Ученики: такая реакция невозможна, поскольку эта соль железа - малодиссоциированное соединение, и ионы железа (III), необходимые для образования осадка фосфата железа (III), в растворе отсутствуют.

Реактивы и оборудование: раствор роданида железа (Ш), раствор фосфорной кислоты, пробирки.

Ход опыта:

Для проведения опыта получен роданид железа (III) путем взаимодействия растворимой соли железа (III) с роданидом калия или аммония. Этому процессу соответствует краткое ионное уравнение реакции.

Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3

К винно-красному раствору роданида железа (III) приливаем фосфорную кислоту. Протекает эффектная реакция, сопровождающаяся обесцвечиванием реакционной смеси с одновременным образованием желтовато-белого осадка фосфата железа (III).

Результаты опыта вызывают проблемную ситуацию.

Учитель: роданид железа (III), как и любое малодиссоциирующее соединение, очень плохо, но подвергается диссоциации.

Ученики:

Fe(SCN)3 <=> Fe3+ + 3SCN-

Учитель: Диссоциация процесс обратимый, следовательно, его равновесие можно сместить, добавив в раствор вещество, способное связывать ионы в соединение с меньшей степенью диссоциации. В данном случае происходит разрушение комплексного соединения роданида железа (III) вследствие образования осадка фосфата железа (III).

Fe(SCN)3 + PO43- = FePO4 + 3SCN-

Занятие № 6. Тема: «Гидролиз солей»

Предложенные ниже опыты рекомендуется проводить при изучении темы «Строение вещества и их свойства» у учащихся 11 классов, обучающихся по учебнику О. С. Габриеляна «Химия-11» на уроке по теме «Гидролиз неорганических веществ» (см. тематическое планирование 10 класс)

Цель работы: получить представления о гидролизе неорганических веществ, используя проблемный эксперимент.

Форма работы: Работа выполняется в группах (4-5 человек) или в парах учащихся.

Оборудование и реактивы: растворы веществ: HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, Ba(OH)2, NaCl, K2SO4, Na2CO3, CuSO4, CuCl2, Pb(NO3)2, FeCl3, Na2S, K2SO3, CH3COONa, KBr, NaNO3, лакмус, фенолфталеин.

Ход опыта:

В подписанные пробирки с предложенными веществами прилить соответствующие индикаторы.

Учащиеся знакомы со свойствами кислот и щелочей изменять окраску индикаторов. Поэтому они быстро проводят соответствующие реакции с кислотами и щелочами и объясняют изменение окраски лакмуса и фенолфталеина взаимодействием индикатора с ионами H+ и OH-. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков, которые с индикаторами не взаимодействуют.

Проблема возникает тогда, когда цвет индикатора изменяется в растворах карбоната натрия и сульфата меди (II). Причем цвет лакмуса в растворе Na2CO3 становится синим, а в растворе CuSO4 - красным.

Учитель: составим таблицу «Окраска лакмуса в растворах солей»

Учащиеся: Для объяснения наблюдаемых явлений учащиеся выдвигают ряд гипотез, одна из которых - посторонние примеси в растворах солей Na2CO3 и CuSO4.

Учитель: Для проверки этой гипотезы учитель предлагает для анализа растворы других солей: CuCl2, Pb(NO3)2, FeCl3, Na2S, K2SO3, CH3COONa, KBr, NaNO3.

Учащиеся: продолжают таблицу «Окраска лакмуса в растворах солей»

Учитель: Таким образом, все соли можно разделить на три группы:

1-я группа - соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу как кислоты (CuSO4, CuCl2, Pb(NO3)2, FeCl3);

2-я группа - соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу и фенолфталеину как щелочи (Na2CO3, Na2S, K2SO3, CH3COONa);

3-я группа - соли, растворы которых не изменяют окраску индикатора (KBr, NaNO3).

Гипотезу о посторонних примесях можно считать отвергнутой.

Учитель: Почему растворы солей первой группы изменяют фиолетовую окраску раствора лакмуса на красную?

Учащийся: Значит, в этих растворах есть ионы H+.

Учитель: Откуда ионы H+ в растворе, если вы смешивали соль и воду?

Учащийся: Наверное, из воды.

Учитель: Как от воды могли отделиться ионы H+?

Учащийся: Видимо, какая-то частица соли отрывает от молекулы воды частицу OH-. Отрицательную частицу от молекулы воды может оторвать положительная частица из соли.

