На ряду с этим, по валентности можно составить формулу вещества. Например, в оксиде фосфора валентность фосфора равна трем, а кислорода двум

8. На ряду с этим, по валентности можно составить формулу вещества. Например, в оксиде фосфора валентность фосфора равна трем, а кислорода двум.

III II

P O

Находим наименьшее общее кратное – число, которое делиться на 3 и 2 – число 6. Это число (6) делим на соответствующие элементам значения валентностей и получаем соответствующие элементам индексы:

для фосфора 6:3 = 2;

для кислорода 6:2 = 3

и составляем формулу вещества: P₂O₃ .

Приведем примеры задач на расчет по формуле:

№1. Соединение некоторого элемента имеет формулу Э₃О₄ , а массовая доля элемента в нем 72,4%. Установите элемент [6].

Методика решения:

Дано: 1. Выразим массовую долю элемента:

Э₃О₄  n(Э) × Ar(Э)

W(Э)= 72,4%, W(Э) = ¾¾¾¾¾¾ ;

или 0,724 Mr(Э₃О₄)

Э - ? 2. Примем Ar(Э) = X, тогда

Mr(Э₃О₄) = 3X + 4×16 = 3X + 64 .

3. Подставим принятые обозначения в формулу

3× X

0,724 = ¾¾¾¾ ; находим Х

3×X + 64

2,172 × Х + 46,34 = 3 × Х ; 0,828 × X = 46,34 ; X= 56.

Следовательно, Ar(Э) = 56; Элемент – железо.

№2. В результате обжига на воздухе 8,0 г сульфида молибдена было получено 7,2 г оксида молибдена (VI). Установите формулу исходного сульфида молибдена [7].

Методика решения:

Дано: 1. По закону сохранения массы веществ

m(Mo_xS_у) = 8,0 г m(Mo) до реакции = m(Mo) после реакции след-но

m(MoO₃) = 7,2 г n(Mo) до реакции = n(Mo) после реакции

Mo_xS_у - ? 2. Определим количество вещества оксида

молибдена (VI)

m 7,2 г

n(MoO₃) = ¾¾ = ¾¾¾¾¾ = 0,05 моль

M 144 г/моль

3. Определим количество вещества и массу молибдена

n(Mo) = n(MoO₃) = 0,05 моль; m(Mo) = 0,05 × 96 = 4,8 г

4. Найдем массу серы и количество вещества серы

m 3,2

m(S) = m(Mo_xS_у) – m(Mo) = 8,0 – 4,8 = 3,2 г; n(S) = ¾¾ = ¾¾ = 0,10 моль

M 32

5. Найдем отношение количеств веществ молибдена и серы

n(Mo) : n(S) = 0,05:0,10 = 1:2

Следовательно, формула сульфида молибдена: MoS₂

№3. Определить массу водорода в (г), содержащегося в 3,01 × 10²⁴ молекул метана [8].

Методика решения:

Дано: Для решения задачи необходимо последовательно

СH₄ использовать следующие формулы:

N(СH₄) = 3,01 × 10²⁴ N m

n = ¾¾ и n = ¾¾ ;

 m(H) - ? N_A M

1.   Находим количество вещества метана и водорода:

N(СH₄)

n(СH₄) = ¾¾¾¾¾¾¾ ; где N_A – постоянная Авогадро, равная 6,02 × 10²³

N_A структурных единиц.

3,01 × 10²⁴

n(СH₄) = ¾¾¾¾¾¾ = 5 моль

6,02 × 10²³

 

n(H) = 4n (СH₄) = 4 × 5 = 20 моль атомов водорода

2.   Определим массу водорода в (г):

m(H) = n(H) × M(H) = 20 × 1 = 20 г.

№4. Какова молекулярная формула углеводорода, содержащего 82,5% углерода. Плотность паров по воздуху составляет 2 [9].

Методика решения:

Дано: 1. По относительной плотности паров по воздуху

W(C) = 82,5% расчитаем относительную молекулярную массу

Dвозд = 2 углеводорода С_хН_у

Mr(С_хН_у)

С_хН_у - ? Dвозд = ¾¾¾¾¾ ; Mr(возд) = 29

Mr(возд)

Mr(С_хН_у) = 29 × 2 = 58 .

