Свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.docx - План урока на тему: "Свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации". Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации
Составила: учитель химии Марушенко Е.А.
КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.
Цель: охарактеризовать общие свойства кислот и оснований в свете положений теории электролитической диссоциации.
Задачи:
Развивающие: развивать умения классифицировать кислоты и основания, характеризовать химические свойства кислот, щелочей и нерастворимых оснований в свете теории электролитической диссоциации, записывать уравнения химических реакций, характеризующих свойства кислот и оснований. Совершенствовать умения работать с таблицей растворимости.Воспитательные: объяснить правила обращения с кислотами и щелочами в быту; развивать умение учащихся на основе теоретических знаний; сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь; развивать умение работы с книгой.
Оборудование: таблица растворимости, мел, доска, листочки для самостоятельной работы.
Литература:
Для учителя : 1)
2) Новошинский И.И. Контрольные работы по химии: 8кл.- М.: ООО «Издательство Оникс»: ООО «Издательство «Мир и Образование»,2005г.
Для ученика: Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия, базовый уровень. 8 класс – М.: ООО «ТИД «Русское слово – РС», 2011 – 146 с.
Ход урока:
I Организационный периодВстали, подравнялись. Здравствуйте, садитесь. Сначала откроем дневники и запишем домашнее задание §39 (стр. 151-154 новый учебник).
II Актуализация знаний
На прошлом уроке мы с вами изучили новые понятия. И сейчас посмотрим, как вы их выучили. Проведем небольшой письменный опрос. (Раздаю листочки). Даю на повторение пару минут. Записывают все: 1)электролит – это;
2) электролитическая диссоциация- ;3)сильный электролит -; примеры; 4)слабый электролит-; примеры; 5)написать уравнения диссоциации: 1 вариант сульфат калия; азотная кислота; гидроксид бария. 2 вариант сульфат алюминия; серная кислота; гидроксид кальция. Можете открыть таблицу растворимости. На все задания вам дается 7 минут.
Передали листочки с последних парт на первые.
А сейчас быстро пройдемся по основным определениям которые пригодятся нам на уроке: электролит, электролитическая диссоциацию.
Записывают домашнее задание.
Пишут самостоятельную работу.
III Объяснение нового материала
Открыли тетради и записали тему урока «КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ»
Эта тема является продолжением предыдущего занятия. Поэтому сегодня целью нашего урока будет обобщить сведения об ионах, закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул. Мы учились с вами составлять уравнения диссоциации, сегодня продолжим составление уравнений.
1. В состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только положительно заряженные ионы водорода, в качестве анионов – ионы различных кислотных остатков:
HCl = H + + Cl –
HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –
Посмотрим на рис в учебнике. Мы видим диссоциацию слабой и сильной кислоты.
Какие одинаковые ионы здесь присутствуют?
Мы знаем, что есть одноосновные и многоосновные кислоты. Приведите примеры многоосновной кислоты.
Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода H+, затем второй и т.д. В результате этого первоначально образуется ион с отрицательным зарядом -1, затем с зарядом -2 и т.д. Такую диссоциацию называют ступенчатой диссоциацией.
Первая ступень диссоциации
H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –
HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-
Таким образом, диссоциация данной кислоты происходит в две ступени и имеет следующую последовательность:
H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –
HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-
Число ступеней диссоциации зависит от числа атомов водорода в молекуле кислоты.
Растворы всех кислот имеют общие св-ва, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода. Так, например, когда мы употребляем в пищу лимон мы ощущаем кислый вкус, и такой кислый вкус они имеют за счет ионов водорода, которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода является носителем кислотных свойств.
Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации (зачитывают и записывают)
Следовательно:
Свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов H + .
2. Основания в свете представлений об электролитической диссоциации.
В состав каждого основания входят ионы металлов и гидроксид-ионы. Поэтому при диссоциации любого основания в растворе образуются в качестве катионов различные ионы металлов, а в качестве анионов –только гидроксид-ионы: NaOH = Na+ + OH –
KOH = K + + OH –
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Только слабые основания диссоциируют ступенчато, а сильные диссоциируют полностью, как мы с вами писалина прошлом уроке.
Например, составим уравнения диссоциации двухкислотного основания – гидроксида магния.
На первой ступени – :
Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –
На второй ступени + :
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –
– .
