Разработка занятия "Гидролиз солей"

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 выполняет один   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, 2 что  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.  3 Внимание 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