2.   Используя формулу расчета массовой доли элемента, определим число атомов углерода:

n(C) × Ar(C) X × 12

W(C) = ¾¾¾¾¾¾ ; n(C) = X ; 0,825 = ¾¾¾ ; X = 4; n(C) = 4

 Mr(С_хН_у) 58

3.   Определим массовую долю элемента водорода и число его атомов:

W(H) = 100% - W(C) = 100 – 82,5 = 17,5%

n(H) × Ar(H) Y × 1

W(H) = ¾¾¾¾¾¾ ; n(H) = Y ; 0,175 = ¾¾¾ ; Y = 10; n(H) = 10

Mr(С_хН_у) 58

Следовательно, формула углеводорода: С₄H₁₀ - бутан.

№5. Установите формулу кристаллогидрата MnCl₂, если известно, что при его обезвоживании массовая доля сухого остатка составила 63,63% от массы кристаллогидрата [10].

Методика решения:

Дано: 1. Процесс обезвоживания кристаллогидрата

MnCl₂ × Х H₂O можно выразить следующей схемой:

W(MnCl₂) = 63,63% t°

MnCl₂ × Х H₂O ® MnCl₂ + Х H₂O

MnCl₂ × Х H₂O - ?

Сухой остаток составит безводная соль MnCl₂ , массовая доля которого 63,63%.

2.   Выразим величину массовой доли сухого остатка:

Mr(MnCl₂)

W(MnCl₂) = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾ ;

Mr(MnCl₂ × Х H₂O)

3.   Рассчитаем относительные молекулярные массы безводной и водной солей:

Mr(MnCl₂) = 55 + 2 × 35,5 = 126

Mr(MnCl₂ × Х H₂O) = 126 + 18X

4.   Подставим, найденные величины в формулу массовой доли и определим значение Х:

126

0,6363 = ¾¾¾¾¾ ; 80,17 + 11,45 X = 126; 11,45 X = 45,83; X = 4 .

126 + 18 Х

Следовательно, формула кристаллогидрата: MnCl₂ × 4H₂O

№6. Массовая доля серебра в соли предельной одноосновной органической кислоты составляет 70,59%. Написать молекулярную формулу кислоты, если известно, что она состоит из углерода, водорода и кислорода [11].

Методика решения:

Дано: Общая формула соли предельной одноосновной орга-

W(Ag) = 70,59% нической кислоты имеет следующий вид:

 

C _n H_2n+1 COOH - ? C _n H_2n+1 COOAg

1.   Выразим массовую долю серебра в общем виде:

n(Ag) × Ar(Ag)

W(Ag) = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ ;

Mr(C _n H_2n+1 COOAg)

2.   По формуле рассчитаем относительную молекулярную массу соли:

Mr(C _n H_2n+1 COOAg) = 12n + 2n + 1 +12 + 2 × 16 + 108 = 14n + 153 .

3.   Сведем данные в формулу массовой доли:

1 × 108

0,7059 = ¾¾¾¾¾ ; 9,88n + 108 = 108; n=0

14n + 153

Следовательно: 14n – превращается в 0 и форму соли HCOOAg, а формула кислоты HCOOH .

Часть 2. Место эксперимента и его роль в развитии мышления

школьников.

 

Одним из важнейших словесно – наглядных и словесно – наглядно – практических методов обучения является химический эксперимент. Он играет особую роль в обучении химии. Химический эксперимент знакомит учащихся не только с самими явлениями, но и методами химической науки. Он помогает вызвать интерес к предмету, научить наблюдать процессы, освоить приемы работы, сформировать практические навыки и умения.

Следует отметить, что проблема химического эксперимента в методике обстоятельно исследована. Большой вклад в нее внесли такие ученые как В.Н. Верховский, В.В. Фельдт, К.Я. Парменов, В.В. Левченко, В.С. Полосин, Д.М. Кирюшкин, Л.А. Цветков и другие.

К.Я. Парменов[13] не только уделял внимание технике эксперимента, но и методике его включения в учебный процесс. Он отмечал, что при провидении

демонстрационного эксперимента необходимо подготовить учащихся к наблюдению опыта и умело руководить этими наблюдениями. Особенно детально разработана эта проблема В.С. Полосиным [14,15]. Он исследовал эффективность различных способов приложения химического эксперимента, разработал методику комплексного использования химического эксперимента в сочетании с другими средствами обучения.

Химический эксперимент можно разделить на два вида: демонстрационный и ученический. Демонстрационный эксперимент относится к словесно – наглядным методам обучения.