Общие свойства оснований это мылкость и разъедание кожи, обусловлены только гидроксид ионами, которыеобразуются при диссоциации, катионы при этом никакого значения не имеют. Поэтому гидроксид ион является носителем щелочных свойств.
Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации:
Основания – в
Следовательно:
OH – .
Записывают тему урока.
Записывают:
HCl = H + + Cl –
HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –
Ионы водорода
Серная кислота
Записывают:
Первая ступень диссоциации – отщепление одного иона водорода H+ от нейтральной молекулы и образование гидросудьфит-иона:
H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –
Записывают:
Вторая ступень диссоциации – отщепление иона водорода H + от образовавшегося аниона HSO 3 – и образование сульфит-иона:
HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-
Записывают: Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации (распаде) в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.
Записывают: Свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов H + .
Записывают: На первой ступени диссоциации отщепляется один гидроксид-ион OH – :
Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –
Записывают: На второй ступени диссоциации отщепляется гидроксид-ион от катиона MgOH + :
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –
Записывают: Число ступеней диссоциации основания определяется числом гидроксид-ионов OH – .
Записывают: Основания – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов отщепляют только гидроксид-ионы.
Записывают: Свойства оснований, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства гидроксид-ионов OH – .
IV Закрепление
Для закрепления изученного материала, выполним первое упражнение на стр 154.
H 3 PO 4 HPO 4 H 2 CO 3 H 3 SO 4 Ba(OH) 2
Решают возле доски и записывают в тетради.
V Вывод
Мы изучили тему « КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ», узнали как ступенчато диссоциируют кислоты и основания. Так же узнали, что такое кислоты и основания в свете ТЭД.
Встали подравнялись. До свидания!
Прощаются.
Билет№15
HCl → H + + Cl -
H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2-
По составу:
Бескислородные HCl, HNO 3
По основности:
Одноосновные HCl, HNO 3
Трехосновные H 3 PO 4
По силе:
Сильные HCl, HNO 3 , H 2 SO 4
Слабые H 2 S, H 2 CO 3
Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
H + + OH - = H 2 O
HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
Cl - + Ag + = AgCl↓
Глицерин – многоатомный спирт; состав молекулы, физические и химические свойства, применение.
Глицери́н - химическое соединение с формулой HOCH 2 CH(OH)-CH 2 OH или C 3 H 5 (OH) 3 . Простейший представитель трёхатомных спиртов. Представляет собой вязкую прозрачную жидкость.
Глицерин - бесцветная, вязкая, гигроскопичная жидкость, неограниченно растворимая в воде. Сладкий на вкус, отчего и получил своё название (гликос - сладкий). Хорошо растворяет многие вещества.
Взаимодействие глицерином с натрием:
2СН2ОН – СНОН-СН2ОН + 6Nа = 2СН2ОNа –СНОNa- СН2ОNа +3 Н2 глицерат натрия.
Билет №16
Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
Основания -- вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН − .
Основание -- NaOH:
NaOH ↔ Na + + OH -
Существует также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Это основание называется гидроксидом аммония и имеет формулу NH 4 OH. Гидроксид аммония образуется в рекции присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами . Растворы щелочей скользкие на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они разъедают кожу, ткани, бумагу, очень опасны (как и кислоты) при попадании в глаза. Поэтому при работе со щелочами и кислотами необходимо пользоваться защитными очками.
Лишь небольшую часть всех оснований называют щелочами. Это, например, KOH – гидроксид калия (едкое кали), NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), LiOH – гидроксид лития, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция (его раствор называется известковой водой), Ba(OH) 2 – гидроксид бария. Большинство других оснований в воде нерастворимы и щелочами их не называют.
Щелочами называются растворимые в воде сильные основания.
Свойства, характерные для всех оснований, проявляются благодаря присутствию в их растворах гидроксид- ионов OH -. .
1. Наиболее важное химическое свойство всех оснований – взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации.
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Na + + OH - + H + + Cl - = Na + + Cl - + H 2 O
H + + OH - = H 2 O
2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами.
NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3
3. Взаимодействие щелочей с солями, если в результате реакции одно из веществ выпадает в осадок.
3NaOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + 3Cl -
3OH - + Fe 3+ = Fe(OH) 3 ↓
Применение
Глюкоза является ценным питательным продуктом. В организме она подвергается сложным биохимическим превращениям в результате которых образуется диоксид углерода и вода, при это выделяется энергия согласно итоговому уравнению:
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6H 2 O + 6CO 2 + 2800 кДж
Так как глюкоза легко усваивается организмом, её используют в медицине в качестве укрепляющего лечебного средства при явлениях сердечной слабости, шоке, она входит в состав кровозаменяющих и противошоковых жидкостей. Широко применяют глюкозу в кондитерском деле (изготовление мармелада, карамели, пряников и т. д.), в текстильной промышленности в качестве восстановителя, в качестве исходного продукта при производстве аскорбиновых и глюконовых кислот, для синтеза ряда производных сахаров и т.д. Большое значение имеют процессы брожения глюкозы. Так, например, при квашении капусты, огурцов, молока происходит молочнокислое брожение глюкозы, так же как и при силосовании кормов. Если подвергаемая силосованию масса недостаточно уплотнена, то под влиянием проникшего воздуха происходит маслянокислое брожение и корм становится непригоден к применению. На практике используется также спиртовое брожение глюкозы, например при производстве пива.
3. Задача. Вычислите массу хлорида натрия и воды, необходимых для приготовления 500 г раствора, в котором содержание хлорида натрия 0, 05 или 5%.
ω = m р.в. /m р-ра
m р.в. = ω × m р-ра
m(NaCl) = 0,05 × 500 = 25 (г)
m(H 2 O) = m р-ра - m р.в. = 500 – 25 = 475 (г)
Ответ: для приготовления 500 г раствора необходимо взять 25 г хлорида натрия и 475 г воды.
Билет №17
Нахождение в природе
Крахмал – основной источник резервной энергии в растительных клетках – образуется в растениях в процессе фотосинтеза и накапливается в клубнях, корнях, семенах:
6CO 2 + 6H 2 O свет, хлорофилл → C 6 H 12 O 6 + 6O 2
nC 6 H 12 O 6 → (C 6 H 10 O 5) n + nH 2 O
глюкоза крахмал
Содержится в клубнях картофеля, зёрнах пшеницы, риса, кукурузы.
Гликоген (животный крахмал), образуется в печени и мышцах животных.
Строение
Состоит из остатков α - глюкозы.
В состав крахмала входят:
· амилоза (внутренняя часть крахмального зерна) – 10-20%
· амилопектин (оболочка крахмального зерна) – 80-90%
Применение
Крахмал широко применяется в различных отраслях промышленности (пищевой, бродильной, фармацевтической, текстильной, бумажной и т.п.).
· Ценный питательный продукт.
· Для накрахмаливания белья.
· В качестве декстринового клея.
Билет №18
Природные
Их около 150, они были обнаружены в живых организмах, около 20 из них входят в состав белков. Половина этих аминокислот – незаменимые (не синтезируются в организме человека), они поступают с пищей.
Синтетические
Получают кислотным гидролизом белков, либо из карбоновых кислот, воздействуя на них галогенном и, далее, аммиаком.
Физические свойства.
Бесцветные.
Кристаллические.
Хорошо растворимы в воде, но нерастворимы в эфире.
В зависимости от R могут быть сладкими, горькими или безвкусными.
Обладают оптической активностью.
Плавятся с разложением при температуре выше 200º.
Химические свойства.
Все аминокислоты амфотерные соединения, они могут проявлять как кислотные свойства, обусловленные наличием в их молекулах карбоксильной группы -COOH, так и основные свойства, обусловленные аминогруппой -NH2.
1. Аминокислоты взаимодействуют с кислотами и щелочами:
NH2 -CH2 -COOH + HCl → HCl NH2 -CH2 -COOH (хлороводородная соль глицина)
NH2 -CH2 -COOH + NaOH → H2O + NH2 -CH2 -COONa (натриевая соль глицина)
2. Аминокислоты обычно могут вступать во все реакции, характерные для карбоновых кислот и аминов.
Этерификация:
NH2 -CH2 -COOH + CH3OH → H2O + NH2 -CH2 -COOCH3 (метиловый эфир глицина)
Реакция образования пептидов:
HOOC -CH2 -NH -H + HOOC -CH2 -NH2 → HOOC -CH2 -NH -CO -CH2 -NH2 + H2O
Основная биологическая роль аминокислот заключается в том, что они являются основными «кирпичиками» для построения белковых молекул. Некоторые аминокислоты используют в медицине в лечебных целях (при сильном истощении, после тяжелых операций).
