Властивості кислот у світлі теорії електролітичної дисоціації.docx - План уроку на тему: "Властивості кислот у світлі теорії електролітичної дисоціації". Комплексна дидактична ціль

Уроки 11, 12.

Модульна програма
"Електролітична дисоціація"

Інтегруюча мета.В результаті роботи над навчальними елементами(УЕ-1 – УЕ-7):

закріпити знання на тему «Електролітична дисоціація»;
розвинути навички написання рівнянь дисоціації (повних та скорочених іонних), само- та взаємоконтролю, взаємодопомоги;
навчитися вибирати рівень складності під силу, працювати на довірі, стежити за часом, самостійно оперувати модульною програмою, порівнювати результат своєї роботи з поставленими цілями.

УЕ-1 · вхідний контроль(10 хвилин)

Ціль. Підготовка до модуля.

Тестові завдання

Використовуйте таблицю розчинності. Відповіді записуйте у зошити. Слідкуйте за часом! У спірних питанняхзвертайтесь до вчителя.

I варіант

1. Електролітом є:
а) кисень;
б) дистильована вода;
в) соляна кислота;
г) оксид сірки(VI).

2. Яка речовина при дисоціації утворює іон?

а) H 2 SiO 3; б) Na 2 SiO 3; в) SiO 2; г) CaSiO 3 .

Al + + 3OH - = Al (OH) 3?

а) Al 2 O 3 + НСl ...;

б) Al 2 O 3 + Н 2 O ...;

в) АlPO 4 + КОН ...;

г) АlCl 3 + КОН ... .

4. З якими з речовин взаємодіятиме гідроксид натрію:

а) KNO 3; б) НNО 3; в) СуCl 2; г) СaO?

II варіант

1. Неелектроліт є:
а) гідроксид натрію (р-р);
б) оксид кремнію(IV);
в) хлорид натрію (р-р);
г) азотна кислота.

2. Які речовини при дисоціації утворюють катіони металу?
а) Кислоти;
б) оксиди;
в) солі;
г) основи.

3. Якому молекулярному рівнянню відповідає скорочене іонне:

Н + + ВІН - = Н 2 О?

а) Н 2 SO 4 + NaОН ... ;

б) Н 2 SO 4 + Al 2 O 3 ...;

в) НСl + СаСО 3 ...;

г) Н 2 + О 2 ... .

4. З якими речовин взаємодіятиме соляна кислота?

а) 2 ;
б) (ВІН) 2;
в) K 2 SO 4;
г) До 2 3 .

Поміняйтеся зошитами із сусідом по парті, перевірте відповіді за додатком, обговоріть помилки. Оцініть роботу товариша, поставивши за кожне виконане завдання 1 бал. Занесіть бали в оціночний листУЕ-1 (див. Додаток 1). Якщо ви отримали 4 бали, переходьте до УЕ-4. Якщо ви отримали 2 або 3 бали, переходьте до УЕ-3. Якщо ви отримали 0 або 1 бал, приступайте до УЕ-2.

УЕ-2

Ціль. Повторити основні положення теорії електролітичної дисоціації та властивості неорганічних сполук.

1. Електролітична дисоціація – це процес розпаду електролітів на іони у розчині чи розплаві.
Електроліти – це речовини, які проводять електричний струм у розчині чи розплаві.
Оксиди - Неелектроліти.
Солі - електроліти, що дисоціюють на катіон металу та аніон кислотного залишку:

NaCl Na + + Cl - .

Підстави – електроліти, що дисоціюють на катіон металу та аніон гідроксигрупи:

NаОН Na + + ВІН – .

Кислоти – електроліти, що дисоціюють на катіон водню та аніон кислотного залишку:

НCl Н + + Cl -.

2. Основні оксиди взаємодіють з водою та з кислотами.
Кислотні оксиди взаємодіють з водою та з лугами.
Кислоти взаємодіють із металами, основними оксидами, основами, солями.
Підстави взаємодіють із кислотними оксидами, кислотами, солями.
Солі взаємодіють із металами, солями, кислотами, лугами.
Реакції іонного обміну йдуть до кінця у разі утворення слабкого електроліту(Вода, осад, газ).

Молекулярне рівняння:

Повне іонне рівняння:

Скорочене іонне рівняння:

Переходьте до УЕ-3.

УЕ-3

Ціль. Розвиток навичок написання рівняння дисоціації та іонних рівнянь реакції обміну.

Виконайте завдання письмово у зошиті. При скруті звертайтеся до УЕ-2.

I варіант

1. Які з речовин при дисоціації утворюють іон Н+? Запишіть рівняння їхньої дисоціації.

а) Са(ОН) 2 ; б) Н 2 SO 4; в) Н2SiO3; г) ПNО 3 .