Демонстрационным называют эксперимент, который проводится в классе учителем, лаборантом или иногда одним из учащихся [16].

Демонстрационный эксперимент, проводится в соответствии с государственной программой по химии для средней школы, по каждой конкретной изучаемой теме курса.

Демонстрационный эксперимент дает возможность учителю формировать интерес к предмету у школьников, научить их выполнять определенные операции с веществом; приемам лабораторной техники.

К требованиям, предъявляемым к демонстрационному эксперименту, следует отнести:

-     Наглядность. Эксперимент следует проводить в цилиндрах, стаканах, чтобы химическое явление можно было наблюдать с любой точки класса. Стол преподавателя не должен быть загроможден лишними предметами, чтобы были видны руки учителя. Можно использовать подъемный столик или кодоскоп.

-     Простота. Прибор, в котором демонстрируют эксперимент, не должен содержать лишних деталей и нагромождений, чтобы внимание обучаемых не отвлекалось от химического процесса. Не следует увлекаться эффектными опытами, так как менее эффектные опыты не будут пользоваться вниманием.

-     Безопасность эксперимента. Учитель несет ответственность за безопасность учащихся, поэтому в кабинете должны находиться средства пожарной безопасности, вытяжной шкаф для проведения работ с вредными и пахучими веществами, средства для оказания первой помощи . реактивы для проведения опытов должны быть проверены заранее; посуда для эксперимента – чистой. При проведении опасных опытов следует использовать защитный экран.

-     Надежность. Опыт всегда должен удаваться, и с этой целью техника эксперимента перед его проведением должна быть тщательно отработана, все операции должны быть четкими, уверенными; недопустима неряшливость в оформлении опыта. Учитель должен следить за своим внешним видом и поведением. В случае неудачи, необходимо выяснить ее причину, и опыт на следующем уроке повторить.

-     Необходимость объяснения эксперимента. Любой опыт должен сопровождаться словом учителя. Возникающие паузы можно использовать для организации диалога со школьниками, выяснения условий проведения эксперимента и признаков химических реакций.

( условия – это то, что необходимо для того, чтобы реакция началась и протекала;

признаки – это то, по чему судят о том, что реакция протекает или уже закончилась ).

Следует помнить, что опыт – это метод исследования, поэтому лучше провести меньшее их количество, но каждый опыт должен быть объяснен.

Методика демонстрации опытов:

1.   Необходима постановка цели опыта – для чего проводится опыт, что необходимо понять в результате наблюдений за экспериментом.

2.   Следует описать прибор, в котором проводится опыт; условий, в которых он проводится; дать характеристику реактивам.

3.   Организовать наблюдения за опытом учащихся для выявления признаков реакции и проведения анализа.

4.   Помочь школьникам сделать соответствующие выводы и теоретическое обоснование.

Как любой учебный процесс, демонстрационный эксперимент решает три задачи: образовательную, воспитательную, развивающую, суть которых состоит в следующем:

Образовательная цель – получить информацию о протекании химической реакции, свойствах веществ и методах химической науки;

Воспитательная – сформировать убеждение, что опыт – инструмент познания, что мир познаваем.

Развивающая – развитие наблюдательности, умение анализировать явления, факты; делать обобщения и выводы.

В основе словесно – наглядно – практического метода лежит практическая деятельность учащихся, которая не может осуществляться без руководящего слова учителя и без использования элементов наглядности. Главный путь этого метода – самостоятельная работа школьников. Ее формы: коллективная, групповая и индивидуальная. Виды самостоятельной работы: ученический эксперимент, решение химических задач и упражнений, работа с литературой; выполнение творческих заданий; письменные работы контрольного характера и т.д..

Самостоятельная работа – это наиболее важный путь освоения учащимися новых знаний, умений и навыков в освоении методов химической науки.

Образовательная цель самостоятельной работы – освоение методов химической науки, экспериментальными умениями; умениями работать с учебником, литературой; производить расчеты; пользоваться химическим языком.

Воспитательная цель - формирование черт личности школьника, трудолюбия, настойчивости, товарищеской взаимопомощи.

Развивающая цель – развитие самостоятельности, интеллектуальных умений, умение анализировать явления и делать выводы.

Самостоятельная работа может быть источником знаний, способом их проверки, совершенствования и закрепления знаний, умений и навыков. Этот вид деятельности учащихся формируется под контролем учителя.