Учитель: Что же общего у катионов Cu2+, Pb2+, Fe3+? Почему именно они присоединяют гидроксид-ионы? Почему этого не происходит в случае катионов Na+, K+?

Учащийся: Гидроксиды Сu(OH)2, Pb(OH)2, Fe(OH)3 - cлабые основания, а NaOH, KOH - сильные. Сильные основания в растворе полностью диссоциируют на ионы.

Растворы второй группы солей изменяют фиолетовую окраску лакмуса на синюю. Значит, в их растворах есть гидроксид-ионы. Остатки слабых электролитов - анионы кислотных остатков - взаимодействуют с молекулами воды с образованием ионов OH-. В растворах солей третьей группы нет свободных ионов H+ и OH- . С водой не взаимодействуют остатки сильных электролитов (кислот и оснований).

В результате подобных рассуждений учащиеся самостоятельно приходят к выводам.

1. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, реакция ее раствора будет кислая. Причина кислой среды - взаимодействие катиона (остатка слабого основания) с молекулами воды. Такое взаимодействие называется гидролизом по катиону.

Fe3+ + 3НОН > Fe(OH)3 + 3H+

2. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет щелочная. Причина щелочной среды - взаимодействие аниона (остатка слабой кислоты) с молекулами воды. Этот процесс называется гидролизом по аниону.

CO32- + 2HOH > H2CO3 + 2OH-

3. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет нейтральной. Катионы металла и анионы кислотного остатка таких солей не образуют прочных связей с молекулами воды. Как следствие, в растворах таких солей нет ионов H+ и OH-.

Учитель: Реакция солей, образованных сильной кислотой и сильным основанием обратима, так как в ходе неё не образуется слабый электролит.

KBr + HOH <=> KOH + HBr

Таким образом, соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием имеют нейтральную реакцию среды, но гидролизу не подвергаются

Учащийся: А как ведут себя в растворе соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой?

Учитель: Попробуйте самостоятельно спрогнозировать результат опыта и аргументировать свой прогноз.

Учащийся: Вероятно, реакция раствора такой соли будет нейтральной, ведь ионы H+, образованные при взаимодействии катиона - остатка слабого электролита - с молекулами воды, будут связываться ионами OH-, образованными при гидролизе по аниону.

К фиолетовому раствору лакмуса добавляем раствор ацетата аммония. Цвет не изменяется - реакция раствора нейтральная.

Ученики: составляют уравнение реакции гидролиза ацетата аммония в молекулярной, полной и краткой ионной форме:

CH3COONH4 + HOH > NH4OH + CH3COOH

CH3COO - + NH4 + + HOH > NH4+ + OH - + CH3COO- + H+

HOH > H+ + OH -

Учитель: Поэкспериментируем еще с одной солью - сульфидом аммония (NH4)2S. При его добавлении фиолетовый раствор лакмуса становится синим. Проблема!

Учащиеся: составляют уравнение реакции гидролиза сульфида аммония в молекулярной форме:

(NH4)2S + 2HOH > 2NH4OH + H2S

Учитель: Сила и слабость электролита - понятия относительные. Исходя из данных эксперимента (посинение лакмуса) сила электролита - сероводородной кислоты - оказалась меньше, чем сила гидроксида аммония.

Учащийся: гидроксид аммония лучше продиссоциировал в растворе, поэтому реакция раствора сульфида аммония щелочная.

2NH4 + + S2- + 2HOH > 2NH4 + + 2OH - + H2S^

S2- + 2HOH > 2OH - + H2S^

Учащийся: «Как узнать, какой электролит сильнее?»

Учитель: рассказывает о константах диссоциации слабых кислот и оснований, учит пользоваться справочными данными. В заключении учитель анализирует и подводит итоги по таблице «Окраска лакмуса в растворах солей»:

Домашнее задание:

Составить уравнения реакций гидролиза для всех, использованных на уроке солей (NaCl, K2SO4, Na2CO3, CuSO4, CuCl2, Pb(NO3)2, FeCl3, Na2S, K2SO3, CH3COONa, KBr, NaNO3) и составить аналогичные, предложенной на уроке, таблицы для фенолфталеина и метилоранжа.

По нашему мнению, на следующем уроке в этом классе целесообразно рассмотреть ступенчатый гидролиз для солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой (например, карбонат натрия) и сильной кислотой и слабым многокислотным основанием (например, сульфат алюминия).

