Гидролиз солей

Тема: «Гидролиз солей»

Предмет: химия.

Класс: 11 класс.

Условия для реализации данной методики: в классе должен быть компьютер, мультимедийный проектор, экран, по возможности интерактивная доска.

Цель: изучить сущность гидролиза солей в водных растворах.

Задачи:

Образовательная

Научиться объяснять химические процессы, протекающие в водных растворах солей, записывать уравнения реакций гидролиза;

Предсказывать и объяснять тип гидролиза, изменение кислотности среды и образование кислых и основных солей в этом процессе;

Формировать умение определять тип соли, тип гидролиза, реакцию среды растворов;

Показать биологическую роль гидролиза в процессах жизнедеятельности живых организмов.

Развивающая

Развивать познавательный интерес в процессе приобретения химических знаний, научить самостоятельно оценивать наблюдаемые явления;

Закрепить умения и навыки химического эксперимента, работы с таблицами и справочными материалами.

Воспитательная

Воспитывать убеждённость в необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью.

Тип урока:

Урок совершенствования знаний, умений, навыков на основе проблемно-исследовательской технологии с использованием презентации.
Оборудование и реактивы:

Таблицы «Окраска индикаторов», «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»; демонстрационные пробирки; растворы солей, индикатор лакмус, штатив для пробирок.

Планируемые результаты обучения.

На изученных примерах уметь объяснять сущность гидролиза солей, записывать краткие и полные ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять изменение кислотности среды и определять, по какому иону протекает гидролиз;

Знать биологическую роль гидролиза в процессах жизнедеятельности живых организмов;

Уметь экспериментально подтверждать гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты и соли сильного основания и слабой кислоты.

Описание работы:

Актуальность выбранной мною темы заключается в том, что понятие «гидролиза» сложное. Оно развивается на основе понятий о реакциях ионного обмена, обратимости реакций, химическом равновесии и способах го смещения, а также степени диссоциации электролитов, точнее, понятий о сильных и слабых электролитах (схема 1).

С

Реакции ионного обмена

Обратимые реакции Гидролиз солей Химическое равновесие

Сильные и слабые электролиты

хема 1. Взаимосвязь понятия «гидролиз» с опорными понятиями.

 

Исходя из опыта, именно из-за сложности этого понятия у обучающихся зачастую возникают трудности в его усвоении. Кроме того, в школьном курсе химии оно рассматривается как понятие теоретическое. Первое упоминание термин получает в теме «Электролитическая диссоциация» в курсе 9 класса, затем оно постепенно дополняется, эволюционирует во всех предыдущих темах и приобретает качественно новые характеристики в курсе органической химии. Поскольку сам термин «гидролиз» впервые вводится в курсе органической химии в 10 классе и рассматривается эпизодически в темах: жиры, белки, углеводы, углеводороды на примере единичных свойств отдельных соединений. Поэтому знания, получаемые обучающимися, не систематизированы. Как самостоятельная тема гидролиз рассматривается в 11 классе в разделе «Химические реакции». По программе базового уровня отводится 1 час.

Важность знаний этой темы обусловлена прежде всего тем, что все части ЕГЭ по химии содержат вопросы по гидролизу. Поэтому необходимо, чтобы ученики за короткое время усвоили знания по теме и легко ориентировались в ней. Кроме того, знания гидролиза важны для целостного представления природы человеческого организма и формирования осознанной здоровьесберегающей позиции учеников.

Все вышесказанное объясняет тот факт, что изучение данного понятия необходимо вести проблемно. В связи с этим в своей разработке использовала проблемную технологию.

Кроме того, нужно учитывать также и методические особенности преподавания химии – обеспечение практической ориентированности предметного знания. Это означает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемыми теоретическими положениями и практикой, демонстрации теоретических знаний по данной тематике. То есть я использовала проблемную технологию, в которой проблема ставиться с помощью химического эксперимента.

Для увеличения наглядности, понимания сущности процесса гидролиза урок сопровождается презентацией в формате Power Point, сопровождающая все его этапы.

