Докажите правильность вашего выбора уравнением гидролиза

Презентация, слайд 1

Слайд 2
— Какие вы знаете индикаторы?
Слайд 3
— Как индикаторы изменяют свой цвет в кислой и щелочной среде?

Наблюдение: в соляной кислоте лакмус изменил цвет на красный; в гидроксиде натрия — синий; в воде цвет не изменился.

Наблюдение: в соляной кислоте лакмус изменил цвет на красный; в гидроксиде натрия — синий; в воде цвет не изменился.

Класс на 3 группы:

1. карбонат натрия
2. хлорид алюминия
3. хлорид натрия

Задание:

1. Опытным путем определить среду в растворе соли.
2. Написать уравнение диссоциации соли.

Слайд 6 таблица №2
Слайд 7 таблица №2 вывод

— Представьте свои результаты по заданию.

— Давайте сравним результаты таблиц 1 и 2.
Что мы видим?

Что некоторые соли изменяют цвет индикатора как кислота или основание, но и есть случай, когда цвет не изменяется.

Беседа. Устные вопросы.

— Какие будут у вас мнения по этому вопросу?
Высказанные гипотезы записывает ученик от каждой группы.(присутствие катионов и анионв).
А достаточно ли у нас знаний, чтобы разрешить возникшую проблему?
— Нет.

Каждой группе раздается текст. Ставится задача.

1, 2 группа:
— по аналогии составить уравнение гидролиза «своей» соли.
— объяснить причину наличия ионов водорода или гидроксид-иона в их растворах.

3 группа:
— выясняет, почему соль не подверглась гидролизу.
— дает объяснение, какие соли гидролизу не подвержены.

К доске по одному ученику от каждой группы, которые пишут уравнения гидролиза своей соли и объясняют причины наличия ионов в их растворах.

Каким способом вы доказывали свои гипотезы?

Гидролиз

Материалы портала onx.distant.ru

Теоретическое введение

Примеры обратимого гидролиза

Случаи необратимого гидролиза

Константа и степень гидролиза

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Гидролиз – обменная реакция взаимодействия растворенного вещества (например, соли) с водой. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Примеры обратимого гидролиза

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например , CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN гидролизуются по аниону:

СН₃СООNa + НОН ↔ СН₃СООН + NaОН (рН > 7)

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает ступенчато. 1 ступень:

CO₃ 2– + HOH ↔ HCO₃ – + OH – ,

или в молекулярной форме:

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, например , NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃, гидролизуются по катиону:

или в молекулярной форме:

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. 1 ступень:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H + ;

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + HCl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)₂ + + H + ;

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl.

Fe(OH)₂ + + HOH ↔ Fe(OH)₃ + H + ;

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃+ HCl.

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, например , CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄, гидролизуются и по катиону, и по аниону:

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Поскольку в рассматриваемом примере константы диссоциации СH₃COOH и NH₃·H₂О при 25 о С примерно равны (К_д(СH₃COOH) = 1,75·10 –5 , К_д(NH₃·H₂О) = 1,76·10 –5 ), то раствор соли будет нейтральным.

При гидролизе HCOONH₄ реакция раствора будет слабокислой, поскольку константа диссоциации муравьиной кислоты (К_д(HCOOН) = 1,77·10 –4 ) больше константы диссоциации уксусной кислоты.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaNO₃, KCl, Na₂SO₄), при растворении в воде гидролизу не подвергаются.

Случаи необратимого гидролиза

Гидролиз некоторых солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, протекает необратимо. Необратимо гидролизуется, например , сульфид алюминия:

Следует отметить, что при смешении растворов солей гидролизующихся по аниону и катиону:

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ,

CO₃ 2– + HOH ↔ HCO₃ – + OH –

Продукты гидролиза первой соли усиливают гидролиз второй соли и наоборот. В результате при смешении водных растворов сульфата магния и карбоната натрия образуется основной карбонат магния:

Основные карбонаты выпадают в осадок также при смешивании растворов карбонатов щелочных металлов и солей Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.

