Урок "Гідроліз солей"

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

МОГИЛІВ-ПОДІЛЬСЬКИЙ ТЕХНОЛОГО-ЕКОНОМІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ВІННИЦЬКОГО НАЦІОНАЛЬНОГО АГРАРНОГО УНІВЕРСИТЕТУ

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Гідроліз  солей

 

 

МЕТОДИЧНА РОЗРОБКА ВІДКРИТОГО ЗАНЯТТЯ

З ДИСЦИПЛІНИ  “ХІМІЯ”

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2019

Автор:        Бартко Ж. В. –  спеціаліст  вищої категорії

 

Рецензент: Чорна С.А. -  спеціаліст вищої категорії, викладач-методист.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                                  Методична розробка містить матеріали     

                                                         інноваційного   заняття   виду  дослідження

                                                         із   застосуванням   форм   та засобів

                                                         педагогічної   майстерності викладача

                                               з формування   наскрізних змістових ліній

                                               та предметних компетенцій з дисципліни.

                                                                Рекомендувати   для   викладачів

                                                         навчальних закладів  І-ІІ  рівня  акредитації.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                Розглянуто і схвалено на засіданні

                               циклової комісії  природничо-наукових

                                                        та загальноекономічних  дисциплін

                                                        Протокол №        від            2019 р.

                                                        Голова ц/к:                   /Носкова Т.А./

 

 

 

 

ПЕРЕДМОВА

 

 

Методична розробка заняття складена у формі методичного конструктора відповідно до типової навчальної програми з дисципліни “Хімія”, 2018.  Містить особистий  досвід  роботи викладача з проблеми

“Варіювання методів, форм, методичних прийомів навчання з метою діагностування і коригування навчальних досягнень студентів”.

Включає план-конспект кожного етапу заняття починаючи з організації мотивації і закінчуючи рефлексією. А також: інструкції лабораторних дослідів, приклади проблемних та творчих завдань, завдання  для  актуалізації, контролю та корекції знань, вмінь, навичок, інфографіку.

Інфографіка – це інноваційний методичний прийом роботи  студентів, який сприяє візуалізації даних, покращує сприйняття інформації та формує асоціативну пам’ять.  

Оскільки кожний викладач має власну манеру і методику викладання дисципліни, автор розробки спробувала як найповніше охопити новинки сучасної педагогічної майстерності, розробила алгоритм з організації та проведення нестандартного заняття у формі дослідження, підготувала методику  лабораторних дослідів відповідно вимогам навчальної програми, реалізувала наскрізні змістові лінії

Такі фактори, як організація заняття, мотивація, актуалізація учіння, оновлення методичної структури етапів вивчення нового матеріалу, узагальнення, систематизація та корекція знань, формування предметних компетенцій та наскрізних змістових ліній, трансформація традиційних видів роботи, описані в методичному конструкторі,  допоможуть педагогам поліпшити методику, структуру навчально-виховної роботи з дисципліни  “Хімія”, організувати лабораторні досліди, відповідно нормативних вимог.

В творчу розробку включені матеріали мультимедійної презентації заняття; алгоритми виконання лабораторних експериментів; узагальнююча інфоргафіка.

Методичний посібник допоможе викладачам навчальних закладів І-ІІ рівня  акредитації зробити заняття більш цікавим і різноманітним, сприятиме заощадженню часу, який викладач витрачає на підготовку до уроку, та підвищить рівень самоосвіти.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Навчально-методична карта заняття №

Дата        Група

Дисципліна:       Хімія                                                                        

Тема заняття: Гідроліз солей              

 

Вид заняття:  лекція-дослідження                                                   

 

Методична мета: продемонструвати практичний досвід роботи над проблемою “Варіювання методів, форм, методичних прийомів навчання з метою діагностування і коригування навчальних досягнень студентів”.

