Muy a menudo, los escolares y estudiantes tienen que componer el llamado. ecuaciones de reacciones iónicas. En particular, a este tema está dedicada la tarea 31, propuesta en el Examen Estatal Unificado de Química. En este artículo discutiremos en detalle el algoritmo para escribir ecuaciones iónicas cortas y completas y analizaremos muchos ejemplos de diferentes niveles de complejidad.
¿Por qué se necesitan ecuaciones iónicas?
Permítanme recordarles que cuando se disuelven muchas sustancias en agua (¡y no solo en agua!), se produce un proceso de disociación: las sustancias se descomponen en iones. Por ejemplo, las moléculas de HCl en un ambiente acuoso se disocian en cationes de hidrógeno (H +, más precisamente, H 3 O +) y aniones de cloro (Cl -). El bromuro de sodio (NaBr) se encuentra en una solución acuosa no en forma de moléculas, sino en forma de iones Na + y Br - hidratados (por cierto, el bromuro de sodio sólido también contiene iones).
Al escribir ecuaciones "ordinarias" (moleculares), no tenemos en cuenta que no son las moléculas las que reaccionan, sino los iones. Así es, por ejemplo, cómo se ve la ecuación de la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio:
HCl + NaOH = NaCl + H2O. (1)
Por supuesto, este diagrama no describe el proceso del todo correctamente. Como ya hemos dicho, en una solución acuosa prácticamente no hay moléculas de HCl, pero sí iones H + y Cl -. Lo mismo ocurre con el NaOH. Sería más correcto escribir lo siguiente:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)
Eso es lo que es completo ecuación iónica . En lugar de moléculas “virtuales”, vemos partículas que realmente están presentes en la solución (cationes y aniones). No nos detendremos en la cuestión de por qué escribimos H 2 O en forma molecular. Esto se explicará un poco más adelante. Como ves, no hay nada complicado: reemplazamos las moléculas por iones que se forman durante su disociación.
Sin embargo, ni siquiera la ecuación iónica completa es perfecta. De hecho, echemos un vistazo más de cerca: tanto en la izquierda como en partes correctas La ecuación (2) contiene partículas idénticas: cationes Na + y aniones Cl -. Estos iones no cambian durante la reacción. ¿Por qué entonces son necesarios? Quitémoslos y consigamos Breve ecuación iónica:
H + + OH - = H 2 O. (3)
Como puede ver, todo se reduce a la interacción de los iones H + y OH - con la formación de agua (reacción de neutralización).
Todas las ecuaciones iónicas completas y breves están escritas. Si hubiéramos resuelto el problema 31 en el Examen Estatal Unificado de Química, habríamos recibido la puntuación máxima: 2 puntos.
Entonces, una vez más sobre la terminología:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - ecuación molecular (ecuación "ordinaria", que refleja esquemáticamente la esencia de la reacción);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - ecuación iónica completa (las partículas reales en solución son visibles);
- H + + OH - = H 2 O - una breve ecuación iónica (eliminamos toda la "basura", partículas que no participan en el proceso).
Algoritmo para escribir ecuaciones iónicas.
- Creemos una ecuación molecular para la reacción.
- Todas las partículas que se disocian en una solución de manera notable se escriben en forma de iones; Las sustancias que no son propensas a la disociación quedan "en forma de moléculas".
- Eliminamos el llamado de las dos partes de la ecuación. iones observadores, es decir, partículas que no participan en el proceso.
- Verificamos los coeficientes y obtenemos la respuesta final: una breve ecuación iónica.
Ejemplo 1. Escriba ecuaciones iónicas completas y breves que describan la interacción de soluciones acuosas de cloruro de bario y sulfato de sodio.
Solución. Actuaremos de acuerdo con el algoritmo propuesto. Primero creemos una ecuación molecular. El cloruro de bario y el sulfato de sodio son dos sales. Veamos la sección del libro de referencia "Propiedades de los compuestos inorgánicos". Vemos que las sales pueden interactuar entre sí si se forma un precipitado durante la reacción. Vamos a revisar:
Ejercicio 2. Complete las ecuaciones para las siguientes reacciones:
- KOH + H2SO4 =
- H3PO4 + Na2O=
- Ba(OH)2 + CO2 =
- NaOH + CuBr2 =
- K2S + Hg(NO3)2 =
- Zn + FeCl2 =
Ejercicio 3. Escriba ecuaciones moleculares para las reacciones (en solución acuosa) entre: a) carbonato de sodio y Ácido nítrico, b) cloruro de níquel (II) e hidróxido de sodio, c) ácido fosfórico e hidróxido de calcio, d) nitrato de plata y cloruro de potasio, e) óxido de fósforo (V) e hidróxido de potasio.
