Гидролиз 11 класс химия конспект презентация

Обновлено: 07.07.2024

Презентация на тему: " Гидролиз солей 11 класс Всё познаётся в сравнении." — Транскрипт:

1 Гидролиз солей 11 класс Всё познаётся в сравнении.

2 Цели урока: Ознакомиться с понятием гидролиза солей. Рассмотреть типы гидролиза. Научиться составлять ионные уравнения гидролиза солей. Научиться определять тип гидролиза соли по её формуле.

4 Среды водных растворов электролитов Типы сред Нейтральная [H + ] = [OH – ] Кислотная [H+] > [OH – ] Щелочная [H+] 7

5 Определение типа среды с помощью индикаторов синяякраснаяфиолетоваяЛакмус малиноваябесцветнаябесцветная Фенол- фталеин желтаярозоваяоранжевая Метиловый оранжевый щелочнойкислотнойнейтральной Окраска индикатора в среде Индикатор

6 Лабораторный опыт Таблица 1 Нейтральная pH = 7 бесцветнаяоранжевая фиолетовая Na 2 SO 4 Кислотная pH 7 малиновая желтая синяя Na 2 CO 3 Фенол- фталеин Метил- оранж Лакмус Среда, pH Окраска индикатора Соли

7 Что такое гидролиз? Гидролиз Гидролиз (от греческого hydro – вода; lysis – разложение)

8 Классификация солей СОЛИ, образованные Na2CO3ZnSO4Na2SO4 сильным основанием и слабой кислотой слабым основанием и сильной кислотой сильным основанием и сильной кислотой

9 Сущность гидролиза 1. Na 2 CO 3 2Na + + CO (катион) (анион) H 2 O OH - + H + 2. ZnSO 4 Zn SO 4 2- (катион) (анион) H 2 O OH - + H + 3. Na 2 SO 4 2Na + + SO (катион) (анион) H 2 O OH - + H + Гидролиз по аниону Гидролиз по катиону Гидролиз не протекает

10 Определение гидролиза Гидролиз соли – это химическая реакция обмена соли с водой, в результате которой ионы слабого электролита, входящие в состав соли, соединяются с составными частями воды: H + и OH -.

11 Уравнения гидролиза Na 2 CO 3 NaOH сильное основание H 2 CO 3 слабая кислота Na 2 CO 3 2Na + + CO CO HOH HCO OH -

12 Уравнения гидролиза ZnSO 4 Zn(ОН) 2 слабое основание H 2 SO 4 сильная кислота ZnSO 4 Zn 2+ + SO Zn HOH ZnOH + + H +

13 Гидролиз солей Реакция среды, pH Тип гидролиза Соли, образованные нейтральная среда (pH = 7) не подвергаются гидролизу сильная кислотой Сильным основанием кислотная (pH 7) гидролиз по аниону слабой кислотой Сильным основанием

14 Задание. Определите реакцию среды водных растворов солей. Таблица 2 NaNO 3 K2SK2SNa 2 SiO 3 5. NH 4 NO 3 LiNO 3 NaClO 4 4. KMnO 4 KI K 3 PO 4 3. Na 2 SO 3 FeCl 3 CuSO 4 2. KClNaNO 2 Li 2 SO 4 1. III рядII рядI ряд Н К Щ Н ЩЩ Н Н К Щ Н Щ Н К Н н -нейтральная; к – кислотная; щ - щелочная

15 Экспериментальная задача В трех пронумерованных пробирках даны растворы солей: ZnCl 2, K 2 S, KCl. а) Исследуйте каждый из них универсальной индикаторной бумагой; б) распознайте данные вещества; в) укажите тип гидролиза; г) напишите ионные уравнения гидролиза.