Некоторые аминокислоты используют в сельском хозяйстве для подкормки животных.
Важной особенностью аминокислот является их способность к поликонденсации, приводящей к образованию полиамидов, в том числе пептидов, белков, нейлона, капрона.
Билет№15
Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
Кислоты – это электролиты, при диссоциации водных растворов которых в качестве катионов отщепляются только ионы водорода.
HCl → H + + Cl -
H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2-
Отрицательные ионы, которые отщепляются от молекулы кислоты называются кислотными остатками.
Кислоты классифицируют по нескольким признакам.
По составу:
Бескислородные HCl, HNO 3
По основности:
Одноосновные HCl, HNO 3
Двухосновные H 2 SO 4 , H 2 CO 3
Трехосновные H 3 PO 4
По силе:
Сильные HCl, HNO 3 , H 2 SO 4
Слабые H 2 S, H 2 CO 3
Общие химические свойства кислот обусловлены наличием иона водорода. Для кислот характерны следующие химические свойства:
1. Взаимодействие с активными металлами.
Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Взаимодействие с основными оксидами.
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
3. Взаимодействие с основаниями.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O
H + + OH - = H 2 O
4. Взаимодействие с солями – такая реакция протекает только в том случае, е6сли образуется осадок, летучее вещество или слабый электролит.
HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = AgCl↓ + H + + NO 3 -
Тема: Свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.
Задачи:
1. обобщить и систематизировать известный учащимся материал о кислотах;
2. сформировать представления о свойствах кислот в свете теории электролитической
диссоциации;
3. совершенствовать умения записи уравнений химических реакций;
4. развивать и совершенствовать такие мыслительные операции, как анализ, синтез,
сравнение, обобщение;
5. воспитывать у учащихся способность к адекватной самооценке.
Мотивация и целеполагание:
Она жжётся и кусается,
Если к нам на руки проливается.
Дырки в брюках оставляет
И бумагу прожигает.
Вот такая вот она –
Эта наша …!
Изучение нового материала:
Вспомните, кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в водных
растворах в качестве катионов образуются ионы водорода. Именно наличие ионов
водорода обуславливает общие свойства всех кислот.
Давайте рассмотрим свойства, характерные для всех кислот. Все растворы кислот
изменяют окраску индикаторов. Изменение окраски индикаторов связано с наличием у
кислот ионов водорода, образующихся при диссоциации кислот.
HCl = H + + Cl
HNO3 = H + + NO3
HNO2 ⇆ H + + NO2
Если мы в раствор кислоты добавим несколько капель лакмуса, то раствор
окрасится в красный цвет, т.е. в кислотах лакмус изменяет окраску с фиолетовой на
красную, если мы в раствор кислоты добавим несколько капель метилового оранжевого, то
раствор кислоты станет тоже красного цвета, т.е. и метиловый оранжевый в кислотах
изменяет свою окраску с оранжевой на красную. Фенолфталеин не изменяет свою окраску в
присутствии кислот.
Кислоты реагируют с основаниями: как с растворимыми, так и с нерастворимыми.
При этом образуется соль и вода. Этот тип реакций относится к реакциям обмена (см. рис.
137).
Кислота + основание = соль + вода
Например, если мы в пробирку с гидроксидом натрия добавим несколько капель
фенолфталеина, то раствор щёлочи окрасится в малиновый цвет, а затем сюда же добавим
раствор соляной кислоты, то малиновая окраска исчезает. Окраска исчезает, т.к. в
результате этой реакции образуется соль и вода. Образование соли можно легко
подтвердить: если мы на предметное стекло капнем несколько капель раствора и выпарим,
то на стекле появятся кристаллы соли.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
ОН + Н+ = Н2О
Аналогично кислоты реагируют с нерастворимыми основаниями. Получим,
например, нерастворимое основание – гидроксид железа (III). Для этого, в раствор
сульфата железа (III) добавим несколько капель гидроксида калия, при этом образуется
осадок бурого цвета – это гидроксид железа (III). К этому нерастворимому основанию
добавим соляной кислоты, осадок растворяется, т.к. образуется соль и вода. Если мы этот
раствор соли поместим на предметное стекло и выпарим, то на стекле появятся кристаллы
жёлтого цвета – это кристаллы соли хлорида железа (III).
