Іонні рівняння гідролізу k2s. Гідроліз k2s. У вигляді іонів записують

Хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що приводить до утворення слабкого електроліту і супроводжується зміною рН розчину, називається гідролізом солей.

Будь-яку сіль можна уявити як продукт взаємодії кислоти і підстави. Тип гідролізу солі залежить від природи підстави і кислоти, що утворюють сіль. Можливі 3 типи гідролізу солей.

Гідроліз за аніоном йде, якщо сіль утворена катіоном сильної основи і аніоном слабкої кислоти.

Наприклад, сіль СН 3 СООNa утворена сильною основою NaOH і слабкою одноосновної кислотою СН 3 СООН. Гідролізу піддається іон слабкого електроліту СН 3 СОО -.

Іонно-молекулярне рівняння гідролізу солі:

СН 3 СОО - + НОН «СН 3 СООН + ОН -

Іони Н + води зв'язуються з аніонами СН 3 СОО - в слабкий електроліт СН3СООН, іони ОН - накопичуються в розчині, створюючи лужне середовище (рН\u003e 7).

Молекулярне рівняння гідролізу солі:

CH 3 COONa + H 2 O «CH 3 COOH + NaOH

Гідроліз солей многоосновних кислот протікає за стадіями, утворюючи як проміжні продукти кислі солі.

Наприклад, сіль K 2 S утворена сильною основою КОН і слабкою двухосновной кислотою H 2 S. Гідроліз цієї солі протікає в дві стадії.

1 стадія: S 2 + HOH «HS - + OH -

K 2 S + H 2 O «KHS + KOH

2 стадія: HS - + HOH «H 2 S + OH -

KHS + H 2 O «H 2 S + KOH

Реакція середовища лужна (pH\u003e 7), тому що в розчині накопичуються ОН - -іони. Гідроліз солі йде тим сильніше, чим менше константа дисоціації утворюється при гідролізі слабкої кислоти (табл.3). Таким чином, водні розчини солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, характеризуються лужною реакцією середовища.

Гідроліз по катіону йде, якщо сіль утворена катіоном слабкої основи і аніоном сильної кислоти. Наприклад, сіль CuSO 4 освічена слабким двухкіслотним підставою Cu (OH) 2 і сильною кислотою H 2 SO 4. Гідроліз йде по катіону Cu 2+ і протікає в дві стадії з утворенням в якості проміжного продукту основний солі.

1 стадія: Cu 2+ + HOH «CuOH + + H +

2CuSO 4 + 2H 2 O «(CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

2 стадія: CuOH + + HOH «Cu (OH) 2 + H +

(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O «2Cu (OH) 2 + H 2 SO 4

Іони водню Н + накопичуються в розчині, створюючи кисле середовище (рН<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.

Таким чином, водні розчини солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою, характеризуються кислою реакцією середовища.

Гідроліз по катіону і аніону йде, якщо сіль утворена катіоном слабкої основи і аніоном слабкої кислоти. Наприклад, сіль CH 3 COONH 4 утворена слабкою основою NH 4 OH і слабкою кислотою СН 3 СООН. Гідроліз йде по катіону NH 4 + і аніони СН 3 СОО -:

NH 4 + + CH 3 COO - + HOH «NH 4 OH + CH 3 COOH

Водні розчини такого типу солей, в залежності від ступеня дисоціації утворюються слабких електролітів мають нейтральну, слабокислу або слаболужну середу.

При змішуванні розчинів солей, наприклад CrCl 3 і Na 2 S кожна з солей гідролізується необоротно до кінця з утворенням слабкої основи і слабкої кислоти.

Гідроліз солі CrCl 3 йде по катіону:

Cr 3+ + HOH «CrOH 2+ + H +

Гідроліз солі Na 2 S йде по аніону:

S 2 + HOH «HS - + OH -

При змішуванні розчинів солей CrCl 3 і Na 2 S відбувається взаємне посилення гідролізу кожної з солей, так як іони Н + і ОН - утворюють слабкий електроліт Н 2 О і іонну рівновагу кожної солі зміщується в бік утворення кінцевих продуктів: гідроксиду хрому Cr (OH) 3 і сірководневої кислоти H 2 S.

Іонно-молекулярне рівняння спільного гідролізу солей:

2Cr 3+ + 3S 2 + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ¯ + 3H 2 S

Молекулярне рівняння:

2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Солі, утворені катіонами сильних основ і аніонами сильних кислот, гідролізу не піддавалося, так як жоден з іонів солі не утворює з іонами Н + і ОН - води слабких електролітів. Водні розчини таких солей мають нейтральне середовище.