Espero sinceramente que no tengas problemas para completar estas tres tareas. Si este no es el caso, es necesario volver al tema." Propiedades químicas principales clases de compuestos inorgánicos".
Cómo convertir una ecuación molecular en una ecuación iónica completa
Comienza la diversión. Debemos entender qué sustancias deben escribirse como iones y cuáles deben dejarse en “forma molecular”. Tendrás que recordar lo siguiente.
En forma de iones escribe:
- sales solubles (destaco, solo sales que sean altamente solubles en agua);
- álcalis (permítanme recordarles que los álcalis son bases solubles en agua, pero no NH 4 OH);
- ácidos fuertes (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Como ves, recordar esta lista no es nada difícil: incluye ácidos y bases fuertes y todas las sales solubles. Por cierto, a los jóvenes químicos especialmente atentos que puedan sentirse indignados por el hecho de que los electrolitos fuertes (sales insolubles) no estén incluidos en esta lista, les puedo decir lo siguiente: NO incluir sales insolubles en esta lista no niega en absoluto la hecho de que son electrolitos fuertes.
Todas las demás sustancias deben estar presentes en las ecuaciones iónicas en forma de moléculas. Aquellos lectores exigentes que no se conforman con la vaga expresión “todas las demás sustancias” y que, siguiendo el ejemplo del héroe de una película famosa, exigen “hacer pública” Lista llena"Doy la siguiente información.
En forma de moléculas escribe:
- todas las sales insolubles;
- todas las bases débiles (incluidos hidróxidos insolubles, NH 4 OH y sustancias similares);
- todos los ácidos débiles (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, casi todos los ácidos orgánicos...);
- en general, todos los electrolitos débiles (¡¡¡agua incluida!!!);
- óxidos (todos los tipos);
- todos los compuestos gaseosos (en particular, H 2, CO 2, SO 2, H 2 S, CO);
- sustancias simples (metales y no metales);
- casi todo compuestos orgánicos(La excepción son las sales solubles en agua de ácidos orgánicos).
¡Uf, parece que no me he olvidado de nada! Aunque, en mi opinión, es más fácil recordar la lista número 1. De las cosas fundamentalmente importantes de la lista número 2, mencionaré una vez más el agua.
¡Vamos a entrenar!
Ejemplo 2. Escriba una ecuación iónica completa que describa la interacción del hidróxido de cobre (II) y el ácido clorhídrico.
Solución. Empecemos, naturalmente, con la ecuación molecular. El hidróxido de cobre (II) es una base insoluble. Todas las bases insolubles reaccionan con ácidos fuertes para formar sal y agua:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.
Ahora averigüemos qué sustancias deben escribirse como iones y cuáles como moléculas. Las listas anteriores nos ayudarán. El hidróxido de cobre (II) es una base insoluble (ver tabla de solubilidad), un electrolito débil. Las bases insolubles se escriben en forma molecular. El HCl es un ácido fuerte; en solución se disocia casi por completo en iones. CuCl 2 es una sal soluble. Lo escribimos en forma iónica. Agua, ¡solo en forma de moléculas! Obtenemos la ecuación iónica completa:
Cu(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.
Ejemplo 3. Escribe una ecuación iónica completa para la reacción del dióxido de carbono con una solución acuosa de NaOH.
Solución. El dióxido de carbono es un óxido ácido típico, el NaOH es un álcali. Al interactuar óxidos ácidos Con soluciones acuosas de álcalis, se forman sal y agua. Creemos una ecuación molecular para la reacción (por cierto, no te olvides de los coeficientes):
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.
CO 2 - óxido, compuesto gaseoso; manteniendo la forma molecular. NaOH - base fuerte (álcali); Lo escribimos en forma de iones. Na 2 CO 3 - sal soluble; escribimos en forma de iones. El agua es un electrolito débil y prácticamente no se disocia; dejar en forma molecular. Obtenemos lo siguiente:
CO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.
