Тема урока: Гидролиз неорганических веществ (11 класс)
Учитель химии Ильясова Барият Насрудиновна
Тип урока: изучение нового материала.
Вид урока: проблемно-исследовательский.
Цель урока: сформировать у учащихся понятие о гидролизе, научить учащихся составлять ионные уравнения гидролиза, определять среду раствора соли.
Задачи урока:
В результате проведенного урока учащиеся:
умеют определять характер среды растворов солей по их составу, составлять ионные уравнения реакций гидролиза солей по первой стадии;
умеют пользовать опорными знаниями, составлять конспект урока;
более глубоко знают о свойствах солей, понимают практического значение гидролиза в природе и жизни человека;
развивают мышление, умеют делать логические выводы из наблюдения по опыту;
закрепляют умение и навыки химического эксперимента, умение работать с таблицами, справочным материалом, дополнительной литературой.
Оборудование: таблица растворимости, индикаторная шкала, компьютер, проектор.
Эпиграф: «Она – самое мягкое и слабое существо в мире, но в преодолении твердого и крепкого она непобедима и нет ей на свете равного в этом».
(Лао-цзы)
ХОД УРОКА
I. Постановка проблемы
– Наш сегодняшний урок мы начнем с решения задачи, текст которой вы видите на экране (слайд №1). Внимательно прочитаем и решим у доски эту задачу.
Задача №1.
При сливании раствора, содержащего 5 моль хлорида железа (III), с избытком раствора кальцинированной соды выделяется газ и выпадает осадок. Определите массу выпавшего осадка.
Ученик записывает условия задачи и уравнения реакции обмена
v(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 – в водной среде разлагается.
– Может быть условия задачи ошибочны? Проверим это опытным путем.
Демонстрация опыта через видеопроектор:( гидролиз солей, образованных…)
Сливают растворы хлорида железа (III) и карбоната натрия.
– Что мы наблюдаем? (Выделяется бесцветный газ и выпадает осадок коричневого цвета)
Таким образом, проведя эксперимент, мы пришли к выводу, что в условии задачи все сформулировано правильно. А вот при составлении уравнения реакции мы чем-то пренебрегли. (Взаимодействием солей с водой при получении раствора).
– 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 (слайд №2).
II. Основная часть
Вопрос: «Что же называется гидролизом?».
«Гидро» – вода, «лизис» – разложение.
Делается вывод, что гидролиз – это взаимодействие между некоторыми солями и водой.
Запишем: гидролиз – это реакция обменного взаимодействие веществ с водой, приводящая к их разложению.(слайд №3)
Вспомним, что вода – слабый электролит и в чистой воде происходит процесс:
НОН Н+ + ОН–, и существует равенство концентрации:
[H+] = [OH–] = 10–7 моль/л.
pH = 7
– Изменится ли значение водородного показатель среды, если в воде растворить соль? Проверим это опытным путем (демонстрация опытов через видеопроектор «гидролиз солей»)
– Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений? .
– Проанализируем состав соли. Соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. Каким основанием и какой кислотой может быть образованна соль? Сильными или слабыми электролитами являются эти основание и кислота? В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей. (слайд №4,)
– Рассмотрим, что же происходит при взаимодействии соли с водой? (слайд №5,6,7,8,9 и 10)
Демонстрация слайдов. Учащиеся делают выводы и записывают определения.
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергаются гидролизу по аниону. Их растворы имеют щелочную среду, рН7. Лакмус в таких растворах синий, фенолфталеин приобретает малиновую окраску, метилоранж –желтый.
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, подвергаются гидролизу по катиону. Их растворы имеют кислую среду, рН
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергаются гидролизу по катиону и аниону одновременно. Среда их растворов может быть нейтральной, слабо щелочной и слабо кислотной в зависимости от константы диссоциации образующихся продуктов.
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты не подвергаются гидролизу. Их растворы имеют нейтральную среду, окраска индикаторов в таких растворах не меняется.
– Соли, образованные слабым основанием и слабой летучей кислотой, подвергаются необратимому гидролизу, т.е. полностью разлагаются с образованием осадка и выделением газа.
III. 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.
v (Fe(OH)3) = v (FeCl3) = 5 моль.
m (Fe(OH)3) = M* v = 107 * 5 = 535 г.
Ответ: масса выпавшего осадка составляет 535 г.
– Вот мы и решили эту задачу, определили газ, нашли массу осадка.
IV. Значение гидролиза природе и практической деятельности человека
– Я думаю, что у вас возник вопрос: «Так ли уж часто следует учитывать процессы гидролиза?». Учащиеся нашего класса подготовили сообщение о значении гидролиза в природе и в жизни человека.
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 рН приблизительно равно 9 наиболее интенсивно протекает фотосинтез в морских растениях и наиболее быстро развиваются морские животные. А если вспомнить о составе рН крови млекопитающих, в том числе и человека, то вы сможете не только сделать вывод о единстве животного мира на Земле но и сформулировать и некоторые гипотезы происхождении жизни на планете.
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 250 град. С 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.
Посредством гидролиза в промышленности из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы вырабатывается ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, сухой лед.
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, протекают благодаря гидролизу.
V. Закрепление изученного материала..
– 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?
– Проверим результативность нашей совместной исследовательской деятельности и выполним небольшую работу, текст которой вы видите на экране.(слайд №13,14 и 15)
.
№1. Верны ли утверждения?
В чистой воде рН=7.
Раствор соляной кислоты – слабый электролит.
Соль Na2CO3 образована сильным основанием и слабой кислотой.
Соль AlCl3 образована слабым основанием и сильной кислотой.
№2.Установите соответствие между формулой соли и отношением ее к гидролизу.
ФОРМУЛА СОЛИ ОТНОШЕНИЕ К ГИДРОЛИЗУ
А) NaNO3 1) гидролизуется по катиону
Б) HgF2 2) гидролизуется по аниону
В) Fe(NO3)3 3) гидролизуется по катиону и аниону
Г) Ca(CH3COO)2 4) не гидролизуется
№3. Установите соответствие между солью и окраской лакмуса в ее растворе.
СОЛЬ ОКРАСКА ЛАКМУСА
А) NH4NO3 1) синяя
Б) K2SO4 2) красная
В) CaCO3 3) фиолетовая
Г) BaBr2
VI. Подведение итогов.
VII. Домашнее задание
§16, упражнение №1,2 и № 3 (письменно).
Литература:
Учебно-тренировочные материалы для подготовки к ЕГЭ. Химия. А.А. Каверина, Д. Ю. Добротин, А.С. Корощенко, Ю.Н. Медведев. М. Интеллект – центр. 2004.
Химия в помощь абитуриенту. Р.А, Лидин. В.А. Молочко, Л.Л.Андреева. Дрофа. 2001.
Химия-11. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. О.С. Габриэлян, Г.Г. Лысова,М., Дрофа. 2002.