Дистанционные курсы для педагогов

План урока №39

Дисциплина: Химия

Тема программы: Классификациянеорганических соединений и их свойства

Тема урока: Химические свойства кислот всвете теории электролитической диссоциации

Тип урока: комбинированный

Цели урока:

Образовательная: актуализироватьимеющиеся знания учащихся о классификации кислот; усвоение новых понятий(кислоты, номенклатура и классификация кислот) и способов самостоятельнойпоисковой деятельности; формирование умений и навыков экспериментировать, наблюдать,анализировать, делать выводы, практически определять кислоты с помощьюиндикатора.

Развивающая: совершенствоватьпрактические умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическимиреактивами; дополнить знания учащихся о правилах работы в химическом кабинете;развивать умение наблюдать, делать выводы.

Воспитательная: продолжитьформирование умения высказывать свои взгляды, суждения, развития химическойречи; формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы.

Материально-дидактическое обеспечениеурока:штатив с пробирками, прибор для нагревания, индикаторы (лакмус, универсальнаяиндикаторная бумага), растворы кислот HCl, H₂SO₄, основанияNaOH, оксиды – CuO, соли CaCO₃, Ba(NO₃)₂

Межпредметные и внутрипредметные связи: физика,материаловедение, оксиды и их свойства, солеобразующие и несолеобразующиеоксиды.

Ход урока:

I. Организационныйэтап (1-2 мин):

— приветствие;

— проверка отсутствующих;

— проверка готовности учащихся к работе;

— проверка подготовленности кабинета куроку;

— организация внимания.

II. Этап всестороннейпроверки знаний (10-15 мин):

Метод: тестирование

III. Этапподготовки учащихся к активному и сознательному усвоению нового материала (1-2мин):

— сообщение темы ицели урока;

— мотивация учебной деятельности учащихся.

IV.Этапусвоения новых знаний (20-25 мин)

План изложения:

1. Химические свойства кислот

2. Взаимодействие кислот с гидроксидами

3. Взаимодействие кислот с солями

V. Этапзакрепления новых знаний (8-10 мин):

Метод: заполнение таблицы

VI. Этапинформации учащихся о домашнем задании, инструктаж по его выполнению (2-3 мин):

— поведение итогов урока;

— аргументация выставленных оценок;

— сообщение домашнего задания;

— инструктаж по выполнения домашнего задания: врабочих тетрадях распределите предложенные формулы по классам:

HCl,HNO₃, H₂SO₄, Cа(OH)₂,K₂O, Nа₂O, Al₂O₃,Zn(OH)₂, Al(OH)₃

 

Преподаватель: Решетник В.И.

 

Задания для всесторонней проверка знаний

1. Установите соответствие между формулой вещества иклассом неорганических веществ: HCl, Na₂O, KOH, H₂SO₄,HCl, CO₂, Al₂(SO₄)₃, HgO,SO₂,Na₃PO₄,Fe(OH)₃,H₂SiO₃, Fe(NO₃)₃,Fe(OH)₂, SiO₂,

Классы веществ	Формулы
Оксиды
Основания
Кислоты
Соли

2. Установите соответствие между Формулой кислоты иназванием её кислотного остатка

Название кислоты	Кислотный остаток
Серная
Соляная
Угольная
Ортофосфорная
Азотная
Сернистая
Азотистая
Сероводородная

а) -NO₃ б)- CO₃в)-NO₂г)-S; д)-SO₃е) PO₄ж)-SO₄з) –Cl.

3. Установите соответствие между реагентами ипродуктами реакции

Исходные вещества	Продукты реакции
1) BaO + H2O	а)K2SO4+Mg(OH)
2) KOH + MgSO4	б)Na2SO3
3) Na2O + SO2	в)NaCl2+H2
4) Na + HCl	г)Ba(OH)2

Химические свойства кислот

Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями собразованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторымиметаллами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности,вызывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

При диссоциации любой кислоты образуются ионыводорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворовкислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Этоони вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. Сустранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотныесвойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислотыкакэлектролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойствакислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислотадиссоциирует,т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Величины констант диссоциации кислот изменяются вочень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода многоменьше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксуснаякислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй константдиссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступенидиссоциации — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константыдиссоциации которых лежат в интервале, иногда называют кислотами средней силы.К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты(в отношениидиссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладаютследующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами собразованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чемих изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований являетсяприсутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойствявляется гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитическойдиссоциацииоснования — это электролиты, диссоциирующие в растворах сотщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величиныконстанты диссоциации. Чем больше  константа диссоциацииданного основания, темоно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать вовзаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. Ктаким гидроксидам принадлежит гидроксидцинка. При взаимодействии его, например,с соляной кислотой получается хлорид цинка

а при взаимодействии с гидроксидом натрия— цинкатнатрия;

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называютсяамфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидамкроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерностиобъясняется тем, что в молекулах амфотерныхэлектролитовпрочность связи между металлом и кислородом незначительноотличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация такихмолекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначитьамфотерный электролитформулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотериого электролитасуществует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как потипу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерностинаблюдается также среди некоторыхорганических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии;например, белки — амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которыепри растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные отионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов,которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и необладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше,чем меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуютсякатионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиесяпродуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы.Например, при растворении гидрокарбонатанатриядиссоциация протекает согласноследующим уравнениям:

При диссоциации основных солей образуются анионы кислотыисложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионытакже способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуютионы. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекаетсогласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциацииобъясняетобщие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общиесвойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Этообъяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающиес участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциациинеприменима.

В частности, кислотыи основания могут реагировать другс другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород,состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Крометого, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, нопроявляющие свойства основании. Например, аммиаквзаимодействует с кислотами иобразует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, схлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

Изучение подобного рода реакций, а также реакций,протекающих в иеводиых средах, привело к созданию более общих представлений окислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот и основанийпринадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донорпротона, т. е. частниа (молекулаили ион), которая способна отдавать ионводорода — прогон, а основанием — акцептор протона, т. е. частица (молекула илиион), способная присоединять протон.Соотношение между кислотой и основаниемопределяется схемой:

Связанные этим соотношением основание и кислотаназываютсясопряженными. Например,является основанием, сопряженным кислоте.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теорияпредставляет схемой:

Например, в реакции

Ион — основание, сопряженное кислоте, а ион — кислота,сопряженная основанию.

Существенным в протонной теории является то положение,что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости оттого, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором приэтом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду эта энергиямаксимальна дляи минимальна для HF. Поэтому в смеси свода функционирует как кислота,а в смеси с HF — как основание:

Задания для всесторонней проверки знаний

	Формула кислоты	Название кислоты	Кислотный остаток	Пример соли	Название соли
1	HCl
2	HBr
3	H2S
4	H2SO4
5	H2SO3
6	HNO3
7	H2CO3
8	H2SiO3
9	H3PO4