Ejemplo 4. El sulfuro de sodio en solución acuosa reacciona con el cloruro de zinc para formar un precipitado. Escribe una ecuación iónica completa para esta reacción.
Solución. El sulfuro de sodio y el cloruro de zinc son sales. Cuando estas sales interactúan, precipita un precipitado de sulfuro de zinc:
Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Inmediatamente escribiré la ecuación iónica completa y tú mismo la analizarás:
2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .
Te ofrezco varias tareas para Trabajo independiente y una pequeña prueba.
Ejercicio 4. Escriba ecuaciones moleculares y iónicas completas para las siguientes reacciones:
- NaOH + HNO3 =
- H2SO4 + MgO =
- Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
- CoBr2 + Ca(OH)2 =
Ejercicio 5. Escriba ecuaciones iónicas completas que describan la interacción de: a) óxido nítrico (V) con una solución acuosa de hidróxido de bario, b) una solución de hidróxido de cesio con ácido yodhídrico, c) soluciones acuosas de sulfato de cobre y sulfuro de potasio, d) hidróxido de calcio y una solución acuosa de nitrato de hierro (III).
Interacción química de iones de sal con iones de agua, que conduce a la formación. electrolito débil y acompañado de un cambio en el pH de la solución se llama hidrólisis de sales.
Cualquier sal puede considerarse como el producto de la interacción de un ácido y una base. El tipo de hidrólisis de una sal depende de la naturaleza de la base y del ácido que forma la sal. Hay 3 tipos de hidrólisis de sal posibles.
Hidrólisis por anión va si la sal está formada por un catión de una base fuerte y un anión ácido débil.
Por ejemplo, la sal CH 3 COONa está formada por la base fuerte NaOH y el ácido monobásico débil CH 3 COOH. El ion electrolito débil CH 3 COO – sufre hidrólisis.
Ecuación iónico-molecular para la hidrólisis de sales:
CH 3 COOH – + NOH « CH 3 COOH + OH –
Los iones H+ del agua se unen a los aniones CH 3 COO – en el electrolito débil CH 3 COOH, los iones OH – se acumulan en la solución, creando un ambiente alcalino (pH>7).
Ecuación molecular para la hidrólisis de sales:
CH 3 COONa + H 2 O « CH 3 COOH + NaOH
La hidrólisis de sales de ácidos polibásicos se produce por etapas, formándose sales ácidas como productos intermedios.
Por ejemplo, la sal K 2 S está formada por la base fuerte KOH y el ácido dibásico débil H 2 S. La hidrólisis de esta sal se produce en dos etapas.
Etapa 1: S 2– + HOH « HS – + OH –
K 2 S + H 2 O « KHS + KOH
Etapa 2: HS -– + HOH « H 2 S + OH –
KHS + H 2 O « H 2 S + KOH
La reacción del medio es alcalina (pH>7), porque OH – los iones se acumulan en la solución. La hidrólisis de la sal es más fuerte cuanto menor es la constante de disociación del ácido débil formado durante la hidrólisis (Tabla 3). Así, las soluciones acuosas de sales formadas por una base fuerte y un ácido débil se caracterizan por una reacción alcalina del medio.
Hidrólisis por catión va si la sal está formada por un catión de una base débil y un anión ácido fuerte. Por ejemplo, la sal CuSO 4 está formada por la base diácida débil Cu(OH) 2 y el ácido fuerte H 2 SO 4. La hidrólisis ocurre en el catión Cu 2+ y ocurre en dos etapas con la formación de una sal básica como producto intermedio.
Etapa 1: Cu 2+ + HOH « CuOH + + H +
2CuSO 4 + 2H 2 O « (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Etapa 2: CuOH + + HOH « Cu(OH) 2 + H +
(CuOH) 2 SO 4 + 2H 2 O « 2Cu(OH) 2 + H 2 SO 4
Los iones de hidrógeno H+ se acumulan en la solución, creando un ambiente ácido (pH<7). Чем меньше константа диссоциации образующегося при гидролизе основания, тем сильнее идет гидролиз.
