В каком из водных растворов щелочная среда. Гидролиз

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе - обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю - так называемому РН.

Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация

Урок: Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель

Гидролиз - это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению . Попробуем разобраться в причине данного явления.

Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.

Табл. 1

Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени Н 2 О ↔ Н + + ОН -

Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации, могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х - .

Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая , то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н + + Х - ↔ НХ

Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы - нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная . Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.

Рис. 1

Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое , то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая .

Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.

Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов

Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей. Табл. 2.

*Какими по силе кислотой и основанием образована соль*	*Примеры солей*	*Отношение к гидролизу*	*Среда*	*Окраска лакмуса*
Соль сильного основания и сильной кислоты	NaCl, Ba(NO 3) 2 , K 2 SO 4	Гидролизу не подвергаются.	нейтральная	фиолетовый
Соль слабого основания и сильной кислоты	ZnSO 4 , AlCl 3 , Fe(NO 3) 3	Гидролиз по катиону. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H +
Соль сильного основания и слабой кислоты	Na 2 CO 3 ,К 2 SiO 3 , Li 2 SO 3	Гидролиз по аниону CO 3 2 + HOH HCO 3 + OH	щелочная
Соль слабого основания и слабой кислоты	FeS, Al(NO 2) 3 , CuS	Гидролиз и по аниону, и по катиону.	среда раствора зависит от того, какое из образующихся соединений будет более слабым электролитом.	зависит от более сильного электролита.

Табл. 2.

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или нагреванием системы.

Соли, которые подвергаются необратимому гидролизу

Реакции ионного обмена протекают до конца при выпадении осадка, выделения газа или малодиссоируемого вещества.

2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6 Н 2 О → 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3 (1)

Если взять соль слабого основания и слабой кислоты и при этом и катион, и анион будут многозарядным, то при гидролизе таких солей будет образовываться и нерастворимый гидроксид соответствующего металла, и газообразный продукт. В данном случае гидролиз может стать необратимым. Например, в реакции (1) не образуется осадок сульфида алюминия.

Под это правило подпадают следующие соли: Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 , Al 2 (CO 3) 3 , Cr 2 (CO 3) 3 , Fe 2 (CO 3) 3 , CuCO 3 . Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.

В органической химии гидролиз имеет очень большое значение.

При гидролизе изменяется концентрация ионов водорода в растворе, а во многих реакциях используются кислоты или основания. Поэтому, если мы будем знать концентрацию ионов водорода в растворе, то будет легче следить за процессом и управлять им. Для количественной характеристики содержания ионов в растворе используется pН раствора. Он равен отрицательному логарифму концентрации ионов водорода.

p Н = - lg [ H + ]

Концентрация ионов водорода в воде равна 10 -7 степени, соответственно, рН = 7 у абсолютно чистой воды при комнатной температуре.

Если долить в раствор кислоты или добавить соль слабого основания и сильной кислоты, то концентрация ионов водорода станет больше 10 -7 и рН < 7.

Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10 -7 и рН>7. См. рис. 3. Знать количественный показатель кислотности необходимо во многих случаях. Например, водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека. В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При отклонении от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.

Рис. 3

Подведение итога урока

В ходе урока мы изучили тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнали о гидролизе - обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, было введено определение водородному показателю - так называемому рН.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

Домашнее задание

1. №№6-8 (с. 68) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Почему рН дождевой воды всегда меньше 7?

3. Что обусловливает малиновую окраску раствора карбоната натрия?

Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.

Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.

Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов

*Какими по силе кислотой и основанием образована соль*	*Примеры солей*	*Отношение к гидролизу*	*Среда*	*Окраска лакмуса*
Соль сильного основания и сильной кислоты	NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4	Гидролизу не подвергаются.	нейтральная	фиолетовый
Соль слабого основания и сильной кислоты	ZnSO4, AlCl3, Fe(NO3)3	Гидролиз по катиону. Zn2+ + HOH ZnOH+ + H+
Соль сильного основания и слабой кислоты	Na2CO3,К2SiO3, Li2SO3	Гидролиз по аниону CO32 + HOH HCO3 + OH	щелочная
Соль слабого основания и слабой кислоты	FeS, Al(NO2)3, CuS	Гидролиз и по аниону, и по катиону.	среда раствора зависит от того, какое из образующихся соединений будет более слабым электролитом.	зависит от более сильного электролита.