                                                                                               

Мета заняття - реалізувати:  

Знаннєвий компонент:

• пояснювати вплив різних чинників на гідроліз солей;

Діяльнісний компонент

•    складати рівняння реакцій гідролізу солей;
•    характеризувати  суть гідролізу солей;
•    прогнозувати можливість реакції гідролізу солей; рН середовища водних розчинів солей;
•    дотримуватися правил безпеки під час виконання хімічних дослідів;
•    експериментально визначати рН середовища водних розчинів солей за допомогою індикаторів;

Ціннісний компонент

• обґрунтовувати вплив гідролізу солей на рН грунтів.

Наскрізні змістовні лінії

Здоров’я і безпека. Екологічна безпека і сталий розвиток. Підприємливість і фінансова грамотність.

 

Забезпечення заняття

 

1.Інтернет-ресурс:

Хімія: підр. для 10 кл. проф. рівня загальноосв. навч. закл. / авт. кол.:

Буринська Н. М., Депутат В. М., Сударєва Г. Ф., Чайченко Н. Н.– К.:

Педагогічна думка, 2010. – 352 с.

 2. Наочні посібники:

•   мультимедійна презентація;
•   реактиви: дистильована вода, розчини солей калій хлориду (КCl), натрій карбонату (Na₂CO₃), цинк хлориду (ZnCl₂), амоній карбонату ((NH₄)₂CO₃);

обладнання: штатив з пробірками, скляні палички, універсальний індикаторний папірець;

3. Роздатковий матеріал:

•   інструкції до лабораторних дослідів;

4. ТЗН: мультимедійна система.

5. Навчальні місця:   кабінет  хімії. 

 

Зміст заняття

 

1. Організація заняття

Методи: навіювання

Форми роботи: стратегія “Індикатор настрою”.

 

 Слайд  № 1

 

Викладач

 Доброго дня, шановні студенти, колеги, присутні на занятті! Зрозуміло, що успіх будь-якої діяльності залежить від особистої мотиваційної стратегії.

Щоб найефективніше організувати нашу роботу,  проведемо невеличке дослідження вашого ставлення до виконання завдань заняття.

 Визначимо настрій з допомогою індикатора, здатного змінювати свій колір залежно від особистого настрою:

•   червоний колір – у вас “кислий” настрій;
•   жовтий -  “нейтральний” настрій, вам байдуже;
•   зелений – ви впевнені у своїх силах.

Опустіть “індикатори” у пробірки та продемонструйте їх.

 

2 Підготовка студентів до вивчення нового матеріалу

 

2.1 Актуалізація життєвого досвіду і опорних знань студентів

Метод: діяльнісний

Форма роботи: хімічний експеримент, інфографіка, розв’язування кросворду

 

 Тема, вивченню якої присвячено заняття,  має велике практичне значення.  В ході опанування теми, ми  продовжуємо вивчати закономірності протікання хімічних реакцій, зокрема у водних розчинах. Для кращого засвоєння питань теми слід пригадати основні ідеї і поняття, що мають безпосереднє відношення до хімічних процесів, які відбуваються під час розчинення речовин.

 

 Слайд  № 2

 

2.1.1 Розв’язання проблеми методом дослідження.

Викладач

Перед вами три пробірки, в яких розчини кислоти, лугу, дистильованої води.

Як визначити вміст пробірок?

Очікувана відповідь

Для визначення вмісту пробірок скористаємося індикаторним папірцем, який змінює забарвлення  залежно від реакції середовища.

За теорією: у пробірці з кислотою - забарвлення червоне, з лугом - синє,  в дистильованій  воді – не змінюється.

 

Викладач

Дані теоретичного припущення пропоную перевірити експериментально.

 

Висновки до дослідження

Під час розчинення у воді кислоти дисоціюють (розпадаються) на катіони Гідрогену (Н⁺) і аніони кислотного залишку:

НС1↔ Н⁺ + Cl^-;

НNO₃ ↔ Н⁺ + NO₃^-

Отже червоний колір індикатору  надає іон Гідрогену, який завжди утворюється при дисоціації кислот.

Гідроксиди дисоціюють на катіони металу (Меⁿ⁺) і гідроксид-аніони (ОН^-):

KOH ↔ K⁺ + OH^-;   

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-;   

Отже синій колір індикатору  надає гідроксид-аніон, який завжди утворюється при дисоціації гідроксидів.