2. Складіть молекулярне та іонні рівняння реакції між азотною кислотою та гідроксидом барію. Чому рівні суми всіх коефіцієнтів у повному іонному та скороченому іонному рівняннях?

II варіант

1. Які речовини при дисоціації утворюють іон ОН – ? Запишіть рівняння їхньої дисоціації.

а) Bа(ВІН) 2; б) Zn(OH) 2; в) НClO; г) КОН.

2. Складіть молекулярне та іонні рівняння реакції між хлоридом барію та сірчаною кислотою. Чому рівні суми всіх коефіцієнтів у повному іонному та скороченому іонному рівняннях?

Перевірте свої відповіді за програмою 2. Занесіть бали до оцінного листа. За виконане завдання 1 поставте 1 бал, за завдання 2 – 2 бали. Якщо ви набрали 2 або 3 бали, перейдіть до УЕ-4. Якщо ви набрали 0 або 1 бал, поверніться до УЕ-2 або зверніться за консультацією до вчителя.

УЕ-4

Ціль. Закріплення знань про реакції іонного обміну

Працюйте письмово у зошиті.

I варіант

а) NaCl + К 2 SO 4 ...;

б) СаСl 2 + Na 2 3 .

Zn 2+ + 2OH – = Zn(OH) 2 .

II варіант

1. Складіть молекулярне та іонні рівняння тільки для незворотній реакції:

а) K 2 SO 4 + HCl...;

б) K 2 CO 3 + HNO 3 ... .

2. Складіть молекулярне рівняння, відповідне скороченому іонному:

Перевірте відповіді за програмою 2. За кожне правильно виконане завдання – по 2 бали. Занесіть бал до оцінного листа. Переходьте до УЕ-5.

УЕ-5

Ціль. Закріпити знання про властивості неорганічних сполук у світлі уявлень про електролітичну дисоціацію.

Тестові завдання

I варіант

Які речовини взаємодіють між собою із утворенням гідроксиду міді(II)?

а) Сu та Н 2 Про;
б) СуО та НСl;
в) СуSO 4 і КОН;
г) СуСl 2 і (OH) 2 .

II варіант

Які речовини взаємодіють між собою із заснуванням хлориду срібла?

а) Аg та НСl;
б) АgNO 3 та НСl;
в) Аg 2 O і NaСl;
г) AgNO 3 і NaСl.

Перевірте відповіді за програмою 2. За правильно виконане завдання поставте 2 бали. Занесіть бали до оцінного листа. Якщо до виконання вихідного контролю залишилося більше 10 хв, переходьте до
УЕ-6. Якщо часу залишилося мало, приготуйтеся до виконання вихідного контролю, проаналізувавши свої помилки в УЕ-3, УЕ-4 та УЕ-5.

Білет №15

HCl → H + + Cl -

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2-

За складом:

Безкисневі HCl, HNO 3

За основністю:

Одноосновні HCl, HNO 3

Триосновні H 3 PO 4

За силою:

Сильні HCl, HNO 3 , H 2 SO 4

Слабкі 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↓

Гліцерин - багатоатомний спирт; склад молекули, фізичні та Хімічні властивості, Застосування.

Гліцерин - хімічне з'єднанняз формулою HOCH 2 CH(OH)-CH 2 OH або C 3 H 5 (OH) 3 . Найпростіший представник тритомних спиртів. Є в'язкою прозорою рідиною.

Гліцерин – безбарвна, в'язка, гігроскопічна рідина, необмежено розчинна у воді. Солодкий на смак, чому і отримав свою назву ( глікос- Солодкий). Добре розчиняє багато речовин.

Взаємодія гліцерином з натрієм:

2СН2ОН – СНОН-СН2ОН + 6Nа = 2СН2ОNа –СНОNa- СН2ОNа +3 Н2 гліцерат натрію.

Білет №16

Підстави, їх класифікація та властивості на основі уявлень про електролітичну дисоціацію.

Підстави - речовини, що дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів металу та гідроксид-аніонів ОН − .

Основа -- NaOH:

NaOH ↔ Na + + OH -

Існує також основа, в якій гідрокси-група приєднана не до металу, а до іону NH 4 + (катіону амонію). Ця основа називається гідроксидом амонію і має формулу NH 4 OH. Гідроксид амонію утворюється в рекції приєднання води до аміаку, коли аміак розчиняють у воді:

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гідроксід амонію).

Підстави бувають розчинними та нерозчинними. Розчинні основиназиваються лугами. Розчини лугів слизькі на дотик ("мильні") і досить їдкі. Вони роз'їдають шкіру, тканини, папір, дуже небезпечні (як і кислоти) при попаданні у вічі. Тому при роботі з лугами та кислотами необхідно користуватися захисними окулярами.