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или нагреванием системы.

Соли, которые подвергаются необратимому гидролизу

2 Al (NO3)3+ 3 Na2S +6 Н 2 О → 2 Al (OH)3 ↓+ 3 H2S+6 NaNO3 (1)

Под это правило подпадают следующие соли: Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, CuCO3. Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.

В органической химии гидролиз имеет очень большое значение.

p Н = - lg [ H + ]

Концентрация ионов водорода в воде равна 10-7 степени, соответственно, рН = 7 у абсолютно чистой воды при комнатной температуре.

Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10-7и рН>7. См. рис. 3. Знать количественный показатель кислотности необходимо во многих случаях. Например, водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека. В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При отклонении от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.

ИСТОЧНИКИ

источник видео - http://www.youtube.com/watch?v=CZBpa_ENioM

источнки презентации - http://ppt4web.ru/khimija/gidroliz-solejj-urok-khimii-klass.html

Урок, проводимый с использованием тетради для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс в МОУ “СОШ №11” г. Северодвинска Архангельской области учителем химии О.А.Олькиной в 8 классах (на параллели).

Цель урока: Формирование, закрепление и контроль умений учащихся определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов, в том числе природных, используя тетрадь для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс.

Задачи урока:

Образовательные. Закрепить следующие понятия индикаторы, реакция среды (типы) , pH, фильтрат, фильтрование на основе выполнения заданий практической работы. Проверить знания учащихся, которые отражают зависимость “ раствор вещества (формула) – значение pH (числовое значение) – реакция среды”. Рассказать учащимся о способах снижения кислотности почв Архангельской области.
Развивающие. Способствовать развитию логического мышления учащихся на основании анализа результатов, полученные в ходе практической работы, их обобщения, а также умения делать вывод. Подтвердить правило: практика доказывает теорию или опровергает ее. Продолжить формирование эстетических качеств личность учащихся на основе разнообразного спектра представленных растворов, а также поддержать интерес ребят к изучаемому предмету “Химия”.
Воспитывающие. Продолжить формировать умения учащихся выполнять задания практической работы, придерживаясь, правил по охране труда и технике безопасности, в том числе правильно выполнять процессы фильтрования, нагревания.

Практическая работа № 6 “Определение pH среды”.

Цель для учащихся: Научится определять реакцию среды растворов разных объектов (кислот, щелочей, солей, почвенного раствора, некоторых растворов и соков), а также изучить растительные объекты как природные индикаторы.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, пробка, стеклянная палочка, штатив с кольцом, фильтровальная бумага, ножницы, химическая воронка, стаканы, фарфоровая ступка с пестиком, мелкая терка, чистый песок, универсальная индикаторная бумага, испытуемый раствор, почва, кипяченая вода, плоды, ягоды и другой растительный материал, раствор гидроксида натрия и серной кислоты, хлорида натрия.

Ход урока

Ребята! Мы с вами уже познакомились с такими понятиями как реакция среды водных растворов, а также индикаторы.

Какие типы реакции среды водных растворов вы знаете?

нейтральная, щелочная и кислотная.

Что такое индикаторы?

вещества, с помощью которых можно определить реакцию среды.

Какие индикаторы вам известны?

в растворах: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый.

сухие: универсальная индикаторная бумага, лакмусовая бумага, метилоранжевая бумага

Какими способами можно определить реакцию среды водных растворов?

влажным и сухим.

Что такое pH среды?

водородный показатель ионов водорода в растворе(pH=– lg )

Давайте вспомним, какой ученый ввел понятие pH среды?

Датский химик Сёренсен.

Молодцы!!! Теперь откройте тетрадь для практических работ на с.21 и прочитайте задание №1 .

Задание №1.Определите pH раствора при помощи универсального индикатора.

