Взаимодействие металлов с растворами гидролизующихся солей

Обновлено: 04.05.2024

Цель: расширить представления учащихся о гидролизе солей.

Задачи урока:

1) Обучающие:

- углубить знания об электролитах и, в частности, о свойствах солей;

- сформировать умения определять характер среды раствора по их составу, составлять

ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей по первой стадии;

- продолжить формировать умения решать тестовые задания на основе КИМов;

- продолжить формировать умения пользоваться опорными знаниями

2) Развивающие:

- развивать познавательные умения наблюдать, сравнивать, делать логические выводы,

объяснять результаты эксперимента на основании используемой теории.

3) Воспитывающие:

- воспитывать аккуратность при выполнении эксперимента;

- воспитывать коммуникативные умения.

Оборудование: пробирки, штативы, индикаторы (лакмус, универсальный, фенолфталеин)

Реактивы: растворы хлорида алюминия, хлорида натрия, карбонат натрия.

Формируемы и развиваемые УУД

1. Этап Мотивации.

1.(На лабораторном столе находится оборудование и реактивы. А также склянки с растворами реактивов несвежих, образцы кристаллогидратов медного купороса и каменной соли. Как вы думаете, все ли соли имеют способность образовывать кристаллы?

Оказывается, не все соли.

2.Посмотрим изменение окраски индикатора в результате взаимодействия( NaOH + фенолфталеин + HCl)

Какой можно сделать вывод?( изменение окраски индикатора вследствие изменения кислотности среды. В результате реакции нейтрализации образуются соли).

3.Вопрос к учащимся. Какую окраску индикаторы будут иметь в растворах солей.

Для появления у обучающихся мотивации к познавательной деятельностисразу после формулирования выводов перед учениками ставится новая экспериментальная проблема.

Задание можно дать по вариантам или группам, это расширит поиск истины, заставит применять такие общеучебные умения как сравнивать и обобщать.

Задания для групп:

Исследуйте растворы хлорида натрия, карбоната натрия и хлорида алюминия при помощи универсального индикатора..
Исследуйте растворы хлорида натрия, карбоната натрия и хлорида алюминия при помощи индикатора лакмуса.
Исследуйте растворы хлорида натрия, карбоната натрия и хлорида алюминия при помощи индикатора метилового оранжевого.

Что наблюдаете. Объясните причины наблюдений.

Результаты эксперимента занести в таблицу 1 (Приложение 1). Таблица заполняется постепенно в течение урока

Целеполагание. Почему в одном случае индикатор меняет цвет, а в другом нет?

Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений?

Вам были выданы растворы солей. Что кроме соли ещё присутствует в растворе?

Вода вступает в реакцию с солями, она их разлагает.

Разложение-лизис, вода–гидро. Вот и пришли мы с вами к изучаемой на этом уроке теме.

Что же такое гидролиз? (Вспомните из курса 9-го класса)

Сегодня мы поговорим о гидролизе солей.

Познавательные : Самостоятельное выделение и формулирование учебной цели.

2. Этап актуализации знаний.

Создание проблемной ситуации.

1. На примере реакции нейтрализации соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания. Определите, какими кислотами и основаниями образованы выданные вам соли. Вспомните, какие вещества относятся к слабым и сильным электролитам. Сделайте вывод. Отчёт оформить в виде таблицы.

Сравнение полученных результатов со слайдом.

Вывод: гидролизу подвергаются соли образованные сильным основанием и слабой кислотой или сильной кислотой и слабым основанием. Избыток ионов Н + - кислотная среда. Избыток ионов ОН - - щелочная среда Если концентрации ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН - одинаковы – нейтральная среда.

Построение проекта выхода из проблемы.

Научить составлять уравнения реакций гидролиза, параллельно формируя представления о правилах гидролиза.

Познавательные :умение выделять главное; характеризовать объекты; устанавливать соответствие между объектами и их характеристиками;

3.Изучение новой темы .

Изучение данной темы начнём с составления уравнений гидролиза.

1) Пример: (слабая кислота и сильное основание).