Вода, як слабкий електроліт,  дисоціює з утворенням незначної кількості катіонів Гідрогену (Н⁺) і гідроксид-аніонів (ОН^-):

НОН ↔ Н⁺ + ОН^-.

Концентрація цих іонів у воді однакова,  а рівність цих концентрацій є показником нейтрального середовища розчину.

 Отже, при:

[H⁺] = [ОН^-] - середовище нейтральне (рН=7);

 [H⁺] > [ОН^-] - середовище кисле (рН<7);

[ОН^-] > [H⁺] - середовище лужне (рН>7).

 

Таблиця 1  Інфографіка з аналізу реакції середовища

 

Речовина	Колір індикаторного папірця	Середовище	Наявні  іони	рН
Розчин лугу	синій	лужне	ОН-	рН>7
Розчин кислоти	червоний	кислотне	H+	рН<7
Дистильована вода	не змінюється	нейтральне	Н+ = ОН-	рН=7

 

Примітка. Студенти оформляють результати дослідження у вигляді таблиці (інфографіка).

 

 Слайд  № 3

 

2.1.2 Робота з термінами. Розв’язання кросворду

 

 Питання до кросворду

1. Результат взаємодії води з молекулами розчиненої речовини (гідратація).
2. Речовини, які в розчинах розпадаються на іони (електроліти).
3. Процес розпаду електролітів на іони (дисоціація)
4. Гомогенна (однорідна) система змінного складу, що складається з молекул води і частинок розчиненої речовини (розчин).
5. Електроліти, що дисоціюють на катіони металу і гідроксид-аніони (гідроксиди).
6. Розчинні у воді гідроксиди (луги).
7. Речовини, що змінюють своє забарвлення в залежності від реакції середовища розчину (індикатори).
8. Речовини, що прискорюють швидкість реакції (каталізатори).
9. Електроліти, що дисоціюють на катіони Гідрогену і аніони кислотного залишку (кислоти).
10. Електроліти, що дисоціюють на катіони металу і аніони кислотного залишку (солі).
11. Як називається реакція обміну між речовиною й водою? (гідроліз)
12. Колір індикаторного папірця в кислотному середовищі? (червоний)
13. Як називається реакція взаємодії  кислоти з лугом, в результаті якої утворюються сіль та вода? (нейтралізації)

1

г

і

д

р

а

т

а

ц

і

я

2

е

л

е

к

т

р

о

л

і

т

и

3

д

и

с

о

ц

і

а

ц

і

я

4

р

о

з

ч

и

н

5

г

і

д

р

о

к

с

и

д

и

6

л

у

г

и

7

і

н

д

и

к

а

т

о

р

и

8

к

а

т

а

л

і

з

а

т

о

р

9

к

и

с

л

о

т

и

10

с

о

л

і

11

г

і

д

р

о

л

і

з

12

ч

е

р

в

о

н

и

й

13

н

е

й

т

р

а

л

і

з

а

ц

і

ї

Викладач

 Правильно вирішивши кросворд, ми з вами визначили тему сьогоднішнього заняття – “Гідроліз солей”.

        

  Слайд  № 4,5

 

2.2 Повідомлення теми, мети та завдань заняття

 

Тема заняття:  Гідроліз солей.

 

Мета заняття: 

Усвідомлення змісту теми дає змогу:

•     пояснювати поняття “гідроліз солей” і суть цього процесу;
•     характеризувати різні випадки гідролізу;
•     вміти наводити приклади гідролізу і складати рівняння відповідних

реакцій;

•     прогнозувати реакцію середовища та експериментально її визначати.

 

План заняття

 

1. Гідроліз солей.

 

2.3 Мотивація навчальної діяльності студентів

Метод: активна мотивація

Форма роботи: хімічний експеримент, інфографіка

 

2.3.1 Хімічний експеримент.

 

 Слайд  № 6

 

Завдання 1

В чотирьох пробірках розчини солей:  КCl, Na₂CO₃, ZnCl₂, (NH₄)₂CO₃.

