Урок на тему ''Гідроліз солей''

План – конспект уроку з  хімії

На тему: Гідроліз солей                   

Викладач ВПУ № 24 М.Корець

Степанюк Ірина Михайлівна

Тема: Гідроліз солей.

Мета: вивчити процес гідролізу водних розчинів солей; розвивати вміння записувати рівняння

Обладнання: таблиця: періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва.

Тип уроку: засвоєння нових знань

Форми роботи: розповідь, бесіда.

Хід уроку:

І. Організація класу.
ІІ. Оголошення теми і мети уроку.
ІІІ. Мотивація навчальної діяльності.
ІV. Повторення основних фактів і понять.

1. Гідроліз солей.

Під час розчинення речовин у воді відбувається не лише фізичний процес – а саме самочинний розподіл частинок однієї речовини між частинками іншої речовини, а й хімічний процес – взаємодія розчинюваної речовини з водою.
Реакцію солей з водою називають гідролізом.
Гідроліз – це хімічна реакція між іонами солі і молекулами води, в результаті якої утворюється малодисоційована сполука

1. Гідроліз солей. Типи гідролізу

Гідролізом солі називається взаємодію йонів солі з йонами води, яка приводить до утворення слабкого електроліту і зміни рН середовища.

Гідролізу піддаються солі, до складу яких входять катіони слабких основ, або аніони слабких кислоти, або і ті, і інші одночасно. Ці йони зв'язуються з йонами води H+ або OH- з утворенням слабкого електроліту, в результаті чого порушується рівновага електролітичноїдисоціації води

H2O ⇄ H + + OH-

У розчині накопичуються йони H+ або OH-, надаючи йому кислу або лужну реакцію. Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою (NaCl, NaNO3, K2SO4, BaCl2, LiNO3), гідролізу не піддавалося. У цьому випадку ні катіон, ні аніон солі НЕ будуть зв'язувати йони води в малодисоційовані продукти, тому рівновага дисоціації води не порушується. Реакція середовища в розчинах таких солей нейтральна, pH ~ 7

Можна виділити три типи гідролізу: гідроліз по аніону, гідроліз по катіону, гідроліз по аніону і по катіону.

2. Гідроліз по аніону

Гідроліз по аніону відбувається в розчинах солей, що складаються з аніонів слабких кислот і катіонів сильних основ (CH3COOK, KNО2, Na2CO3, Na3PO4). В цьому випадку аніон слабкої кислоти зв'язується з йонами Н+ води з утворенням слабкого електроліту.

Як приклад розглянемо гідроліз нітриту калію KNО2. Ця сіль утворена сильною основою KOH і слабкою кислотою HNО2. При розчиненні в воді KNО2 повністю дисоціює на йони K+ і NО2-. Катіони K+ не можуть зв'язувати йони OH- води, так як KOH – сильний електроліт. Аніони NО2- зв'язують йони H+ води, в результаті чого в розчині з'являються молекули слабкої кислоти HNО2 і гідроксид-йони OH-.

Порядок складання рівнянь гідролізу наступний:

а) записуємо рівняння дисоціації солі і підкреслюємо йон, який може утворити з йонами води (Н+ або ОН-) слабкий електроліт:

KNO2 = K+ + NO2−

б) складаємо короткий йонне рівняння:

NO2− + НОН ⇄ HNO2 + OH−

в) складаємо повне рівняння реакції. Для цього додаємо до лівої і правої частин короткого йонного рівняння йони, які не зазнають в результаті гідролізу ніяких змін. У розглянутому прикладі це катіони калію:

K+ + NО2‾ + H2O ⇄ HNО2 + K+ + OH‾

г) складаємо молекулярне рівняння гідролізу. Для цього йони з повного йонного рівняння з'єднуємо в молекули:

KNО2 + H2O ⇄ HNО2 + KOH.

Продукти гідролізу – слабка нітритна кислота HNО2 і калій гідроксид КОН.