Розчинення речовин у воді часто супроводжується хімічною взаємодією обмінного характеру. Подібні процеси об'єднують під назвою гідролізу. Гідролізу піддаються самі різні види речовин: солі, вуглеводи, білки, складні ефіри, жири і т. Д. Одним з найважливіших випадків гідролізу є гідроліз солей. Під ним розуміють обмінна взаємодія іонів розчиненої солі з водою з утворенням слабкого електроліту. В результаті гідролізу утворюються - або слабка основа, або слабка кислота, або те й інше, внаслідок чого має місце зміщення рівноваги дисоціації води: Розглянемо наступні випадки гідролізу солей. Q При розчиненні солі, утвореної катіоном сильної основи і аніоном сильної кислоти (наприклад, KN03, CsCl, Rb2S04 і ін.), Рівновагу дисоціації води істотно не зміщується, так як іони такої солі з водою не утворюють малодисоційованих продуктів. Тому, наприклад, в системі: CsCl + НОН СзОН + НС1 або cs + 4 сг + нон т ± сз + + він "+ н + + сг, нон він ~ єдиним малодисоційованих з'єднанням є вода. У результаті рівновагу реакції остачі зрушено вліво, т. е. гідроліз CsCl практично не відбувається, і розчин не містить помітного надлишку ні іонів водню, ні гідроксид-іонів, т. е. має нейтральну реакцію. Солі, утворені катіонами сильних основ і аніонами слабких кислот (СН3СООК, Na2C03, K2S і ін.), піддаються гідролізу. Рівняння гідролізу таких солей на прикладі ацетату калію можна представити таким чином: СН3СОК + нОН + ± СН3СООН + КОН, СН3СОО "+ К + + нОН т ± СН3СООН + К * + ОН" або СН3СОО- + нон СН3СООН 4 он-. (1) Рівняння показує, що в даному випадку гідролізу піддається аніон солі; реакція супроводжується утворенням малодисоційованих кислоти. При цьому зв'язуються іони водню води і в розчині накопичуються гідроксид-іони, які і надають йому лужну реакцію. солі, утворені кати онами слабких основ і аніонами слабких кислот (CH3COONH4, AI2s3, А1 (СН3СОО) 3 і ін.), найбільш легко піддаються гідролізу, так як їх іони зв'язують одночасно в слабкі електроліти і Н + і ОН ~, що утворюються при дисоціації. Освіта в результаті гідролізу слабкої кислоти і слабкої гідроксиду забезпечує зрушення рівноваги цього процесу вправо. Реакція середовища в розчинах подібних солей залежить від відносної сили кислоти і підстави. При рівній їх силі вона може бути і нейтральною, що має місце, наприклад, при гідролізі CH3COONH4: Практично доводиться найчастіше мати справу з гідролізом солей, що містять в своєму складі багатозарядний іон слабкої компонента (підстави або кислоти) і однозарядного іони сильного. При гідролізі подібних з'єднань - наприклад К2С03 або Cu (N03) 2, утворюються, як правило, відповідно кислі та основні солі: або Далі, до освіти вільної слабкої кислоти або підстави, гідроліз зазвичай не йде через накопичення в розчині, відповідно, іонів ВІН "або Н" 1 ". Винятки мають місце, коли основні або кислотні властивості багатовалентних іонів виражені вкрай слабо або коли процес гідролізу підсилюють спеціально (наприклад, нагріванням). У подібних випадках гідроліз йде ступінчасто і часто практично до кінця: FeCl3 + НОН? ± FeOHCl2 + НС1, (I ступінь) FeOHCl2 + НОН £ Fe (OH) 2Cl + НС1, (II ступінь) Fe (OH) 2Cl + НОН Fe (OH) 3 I + НС1. (Ill ступінь) Кислі солі слабких кислот також піддаються гідролізу. Однак тут поряд з гідролізом відбувається і дисоціація аниона кислої солі. Так, в розчині гідрокарбонату калію одночасно протікають гідроліз іона НС03 ~, що приводить до накопичення гідроксид-іонів: НС03- + НОН Н2С03 + ОН "і його дисоціація, в результаті якої утворюють ся іони Н +: НС03 "т ± С032" + Н +. Таким чином, реакція розчину кислої солі може бути як лужний (якщо гідроліз аніону переважає над його дисоціацією - саме це і відбувається в розчині гідрокарбонату), так і кислої (в зворотному випадку). Кількісно процес гідролізу характеризується за допомогою ступеня гідролізу h і константи КГ. Ступенем гідролізу солі називається відношення числа гідро-лізованних молекул солі до загального числа розчинених молекул солі. Її зазвичай виражають у відсотках: число гідролізованих молекул. загальне число розчинених молекул У більшості випадків ступінь гідролізу солей незначна. Так, в 1% -ому розчині ацетату натрію h становить 0,01% при 25 ° С. Ступінь гідролізу залежить від природи розчиненої солі, її концентрації і температури розчину. Вираз для константи гідролізу солі (Кг) отримують виходячи з процесу гідролізу, константи рівноваги і сталості концентрації молекул води: МАП + НОН МОН + нап [МОН] [нап] [МАП] [НОН] "К [Н20] \u003d Вплив хімічної природи складових дану сіль іонів на ступінь і константу гідролізу було вже докладно розглянуто вище. З огляду на оборотності гідролізу рівновага цього процесу залежить від усіх тих факторів, які впливають на рівновагу реакцій іонного обміну. \u200b\u200bНаприклад, воно зміщується в бік розкладання вихідної солі, якщо виходять продукти (найчастіше у вигляді основних солей) малорастворіми. Додаючи до системи надлишок одного з утворених при реакції речовин (зазвичай кислоти або лугу), можна, відповідно до закону діючих мас, змістити рівновагу в бік зворотної реакції. Навпаки, додавання надлишку води, т. Е. Розбавлення розчину, відповідно до закону діючих мас, веде до того, що гідроліз протікає повніше. Вплив температури на ступінь гідролізу випливає з принципу JTe Шательє. Процес гідролізу є ендотермічним (оскільки реакція нейтралізації, що є зворотною процесу гідролізу, екзотерміч-ну). З підвищенням температури рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції, т. Е. Процес гідролізу посилюється. З викладеного вище випливають загальні правила, що стосуються зміщення гидролитического рівноваги. Якщо бажано змістити його в сторону максимально повного розкладання солі, то потрібно працювати з розведеними розчинами і при високій температурі. Навпаки, щоб гідроліз протікав якомога менше, слід працювати з концентрованими розчинами і «на холо- ду». Питання і завдання для самостійного рішення 1. Які вчені розробили теорію електролітичноїдисоціації? 