Теоретично обґрунтуйте: чи будуть діяти на індикатори розчини солей?

Висновки до дослідження (відповіді студентів з корекцією викладача)

Забарвлення індикаторного папірця не змінюється. В розчинах солей середовище нейтральне. Адже вода, в якій розчинені солі, має нейтральну реакцію, оскільки внаслідок дисоціації води утворюються однакові кількості йонів Н⁺ і ОН^–:

НОН ↔ Н⁺ + ОН^-.

В складі солей йонів Н⁺ і ОН^– немає. Солі у дистильованій воді дисоціюють лише на катіони металу та аніони кислотного залишку:

КCl ↔ К⁺ + Cl^-

Na₂CO₃ ↔ 2Na⁺ + CО₃^2-

ZnCl₂↔ Zn²⁺ + 2Cl^-

(NH₄)₂CO₃ ↔ 2NH₄⁺ +CO₃^2-

Отже, концентрація катіонів Гідрогену (Н⁺) і гідроксид-аніонів (ОН^-) у розчинах не змінюється,  а рівність цих концентрацій є показником нейтрального середовища розчину.

 

 Слайд  № 7,8,9,10

 

Завдання 2

Перевірити результати теоретичного припущення експериментально.

Результати дослідження занести в таблицю 2.

 

 

 

 

 

Таблиця 2  Результати дослідження реакції середовища розчинів солей

Формула та назва солі	Колір індикаторного папірця	Середовище розчину солі	У надлишку іони	рН
КCl	не змінюється	нейтральне	-	рН=7
Na2CO3	синій	лужне	ОН-	рН>7
ZnCl2	червоний	кислотне	H+	рН<7
(NH4)2CO3	майже не змінюється	приблизно нейтральне	H+ ≈ ОН-	рН≈7

 

 Висновок.

 В розчинах солей немає спільних для всіх солей іонів (в порівнянні з розчинами кислот і розчинами лугів). Хімічні властивості солі визначаються властивостями її катіона і аніона, які є в її водному розчині.

 

 Слайд  № 11

 

Проблема:

          Чим можна пояснити різні середовища розчинів солей?

Звідки беруться в розчині цинк хлориду (ZnCl₂) в надлишку катіони Гідрогену H⁺, а в розчині натрій карбонату (Na₂CO₃) гідроксид-аніони OH^-?

Чому їх немає зовсім в розчині калій хлориду (КCl)?

Очікувана відповідь

Студенти висувають різні гіпотези

 

Викладач

Розв’язати проблему допоможе тема заняття.

 

3  Вивчення нового матеріалу

3.1.  Гідроліз солей.

Метод:  навчальний тренінг

Форма роботи: пояснення-презентація

 

Викладач:

Досвід переконує, що водні розчини солей можуть мати  лужну, кислу або нейтральну реакцію. Пояснюється цей факт взаємодією деяких солей з водою.

Взаємодія іонів солі, що утворюються в ре­зультаті електролітичної дисоціації з молекулами води, яка приводить до утворення слабкого електроліту та зміни реакції середовища розчину, називається гідролізом солі.

Термін складається з двох складових частин від грецького “гідро” – вода, “лізис” – розкладання. Дослівно, “гідроліз”  – розкладання водою. 

Для початку пригадаємо, що в складі солі є метал і кислотний залишок. Будь-яку сіль можна одержати в результате реакції нейтралізації (взаємодія основи і кислоти). При цьому метал в склад солі переходить з основи, а

кислотний залишок – з кислоти.

   Ме (к.з.)                                                        Na₂CO₃

 

 

Меⁿ⁺(ОН)_n                    H (к.з.)                          NaOH                    H₂CO₃

 

Слайд  № 12

 

Всі кислоти і основи поділяють на сильні  та слабкі електроліти.

Перед Вами список сильних і слабких електролітів.