Así, las soluciones acuosas de sales formadas por una base débil y un ácido fuerte se caracterizan por una reacción ácida del medio.
Hidrólisis por catión y anión. Va si la sal está formada por un catión de una base débil y un anión de un ácido débil. Por ejemplo, la sal CH 3 COONH 4 está formada por la base débil NH 4 OH y el ácido débil CH 3 COOH. La hidrólisis se produce junto con el catión NH 4 + y el anión CH 3 COO –:
NH 4 + + CH 3 COO – + HOH « NH 4 OH + CH 3 COOH
Las soluciones acuosas de este tipo de sales, dependiendo del grado de disociación de los electrolitos débiles resultantes, tienen un ambiente neutro, ligeramente ácido o ligeramente alcalino.
Al mezclar soluciones de sales, por ejemplo CrCl 3 y Na 2 S, cada una de las sales se hidroliza irreversiblemente hasta el final con la formación de una base débil y un ácido débil.
La hidrólisis de la sal CrCl 3 se produce a lo largo del catión:
Cr 3+ + HOH « CrOH 2+ + H +
La hidrólisis de la sal Na 2 S se produce a lo largo del anión:
S 2– + HOH « HS – + OH –
Al mezclar soluciones de sales CrCl 3 y Na 2 S, la hidrólisis de cada una de las sales se mejora mutuamente, ya que los iones H + y OH – forman un electrolito débil H 2 O y el equilibrio iónico de cada sal se desplaza hacia la formación de los productos finales: hidróxido de cromo Cr (OH) 3 y ácido hidrosulfuro H 2 S.
Ecuación iónico-molecular para la hidrólisis conjunta de sales:
2Cr 3+ + 3S 2– + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S
Ecuación molecular:
2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Las sales formadas por cationes de bases fuertes y aniones de ácidos fuertes no se hidrólisis, ya que ninguno de los iones de sal forma electrolitos débiles con iones H + y OH –. Las soluciones acuosas de tales sales tienen un ambiente neutro.
hidrólisis de sales- Esta es la interacción química de los iones de sal con iones de agua, que conduce a la formación de un electrolito débil.
Si consideramos una sal como producto de la neutralización de una base con un ácido, entonces podemos dividir las sales en cuatro grupos, para cada uno de los cuales la hidrólisis se desarrollará a su manera.
1). La hidrólisis no es posible
Sal formada por una base fuerte y un ácido fuerte ( KBr, NaCl, NaNO3), no sufrirá hidrólisis, ya que en este caso no se forma un electrolito débil.
pH de tales soluciones = 7. La reacción del medio permanece neutral.
2). Hidrólisis por catión (solo el catión reacciona con el agua)
En una sal formada por una base débil y un ácido fuerte ( FeCl2,NH4Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO4) el catión sufre hidrólisis:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH -<=>FeOH + + 2Cl - +
norte +
Como resultado de la hidrólisis, se forman un electrolito débil, iones H + y otros iones.
pH de la solución< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3).Hidrólisis por anión (solo el anión reacciona con el agua)
Sal formada por una base fuerte y un ácido débil ( KClO, K2SiO3, Na2CO3, CH 3 COONa) sufre hidrólisis en el anión, lo que resulta en la formación de un electrolito débil, el ion hidróxido OH - y otros iones.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO 3 + KOH
2K + +SiO 3 2- + H + + OH -<=>NSiO 3 - + 2K + + OH -
El pH de tales soluciones es > 7 (la solución se vuelve alcalina).
4). Hidrólisis conjunta (tanto el catión como el anión reaccionan con el agua)
Sal formada por una base débil y un ácido débil ( CH 3 COONH 4, (NH4)2CO3, Al 2 S 3), hidroliza tanto el catión como el anión. Como resultado, se forman una base y un ácido que se disocian ligeramente. El pH de las soluciones de tales sales depende de la fuerza relativa del ácido y la base. Una medida de la fuerza de un ácido y una base es la constante de disociación del reactivo correspondiente.
La reacción del medio de estas soluciones puede ser neutra, ligeramente ácida o ligeramente alcalina:
Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
La hidrólisis es un proceso reversible.
La hidrólisis es irreversible si la reacción da como resultado la formación de una base insoluble y (o) un ácido volátil.
Algoritmo para componer ecuaciones de hidrólisis de sales.