Fe2(SO4)3 + 6КOH = 2Fe(OH)3
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
+ 3↓ К2SO4
Кислоты также вступают в реакцию обмена с оксидами металлов. В результате реакции
образуется соль и вода.
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Кислота + оксид металла = соль + вода
Поместим в пробирку оксид металла – оксид меди (II), он чёрного цвета, нальём в эту же
пробирку раствор серной кислоты и слегка нагреем содержимое пробирки. У нас протекает
реакция, в результате которой образуется соль – сульфат меди (II) и вода. Доказать, что в
реакции образовалась соль можно так же, как и в предыдущих опытах, для этого следует
несколько капель раствора поместить на предметное стекло и выпарить (см. рис. 138).
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O
Кислоты реагируют с металлами, эти реакции относятся к реакциям замещения, при этом
образуется соль и выделяется водород (см. рис. 139).
Кислота + металл = соль + водород
Для того чтобы реакция между кислотой и металлом прошла, необходимы следующие
условия:
1. Металл должен находиться в ряду напряжений до водорода;
2. Должна получиться растворимая соль;
3. Нерастворимые кислоты не вступают в реакцию с металлами;
4. Концентрированный раствор серной и растворы азотной кислоты иначе реагируют с
металлами.
Для этого подтверждения поместим в четыре пробирки металлы: в первую пробирку –
цинк, во вторую – алюминий, в третью – свинец, четвёртую – медь. В первую и третью
пробирку нальём раствора серной кислоты, во вторую и четвёртую – раствора соляной
кислоты. Понаблюдаем за изменениями. В первой и второй пробирке наблюдается
выделение водорода, в третьей и четвёртой – нет. В пробирке со свинцом и серной
кислотой реакция не пошла, т.к. в результате образуется нерастворимая соль, которая
покрывает всю поверхность металла защитной плёнкой. В четвёртой пробирке также
изменений нет, т.к. медь стоит в ряду напряжений металлов после водорода.
0
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
0
2Al0 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2
Pb + H2SO4 ≠
Cu + HCl ≠
Реакция кислот с солями относится к реакциям обмена, при этом образуется новая кислота
и новая соль. Эти реакции протекают в том случае, если образуется осадок или газ (см. рис.
140).
Кислота + соль = новая кислота + новая соль
Проведём опыт: для этого в первую пробирку нальём соляной кислоты и силиката натрия,
во вторую – серной кислоты и карбоната калия, в третью – соляной кислоты и хлорида
бария. Посмотрим за изменениями: в первой пробирке мы наблюдаем образование
студенистого осадка, во второй – выделение газа, а в третьей – изменений нет. В двух
пробирках реакции прошли, т.к. выполнялись следующие условия: в первой – образование
осадка, во второй – выделение газа.
2 = CO2
+ H
2 = H2SiO3↓
2HCl + Na2SiO3 = 2NaCl + H2SiO3↓
2H+ + SiO3
H2SO4 + K2CO3 = K2SO4 + CO2
2H+ + CO3
HCl + BaCl2 ≠
Запомните, что кислоты изменяют окраску индикаторов, реагируют с основаниями,
оксидами металлов, при определённых условиях реагируют с металлами и солями.
Обобщение и систематизация знаний:
+ H
2O
2O
1. Фронтальный опрос:
С какими веществами реагируют кислоты и какие вещества при этом получаются?
К какому типу относятся протекающие реакции?
Какие новые свойства кислот вы теперь знаете?
Общие свойства кислот определяются наличием в их составе ионов водорода или
кислотного остатка?
Как вы думаете, имеют ли кислоты свойства, по которым они отличаются друг от друга?
Если да, то почему?
2. Лабораторный опыт.
Закрепление и контроль знаний:
1. Закончите схемы возможных реакций. Укажите их тип.