Лише невелику частину всіх основ називають лугами. Це, наприклад, KOH – гідроксид калію (їдке калі), NaOH – гідроксид натрію (їдкий натр), LiOH – гідроксид літію, Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію (його розчин називається вапняною водою), Ba(OH) 2 – гідроксид барію. Більшість інших підстав у воді нерозчинні та лугами їх не називають.

Лугами називаються розчинні у воді сильні основи.

Властивості, характерні для всіх основ, виявляються завдяки присутності в їх розчинах гідроксид-іонів OH-. .

1. Найважливіша хімічна властивість всіх основ – взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації.

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Na + + OH - + H + + Cl - = Na + + Cl - + H 2 O

H + + OH - = H 2 O

2. Взаємодія лугів з кислотними оксидами.

NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3

3. Взаємодія лугів із солями, якщо в результаті реакції одна з речовин випадає в осад.

3NaOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + 3Cl -

3OH - + Fe 3+ = Fe(OH) 3 ↓

Застосування

Глюкоза є цінним поживним продуктом. В організмі вона піддається складним біохімічним перетворенням в результаті яких утворюється діоксид вуглецю та вода, при цьому виділяється енергія згідно з підсумковим рівнянням:

C 6 H 12 O 6 + 6O 2→ 6H 2 O + 6CO 2 + 2800 кДж

Оскільки глюкоза легко засвоюється організмом, її використовують у медицині як зміцнюючий лікувальний засіб при явищах серцевої слабкості, шоці, вона входить до складу кровозамінних та протишокових рідин. Широко застосовують глюкозу в кондитерській справі (виготовлення мармеладу, карамелі, пряників і т. д.), в текстильній промисловості як відновник, як вихідний продукт при виробництві аскорбінових і глюконових кислот, для синтезу ряду похідних цукрів і т.д. Велике значеннямають процеси бродіння глюкози. Так, наприклад, при квашенні капусти, огірків, молока відбувається молочнокисле бродіння глюкози, як і при силосуванні кормів. Якщо маса, що піддається силосуванню, недостатньо ущільнена, то під впливом прониклого повітря відбувається маслянокисле бродіння і корм стає непридатним до застосування. Насправді використовується також спиртове бродіння глюкози, наприклад під час виробництва пива.

3. Завдання. Обчисліть масу натрію хлориду і води, необхідних для приготування 500 г розчину, в якому вміст хлориду натрію 0, 05 або 5%.

ω = m р.в. /m р-ну

m р.в. = ω × m р-ну

m(NaCl) = 0,05 × 500 = 25 (г)

m(H 2 O) = m р-ну - m р.в. = 500 - 25 = 475 (г)

Відповідь: для приготування 500 г розчину необхідно взяти 25 г натрію хлориду і 475 г води.

Білет №17

Знаходження у природі

Крохмаль - основне джерело резервної енергії в рослинних клітинах- утворюється в рослинах у процесі фотосинтезу і накопичується в бульбах, коренях, насінні:

6CO 2 + 6H 2 O світло, хлорофіл→ 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 крохмаль

Міститься у бульбах картоплі, зернах пшениці, рису, кукурудзи.

Глікоген (тваринний крохмаль), утворюється в печінці та м'язах тварин.

Будова

Складається із залишків α - глюкози.

До складу крохмалю входять:

· Амілоза ( внутрішня частинакрохмального зерна) – 10-20%

· Амілопектин (оболонка крохмального зерна) - 80-90%

Застосування

Крохмаль широко застосовується в різних галузяхпромисловості (харчової, бродильної, фармацевтичної, текстильної, паперової тощо).

· Цінний поживний продукт.

· Для накрохмалювання білизни.

· Як декстринового клею.

Білет №18

Природні

Їх близько 150, вони знайшли в живих організмах, близько 20 їх входять до складу білків. Половина цих амінокислот - незамінні (не синтезуються в організмі людини), вони надходять із їжею.

Синтетичні

Отримують кислотним гідролізомбілків, або з карбонових кислот, впливаючи на них галогенним і далі аміаком.

Фізичні властивості.

Безбарвні.

Кристалічні.

Добре розчиняються у воді, але нерозчинні в ефірі.

Залежно від R можуть бути солодкими, гіркими чи несмачними.

Мають оптичну активність.

Плавляться з розкладанням за температури вище 200º.

Хімічні властивості.

Всі амінокислоти амфотерні сполуки, вони можуть виявляти як кислотні властивостіобумовлені наявністю в їх молекулах карбоксильної групи-COOH, так і основні властивостіобумовлені аміногрупою -NH2

1. Амінокислоти взаємодіють із кислотами та лугами:

NH2-CH2-COOH + HCl → HCl NH2-CH2-COOH (хлороводнева сіль гліцину)

NH2-CH2-COOH + NaOH → H2O + NH2-CH2-COONa (натрієва сіль гліцину)

2. Амінокислоти зазвичай можуть вступати у всі реакції, характерні для карбонових кислот та амінів.