Солі, утворені сильною основою і слабкою багатоосновної кислотою, гідролізуються ступінчасто. Гідроліз протікає в основному по першій ступені, результатом є утворення кислих солей:

Na2S = 2Na+ + S2−

S2− + НOН ⇄ HS‾ + OH‾ pH > 7

2Na+ + S2- + H2O ⇄ Na+ + HS‾ + Na+ + OH‾

Na2S + H2O ⇄ NaHS + NaOH

Продуктами гідролізу є кисла сіль натрій гідросульфід NaHS і натрій гідроксид NaOH.

3. Гідроліз по катіону

Гідроліз по катіону відбувається в розчинах солей, що складаються з катіонів слабких основ і аніонів сильних кислот (NH4Cl, CuSO4, FeCl3, AlCl3, Pb (NO3)2, ZnSO4). У цьому випадку катіон слабкої основи зв'язується з йонами ОН- води з утворенням слабкого електроліту. Так, гідроліз цинк сульфату може бути представлений рівняннями:

ZnSO4 = Zn2+ + SO42−

Zn2+ + HOН ⇄ ZnOH+ + H+ рН < 7

2Zn2+ + 2SO42− + 2H2O ⇄ 2ZnOH+ + SO42− + 2H+ + SO42−

2ZnSO4 + 2H2O ⇄ (ZnOH)2SO4 + H2SO4

Продуктами гідролізу є основна сіль цинк гідроксисульфат (ZnOH)2SO4 і сірчана кислота H2SO4.

4. Гідроліз по катіону і по аніону

Гідроліз по аніону і катіону одночасно відбувається в розчинах солей, утворених слабкими основами і слабкими кислотами (NH4NO2, Al2S3, Fe(CH3COO)3, CH3COONH4). У цьому випадку з водою взаємодіє як катіон слабкої основи, так і аніон слабкої кислоти, наприклад:

NH4CH3COO = NH4+ + CH3COO‾

NH4+ + HOН ⇄ NH4OH + H+

CH3COO‾ + HOН ⇄ CH3COOH + ОН−

NH4+ + CH3COO‾ + H2O ⇄ NH4OH + CH3COOH

NH4CH3COO + H2O ⇄ NH4OH + CH3COOH

Продуктами гідролізу є слабка кислота CH3COOH і слабка основа NH4OH. Реакція середовища близька до нейтральної, pH ~ 7.

5. Повний гідроліз солей

Як правило, гідроліз – оборотний процес. У перших двох випадках рівновага сильно зміщене вліво – в сторону малодисоційованих молекул води, в третьому – вправо, в бік утворення продуктів гідролізу – двох слабких електролітів.

Практично необоротно гідролізуються тільки ті солі, продукти гідролізу яких видаляються з розчину у вигляді нерозчинних або газоподібних сполук. Солі, які піддаються необоротному гідролізу, неможливо отримати в результаті реакції обміну в водних розчинах. Наприклад, замість очікуваного Cr2S3 при змішуванні розчинів CrCl3 і Na2S утворюється осад Cr(OH)3 і виділяється газоподібний H2S:

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 6NaCl + 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑

6. Рівновага гідролізу

На рівновагу гідролізу впливають температура і концентрація. Зсув рівноваги гідролізу відбувається відповідно до принципу Ле Шательє. Гідроліз – це реакція, зворотна нейтралізації, а нейтралізація – екзотермічний процес, отже, гідроліз – ендотермічний. Тому збільшення температури підсилює гідроліз, тобто зміщує рівновагу вправо. При постійній температурі рівновагу гідролізу можна змістити вправо і тим самим посилити гідроліз, розбавляючи розчин водою і видаляючи продукти гідролізу. Гідроліз уповільнюється (рівновага зміщується вліво), якщо збільшувати концентрацію продуктів гідролізу.

V. Закріплення матеріалу.

VІ. Підбиття підсумків уроку. Домашнє завдання.