Краткое ионно-молекулярное уравнение

СO₃ 2– + Н₂O ↔ НСO₃ – + ОН – ОН - > Н + среда щелочная

По результатам обсуждения проведенного исследования учащиеся делают общий вывод, который записывают в рабочую тетрадь:

Вывод: Соль сильного основания и слабой кислоты при гидролизе даёт в растворе гидроксид ионы (ОН - ). Реакция идёт по аниону.

2) Пример: (слабое основание и слабая кислота)

АlCl₃ ↔ Аl 3+ + 3Cl – ; Н₂O ↔ Н + + ОН –

Аl 3+ + НОН ↔ Н + + Аl ОН 2+ ; Н + > ОН - => среда кислая

По результатам обсуждения проведенного исследования учащиеся делают общий вывод, который записывают в рабочую тетрадь. Вывод: Соль слабого основания и сильной кислоты при гидролизе даёт в растворе ионы водорода (Н + ).

Реакция идёт по катиону.

Сложнее протекает гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

3) Пример : (слабое основание и слабая кислота)

По результатам обсуждения проведенного исследования по таблице растворимости. учащиеся делают общий вывод, который записывают в рабочую тетрадь:

Такие соли в водных растворах существовать не могут , они гидролизуются в растворе до свободной кислоты и свободного основания. Гидролиз по катиону и аниону.

4) Пример: Рассмотрим гидролиз соли образованной сильной кислотой и сильным основанием (NаCl). Ученики делают вывод: Соли образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются.

Познавательные: умения работать с текстом, выделять в нём главное; проводить анализ изучаемого объекта; проводить сравнение объектов.

Регулятивные: умение осуществлять контроль, самоконтроль, взаимоконтроль, взаимопомощь.

Коммуникативные : умение вступать в речевое общение, аргументировать свою точку зрения; планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками – определение цели, функций участников, способов взаимодействия;

1. Первичное закрепление.

Групповая работа. У вас на столах имеются пробирки под номерами1-3. В них находятся растворы солей: 1 группа - хлорида аммония, сульфита натрия, ацетата аммония; 2 группа –сульфат алюминия, ацетат натрия, ацетат свинца. Определите с помощью индикаторов, какие соли содержатся в пробирках.

Результаты оформите в виде таблицы.

Личностные: умения соотносить свои действия с планируемыми результатами, осуществлять контроль своей деятельности в процессе достижения результата; корректировать свои действия в соответствии с изменяющейся ситуацией. Коммуникативные: умение вступать в речевое общение, аргументировать свою точку зрения, адекватно воспринимать иные мнения и идеи.

2. Рефлексия.

Что нового вы узнали из сегодняшнего урока? Что такое гидролиз? О каких типах гидролиза вы узнали?

Оценка работы учащихся.

Коммуникативные : умение аргументировать свою точку зрения.

3. Домашнее задание разноуровневое.

Параграф 36. Задания 1-4; на более сложный уровень тест.

А1. Среди предложенных солей: CH₃COONH₄; CuBr₂; MqSO₄ – гидролизу подвергается

А2. Лакмус синеет в растворе соли:

А3. Какая соль подвергается гидролизу по катиону?

1) сульфит натрия 2) хлорид железа (II) 3) нитрат лития 4) сульфат бария

В 1. Установите соответствие между названием соли и способностью ее к гидролизу.

НАЗВАНИЕ СОЛИ СПОСОБНОСТЬ К ГИДРОЛИЗУ

Б) Na ₃PO₄ 2) гидролизуется по катиону

В) K ₂S 3) гидролизуется по аниону

Г) Cs₂SO₄ 4) гидролизуется по катиону и по аниону

В 2. Установите соответствие между формулой соли и ее отношением к гидролизу.

ФОРМУЛА СОЛИ СПОСОБНОСТЬ К ГИДРОЛИЗУ

А) нитрат аммония 1) нейтральная

Б) сульфат лития 2) кислая

В) нитрит калия 3) щелочная

Г) хлорид меди (II)

В3. Установите соответствие между двумя солями, отношение которых к гидролизу одинаковое.