2. Наведіть приклади електролітів, що відносяться до різних класів неорганічних сполук. 3. Як впливає природа хімічного зв'язку на дисоціацію речовин в розчинах? 4. Зобразіть схему дисоціації у воді електролітів, що мають іонну кристалічну решітку. 5. Зобразіть схему дисоціації у воді полярних молекул електролітів. 6. Яка роль діелектричної проникності розчинника в процесі електролітичноїдисоціації? 7. Як і чому змінюється ступінь дисоціації слабких електролітів при зміні концентрації розчину? Приведи приклади речовин, які є слабкими електролітами. 8. Який вплив температури на процес електролітичноїдисоціації? 9. За яких умов можливе порівняння значень ступенів дисоціації слабких електролітів? 10. Яке принципова відмінність сильних електролітів від слабких? 11. Чому поділ електролітів на сильні і слабкі в значній мірі умовно? 12. Які особливості поведінки розчинів сильних електролітів? 13. Зобразіть схеми процесів дисоціації наступних речовин: а) Н3Р04; б) Сі (ОН) 2; в) MgS04; г) NaHS03; д) MgOHCl. 14. До якого класу неорганічних сполук відносять воду? Чому? 15. Розрахуйте концентрації іонів в розчинах наступних електролітів: а) К + в розчині карбонату калію з масовою часткою К2С03Ю% (р-1,09 г / мл); б) S042 ~ - в 0,5 М розчині K2S04 A12 (SG4) 3. Відповідь: 1,58; 2. 16. Концентрація сульфат-іонів в розчині сульфату заліза (III) становить 0,16 моль / л. Скільки грамів цієї солі міститься в 1 л розчину? Дисоціація солі повна. Відповідь: 20 м 17. Визначте ступінь дисоціації мурашиної кислоти в розчині з концентрацією 0,01 моль / л, якщо в 1 мл розчину міститься 6,82 1018 розчинених частинок (НЕ-дисоційованому молекул і іонів). Відповідь: 13,3%. 18. У 1л 0,01 М розчину оцтової кислоти міститься 6,26 +1021 її молекул і іонів. Визначте ступінь дисоціації оцтової кислоти. Відповідь: 4%. 19. Розрахуйте масову частку (%) розчину мурашиної кислоти (р \u003d 1,0 г / мл), якщо концентрація іонів водню в ньому становить 8,4 10 "3 моль / л. Відповідь: 1,55%. 20. Розрахуйте рН розчину, якщо концентрація іонів водню дорівнює 4,2 10 ~ 5 моль / л. Відповідь: 4,37. 21. Визначте рН розчину, якщо концентрація ОН "дорівнює 10" 4 моль / л. Відповідь: рН \u003d 10. 22. Визначте концентрації іонів Н + і ОН "в розчинах, рН яких дорівнює 5,8; 11,4. Відповідь: 1,58 10 ~ 6 моль / л; 6,33 10 ~ 9 моль / л; 3,98 10 ~ 12 моль / л; 0,25 10 ~ 2 моль / л. 23. Напишіть в молекулярній та іонно-молекулярної формах рівняння реакції взаємодії наступних речовин: а) K2S + NiS04 - д) Ca (N03) 2 + К2С03 - б) K2S03 + НС1 - е) HN03 + Ва (ОН) 2 в) AgN03 + KI ж) Fe (N03) 2 + Na3P04 - г) Fe (S04) 3 + КОН з) H2S04 + RbOH 24 Напишіть в скороченій іонній формі рівняння реакцій, представлених наступними схемами: а) KOH + FeCl2- в) НСООК 4 H2S04 - б) Сас03 + НС1 - г) KCN + НС1 25. Що називається гідролізом солей? Чому розчини солей можуть мати кислу, лужну або нейтральну реакцію середовища? 26. Які солі піддаються гідролізу частково? Наведіть приклади. 27. Які солі і чому піддаються гідролізу повністю? Наведіть приклади. 28. Які солі НЕ піддаються гідролізу? Чому це відбувається? Наведіть приклади таких солей і доведіть справедливість своїх суджень, написавши відповідні рівняння реакцій. 29. У яких випадках при гідролізі солей утворюються: а) кислі солі; б) основні солі? Наведіть приклади на кожен випадок, написавши рівняння реакцій. 30. Які речовини крім солей піддаються процесу гідролізу? 31. Яке значення має гідроліз: а) в живих організмах; б) в найважливіших хімічних виробництвах; в) в природі? 32. Що таке ступінь гідролізу і які чинники впливають на її величину? Привести приклади. 33. Що характеризує константа гідролізу? Від яких факторів вона залежить? 34. Складіть молекулярні та іонно-молекулярні рівняння реакції гідролізу наступних солей: Са (СН3СОО) 2, КС1, K2C03, Ni (N03) 2. Вкажіть забарвлення індикаторів в їх розчинах. 35. Вкажіть, які з солей піддаються гідролізу: FeCl3, K2S, SnCl2, AgN03. Складіть молекулярні та іонно-молекулярні рівняння процесу гідролізу. 36. Чи зміниться забарвлення фенолфталеїну при додаванні до розчину сульфіду натрію? 37. Чому розчин хлориду алюмінію при додаванні лакмусу забарвлюється в червоний колір? 38. Напишіть рівняння реакції гідролізу карбонату рубідію і поясніть, як впливає на гідроліз розведення і нагрівання розчину. 39. В одну пробірку помістили розчин карбонату цезію, в іншу - розчин хлориду нікелю (II). Чому при додаванні фенолфталеїну малинове забарвлення набуває тільки один розчин? Який? Складіть рівняння гідролізу цих солей. 40. Закінчите рівняння наступних реакцій з урахуванням можливості незворотного гідролізу утворених солей: а) A12 (S04) 8 + Na2S + НОН \u003d б) FeCl3 + (NH4) 2C03 + НОН \u003d. 41. Складіть рівняння реакцій незворотного гідролізу солей А1 (СН3СОО) 3і СГ2 (С03) 3. 42. Чому при додаванні води до концентрованого водного розчину хлориду олова (І) випадає осад основної солі, а при додаванні розчину соляної кислоти випадання осаду не відбувається?