Цель работы: получить представления о ступенчатом гидролизе неорганических веществ и изучить влияние различных фактором на скорость реакции гидролиза, используя проблемный эксперимент.

Форма работы: фронтальная (демонстрационный эксперимент)

Оборудование и реактивы: кристаллические вещества: Na2CO3, Al2(SO4)3; свежеприготовленные 1%-ые растворы CH3COONa, Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4; растворы Na2CO3 и Al2(SO4)3, приготовленные задолго до занятия и оставленные в бесцветных склянках на свету и при умеренном нагревании (солнце) в герметичных склянках; универсальная индикаторная бумага, фенолфталеин, спиртовка, спички, пробиркодержатель.

Ход опыта:

Учитель: составьте уравнения реакций гидролиза карбоната натрия и сульфата алюминия в молекулярной, полной и краткой ионной формах

Учащиеся:

1) Na2CO3 + 2НОН > 2NaOH + CO2 ^+ H2O

2Na+ + CO32- + 2НОН > 2Na+ + 2OH- + CO2^ + H2O

CO32- + 2НОН > 2OH- + CO2 ^+ H2O

2) Al2(SO4)3 + 6HOH > 2Al(OH)3v + 3H2SO4

2Al3+ + 3SO42- + 6HOH > 2Al(OH)3v + 6 H+ + SO42-

Al3+ + 3HOH > Al(OH)3v + 3H+

Учитель: согласно предложенному вами уравнению реакции (1) выделяется газ (CO2), а по уравнению (2) - осадок (Al(OH)3). Проведём эксперимент: растворим предложенные соли в воде при н.у. и поместим в их растворы универсальную лакмусовую бумагу.

Наблюдения: в растворе (1) универсальная индикаторная бумага синего цвета (щелочная среда), а в растворе (2) универсальная индикаторная бумага красного цвета (кислая среда), что подтверждается вашими уравнениями реакций. Однако, в пробирке (1) мы не наблюдаем выделения газа, а в пробирке (2) - выделения осадка. Проблема!

Учитель: обратимся к растворам этих же солей, но приготовленным задолго до занятия и оставленным в бесцветных склянках на свету и при умеренном нагревании (солнце) в герметичных склянках. В склянке с карбонатом натрия мы видим пузырьки газа, а в склянке с сульфатом алюминия небольшой осадок. Внесение универсальной индикаторной бумаги даёт результат аналогичный показанному ранее.

Учащиеся: следовательно, мы правильно предположили среду раствора. А сам гидролиз протекает лучше при условиях, отличных от нормальных (более высокие температуры, излучение).

Учитель: действительно, гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой (например, карбонат натрия) и сильной кислотой и слабым многокислотным основанием (например, сульфат алюминия) при н.у. протекает не сразу, а ступенчато. Далее учитель предлагает вспомнить виды солей (нормальные, кислые и основные) и на примере сульфата алюминия рассматривает уравнения реакций ступенчатого гидролиза с образованием основной соли, и с акцентом на число стадий в зависимости от кислотности слабого основания, реакцию среды на каждой из трёх стадий гидролиза и на преимущественном гидролизе по первой ступени. Затем учащиеся самостоятельно составляют уравнение ступенчатого гидролиза карбоната натрия по предложенной схеме, но с образованием кислой соли.

Учитель: таким образом, реакции гидролиза подчиняются тем же правилам в отношении скорости, что и другие реакции: с повышением температуры скорость реакции увеличивается. В подтверждение учащимся предлагается провести опыт с ацетатом натрия и фенолфталеином при н.у., при нагревании и при охлаждении.

Наблюдения: при н.у. - окраска фенолфталеина слабо-малиновая, при нагревании - окраска усиливается, а при охлаждении в холодной воде - слабо-малиновая

Учитель: составьте уравнения реакций гидролиза Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4. Согласно уравнениям реакций и, исходя из знания, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой имеют щелочную реакцию среды. Прилейте в пробирки под номерами растворы (1) Na3PO4, (2)Na2HPO4, (3)NaH2PO4, в каждую поместите универсальную индикаторную бумагу.

Наблюдения: (1) Na3PO4 - сильнощелочная (по шкале рН примерно 12), (2)Na2HPO4 - слабощелочная (по шкале рН примерно 9), (3) NaH2PO4 - слабокислая (по шкале рН примерно 6).