Вспомним правила при работе с кислотами и щелочами!

Выполните опыт из задания №1.

Сделайте вывод. Таким образом, если раствор имеет pH = 7 среда нейтральная, при pH < 7 среда кислотная, при pH > 7 среда щелочная.

Задание №2.Получите почвенный раствор и определите его pH при помощи универсального индикатора.

Прочитайте задание на с.21-с.22, выполните задание по плану, результаты занесите в таблицу.

Вспомним правилами безопасности при работе с нагревательными приборами (спиртовкой).

Что такое фильтрование?

процесс разделение смеси, который основан на различной пропускной способности пористого материала – фильтрата по отношению к составляющим смесь частицам.

Что такое фильтрат?

это прозрачный раствор, получаемый после фильтрования.

Результаты оформите в виде таблицы.

Какая реакция среды почвенного раствора?

Кислая

Что необходимо сделать, чтобы повысить качество почвы в нашем регионе?

CaCO 3 + H 2 O+CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Внесение удобрений, которые имеют щелочную реакцию среды: молотый известняк и других карбонатных минералов: мела, доломита. В Пинежском районе Архангельской области есть залежи такого минерала, как известняк, вблизи карстовых пещер, поэтому он доступен.

Сделайте вывод. Реакция среды полученного почвенного раствора pH=4,слабокислая, следовательно, для повышения качества почвы необходимо известкование.

Задание №3. Определите pH некоторых растворов и соков при помощи универсального индикатора.

Прочитайте задание на с.22, выполните задание по алгоритму, результаты занесите в таблицу.

Источник сока		Источник сока



Картофель		Силикатный клей
Капуста свежая		Столовый уксус
Капуста квашеная		Раствор питьевой соды
		Апельсин
		Свекла свежая

		Свекла вареная

Сделайте вывод. Таким образом, разные натуральные объекты имеют разные значения pH: pH 1?7– среда кислотная (лимон, клюква, апельсин, помидор, свекла, киви, яблоко, банан, чай, картофель, капуста квашеная, кофе, силикатный клей).

pH 7?14среда щелочная(капуста свежая, раствор питьевой соды).

pH = 7 среда нейтральная(хурма, огурец, молоко).

Задание №4. Изучите растительные индикаторы.

Какие растительные объекты могут выступать в качестве индикаторов?

ягоды: соки, лепестки цветов: вытяжки, соки овощей: корнеплодов, листьев.
вещества, которые могут изменять окраску раствора в разных средах.

Прочитайте задание на с.23 и выполните его по плану.

Результаты оформите в таблицу.

Растительный материал (природные индикаторы)	Цвет раствора природного индикатора
Растительный материал (природные индикаторы)	Кислотная среда	Естественный цвет раствора (нейтральная среда)	Щелочная среда
Клюква (сок)			фиолетовый
Клубника (сок)	оранжевый	персиково – розовый
Черника (сок)		красно-фиолетовый	сине – фиолетовый
Черная смородина (сок)		красно-фиолетовый	сине – фиолетовый

Сделайте вывод. Таким образом, в зависимости от pH среды природные индикаторы: клюква (сок), клубника (сок), черника (сок), черная смородина (сок) приобретают следующие цвета: в кислой среде – красный и оранжевый цвет, в нейтральной – красный, персиково – розовый и фиолетовый цвета, в щелочной среде от розового через сине – фиолетовый до фиолетового цвета.

Следовательно, по интенсивности окраски природного индикатора можно судить по реакции среды того или иного раствора.

По окончании работы приведите в порядок рабочее место.

Ребята! Сегодня был очень необычный урок! Вам понравился?! Можно ли использовать сведения, полученные на данном уроке в повседневной жизни?

Сейчас выполните задание, которое приведено в ваших тетрадях для практических работ.

Задание для контроля. Распределите вещества, формулы которых приведены ниже, по группам в зависимости от pH их растворов: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.

pH 17– среда (кислотная) ,имеют растворы (HCl,H 3 PO 4 ,H 2 SO 4) .

pH 714 среда(щелочная), имеют растворы (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).

pH = 7 среда (нейтральная), имеют растворы (NaCl, H 2 O,KNO 3).