1.4. гідроліз солей

Гідроліз - процес обмінного взаємодії іонів солі з водою, що приводить до утворення малодисоційованих речовин і супроводжується зміною реакції ( pH) Середовища.

Суть гідролізу солей полягає в тому, що відбувається зсув рівноваги дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів з утворенням малодисоційованих або труднорастворимого речовини. В результаті гідролізу можуть утворюватися молекули слабких кислот і підстав, аніони кислих солей або катіони основних солей. У більшості випадків гідроліз є оборотним процесом. При підвищенні температури і розведенні гідроліз посилюється. Гідроліз йде по-різному в залежності від сили кислоти і підстави, що утворили сіль. Розглянемо різні випадки гідролізу солей.

а) Сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою ( K 2 S).

При розчиненні в воді K 2 S дисоціює

K 2 S2K + + S 2.

При складанні рівнянь гідролізу в першу чергу необхідно визначити іони солі, що зв'язують іони води в малодиссоциирующие з'єднання, тобто іони, що зумовлюють гідроліз.

В даному випадку іони S 2- пов'язують катіон H +, утворюючи іон HS -

S 2 + H 2 OHS - + OH -

Рівняння гідролізу в молекулярній формі

K 2 S + H 2 OKHS + KOH.

Практично гідроліз солі переважно обмежується першим ступенем з утворенням кислої солі (в даному випадку KHS). Таким чином, гідроліз солі, утвореної сильною основою і слабкою кислотою (такий, як K 2 S) протікає по аніону солі. Надлишок іонів OH - в розчині обумовлює лужну реакцію середовища в розчині (pН\u003e 7).

б)Cоль утворена слабкою основою і сильною кислотою (CuCl 2, Al 2 ( SO 4 ) 3).

При розчиненні в воді CuCl 2 дисоціює

СuCl 2 Cu 2+ + 2Cl -

Іони Cu 2 з'єднуються з іонами OH -, утворюючи гідроксоіони CuOH +. Гідроліз солі обмежується першим ступенем, і освіту молекули Cu (OH) 2 не відбувається. Іонно-молекулярне рівняння має вигляд

Cu 2+ + HOHCuOH + + H +.

В даному випадку продуктами гідролізу є основна сіль і кислота. Рівняння гідролізу в молекулярній формі записується в такий спосіб

CuCl 2 + H 2 OCuOHCl + HСl.

Таким чином, гідроліз солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою (в даному випадку CuCl 2) протікає по катіону солі. Надлишок іонів H + в розчині обумовлює кислу реакцію середовища в розчині (рН<7).

При розчиненні в водіAl 2 (SO 4) 3 дисоціює

Al 2 (SO 4) 3 2 Al 3 + 3 SO 4 2-.

В даному випадку іониAl 3+ з'єднуються з іонами ОН -, утворюючи гідроксоіониAlOH 2+ . Гідроліз солі обмежується першим ступенем, і освіту молекулиAl (OH ) 3 не відбувається. Іонно-молекулярне рівняння має вигляд

Al 3+ + Н 2 О AlOH 2+ + Н +.

Продуктами електролізу є основна сіль і кислота.

Рівняння гідролізу в молекулярній формі записується в такий спосіб

Al 2 (SO 4) 3 + 2 Н 2 О 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.

в) Сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою (CH 3 COONH 4).

CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH.

В цьому випадку утворюються два малодисоційованих з'єднання, і pH розчину залежить від відносної сили кислоти і підстави. Якщо продукти гідролізу можуть вилучатися з розчину, то гідроліз протікає до кінця. наприклад

Al 2 S 3 + 6 H 2 O \u003d 2Al (OH) 3↓ + 3H 2 S.

Можливі й інші випадки незворотного гідролізу, їх неважко передбачити, адже для незворотності процесу небхідно, щоб хоча б один з продуктів гідролізу йшов зі сфери реакції.

г) Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою ( NaCl, K 2 SO 4 , RbBr та ін.) гідролізу не піддавалося, тому єдиним малодиссоциирующие з'єднанням є H 2 O (рН \u003d 7). Розчини цих солей мають нейтральне середовище. наприклад

NaCl + H 2 O NaOH + HCl

Na + + Cl - + H 2 O Na + + OH - + H + + Cl -

H 2 O H + + OH -.

