В разработке подробно рассматривается такой важнейший вопрос химии, как "Гидролиз солей". Подробно описаны все этапы занятия: проверка домашнего задания, подготовка к восприятию нового материала, объяснение материала, первичное закрепление, проведение лабораторных опытов. При создании разработки учитывался опыт методических рекомендаций преподавателей еще советской школы.
Методическая разработка занятия по теме «Гидролиз солей»
Цель: на основании повторения понятий степени электролитической диссоциации,
сильных и слабых электролитов, а также классификации солей по составу ознакомить
студентов с гидролизом солей в водных растворах. Студенты должны получить новое
подтверждении закона смещения химического равновесия, ознакомится с одной из реакций
иного обмена с участием воды, научится писать уравнения гидролиза солей, в составе
которых есть один ион слабого основания или слабой кислоты.
Оборудование: на демонстрационном столе: растворы в стаканах с этикетками
сульфата калия, карбоната калия, нитрата цинка, нитрата натрия, силиката натрия,
нумерованные пробирки с растворами хлорида натрия, соляной кислоты, гидроксида
натрия, карбоната натрия, гидроксида калия, азотной кислоты, раствор хлорида железа
(III), индикаторы, экран для демонстрационных опытов. Таблица «Гидролиз водных
растворов солей». На столах учащихся: реактивы для выполнения лабораторного опыта 2.
Ход занятия:
В начале занятия повторяем характерные свойства солей. К доске вызываем двух
студентов, одному из которых предлагаем закончить уравнения возможных реакций и
написать сокращенные ионные уравнения:
Ва(NO3)2 + Na2SO4→
KCI + NaOH→
H2SO4 + MgCO3→
BaSO4 + KOH→
Другой студент должен написать полное и сокращенные ионные уравнения реакций,
характеризующие любые два свойства солей.
Группе даем задание для самостоятельной работы: составьте два полных ионных
уравнения, соответствующих указанному в вариантах сокращенному ионному уравнению:
Вариант 1
2−¿
СО3
Са2+ +
¿ = СаСО3
Вариант 2.
Fe3+ + 3OH
Просматриваем записи домашних упражнений в тетрадях студентов. Затем обсуждаем
= Fe(OH)3
ответы у доски и результаты самостоятельной работы.
Предлагаем студентам решить две качественной задачи:
Задача 1.
Выданы 3 пробирки с растворами хлорида натрия, соляной кислоты, гидроксида
натрия. Как распознать вещества?
Как правило, студенты советуют испытать индикатором. Могут предложить и иной
способ. Каждый из них следует обсудить. Опыты у демонстрационного стола выполняетодин студент (проследить, чтобы были взяты пробы каждого вещества в
отдельную пробирку с таким же, как у данной пробирки, номер).
Задача 2.
Выданы 3 пробирки с растворами карбоната натрия, гидроксида калия,
азотной кислоты. Как распознать вещества?
Студенты опять предлагают индикаторы. Но решить задачу этим
способом не удается: два раствора (карбоната натрия и гидроксида калия)
дают одинаковую реакцию на индикаторы (особенно на фенолфталеин). Этот
факт вызывает недоумение у студентов.
Рассматриваем еще ряд растворов солей для пробы их на индикатор.
Растворы солей можно расположить перед белым экраном в стаканах,
поставив рядом с каждым из них карточку с формулой содержащейся там
соли:
Соли
К2SO4
K2CO3
Zn(NO3)2
NaNO3
Na2SiO3
Цвет раствора в
присутствии метилового
оранжевого
Оранжевый
Желтый
Красный
Оранжевый
Желтый
Среда
Нейтральная
Щелочная
Кислая
Нейтральная
Щелочная
Почему по – разному ведут себя соли в водном растворе? Откуда
появляется в одних случаях избыток гидроксоний – ионов, в других –
гидроксид – ионов?