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curso de razonamiento |
Ejemplo |
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1. Determine la fuerza del electrolito: la base y el ácido que formaron la sal en cuestión. ¡Recordar!
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– álcalis (excepto NH 4 OH) 2 N / A 3 CO– carbonato de sodio, una sal formada por una base fuerte (NaOH) y ácido débil ( 2 N / A 3 ) |
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h |
2 – álcalis (excepto NH 4 OH) + + N / A 3 2- + ) y ácido débil ( + 2. Anotamos la disociación de la sal en una solución acuosa, determinamos el ion electrolito débil que forma parte de la sal: - ↔ OH Esta es la hidrólisis en el anión.N / A 3 2- De un electrolito débil, un anión está presente en la sal. |
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, quedará unido por moléculas de agua a un electrolito débil: la hidrólisis se produce en el anión. |
3. Escribimos la ecuación iónica completa de la hidrólisis: el ion electrolito débil está unido por moléculas de agua. 2Na + + + CO 3 2- H+ OH - ↔ (HCO 3) - + 2Na + + OH -Los productos de reacción contienen iones OH -, por lo que el medio es alcalino.>7 |
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4 pH |
. Registro de hidrólisis molecular |
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
Uso práctico.
En la práctica, el profesor tiene que lidiar con la hidrólisis, por ejemplo, al preparar soluciones de sales hidrolizadas (acetato de plomo, por ejemplo). El “método” habitual: se vierte agua en el matraz, se añade sal y se agita. Queda un precipitado blanco. Agrega más agua, agita, el sedimento no desaparece. Agregamos agua caliente de la tetera; parece haber aún más sedimento... Y la razón es que, simultáneamente con la disolución, se produce la hidrólisis de la sal y el precipitado blanco que vemos ya son productos de la hidrólisis, poco solubles. sales básicas. Todas nuestras acciones adicionales, dilución, calentamiento, solo aumentan el grado de hidrólisis. ¿Cómo suprimir la hidrólisis? No calentar, no preparar soluciones demasiado diluidas y, dado que la hidrólisis del catión interfiere principalmente, agregar ácido. Mejor que el correspondiente, es decir, vinagre.
La hidrólisis juega un papel importante en el proceso de desferrización del agua por aireación. Cuando el agua se satura de oxígeno, el bicarbonato de hierro (II) que contiene se oxida a una sal de hierro (III), que es mucho más susceptible a la hidrólisis. Como resultado, se produce una hidrólisis completa y el hierro se separa en forma de un precipitado de hidróxido de hierro (III).
Esta es también la base para el uso de sales de aluminio como coagulantes en procesos de purificación de agua. Las sales de aluminio agregadas al agua en presencia de iones de bicarbonato se hidrolizan completamente y el hidróxido de aluminio voluminoso se coagula, arrastrando consigo diversas impurezas al sedimento."Aumento de la hidrólisis de sales cuando se calienta"
TAREAS DE ASIGNACIÓN
№1.Escriba las ecuaciones para la hidrólisis de sales y determine el medio de las soluciones acuosas (pH) y el tipo de hidrólisis:
Na 2 SiO 3, AlCl 3, K 2 S.
No. 2. Elaborar ecuaciones para la hidrólisis de sales, determinar el tipo de hidrólisis y el medio de solución:
Sulfito de potasio, cloruro de sodio, bromuro de hierro (III)
Numero 3. Cree ecuaciones de hidrólisis, determine el tipo de hidrólisis y el medio de una solución salina acuosa para las siguientes sustancias:
Sulfuro de potasio - K 2 S, Bromuro de aluminio - AlBr 3, Cloruro de litio - LiCl, Fosfato de sodio - Na 3 PO 4, Sulfato de potasio - K 2 SO 4, Cloruro de zinc - ZnCl 2, Sulfito de sodio - Na 2 SO 3, Sulfato de amonio - (NH 4) 2 SO 4, Bromuro de bario - BaBr 2.
Hidrólisis es una interacción química de iones de sal disueltos con agua, que conduce a la formación de productos que se disocian débilmente (moléculas de ácidos o bases débiles, aniones ácidos o cationes de sal básicos) y se acompaña de un cambiopH del ambiente.
1.