Реакції оборотного гідролізу повністю підкоряються принципу Ле-Шательє. Тому гідроліз солі можна посилити (І навіть зробити необоротним) наступними способами:

1) додати води;

2) нагріти розчин, при цьому посилюється ендотермічна дисоціація води, а значить, збільшується кількість іонів Н + і ОН -, які необхідні для здійснення гідролізу солі;

3) зв'язати один з продуктів гідролізу в важкорозчинні сполуки або видалити один з продуктів в газову фазу; наприклад, гідроліз ціаніду амоніюNH 4 CN буде значно посилюватися за рахунок розкладання гідрату аміаку з утворенням аміакуNH 3 і води:

NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3 + H 2 O + HCN.

Гідроліз можна придушити , Діючи в такий спосіб:

1) збільшити концентрацію розчиненої речовини;

2) охолодити розчин (для ослаблення гідролізу розчини солей слід зберігати концентрованими і при низьких температурах);

3) ввести в розчин один з продуктів гідролізу; наприклад, окисліться розчин, якщо його середовище в результаті гідролізу кисла, або подщелачивать, якщо лужна.

Взаємне посилення гідролізу Припустимо, що в різних судинах встановилися рівноваги

CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -

Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

Обидві солі гідроліз незначно, але якщо розчини змішати, то відбувається зв'язування іонів H + і OH -. Відповідно до принципу Ле-Шательє обидва рівноваги зміщуються вправо, гідроліз посилюється і протікає повністю

2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3↓ + 3 CO 2 + 6 NaCl.

Це називається взаємним посиленням гідролізу . Таким чином, якщо змішувати розчини солей, з яких одна гідролізується по катіону, а інша - за аніоном, гідроліз посилюється і протікає повністю.

О.А. Нaпілкoва, Н.С. Дoзорцевa

клас: 11

Мета: Створити умови для усвідомлення і осмислення нової інформації, дати можливість застосувати отримані теоретичні знання на практиці.

• навчальні:

формування основних понять (гідроліз, класифікація солей по силі кислоти і підстави їх утворюють, типи гідролізу) на диференційованій основі; формування умінь записувати рівняння реакцій гідролізу в молекулярному, повному і скороченому вигляді, передбачати і пояснювати зміна середовища розчину, освіту кислих і основних солей.

Розвиваючі:

розвиток творчого мислення, експериментальних умінь і навичок, розвиток умінь висувати гіпотезу, перевіряти її, встановлювати закономірності, шукати нові факти, які підтвердили б правильність висунутої гіпотези, розвиток емоційної сфери учнів, пізнавальної активності, умінь спостерігати навколишній світ, замислюватися над внутрішньою суттю побаченого.

виховні:

формування умінь застосовувати вивчений матеріал у практичних ситуаціях, захищати свої переконання, працювати в групі.

Тип уроку: комбінований:

Методи: репродуктивний, частково-пошуковий (евристичний), проблемний, лабораторна робота, пояснювально - ілюстративний.

Кінцевий результат навчання.

Необхідно знати:

1. Поняття гідролізу.
2. 4 випадки гідролізу.
3. Правила гідролізу.

Необхідно вміти:

1. Складати схеми гідролізу.
2. Передбачати за складом солі характер середовища і дію індикатора на даний розчин солі.

Хід уроку

Ι. Організаційний момент.

Дидактична задача: створення психологічного клімату

- Вітаю! Візьміть аркуш зі шкалою настрою і відзначте ваш настрій на початку уроку. Додаток 1

Посміхніться! Добре спасибі.

II. Підготовка до засвоєння нового матеріалу.

Епіграфом нашого уроку будуть слова Козьми Пруткова

Завжди тримайся напоготові.

III. Актуалізація знань учнів.

Але перш давайте згадаємо: класифікацію електролітів, запис рівнянь дисоціації електролітів. (У дошки три людини виконують завдання за картками.)

Фронтальне опитування класу з наступних питань:

1. Які речовини називаються електролітами?
2. Що ми називаємо ступенем електролітичноїдисоціації?
3. Які речовини називаються кислотами з точки зору ТЕД?
4. Які речовини називаються підставами з точки зору ТЕД?
5. Які речовини називаються солями з точки зору ТЕД?
6. Які речовини називають амфоліти?
7. Які реакції називають реакціями нейтралізації?

Перевіряємо відповідають біля дошки. (Оголосити оцінки.)

Добре, а тепер згадайте, що таке індикатори? Які індикатори ви знаєте?

Як вони змінюють забарвлення в розчинах кислот, лугів? Відповіді звіримо з таблицею.

Обговорення досвіду. (На дошку відкрити таблицю лабораторного досвіду. Додаток 3 (II))

Чи діє розчин карбонату натрію на індикатори?

За допомогою кольорового паперу показати, як змінюється забарвлення індикаторів. (Один учень з 1-го ряду біля дошки.)

Чи діє розчин сульфату алюмінію на індикатори?

(Один учень з 2-го ряду біля дошки виконує попереднє завдання для розчину сульфату алюмінію).

Чи діє розчин хлориду натрію на індикатори?

(За допомогою кольорового паперу показати в таблиці, на дошці, зміна забарвлення індикатора).