ПЕРВАЯ СОЛЬ ВТОРАЯ СОЛЬ

А) сульфат натрия 1) сульфид калия

Б) хлорид алюминия 2) сульфид алюминия

В) ортофосфат цезия 3) сульфат железа (III)

Г) ацетат аммония 4) нитрат бария

Заместитель директора по УВР

___________ Полтавец Е.В.

28 августа 2019 г.

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа №19

муниципального образования Усть-Лабинский район имени Героя Советского Союза В.П. Стрельникова

КАЛЕНДАРНО-ТЕМАТИЧЕСКОЕ ПЛАНИРОВАНИЕ

2019-2020 учебный год

Учитель химии

Количество часов

Календарно-тематическое планирование составлено на основе рабочей программы учителя химии Крестниковой Т.В., утвержденной решением педагогического совета (протокол № 1 от 28.08.2019 г.)

В соответствии с ФГОС СОО

Учебник: «Химия. 10 класс. Базовый уровень», авторы Новошинский И. И., Новошинская Н. С. Учебник для общеобразовательных учреждений. – 4-е изд. – Москва

«Русское слово», 2017.

– Крестникова Татьяна Васильевна

– всего – 102; в неделю – 3 час.

Практическая работа – Пр, лабораторная работа – Ло.

Название раздела, темы

Дата проведения

II . ХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Тема 3. Химические реакции и закономерности их протекания

Энергетика химических реакций. Энтальпия. Термохимические уравнения.

Работа с текстом учебника. Рассмотрение факторов, влияющих на скорость хим.реакций, механизма катализа. Сопоставление гомогенных и гетерогенных реакций, элементарных и сложных реакций, понятий «катализаторы» и «ингибиторы».

Закон Гесса, его применение для термохимических расчётов.

Понятие об энтропии.

Энергия Гиббса. Условия принципиальной возможности протекания реакции.

Распознавать уравнения обратимых и необратимых хим.реакций.

Скорость реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции.

Определение способов смещения хим.равновесия. Расчёты по термохимическим уравнениям реакций. Вычисление изменения энтропии, энергии Гиббса реакции, скорости реакции по изменению концентрации реагирующих веществ. Решение задач с использованием закона действующих масс и правила Вант-Гоффа, с использованием константы равновесия. Наблюдение и описание демонстрируемых опытов. Выполнение лабораторного опыта, практической работы в соответствии с инструкцией и правилами безопасности; оформление отчёта с описанием экспериментов, их результатов и выводов.

Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих масс.

Энергия активации. Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Химическое равновесие. Принцип ЛеШателье. Ло 3. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Пр №2. Скорость химической реакции.

Обобщение знаний по теме «Химические реакции и закономерности их протекания»

Тема 4. Химические реакции в водных растворах

Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем.

Работа с текстом учебника и материальными объектами. Сопоставление истинных растворов и дисперсных систем, физ.величин «степень диссоциации» и «константа диссоциации», полярности связи между атомами и характера диссоциации гидроксида. Рассмотрение факторов, влияющих на растворимость веществ и на степень гидролиза. Составление уравнений диссоциации воды, сильных и слабых электролитов, молекулярных, полных и сокращённых ионно-молекулярных уравнений химических реакций, уравнений гидролиза солей и бинарных соединений металлов и неметаллов, уравнений реакций металлов с растворами гидролизующихся солей. Сравнение растворимости малорастворимых веществ.

Образование растворов. Растворимость веществ в воде. Ло 4. Тепловые явления при растворении. Ло 5. Приготовление раствора заданной молярной концентрации.

Способы выражения состава растворов.

Водородный показатель (рН).

Положение элементов в Периодической системе и кислотно-основные свойства их оксидов и гидроксидов.

Реакции ионного обмена.

Ло 6. Реакции ионного обмена в растворе.