Етерифікація:

NH2-CH2-COOH+CH3OH → H2O+NH2-CH2-COOCH3 (метиловий ефір гліцину)

Реакція утворення пептидів:

HOOC-CH2-NH-H + HOOC-CH2-NH2 → HOOC-CH2-NH-CO-CH2-NH2+H2O

Основна біологічна рольамінокислот полягає в тому, що вони є основними «цеглинами» для побудови білкових молекул. Деякі амінокислоти використовують у медицині лікувальних цілях(При сильному виснаженні, після важких операцій).

Деякі амінокислоти використовують у сільському господарствідля підживлення тварин.

Важливою особливістюамінокислот є їх здатністю до поліконденсації, що призводить до утворення поліамідів, у тому числі пептидів, білків, нейлону, капрону.

Білет №15

Кислоти, їх класифікація та властивості на основі уявлень про електролітичну дисоціацію.

Кислоти - це електроліти, при дисоціації водних розчинів яких як катіони відщеплюються тільки іони водню.

HCl → H + + Cl -

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2-

Негативні іони, які відщеплюються від молекули кислоти, називаються кислотними залишками.

Кислоти класифікують за кількома ознаками.

За складом:

Безкисневі HCl, HNO 3

За основністю:

Одноосновні HCl, HNO 3

Двоосновні H 2 SO 4 , H 2 CO 3

Триосновні H 3 PO 4

За силою:

Сильні HCl, HNO 3 , H 2 SO 4

Слабкі H 2 S, H 2 CO 3

Загальні хімічні властивості кислотобумовлені наявністю іону водню. Для кислот характерні такі хімічні властивості:

1. Взаємодія з активними металами.

Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2

2. Взаємодія із основними оксидами.

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

3. Взаємодія з основами.

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O

H + + OH - = H 2 O

4. Взаємодія з солями – така реакція протікає тільки в тому випадку, якщо утворюється осад, летюча речовина або слабкий електроліт.

HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3

H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = AgCl ↓ + H + + NO 3 -

Мета уроку:

1. Розглянути властивості кислот у світлі теорії електролітичної дисоціації.
2. Розвивати вміння групової та індивідуальної роботи.

Завдання уроку:

1. Освітні:на основі повторення та узагальнення раніше вивченого матеріалу та в ході знайомства з новим матеріалом поглибити знання учнів про властивості кислот, відпрацювати вміння складання іонних рівнянь реакцій.
2. Виховні: формувати світоглядні поняття про пізнаваність природи, виховувати почуття патріотизму та поваги до своєї Батьківщини, почуття колективізму під час роботи в парах, впевненість у своїх силах.
3. Розвиваючі: розвивати пізнавальний інтересдо предмета, навички усної та письмової мови; пам'ять, мислення, спостережливість під час експерименту; продовжити розвиток навичок роботи з хімічними речовинамита лабораторним обладнанням у процесі виконання лабораторного досвіду, розвиток таких понять: електролітична дисоціація, іон, молекулярне рівняння реакції, повне іонне та скорочене іонне рівняння реакцій.

Тип уроку: урок повторення та узагальнення з елементами дослідження.

Обладнання:

1. Реактиви (10% розчин соляної кислоти, гідроксиду натрію, розчин карбонату натрію, нітрату срібла, хлориду цинку, лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий);
2. лабораторне обладнання (штатив із пробірками, піпетки);
3. дидактичний матеріал(Таблиця розчинності, плакат "Хімічні властивості кислот", карти-досліджень, картки-інструктажі, картки з домашнім завданням);
4. ТСО: відеоапаратура, відеофільм "8-й клас. Частина 2".

Структура уроку

I. Організаційний момент.

ІІ. Повторення вивченого матеріалу.

ІІІ. Підбиття підсумків уроку.

IV. Домашнє завдання.

Хід уроку

I. Організаційний момент

Вітання вчителя. Перевіряє готовність класу до уроку. Психологічний настрій учнів. Створення спокійної, ділової ситуації.

ІІ. Повторення вивченого матеріалу

1. Підбиття до теми уроку. Постановка цілі. Повідомлення теми уроку.

Вступне слово вчителя:

Я хочу почати наш урок з епіграфу: "Один досвід я ставлю вище, ніж тисячу думок, народжених тільки уявою" . Цей вислів належить великому російському вченому М.В.Ломоносову. З цих слів стає ясно, яку значущість надавав він досвіду. Саме тому Михайло Васильович упродовж 7 років наполегливо домагався організації хімічної лабораторії. "Професор хімії без лабораторії ніякої користі вчинити не може, так само, як професор астрономії без обсерваторії".

У результаті перша хімічна лабораторія була заснована в Росії в 1748 р. У ній було виконано багато досліджень, було зроблено багато відкриттів.