Заповнити всім таку ж таблицю в робочих аркушах. Додаток 3 (II)

А тепер порівняйте дві таблиці на дошці і зробіть висновок про характер середовища запропонованих солей.

ΙV. Вивчення нового матеріалу.

Чому ж в розчинах солей може бути найрізноманітніша середу?

Відповісти на це питання допоможе тема нашого сьогоднішнього уроку. Як ви думаєте, про що піде мова? ( Учні визначають тему уроку).

Спробуємо розшифрувати слово «ГИДРО - ЛІЗ". Походить від двох грецьких слів «hydor» - вода, «lysis» - розкладання, розпад. (Самостійно сформулюйте визначення)

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ - це реакція іонного обмінного взаємодії солей з водою, що призводять до їх розкладанню.

На цьому уроці, що ми дізнаємося? ( Разом з учнями формулюємо основну мету уроку).

Що таке - гідроліз, познайомимося з чотирма випадками гідролізу, правилами гідролізу. Навчимося складати схеми гідролізу, передбачати за складом солі характер середовища і дію індикатора на даний розчин солі.

Сіль дисоціює на іони, а іони, що утворилися взаємодіють з іонами води.

Звернемося до солі, Na 2 CO 3, в результаті взаємодії, якого підстави і який кислоти, утворилася сіль? (NaOH + H 2 CO 3).

Згадаймо класифікацію електролітів

NaOH - сильний електроліт, а Н 2 СО 3 - слабкий. Який характер середовища цієї солі? Який висновок можна зробити?

В результаті взаємодії, якого підстави, і який кислоти утворилася сіль - AI 2 (SO 4) 3? (AI (OH) 3 + H 2 SO 4). Де тут слабкий, а де сильний електроліт? Який робимо висновок?

В результаті взаємодії, якого підстави, і який кислоти утворилася сіль - NaCI? (NaOH + HCI) .Определіте силу цих електролітів.

Яку помітили закономірність? Запишіть висновки в робочих аркушах.

Приклад, якого випадку гідролізу ні приведений в лабораторному експерименті? ( Коли сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою.) Який характер середовища в цьому випадку?

Запишіть висновки в робочих аркушах. Додаток 3 (III). Проговорити їх ще раз.

У напрямку реакції гідролізу можна розділити на оборотні та необоротні

За алгоритмом повинні навчитися складати схеми рівнянь гідролізу. ( додаток 4).

Розберемо на прикладі солі, K 2 S - учитель у дошки.

В результаті взаємодії, якого підстави і який кислоти утворена ця сіль? Робимо запис:

1. K 2 S → KOH сильне
↓
H 2 S слабка

Який характер середовища цієї солі?

2. Записуємо рівняння дисоціації солі: До 2 S↔2K + + S 2

3. Підкреслюємо іон слабкого електроліту.

4. Записуємо з нового рядка іон слабкого електроліту, додаємо до нього НОН, ставимо знак ↔ записуємо іон ОН -, тому що середовище лужне.

5. Ставимо знак «+», записуємо іон, що складається з іона солі S 2- і іона, що залишився від молекули води - НS -.

Записуємо підсумкове рівняння гідролізу:

До 2 S + H 2 O ↔ KOH + KHS

Що утворилося в результаті гідролізу? Так чому характер середовища цієї солі лужної?

Запис гідроліз ZnCl 2, (Все самостійно в зошитах, один учень біля дошки).

Розглянемо за підручником приклад Al 2 S 3. ( стор.150)

Коли не записував схема гідролізу? (Для солей з нейтральним характером середовища.)

І так ми розібрали чотири випадки гідролізу.

Познайомилися з правилами гідролізу: це оборотний процес,

окремий випадок реакції іонного обміну, гідроліз завжди протікає по катіону або аниону слабкогоелектроліту.

Навчилися складати схеми гідролізу, передбачати за складом солі характер середовища і дію індикатора на даний розчин солі.

Користуючись алгоритмом, самостійно скласти схеми гідролізу солей. ( Додаток 3 (IV)

Після виконання, перевіряємо завдання сусіда, оцінюємо роботу.

Физкультминутка

V. Закріплення вивченого матеріалу

На робочому аркуші у вас питання для закріплення, відповімо на них. ( Додаток 3 (V)).

Хлопці зверніть увагу, що ця тема зустрічається в завдання з ЄДІ у всіх трьох частинах. Давайте подивимося вибірку завдань і визначимо який складності містять питання в цих завданнях? ( додаток 5).

Яке значення має гідроліз органічних речовин в промисловості?

Отриманні гидролизного спирту і отримання мила. ( повідомлення учнів)

Хлопці, згадайте які цілі стояли перед нами?

Чи досягли ми їх?

Який висновок уроку ми зробимо?

ВИСНОВКИ УРОКУ.

1. Якщо сіль утворена сильною основою і сильною кислотою, то гідроліз в розчині солі не йде, тому що зв'язування іонів не відбувається. Індикатори своє забарвлення не змінюють.

2. Якщо сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою, то гідроліз йде по аніону. Середовище лужне.

3. Якщо сіль утворена при нейтралізації слабкої основи металу сильною кислотою, то гідроліз йде по катіону. Середовище кисле.

4. Якщо сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою, то гідроліз може йти і по катіону, і по аніону. Індикатори своє забарвлення не змінюють. Середа залежить від ступеня дисоціації виходить катіона і аніона.