Как показано выше, ученический эксперимент – вид самостоятельной деятельности учащихся, запланированный в государственной программе по химии. Это способ проверки истинности, приобретенных знаний; способствующий более глубокому пониманию материала, усвоению знаний. Ученический эксперимент можно подразделить на лабораторные опыты и практические работы.

Лабораторные опыты проводятся школьниками во время объяснения учителем нового материала. Для этого ученические столы оснащаются необходимым оборудованием и реактивами. Учитель руководит выполнением эксперимента, оформлением отчета. Лабораторный опыт – источник знания, к нему предварительно школьники не готовятся. В тетрадях делается соответствующие записи.

Практические работы проводятся после изучения определенной темы или раздела. Это уроки контролирующие знания, умения и навыки. К ним готовятся заранее по инструкции, изложенной в учебнике. Перед допуском к выполнению практической работы учитель проводит инструктаж по технике безопасности и выполнению работы. Объясняются наиболее сложные моменты в работе. Работа выполняется в течении 45 минут, оценки выставляются каждому ученику. Отчет оформляется в специальных тетрадях, после проверки, проводится анализ.

Ученический эксперимент должен удовлетворять следующим требованиям [4 с.102-109]:

1.   Учащиеся должны понимать суть опыта и знать последовательность выполнения отдельных операций по инструкции.

2.   Соблюдать дозировку реактивов и правила работы с ними.

3.   Уметь собирать приборы по рисунку и правильно работать с ними.

4.   Неукоснительно выполнять правила техники безопасности при обращении с оборудованием, приборами и реактивами.

5.   Четко оформлять отчет о проведенной экспериментальной работе.

Выполняя химические работы, самостоятельно, или наблюдая за их демонстрационной постановкой ученики узнают о природе вещества, устанавливают взаимосвязи между ее строением и свойствами.

В настоящее время, совершенствование школьного химического эксперимента, в основном, заключается в модернизации приборов, аппаратов, создания оборудования для работы с малыми количествами и, к сожалению, в меньшей степени оно нацелено на разработку принципиально новых химических опытов, которые дали бы возможность применять на уроках проблемные и исследовательские формы организации учебной деятельности школьников.

Известно, что положительные результаты в развитии творческих способностей школьников возможны при систематическом применении в обучении проблемного и исследовательского подходов. Однако методически это трудная задача, решать которую необходимо.

Детальная разработка методики проведения проблемного эксперимента поможет учителю в организации мыслительной деятельности учащихся.

Широко используемый объяснительно – иллюстративный метод обучения, не дает возможности учителю добиться прочного усвоения учениками знаний и умений. Проникающее в современную школу развивающее обучение, направлено на создание учителем проблемных ситуаций и самостоятельное овладение учениками новыми знаниями, поэтому меняется и роль учителя. Если раньше он выполнял в основном роль информатора знаний, то в настоящее время он должен управлять процессом обучения.

В проблемном обучении (развивающем обучении) все учащиеся включаются в процесс решения проблем. Проблемные ситуации должны организовываться систематически, что способствует развитию логического мышления учащихся, их творческих способностей, интересам к учению.

Классификация проблемных ситуаций приводится в книге Малафеева Р.И. [17]:

-     неожиданность

-     конфликт

-     предположение

-     опровержение

-     несоответствия

-     неопределенности.

Все эти ситуации, на наш взгляд, можно выразить как возникшие у

школьников противоречия, с имеющимися знаниями, которые следует разрешать выдвижением гипотезы и ее решением.

Выполняя проблемные задания, ученик должен активно и непосредственно участвовать в поиске и приобретении новых знаний и овладением новыми способами деятельности.

Рассмотрим возможности проблемного метода обучения на примере темы «Гидролиз», изучаемая в разделе «Теория электролитической диссоциации», курса химии 9-го класса.

Проблемный урок по теме «Гидролиз солей».

 

Цели урока:

 

Образовательная: Закрепить у школьников знания теории электролитической диссоциации, умение разделять вещества н а электролиты и не электролиты, определять характер среды по окраске индикатора. Сформировать знания о гидролизе, как особом свойстве солей. Доказать влияние состава соли на направление реакции, и привести учащихся к выводу о смещении равновесия диссоциации молекул воды, за счет связывания одного из ее ионов ионами соли. Сформировать умение по составу соли (ее природе) прогнозировать реакцию среды.