Проблема решается в беседе с обучающимися. Путь решения следующий:
начинаем анализировать состав солей, отмечая их принадлежность к
нормальным солям, при диссоциации которых не могут образоваться ни ионы
Н+, ни ионы ОН
. Такие ионы содержатся в составе кислых и основных солей,
например NaHSO4, CuOHCI и т.п. эти ионы могли бы появится в растворе при
диссоциации молекул воды, но вода – малодиссоциирующее вещество. Кроме
того, если и образуются ионы Н+ или ОН
, то в равном количестве, поэтому
вода имеет нейтральную среду. Значит, избыток каких – то ионов может
создаться при прочном связывании других ионов с ионами противоположного
знака, имеющимися в растворе.
Теперь, когда теоретически намечен путь решения проблемы, следует
внимательно изучить ионный состав солей, оценив каждый ион с точки зрения
его возможности образовывать соединение с ионами Н+ или ОН. Известно,
2что слабые кислоты относительно прочно удерживают протоны, а слабые
основания – гидроксид ионы. Следовательно, для суждения о поведения
соли в растворе важно знать, ионы каких (сильных или слабых) оснований и
кислот входят в ее состав. Так решается цепочка задач для общего вывода о
ионном обмене в водных растворах солей.
Записываем заголовок: «Гидролиз» и приступаем к систематизации сведений
о составе солей: I тип – соли сильных кислот и сильных оснований, II тип –
соли сильных оснований и слабых кислот, III тип – соли слабых оснований и
IV тип – соли слабых оснований и слабых кислот.
сильных кислот,
Гидролизуются соли, в составе которых есть ион слабой кислоты или
основания, т.е. соли II, III и IV типа.
Рассматриваем примеры:
K2CO3 + Н2О ⃗← 2K+ +
2−¿
СО3
¿
+ Н2О ⃗← 2K+ + H
−¿
СО3
¿
+ OH
Среда щелочная
Sn(NO3)2 + Н2О ⃗← Sn2+ 2
¿ + Н2O ⃗← SnOH+ +2
−¿
NО3
−¿
NО3
¿
+ H+
Среда кислая
Можно записать молекулярные уравнения этих реакций:
K2CO3 + Н2О ⃗← KHСО3 + KOН
Sn(NO3)2 + Н2О ⃗← SnНNO3+НNO3
Обращаем внимание студентов на таблицу «Гидролиз водных растворов
солей». Затем предлагаем им самостоятельно составить уравнения гидролиза
нитрата цинка и силиката натрия. Двое студентов пишут те же уравнения на
переносных досках, а остальные студенты затем сверяют их со своими
записями.
Например гидролиза хлорида железа подчеркиваем, что гидролиз
практически всегда идет по первой стадии, поэтому в уравнениях пишут одну
молекулу воды:
FeCI3 + H2O ⃗← Fe3+ + 3CI
+ H2O ⃗← FeOH2+ +3CI
+ H+
Среда кислая
Это положение о гидролизе по первой стадии облегчает усвоение
сущности процесса и написание уравнений реакций, поскольку студентам не
приходится расставлять коэффициенты, а лишь следить за правильностью
подсчета заряда вновь образуемого иона.
3Внимание студентов привлекаем к таблице растворимости и обсуждаем
вопрос: почему в ряде клеток стоит прочерк?
Подводим студентов к выводу, что о растворимости этих солей нельзя
судить, так как при растворении в воде и при продолжительном нахождении
во влажном воздухе они полностью гидролизуются на основание и кислоты.
Сущность процесса разбивать не следует.
Итак, студенты должны прийти к выводу о зависимости типа гидролиза
от состава соли, от ее «происхождения».
В заключение полезно отметить, что слово «гидролиз» означает
«разложение водой». Это явление характерно не только для солей, но и для
других соединений. Оно распространено в природе и используется в
промышленности.
Понимание студентами сущности гидролиза можно проверить в процессе
беседы: 1. В растворах щелочей растворяются жиры. Почему при стирке
добавляют соду? 2. Почему нельзя хранить раствор соды в оцинкованной или
алюминиевой посуде? 3. Прежде чем использовать долго хранившиеся в
лаборатории растворы железного и медного купоросов, к ним добавляют
серную кислоту. Зачем?
Задание на дом. §10. Выполните упражнения 1 и 4, составьте полные
ионные уравнения следующих процессов:
H+ +OH
Pb2+ +2OH
= H2O
= Pb(OH)2
4= AgCI
Ag+ +CI
2−¿
SО3
¿ +2H+ = H2O+SO2