16 Таблица 3 Окраска индикатора Формула соли Тип гидролиза Ионное уравнение

17 Экспериментальная задача Индикатор синий (pH > 7) 1 - K 2 S Индикатор не изменяет окраску (pH =7) 2 - KCl Индикатор красный (pH

18 Гидролиз солей Реакция среды Тип гидролиза Соли, образованные ? гидролиз по катиону и аниону слабой кислотой Слабым основанием нейтральная среда (pH = 7) не подверга- ются гидро- лизу сильная кислотой Сильным основанием кислотная (pH 7) гидролиз по аниону слабой кислотой Сильным основанием

19 Готовимся к ЕГЭ 1. Установите соответствие: Формула солиТип гидролиза 1. FeCl 2 А. по катиону 2. Ba(NO 3 ) 2 Б. по аниону 3. KFВ. не гидролизуется 4. Na 3 PO 4 Ответ:1А;2В;3Б;4Б

20 Готовимся к ЕГЭ 2. Установите соответствие: Формула солиСреда раствора 1. K 2 SO 4 А. кислотная 2. Li 2 CO 3 Б. щелочная 3. NH 4 BrВ. нейтральная 4. CrCl 3 Ответ:1В;2Б;3А;4А

21 Готовимся к ЕГЭ 3. Установите соответствие: Формула солиЗначение pH 1. K 2 SiO 3 А. pH 7 3. CuCl 2 В. pH = 7 4. NaCl Ответ:1Б;2В;3А;4В

22 Домашнее задание § 16 с. 163 – 168, упр. 3,4

23 Человек рождается на свет, Чтоб творить, дерзать – и не иначе, Чтоб оставить в жизни добрый след И решить все трудные задачи. Человек рождается на свет… Для чего? Ищите свой ответ!

Загрузить презентацию (242 кБ)

Цель урока: повторить гидролиз солей, закрепить полученные знания, отработать навыки составления уравнений реакции гидролиза, предсказывать продукты гидролиза, условия смещения реакции гидролиза.

Оборудование и реактивы: соли, образованные разными по силе кислотами и основаниями –сульфаты, хлориды, нитраты, карбонаты, ацетаты, феноляты, алкоголяты, индикаторная бумага, вода, пробирки.

План урока:

1. Теоретическая часть (беседа о гидролизе)
– гидратация и гидролиз
– сильные и слабые кислоты и основания
– типы солей
– алгоритм составления уравнений реакции гидролиза
– условия смещения равновесия
2. Практическая часть:
– демонстрация опытов,
– составление уравнений реакции гидролиза
– тренировочные упражнения
3. Выходной тест

1. Теоретическая часть

– Итак, что же это за реакция – гидролиз?

Учащиеся: Гидролиз от греческого лизис – разложение, гидро – вода.

Учащиеся: Гидролиз – это взаимодействие ионов соли с ионами водорода Н+ или гидроксид ионами ОН– молекул воды, в результате которого образуется слабый электролит.

– В чем отличие реакции гидролиза от реакции нейтрализации? (Гидролиз – это реакция, обратная реакции нейтрализации, в которой теплота поглощается и изменяется рН среды. Гидролизу подвергаются как неорганические соли так и органические.)

– Как долго протекает процесс гидролиза? (Процесс гидролиза протекает до тех пор, пока не установится равновесие между ионами соли, водой и продуктами гидролиза.

Учитель: Не следует путать гидролиз с гидратацией, где ионы соли реагируют с молекулами воды, например есть такое задание в КИМах:

К реакции гидролиза не относится:

Учащиеся: Реакция №3 не относится к реакции гидролиза, это реакция соединения оксида натрия с водой.

Учитель: Чтобы точно определить продукты гидролиза, мы должны знать силу кислот и оснований.

На доске и на карточках формулы органических и неорганических соединений.

1 вариант: Из данного перечня выписать сильные кислоты и основания. (Ученик у доски подчеркивает)

2 вариант: данные органические вещества расположить в порядке усиления кислотных свойств:

1) С₂H₅OH – этиловый спирт,
2) C₆Н₅ОН – фенол,
3) СН₃СООН – уксусная кислота,
4) СН₃ – СН₂ – СООН – пропионовая кислота, глицерин, этиленгликоль,
5) CH₂Cд – COOH – хлоруксусная кислота, вода и сравнить с соляной кислотой НСl, объяснить причину усиления кислотных свойств.