N / A3
CORREOS.4
es una sal de una base fuerte (álcali) NaOH y un ácido medio (fosfórico) H3PO4. La hidrólisis de la sal se produce según el tipo aniónico, porque El catión Na+, que se une al anión hidroxilo OH¯, forma un electrolito fuerte NaOH, que se disocia en iones.
El ácido tribásico fosfórico forma tres tipos de sales:
NaH2PO4 – fosfato de Na primario, altamente soluble
Na2HPO4 – fosfato de Na secundario, prácticamente insoluble
Na3PO4 es un fosfato de Na terciario, prácticamente insoluble.
De esto se desprende claramente que durante la hidrólisis de Na3PO4, es decir la reacción que continúa hasta la formación de una sal débilmente disociada (poco soluble) formará fosfato de sodio secundario Na2HPO4.
1ra etapa
Ecuación iónico-molecular
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Ecuación molecular:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2da etapa
Ecuación iónico-molecular
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
ecuación molecular
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3ra etapa
Ecuación iónico-molecular
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
ecuación molecular
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Por lo general, la reacción avanza en la primera etapa, luego los iones hidroxilo OH¯ se acumulan e impiden que la reacción se complete.
Dado que se forman una sal ácida y una base fuerte (álcali), la reacción de la solución será alcalina, es decir. pH>7.
2.Salk2
S, sulfuro de potasio es una sal de una base fuerte y un ácido fluorhídrico débil H2S. La hidrólisis de la sal se producirá en dos etapas, porque ácido hidrosulfuro tipo dibásico, aniónico. La sal K2S, cuando se disuelve en agua, se disocia en el catión K+ y el anión sulfuro S¯². El catión K+ no puede unirse al anión hidroxilo, porque en este caso, se forma un electrolito fuerte KOH, que se disocia inmediatamente en iones, y el anión sulfuro S¯² de un ácido débil se une al grupo hidroxilo formando un compuesto débilmente disociado.
1ra etapa
S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
ecuación molecular
K2S + H2O = KHS + KOH
2da etapa
Ecuación iónico-molecular
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
ecuación molecular
KHS + H2O = H2S + KOH
La hidrólisis se produce en la primera etapa con la formación de una reacción altamente alcalina, pH>7.
3.
CuSO4, sulfato de cobre– una sal de un ácido fuerte y una base poliácida débil Cu(OH)2. La hidrólisis de la sal procederá con la formación de cationes de la sal principal CuOH+.
1ra etapa
Ecuación iónico-molecular
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
ecuación molecular
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
La reacción no continuará en la etapa 2 debido al exceso resultante de iones de hidrógeno de ácido sulfúrico fuerte. El medio es ácido, pH.<7.
Clase: 11
Objetivo: Crear las condiciones para el conocimiento y la comprensión de nueva información, para brindar la oportunidad de aplicar los conocimientos teóricos adquiridos en la práctica.
- Educativo:
Tipo de lección: combinada:
Métodos: reproductivo, parcialmente de búsqueda (heurístico), basado en problemas, trabajo de laboratorio, explicativo e ilustrativo.
El resultado final del entrenamiento.
Necesito saber:
- El concepto de hidrólisis.
- 4 casos de hidrólisis.
- Reglas de hidrólisis.
Debes poder:
- Elaborar esquemas de hidrólisis.
- Predecir la naturaleza del medio y el efecto del indicador sobre una solución salina determinada basándose en la composición de la sal.
durante las clases
Yo. Organizar el tiempo.
Tarea didáctica: crear un clima psicológico.
- ¡Hola! Tome una hoja de estado de ánimo y marque su estado de ánimo al comienzo de la lección. Anexo 1
¡Sonrisa! Está bien, gracias.
II. Preparándose para aprender material nuevo.
El epígrafe de nuestra lección serán las palabras. Kozma Prutkova
Mantente siempre alerta.
III. Actualización de conocimientos de los estudiantes.
Pero primero recordemos: la clasificación de los electrolitos, escribiendo las ecuaciones de disociación de los electrolitos. (En el tablero, tres personas completan la tarea usando tarjetas).
Encuesta frontal de clase sobre las siguientes preguntas:
- ¿Qué sustancias se llaman electrolitos?
- ¿Cómo llamamos al grado de disociación electrolítica?