Оценка за работу_______________

Методическая разработка урока

«Среда водных растворов»

Цель: формирование исследовательской компетенции обучающихся при изучении среды водных растворов электролитов и методов ее качественного анализа.

Задачи:

Сформировать представление обучающихся о типах среды водных растворов (кислая, нейтральна, щелочная);
Рассмотреть понятие «индикаторы» и основные виды индикаторов (лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый);
Изучить изменение окраски индикаторов в разных средах;
Выявить в ходе химического эксперимента наиболее оптимальный индикатор для определения кислой и щелочной среды раствора;
Проанализировать зависимость между средой раствора и значением водородного показателя;
Сформировать навыки работы обучающихся с универсальным индикатором;
Выявить зависимость окраски соков некоторых растений (в частности капусты краснокочанной) от среды раствора.

Форма: урок – исследование. Данная форма позволяет моделировать все этапы химического исследования при изучении конкретной темы.

На данном уроке гармонично сочетаются проблемный метод и химический эксперимент, служащий средством доказательства или опровержения выдвинутых гипотез.

Ведущая форма деятельности на уроке – самостоятельная работа обучающихся в парах или группах, выполняющих одинаковые или разные задания (по вариантам), направленные на получение более широкого круга информации всем классом.

Методические комментарии записаны курсивом.

Оргмомент. I этап - мотивационный

Добрый день! Мир, окружающий нас, полон разнообразных по строению и свойствам веществ. Познание их позволит нам познать самих себя.

Самым оптимальным и емким способом познания является исследование. Сегодня я предлагаю нам представить себя не учениками и учителем, а сотрудниками серьезной лаборатории, маститыми учеными-исследователями химии.(Игровые технологии) Слайд №1

Для начала позвольте мне задать Вам вопрос, который был адресован мне одним из моих коллег: «Что общего между древним Карфагеном и современной Голландией?» (проблемное обучение) (Обсуждение вариантов ответа)

На самом деле общими являются экологические проблемы, характерные и для одного, и для другого государства.

Историческая справка: В свое время Карфаген был очень мощным государством, которое отстаивало свое господство на Средиземноморье. В результате третьей Пунической войны полумиллионный город Карфаген был полностью уничтожен, а оставшиеся в живых жители проданы в рабство. Римляне скандировали: «Carthago delendam esse!» («Карфаген должен быть уничтожен!»). Слайд №2

Место, где располагался город, было засыпано солью. Современную Голландию никто солью не засыпает, но это государство активно борется с мировыми экологическими проблемами, в том числе вызываемыми наводнения. (межпредметные связи)

Проблемный вопрос:

Как вы думаете, в Егорьевске имеются экологические проблемы? Какие?

(Засорение почвы, загрязнение водоемов, атмосферы, много мусора на улицах и т.д.)

Одна из важнейших проблем – проблема чистоты воды . Вода поступает в водопровод с насосных станций, поднимающих её с большой глубины, из артезианских скважин. А ведь когда-то источником воды в селе Высоком (на месте которого возник Егорьевск) была река Гуслица.Слайд №3

Рассмотрим современный образец воды из реки Гуслица. Оцените цвет, прозрачность, запах, наличие взвешенных частиц.

Все эти методы анализа относятся к органолептическим. Объясните название понятия . (Т.е. осуществляются с помощью органов чувств человека).

Вопрос для размышления :Основываясь только на результатах органолептических методов, можно сделать вывод об экологической чистоте образцов воды?

(Нельзя. В воде могут содержаться частицы, которые мы не видим – внешне незаметные).

Мы подошли к проблеме : Как определить наличие невидимых частиц в растворе? (проблемное обучение)

II этап - Решение проблемы

Цель нашего сегодняшнего исследования: изучить некоторые способы качественного анализа водных растворов (т.е. содержания в них разных частиц). Какими способами можно воспользоваться?

(Можно проводить химические реакции – качественные реакции , доказывающие наличие в растворе тех или иных частиц.)