Невипадково наш урок почався зі слів цього великого вченого. Сьогодні ми з вами працюватимемо в рамках хімічної лабораторії, в якій, як і М.В.Ломоносов, проводитимемо дослідження. У нашій лабораторії ми вивчатимемо кислоти з погляду теорії електролітичної дисоціації.

Сьогодні на уроці ми розглянемо хімічні властивості кислот у світлі теорії електролітичної дисоціації. Це мета нашого уроку. Тема нашого уроку: “Кислоти у світлі теорії електролітичної дисоціації” (Запис дати та теми уроку у зошиті).

2. Загальне поняттяпро електролітичну дисоціацію. Класифікація кислот. Дисоціація кислот.

Фронтальна розмова з питань. Самостійна робота з карток біля дошки.

Переходимо до наступного етапу уроку. 3 учнів працюють по індивідуальне завданнябіля дошки. (Додаток 1)

Згадаймо основні поняття електролітичної дисоціації:

– На які групи діляться речовини щодо електричного струму? (Електроліти та неелектроліти.)

- Дайте визначення поняття "електроліт"? (Це речовина, водний розчин або розплав, якого проводить електричний струм.)

– Наведіть приклади електролітів? (Розчини та розплави солей та лугів, розчини кислот.)

- Дайте визначення поняття "неелектроліт"? (Це речовина, водний розчин та розплав якої не проводить електричний струм.)

– Наведіть приклади неелектролітів? (Нерозчинні солі та основи, оксиди, прості речовини, органічні речовини.)

- Дайте визначення поняття "електролітична дисоціація"? (Це розпад електроліту на іони під час розплавлення або розчинення у воді.)

– Дайте визначення кислоти з курсу 8 класу? (Це складна речовина, Що складається з атомів водню та кислотного залишку.)

– На які іони розпадаються кислоти під час дисоціації? (Катіони водню та аніон кислотного залишку.)

Перевірка завдань, що виконуються учнями біля дошки:

1-й учень:

Класифікація кислот за кількістю атомів водню (за основністю):

2-й учень:

Класифікація кислот за силою електроліту:

3-й учень:

Електролітична дисоціація кислот:

Питання до класу:

– Дайте визначення кислоти з погляду теорії електролітичної дисоціації? (Це електроліт, що дисоціює у водному розчині на катіон водню та аніон кислотного залишку.)

Ми повторили основні поняття, необхідні подальшого вивчення хімічних властивостей кислот.

ІІІ. Хімічні властивості кислот.

Виконує лабораторний досвід у парах і по лабораторіях. Інструктаж з охорони праці під час виконання лабораторних дослідів. Оформлення результатів у карті досліджень.

Переходимо до вивчення хімічних властивостей кислот.

- Перерахуйте хімічні властивості кислот? (Діють на індикатори, взаємодіють із металами, оксидами металів, з основами, із солями.)

Усі хімічні властивості кислот, які ви перерахували, представлені на плакаті.

Хімічні властивості кислот

I. Загальні

1. Дія на індикатори
2. Взаємодія з активними металами
3. Взаємодія з оксидами металів
4. Взаємодія з основами (…)
5. Взаємодія із солями

ІІ. Індивідуальні (якісні реакції)

Зараз ви досліджуватимете хімічні властивості кислот, а результати своєї роботи заноситимете в карту досліджень. (Додаток 2)

Досліджуємо першу властивість кислот. Увага на демонстраційний стіл! У п'яти пробірках із речовинами побували індикатори. Визначте, у яких пробірках знаходиться кислота та назва індикаторів, що визначають кислоту? (пробірка №…, індикатори: лакмус та метиловий помаранчевий)

Оформлення на дошці та у зошиті.

– Який іон визначає зміну забарвлення лакмусу у кислотах? (Катіон водню.)

Інші хімічні властивості кислот учні досліджують самостійно.

Учні працюють у лабораторіях, що вивчають хімічні властивості кислот: 1-а лабораторія – взаємодія з металами, 2-я лабораторія – взаємодія з основами, 3-я лабораторія – взаємодія із солями, 4-я лабораторія – індивідуальні властивості кислот, працюючи за окремим завданням .

Перед учнями знаходиться ящик із необхідним обладнанням та реактивами. Для роботи дана картка – інструкція (Додаток 3). Дотримуючись картки – інструкції та, дотримуючись правил охорони праці, учні виконують своє дослідження. Потім оформлюють його в карті досліджень, становлячи рівняння хімічної реакції в молекулярному та іонному вигляді. Мета дослідження – провести досвід, оформити результат, зробити висновок, подати результат іншим лабораторіям. На виконання дослідження першим трьом лабораторіям надається 7 хвилин, четвертій лабораторії – 15 хвилин. Після закінчення часу узагальнюємо результати дослідів та робимо висновки.