 

Таблиця 3  Приклади сильних та слабких електролітів

 

Клас сполук	Сильні електроліти	Слабкі електроліти
Кислоти	НСl,  HBr,   HI, HClO4,  HNO3,  H2SO4	НСlО,  HF,   H2CO3, H2S, H2SiO3,  HNO2,  H2SO3, СН3СООН
Основи	NaOH, KOH, Ва(ОН)2, Са(ОН)2 (гідроксиди лужних і лужноземельних металів, крім магнію (Мg) і берилію (Be))	NH4OH (NH3∙H2O); Сu(ОН)2 Fe(ОН)2, Fe(ОН)3, Mg(ОН)2, Al(ОН)3, Сr(ОН)3

 

Що означає, що наприклад, хлоридна кислота  (НСl) сильний електроліт? Це означає, що в розчині більшість її молекул  будуть розпадатися на іони. Як тільки молекула хлоридної кислоти потрапляє в розчин, замість окремої молекули утворюються два іони:

НС1↔ Н⁺ + Cl^-;

Сильні електроліти перебувають в розчинах у вигляді іонів.

Що означає, що наприклад, нітритна  кислота  (НNO₂) слабкий електроліт? Це означає, що іони Гідрогену (Н⁺) і нітрит-аніони (NО₂^_) потрапляючи у розчин, обов’язково сполучаються з утворенням єдиного цілого – молекули нітритної кислоти:

Н⁺ + NO₂^- ↔ НNO_2.

 Слабкі електроліти перебувають в розчинах у вигляді молекул.

Примітка. Менше 3% молекул слабких електролітів  розпадаються на іони.

 

Слайд  № 13

 

Отже, сильні електроліти – це ті, які в розчинах переважно розпадаються на іони, а слабкі – це ті, які в розчинах об’єднуються в молекули.

До сильних електролітів відносяться кислоти: хлоридна (НСl),  бромідна (HBr),   йодидна (HI), перхлоратна (HClO₄),  нітратна (HNO₃),  сульфатна (H₂SO₄). Всі інші кислоти – це слабкі електроліти (дивитися таблицю 3).

 Сильні основи утворені лужними і лужноземельними металами (крім магнію (Мg) і берилію (Be)). Всі інші гідроксиди – це слабкі електроліти.

За здатністю до гідролізу всі солі поділяються на 4 типи:

 І . Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою.

 II. Солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою.  

          III. Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою.

          IV. Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою.

  

 Слайд  № 14

 

 За результатами хімічного експерименту перша сіль, яку ми досліджували – це натрій карбонат.  Вона утворена Na₂CO₃: сильною основою NaOH і слабкою кислотою Н₂СО₃:

                          Na₂CO₃

         

          NaОН                      Н₂CO₃  (слабкий аніон СО₃^2-)

   сильна основа               слабка кислота

                                 [ОН^-]  >  [Н⁺]                   

  Середовище визначає сильніший компонент (в даному випадку - основа).    Розчин солі має лужне середовище (рН >7), тому що має надлишок іонів ОН^-

В розчині натрій карбонат дисоціює на іони:

Na₂CO₃ ↔ 2Na⁺ + CО₃^2-.

Вода, як слабкий електроліт,  дисоціює з утворенням незначної кількості (<3%) катіонів Гідрогену (Н⁺) і гідроксид-аніонів (ОН^-):

НОН   ↔    Н⁺ + ОН^-.

Протилежно заряджені іони взаємодіють (притягуються ) між собою

(Na⁺ + ОН^- + Н⁺ + CO₃^2- + Na⁺). В результаті відбувається реакція з утворенням лугу:

Na₂CO₃ + НОН ↔ NaОН + NaНCO₃, (середовище лужне)

Гідроліз відбувається по слабкому компоненту: іони слабкого електроліту взаємодіють з водою, а сильні електроліти у воді розпадаються  на іони:

2Na⁺ + CО₃^2- + НОН ↔ Na⁺ + ОН^- +  Na⁺ + НCO₃^-

 

Скоротивши однакові іони в лівій і правій частині одержуємо скорочене іонне рівняння:

CО₃^2- + НОН ↔ ОН^- + НCO₃^- ,         рН>7      [Н⁺]<[ОН^-]

Під час гідролізу іони Н⁺  з’єднуються з карбонат-іонами в слабкий

електроліт, а в розчині накопичуються іони ОН^- і виникає лужне

середовище  (рН  7).