Определение условий образования и растворения осадков по значению произведения растворимости, условий смещения равновесия гидролиза. Рассмотрение связи между водородным показателем и средой раствора. Анализ состава кислородсодержащих кислот и их силы. Описание свойств кислот, оснований и амфолитов с точки зрения протонной и электронной теорий. Вычисление растворимости веществ в воде. Решение задач с использованием физических величин «массовая доля», «молярная концентрация растворённого вещества» и «моляльная концентрация растворённого вещества». Наблюдение и описание демонстрируемых опытов. Выполнение лабораторного опыта, практической работы в соответствии с инструкцией и правилами безопасности; оформление отчёта с описанием экспериментов, их результатов и выводов.

Необратимый гидролиз солей и бинарных соединений. Ло7. Взаимодействие металлов с растворами гидролизующихся солей.

Механизм полного гидролиза солей. Смещение равновесия гидролиза.

Пр №3. Гидролиз солей.

Обобщение знаний по теме «Химические реакции в водных растворах»

Контрольная работа №2 по темам «Химические реакции и закономерности их протекания».

Происходящие изменения в современном обществе требуют развития новых способов образования, педагогических технологий, нацеленных на деятельностный подход в обучении. Важнейшим становится формирование у детей способности самостоятельно мыслить, добывать и применять знания, тщательно обдумывать принимаемые решения и чётко планировать действия, эффективно сотрудничать в разнообразных по составу и профилю группах, быть открытыми для новых контактов и культурных связей. Одной из важнейших задач является формирование у обучающихся универсальных учебных действий (познавательных, коммуникативных, личностных, регулятивных). Поэтому стал необходимым поиск адекватных способов и форм организации образовательного процесса, с помощью которых можно достичь образовательных результатов. Одной из таких форм и является проектная деятельность.

Проектная деятельность позволяет учащимся приобретать знания, которые не достигались бы при традиционных методах обучения, помогает связать то новое, что узнают ребята, с чем–то знакомым и понятным из реальной жизни. Современные дети — это уже не чистый лист, на который наносятся знания. К ним поступает огромное количество информации отовсюду. Это нельзя не учитывать. Но зачастую обилие информации не приводит к системности знаний. Детей необходимо научить правильно усваивать информацию, а для этого надо научить их ранжировать, выделять главное, находить связи и структурировать ее. Научить надо и целенаправленному поиску информации, поисковой деятельности.

Возникает новая для образования проблема: подготовить человека, умеющего находить и извлекать необходимую ему информацию в условиях ее обилия, усваивать ее в виде новых знаний. То есть речь идет о формирований у учащихся информационной компетенции.

Учебный проект – это форма работы, которая ориентирована на изучение учебной темы или учебного раздела, это совместная учебно–познавательная, исследовательская, творческая или игровая деятельность учащихся-партнеров, имеющих общую цель, согласованные методы, способы деятельности, направленные на достижение общего результата по решению какой-либо проблемы.

В настоящее время проектная работа внесла свои изменения в устоявшуюся классно-урочную систему. Эти изменения диктуются самой жизнью, развитием новых способов образования, педагогических технологий, имеющих дело с индивидуальным развитием личности, творческой инициативой, формированием у детей способности самостоятельно мыслить, добывать и применять знания, тщательно обдумывать принимаемые решения и четко планировать действия. Но необходимо отметить, что данная технология не должна вытеснять другие методы обучения. Проектное обучение нужно использовать как дополнение к другим видам обучения.

В ходе проектной деятельности учащиеся получают возможность развивать универсальные учебные действия:

ПОИСКОВЫЕ ( умения самостоятельно находить информацию в различных источниках, анализировать и передавать её в соответствии с задачами учебного предмета).

ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЕ ( выдвигать гипотезы, устанавливать причинно-следственные связи, находить несколько вариантов решения проблемы).

МЕНЕДЖЕРСКИЕ (проектировать изделие, планировать процесс, анализировать собственную деятельность).

РАБОТАТЬ В СОТРУДНИЧЕСТВЕ( умение оказывать помощь товарищам и принимать их помощь, следить за ходом совместной работы).

КОММУНИКАТИВНЫЕ (умения вступать в диалог, вести дискуссию, задавать вопросы, отстаивать свою точку зрения).