При сливании растворов соды и солей Fe 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ реакции протекают следующим образом:

(Ме – Fe, Ca, Sr, Ba)

При взаимодействии солей Аl 3+ , Сr 3+ и Fe 3+ в растворе с сульфидами, карбонатами и сульфитами в результате гидролиза в осадок выпадают не сульфиды, карбонаты и сульфиты этих катионов, а их гидроксиды:

Следует отметить, что катион Fe 3+ производит окисляющее действие на анион S 2- . В результате протекает реакция:

2Fe 3+ + S 2- = 2Fe 2+ + S о .

Например , хлорид железа (III) реагирует с сульфидом калия:

2FeCl₃ + 3K₂S = 2FeS + S + 6KCl

Некоторые соли в результате гидролиза в воде образуют малорастворимые оксосоединения:

SbCl₃ + H₂O → SbOCl↓ + 2HCl.

Необратимо гидролизуются в водных растворах галогенангидриды:

Константа и степень гидролиза

Константа К_г и α _г степень гидролиза для растворов электролитов связаны между собой уравнением, по форме совпадающим с уравнением Оствальда:

(1)

Константа гидролиза К_г может быть рассчитана на основе значений ионного произведения воды К_w и константы диссоциации К_д образующихся в результате гидролиза слабой кислоты или слабого основания:

(2)

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите К_г, α _г и рН 0,01 М раствора NH₄Cl при температуре 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂O) = 1,76× 10 -5 .

Решение.

.

[Н + ] = 2,4·10 –4× 0,01 = 2,4× 10 –6 М.

рН = — lg 2,4× 10 –6 = 5,6.

Задача 2. Определите константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,02 М раствора НСООNa при 298 К, если при указанной температуре К_д(НСООН) = 1,77× 10 –4 .

Решение. Формиат натрия гидролизуется в соответствии с уравнением:

НСОО — + Н₂О ↔ НСООН + ОН — .

Поскольку [НСООН] = [ОН – ] и [НСОО – ]·С_исх(НСООNa), то константу гидролиза можно записать следующим образом:

.

[Н + ] = 10 –14 ÷1,06× 10 –6 = 9,4·10 –9 М

рН = — lg 9,4× 10 –9 = 8

Задача 3. Определите рН 0,006М раствора NaNO₂, если α _г = 7·10 –3 %.

Решение.

[ОН – ] = 0,006× 7× 10 –5 = 4,2× 10 –7 М.

[Н + ] = 10 –14 :4,2× 10 –7 = 2,4× 10 –8 М.

рН = — lg 2,4× 10 –8 = 7,6.

Задача 5. Определите рН 0,1 М раствора Na₃PO₄ при 298 К, если константы диссоциации ортофосфорной кислоты при указанной температуре соответственно равны: К_д.1 = 7,11× 10 — 3 , K_д.2 = 6,34× 10 — 8 , K_д.3 = 4,40× 10 — 13 .

Решение. Na₃PO₄ диссоциирует в растворе и подвергается ступенчатому гидролизу:

Следует обратить внимание на выбор “нужной” величины К_д.

K_дисс.2 = 6,34·10 — 8

Так как К_г,1 > > К_г,2, то можно считать, что соль подвергается гидролизу только по первой ступени.

,

поскольку [HPO₄ 2- ] = [OH — ].

рОН = –lg 4,76× 10 — 2 = 1,32 и рН = 14 – 1,32 = 12,68.

Задачи для самостоятельного решения

1. Гидролиз соли Na₂SO₃ усилится при добавлении в раствор веществ:

2. Напишите уравнение реакции NiCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O → .

Пособие для учащихся Гидролиз

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

«Актуальность создания школьных служб примирения/медиации в образовательных организациях»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Пособие для учащихся «Гидролиз»

Данное пособие предназначено для учащихся 11 класса.

Тема «Гидролиз солей» вызывает некоторые затруднения у учащихся. Пособие содержит теоретический материал по теме «Гидролиз». Представлен алгоритм составления уравнений реакций гидролиза, разбираются примеры решения заданий по теме «Гидролиз солей»,приведены таблицы: «Сильные и слабые электролиты», «Индикаторы», «Таблица растворимости».

Составлены задания для самостоятельной работы учащихся. Пособие поможет ученикам при выполнении лабораторной работы, по выполнению домашней работы; позволит более полно усвоить тему.

Успешное выполнение заданий по теме: «Гидролиз солей» невозможно без знания теоретического материала.

1.Необходимо повторить правила пользования таблицей растворимости:

Чтобы определить,растворима ли соль,по вертикале в таблице находим катион,образовавший соль.По горизонтали соответствующий анион. Если на их пересечении стоит буква Р-соль растворима,следовательно в водном растворе диссоциирует на ионы.Если –буква Н- вещество нерастворимо,на ионы не диссоциирует.

2.Необходимо повторить понятия : «электролиты», «неэлектролиты», «сильные электролиты»,

Электролиты- это вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток. NaCl , H ₂ SO ₄ , NaOH

Неэлектролиты -это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. Кислород O ₂ , азот N ₂ , водород H _2, многие органические вещества – спирты, глюкоза, сахароза, бензол и др.

Сильные электролиты-полность диссоциируют на ионы

1) сильные кислоты ( H ₂ SO ₄ , HCl , HNO ₃ , HClO ₄ , HClO ₃ , HBr , HI и др.)

2) щелочи ( NaOH , KOH , LiOH , Ba ( OH )₂, Ca ( OH )₂ и др.)

Слабые электролиты -неполность диссоциируют на ионы

2) нерастворимые в воде основания ( Cu ( OH )₂, Fe ( OH )₃ и др.)

3) гидроксид аммония NH ₄ OH

3.Следует знать цвет индикаторов в различных средах

Окраска индикатора в среде

4.Знания о том,как диссоциируют вещества ,относящиеся к различным классам неорганических соединений помогут в написании уравнений гидролиза

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н + Уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Основания — электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН Уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

FeOH + ↔ Fe 2+ + OH —

Средние (нормальные) соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-.

Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl — (α = 1)

Fe ( OH ) + ↔ Fe 2+ + OH — (α

5.Изучить теоретический материал по теме: «Гидролиз солей»

Соли – это соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы. В водном растворе эти ионы гидратированы – окружены молекулами воды.

Водные растворы многих солей имеют кислую или щелочную среду. Причиной этого явления является гидролиз –это взаимодействие ионов соли с водой,приводящее к образованию слабого электролита

Причина гидролиза – электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды.

По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:

1.Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз такого типа называют гидролизом по аниону. Среда раствора щелочная,лакмус синий. Пример:гидролиз соли фосфата натрия( Na ₃ PO ₄ ). Соль образована сильным основанием-гидроксидом калия и слабой кислотой-фосфорной.

3 Na + + PO ₄ 3- + Н₂О ⇄ НРО₄ 2- +ОН — +3 Na +

2.Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

Гидролиз такого типа называют гидролизом катиону.Среда кислая,лакмус красный Пример: гидролиз соли сульфата меди(2)- CuSO ₄

Cu 2+ + SO ₄ 2- + Н₂О ⇄ CuOH + + H +

3.Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соль гидролизу не подвергается, диссоциирует на ионы в водном растворе. В этом случае. среда нейтральная, лакмус фиолетовый.

4.Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз такого типа называют гидролизом по катиону и аниону. В этом случае характер среды определяют по степени диссоциации кислоты и основания, образовавших соль. Если степень диссоциации кислоты больше степени диссоциации основания, то среда будет слабокислой. И ,наоборот ,если степень диссоциации основания больше степени диссоциации кислоты, то среда-слабощелочная.

Пример необратимого гидролиза: Al ₂ S ₃ + H ₂ O à Al ( OH )₃ ¯ + H ₂ S ­

Особого внимания заслуживает совместный гидролиз.

Соли в водном растворе полностью гидролизованы.

Алгоритм составления уравнений реакций гидролиза:

1. Определить какой по силе кислотой и каким основанием по силе образована соль.

2. Записать уравнение диссоциации соли,затем уравнение диссоциации молекулы воды.

3. Выписать формулу иона слабого электролита и написать уравнение взаимодействия его с одной молекулой воды; в результате получится краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза

4. Записать уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде. Указать характер среды и цвет индикатора лакмуса

Рассмотрим ,как пользуясь алгоритмом составления уравнения гидролиза, выполнить задание.

Составить уравнение реакции гидролиза соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой-сульфида натрия( Na ₂ S )

1.Соль образована гидроксидом натрия-сильным основанием и слабой кислотой-сероводородной.

2.Определить тип гидролиза, среду и цвет индикатора.

Гидролиз по аниону Среда щелочная ,лакмус синий.

3.Записать уравнение диссоциации соли и воды

Na₂ S ⇄ → 2Na + + S 2-

4.Записать ионное уравнение гидролиза

2 Na + + S 2- + H ₂ O ⇄ HS — +2 Na + + OH —

5.Составить молекулярное уравнение

Na ₂ S + H ₂ O ⇄ NaHS + Na OH

Составить уравнение реакции гидролиза хлорида меди (2).

1.Рассмотрим состав соли: соль образована слабым основанием гидроксидом меди(2) и сильной кислотой –соляной.

2.Определить тип гидролиза, среду и цвет индикатора.

Гидролиз по катиону, среда кислая, лакмус красный.

3.Записать уравнение диссоциации соли и воды

CuCl₂ ⇄ Cu 2+ +2Cl — H₂O ⇄ H + + OH —

4.Записать ионное уравнение гидролиза

Cu 2+ +2 Cl — + H ₂ O ⇄ Cu OH + +2 Cl — + H +

5.Составить молекулярное уравнение

CuCl ₂ + H ₂ O ⇄ Cu OHCl + HCl

В тестовых заданиях или в заданиях на соответствие, составленных по типу заданий ЕГЭ встречаются обозначения среды посредством использования значений водородного показателя. Необходимо помнить:

PH > 7- среда щелочная, концентрация ионов гидроксогруппы больше концентрации ионов водорода ; PH PH = 7- среда нейтральная; концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза. Она показывает сколько молекул вещества от общего числа молекул подвергается гидролизу. Степень гидролиза зависит от температуры, природы вещества, концентрации раствора. Если повысить температуру-это усилит гидролиз, так как это эндотермическая реакция .При разбавлении водой гидролиз усиливается.

Если гидролиз по аниону-повышение концентрации гидроксид-ионов будет ослаблять гидролиз.

Если гидролиз по катиону-повышение концентрации ионов водорода ослабит гидролиз.

Предположим соль- хлорид меди (2).Она гидролизуется по катиону, так как образована слабым основанием –гидроксидом меди(2) и сильной кислотой-соляной. Чтобы усилить гидролиз этой соли ,нужно нагреть раствор; добавить воды; добавить щелочь-раствор(делаем выбор).

Определить формулу соли, если значение PH =7 : хлорид магния, сульфат натрия; бромид алюминия.

1. MgCl ₂ –соль образована слабым основанием и сильной кислотой; гидролиз по катиону, среда кислая PH 7;

2. Na ₂ SO ₄ — соль образована сильным основанием и сильной кислотой; среда нейтральная PH =7.

3. AlBr ₃ — соль образована сильной кислотой и слабым основанием; гидролиз по катиону; PH 7

Задания для самостоятельной работы :

1.Задания для закрепления знаний, умений определять характер среды и цвет индикатора