Воспитательная: Через проблемный метод обучения раскрыть перед учениками научный путь познания через доказательство гипотезы, способствовать переходу знаний в убеждения. Посредством эксперимента привить навыки трудолюбия, бережного отношения к реактивам, к природе, эстетические качества.

Развивающая: На примере свойств солей, различной природы, их отношение к воде, продолжить развитие умений наблюдать, сравнивать изучаемые явления, выявлять причинно – следственные связи, делать соответствующие выводы.

Тип урока:

 

По дидактической цели – формирование новых знаний.

По способу организации – проблемный.

Методы обучения:

Основной – проблемный.

Частные методы и методические приемы:

-     преподавание; фронтальная беседа, воспроизводящая беседа с использованием демонстрационного эксперимента.

-     Учения; эвристическая беседа, лабораторные опыты.

Средства наглядности: таблица растворимости.

Оборудование для эксперимента: штатив с пробирками, растворы лакмуса и фенолфталеина, растворы солей; хлорида натрия, карбоната натрия, хлорида аммония, ацетата аммония.

Литература:

1.   Программа по химии для средней школы. М. Из-во «Дрофа». 1999. с.34

2.   Ф.Г. Фельдман, Г.Е. Рудзитис. Химия. 9-й класс. М. Просвещение. 1999.с.18-20

3.   Н.С. Ахметов. Актуальные вопросы курса неорганической химии. М. Просвещение. 1991.с.176-180

Межпредметные связи:

Физика – заряд ионов.

Биология – процесс гидролиза в организме человека; использование гидролиза при внесении удобрений в почву.

Внутрипредметные связи:

Теория строения вещества, теория электролитической диссоциации, свойства кислот и оснований, их действие на индикаторы, понятия электролит, не электролит.

Структурные элементы урока:

1.   Восстановление опорных знаний.

 

Деятельность учителя (время 5 минут) Фронтальная беседа: 1. Дайте определение электролитической диссоциации.	Деятельность ученика Ученик А. Электролитической диссоциацией называется распад электролита на ионы при растворении в воде или рас плавлении.
2.   Какие вещества называются электролитами? 3.   Дайте определение не электролитам.	Ученик Б. Электролиты – вещества, обладающие ионной проводимостью. Не электролиты – это вещества, не обладающие ионной проводимостью.
4.   Приведите примеры: -     Электролитов -     Не элекролитов	Ученик В. -     соли: NaCl; K2SO4; Al(NaO3)3 и т.д. кислоты: НСl; H2SO4; HNO3; HJ. щелочи: NaOH; LiOH; Ba(OH)2 -     органические вещества, концентрированные NH4OH, уксусная кислота (ледяная), кристаллические соли, сахар кристаллический и раствор сахара и т.д.
5.   Перечислите, в каких случаях реакции между растворами – электролитами идут до конца.	Ученик Г. Реакции между электролитами идут до конца если: 1.   Выпадает осадок. 2.   Выделяется газ. 3.   Образуются молекулы воды или какого либо другого слабого электролита.

 

2.   Формирование знаний, умений, навыков.

 