РЕФЛЕКСИВНЫЕ (оценивать ход, результат своей деятельности и деятельности других, отвечать на вопросы: «Чему я научился?», «Чему мне необходимо научиться?»)

ПРЕЗЕНТАЦИОННЫЕ ( выступать перед аудиторией, отвечать на вопросы, использовать различные средства наглядности.)

3.Какая роль отводится здесь учителю?

Проектная деятельность имеет характер сотрудничества ученика и учителя , а также учеников внутри коллектива (если они выполняют проект вместе).

Учитель — инициатор увлекательных начинаний. Авторитет современного инновационного учителя определяется его способностью быть инициатором интересных начинаний. Учитель инициирует самостоятельную активность детей, бросает вызов их сообразительности и изобретательности. Учитель становится педагогом-помощником детям, он помогает им увидеть и прочувствовать огромный мир во всём его единстве, многообразии и красоте. Именно такой учитель способен открыть целый мир ребёнку, поверив в его силы и раскрыв творческий потенциал.

Занимаясь проектной деятельностью с учащимися, педагог может выступать в той или иной роли:

«Энтузиаст»: побуждает учеников к познавательной и творческой деятельности.

«Специалист»: компетентен во всём.

«Консультант»: помогает советом, подсказывает, как лучше сделать.

«Руководитель»: может наметить план проекта, его структуру и управлять им.

«Модератор»: организовывает обсуждение и направляет мысль ученика в правильное русло.

«Координатор»: организовывает сотрудничество.

«Эксперт»: анализирует результаты, оценивает

Я как учитель химии занимаюсь с детьми проектной деятельностью. Темы созданных нами проектов следующие: «Содержание тяжёлых металлов в почве пришкольного участка», «Изучение и охрана родников», «Изучение водопроводной воды станицы Ладожская», «Исследование почвы».

Химические свойства металлов

Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s-элементов, d-элементов, f-элементов и частично – р-элементов.

Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а) Взаимодействие металлов с водородом.

С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды.

Например:

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б) Взаимодействие металлов с кислородом.

Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха.

Пример:

в) Взаимодействие металлов с галогенами.

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.

Пример:

В основном это ионные соединения: MeHal_n

г) Взаимодействие металлов с азотом.

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.

д) Взаимодействие металлов с углеродом.

Соединения металлов и углерода – карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:

Металлы – d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.

2. Взаимодействие металлов с водой.

С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.

Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:

Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.

4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.

1 Zn 0 + 4OH – – 2e = [Zn(OH)₄] 2– окисление

Zn 0 – восстановитель

1 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH – восстановление

Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:

5. Взаимодействие металлов с кислотами.

Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.

По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.

Кислоты условно делятся на 2 группы:

I группа – кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H₂SO_4(разб.), H₃PO₄, H₂S, окислитель здесь H + . При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H₂↑). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа – кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H₂SO_4(конц.), HNO_3(разб.), HNO_3(конц.). В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.

H₂S↑ – c активными металлами

H₂SO₄ +6е S 0 ↓ – с металлами средней активности

SO₂↑ – c малоактивными металлами

HNO₃ +4,5e N₂O, N₂ – с металлами средней активности

NO – c малоактивными металлами

HNO_3(конц.) – NO₂↑ – c металлами любой активности.

Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe 2+ , Cr → Cr 2+ . При взаимодействии с кислотами II группы – степень окисления +3: Fe → Fe 3+ , Cr → Cr 3+ , при этом никогда не выделяется водород.

Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.

Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.

Соли их состав и названия, взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учётом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена.

Соли – это сложные кристаллические вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков (Исключение NH₄Cl).

Названия солей смотрите в лекции основные классы неорганических соединений!

При растворении в воде или при расплавлении соли диссоциируют в зависимости от того, какими ионами они образованы (например, NaCl→Na + + Cl -

Классификация и номенклатура солей (приложение 4).

1)Взаимодействуют с металлами. Если металл, входящий в состав соли стоит правее металла простого вещества в электрохимическом ряду напряжения металлов, то реакция возможна.