- ¿Qué sustancias se llaman ácidos desde el punto de vista de TED?
- ¿Qué sustancias se llaman bases desde el punto de vista de TED?
- ¿Qué sustancias se llaman sales desde el punto de vista de TED?
- ¿Qué sustancias se llaman anfolitos?
- ¿Qué reacciones se llaman reacciones de neutralización?
Comprobamos las respuestas en la pizarra. (Anuncie las calificaciones).
Bien, ¿ahora recuerdas qué son los indicadores? ¿Qué indicadores conoces?
¿Cómo cambian de color en soluciones de ácidos y álcalis? Comprobemos las respuestas con la tabla.
Discusión de la experiencia. (Cuelgue la mesa de experimentos de laboratorio en el tablero.Anexo 3 (II))
¿La solución de carbonato de sodio funciona con los indicadores?
Utilice papel de colores para mostrar cómo cambia el color de los indicadores. (Un estudiante de la primera fila del pizarrón).
¿La solución de sulfato de aluminio funciona con los indicadores?
(Un alumno de la segunda fila del pizarrón completa la tarea anterior para la solución de sulfato de aluminio).
¿La solución de cloruro de sodio funciona con los indicadores?
(Utilizando papel de colores, muestre en una tabla en la pizarra el cambio de color del indicador).
Complete la misma tabla en la hoja de trabajo para todos. Apéndice 3 (II)
Ahora compare las dos tablas de la pizarra y saque una conclusión sobre la naturaleza del entorno de las sales propuestas.
IV. Aprender material nuevo.
¿Por qué pueden existir ambientes muy diferentes en las soluciones salinas?
El tema de nuestra lección de hoy ayudará a responder esta pregunta. ¿Qué crees que se discutirá? ( Los estudiantes determinan el tema de la lección).
Intentemos descifrar la palabra "HYDRO - LIZ". Proviene de dos palabras griegas "hydor" - agua, "lisis" - descomposición, descomposición. (Formule sus propias definiciones)
La HIDRÓLISIS DE LA SAL es una reacción de intercambio iónico de sales con agua, que conduce a su descomposición.
En esta lección, ¿qué aprenderemos? ( Junto con los alumnos, formulamos el objetivo principal de la lección).
¿Qué es la hidrólisis? Conozcamos cuatro casos de hidrólisis y las reglas de la hidrólisis. Aprendamos a elaborar esquemas de hidrólisis, a predecir la naturaleza del medio a partir de la composición de la sal y el efecto del indicador en una solución salina determinada.
La sal se disocia en iones y los iones resultantes interactúan con los iones de agua.
Pasemos a la sal, Na 2 CO 3, ¿como resultado de la interacción de qué base y qué ácido se formó una sal? (NaOH + H2CO3).
Recordemos la clasificación de los electrolitos.
El NaOH es un electrolito fuerte y el H 2 CO 3 es uno débil. ¿Cuál es la naturaleza del medio de esta sal? ¿Qué conclusión se puede sacar?
Como resultado de la interacción, ¿qué base y qué ácido formaron la sal: AI 2 (SO 4) 3? (Al(OH)3 + H2SO4). ¿Dónde está el electrolito débil y dónde está el fuerte? ¿Qué conclusión sacamos?
¿Como resultado de la interacción de qué base y qué ácido se formó una sal: NaCl? (NaOH + HCl). Determine la fuerza de estos electrolitos.
¿Qué patrón notaste? Registre sus hallazgos en las hojas de trabajo.
¿Un ejemplo de qué caso de hidrólisis no se dio en un experimento de laboratorio? ( Cuando una sal está formada por una base débil y un ácido débil.) ¿Cuál es la naturaleza del medio ambiente en este caso?
Registre sus hallazgos en las hojas de trabajo. Apéndice 3 (III). Dilas de nuevo.
Según la dirección de las reacciones de hidrólisis, se pueden dividir en reversibles e irreversibles.
Según el algoritmo, deben aprender a elaborar diagramas de ecuaciones de hidrólisis. ( Apéndice 4).
Veamos el ejemplo de la sal, K 2 S - profesor en la pizarra.
Como resultado de la interacción, ¿qué base y qué ácido se forma esta sal? Tomemos nota:
1. K 2 S → KOH fuerte
↓
H2S débil
¿Cuál es la naturaleza del medio de esta sal?