…;→
…;→
…;→
…;→
а) H2SO4 + NaOH
б) NaCl + H2SO4
в) CuO + HCl
г) Cu + HCl
д) Fe(OH)3 + HNO3
е) Ca + HCl
ж) SO3 + H2SO4
з) CaCO3 + HCl
и) Na2SO4 + H2CO3
…;→
…;→
…;→
…→
…;→
Ответ:
а) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O (реакция обмена)
( реакция обмена)
б) 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
в) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O (реакция обмена)
г) Cu + HCl ≠
д) Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O (реакция обмена)
е) Ca + 2HCl = CaCl2 + H2
(реакция замещения)
ж) SO3 + H2S ≠
з) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2
и) Na2SO4 + H2CO3 ≠
+ H2O (реакция обмена)
2. Запишите уравнения химических реакций, согласно которым можно осуществить
данные превращения: Na2SO4
S
H2SO4 Na2SO4
SO2
SO3
Na2SO4
Na2SO4
Ответ:
1) S + O2 = SO2
2) 2SO2 + O2 = 2SO3
3) SO3 + H2O = H2SO4
4) H2SO4 + 2Na = Na2SO4 + H2
5) H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O
6) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
7) H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl
Рефлексия и подведение итогов:
1. Какие свойства кислот вызвали у вас наибольшее затруднение? Как вы думаете,
почему?
2. Какие задания вам выполнить не удалось? Почему?
3. Уходя, не забудьте поставить ваш кораблик к соответствующему острову в «Океане
настроений».
Домашнее задание:
I уровень: §39, упр. 4,6;
II уровень: тоже + упр. 5.
Билет № 11
1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:
HCl → H + + Cl -
Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.
Физические свойства кислот: большинство кислот кислые на вкус, растворимые в воде едкие вещества.
Химические свойства кислот:
1.Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе:
HCl → H + + Cl -
2. Взаимодействует с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли и газообразного водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3.Взаимодействует с оснóвными оксидами с образованием соли и воды:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
4.Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
5.Вытесняет слабые кислоты из растворов их солей:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
6. Могут идти реакции ионного обмена:
AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓ (составьте ионные уравнения реакций)
2. Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.
1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.
2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.
(Здесь мы используем различную растворимость соли и песка в воде)
3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.
1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка).
Амфотерные гидроксиды – вещества, состоящие из переходного металла (к переходным металлам относятся цинк, алюминий и некоторые другие) и гидроксогрупп OH.
Могут быть получены действием щелочей на растворы солей металла:
ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaCl
Способны в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства. Т.е. реагируют как с кислотами, так и со щелочами.
С кислотами амфотерные гидроксиды реагируют так же, как и основания, с образованием соли и воды. Например, гидроксид цинка, нерастворимый в воде, взаимодействует с соляной кислотой и осадок исчезает:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
(полученная соль – хлорид цинка)
Чтобы записать реакцию гидроксида цинка со щелочью, его удобно записать, как кислоту – водород в начале.
Осадок растворяется и в избытке щёлочи.
При взаимодействии гидроксида цинка со щелочами образуются соли – цинкаты:
H 2 ZnO 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Нерастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании, образуется оксид металла и вода:
Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O
2. Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке.
Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, перевернутую дном кверху.
Чтобы доказать наличие водорода в пробирке и проверить его на чистоту, пробирку с водородом подносят к пламени спиртовки (пробирку держим держателем для пробирок!). Чистый водород сгорает со звонким хлопком.
Если водород смешан с воздухом, звук будет визгливый, говорят «сгорает со свистом».
Цель урока:
- Рассмотреть свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.
- Развивать умение групповой и индивидуальной работы.
Задачи урока:
- Образовательные: на основе повторения и обобщения ранее изученного материала и в ходе знакомства с новым материалом углубить знания учащихся о свойствах кислот, отработать умение составления ионных уравнений реакций.
- Воспитательные: формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы, воспитывать чувство патриотизма и уважения к своей Родине, чувство коллективизма при работе в парах, уверенность в своих силах.
- Развивающие: развивать познавательный интерес к предмету, навыки устной и письменной речи; память, мышление, наблюдательность в ходе эксперимента; продолжить развитие навыков работы с химическими веществами и лабораторным оборудованием в процессе выполнения лабораторного опыта, развитие таких понятий: электролитическая диссоциация, ион, молекулярное уравнение реакции, полное ионное и сокращённое ионное уравнение реакций.
Тип урока: урок повторения и обобщения с элементами исследования.
Оборудование:
- Реактивы (10%-ный раствор соляной кислоты, гидроксида натрия, раствор карбоната натрия, нитрата серебра, хлорида цинка, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый);
- лабораторное оборудование (штатив с пробирками, пипетки);
- дидактический материал (таблица растворимости, плакат “Химические свойства кислот”, карты-исследований, карточки-инструктажи, карточки с домашним заданием);
- ТСО: видеоаппаратура, видеофильм “8-й класс.Часть 2”.