протекание реакций взаимодействия солей с металлами определяется восстановительными свойствами простого вещества металла и окислительными свойствами катиона металла. Происходит следующая передача электронов.

а) Fe 0 +Cu 2+ =Fe 2+ +Cu 0 б) Cu 0 +2Ag + =Cu 2+ + 2Ag 0

2) Взаимодействуют с кислотами и щелочами (ионный обмен), образуя газ и осадок.

2Na + +S 2- +2Н + +2Cl - →2Na + +2Cl - +H₂S↑

3)Взаимодействие солей друг с другом, образовавшаяся соль должна быть нерастворимой.

2Ag + +2NO 3- +Ca 2+ +2Cl - →2AgCl↓+Ca 2- +NO₃ -

2Ag + +2Cl - →2AgCl↓

4) Под действием высоких температур соли разлагаются CaCO₃→CaO+CO₂↑

Гидролиз солей.

Определение процесса гидролиза.
Типы гидролиза.

Взаимодействие с водой, в результате которого образуется кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называют гидролизом солей.

Различают несколько типов гидролиза солей:

Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NaNO₃) при растворении в воде не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную среду.
Соли сильного основания и слабой кислоты, например Na₂CO₃, CH₃COONa, K₂S, NaCN, K₂SiO₃.

Запишем уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

СН₃СОО - + H₂O ↔2OH - + СН₃СООН

Таким образом, раствор ацетата натрия проявляет щелочную реакцию.

При гидролизе солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато.

Соли слабого основания и сильной кислоты, например, Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄Cl.

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II). Гидролиз идёт ступенчато, суммарно мы получим.

Fe 2+ + 2Cl - + H₂O ↔ FeCl₂↓+ 2H + + 2Cl -

Fe 2+ + H₂O ↔ FeCl₂↓+ 2H +

Реакция среды при данном гидролизе будет кислая.

Соли слабого основания и слабой кислоты при растворении в воде образуют малодиссоциирующие кислоты и соли. Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую и щелочную среду в зависимости от константы диссоциации образующихся кислот и солей.

Электролиз солей.

Определение электролиза?
Растворимые и нерастворимые аноды.
Продукты электролиза солей.
Практическое значение электролиза.

Электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием электрического тока. При этом отрицательный электрод – катод выступает в качестве восстановителя, он отдаёт электроны. Положительный электрод – анод, наоборот, представляет собой окислитель, он забирает электроны. Так, если в расплав или раствор хлорида натрия NaCl=Na + +Cl - поместить электроды и пропустить электрический ток, то на катоде выделится натрий Na + +е - = Na, а на аноде – хлор 2Cl - -2 е - = Cl₂.

Для процесса электролиза важно, из какого материала изготовлен анод. Различают растворимые и нерастворимые аноды. Нерастворимый анод не меняется в процессе электролиза, он может быть изготовлен из графита, платины, растворимый анод расходуется. Примером растворимого анода может служить медный, цинковый, железный. Если анод растворим, то на нём образуются ионы металла, из которого он изготовлен. В результате масса анода уменьшается. Например, если анод медный, то происходит следующий процесс: Cu-2 е - = Cu 2+ . Таким образом, анод окисляет сам себя. Медь в виде ионов уходит в раствор или расплав.

Чтобы показать продукты электролиза, можно привести пример электролиза расплава солей, хлорида калия:

на катоде: К + +е - →К 0 ;

на аноде: 2Cl — e - →Cl₂ 0

суммарное уравнение электролиза:

Практическое значение электролиза.

В промышленности получают хлор и гидроксид натрия, алюминий и щелочные металлы. С его помощью очищают медь, никель и др. металлы (рафинирование).

Степень окисления, правила расчёта, постоянные степени окисления.

Определение степени окисления.
Правила определения.
Постоянные степени окисления.
Пример расчёта степени окисления.

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более отрицательный атом, смещая к себе полностью электронную пару, приобретает заряд -1. Неполярная ковалентная связь не даёт вклада в степень окисления.