Висновок.

Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою гідролізуються по аніону , при цьому накопичуються йони ОН^-, розчин солі набуває лужну реакцію (рН > 7).

 

 Слайд  № 15

 

Друга сіль, яку ми досліджували – це цинк хлорид ZnCl_2.  Сіль  утворена слабкою основою Zn(OH)₂ і сильною кислотою НСl:

                               ZnCl₂

(слабкий катіон Zn²⁺)  

              Zn(OH)₂                            HCl

   слабка основа                 сильна кислота                          

                       [ОН^-]    <  [Н⁺] 

          

Середовище визначає сильніший компонент (в даному випадку  кислота).  Отже розчин солі має кислотне середовище (рН < 7), тому що в  надлишку іони Н⁺.

В розчині цинк хлорид дисоціює на іони:

ZnCl₂  ↔ Zn²⁺+ 2Cl^-

Вода - на катіони Гідрогену і гідроксид-аніони:

НОН   ↔    Н⁺ + ОН^-.

Очевидно, що у водному розчині солі протилежно заряджені іони об’єднаються (Zn²⁺+ ОН^- + Н⁺+ Cl^- + Cl^-).  В результаті відбувається реакція з утворенням сильної кислоти:

ZnCl₂ + НОН  ↔ ZnОНCl + НCl (середовище кислотне).

Гідроліз відбувається по слабкому компоненту – іони слабкого електроліту взаємодіють з водою, а сильні електроліти у воді розпадаються  на іони:

Zn²⁺+ 2Cl^- + НОН ↔ ZnОН⁺ + Cl^- +  Н⁺+ Cl^-

Скоротивши однакові іони в лівій і правій частині одержуємо скорочене рівняння:

Zn²⁺+ НОН ↔ ZnОН⁺ + Н⁺,          рН<7      [Н⁺]>[ОН^-]

Під час гідролізу іони ОН^-  з’єднуються з іонами цинку в слабкий електроліт, а в розчині накопичуються іони Н⁺ і виникає кислотне середовище  (рН <7).

Висновок.

Солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою гідролізуються по катіону , при цьому накопичуються йони Н⁺, розчин солі набуває кислу реакцію (рН<7).

 

 Слайд  № 16

Наступна сіль, яку ми досліджували – це амоній карбонат (NH₄)₂CO_3.  Сіль  утворена слабкою основою NH₄OH і слабкою кислотою Н₂CO₃:

 

                           (NH₄)₂CO_3. 

 (слабкий катіон)                         (слабкий аніон)

        NH₄OH                                         Н₂CO₃:

   слабка основа                 слабка кислота                          

                       [ОН^-]  ≈  [Н⁺] 

          

Середовище визначає сильніший компонент  (його в складі солі немає).   Розчин такої солі має приблизно нейтральне середовище (рН ≈  7).

 

В розчині амоній карбонат та вода дисоціюють на іони:

(NH₄)₂CO₃ ↔ 2NH₄⁺  + CO₃^2-

НОН   ↔    Н⁺ + ОН^-.

У водному розчині солі протилежно заряджені іони об’єднаються (NH₄⁺  + CO₃^2- +  NH₄⁺ + ОН^- + Н⁺). В результаті відбувається реакція з утворенням слабкої основи NH₄ОН та кислої солі слабкої кислоти NH₄НCO₃:

           (NH₄)₂CO₃ +НОН ↔ NH₄ОН + NH₄НCO₃ (середовище приблизно нейтральне).

Гідроліз відбувається по слабкому компоненту - іону слабкого електроліту (катіон і аніон з водою утворюють слабкі електроліти):

 2NH₄⁺  + CO₃^2-+НОН  ↔ NH₄ОН + NH₄⁺ +НCO₃^-  .