Дети выписывают вещества в порядке усиления кислотных свойств:

1. Этиловый спирт – спирты проявляют более слабые кислотные свойства чем вода, т.к. мы знаем, что алкоголяты полностью гидролизуются в присутствии воды.
2. Вода
3. Этиленгликоль – две гидроксильные группы, а увеличение числа гидроксильных групп в молекуле усиливает кислотные свойства спирта.
4. Глицерин – три гидроксильные группы, кислотные свойства усиливаются
5. Фенол – бензольное кольцо способствует понижению электронной плотности на атоме кислорода О–Н , который в свою очередь притягивает электронную плотность от атома водорода. Связь О–Н становится более полярной, атом водорода подвижной, вследствие этого возрастают кислотные свойства фенолов по сравнению со спиртами
6. Пропановая кислота – типичная кислота со слабыми кислотными свойствами
7. Уксусная кислота – уменьшение числа атомов углерода способствует усилению кислотных свойств
8. Хлоруксусная кислота – введение в молекулу атома галогена увеличивает степень диссоциации, она сильнее уксусной в 80 раз, трихлоруксусная кислота сильнее уксусной в 15000 раз, т.к. галоген обладает отрицательным индуктивным эффектом и оттягивает электронную плотность от карбоксильной. Связь О–Н более полярна и менее прочна.
9. Соляная кислота (для сравнения с органическими веществами)

Чем слабее кислота, тем сильнее гидролиз.

Учитель: Из курса химии 9 класса вы знаете о том, что выделяют 4 типа солей в зависимости от силы кислоты и основания.

Учащиеся: Соли, образованные:
– сильным основанием и слабой кислотой
У: подвергаются частичному гидролизу
– слабым основанием и сильной кислотой
У: подвергаются частичному гидролизу
– слабым основанием и слабой кислотой
У: подвергаются полному необратимому гидролизу
– сильным основанием и сильной кислотой,
У: гидролизу не подвергаются.

Задание: написать уравнение реакции гидролиза.

Анализ состава соли, с целью определения силы основания и силы кислоты.
С ионом слабого электролита написать уравнение взаимодействия с составными частями одной молекулы воды (т.е. краткое ионно-молекулярное уравнение)
Написать полное ионно- молекулярное уравнение.

Не забывать определить, каким основанием и какой кислотой (по силе) образована соль, с ионом слабого электролита записать реакцию.

1) KNO₃ + H₂O K + +NO₃ – + H + + OH –
гидролиза нет, оба электролита сильные.
2) Na₂CO3 + H₂O NaOH + Na₂HCO₃ – рН > 7
частичный гидролиз
3) AlCl₃ + H₂O AlOHCl₂ + HCI – рН Zn(OH)₂ + H₂O + SO₂ ↑
полный необратимый гидролиз

Рассмотрим примеры из органических веществ.

Органические вещества: (демонстрация опытов)

1) гидролиз алкоголятов – солей очень слабой кислоты и сильного основания:

2) гидролиз фенолятов– (фенол очень слабая кислота, соли легко гидролизуются)

3) соли карбоновых кислот легко подвергаются гидролизу, т.к. карбоновые кислоты относятся к слабым электролитам

– Каковы условия смещения равновесия гидролиза?

Учащиеся разбирают самостоятельно, вспоминая правило Ле-Шателье (на доске и на столах таблица)

понижение температуры
повышение температуры
разбавление
увеличение концентрации исходных веществ, продуктов,
добавление спирта
добавление кислоты H₂SO₄ (H + )

разбавить раствор и нагреть. т.е. > t o ;
в случае образования соли добавить кислоту, а в случае кислоты – щелочь.

понизить температуру, увеличить концентрацию раствора добавлением соли;
добавить к раствору один из продуктов гидролиза.

2. Практическая часть

Учитель: Рассмотрим задание типа А (демонстрация опытов)

А1 Щелочная среда в растворе – Na₂SiO₃.

А2 Лакмус окрасится в синий цвет: Na₃PO4
А3 Метилоранж примет окраску красную: Al₂(SO₄)₃
А4 Щелочная среда: C₂H₅ONa
А5 Способность солей подвергаться гидролизу увеличивается в ряду

Правильный ответ – г) т.к. по правилу, чем слабее кислота, тем сильнее гидролиз

В1. Установить соответствие между формулой соли и ее способностью к гидролизу:

3) ВаCl₂ В (по катиону и аниону)

4) Al₂S₃ Г (гидролизу не подвергается)
сульфид алюминия

5) Формиат натрия

В2 Установить соответствие между названием соли и средой водного раствора.

1) метил натрия А – кислая
2) хлорид бария Б – нейтральная
3) нитрит калия В – щелочная
4) нитрат ртути

Правило: Все органические соединения щелочных металлов имеет щелочную среду.

В3. Установить соответствие между исходными веществами и образующимися в результате газом.

Правило:

Демонстрация опыта взаимодействия сульфата алюминия и карбоната натрия.

Задание: Почему при смешивании растворов сульфата алюминия и карбоната натрия выпадает в осадок гидроксид алюминия?

В данном случае происходит гидролиз продуктов реакции в момент выделения в раствор ионов соли.

Демонстрация опытов (самостоятельное выполнение работы)

Определить, в какой паре веществ выпадает осадок Zn(OH)₂:

Правильный ответ 1)
В данном случае происходит полный гидролиз продуктов реакции и в растворе получить Zn СO₃ не удастся, он подвергается полному необратимому гидролизу с образованием Zn(OH)₂ и CO₂

С1. Осуществить превращения. (Схема превращений начинается и заканчивается гидролизом).

3. Самостоятельная работа:

Задания КИМов ЕГЭ 2012г. по вариантам А22, А23, А25, А26, В4

4. Рефлексия

1. Гидролиз идет

1) Хлорид алюминия
2) Перхлорат натрия
3) Сульфит аммония
4) Сульфид алюминия

а) только по катиону
б) только по аниону
в) по катиону и аниону

2. Даны растворы солей, в какой цвет окрасится лакмус

1) Сульфат натрия
2) Нитрат аммония
3) Карбонат натрия

а) красный-кислая среда
б) синий-щелочная среда
в) фиолет.-нейтр.среда

3. Приведите уравнение реакции гидролиза карбоната калия

4. Равновесие сместится в сторону реакции гидролиза:

А) добавлением воды
Б) повышением давления
В) повышением температуры
Г) уменьшением концентрации NaOH

5. Домашнее задание

Задания:

1. К реакциям гидролиза не относятся:

1) C₂H₅OH – этиловый спирт
2) этиленгликоль
3) глицерин
4) фенол
5) пропановая кислота
6) уксусная кислота
7) хлоруксусная кислота
8) HCl

А1 Щелочная среда в растворе:

A2 Лакмус окрасится в синий цвет

A3 Метилоранж краснеет

A4 Щелочная среда

А5 Расположить в порядке увеличения солей подвергаться гидролизу.

Правило: чем слабее кислотные свойства, тем сильнее гидролиз.

Презентация к уроку "Гидролиз"рассмаривает гидролиз органических и неорганических веществ.

1. Гидролиз галогеналканов.

С 2 Н 5 С l + Н 2 О → С 2 Н 5 ОН + НС l

2. Гидролиз сложных эфиров.

СН 3- СОО-С 2 Н 5 + Н 2 О → СН 3- СООН +С 2 Н 5 ОН

3. Гидролиз дисахаридов.

С 12 Н 22 О 11 + Н 2 О →С 6 Н 12 О 6 + С 6 Н 12 О 6

4. Гидролиз полисахаридов.

(С 6 Н 10 О 5 ) n + n Н 2 О → n С 6 Н 12 О 6

Гидролиз органических веществ.

7) . Нейтральную (рН=7). Гидролиз неорганических веществ." width="640"

Гидролизу подвергаются растворы солей. Следовательно, водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред:

Кислотную (рН
Щелочную (рН 7) .
Нейтральную (рН=7).

Гидролиз неорганических веществ.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей :

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (КС N, NaCH 3 COO).

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (С uCl 2 , FeSO 4 , Mn(NO 3 ) 2 .

3. Соли, образованные слабой кислотой и

слабым основанием

( NH 4 CN, Cu(CH 3 COO) 2 ).

4 . Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием

( NaCl, K 2 SO 4 , BaI 2 ) .

