Гидролиз солей

Черемичкина И.А.

Специализированный учебно-научный  центр 

Уральского федерального университета

Гидролиз солей

 

Если эта работа проводится впервые, когда учащиеся не знакомы с теоретическими представлениями о гидролизе  солей, то есть смысл разбить данную работу на три части. Если же тема изучается в 10-м классе, то проводится только II и III часть работы.

 

I часть. Первоначальные представления о гидролизе солей.

Экспериментальная часть

Группам или парам  учащихся выданы растворы следующих  веществ: HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, NaCl, K₂SO₄, Na₂CO₃, CuSO₄.

Учитель предлагает добавить к этим растворам а) раствор лакмуса, б) раствор фенолфталеина и объяснить результаты исследования.

Формы проведения I части работы:

- после проведения  эксперимента в группах или парах идет фронтальная беседа в форме полилога, руководимая учителем. Учитель предлагает желающим ответить на поставленные вопросы, установить закономерности, сделать выводы. Определения, уравнения реакций, выводы, сформулированные детьми и скорректированные учителем, должны быть записаны каждым учащимся в тетрадь. Учитель по ходу обсуждения отмечает учащихся, работающих наиболее активно, в конце урока ставит им оценки.

- после проведения  эксперимента и обсуждения в  группах (по 4-5 человек) каждой группе предлагается ответить на один из вопросов учителя. Если группа затрудняется, слово предается другой группе. Учитель отмечает в конце урока группу-победителя и предлагает выставить хорошие и отличные оценки представителям данной группы самостоятельно. При этом учитель может предупредить, что он вправе спросить любого представителя группы, получившего оценку и, если эта оценка не подтвердится, то все выставленные в группе оценки снижаются на балл.

Обсуждение  результатов эксперимента

Учащиеся знакомы с химическим свойством кислот и щелочей изменять окраску индикаторов. Поэтому быстро проводят предложенные реакции с кислотами и щелочами и объясняют изменение окраски лакмуса и фенолфталеина взаимодействием вещества индикатора с ионами H⁺ и OH^-. Растворы хлорида натрия и сульфата калия не изменяют цвет окраску индикаторов, что тоже объяснимо, исходя из теоретических представлений учащихся 9-го класса. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков, они с веществом индикатора не взаимодействуют.

Проблема возникает, когда  цвет раствора индикатора изменился  в растворе карбоната натрия и в растворе сульфата меди(II). Причем цвет лакмуса в растворе Na₂CO₃ стал синим, а в растворе CuSO₄ – красным. Учащиеся просят  учителя дать для анализа растворы других солей. В результате оказывается, что все соли можно разделить на 3 группы:

1 группа – соли, растворы  которых ведут себя по отношению  к лакмусу как кислоты.

2 группа – соли, растворы  которых ведут себя по отношению  к лакмусу и фенолфталеину как щелочи.

3 группа соли, растворы  которых не изменяют окраску  индикаторов.

Например, для анализа  можно предложить растворы следующих  солей:

CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃.

Почему растворы солей  первой группы изменяют фиолетовую окраску раствора лакмуса на красную? Учащиеся отвечают: значит, в этих растворах есть ионы H⁺. «Откуда они там появились, если вы смешивали соль и воду?» - спрашивает учитель. Очевидно из воды. Как от воды могли отделиться ионы H⁺? Видимо какая-то частица соли отрывает из молекулы воды частицу OH^-. Отрицательную частицу из молекулы воды может оторвать положительная частица из соли. Что же общего у катионов Cu²⁺, Pb²⁺, Fe³⁺? Почему именно они присоединяют гидроксид-ионы? Почему этого не происходит в случае катионов Na⁺, K⁺? Да потому, что Сu(OH)₂, Pb(OH)₂, Fe(OH)₃ – cлабые  основания, а NaOH, KOH – сильные! Сильные основания полностью диссоциируют на ионы.

Растворы второй группы солей изменяют фиолетовую окраску  лакмуса на синюю. Значит, в их растворах есть OH^- - ионы. Остатки слабых электролитов – анионы кислотных остатков взаимодействуют с молекулами воды с образованием OH^- - ионов. В растворах солей третьей группы нет свободных H⁺ и OH^- - ионов. 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 этому – взаимодействие катиона – остатка слабого основания с молекулами воды:

Учителю остается добавить, что это взаимодействие называется гидролизом. В данном случае имеет место гидролиз по катиону.