Предлагаю вашему вниманию урок по теме «Гидролиз» в 11 классе с использованием ИКТ на основе проблемной технологий (Приложение 1).

 

Ход урока:

I этап урока - Постановка проблемы.

Учитель: Наш сегодняшний урок мы начнем с решения задачи, текст которой вы видите на своих столах (приложение 2). Внимательно прочитаем и решим у доски эту задачу.

Ученик записывает условия задачи и уравнения реакции обмена:

ν (FeCl3) =5 моль 2FeCl3 + 3Na2CO3 → 6NaCl + Fe2(CO)3

m(осадка)=?

Ученики констатируют факт, что среди продуктов нет газа. Учитель рекомендует проверить по таблице растворимости соль Fe2(CO)3.ученики устанавливают тот факт, что в таблице растворимости на месте этой соли стоит прочерк.

Учитель: может быть условия задачи ошибочны? Проверим это опытным путем.

Ученики выполняют химический эксперимент: сливают растворы хлорида железа (III) и карбоната натрия. Один из учеников напоминает при этом правила техники безопасности.

Учитель: Что мы наблюдаем? (выделяется бесцветный газ и выпадает осадок коричневого цвета, лакмусовая бумажка синеет)

Учитель: Таким образом, проведя эксперимент, мы пришли к выводу, что в условии задачи все сформулировано правильно. А вот мы при составлении уравнения реакции чем - то пренебрегли (взаимодействием солей с водой при получении раствора).

Учитель: Правильно! Мы этого не учли – поэтому, у нас не получается решение задачи. На этом уроке мы рассмотрим, как различные соли взаимодействуют с водой, а затем попробуем вернуться к решению этой задачи. Запишем тему урока.

II этап урока - Актуализация знаний и опыта, подготовка к изучению нового материала.

Таблица 1.Изменение окраски индикаторов в разных средах.

III этап урока - Изучение нового материала.

Учитель задает вопросы:

Есть ли эти ионы в солях?

Как образуются в растворе солей ионы Н+ и ОН-?

Является ли вода электролитом?

На какие ионы диссоциирует вода?

Учитель: Вспомним, что вода – слабый электролит и в чистой воде происходит процесс: НОН ↔ Н+ + ОН- и существует равенство концентрации: [H+] = [OH –] = 10 – 7 моль/л, и в этом случае pH = 7.

Обучающиеся знают, что они исследовали водные растворы солей и делают вывод, что вода участвует в гидролизе и дает ионы водорода и гидроксогруппы, избыток которых изменяет цвет индикаторов, поэтому исходный раствор окрасил лакмус в синий цвет.

Учитель формулирует вопрос: «Что же называется гидролизом?», если «гидро» - вода, «лизис» - разложение.

Делается вывод, что гидролиз солей – это обменное взаимодействие солей с водой, приводящее к их разложению (записывают определение в тетрадях).

IV этап урока – составление схем гидролиза солей, формулирование выводов

Учитель: любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей:

соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

Рассмотрим, что же происходит при взаимодействии различных типов солей с водой?

На этом этапе урока учитель ставит экспериментальную задачу: исследовать реакцию среды растворов солей: NaCl, Na2CO3, AlСl3 , результаты занести в таблицу и на основании наблюдений сделайте вывод о типе соли, типе гидролиза (по какому иону) и образующейся среде.

Наблюдения ученики вносят в заранее подготовленные таблицы, дополняя предыдущую вместо вопросительных знаков:

А затем демонстрирует упрощенную схему пошагового составления уравнений гидролиза на экране компьютера с заранее созданными слайдами.

AlCl3

  Al(OH)3 HCl

слабое основание сильная кислота

[ ОН]- < [H]+

Составим уравнение реакции: молекулярное, полное и сокращенное ионные.

AlCl3 + HOH ↔ HCl + AlOHCl2

Al3+ + 3Cl – + HOH ↔ H+ + Cl – + AlOH2+ + 2Cl –

Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+

pH<7,

[H+] > [OH –].

Ученики делают обобщение:

Гидролиз идёт по слабому иону

Реакция среды определяется по сильному иону.