А можно воспользоваться специальными веществами – индикаторами .

Вопрос для размышления: Вы знакомы с индикаторами из курса биологии, физики и других учебных дисциплин. Как Вы думаете, какое значение в химии имеет термин «индикатор»?

Фиксация определения на слайде:Слайд № 4

Индикатор – это вещество, изменяющее свой цвет в зависимости от среды раствора.

Вопрос для размышления: Все ли Вам понятно в данном определении?

(Что такое «среда раствора»? Какая она бывает?) Это тема нашего сегодняшнего урока, запишите ее в тетради:

« Среда водных растворов ».

Выявить типы сред водных растворов Вам поможет великая наука – логика!... и знание классов неорганических соединений.

Предлагаю построить первую логическую цепочку, ответив на соответствующие вопросы:

К какому классу относятся вещества с формулами: HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 2 S? (кислоты)Слайд №5
Какие катионы образуются в растворе при диссоциации данного класса соединений? (катионы водорода)

Записать на доске уравнение диссоциации азотной кислоты

HNO 3 → H + + NO 3 -

Подсказка: Название среды раствора в данном случае происходит от названия соответствующего класса соединений (кислая среда ).

Постройте следующую логическую цепочку для соединений, выраженных формулами: NaOH, Ca(OH) 2 , KOH, Ba(OH) 2 . (основания, щёлочи) Слайд №6

Записать на доске уравнение полной диссоциации гидроксида бария

Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH -

Подсказка: Вспомните классификацию оснований! Все ли основания в водном растворе распадаются на ионы? Название среды происходит от названия растворимых оснований. (щелочная)

К какому классу относятся следующие вещества: сульфат калия, хлорид бария, нитрат кальция? (соли). Слайд №7 K 2 SO 4 , BaCl 2 , Ca(NO 3) 2
При растворении в воде данных соединений образуются частицы, характеризующие кислотный или щелочной характер раствора? (не образуются)

Составить на доске уравнение диссоциации сульфата калия

K 2 SO 4 → 2K + + SO 4 2-

Подсказка: Название среды происходит от отсутствия катионов водорода и анионов гидроксо-групп. (нейтральная)

Составим схему классификации сред Схема на доске (педагогика сотрудничества)

СРЕДА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ

_______________ ________________

___________________

(физкультминутка для глаз)

Итак, мы выяснили, что существуют три типа среды водных растворов (кислая, нейтральная и щелочная).

Измерить уровень кислотности водной среды нам помогут индикаторы, о которых мы уже говорили вначале урока.

Индикаторы – это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от среды раствора.

Индикаторы бывают разные. Сегодня мы с Вами познакомимся с тремя основными: синий лакмус, метиловый оранжевый и фенолфталеин .

Каждый из них по-разному изменяет окраску в зависимости от среды раствора, поэтому наша с Вами задача – подобрать наиболее оптимальный индикатор для каждой среды раствора.

Для работы сделаем таблицу:Слайд №9

	Метилоранж	Фенолфталеин
Раствор кислоты
Раствор щёлочи
Раствор соли

В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора соляной кислоты. В каждую из них добавьте по 1 капле индикаторов (в пробирку № 1 – метиловый оранжевый, в пробирку № 2 - фенолфталеин, в пробирку № 3 – синий лакмус).

Зафиксируйте наблюдаемые изменения в тетради.

Задание: Отметьте название индикатора, который наиболее удобно использовать для определения кислой среды водного раствора!

В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора гидроксида натрия. В каждую из них добавьте по 1 капле индикаторов (в пробирку № 1 – метиловый оранжевый, в пробирку № 2 - фенолфталеин, в пробирку № 3 – синий лакмус).

Пронаблюдайте за изменением окраски. Зафиксируйте наблюдаемые изменения в тетради

Задание: Отметьте название индикатора, который наиболее удобно использовать для определения щелочной среды водного раствора!

Обсуждение результатов эксперимента. Заполнение таблицы в тетради (обучающиеся) и на слайде (учителем). (педагогика сотрудничества)

Формулирование выводов: В кислой среде окраска метилового оранжевого становится красной, лакмуса – красной, фенолфталеин не изменяет своей окраски. Следовательно, наиболее оптимальный индикатор для определения кислой среды раствора – метиловый оранжевый .

В щелочной среде окраска метилового оранжевого становится желтой, лакмуса – синей, фенолфталеина – малиновой. Следовательно, наиболее оптимальный индикатор для определения щелочной среды - фенолфталеин.

Вы вооружились новыми знаниями. Можете вы теперь изучить среду образца воды?

Попробуйте определить средуобразца воды, используя оптимальные индикаторы, только для этого отлейте изхимического стаканчика небольшое количество исследуемой воды в три чистые пробирки и добавьте в каждую соответствующий индикатор (фенолфталеин, метиловый оранжевый).

Наблюдаете ли Вы значительные изменения окраски индикаторов в растворах? (Нет).

Какие гипотезы Вы можете выдвинуть?

Среда раствора не сильно кислая, или не сильно щелочная, поэтому индикаторы не могут уловить разницу.
Среда нейтральная, поэтому окраска индикаторов не изменяется.

Действительно, диапазон характеристики среды раствора очень широк: от сильнокислой до сильнощелочной.

Он выражается в единицах от 0 до 14, которые называются значением рН (пэ-аш) – водородным показателем .(опережающее обучение)

Водородный показатель – величина, характеризующая содержание катионов водорода в растворе. Есть точные универсальные индикаторы. Слайд №10

Опережающее обучение. С научной точки зрения рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе. Пока здесь для Вас очень много непонятных слов, но в 11 классе мы вернемся к изучению этой величины и будем рассматривать ее более подробно с позиции тех знаний, которые Вы к тому времени будете иметь.

Задание в тетради :

Используя полученные сведения, выявите взаимосвязь меду значением рН и средой раствора. Выводы оформите в тетради.

Выводы:

При рН > 7 среда раствора щелочная

При рН = 7 среда раствора нейтральная

При рН < 7 среда раствора кислая

Для определения значения рН и более точного определения среды раствора существуют разные методы: кислотно-основное титрование, измерением электродвижущей силы (ЭДС), а можно с помощью универсальной индикаторной бумаги.

В образец воды в химическом стаканчике опустите универсальную индикаторную бумагу.

Сравните полученную на ней окраску с цветной шкалой рН.

Вопрос для размышления : Какова среда раствора выданного Вам образца?

Обязательно стоит уточнить тип среды по силе (слабо-, сильно-).

Проблемный вопрос :Ну а теперь Вы можете сделать вывод об экологическом состоянии выданного вам образца воды?

(Нет. Потому что мы не знаем экологических норм, не знаем, с чем сравнить наши образцы).

Сравнить уровень кислотности выданных образцов Вы можете с условной шкалой значений рН некоторых растворов.

На слайде составляется шкала значений рН Слайд №11

Проблемные вопросы :

Как Вы думаете, какие жидкости не рекомендуется употреблять людям с язвенной болезнью желудка? Почему?

(Все слабо- и сильно кислые растворы (кофе, лимонный, яблочный, томатный сок, Кока-кола) могут вызвать обострение язвенной болезни из-за излишней кислотности).

Что общего, на Ваш взгляд, между нашатырным спиртом, который хозяйки добавляют в воду для мытья стекол, и мылом, которым мы с Вами моем руки?

(И раствор мыла, и нашатырный спирт имеют щелочную среду, которая способствует удалению грязи). Слайд №12

Проблемный вопрос :Иногда нам бывает необходимо определить среду раствора в домашних условиях. А под руками нет универсальной индикаторной бумаги. Что делать? (проблемное обучение)

Информация: Оказывается, некоторые овощи и фрукты обладают индикаторной способностью. Они содержат в себе рН-чувствительный пигмент (антоцианин).

Это плоды темно-синего, фиолетового цвета: свекла, ежевика, черная смородина, вишня, темный виноград и, в том числе краснокочанная капуста.

Информация : В домашних условиях Вы можете изготовить индикаторные бумажки.

