Презентация на тему Гидролиз неорганических веществ

Слайд 1 «Гидролиз неорганических веществ - солей»
МБОУ « Дрезненская средняя общеобразовательная школа

№1»

---

Слайд 2 Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов

соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит.
Любая соль – это продукт взаимодействия основания с кислотой. В зависимости от силы основания и кислоты выделяют 4 типа солей.

---

Слайд 3 Гидролизу не подвергается нерастворимые соли и соли, образованные сильным основанием

(щёлочи) и сильной кислотой (HCl, HClO4, HNO3, H2SO4 ), среда раствора нейтральная, рН=7.

Гидролизу подвергается:
1) соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (HClO, HNO2, H2S, H2SiO3, H2CO3 включая органические кислоты), гидролиз по аниону, среда щелочная, рН>7.

2) соль, образованная слабым основанием (NH3∙H2O, органические амины, нерастворимые гидроксиды металлов) и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда раствора кислая, рН<7.

3) соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, гидролиз по катиону и аниону. Реакция среды определяется сравнением Кд слабых электролитов. Среда определяется большим значением Кд , но близка к нейтральной.

---

Слайд 4
Лабораторная работа
«Определение реакции среды растворов солей универсальным индикатором».

---

Слайд 5
Алгоритм составления гидролиза солей
Дана соль AlCl3 – образована слабым

основанием и сильной кислотой.

---

Слайд 6 Гидролиз соли Na2CO3, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

---

Слайд 7
Гидролиз соли СН3 СООNН4, образованной слабым основанием и слабой кислотой
В

случае гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, образуются конечные продукты – слабое основание и слабая кислота – малодиссоциирующие вещества. Гидролиз необратимый.
СН3 СООNН4 + НОН = СН3СООН + NН4ОН
Среда определяется сравнением Кд слабых электролитов, а именно большим значением Кд.
Кд СН3СООН = 1,75 ∙ 10-5 Кд NН4ОН = 6,3 ∙ 10-5
В данном случае реакция среды будет слабощелочная, т.к Кд NН4ОН
несколько больше Кд СН3СООН.

---

Слайд 8 Полному и необратимому гидролизу в водном растворе подвергаются некоторые бинарные

соединения.

---

Слайд 9 Гидролиз карбидов:
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 +

C2 H2↑
Карбид ацетилен
кальция

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4↑
Карбид метан
алюминия

---

Слайд 10 Гидролиз галогенидов:
SiCl4 + 3H2O = H2SiO4↓ + 4HСl
хлорид

кремниевая
кремния (+4) кислота

Гидролиз фосфидов:
Са3P2 + 6H2O = 3Са(OH)2 + 2PH3↑
фосфид фосфин
кальция

---

Слайд 11
Для обратимого гидролиза условия смещения равновесия определяются принципом Ле Шателье.

Условия усиления и ослабления гидролиза:

---

Слайд 12 Разбор примера ( задание частиВ)
Как скажется на состоянии химического равновесия

в системе
Zn2+ + H2O↔  ZnOH+ + H+ – Q 1) добавление H2SO4 2) добавление KOH 3) нагревание раствора

1) добавление H2SO4: H2SO4 =2H+ + SO42– ;  повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе влево.

2) добавление KOH: KOH= K+ + OH– ; H+ + OH– =H2O;  гидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду. Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе вправо

3) нагревание раствора. По принципу Ле Шателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, т.е. – вправо.

---

Слайд 13 Значение гидролиза солей природе, народном хозяйстве, повседневной жизни
(Рассказ учителя

с использованием презентации).

---

Слайд 14 Успехов в изучении химии !

---