Учитель: мы обнаруживаем противоречия между составленными уравнениями реакций и экспериментальными данными. Какая кислота, образует эти соли?

Учащийся: слабая многоосновная ортофосфорная кислота.

Учитель: Рассмотрим сначала гидролиз средней соли - фосфата натрия. Первая (основная) ступень гидролиза выражается следующими уравнениями:

Na3PO4 + HOH <=> Na2HPO4 + NaOH

PO43- + HOH <=> HPO4 2- + OH-

Образующийся при гидролизе ион НРО42- практически не диссоциирует на ионы (см. константы диссоциации Н3РО4), поэтому характер среды определяют ионы ОН-, и среда водных растворов средних фосфатов является сильнощелочной.

При гидролизе гидрофосфатов на первой ступени обра-зуются дигидрофосфат-ионы, что видно из следующих уравнений:

Na2HPO4 + HOH <=> NaH2PO4 + NaOH

HPO42- + HOH <=> H2PO4- + OH-

Образующиеся ионы Н2РО4- заметно диссоциируют:

Н2РО4- <=> Н+ + НРО42- .

Являющиеся продуктом этой диссо-циации ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН-, образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофос-фатов является слабощелочной.

Что касается дигидрофосфатов, то в их растворах наря-ду с гидролизом:

NaH2PO4 + HOH <=> H3PO4 + NaOH

H2PO4 - + HOH <=> H3PO4 + OH-

идет процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов: Н2РО4- <=> Н+ + НРО42-

Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН- (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н+ (про-дукт диссоциации), а избыток последних обусловливает слабокислый характер среды растворов дигидрофосфатов.

Предлагаемая форма проведения проблемного эксперимента может быть осуществлена на уроке, в классе с углубленным изучением химии или на факультативном занятии.

Учитель делит класс на пять примерно равных по силе групп. Если занятие длится 2 ч, то группам (4-5 человек) дается задание провести все пять опытов, обсудить их результаты, написать уравнения происходящих процессов, сделать выводы. Затем проводится жеребьевка, в результате которой группа узнает номер опыта, результаты которого ей предстоит объяснить. Причем докладчика из группы назначает учитель, поэтому группа заинтересована, чтобы все ее представители работали и сумели объяснить и написать уравнения происходящих процессов. После выступления докладчика группа вносит исправления и дополнения. Затем остальные группы исправляют ошибки, дополняют ответы первой группы. Таким образом, итоговая оценка группы складывается из оценки выступления докладчика и оценки выступлений группы. Баллы группе приносят также замечания, дополнения к выступлениям других групп. В конце занятия учитель сообщает места, которые заняли группы, и предлагает группам самостоятельно поставить отличные оценки: 1-е место - трем представителям группы, 2-е место - двум, 3-е место - одному.

Если занятие длится 1 ч, то группам (4-5 человек) дается задание провести по одному из предложенных опытов, обсудить результаты этого опыта, написать уравнения происходящих процессов, сделать выводы. Затем проводится жеребьевка, в результате которой определяется очередность выступления групп. Дальнейший ход - как в предыдущей форме проведения занятия.

Возможна также и другая форма оценивания результатов: учитель предлагает учащимся каждой группы оценить работу членов своей группы, затем учитель спрашивает любого учащегося, и, если оценка, выставленная группой, подтверждается, вся группа получает заявленные оценки. Если же оценка оказывается ниже, все заявленные оценки снижаются на один балл.

Цель работы: рассмотреть взаимодействие веществ с продуктами гидролиза.

Реактивы и оборудование: алюминий (гранулы), оксид меди (II), твёрдый карбонат кальция, 10 %-ые растворы: карбоната натрия, хлорида железа (III), сульфата алюминия, концентрированный раствор хлорида железа (III); пробирки, спиртовка, спички.

Ход работы: Учащиеся получают задание: выполнить 5 опытов.

Опыт 1. Поместить гранулу алюминия в раствор карбоната натрия и нагреть реакционную смесь.

Опыт 2. Поместить гранулу алюминия в раствор хлорида железа(III) и нагреть реакционную смесь.

Опыт 3. Поместить в концентрированный раствор хлорида железа(III) кусочек карбоната кальция.

Опыт 4. Поместить в раствор сульфата алюминия немного (на кончике шпателя) оксида меди(II) и нагреть смесь.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7