Возьмите сок краснокочанной капусты и пропитайте им листки фильтровальной бумаги. Листкам надо дать высохнуть. После этого разрежьте фильтровальную бумагу на тонкие полоски. Индикаторные бумажки готовы! Успешных Вам экспериментов! (гуманно-личностное)

III этап. Заключительный этап исследования :

Мы с Вами подходим к концу нашего исследования. Ранее вы сказали, что для того, чтобы сделать вывод о соответствии норме кислотности образцов воды мы должны владеть полезной информацией о санитарно-гигиенических нормах, действующих в мире и в нашей стране.

Полезная информация :В соответствии с Гигиеническими требованиями к качеству воды централизованных систем питьевого водоснабжения (СанПиН 2.1.4.559-96) питьевая вода должна быть безвредна по химическому составу и иметь благоприятные органолептические свойства.

Водородный показатель для питьевой воды должен соответствовать норме 6-9 единиц, для водоемов 6,5 – 8,5.Исследователи установили, что особенно губительным для водных обитателей является кислая среда, нежели щелочная. У водных растений повышение кислотности воды, в первую очередь, сказывается на нарушении кальциевого обмена и образовании оболочек клеток, их делении, а также на протекании реакции фотосинтеза.

Для водных объектов и питьевой воды содержание нитратов не должно превышать 45 мг/л, фосфатов – 3,5 мг/л. Нитрат- и фосфат – ионы способствуют зарастанию водоемов растительностью, вызывая разрастание планктона. Тот, в свою очередь, отмирает и поглощает большое количество кислорода, лишая воду способности к самоочищению. Нитраты могут оказать токсическое действие на людей и водных обитателей.

Повышенное содержание железа в воде вызывает отложение железа в печени и по вредности значительно обгоняет алкоголизм. Предельно-допустимая концентрация в воде железа составляет 0,3 мг/л. (здоровьесберегающие технологии)

III. Рефлексия Вопросы для обсуждения :

Соответствует ли норме значения рН исследуемой воды?
В каких препаратах раствор имеет кислую среду?
В каких препаратах среда раствора щелочная?
Как изменяют окраску индикаторы в подобной среде?

Ключевой вопрос :

Как Вы полагаете, полученных на данный момент сведений о качестве образцов воды достаточно, чтобы сделать окончательный вывод о ее экологической пригодности и чистоте?(Не достаточно. Нужно провести полный качественный анализ на содержание в ней разных частиц – ионов).

Вывод: нужно долго и кропотливо изучать предмет, чтобы делать полные и правильные выводы из исследований.

Д.З. параграф 28, упр. №2,3 стр. 46

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).

Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов $Н^{+}$ или $ОН^{-}$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $KClO$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HClO$.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия $KCN$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HCN$:

${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCN→{HCN}↙{\text"слабая однокислотная кислота"}$

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения

$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-};$

$KCN=K^{+}+CN^{-}$

Образующиеся при этих процессах ионы $Н^{+}$ и $CN^{-}$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $HCN$, тогда как гидроксид — ион $ОН^{-}$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $CN^{-}$.

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

$K^{+}+CN^{-}+H_2O{⇄}↖{←}HCN+K^{+}+OH^{-}.$

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.

$CN^{-}+H_2O⇄HCN+OH^{-}.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);

б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону . Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.

${NaOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←Na_2CO_3→{H_2CO_3}↙{\text"слабая двухосновная кислота"}$

Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^{2-}$.

$2Na^{+}+CO_3^{2-}+H_2O{⇄}↖{←}HCO_3^{-}+2Na^{+}+OH^{-}.$

$CO_2^{2-}+H_2O⇄HCO_3^{-}+OH^{-}.$

Продукты гидролиза — кислая соль $NaHCO_3$ и гидроксид натрия $NaOH$.

Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($рН > 7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $ОН^{-}$. Кислая соль $NaHCO_3$ тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.

