Гидролиз солей

 

Цель урока: познакомить учащихся с понятием “гидролиз”, научить писать уравнения гидролиза.

 

Оборудование и реактивы: универсальный индикатор или раствор лакмуса, растворы солей Na2CO3, ZnSO4, KBr или K2SO3, AlCl3, NaCl.

 

План урока:

1.      Организационный момент.

2.      Изложение нового материала.

3.      Задание на дом.

 

План изложения нового материала:

1.      Понятие о среде: кислой, щелочной, нейтральной.

2.      Демонстрация опытов.

3.      Уравнения гидролиза.

4.      Определение гидролиза.

5.      Определение среды по формуле соли.

6.      Упражнения.

 

Ход урока:

1. Понятие о среде: кислой, щелочной, нейтральной.

В водных растворах среда может быть нейтральная, щелочная или кислая.

Что это значит?

а) Кислая в растворах кислот.

Кислоты диссоциируют с образованием ионов H+.

Кислая среда определяется присутствием именно этих ионов. Лакмус в кислой среде окрашивается в красный цвет.

Существует стандартная запись:

 

C (H+) > C (OH-)                                           - кислая среда

 

б) Щелочная среда бывает в растворах щелочей.

Щелочи диссоциируют с образованием ионов OH-.

           

C (OH-) > C (H+)                                           - щелочная среда

 

лакмус окрашивается в синий цвет.

 

в) Если C (H+) = C (OH-)                              - нейтральная среда

 

Лакмус не меняет окраску, остается фиолетовым.

 

Как образуются соли?

Путем взаимодействия основания с кислотой, которое называется реакцией нейтрализации.

Можно сделать вывод, что в растворе любой соли нейтральная среда. Но это не так.

 

2. Демонстрация опытов.

а) В пробирке – раствор соли Na2SO3. Капнули раствор лакмуса. Лакмус окрасился в синий цвет. Значит, среда в растворе карбоната натрия щелочная.

 

б) Другая соль – ZnSO4. Лакмус окрашивается в растворе этой соли в красный цвет. Следовательно, среда в растворе сульфата цинка кислая.

 

в) Еще один раствор соли – KBr. Фиолетовый раствор лакмуса не меняет цвета, следовательно, в растворе бромида калия среда нейтральная.

 

Итак, оказывается, растворы солей могут иметь либо нейтральную, либо кислую, либо щелочную среду. Почему?

 

3. Уравнения гидролиза.

Мы знаем, что вода – очень слабый электролит. Из 10 миллионов молекул воды лишь одна распадается на ионы.

 

H2O H+ + OH-

 

Присутствующие в растворе соли ионы начинают взаимодействовать с молекулами воды. Каким образом это происходит?

 

Ионы Na+ могли бы соединиться с OH-. Получился бы NaOH, но гидроксид натрия - это сильный электролит, то есть в водном растворе в виде молекулы NaOH существовать не может и все равно распадается на ионы Na+ и OH-.

            Другое дело ионы CO32-, которые могут соединиться с H+. В конечном счете, образуется угольная кислота – очень слабый электролит, который в водном растворе может находиться в состоянии молекул.

Записываем ионное уравнение реакции первой ступени гидролиза:

 

2Na+ + CO32- + H+OH- 2Na+ + OH- + HCO3-

 

Это полное ионное уравнение гидролиза. Какие ионы не участвуют в реакции? Na+. Сокращенное ионное уравнение:

 

CO32- + H+OH- HCO3- + OH-

 

C (OH-) > C (H+)                                           - среда щелочная

           

Рассмотрим другой пример – гидролиз соли ZnSO4.

 

Катионы Zn2+ соединяются с OH-, в конечном счете может образоваться Zn(OH)2 – очень слабый электролит. На первой ступени гидролиза образуется устойчивый ион ZnOH+.

H2SO4 – сильная кислота, диссоциирует на ионы и не может находиться в растворе в виде молекул.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Zn2+ + SO42- + H+OH- ZnOH+ + SO42- + H+

 

Сокращенное ионное уравнение:

 

Zn2+ + H+OH- ZnOH+ + H+

 

           

C (H+) > C (OH-)                                           - среда кислая

 

4. Определение гидролиза.

Итак, попытаемся сформулировать понятие гидролиза.

Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, ведущее к образованию слабого электролита.

Рассмотрим еще один пример – NaBr.

 

Na+ + Br- + H+OH- Na+ + Br- + H+ + OH-

 

H+OH- H+ + OH-

 

H+ и OH- поровну, среда нейтральная, но слабый электролит не образовался. Значит, гидролиз не происходит.

 

C (H+) = C (OH-)                               - среда нейтральная, гидролиз не происходит.

 

5. Определение среды по формуле соли.

На сегодняшнем уроке мы можем научиться предсказывать среду в растворе соли, взглянув на формулу.

Например, соль AlCl3 образована слабым основанием Al(OH)3 и сильной кислотой HCl. Если соль образуется слабым основанием и сильной кислотой, то в растворе она имеет кислую среду.

Соль Na2SiO3 образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2SiO3. Если соль образуется сильным основанием и слабой кислотой, то в водном растворе она имеет щелочную среду.

Соль NaCl образована сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl. Гидролизу не подвергается, среда нейтральная.

 

Еще пример – NH4CH3COO. Образована слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH. Это четвертый случай – когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Такие соли могут подвергаться гидролизу:

 

NH4+ + CH3COO- + H+OH- = NH4OH + CH3COOH

 

Такие реакции практически необратимы, среда в растворе таких солей зависит от растворимости и силы образующихся основания и кислоты.

 

6. Упражнения.

Напишем уравнения гидролиза первой ступени следующих солей: AlCl3, Na2SiO3, NaCl.

 

Al3+ + 3Cl- + H+OH- AlOH2+ + 3Cl- + H+

 

Al3+ + H+OH- AlOH2+ + H+

 

C (H+) > C (OH-)                                           - среда кислая

 

2Na+ + SiO32- + H+OH- 2Na+ + OH- + HSiO3-

 

SiO32- + H+OH- HSiO3- + OH-

 

C (OH-) > C (H+)                                           - среда щелочная

 

Na+ + Cl- + H+OH- Na+ + Cl- + H+ + OH-  

 

H+OH- H+ + OH-  

 

C (H+) = C (OH-)                               - среда нейтральная, гидролиз не происходит.

 

Самостоятельная работа (можно провести на следующем уроке): написать уравнения реакции гидролиза солей:

I вариант.

Na2S, FeCl3, KNO3;

II вариант.

Na2SO4, K2SiO3, ZnBr2;

III вариант.

AlBr3, KCl, Na2SO3;

IV вариант.

K2S, CuCl2, NaI.

 

Задание на дом.