Правила определения степени окисления:

Степень окисления элементов в простом веществе равна нулю;

Алгебраическая сумма всех степеней окисления элементов атомов в нейтральной молекуле равна нулю, а в сложном ионе заряду иона.

Постоянные степени окисления в соединениях проявляют:

+1 все щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs), почти всегда серебро;

+2 все элементы второй группы, кроме ртути (Hg);

-1 фтор и хлор (за исключением его соединений с кислородом и фтором)

-2 кислород (за исключением фторидов F₂O, в которых степень окисления его положительна, и пероксидов Н₂О₂, в которых равна -1) ;

степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами и -1 в соединениях с металлами (КН., СаН₂)

Например: N₂ 0 – простое вещество.

N +4 O₂ -2 – высчитываем алгебраическую сумму всех степеней 4+(-2∙ 2)=0

H + N +5 O₃ -2 - высчитываем алгебраическую сумму всех степеней 1+5+(-2∙ 3)=0

Степень окисления ионов рассчитывается с учётом, что алгебраическая сумма должна равняться заряду иона.

(N +5 O₃ -2 ) - - высчитываем алгебраическую сумму всех степеней 5+(-2∙ 3)=-1

Ca +2 (N +5 O₃ -2 )₂ -1 - высчитываем алгебраическую сумму всех степеней

Методические рекомендации на тему«Влияние гидролиза солей на направление химической реакции. Взаимодействие металлов с продуктами гидролиза»

Пример 1 .Магний опустили в раствор хлорида магния, наблюдали образование белого осадка и пузырьков газа, без цвета и запаха.

1 этап. Гидролиз хлорида магния по катиону

Mg 2+ + H ₂ O → MgOH + + H +

2 H + + Mg 0 → Mg 2+ + H ₂ ↑

Mg 0 + MgCl ₂ + 2 H ₂ O →2 MgOHCl ↓ + H ₂ ↑

Пример 2. Алюминий опустили в раствор хлорида алюминия

1 этап. Гидролиз хлорида алюминия по катиону

Al 3+ + H ₂ O → AlOH 2+ + H +

2 H + + Al 0 → Al 3+ + H ₂ ↑

2 Al 0 + 4 AlCl ₃ + 6 H ₂ O →6 AlOHCl ₂ ↓ + 3 H ₂ ↑

Б) Взаимодействие металла и соли другого металла, подвергающейся гидролизу по катиону с образованием основной соли металла из гидролизующейся соли, и газообразного водорода

Ме + соль (другого Ме ) = основная соль( Ме ) + средняя соль ( Ме ) + Ме ↓+ Н_{2 ↑}

Пример 3. Магниевый порошок опустили в раствор хлорида меди ( II )

С u 2+ + H ₂ O → CuOH + + H +

3 этап. Mg 0 + С u 2+ → Cu o ↓ + Mg 2+

3 Mg 0 + 4С uCl ₂ + 2 H ₂ O →2 CuOHCl ↓ + H ₂ ↑+ 2С u ↓+3 MgCl ₂

Пример 4. Цинковые опилки опустили в раствор хлорида железа( II )