${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4Cl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-}$

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

$NH_4Cl=NH_4^{+}+Cl^{-}$

Образующиеся при этом ионы $OH^{-}$ и $NH_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$NH_4^{+}+Cl^{-}+H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+Cl^{-}NH_3·H_2O$

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$NH_4^{+}+H_2O⇄H^{+}+NH_3·H_2O.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН

б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $NH_4^{+}$; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные $М^{2+}$ (например, $Ni^{2+}, Cu^{2+}, Zn^{2+}…$), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные $М^{3+}$ (например, $Fe^{3+}, Al^{3+}, Cr^{3+}…$).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля $Ni(NO_3)_2$.

${Ni(OH)_2}↙{\text"слабое двухкислотное основание"}←Ni(NO_3)_2→{HNO_3}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$

Происходит гидролиз соли по катиону $Ni^{2+}$.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$Ni^{2+}+2NO_3^{-}+H_2O{⇄}↖{←}NiOH^{+}+2NO_3^{-}+H^{+}$

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$Ni^{2+}+H_2O⇄NiOH^{+}+H^{+}.$

Продукты гидролиза — основная соль $NiOHNO_3$ и азотная кислота $HNO_3$.

Среда водного раствора нитрата никеля кислотная ($рН

Гидролиз соли $NiOHNO_3$ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах таких солей кислотная ($рН

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Вам, очевидно, уже ясно, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы $ОН^{-}$ из молекул воды, образуя слабое основание ; анион слабой кислоты связывает ионы $Н^{+}$ из молекул воды, образуя слабую кислоту . Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония $NH_4(CH_3COO)$ и формиата аммония $NH_4(HCОO)$:

1) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(CH_3COO)→{CH_3COOH}↙{\text"сильная одноосновная кислота"};$

2) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(HCOO)→{HCOOH}↙{\text"слабая одноосновная кислота"}.$

В водных растворах этих солей катионы слабого основания $NH_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $ОН^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует $H_2O⇄H^{+}+OH^{-}$), а анионы слабых кислот $CH_3COO^{-}$ и $HCOO^{-}$ взаимодействуют с катионами $Н^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $CH_3COOH$ и муравьиной $HCOOH$.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

1) $CH_3COO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$

2) $HCOO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная ($рН = 7$), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная ($pH

Как вы уже заметили, гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. их гидролиз является необратимым процессом.

В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия $Al_2S_3$ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы $Н^{+}$ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами $ОН^{-}$. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Поэтому сульфид алюминия $Al_2S_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $AlCl_3$ и сульфида натрия $Na_2S$.

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:

а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;

б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;

в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.

К этому выводу, очевидно, вы пришли сами.

Рассмотрим поведение в растворе хлорида калия $KCl$.

${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}.$

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы ($KCl=K^{+}+Cl^{-}$), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная ($рН=7$), т.к. концентрации ионов $Н^{+}$ и $ОН^{-}$ в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. По этому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:

а) добавить воды (уменьшить концентрацию);

б) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:

$H_2O⇄H^{+}+OH^{-}-57$ кДж,

а значит, увеличивается количество $Н^{+}$ и $ОН^{-}$, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

в) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония $NH_4CN$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $NH_3$ и воды $Н_2О$:

$NH_4^{+}+CN^{-}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3{}↖{⇄}H_2$

Гидролиз солей

Условные обозначения:

Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:

а) увеличить концентрацию растворенного вещества;

б) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

в) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия $K_2CO_3$, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов $ОН^{-}$.

В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это натриевые и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия $С_{17}Н_{35}COONa$ выражается следующим ионным уравнением:

$C_{17}H_{35}COO^{-}+H_2O⇄C_{17}H_{35}COOH+OH^{-}$,

т.е. раствор имеет слабощелочную среду.

В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рН среды.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия $Na_2CO_3$, карбонат калия $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ и другие соли, гидролизующиеся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если $рН_{почвы} > 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

$NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

$HCO_3^{-}+H_2O⇄H_2CO_3+OH^{-}$

$HPO_4^{2-}+H_2O⇄H_2PO_4^{-}+OH^{-}$

Если в крови избыток ионов $Н^{+}$, они связываются с гидроксид-ионами $ОН^{-}$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $ОН^{-}$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).