Деятельность учителя	Деятельность ученика
(время 25 минут) Запишите тему урока: «Гидролиз солей» Вспомните, какую окраску будут иметь индикаторы в дистиллированной воде: -     лакмус -     фенолфталеин проводим эксперимент, доказывающий рассуждения учеников. Как изменится окраска этих индикаторов, если к их водному раствору прилить раствор кислоты (проводим эксперимент). Почему окраска индикаторов изменилась? ПРАВИЛЬНО.	Ученик А. Лакмус – фиолетовую, Фенолфталеин – бесцветную. Ученик Б. Окраска лакмуса станет красной, а фенолфталеин останется бесцветным. В дистиллированной воде концентрация ионов Н+  и ОН- одинакова и среда поэтому нейтральна. Если прилить раствор кислоты, создается избыток катионов водорода Н+, которые определяют кислую среду, и окраска индикатора поэтому изменяется.
В две пробирки нальем дистиллированную воду и добавим: -     в первую пробирку лакмус, -     во вторую фенолфталеин. Среда нейтральная. Затем в обе пробирки добавим раствор щелочи NaOH. Какие изменения мы наблюдаем? Дайте объяснения. ПРАВИЛЬНО.	Ученик В. Лакмус изменил окраску с фиолетовой на синюю, а фенолфталеин на малиновую. При добавлении к дистиллированной воде щелочи, в растворе создается избыток ионов ОН-, определяющих щелочную среду и окраска индикатора изменяется.
Итак, какой можно сделать вывод на основании проведенного эксперимента: 1.   В нейтральной среде концентрация ионов Н+  и ОН- одинакова, поэтому лакмус имеет фиолетовую окраску, а фенолфталеин – бесцветную. 2.   В кислой среде имеется избыток ионов Н+, поэтому лакмус приобретает красную окраску, а фенолфталеин остается бесцветным. 3.   В щелочной среде имеется избыток гидроксид ионов ОН-, поэтому лакмус изменяет окраску на синюю, а фенолфталеин становится малиновым.
Нальем в две пробирки раствор хлорида натрия. Как вы думаете какую окраску будут иметь лакмус и фенолфталеин в растворе этой соли? Почему? ПРАВИЛЬНО. Ваши рассуждения подтвердим экспериментом. Прильем к раствору соли в первую пробирку раствор лакмуса, во вторую раствор фенолфталеина. Действительно среда в обеих пробирках нейтральная. Нальем в две пробирки раствор карбоната натрия. Как вы думаете, будет ли изменяться окраска индикаторов в растворе этой соли? Проделаем эксперимент. Вы видите, что в первой пробирке лакмус изменил окраску на синюю, а во второй фенолфталеина на малиновую. (У школьников возникло противоречие с имеющимися знаниями – учителем создана проблемная ситуация, которую следует решить.) Следовательно, раствор Na2CO3 имеет щелочную среду. Кто может дать объяснение этому факту? Это правильно. Но попробуйте объяснить появление избытка ионов ОН- в растворе соли. Затрудняетесь? Давайте вспомним, из чего состоит раствор? Что в данном случае является растворителем и растворенным веществом? Подумайте еще раз, как объяснить избыток гидроксид ионов в растворе Na2CO3 ? Проводим опыт: наливаем в две пробирки воду и испытываем ее индикатором. Изменилась ли окраска индикатора? Правильно, т.е. концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов находится в равновесном состоянии. Напишите уравнение диссоциации воды. Ребята, процесс диссоциации воды – равновесный процесс, поэтому это равновесие можно сдвигать в ту или иную сторону. Для сдвига равновесия требуются определенные условия. Как вы думаете, в нашем примере, что может оказать влияние на сдвиг равновесия диссоциации воды? Выдвижение гипотезы и ее доказательство. Итак, нам необходимо выяснить, почему изменилась окраска индикаторов в растворе карбоната натрия. Напишите уравнение диссоциации соли Na2CO3. Выясним природу соли. Правильно. Как вы думаете, какие частицы соли могут связывать частицы воды и смещать равновесие ее диссоциации? Напишем схему реакции: CO32 + НОН ® НCO3 + ОН Среда щелочная Это краткое ионное уравнение выражает сущность процесса реакции соли с водой. Запишите уравнение в молекулярном виде. Проверим наше рассуждение на другом примере. В две пробирки нальем раствор хлорида аммония и прильем к ним: -     лакмус -     фенолфталеин Какие признаки реакции мы наблюдаем? Какой можно сделать вывод из этого опыта? Напишите уравнение диссоциации соли NH4Cl, определите природу соли. Какие частицы, на ваш взгляд, могут смещать равновесие диссоциации воды? Напишите уравнение реакции: NH4+ + НОН ® NH4OH + Н+ среда кислая Наши рассуждения совпадают с результатами опытов, следовательно, выдвинутая вами гипотеза, что частицы соли, связывая частицы воды, смещают равновесие диссоциации воды и в результате