Презентация на тему "Гидролиз неорганических веществ"

Презентация: Гидролиз неорганических веществ
1 из 17
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Комментарии

Нет комментариев для данной презентации

Помогите другим пользователям — будьте первым, кто поделится своим мнением об этой презентации.


Добавить свой комментарий

Аннотация к презентации

Смотреть презентацию онлайн на тему "Гидролиз неорганических веществ" по химии. Презентация состоит из 17 слайдов. Материал добавлен в 2016 году.. Возможность скчачать презентацию powerpoint бесплатно и без регистрации. Размер файла 0.37 Мб.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    17
  • Слова
    химия
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Презентация: Гидролиз неорганических веществ
    Слайд 1

    Презентация к уроку химии по теме «Гидролиз неорганических веществ - солей».11 класс. УМК Габриеляна О.С. Базовый уровень

    МБОУ « Дрезненская средняя общеобразовательная школа №1» Коцкая Елена Ивановна, учитель химии 5klass.net

  • Слайд 2

    Тест по теме: « Теория электролитической диссоциации».

    Ответы:

  • Слайд 3

    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. Гидролиз солей

  • Слайд 4

    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

  • Слайд 5

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

  • Слайд 6

    Алгоритм составления гидролиза солей Дана соль AlCl3 – образована слабым основанием и сильной кислотой.

  • Слайд 7

    Гидролиз соли Na2CO3, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

  • Слайд 8

    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 КдNН4ОН= 6,3 ∙ 10-5 В данном случае реакция среды будет слабощелочная, т.к КдNН4ОН несколько больше Кд СН3СООН.

  • Слайд 9

    Полному и необратимому гидролизу в водном растворе подвергаются некоторые бинарные соединения.

  • Слайд 10

    Гидролиз карбидов: CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2+C2 H2↑ Карбид ацетилен кальция Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4↑ Карбид метан алюминия Гидролиз

  • Слайд 11

    Гидролиз галогенидов: SiCl4 + 3H2O = H2SiO4↓+ 4HСl хлорид кремниевая кремния (+4) кислота Гидролиз фосфидов: Са3P2 + 6H2O = 3Са(OH)2 + 2PH3↑ фосфид фосфин кальция Гидролиз

  • Слайд 12

    Для обратимого гидролиза условия смещения равновесия определяются принципом Ле Шателье. Условия усиления и ослабления гидролиза:

  • Слайд 13

    Разбор примера ( задание частиВ) Как скажется на состоянии химического равновесия в системе Zn2+ + H2O↔  ZnOH+ + H+ – Q1) добавление H2SO42) добавление KOH3) 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 14

    Значение гидролиза солей природе, народном хозяйстве, повседневной жизни (Рассказ учителя с использованием презентации).

  • Слайд 15

    Ответы к заданиям самостоятельной работы Правильные ответы :

  • Слайд 16

    Рефлексивная таблица

    1.Тема нашего сегодняшнего урока … 2. Передо мной на уроке стояла цель … 3. Сегодня я узнал … 4. Было интересно … 5. Было сложно… 6.Я понял, что … 7. Теперь я могу … 8. Я научился … 9. Я работал на уроке… 10.Выводы урока таковы …

  • Слайд 17

    Успехов в изучении химии !

Посмотреть все слайды

Сообщить об ошибке