Презентация на тему "Гидролиз солей"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Гидролиз солей

  Составила: Рудчинкова Л.Ю., учитель химии и биологии МОУ «СОШ им. М.М. Рудченко с. Перелюб Перелюбского района Саратовской области»

• 
  Слайд 2
  

  • Гидролиз – это реакция обменного разложения веществ водой.
• 
  Слайд 3

  Гидролиз органических веществ

  • 1. Гидролиз галогеналканов.
    • С2Н5Сl + Н2О →С2Н5ОН + НСl
  • 2. Гидролиз сложных эфиров.
    • СН3-СОО-С2Н5+ Н2О → СН3-СООН +С2Н5ОН
  • 3. Гидролиз дисахаридов.
    • С12Н22О11 + Н2О →С6Н12О6 + С6Н12О6
  • 4. Гидролиз полисахаридов.
    • (С6Н10О5)n + nН2О →nС6Н12О6
• 
  Слайд 4

  Гидролиз неорганических веществ

  Гидролизу подвергаются растворы солей. Следовательно, водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред:

  • Кислотную (рН<7).
  • Щелочную (рН>7).
  • Нейтральную (рН=7).
• 
  Слайд 5

  Классификация солей

  Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой.

  В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей:

  • 1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (КСN, NaCH3COO).
  • 2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (СuCl2, FeSO4, Mn(NO3)2.
• 
  Слайд 6
  

  3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием

  • (NH4CN,Cu(CH3COO)2).

  4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием

  • (NaCl, K2SO4, BaI2).
• 
  Слайд 7

  Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

  • NaCN +Н2О↔NaOH + HCN
  • NaCN ↔Na+ + CN‾
  • Н2О↔ OH ‾ + H+
  • Полное ионное уравнение гидролиза:
  • Na+ + CN¯+Н2О↔Na+ + OH¯ + HCN
  • Сокращённое уравнение гидролиза:
  • CN¯+Н2О↔OH¯+ HCN
  • рн >7, среда щелочная, гидролиз по аниону.
• 
  Слайд 8
  

  1. Гидролиз по аниону:
  2. Обратимый процесс.
  3. Химическое равновесие смещено влево.
  4. Реакция среды - щелочная, рН>7.
  5. При гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами образуются кислые соли.
• 
  Слайд 9

  Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием

  • NH4Cl + H2O ↔NH3·H2О+ НСl
  • NH4Cl ↔ NH4+ + Cl¯
  • Н2О↔ OH¯ + H+
  • Полное ионное уравнение гидролиза:
  • NH4+ + Cl¯+Н2О↔NH3· H2О+ H+ + Cl¯
  • Сокращённое уравнение гидролиза:
  • NH4+ + Н2О↔NH3· H2О+ H+
  • рн <7, среда кислотная, гидролиз по катиону.
• 
  Слайд 10
  

  1. Гидролиз по катиону:
  2. Обратимый процесс. Химическое равновесие смещено влево.
  3. Среда кислотная, рН<7.
• 
  Слайд 11

  Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием

  • NH4СН3СОО+ H2O↔СН3СООН+ NH3· H2О
  • NH4СН3СОО↔NH4 + +СН3СОО¯
  • Н2О↔ OH¯ + H +

  Ионное уравнение гидролиза:

  • NH4+ + СН3СОО¯+Н2О↔NH3· H2О+ СН3СООН

  рн = 7, среда нейтральная, гидролиз по катиону и по аниону.

• 
  Слайд 12
  

  Гидролиз по катиону и по аниону.

  1. Химическое равновесие смещено вправо.
  2. Реакция среды или нейтральная, или слабокислая, или слабощелочная, что зависит от констант диссоциации кислоты и основания.
  3. Гидролиз может быть необратимым, если хотя бы один из продуктов реакции гидролиза уходит из сферы реакции.
• 
  Слайд 13

  Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием

  • КСl + H2O ↔
  • КСl ↔ К + + Сl¯
  • Н2О↔ OH¯ + H +

  Все ионы остаются в растворе – гидролиз не происходит. Среда нейтральная, рН =7, т.к.

  концентрации катионов водорода и гидроксид - анионов в растворе равны, как в чистой воде.

• 
  Слайд 14

  Гидролиз солей

  Гидролиз можно усилить:

  1. Добавить воды.
  2. Нагреть раствор (увеличится диссоциация воды).
  3. Связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу.
• 
  Слайд 15
  

  Гидролиз можно подавить.

  1. Увеличить концентрацию растворённого вещества.
  2. Охладить раствор.
  3. Ввести в раствор один из продуктов гидролиза: подкислять (если рН <7) или подщелачивать (если рН>).