этого накапливаются ионы, определяющие среду. Запишите уравнение реакции в молекулярном виде. В две пробирки нальем раствор соли CH3COONH4 – ацетат аммония, и прильем в первую – лакмус, а во вторую – фенолфталеин. Какие изменения мы наблюдаем? Напишем уравнение диссоциации соли: CH3COONH4 « NH4+ + CH3COO Какова природа соли? Давайте выясним, почему индикаторы показали нейтральную среду. Напишем уравнения реакций: NH4+ + НОН « NH4OH + Н+ Слабый электролит CH3COO + НОН « CH3COOН + ОН Слабый электролит Или в общем виде: NH4++CH3COO+НОН « NH4OH+CH3COOН Среда нейтральная В молекулярном виде: CH3COONH4 + НОН « CH3COOН + NH4OH Вернемся с вами к первому опыту с раствором NaCl, и подумаем, почему и в этом растворе среда нейтральная? Напишите уравнение диссоциации соли: И воды: На основании приведенной записи, какой можно сделать вывод? Итак, какой общий вывод можно сделать? Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Na+ + Cl + НОН « Na+ + ОН + Н+ + Cl Равновесие реакции смещено в сторону слабого электролита – Н2О, следовательно возможна обратная реакция нейтрализации, а прямая реакция не идет. NaOH « Na+ + ОН HCl « Н+ + Cl Реакция в этом случае не идет. Правильно. Сегодня мы с вами познакомились с особыми свойствами солей, которое называется гидролизом. Запишите в тетрадь определение:	Ученик Г. Лакмус – фиолетовую, Фенолфталеин- бесцветную. При диссоциации соли NaCl « Na+ + Cl- ионов Н+  и ОН-, определяющих среду, не образуется, поэтому среда должна быть нейтральной. Нет Да (правильного объяснения дать не могут) Это может произойти, если в растворе в избытке появляются ионы ОН-. Раствор включает в себя растворитель и растворенное вещество.   Растворитель - вода, а растворенное вещество – соль. Вода, диссоциируя, дает протоны водорода и гидроксид ионы. Нет, так как концентрации ионов Н+  и ОН-, одинаковы. НОН « Н+  + ОН-     Наличие соли.   Na2CO3 « 2Na+ + CO32 Cсоль образована сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3). Ионы Na+  не могут связывать частицы ОН- , так как NaOH сильный электролит и может существовать в растворе лишь в виде ионов. Карбонат-ионы связывают Н+ с образованием мало диссоциирующего гидрокарбонат-иона НCO3. При этом в растворе в избытке накапливаются ионы ОН , определяющие щелочную среду. Na2CO3 + НОН ® NaHCO3 + NaOH Раствор лакмуса изменил окраску на красную, а фенолфталеин остался бесцветным. Раствор хлорида аммония имеет кислую среду. NH4Cl « NH4+ + Cl Соль образована слабым основанием (NH4OH) и сильной кислотой (HCl). Ионы хлора Cl не могут сместить равновесие диссоциации воды, т.к. HCl сильный электролит и существует только в виде ионов. NH4+ ионы, свяжут гидроксид-ионы в слабый электролит NH4OH, и в свободном виде будут находиться катионы водорода, которые и определяют кислую среду. NH4Cl + НОН ® NH4OH + HCl Окраска индикаторов не изменилась. Соль образована слабым основанием (NH4OH) и слабой кислотой (CH3COOН). Очевидно частицы соли NH4+ свяжут ионы воды ОН, а частицы CH3COO свяжут Н+, поэтому частиц, определяющих среду, в свободном виде не будет и среда будет нейтральная. Концентрация ионов Н+ и ОН находятся в равновесии и среда будет нейтральная. NaCl « Na+ + Cl HOH « Н+ + ОН NaCl – соль, образованная сильным основанием (NaOH) и сильной кислотой (HCl). Если предположить, что ионы Na+ свяжут ионы ОН, то образуется сильный электролит NaOH, который существует в виде ионов Na+ и ОН, а HCl так же сильный электролит, диссоциирующий на ионы Н+ и Cl. Ионы, определяющие среду Н+ и ОН, находятся в растворе в равных количествах, и среда будет нейтральной. Соли могут реагировать с водой, связывая частицы воды. В зависимости от природы соли, среда может быть нейтральная, щелочная или кислая.
Гидролиз – реакция обмена между солью и водой, в результате которой наблюдается сдвиг равновесия диссоциации молекул воды, приводящий к –накоплению в растворе избытка ионов водорода или гидроксид ионов, меняющих реакцию среды.
Вспомните, какой характер имеет среда при гидролизе: 1)   Соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой? 2)   Соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой? 3)   Соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой? 4)   Что можно сказать о взаимодействии с водой солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой? Ответ правильный.	Среда щелочная. Среда кислая. Среда нейтральная, или близкая к ней. Гидролиз идет полностью до конца. В этом случае реакция не идет, т.е. эти соли гидролизу не подвергаются.