Вывод: Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую реакцию, так как в растворе избыток ионов водорода, гидролиз идет по катиону (выводы записывают в тетрадях).

Аналогично составляются схемы по другим солям и делаются соответствующие выводы.

Na2CO3

 

  NaOH H2CO3

сильное основание слабая кислота
[ ОН]- > [H]+

Предлагаю одному из учащихся составить уравнение реакции гидролиза, записав его на доске:

Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3

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

CO32 – + HOH ↔ OH – + HCO3 –

pH>7,

[H+] < [OH –].

Вывод: Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную реакцию, так как в растворе избыток гидроксид-ионов, гидролиз идет по аниону .

Далее учитель просит ребят самостоятельно составить аналогичную схему для хлорида натрия.

NaCl

    NaOH  HCl

сильное основание сильная кислота

[H+] = [OH –].

Предлагаем одному из учащихся составить уравнение реакции гидролиза, записав его на доске:

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl

Na+ + Cl – + HOH ↔ Na+ + OH – + H+ + Cl –

HOH ↔ OH – + H+

pH=7,

[H+] = [OH –].

Учащиеся делают вывод: силы электролитов равны и записывают определение: Раствор соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой имеет нейтральную среду, т.к. равенство концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов не нарушено. Можно сказать, что такие соли гидролизу не подвергаются.

Учитель: А какой еще может быть случай образования солей? (Соль может быть образованна слабым основанием и слабой кислотой)

Учитель: Обратимся к тексту учебника. (Учащиеся читают текст учебника и выписывают уравнение реакции гидролиза сульфида алюминия).

Учитель: Очевидно, такому же необратимому гидролизу подвергается соль карбонат железа (III):

Fe2(CO3)3 + 3HOH → 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑

Учащийся делает вывод:

Соли, образованные слабым основанием и слабой летучей кислотой, подвергаются необратимому гидролизу, т.е. полностью разлагаются с образованием осадка и выделением газа, гидролиз идет и по катиону и по аниону.

V этап урока - Разрешение проблемы (решение задачи).

Вернемся к задаче, в решении которой мы зашли в тупик. Что нужно изменить в написании уравнения реакции?

В левую часть добавить вещество H2O, в правой части соль карбонат железа (III) заменить на осадок гидроксида железа (III) и углекислый газ. Соль хлорид натрия образованна сильным основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизу не подвергается, в уравнении реакции остается без изменений.

Приглашаем того же ученика закончить решение задачи.

Ученик изменяет уравнение реакции и производит расчеты:

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑+ 6NaCl.

ν (Fe(OH)3) = ν (FeCl3) = 5 моль.

m (Fe(OH)3) = M* ν = 107г/моль*5моль = 535г.

Ответ: масса выпавшего осадка составляет 535г.

Вот мы и решили эту задачу, определили газ, наш массу осадка

VI этап урока – Закрепление («учимся говорить»).Подведение итогов.

Итак, сегодня мы познакомились с явлением гидролиза солей. Прошу дать краткие ответы на мои вопросы:

Что такое гидролиз?

На какие группы мы разделили все соли?

Как происходит гидролиз каждой группы?

(обучающиеся устно отвечают)

Проверим результативность нашей совместной исследовательской деятельности: определите тип соли, тип гидролиза, реакцию среды по алгоритму (находится на слайде):

 

Помните:

Тип гидролиза определяем по слабому иону (катион или анион)

Реакцию среды устанавливаем по сильному иону (кислая, щелочная, нейтральная)

Например: карбонат натрия Na2CO3 – соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону с образованием щелочной среды

Устные задания: AlCl3 Fe2S3 K2 SO4 FeBr2 CaCl2 Na3PO4 Сu(NO3)2

 

VI этап урока –Домашнее задание.

§18, упражнение №3, 7, 8 (письменно), подготовить небольшой доклад на тему «Роль гидролиза в природе и жизни человека»

Приложение 2.

Задача.

При сливании раствора, содержащего 5моль хлорида железа (III), с избытком раствора кальцинированной соды выделяется газ и выпадает осадок. Определить массу выпавшего осадка.