2. Если соль образована  слабой кислотой и сильным  основанием, реакция ее раствора будет щелочная. Причина этому – взаимодействие аниона-остатка слабой кислоты с молекулами воды:

Этот процесс называется гидролизом по аниону.

3. Если соль образована  сильной кислотой и сильным  основанием, реакция ее раствора будет нейтральной: катионы металла и анионы кислотного остатка не взаимодействуют с молекулами воды, а значит, в растворах таких солей нет H⁺ и OH^- -ионов.

Здесь уместно сделать  паузу. Обязательно найдется учащийся, который увидит новую проблему. Учить детей самостоятельно видеть проблему формулировать их, на наш взгляд, одна из важнейших задач учителя.

А как ведут себя в  растворе соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой? Дадим детям  возможность прогнозировать результат  опыта и аргументировать свой прогноз. «Конечно, 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» - решают учащиеся. Не будем их разочаровывать. Добавляем раствор лакмуса в раствор ацетата аммония. Цвет не изменяется – реакция раствора нейтральна. Поэкспериментируем с еще одной солью – сульфидом аммония. И вдруг раствор лакмуса  из фиолетового стал красным. Проблема! Обсуждение идет дольше и оживленнее. Решение: сила и слабость электролита понятия относительные. Сила электролита сероводородной кислоты оказалась больше, чем гидроксида аммония, поэтому реакция раствора сульфида аммония - кислая.

У детей, конечно, возникает  вопрос: как узнать, какой электролит сильнее?

Учитель рассказывает о константах диссоциации кислот и оснований, учит пользоваться справочными данными.

II часть

Взаимодействие  веществ с продуктами гидролиза

Экспериментальная часть

Учитель предлагает учащимся

1) поместить гранулу алюминия в раствор карбоната натрия и нагреть реакционную смесь;

2) поместить гранулу  алюминия в раствор хлорида  железа(III) и нагреть реакционную смесь;

3) поместить в концентрированный  раствор хлорида железа(II) кусочек карбоната кальция;

4) поместить в раствор  сульфата алюминия немного (на кончике шпателя) оксида меди(II), нагреть смесь

Проанализируйте продукты реакции. Объясните происходящие явления.

5) после проведенных  опытов 1-4 учащимся можно предложить  более сложные задания. Учитель говорит: «Вы узнали, что металлы, основные оксиды и нерастворимые соли могут взаимодействовать с растворами средних солей, хотя это на первый взгляд противоречит полученным вами ранее теоретическим представлениям. Подумайте, какую еще необычную для средних солей реакцию можно провести. Проведите ее и объясните наблюдаемые явления».

Учитель предлагает проанализировать все проведенные опыты и сделать  вывод по работе.

Формы проведения II части работы:

- если занятие длится 2 часа, 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, который 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, дополнения. Затем остальные группы исправляют ошибки, вносят дополнения к ответам первой группы. Таким образом, 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 место - трем представителям группы, 2 место - двум, 3 место - одному.

- если занятие длится 1 час, 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. А дальше  - как в предыдущей форме проведения занятия.

Каждый учащийся дома оформляет лабораторный отчет.

Обсуждение  результатов эксперимента:

1) Na₂CO₃ в растворе подвергается гидролизу:

CO₃^2- + H₂O ® HCO₃^- + OH^-

Na₂CO₃ +H₂O ® NaHCO₃ + Na OH (1)

Оксид алюминия, образующий защитную пленку на поверхности алюминия, благодаря своим амфотерным свойствам, взаимодействует со щелочью, полученной по уравнению (1):

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]                                            (2)

Алюминий, лишенный оксидной пленки, взаимодействует с водой:

2 Al + 6 H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂↑ (3)

Гидроксид алюминия, образовавшийся в реакции (3), взаимодействует с гидроксидом натрия, полученным по реакции (2), так как Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид.

Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] (4)

Al(OH)₃ + OH^- → [Al(OH)₄]^-

Поскольку гидроксид-ионы связываются гидроксидом алюминия, равновесие гидролиза смещается влево, идет вторая ступень гидролиза:

HCO₃^- + H₂O → OH^- +H₂CO₃ (H₂O + CO₂↑)

NaHCO₃ + H₂O → NaOH + H₂CO₃ (H₂O + CO₂↑) (5)

В ходе эксперимента наблюдали  выделение газов, которые представляли собой смесь водорода и углекислого газа.

Кроме того, учащиеся наблюдали  выпадение осадка. Если раствор карбоната был не концентрирован и не в избытке, то этот осадок не растворился до конца. Поэтому была возможность проанализировать этот осадок.

Учащиеся предполагают, что осадок Al₂(CO₃)₃. Но при добавлении кислоты к осадку, промытому от раствора Na₂CO₃ , газ не выделился. Предполагаем, что осадок – Al(OH)₃. Гидроксид алюминия – амфотерный, должен взаимодействовать и с кислотами, и с щелочами. Проверяют. И, действительно, Al(OH)₃ растворился и в соляной кислоте и в растворе гидроксида калия:

Al(OH)₃ +3 HCl → AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ +3H⁺ → Al³⁺ + 3H₂O

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄]

Al(OH)₃ + OH^- → [Al(OH)₄]^-

На наш взгляд, не стоит  писать суммарное уравнение реакции  алюминия с карбонатом натрия. Достаточно обсудить процессы, которые идут в изучаемой системе, описанные уравнениями реакций 1-5.

2) Во-первых, алюминий более активный металл, чем железо, поэтому, вероятно, алюминий вытесняет железо из его соли. В осадке можно обнаружить частички железа, например, с помощью магнита. Но, наряду с процессом, описываемым уравнением:

Al + FeCl₃ → AlCl₃ + Fe

было замечено выделение  газа и в осадке наряду с частицами  железа обнаружены бурые частицы другого вещества. Анализ газа (характерный хлопок при поджигании) показал, что этот газ – водород. Логично, предположить, что хлорид железа(III) подвергается гидролизу по катиону:

Fe³⁺ + H₂O ® FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + H₂O ® FeOHCl₂ +HCl (1)

Получившаяся в результате кислота взаимодействует с алюминием и с образующимся железом с выделением водорода:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑ (2)

2Al + 6H⁺→ 2Al³⁺ + 3H₂↑

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑ (3)

Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂↑

Алюминий и железо связывают ионы H⁺, равновесие гидролиза смещается в сторону его продуктов, гидролиз идет по 2-ой и 3-ей ступени:

FeOH²⁺ + H₂O → Fe(OH)₂⁺ +H⁺

FeOHCl₂ + H₂O → Fe(OH)₂Cl + HCl

Fe(OH)₂⁺ + H₂O → Fe(OH)₃↓ + H⁺

Fe(OH)₂Cl + H₂O → Fe(OH)₃↓ + HCl

Следовательно, бурые  частицы осадка – это  гидроксид  железа(III), нерастворимый в воде и щелочах, но растворимый в кислотах, это можно проверить экспериментально:

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ → Fe³⁺ + 3H₂O

В растворе щелочи же осадок не растворяется.

3) Учащиеся знают, что нерастворимые соли не должны взаимодействовать с другими солями. Но наблюдают бурное выделение газа и выпадение бурого осадка. Для выяснения, какой это газ, вносят горящую лучину, она гаснет. Следовательно, выделяющийся газ – CO₂. Анализ осадка проводят аналогично опыту №2. Итак, при взаимодействии FeCl₃ c CaCO₃ образовался углекислый газ и гидроксид железа(III). Учащиеся объясняют: образовавшаяся кислота при гидролизе FeCl₃ реагирует с CaCO₃:

Fe Cl₃ + H₂O ® FeOHCl₂ + HCl

Fe³⁺ +H₂O ® FeOH²⁺ + H⁺

2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

2H⁺ + CaCO₃ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂↑

 Так как ионы H⁺ реагируют с CaCO₃, то гидролиз FeCl₃ идет по второй и третьей ступени:

FeOH²⁺ + H₂O ® Fe(OH)₂⁺ + H⁺