V. Рефлексія.

Відзначте свій настрій в кінці уроку на шкалі настрою. (Додаток 1)

Чи змінилося ваше настрій. Як ви оцінюєте отримані знання, на звороті анонімно, односкладово відповіді на 6 запитань.

1. Чи задоволений ти як пройшов урок?
2. Тобі було цікаво?
3. Ти був активний на уроці?
4. Чи зумів ти показати мають знання та набути нові?
5. Ти дізнався багато нового?
6. Що тобі більше сподобалося?

VΙ. Домашнє завдання.

• § 18, стор.154 № 3, 8, 11, індивідуальні картки з завданням.
• Вивчити самостійно, як відбувається гідроліз їжі в організмі людини ( стор.154).
• Знайти в матеріалах ЄДІ 2009-2012 р завдання на тему «Гідроліз» і виконати в зошиті.

Досить часто школярам і студентам доводиться складати т. Н. іонні рівняння реакцій. Зокрема, саме цій темі присвячена завдання 31, пропонована на ЄДІ з хімії. У даній статті ми докладно обговоримо алгоритм написання коротких і повних іонних рівнянь, розберемо багато прикладів різного рівня складності.

Навіщо потрібні іонні рівняння

Нагадаю, що при розчиненні багатьох речовин у воді (і не тільки у воді!) Відбувається процес дисоціації - речовини розпадаються на іони. Наприклад, молекули HCl у водному середовищі дисоціюють на катіони водню (H +, точніше, H 3 O +) і аніони хлору (Cl -). Бромід натрію (NaBr) знаходиться в водному розчині не у вигляді молекул, а в вигляді гідратованих іонів Na + і Br - (до речі, в твердому броміді натрію теж присутні іони).

Записуючи "звичайні" (молекулярні) рівняння, ми не враховуємо, що в реакцію вступають не молекули, а іони. Ось, наприклад, як виглядає рівняння реакції між соляною кислотою і гідроксидом натрію:

HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O. (1)

Зрозуміло, ця схема не зовсім чітко визначає процес. Як ми вже сказали, у водному розчині практично немає молекул HCl, а є іони H + і Cl -. Так само йдуть справи і з NaOH. Правильніше було б записати наступне:

H + + Cl - + Na + + OH - \u003d Na + + Cl - + H 2 O. (2)

Це і є повне іонне рівняння. Замість "віртуальних" молекул ми бачимо частинки, які реально присутні в розчині (катіони і аніони). Не будемо поки зупинятися на питанні, чому H 2 O ми записали в молекулярній формі. Трохи пізніше це буде пояснено. Як бачите, немає нічого складного: ми замінили молекули іонами, які утворюються при їх дисоціації.

Втім, навіть повне іонне рівняння не є бездоганним. Дійсно, придивіться уважніше: і в лівій, і в правій частинах рівняння (2) присутні однакові частки - катіони Na \u200b\u200b+ і аніони Cl -. В процесі реакції ці іони не змінюються. Навіщо тоді вони взагалі потрібні? Приберемо їх і отримаємо короткий іонне рівняння:

H + + OH - \u003d H 2 O. (3)

Як бачите, все зводиться до взаємодії іонів H + і OH - c утворенням води (реакція нейтралізації).

Все, повне і коротке іонні рівняння записані. Якби ми вирішували завдання 31 на ЄДІ з хімії, то отримали б за неї максимальну оцінку - 2 бали.

Отже, ще раз про термінологію:

• HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O - молекулярне рівняння ( "звичайне" рівняння, схематично відображає суть реакції);
• H + + Cl - + Na + + OH - \u003d Na + + Cl - + H 2 O - повне іонне рівняння (видно реальні частки, що знаходяться в розчині);
• H + + OH - \u003d H 2 O - короткий іонне рівняння (ми прибрали весь "сміття" - частинки, які не беруть участі в процесі).

Алгоритм написання іонних рівнянь

1. Складаємо молекулярне рівняння реакції.
2. Всі частинки, диссоциирующие в розчині в відчутною мірою, записуємо у вигляді іонів; речовини, не схильні до дисоціації, залишаємо "у вигляді молекул".
3. Прибираємо з двох частин рівняння т. Н. іони-спостерігачі, т. е. частки, які не беруть участі в процесі.
4. Перевіряємо коефіцієнти і отримуємо остаточну відповідь - короткий іонне рівняння.

приклад 1. Складіть повне і коротке іонні рівняння, що описують взаємодію водних розчинів хлориду барію і сульфату натрію.

Рішення. Будемо діяти відповідно до запропонованого алгоритму. Складемо спочатку молекулярне рівняння. Хлорид барію і сульфат натрію - це дві солі. Заглянемо в розділ довідника "Властивості неорганічних сполук". Бачимо, що солі можуть взаємодіяти один з одним, якщо в ході реакції утворюється осад. перевіримо:

Вправа 2. Доповніть рівняння наступних реакцій:

1. KOH + H 2 SO 4 \u003d
2. H 3 PO 4 + Na 2 O \u003d
3. Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d
4. NaOH + CuBr 2 \u003d
5. K 2 S + Hg (NO 3) 2 \u003d
6. Zn + FeCl 2 \u003d

Вправа 3. Напишіть молекулярні рівняння реакцій (у водному розчині) між: а) карбонатом натрію і азотною кислотою, б) хлоридом нікелю (II) і гідроксидом натрію, в) ортофосфорної кислотою і гідроксидом кальцію, г) нітратом срібла і хлоридом калію, д) оксидом фосфору (V) і гідроксидом калію.