Скоротивши однакові іони в лівій і правій частині рівняння отримуємо:

NH₄⁺  + CO₃^2-+НОН  ↔ NH₄ОН +НCO₃^- , або        

NH₄⁺  + CO₃^2-+НОН  ↔ NH_{3 +} Н₂О +НCO₃^- , рН ≈ 7      [Н⁺] ≈  [ОН^-]

 

Висновок.

Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою гідролізуються по катіону та аніону. Іони таких со­лей одночасно зв’язують іони Н⁺ і ОН^-, утворюючи слабкі елек­троліти. Залежно від сили кислоти і основи середовище може бути нейтральним, слабкокислим або слабколужним (рН≈7).

 

Слайд  № 17

 

Остання сіль, яку ми досліджували – це калій хлорид КCl.  Сіль  утворена сильною основою КOH і сильною кислотою НCl:

                                КCl

 (сильний катіон)                         (сильний аніон)

        КOH                                               НCl

   сильна основа                 сильна кислота                          

                       [ОН^-]  =  [Н⁺] 

       Середовище визначає сильніший компонент  (всі компоненти  в складі солі сильні).      Розчин такої солі має нейтральне середовище (рН =  7).

В розчині амоній карбонат дисоціює на іони:

КCl ↔ К⁺  + Cl^-

Вода дисоціює:

НОН   ↔    Н⁺ + ОН^-.

У водному розчині даної солі протилежно заряджені іони об’єднаються (К⁺  + Cl^- + ОН^- + Н⁺). В результаті відбувається реакція з утворенням сильної основи КОН і сильної кислоти НCl:

           КСl +НОН  ↔ КОН + НCl (середовище нейтральне).

Гідроліз відбувається по слабкому компоненту - іону слабкого електроліту (в даному випадку  катіони та  аніони з водою не утворюють слабких електролітів):

 К⁺ + Сl^- + НОН  ↔ К⁺ + ОН^- + Н⁺ + Cl^-

Скоротивши однакові іони в лівій і правій частині рівняння отримуємо:

НОН  ↔  ОН^- + Н⁺ ,          рН =7      [Н⁺] = [ОН^-]

 

Висновок.

Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою гідролізу не піддаються і реакцію середовища не змінюють (рН=7), тому що іони таких солей не можуть утворювати з водою слабких електролітів.

 

3.2 Закріплення та корекція знань, вмінь, навичок

Метод:  оціночно-корегуючий

Форма роботи: інфографіка

 

Викладач

Підсумки теоретичного матеріалу теми “Гідроліз солей” пропоную оформити у вигляді таблиці 4:

 

Слайд  № 18

 

 Таблиця 4 Типи солей за здатністю до гідролізу

 

Сіль		Гідроліз	Середовище	рН
Катіон	Аніон
Сильна основа	Слабка кислота	По аніону “-”	Лужне	рН>7
Слабка основа	Сильна кислота	По катіону “+”	Кислотне	рН<7
Слабка основа	Слабка кислота	По аніону “-” і по катіону “+”	Нейтральне,	рН≈7
			Слабкокисле або
			Слабколужне
Сильна основа	Сильна кислота	-	Нейтральне	рН=7

 

4. Узагальнення знань, формування вмінь, навичок, компетенцій

Метод: оціночно-корегуючий

Форма роботи: робота з наочністю

 Слайд  № 19

 

4.1 Побудова алгоритму до складання рівнянь реакцій гідролізу солей.

1. За хімічною формулою солі визначаємо тип солі: якою основою і кислотою утворена сіль.
2. Визначити силу основи та кислоти.
3. Теоретично визначити середовище розчину солі.
4. Записати рівняння реакції дисоціації солі та води.
5. Записати молекулярне рівняння реакції взаємодії солі з водою, об’єднавши протилежно заряджені іони з урахуванням ступеня окиснення.
6. Записати повне іонне рівняння реакції, розклавши сильні електроліти на іони.
7. Записати коротке іонне рівняння реакції  гідролізу солі, скоротивши однакові компоненти в лівій і правій частині попереднього рівняння.
8. Зробити висновки, щодо реакції середовища розчину солі.

