18.10.2024г Химия 9 класс

1. Химия 9 класс Урок № 14 Дата 18.10.2024г

ХИМИЯ 9 КЛАСС
УРОК № 14
ДАТА 18.10.2024Г
Тема урока
Понятие о гидролизе солей

2. Электролиты и неэлектролиты . Электролитическая диссоциация

ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ .
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Электролитами
называют вещества,
растворы или
расплавы которых
проводят
электрический ток
(соли, кислоты,
основания).
Неэлектролитами
называются
вещества, растворы
или расплавы
которых не проводят
электрический ток.
(многие органические
вещества (сахар,
эфир, бензол и др.)

3.

Процесс распада электролитов на ионы
в водном растворе или расплаве
называется электролитической
диссоциацией.
Положительные ионы называют
катионами,
отрицательные ионы – анионами.
К катионам относятся: ион водорода и ионы металлов, катионы
основных солей.
К анионам относятся: гидроксид-ион, ионы кислотных
остатков, анионы кислых солей.

4. Диссоциация кислот:

ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ:
H2SO4 → 2H+ + SO42HCl → H+ + ClHNO3 → H+ + NO32-

5. Диссоциация оснований:

ДИССОЦИАЦИЯ ОСНОВАНИЙ:
NaOH → Na+ + OH-;
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-;

6.

Диссоциация растворимых
солей:
NaCI
Na+
+ CI-
AI2(SO4)3 2AI3+ + 3SO42-

7. Диссоциация воды:

ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ:
Н2О
+
–
→ Н + ОН

8.

В чистой воде соотношение ионов
водорода и гидроксид-ионов равное:
Н+ = ОНсреда нейтральная;
При добавлении кислоты равновесие
нарушается:
Н+ > ОНсреда раствора кислая;
При добавлении щёлочи:
Н+ < ОНсреда раствора щелочная.

9. Гидролиз солей

Гидролиз
ГИДРОЛИЗ солей
СОЛЕЙ

10. Гидролиз -

ГИДРОЛИЗ от греч. «гидро» - вода,
«лизис» - разложение.

11. Гидролиз солей –

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ –
реакция обмена между солью и водой,
приводящая к образованию слабого
электролита.

12. 4 типа солей:

4 ТИПА СОЛЕЙ:
соль, образованная
сильной кислотой и слабым основанием
(ALCl3);
сильным основанием и слабой кислотой
(Na2 S);
сильным основанием и сильной кислотой
(NaCl);
слабым основанием и слабой кислотой
(СН3СООNH4).

13.

Соль, образованная сильной кислотой и
слабым основанием.
AlCl3
→ Al3+ + 3Cl-;
Н2О → Н+ + ОН –;
Al3+ + Н+ + ОН – →: AlОН2+ + Н+;
в растворе в свободном виде
остался ион водорода (Н+), значит
среда раствора кислая;
полное уравнение гидролиза:
AlCl3 + Н2О → AlОНCl2 + НCl;

14.

Соль, образованная, сильным основанием и
слабой кислотой.
Na2S
2Na++S2 Н2О → Н+ + ОН –;
S2- + H2O
HS- + OH
в растворе в свободном виде
остался гидроксид ион ( OH-),
значит среда раствора щелочная.
Полное уравнение гидролиза
Na2S + H2O
NaHS + NaOH

15.

Соль, образованная сильным основанием и
сильной кислотой
КСl + Н2О ↔
КСl ↔ К + + Сl¯
Н2О ↔ OH¯ + H +
Все ионы остаются в растворе – гидролиз не
происходит. Среда нейтральная, рН =7, т.к.
концентрации катионов водорода и
гидроксид - анионов в растворе равны, как в
чистой воде.

16.

Соль, образованная слабым основанием и
сильной кислотой.
CH3COONH4
CH3COO- +NH4+
Н2О → Н+ + ОН –;
CH3COO- + NH4+ +H2O
CH3COOH +
NH3*H2O
CH3COONH4 + H2O
CH3COOH + NH3*H2O
В этом случае гидролизу подвергаются как
катион,
так
анион,
образуются
слабые
электролиты, и среда раствора оказывается
близкой к нейтральной или слабокислая, или
слабощелочная,
что
зависит
от
констант
диссоциации кислоты и основания.

17.

Индикаторы –вещества,
которые меняют
окраску в зависимости
от среды.

18. Изменение цвета различных индикаторов при действии растворов кислот и щелочей

ИЗМЕНЕНИЕ ЦВЕТА РАЗЛИЧНЫХ ИНДИКАТОРОВ
ПРИ ДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙ
Индикатор Кислая
среда
рН 7
Нейтральна Щелочная
я среда рН = среда рН
7
7
Лакмус
Фиолетовы
й
Красный
Синий
Фенолфтал Бесцветный Бесцветный Малиновы
еин
й
Метиловый
Розовый
Оранжевый
Желтый
оранжевый

19.

Демонстрационный опыт: к раствору соды
Na2CO3 приливаем поочерёдно индикаторы
лакмус и метилоранж, фенолфталеин.
Вещество
Катион
ы
Анио
ны
Na2CO3
Na+
CO32-
Лакмус
Синий
метилора
нж
Фенолфта
леин
Среда
Желтый
Малинов
ый
Щелочная

20.

21.

ВЫВОД (гидролиз по катиону):
соли, образованные катионом слабого основания и
анионом сильной кислоты, подвергаются гидролизу по
катиону и создают кислотную среду.
Проверь себя!
1. Из солей AgBr FeBr3 CuSO4 AlCl3 AlF3 KClO3 AgCl NH4Cl
K2CO3, Na3PO4, Na2S выберите те, которые подвергаются
гидролизу по катиону.
2. Составьте уравнения гидролиза солей:
сульфат марганца (II)
бромид аммония
нитрат железа (III)
карбонат цезия
нитрат калия
ортофосфат рубидия

22.

Реакции гидролиза по катиону и аниону обратимые и состояние
равновесия можно сдвигать по принципу Ле – Шателье:
1. Для увеличения степени гидролиза раствор соли можно
разбавить или подогреть:
NH4+ + H2O +Q
NH3 х H2O + H+ [- Q] (
добавление
2. Для подавления гидролиза раствор соли нужно
охладить или добавить ионы среды:
F¯+ H2O +Q
HF + OH¯(
)
добавление щелочи
)

23. Гидролиз солей.

24. Домашнее задание

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ
Изучить параграф 9.
Выполнить упр. №4 стр.52