Структура урока
I. Организационный момент.
II. Повторение изученного материала.
III. Подведение итогов урока.
IV. Домашнее задание.
Ход урока
I. Организационный момент
Приветствие учителя. Проверка готовности класса к уроку. Психологический настрой учащихся. Создание спокойной, деловой обстановки.
II. Повторение изученного материала
1. Подведение к теме урока. Постановка цели. Сообщение темы урока.
Вступительное слово учителя:
Я хочу начать наш урок с эпиграфа: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений, рождённых только воображением” . Это изречение принадлежит великому русскому учёному М.В.Ломоносову. Из этих слов становится ясно, какую значимость придавал он опыту. Именно поэтому Михаил Васильевич в течение 7 лет настойчиво добивался организации химической лаборатории. “Профессор химии без лаборатории никакой пользы учинить не может, точно также, как профессор астрономии без обсерватории”.
В итоге первая химическая лаборатория была учреждена в России в 1748 г. В ней было выполнено большое количество исследований, было сделано много открытий.
Не случайно наш урок начался со слов этого великого учёного. Сегодня мы с вами будем работать в рамках химической лаборатории, в которой, как и М.В.Ломоносов, будем проводить исследования. В нашей лаборатории мы будем изучать кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации.
Сегодня на уроке мы рассмотрим химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Это цель нашего урока. Тема нашего урока: “Кислоты в свете теории электролитической диссоциации” (Запись даты и темы урока в тетради).
2. Общее понятие об электролитической диссоциации. Классификация кислот. Диссоциация кислот.
Фронтальная беседа по вопросам. Самостоятельная работа по карточкам у доски.
Переходим к следующему этапу урока. 3 учащихся работают по индивидуальному заданию у доски. (Приложение 1)
Вспомним основные понятия электролитической диссоциации:
– На какие группы делятся вещества по отношению к электрическому току? (Электролиты и неэлектролиты.)
– Дайте определение понятию “электролит”? (Это вещество, водный раствор или расплав, которого проводит электрический ток.)
– Приведите примеры электролитов? (Растворы и расплавы солей и щелочей, растворы кислот.)
– Дайте определение понятию “неэлектролит”? (Это вещество, водный раствор и расплав которого не проводит электрический ток.)
– Приведите примеры неэлектролитов? (Нерастворимые соли и основания, оксиды, простые вещества, органические вещества.)
– Дайте определение понятию “электролитическая диссоциация”? (Это распад электролита на ионы при расплавлении или растворении в воде.)
– Дайте определение кислоте из курса 8-го класса? (Это сложное вещество, состоящее из атомов водорода и кислотного остатка.)
– На какие ионы распадаются кислоты при диссоциации? (Катионы водорода и анион кислотного остатка.)
Проверка заданий, выполняемых учащимися у доски:
1-й ученик:
Классификация кислот по числу атомов водорода (по основности):
2-й ученик:
Классификация кислот по силе электролита:
3-й ученик:
Электролитическая диссоциация кислот:
Вопрос к классу:
– Дайте определение кислоте с точки зрения теории электролитической диссоциации? (Это электролит, диссоциирующий в водном растворе на катион водорода и анион кислотного остатка.)
Мы повторили основные понятия, необходимые для дальнейшего изучения химических свойств кислот.
III. Химические свойства кислот.
Выполнение лабораторного опыта в парах и по лабораториям. Инструктаж по охране труда при выполнении лабораторных опытов. Оформление результатов в карте исследований.
Переходим к изучению химических свойств кислот.
– Перечислите химические свойства кислот? (Действуют на индикаторы, взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, с основаниями, с солями.)
Все химические свойства кислот, которые вы перечислили, представлены на плакате.
Химические свойства кислот
I. Общие
- Действие на индикаторы
- Взаимодействие с активными металлами
- Взаимодействие с оксидами металлов
- Взаимодействие с основаниями (…)
- Взаимодействие с солями
II. Индивидуальные (качественные реакции)
Сейчас вы будете исследовать химические свойства кислот, а результаты своей работы будете заносить в карту исследований. (Приложение 2)
Исследуем первое свойство кислот. Внимание на демонстрационный стол! В пяти пробирках с веществами побывали индикаторы. Определите, в каких пробирках находится кислота и название индикаторов, определяющих кислоту? (пробирка №…, индикаторы: лакмус и метиловый оранжевый)
Оформление на доске и в тетради.