1 этап. Гидролиз хлорида железа( II ) по катиону

Fe 2+ + H ₂ O → FeOH + + H +

2 H + + Zn 0 → Zn 2+ + H ₂ ↑

3 этап. Zn 0 + Fe 2+ → Zn 2+ + Fe ↓

3 Zn 0 + 4 FeCl ₂ + 2 H ₂ O →2 FeOHCl ↓ + H ₂ ↑+ 2 Fe ↓+3 ZnCl ₂

3 Mg 0 + 4 ZnCl ₂ + 2 H ₂ O → 2 ZnOHCl ↓ + H ₂ ↑+2 Zn ↓+3 MgCl ₂

Mg 0 + 2 NH ₄ Cl + 2 H ₂ O → 2 NH _3* H ₂ O + H ₂ ↑+2 Zn ↓+ MgCl ₂

4 Mg 0 + 4 FeCl ₃ + 2 H ₂ O →2 FeOHCl ₂ ↓ + H ₂ ↑+ 2 Fe ↓+4 MgCl ₂

В) Взаимодействие металла с продуктами гидролиза по аниону

Ме + соль (гидролиз по An n - )= [комплексная соль] + кислая соль + Н_{2 ↑}

_{Амфот с ионом амф ме из соли}

Пример 5. Алюминий опустили в раствор карбоната натрия

1 этап. Гидролиз карбоната натрия по аниону

CO ₃ 2- + H ₂ O → HCO ₃ 2- + OH - среда щелочная

Примеры :

Г) Полный необратимый гидролиз

Все РИО проверяйте по ТР. Если для продуктов реакции стоит «-» , следовательно, продукты реакции подверглись полному необратимому гидролизу

Д) «полуполный гидролиз»

Идет между сульфатами, гидролизующимися по катиону и карбонатами и сульфитами, гидролизующимися по аниону. В результате образуется основные карбонаты и сульфиты, оксид углерода ( IV ) или оксид серы ( IV ), сульфат

Пример 6

Примеры заданий с сайта «Решу ЕГЭ»

(Красным выделения химические уравнения с гидролизом)

С3.задание 32. Вариант 4075 Гидрокарбонат натрия прокалили. Полученное после прокаливания твёрдое вещество растворили в воде и смешали с раствором бромида железа (III), в результате чего выпал бурый осадок и образовался газ. Осадок отделили и прокалили. Твёрдый остаток растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

С3. Решу ЕГЭ . Задание 4556

Иодоводородную кислоту нейтрализовали гидрокарбонатом калия. Полученная соль прореагировала с раствором, содержащим дихромат калия и серную кислоту. При взаимодействии образовавшегося простого вещества с алюминием получили соль. Эту соль растворили в воде и смешали с раствором сульфида калия, в результате чего образовался осадок и выделился газ.

В,Н. Доронкин, АГ Бережная, ТВ Сажнева, ВА Февралева «Химия. Задания высокого уровня сложности»

7. Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора йодида натрия с инертными электродами, прореагировало с сероводородом. Образовавшееся твердое вещество сплавили с алюминием и продукт растворили в воде. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

21. К раствору сульфата алюминия добавили избыток раствора гидроксида натрия. В полученный раствор небольшими порциями прибавили соляную кислоту. При этом наблюдали образование объемного осадка белого цвета, который растворился при дальнейшем приливании кислоты. В образовавшийся раствор прилили раствор карбоната натрия. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

46. Вещество, выделившееся на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Полученный продукт поместили в газометр, наполненный углекислым газом. Образовавшееся вещество добавили в раствор хлорида аммония и раствор нагрели . Составьте уравнения четырех описанных реакций.

163. К раствору сульфата меди ( II ) прилили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный продукт растворили в концентрированной азотной кислоте. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.

О чем эта статья:

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).

Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.

Ряд активности металлов

Металлы средней активности

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

оксид образует только литий

натрий образует пероксид

калий, рубидий и цезий — надпероксид

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

С галогенами металлы образуют галогениды:

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

Металлы IIА группы

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют неактивные металлы?

С чем связаны восстановительные свойства металлов?

Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

Как металлы реагируют с кислотами?

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Таблица «Химические свойства металлов»

Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb

Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Восстановительная способность металлов в свободном состоянии

Возрастает справа налево

Взаимодействие металлов с кислородом

Быстро окисляются при обычной температуре

Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании

Взаимодействие с водой

Выделяется водород и образуется гидроксид

При нагревании выделяется водород и образуются оксиды

Водород из воды не вытесняют

Взаимодействие с кислотами

Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO₃)

Не вытесняют водород из разбавленных кислот

Реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами

С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке

Взаимодействие с солями

Не могут вытеснять металлы из солей

Более активные металлы (кроме щелочных и щелочноземельных) вытесняют менее активные из их солей

Взаимодействие с оксидами

Для металлов (при высокой температуре) характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов

Читайте также: