Урок по теме: «Гидролиз солей»

Дата _____________ Класс ____________________

Тема: Гидролиз солей

Цели урока:  сформировать у учащихся понятие гидролиза солей.

Ход урока

1. Организационный момент

Лежа дома на диване
Про прогулку думал Ваня
Сколько в мире,- думал Ваня,-
Есть кислот и оснований 
Например, вода морей-
Это ведь раствор солей.
Где-то я читал когда-то:
Там хлориды и сульфаты…
И соляной там и серной
Кислоты полно наверно:
Ведь вчера прошли мы в школе
Что в воде идет гидролиз!
И зачем себе на горе 
Люди в отпуск едут к морю?
Если долго там купаться 
Можно без трусов остаться:
Ткань любую кислота
Растворяет кислота
Ванин слушая рассказ,
Целый час смеялся класс
Больше Ваню не дразните,
Ведь сказал ему учитель:
«Зря Иван поддался страху,-
Лучше б шел купаться в море!»

Сейчас мы рассмотрим, что такое гидролиз, и в конце урока скажем, почему Ваня боялся зайти в море.

2. Изучение нового материала

Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1) Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl,NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2) Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl,Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH Fe(OH)Cl + HCl 
Fe²⁺ + 2Cl^— + H⁺ + OH^—  FeOH⁺ + 2Cl^— + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H⁺ и другие ионы.                  рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3)  Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃,Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН^— и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH KHSiO₃ + KОН 
2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^— НSiO₃^— + 2K⁺ + ОН^—

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4) Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNН₄,(NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S 

 Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень

FeCl₂ + HOH Fe(OH)Cl + HCl 
Fe²⁺  + 2Cl^— + H⁺ + OH^— Fe(OH)⁺ + 2Cl^— + H⁺

2-ая ступень

Fe(OH)Cl + HOH Fe(OH)₂ + HCl 
Fe(OH)⁺ + Cl^— + H⁺ + OH^— Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^—

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень

Nа₂СО₃ + HOH NаНСО₃ + NаОН 
СО₃^2- + 2Na⁺ + H⁺ + OH^— =>НСО₃^— + ОН^— + 2Na⁺

2-ая ступень

NаНСО₃ + Н₂О NаОН + Н₂СО₃ 
НСО₃^— + Na⁺ + H⁺ + OH^— Н₂СО₃ + ОН^— + Na⁺

 Гидролиз — процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)₂, Fe(ОН)₂ ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН₃СООН, Н₂СО₃ ) — со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑

Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

Ход рассуждений

Факторы, влияющие на степень гидролиза.

1). Гидролиз  эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

3). При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е.  вправо, степень гидролиза возрастает.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди 

2CuSO₄ + 2H₂O   (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ 

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия. Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов 

Rb₃PO₄ + H₂O  Rb₂HPO₄ + RbOH, 

равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать. Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH^–] / [PO₄^3–], уменьшится вдвое.

Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:

2CuSO₄ + 2H₂O  (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ (1)

Rb₃PO₄ + H₂O  Rb₂HPO₄ + RbOH (2)

Мы возвращаемся к стихотворению и отвечаем, почему же Ваня боялся зайти в море.

Значение гидролиза: Гидролиз имеет большое практическое значение для человека, касаясь органических веществ: жиров, спиртов, мыла, крахмала, которые подробно изучаются в 10 классе.

3. Закрепление изученного материала

№1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na₂SiO₃ , AlCl₃, K₂S.

№2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

№3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
Сульфид Калия — K₂S,  Бромид алюминия — AlBr₃,  Хлорид лития – LiCl, Фосфат натрия — Na₃PO₄,  Сульфат калия — K₂SO₄,  Хлорид цинка — ZnCl₂, Сульфит натрия — Na₂SO₃,  Cульфат аммония — (NH₄)₂SO₄,  Бромид бария — BaBr₂ .

4. Домашнее задание

П. 6, упр. 9 на стр. 24