Щиро сподіваюся, що у вас не виникло проблем з виконанням цих трьох завдань. Якщо це не так, необхідно повернутися до теми "Хімічні властивості основних класів неорганічних сполук".

Як перетворити молекулярне рівняння в повне іонне рівняння

Починається найцікавіше. Ми повинні зрозуміти, які речовини слід записувати у вигляді іонів, а які - залишити в "молекулярній формі". Доведеться запам'ятати наступне.

У вигляді іонів записують:

• розчинні солі (підкреслюю, тільки солі добре розчинні у воді);
• луги (нагадаю, що лугами називають розчинні у воді підстави, але не NH 4 OH);
• сильні кислоти (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).

Як бачите, запам'ятати цей список зовсім нескладно: в нього входять сильні кислоти і підстави і всі розчинні солі. До речі, особливо пильним юним хімікам, яких може обурити той факт, що сильні електроліти (нерозчинні солі) не увійшли до цього переліку, можу повідомити наступне: невключення нерозчинних солей в даний список зовсім не відкидає того, що вони є сильними електролітами.

Всі інші речовини повинні бути присутніми в іонних рівняннях у вигляді молекул. Тим вимогливим читачам, яких не влаштовує розпливчастий термін "всі інші речовини", і які, наслідуючи приклад героя відомого фільму, вимагають "оголосити повний список" даю таку інформацію.

У вигляді молекул записують:

• всі нерозчинні солі;
• всі слабкі підстави (включаючи нерозчинні гідроксиди, NH 4 OH і подібні до них речовини);
• всі слабкі кислоти (H 2 СO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, практично всі органічні кислоти ...);
• взагалі, всі слабкі електроліти (включаючи воду !!!);
• оксиди (всіх типів);
• всі газоподібні сполуки (зокрема, H 2, CO 2, SO 2, H 2 S, CO);
• прості речовини (метали і неметали);
• практично всі органічні сполуки (виняток - розчинні у воді солі органічних кислот).

Уф-ф, здається, я нічого не забув! Хоча простіше, по-моєму, все ж запам'ятати список N 1. З принципово важливого в списку N 2 ще раз зазначу воду.

Давайте тренуватися!

приклад 2. Складіть повне іонне рівняння, що описують взаємодію гідроксиду міді (II) і соляної кислоти.

Рішення. Почнемо, природно, з молекулярного рівняння. Гідроксид міді (II) - нерозчинна основа. Все нерозчинні підстави реагують з сильними кислотами з утворенням солі і води:

Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl 2 + 2H 2 O.

А тепер з'ясовуємо, які речовини записувати у вигляді іонів, а які - у вигляді молекул. Нам допоможуть наведені вище списки. Гідроксид міді (II) - нерозчинна основа (див. Таблицю розчинності), слабкий електроліт. Нерозчинні підстави записують в молекулярній формі. HCl - сильна кислота, в розчині практично повністю дисоціює на іони. CuCl 2 - розчинна сіль. Записуємо в іонної формі. Вода - тільки у вигляді молекул! Отримуємо повне іонне рівняння:

Сu (OH) 2 + 2H + + 2Cl - \u003d Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.

приклад 3. Складіть повне іонне рівняння реакції діоксиду вуглецю з водним розчином NaOH.

Рішення. Діоксид вуглецю - типовий кислотний оксид, NaOH - луг. При взаємодії кислотних оксидів з водними розчинами лугів утворюються сіль і вода. Складаємо молекулярне рівняння реакції (не забувайте, до речі, про коефіцієнти):

CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 - оксид, газоподібна сполука; зберігаємо молекулярну форму. NaOH - серйозна причина (луг); записуємо у вигляді іонів. Na 2 CO 3 - розчинна сіль; пишемо у вигляді іонів. Вода - слабкий електроліт, практично не дисоціюють; залишаємо в молекулярній формі. Отримуємо наступне:

СО2 + 2Na + + 2OH - \u003d Na 2 + + CO 3 2 + H 2 O.

приклад 4. Сульфід натрію у водному розчині реагує з хлоридом цинку з утворенням осаду. Складіть повне іонне рівняння даної реакції.

Рішення. Сульфід натрію і хлорид цинку - це солі. При взаємодії цих солей випадає осад сульфіду цинку:

Na 2 S + ZnCl 2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Я відразу запишу повне іонне рівняння, а ви самостійно проаналізуєте його:

2Na + + S 2 + Zn 2+ + 2Cl - \u003d ZnS ↓ + 2Na + + 2Cl -.

Пропоную вам кілька завдань для самостійної роботи і невеликий тест.

Вправа 4. Складіть молекулярні та повні іонні рівняння наступних реакцій:

1. NaOH + HNO 3 \u003d
2. H 2 SO 4 + MgO \u003d
3. Ca (NO 3) 2 + Na 3 PO 4 \u003d
4. CoBr 2 + Ca (OH) 2 \u003d

Вправа 5. Напишіть повні іонні рівняння, що описують взаємодію: а) оксиду азоту (V) з водним розчином гідроксиду барію, б) розчину гідроксиду цезію з іодоводородной кислотою, в) водних розчинів сульфату міді і сульфіду калію, г) гідроксиду кальцію і водного розчину нітрату заліза ( III).