По закінченню часу:

Запрошуються по черзі по одному співробітнику від кожної лабораторії, який подає результати своєї роботи. Представники інших лабораторій заносять результати до своєї карти досліджень.

1-а лабораторія:

Взаємодія із активними металами.

Висновок: метали взаємодіють із кислотами. Тип реакції – реакція заміщення.

2-а лабораторія:

Взаємодія з основами:

Висновок: кислоти взаємодіють із основами. Тип реакції – реакція обміну.

Запитання до співробітників 2-ї лабораторії:

– Як називається реакція взаємодії основ із кислотами, внаслідок якої утворюється сіль та вода? (Реакція нейтралізації.)

3-я лабораторія:

Взаємодія із солями:

Висновок: кислоти взаємодіють із солями. Тип реакції – реакція обміну.

Запитання до співробітників 3-ї лабораторії:

– Якому правилу підпорядковується взаємодія кислот із солями? (Відповідно до низки кислот, кожна попередня кислота витісняє з солі наступну: слабкішу, більш летку, нерозчинну, неміцну або утворюється сіль, нерозчинна у воді.)

Після представлення результатів свого дослідження співробітники всіх лабораторій переходять до дослідження ще однієї властивості кислот взаємодія з оксидами металів. Після перегляду відеофрагменту, де представник наукової лабораторії демонструє хімічний досвідУчні у своїй карті досліджень складають рівняння даної хімічної реакції в молекулярному, повному та скороченому вигляді.

Перевірка результатів (вивішені на дошці):

Висновок: кислоти взаємодіють із оксидами. Тип реакції – реакція обміну.

Підбиття підсумків вчителем:

Отже, ми вивчили загальні властивості, характерні для всіх кислот.

Розгляньте скорочені іонні рівняння реакцій та дайте відповідь на запитання:

– У чому схожість у написанні цих рівнянь? (Є іон водню.)

– Чим пояснюються загальні властивості всіх кислот? (Наявністю іона водню.)

Висновок: загальні властивості кислот пояснюються наявністю у розчині іонів водню.

4-а лабораторіяотримала окреме завдання – провести 2 хімічні реакції, які виражені скороченими іонними рівняннями та скласти на основі скороченого іонного рівняння реакції повне іонне та молекулярне рівняння реакції, що характеризує індивідуальну властивість кислоти.

Висновок: індивідуальні властивості кислот пояснюються присутністю у розчині іонів кислотного залишку.

ІІІ. Підбиття підсумків уроку

Заключне слово вчителя.

Підіб'ємо підсумки уроку. Сьогодні у межах хімічної лабораторії ми досліджували кислоти з погляду теорії електролітичної дисоціації. Давайте ще раз звернемося до епіграфа, з якого ми розпочали наш урок: “Один досвід я ставлю вище, ніж тисячу думок, народжених тільки уявою”. Цим мудрим висловом М.В. Ломоносова давайте завершимо наш урок.

IV. Домашнє завдання

Учні отримують незвичайне домашнє завданнярізного рівня складності “Ким ви вважаєте себе у хімії?”: кандидатом наук, професором чи академіком (Додаток 4).Вчені ступеня розташовані у порядку зростання від кандидата наук до академіка. Найвищий вчений ступінь – академік. Вдома учні вибирають посильний собі варіант роботи з тим вченим ступенем, на яку вони претендують. Кожен варіант роботи включає 2 завдання, одне з них має творчий характер. До наступного уроку виконується перше завдання, виконання другого завдання дається одна-два тижня.

Білет № 11

1. Кислоти у світлі уявлень про електролітичну дисоціацію. Хімічні властивості кислот: взаємодія з металами, основними оксидами, основами, солями (на прикладі хлороводневої кислоти).

З погляду теорії електролітичної дисоціації кислотами називаються речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням іонів водню:

HCl → H + + Cl -

Суворіше формулювання: відщеплюючі як катіони ( позитивних іонів) тільки іони водню.

Фізичні властивості кислот: більшість кислот кислі на смак, розчинні у воді їдкі речовини.

Хімічні властивості кислот:

1. Фарбує розчини індикаторів лакмусу та метилового помаранчевого в червоний колір, внаслідок дисоціації у водному розчині:

HCl → H + + Cl -

2. Взаємодіє з металами, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню, наприклад, з цинком, з утворенням солі та газоподібного водню:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3.Взаємодіє з основними оксидами з утворенням солі та води:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

4.Взаємодіє з основами з утворенням солі та води:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5.Витисняє слабкі кислотиіз розчинів їх солей:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Можуть йти реакції іонного обміну:

AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓ (складайте іонні рівняння реакцій)

2. Досвід. Виділення кухонної соліз її суміші із річковим піском.