– Какой ион определяет изменение окраски лакмуса в кислотах? (Катион водорода.)
Остальные химические свойства кислот учащиеся исследуют самостоятельно.
Обучающиеся работают в лабораториях, изучающих химические свойства кислот: 1-я лаборатория – взаимодействие с металлами, 2-я лаборатория – взаимодействие с основаниями, 3-я лаборатория – взаимодействие с солями, 4-я лаборатория – индивидуальные свойства кислот, работая по отдельному заданию.
Перед учащимися находится ящик с необходимым оборудованием и реактивами. Для работы дана карточка – инструкция (Приложение 3) . Следуя карточке – инструкции и, соблюдая правила охраны труда, учащиеся выполняют своё исследование. Затем оформляют его в карте исследований, составляя уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде. Цель исследования – провести опыт, оформить результат, сделать вывод, представить результат другим лабораториям. На выполнение исследования первым трём лабораториям дается 7 минут, четвёртой лаборатории – 15 минут. По истечении времени обобщаем результаты опытов и делаем выводы.
По истечении времени:
Приглашаются по очереди по одному сотруднику от каждой лаборатории, который представляет результаты своей работы. Представители других лабораторий заносят результаты в свою карту исследований.
1-я лаборатория:
Взаимодействие с активными металлами.
Вывод: металлы взаимодействуют с кислотами. Тип реакции – реакция замещения.
2-я лаборатория:
Взаимодействие с основаниями:
Вывод: кислоты взаимодействуют с основаниями. Тип реакции – реакция обмена.
Вопрос к сотрудникам 2-й лаборатории:
– Как называется реакция взаимодействия оснований с кислотами, в результате которой образуется соль и вода? (Реакция нейтрализации.)
3-я лаборатория:
Взаимодействие с солями:
Вывод: кислоты взаимодействуют с солями. Тип реакции – реакция обмена.
Вопрос к сотрудникам 3-й лаборатории:
– Какому правилу подчиняется взаимодействие кислот с солями? (В соответствии с рядом кислот, каждая предыдущая кислота вытесняет из соли следующую: более слабую, более летучую, нерастворимую, непрочную или образуется соль, нерастворимая в воде.)
После представления результатов своего исследования сотрудники всех лабораторий переходят к исследованию ещё одного свойства кислот – взаимодействие с оксидами металлов. После просмотра видеофрагмента, в котором представитель научной лаборатории демонстрирует химический опыт, учащиеся в своей карте исследований составляют уравнение данной химической реакции в молекулярном, полном и сокращённом виде.
Проверка результатов (вывешены на доске):
Вывод: кислоты взаимодействуют с оксидами. Тип реакции – реакция обмена.
Подведение итогов учителем:
Итак, мы изучили общие свойства характерные для всех кислот.
Рассмотрите сокращённые ионные уравнения реакций и ответьте на вопрос:
– В чем состоит сходство в написании этих уравнений? (Присутствует ион водорода.)
– Чем объясняются общие свойства всех кислот? (Наличием иона водорода.)
Вывод: общие свойства кислот объясняются присутствием в растворе ионов водорода.
4-я лаборатория получила отдельное задание – провести 2 химические реакции, которые выражены сокращёнными ионными уравнениями и составить на основе сокращённого ионного уравнения реакции полное ионное и молекулярное уравнение реакции, характеризующее индивидуальное свойство кислоты.
Вывод: индивидуальные свойства кислот объясняются присутствием в растворе ионов кислотного остатка.
III. Подведение итогов урока
Заключительное слово учителя.
Подведем итоги урока. Сегодня в рамках химической лаборатории мы исследовали кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Давайте ещё раз обратимся к эпиграфу, с которого мы начали наш урок: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений рождённых только воображением”. Этим мудрым высказыванием М.В. Ломоносова давайте завершим наш урок.
IV. Домашнее задание
Учащиеся получают необычное домашнее задание разного уровня сложности “Кем вы считаете себя в химии?”: кандидатом наук, профессором или академиком (Приложение 4) . Ученые степени расположены в порядке возрастания от кандидата наук до академика. Самая высшая учёная степень – академик. Дома ученики выбирают посильный для себя вариант работы с той учёной степенью, на которую они претендуют. Каждый вариант работы включает 2 задания, одно из них носит творческий характер. К следующему уроку выполняется первое задание, на выполнение второго задания даётся одна-две недели.