7, среда щелочная, гидролиз по аниону. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой." width="640"

NaCN + Н 2 О ↔ NaOH + HCN

Полное ионное уравнение гидролиза:

Na + + CN ¯ + Н 2 О ↔ Na + + OH ¯ + HCN

Сокращённое уравнение гидролиза:

CN ¯ + Н 2 О ↔ OH ¯ + HCN

рн 7, среда щелочная, гидролиз по аниону.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

7. При гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами образуются кислые соли. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой." width="640"

Гидролиз по аниону:

Обратимый процесс.
Химическое равновесие смещено влево.
Реакция среды - щелочная, рН 7.
При гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами образуются кислые соли.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 3 ·H 2 О + НС l

NH 4 Cl ↔ NH 4 + + Cl ¯

Полное ионное уравнение гидролиза:

NH 4 + + Cl ¯ + Н 2 О ↔ NH 3 · H 2 О + H + + Cl ¯

Сокращённое уравнение гидролиза:

NH 4 + + Н 2 О ↔ NH 3 · H 2 О + H +

рн 7, среда кислотная, гидролиз по

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Гидролиз по катиону:

Обратимый процесс.
Химическое равновесие смещено влево.
Среда кислотная, рН

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

NH 4 СН 3 СОО + H 2 O ↔ СН 3 СООН + NH 3 · H 2 О

NH 4 СН 3 СОО ↔ NH 4 + + СН 3 СОО ¯

Ионное уравнение гидролиза:

NH 4 + + СН 3 СОО ¯ + Н 2 О ↔ NH 3 · H 2 О + СН 3 СООН

рн = 7, среда нейтральная, гидролиз по

катиону и по аниону.

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием.

Гидролиз по катиону и по аниону.

Химическое равновесие смещено вправо.
Реакция среды или нейтральная, или слабокислая, или слабощелочная, что зависит от констант диссоциации кислоты и основания.
Гидролиз может быть необратимым, если хотя бы один из продуктов реакции гидролиза уходит из сферы реакции.

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием.

Все ионы остаются в растворе – гидролиз не происходит . Среда нейтральная, рН =7, т.к.

концентрации катионов водорода и гидроксид - анионов в растворе равны, как в чистой воде.

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Выберите документ из архива для просмотра:

Выбранный для просмотра документ конспект урока по гидролизу солей.doc

Муниципальное автономное общеобразовательное

учреждение «Средняя общеобразовательная школа № 35

«Öткымын предмет пыдiсянь велöдан 35 №-a

Предмет - химия
Класс- 11
Авторская программа - примерная программа

Разработчик:

Краснова Марина Павловна, учитель химии.

Сформировать у учащихся понятие гидролиза солей.

Образовательные:

Научить учащихся определять характер среды растворов солей по их составу.

Научить составлять ионные уравнения реакций гидролиза различных солей. Углубить знания учащихся об обратимых химических реакциях.

Закрепить практические навыки определения среды раствора.

Совершенствовать умения в работе с тестовыми заданиями разных типов.

Закрепить умения и навыки работы с таблицами, учебником и дополнительной литературой

Обучение применению изученного материала в упражнениях формата ЕГЭ.

Развивать у учащихся умения сравнивать и анализировать теоретические сведения, применять их на практике, делать выводы;

Выделять главное в процессе демонстрации опыта, развивать логическое мышление.

Тренировать коммуникативные умения, слушать друг друга, высказывать свою точку зрения и аргументировать ее, работать в группах.

Формировать естественно -научное мировоззрение; информационную культуру.

Повышать интерес к предмету.

Планируемые результаты:

Личностные: учащиеся научатся успешно работать в коллективе и в группе с информацией в учебнике, с проведением экспериментов, с презентацией; учащиеся научатся эффективно участвовать в совместной деятельности (ученик – ученик, учитель – ученик) при обсуждении темы и цели, содержания урока; осознавать ценность полученных знаний о разнообразии и свойсвах солей.

Место проведения: кабинет химии

Материально – техническое обеспечение занятия: АРМ, мультимедиа, компьютер, проектор, экран.

Методическое и дидактическое обеспечение занятия:

Учебник химии 11 класса, Химия: 11 класс: Учебник для учащихся общеобразовательных учреждений (профильный уровень): в 2 ч. Ч.1/ Под ред.проф.Н.Е. Кузнецовой.-М.: Вентана-Граф, 2008.-208 с.:ил.

Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева

Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде

Тестовые задания с выбором одного правильного ответа и тестовые задания на соответствие (задания ЕГЭ).

Оборудования и реактивы: штатив с пробирками, растворы индикаторов (фенолфталеина, лакмуса), растворы солей хлорида меди (II), карбоната калия, хлорида натрия, гидроксид калия, соляная кислота, дистиллированная вода.

Читайте также: