Презентация на тему "Гидролиз солей урок химии (11 класс)" по химии

Презентация по слайдам

Слайд №1
Гидролиз солей урок химии (11 класс) частный случай реакции ионного обмена одно из химических свойств солей

Слайд №2
Электролитическая диссоциация (С. Аррениус, 1887 г.) - процесс распада электролита в водном растворе (или расплаве) на ионы Электролиты (М. Фарадей, первая половина XIX в.) - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток Степень диссоциации (α) - отношение концентрации распавшихся при диссоциации ионов к общей концентрации вещества (выражают в %) Соли (с точки зрения ТЭД) - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка рН раствора - отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H+] рН < 7 – кислая среда; рН = 7 – нейтральная среда; рН > 7 – щелочная среда

Слайд №3
Сила кислот (по степени диссоциации) HCl H2SO4 → HNO3 → H2SO3 → H2CO3 → CH3COOH → H2S → H2SiO3 H3PO4 Сила оснований (по степени диссоциации) NaOH NH4OH Ca(OH)2 → LiOH → → → Zn(OH)2 → Al(OH)3 KOH Ba(OH)2 Mg(OH)2 Сила солей (по степени диссоциации) определяется по таблице растворимости, чем меньше растворимость, тем меньше степень диссоциации. Чем правее, тем слабее !!!

Слайд №4
AlCl3=Al3++3Cl- Al3++ -HO-H+ → AlOH2++H+ (рН7, щелочная среда) Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH (по аниону) NaCl=Na++ Cl- (рН=7, нейтральная среда) NaOH – сильный электролит; HCl – сильный электролит (гидролизу не подвергается)

Слайд №5
Алгоритм составления ионного и молекулярного уравнения гидролиза соли 1. Составляем уравнение электролитической диссоциации соли. 2. Определяем силу основания и кислоты, образующих соль. 3. Выбираем ион слабого электролита. 4. Составляем уравнение гидролиза выбранного иона 5. Определяем характер среды (рН < 7 или рН > 7) 6. По ионному уравнению составляем молекулярное.

Слайд №6
ZnSO4=Zn2+ + SO42- Zn2++ -HO-H+ → ZnOH++H+ (рН7, щелочная среда) Na2SiO3 + H2O ↔ NaHSiO3 + NaOH (по аниону) K2SO4=2K++ SO42- (рН=7, нейтральная среда) KOH – сильный электролит; H2SO4 – сильный электролит (гидролизу не подвергается)

Слайд №7
Что происходит в водных растворах с солями, образованными и слабыми основаниями и слабыми кислотами? Они подвергаются гидролизу и по катиону и по аниону Реакция растворов может быть и нейтральной и слабокислотной и слабощелочной (это зависит от «силы» кислоты и основания, образующими соль) Некоторые соли подвергаются необратимому гидролизу, например сульфид алюминия: Al2S3 + 6 H2O = 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S↑

Слайд №8
Взаимодействие хлорида железа (+3) с карбонатом натрия

Слайд №9
Взаимодействие хлорида железа (+3) с карбонатом натрия 2FeCl3 + 3Na2CO3 = Fe2(CO3)3 + 6NaCl Не правильно, продукт реакции Fe2(CO3)3 не существует! FeCl3 + Na2CO3 + H2O → Fe(OH)3↓ + CO2 + NaCl 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 ↓ + 3CO2 ↑ + 6NaCl Подберём коэффициенты

Слайд №10
Значение гидролиза С древности – зола – моющее средство (в состав входит поташ – карбонат калия K2CO3, который гидролизуется по аниону и образует щелочную среду, что обусловливает его мылкость) Мыло- натриевые и калиевые соли высших карбоновых кислот (стеарат натрия C17H35COONa, также гидролизуется по аниону – щелочная среда) Стиральные порошки – добавляют фосфаты и карбонаты для усиления щелочной среды Кислотные почвы известкуют (Са(ОН)2 или СаСО3), а в щелочные добавляют удобрение – сульфат аммония (NH4)2SO4 В слюне содержатся гидрофосфат-ионы, поэтому в полости рта слабокислотная среда В составе крови содержатся соли – гидрокарбонат и гидрофосфат натрия, которые поддерживают определённую реакцию среды.

Слайд №11
Выводы: Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды с изменением рН среды. Обязательное условие гидролиза – образование слабого электролита Характер среды раствора соли зависит от иона, который подвергается гидролизу (по катиону или по аниону) В результате урока мы умеем: Определять характер среды раствора соли и объяснять результаты с помощью ионного и молекулярного уравнения гидролиза Делать логические выводы из наблюдений Более глубоко характеризовать свойства солей как электролитов В повседневной жизни использовать полученные знания по этой теме