1. Додати|добавляти| до суміші трохи води, перемішати. Сіль розчиниться, пісок осяде на дно.

2. Профільтрувати отриману суміш. Якщо немає фільтра, дати відстоятися та злити верхню частинуводи із розчиненою сіллю.

(Тут ми використовуємо різну розчинністьсолі та піску у воді)

3. Випарити сіль із розчину у фарфоровій чашці.

1. Амфотерні гідроксиди, їх хімічні властивості: взаємодія з кислотами, лугами, розкладання при нагріванні (з прикладу гідроксиду цинку).

Амфотерні гідроксиди - речовини, що складаються з перехідного металу (до перехідним металамвідносяться цинк, алюміній та деякі інші) і гідроксогруп OH.

Можуть бути отримані дією лугів на розчини солей металу:

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Здатні залежно та умовами виявляти як основні, і кислотні властивості. Тобто. реагують як із кислотами, і з лугами.

З кислотами амфотерні гідроксидиреагують так само, як і основи, з утворенням солі та води. Наприклад, гідроксид цинку, нерозчинний у воді, взаємодіє з соляною кислотоюі осад зникає:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

(Отримана сіль - хлорид цинку)

Щоб записати реакцію гідроксиду цинку з лугом, його зручно записати, як кислоту водень на початку.

Осад розчиняється і в надлишку луги.

При взаємодії гідроксиду цинку з лугами утворюються солі – цинкати:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Нерозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні, утворюється оксид металу та вода:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2. Досвід. Отримання та збирання водню. Доказ наявності водню у пробірці.

Водень можна отримати взаємодією цинку із соляною кислотою:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Водень легший за повітря, тому його збирають у пробірку, перевернуту дном догори.

Щоб довести наявність водню у пробірці та перевірити його на чистоту, пробірку з воднем підносять до полум'я спиртування (пробірку тримаємо утримувачем для пробірок!). Чистий водень згорає із дзвінкою бавовною.

Якщо водень змішаний із повітрям, звук буде верескливий, кажуть «згорає зі свистом».

Склала: учитель хімії Марушенко О.О.

КИСЛОТИ ТА ПІДСТАВИ У СВІТЛІ ПРЕДСТАВ ПРО ЕЛЕКТРОЛІТИЧНУ ДИССОЦІАЦІЮ.

Ціль: охарактеризувати загальні властивості кислот та основ у світлі положень теорії електролітичної дисоціації.

Завдання:

Виховні: пояснити правила поводження з кислотами та лугами у побуті;розвивати вміння учнів на основі теоретичних знань; порівнювати, аналізувати, узагальнювати, логічно розмірковувати, робити висновки, розвивати усне мовлення; розвивати вміння роботи із книгою.

Обладнання: таблиця розчинності, крейда, дошка, листочки для самостійної роботи.

Література:

Для вчителя : 1)

2) Новошинський І.І. Контрольні роботиз хімії: 8кл. - М.: ТОВ «Видавництво Онікс»: ТОВ «Видавництво «Світ та Освіта», 2005р.

Для учня: Новошинський І.І., Новошинська Н.С. Хімія, базовий рівень. 8 клас - М.: ТОВ "ТІД" Російське слово- РС», 2011 - 146 с.

Хід уроку:

Встали, підрівнялися. Здрастуйте, сідайте. Спочатку відкриємо щоденники та запишемо домашнє завдання §39 (стор. 151-154 новий підручник).

II Актуалізація знань

Минулого уроку ми з вами вивчили нові поняття. І зараз побачимо, як ви їх вивчили. Проведемо невелике письмове опитування. (Роздаю листочки). Даю на повторення кілька хвилин. Записують все: 1) електроліт - це;

2) електролітична дисоціація-; 3) сильний електроліт -; приклади; 4) слабкий електроліт-; приклади; 5) написати рівняння дисоціації: 1 варіант сульфат калію; азотна кислота; гідроксид барію. 2 варіант сульфат алюмінію; сірчана кислота; гідроксид кальцію. Можете відкрити таблицю розчинності. На всі завдання дається 7 хвилин.

Передали листочки з останніх парт на перші.

А зараз швидко пройдемося за основними визначеннями, які стануть у нагоді нам на уроці: електроліт, електролітична дисоціацію.

Записують домашнє завдання.

Пишуть самостійну роботу.

III Пояснення нового матеріалу

Відкрили зошити та записали тему уроку «КИСЛОТИ ТА ПІДСТАВИ У СВІТЛІ УЯВ ПРО ЕЛЕКТРОЛІТИЧНУ ДИССОЦІАЦІЮ»

Ця тема є продовженням попереднього заняття. Тому сьогодні метою нашого уроку буде узагальнити відомості про іони, закріпити вміння записувати процес дисоціації за допомогою хімічних знаків та формул. Ми вчилися з вами складати рівняння дисоціації, сьогодні продовжимо складання рівнянь.

1. До складу кожної кислоти входять атоми водню та кислотні залишки. Тому при дисоціації будь-якої кислоти в розчині утворюються як катіони тільки позитивно заряджені іони водню, як аніони - іони різних кислотних залишків:

HCl = H + + Cl –

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –

Подивимося на рис у підручнику. Ми бачимо дисоціацію слабкої та сильної кислоти.

Які однакові іони тут є?

Ми знаємо, що є одноосновні та багатоосновні кислоти. Наведіть приклади багатоосновної кислоти.

Багатоосновні кислоти дисоціюють поступово: спочатку відщеплюється один іон водню H+, потім другий і т.д. В результаті цього спочатку утворюється іон з негативним зарядом-1, потім із зарядом -2 і т.д. Таку дисоціацію називаютьступінчастою дисоціацією.

Перший ступінь дисоціації

H 2 SO 3 ⇄ H++ HSO 3 –

HSO 3 – ⇄ H++ SO 3 2-

Таким чином, дисоціація даної кислоти відбувається у два щаблі і має наступну послідовність:

H 2 SO 3 ⇄ H++ HSO 3 –

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Число ступенів дисоціації залежить від кількості атомів водню в молекулі кислоти.

Розчини всіх кислот мають загальні св-ва, зумовлені наявністю в водних розчинахіонів водню. Так, наприклад, коли ми вживаємо в їжу лимон, ми відчуваємо кислий смак, і такий кислий смак вони мають за рахунок іонів водню, які відщеплюють молекули лимонної кислоти. Тому іон водню є носієм кислотних властивостей.

Таким чином, з точки зору електролітичної дисоціації (зачитують та записують)

Отже:

Властивості кислот, які вони виявляють у водних розчинах, – це властивості іонів H+.

2. Підстави у світлі уявлень про електролітичну дисоціацію.

До складу кожної основи входять іони металів та гідроксид-іони. Тому при дисоціації будь-якої основи в розчині утворюються як катіони різні іони металів, а як аніони – лише гідроксид-іони: NaOH = Na+ + OH –

KOH = K + + OH -

Слабкі багатокислотні основи дисоціюють східчасто. Тільки слабкі підстави дисоціюють східчасто, а сильні дисоціюють повністю, як ми з вами писалина минулому уроці.

Наприклад, складемо рівняння дисоціації двокислотної основи – гідроксиду магнію.

На першому ступені – :

Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –

На другому ступені + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

– .

Загальні властивостіоснов це м'якість і роз'їдання шкіри, обумовлені лише гідроксид іонами, які утворюються при дисоціації, катіони при цьому жодного значення не мають. Тому гідроксид іон єносієм лужних властивостей.

Таким чином, з погляду електролітичної дисоціації:

Підстави – в

Отже:

OH – .

Записують тему уроку.

Записують:

HCl = H + + Cl –

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –

Іони водню

Сірчана кислота

Записують:

Перший ступінь дисоціації– відщеплення одного іону водню H+ від нейтральної молекули та утворення гідросудьфіт-іону:

H 2 SO 3 ⇄ H++ HSO 3 –

Записують:

Другий ступінь дисоціації - відщеплення іону водню H + від аніону HSO 3, що утворився, - і утворення сульфіт-іону:

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Записують: Кислоти - це електроліти, які при дисоціації (розпаді) у водних розчинах як катіони відщеплюють тільки іони водню.

Властивості кислот, які вони виявляють у водних розчинах, - це властивості іонів. H + .

Записують: На першому ступені дисоціації відщеплюється один гідроксид-іон OH – :

Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –

Записують: На другому ступені дисоціації відщеплюється гідроксид-іон від катіону MgOH + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

Записують: Число ступенів дисоціації основи визначається числом гідроксид-іонів OH – .

Записують: Підстави – це електроліти, які при дисоціації вводних розчинах як аніони відщеплюють тільки гідроксид-іони.

Записують:Властивості основ, які вони виявляють у водних розчинах, - це властивості гідроксид-іонів OH – .

IV Закріплення

Для закріплення вивченого матеріалу, виконаємо першу вправу на стор 154.

H 3 PO 4 HPO 4 H 2 CO 3 H 3 SO 4 Ba(OH) 2

Вирішують біля дошки та записують у зошити.

V Висновок

Ми вивчили тему «КИСЛОТИ ТА ПІДСТАВИ У СВІТЛІ ПРЕДСТАВ ПРО ЕЛЕКТРОЛІТИЧНУ ДИССОЦІАЦІЮ », дізналися як ступінчасто дисоціюють кислоти та основи. Так само дізналися, що таке кислоти та основи у світлі ТЕД.

Встали підрівнялися. До побачення!

Прощаються.