Угольная кислота
учебно-методический материал по химии (9 класс)

Слайд 1

Слайд 1

Слайд 2

Гидролиз солей. Гидролиз – это реакция обменного разложения веществ водой.

Слайд 3

Гидролиз органических веществ. 1. Гидролиз галогеналканов. С 2 Н 5 С l + Н 2 О → С 2 Н 5 ОН + НС l 2. Гидролиз сложных эфиров. СН 3- СОО-С 2 Н 5 + Н 2 О → СН 3- СООН +С 2 Н 5 ОН 3. Гидролиз дисахаридов. С 12 Н 22 О 11 + Н 2 О →С 6 Н 12 О 6 + С 6 Н 12 О 6 4. Гидролиз полисахаридов. (С 6 Н 10 О 5 ) n + n Н 2 О → n С 6 Н 12 О 6

Слайд 4

Гидролиз неорганических веществ. Гидролизу подвергаются растворы солей. Следовательно, водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред: Кислотную (рН <7) . Щелочную (рН >7) . Нейтральную (рН=7).

Слайд 5

Классификация солей. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей : 1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (КС N, NaCH 3 COO). 2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (С uCl 2 , FeSO 4 , Mn(NO 3 ) 2 .

Слайд 6

Классификация солей. 3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием ( NH 4 CN, Cu(CH 3 COO) 2 ). 4 . Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием ( NaCl, K 2 SO 4 , BaI 2 ) .

Слайд 7

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. NaCN + Н 2 О ↔ NaOH + HCN NaCN ↔Na + + CN ‾ Н 2 О ↔ OH ‾ + H + Полное ионное уравнение гидролиза: Na + + CN ¯ + Н 2 О ↔ Na + + OH ¯ + HCN Сокращённое уравнение гидролиза: CN ¯ + Н 2 О ↔ OH ¯ + HCN рн > 7, среда щелочная, гидролиз по аниону.

Слайд 8

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз по аниону: Обратимый процесс. Химическое равновесие смещено влево. Реакция среды - щелочная, рН > 7. При гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами образуются кислые соли.

Слайд 9

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 3 ·H 2 О + НС l NH 4 Cl ↔ NH 4 + + Cl ¯ Н 2 О ↔ OH ¯ + H + Полное ионное уравнение гидролиза: NH 4 + + Cl ¯ + Н 2 О ↔ NH 3 · H 2 О + H + + Cl ¯ Сокращённое уравнение гидролиза: NH 4 + + Н 2 О ↔ NH 3 · H 2 О + H + рн < 7, среда кислотная, гидролиз по катиону.

Слайд 10

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Гидролиз по катиону: Обратимый процесс. Химическое равновесие смещено влево. Среда кислотная, рН < 7.

Слайд 11

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. NH 4 СН 3 СОО + H 2 O ↔ СН 3 СООН + NH 3 · H 2 О NH 4 СН 3 СОО ↔ NH 4 + + СН 3 СОО ¯ Н 2 О ↔ OH ¯ + H + Ионное уравнение гидролиза: NH 4 + + СН 3 СОО ¯ + Н 2 О ↔ NH 3 · H 2 О + СН 3 СООН рн = 7, среда нейтральная, гидролиз по катиону и по аниону.

Слайд 12

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Гидролиз по катиону и по аниону. Химическое равновесие смещено вправо. Реакция среды или нейтральная, или слабокислая, или слабощелочная, что зависит от констант диссоциации кислоты и основания. Гидролиз может быть необратимым, если хотя бы один из продуктов реакции гидролиза уходит из сферы реакции.

Слайд 13

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием. КС l + H 2 O ↔ КС l ↔ К + + С l ¯ Н 2 О ↔ OH ¯ + H + Все ионы остаются в растворе – гидролиз не происходит . Среда нейтральная, рН =7, т.к. концентрации катионов водорода и гидроксид - анионов в растворе равны, как в чистой воде.

Слайд 14

Гидролиз солей. Гидролиз можно усилить : Добавить воды. Нагреть раствор (увеличится диссоциация воды). Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.

Слайд 15

Гидролиз солей. Гидролиз можно подавить. Увеличить концентрацию растворённого вещества. Охладить раствор. Ввести в раствор один из продуктов гидролиза: подкислять (если рН < 7) или подщелачивать (если рН >) .