 

5. Повідомлення домашнього завдання

Метод: настановча бесіда 

Форма роботи: самостійна робота

 

Слайди  № 20,21

 

Викладач

1. Вивчити  тему  ”Гідроліз солей”.

https://ru.calameo.com/read/005267352a1ffee5732bb

Хімія: підр. для 10 кл. проф. рівня загальноосв. навч. закл. / авт. кол.:

Буринська Н. М., Депутат В. М., Сударєва Г. Ф., Чайченко Н. Н.– К.:

Педагогічна думка, 2010. – с. 56-59; Впр. 1-6 с. 59.

Творче завдання:

1. Пригадайте, які солі входять до складу крові людини. Використовуючи знання про гідроліз, поясніть, чому середовище плазми крові слабколужне. Складіть рівняння відповідних реакцій гідролізу.
2. З’ясуйте з додаткових джерел, які солі знаходяться  в нашій водопровідній воді та складіть рівняння їх гідролізу.
3. Підготувати проект на тему “Роль та практичне значення гідролізу”.

 

 

Викладач   ____________   Бартко Ж.В.

 

 

 

 

 

 

Додаток 1

Тема 9. Хімічні реакції

Дата______________

Інструкція з безпеки

1. Ознайомтесь з  розділами  “Загальні положення” та  ”Перед початком

    ро­боти” Інструкції з безпеки.

2. Виконуйте всі досліди самостійно.

2. Поки не перевірите, чи є все необхідне для дослідів,  та не продумаєте

    по­слідовність виконання, не починайте роботу.

3. Уважно прочитайте та дотримуйтесь правил безпеки пп. 3.1., 3.2., 3.4.-3.9. 

    розділу “Під час виконання роботи” Інструкції з безпеки.

4. Після проведення всіх дослідів додержуйтесь вимог розділу ”Після

    закін­чення роботи” Інструкції з безпеки.

З правилами безпеки ознайомлений _____________

                                                                               підпис

 

Лабораторний дослід №5

Визначення рН середовища водних розчинів солей за допомогою індикаторів.

 

Мета: навчитися експериментально визначати рН середовища водних розчинів солей за допомогою індикаторів.

 

      Реактиви: розчини солей калій хлориду (КCl), натрій карбонату (Na₂CO₃), цинк хлориду (ZnCl₂), амоній карбонату ((NH₄)₂CO₃)

Обладнання і посуд: штатив з пробірками, скляні палички, універсальний індикаторний папірець.

 

Хід роботи

 

Завдання 1

В чотирьох пробірках розчини солей:  КCl, Na₂CO₃, ZnCl₂, (NH₄)₂CO₃.

Експериментально визначити реакцію середовища за допомогою універсального індикаторного папірця. Результати дослідження занести в таблицю 2

Дослід 1. У пробірку налийте 1—2 мл розчину натрій карбонату Na₂CO₃ і опустіть універсальний індикаторний папірець. Що спостерігаєте?

Про що це свідчить? Яке значення рН розчину?

 

Дослід 2. У пробірку налийте 1—2 мл розчину цинк хлориду ZnCl₂ і опустіть універсальний індикаторний папірець. Що спостерігаєте?

Про що це свідчить? Яке значення рН розчину?

 

Дослід 3. У пробірку налийте 1—2 мл розчину амоній карбонату ((NH₄)₂CO₃) і опустіть універсальний індикаторний папірець. Що спостерігаєте?

Про що це свідчить? Яке значення рН розчину?

 

Дослід 4. У пробірку налийте 1—2 мл розчину калій хлориду КCl і опустіть універсальний індикаторний папірець. Що спостерігаєте?

Про що це свідчить? Яке значення рН розчину?

 

Таблиця 2  Результати дослідження реакції середовища розчинів солей

Формула та назва солі	Колір індикаторного папірця	Середовище розчину солі	У надлишку іони	рН
Na2CO3
ZnCl2
(NH4)2CO3
КCl

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Висновок:

1. Чим можна пояснити різні середовища розчинів солей?_________________

   _________________________________________________________________

   _________________________________________________________________

   _________________________________________________________________