2. Escribe la ecuación de disociación de la sal: K 2 S↔2K + + S2-
3. Destacamos el ion electrolito débil.
4. Escribimos el ion de un electrolito débil de una nueva línea, le agregamos HOH, le ponemos un signo ↔ escribimos el ion OH - , porque ambiente alcalino.
5. Ponemos un signo “+” y anotamos un ion que consiste en un ion de sal S 2– y un ion que queda de una molécula de agua – NS -.
Escribimos la ecuación de hidrólisis final:
K2S + H2O ↔ KOH + KHS
¿Qué se formó como resultado de la hidrólisis? Entonces, ¿por qué la naturaleza del entorno de esta sal es alcalina?
Registro de hidrólisis de ZnCl 2, (todos de forma independiente en cuadernos, un alumno en el pizarrón).
Veamos el ejemplo del libro de texto Al 2 S 3.( p.150)
¿Cuándo no se anota el esquema de hidrólisis? (Para sales con ambiente neutro).
Y así analizamos cuatro casos de hidrólisis.
Nos familiarizamos con las reglas de la hidrólisis: este es un proceso reversible,
un caso especial de una reacción de intercambio iónico, hidrólisis Siempre fugas por catión o anión débil electrólito.
Aprendimos a elaborar esquemas de hidrólisis, a predecir la naturaleza del medio a partir de la composición de la sal y el efecto del indicador en una solución salina determinada.
Utilizando el algoritmo, elabore de forma independiente esquemas de hidrólisis de sal. ( Apéndice 3 (IV)
Una vez finalizado, comprobamos la tarea del vecino y evaluamos el trabajo.
minuto de educación física
V. Consolidación del material estudiado.
En la hoja de trabajo tienes preguntas para consolidar, nosotros las responderemos. ( Apéndice 3 (V)).
Chicos, tengan en cuenta que este tema aparece en la tarea del Examen Estatal Unificado en las tres partes. Veamos una selección de tareas y determinemos qué tan difíciles son las preguntas en estas tareas. ( Apéndice 5).
¿Cuál es la importancia de la hidrólisis de sustancias orgánicas en la industria?
Obtención de alcohol hidrolítico y obtención de jabón. ( Mensaje estudiantil)
Chicos, ¿recuerdan qué objetivos teníamos?
¿Los hemos logrado?
¿Qué conclusión de la lección sacaremos?
CONCLUSIONES DE LA LECCIÓN.
1. Si una sal está formada por una base fuerte y un ácido fuerte, entonces la hidrólisis no ocurre en la solución salina, porque no se produce unión de iones. Los indicadores no cambian de color.
2. Si una sal está formada por una base fuerte y un ácido débil, entonces se produce la hidrólisis a lo largo del anión. El ambiente es alcalino.
3. Si se forma una sal neutralizando una base metálica débil con un ácido fuerte, entonces se produce la hidrólisis a lo largo del catión. El ambiente es ácido.
4. Si una sal está formada por una base débil y un ácido débil, entonces la hidrólisis puede ocurrir tanto en el catión como en el anión. Los indicadores no cambian de color. El medio ambiente depende del grado de disociación del catión y anión resultantes.
V. Reflexión.
Marque su estado de ánimo al final de la lección en la escala de estado de ánimo. (Anexo 1)
¿Ha cambiado tu estado de ánimo? ¿Cómo se evalúan los conocimientos adquiridos? En el reverso encontrará una respuesta anónima y monosílaba a 6 preguntas.
- ¿Estás satisfecho con cómo fue la lección?
- ¿Estabas interesado?
- ¿Estabas activo en clase?
- ¿Pudiste demostrar tus conocimientos existentes y adquirir otros nuevos?
- ¿Has aprendido muchas cosas nuevas?
- ¿Que te gustó mas?
VΙ. Tarea.
- § 18, p. 154 No. 3, 8, 11, tarjetas de tareas individuales.
- Estudia por tu cuenta cómo se produce la hidrólisis de los alimentos en el cuerpo humano ( p.154).
- Encuentre tareas sobre el tema "Hidrólisis" en los materiales del Examen Estatal Unificado 2009-2012 y complételas en su cuaderno.
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