со + Сл.к Сл.о + Ск Сл.о + Сл.к Гидролиз по аниону; Среда раствора щелочная (рН >7) Гидролиз по катиону; Среда раствора кислотная (рН <7) Гидролиз по катиону и аниону; Среда раствора зависит от константы диссоциации образующихся при гидролизе основания и кислоты.

Слайд 18

Условия смещения реакций обратимого гидролиза (согласно принципу Ле Шателье). Усилить гидролиз соли можно следующими способами: Добавить воды (уменьшить концентрацию раствора; 2. Нагреть раствор; 3. Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.

Слайд 19

Полному и необратимому гидролизу в водном растворе подвергаются некоторые бинарные соединения.

Слайд 20

Гидролиз карбидов: CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ↑ Карбид ацетилен кальция Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4 ↑ Карбид метан алюминия

Слайд 21

Гидролиз галогенидов: SiCl 4 + 3H 2 O = H 2 SiO 4 ↓ + 4H С l хлорид кремниевая кремния (+4) кислота Гидролиз фосфидов: Са 3 P 2 + 6H 2 O = 3 Са (OH) 2 + 2PH 3 ↑ фосфид фосфин кальция

Слайд 22

Роль гидролиза: В природе: преобразование земной коры; обеспечение слабощелочной среды морской воды. В народном хозяйстве : порча производственного оборудования; выработка из непищевого сырья ценных продуктов (бумага, мыло, спирт, глюкоза, белковые дрожжи); очистка промышленных стоков и питьевой воды; подготовка тканей к окрашиванию; известкование почв. В повседневной жизни: стирка; мытье посуды; умывание с мылом; процессы пищеварения.

Слайд 23

Список использованной литературы 1. О.С. Габриелян. Учебник для общеобразовательных учреждений. ХИМИЯ. Базовый уровень. 11 класс. – М.: Дрофа, 2007 2. О. С. Габриелян, А. В. Яшукова. Химия. 11 класс. Базовый уровень. Методическое пособие. – М.: Дрофа, 2009. 3. О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов. Химия 11 класс: настольная книга учителя. – М.: Дрофа, 2005 Используемые интернет-ресурсы http://school-sector.relarn.ru/nsm/ http://school-collection.edu.ru/collection/chemistry/ http://www.alhimik.ru http://all-met.narod.ru