Разработки и презентации открытых уроков
Разработки и презентации открытых уроков
Скачать:
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Положительные ионы называют катионами, отрицательные ионы – анионами. К катионам относятся: ион водорода и ионы металлов, катионы основных солей. К анионам относятся: гидроксид-ион, ионы кислотных остатков, анионы кислых солей.
ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ: H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2- HCl → H + + Cl - HNO 3 → H + + NO 3 2-
ДИССОЦИАЦИЯ ОСНОВАНИЙ : NaOH → Na + + OH - ; Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH - ;
Диссоциация растворимых солей: NaCI Na + + CI - AI 2 (SO 4 ) 3 2AI 3+ + 3SO 4 2-
ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ: Н 2 О → Н + + ОН –
В чистой воде соотношение ионов водорода и гидроксид-ионов равное: Н + = ОН - среда нейтральная; При добавлении кислоты равновесие нарушается: Н + > ОН - среда раствора кислая ; При добавлении щёлочи: Н + < ОН - среда раствора щелочная.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Гидролиз солей Учитель химии: А.А. Намы
ГИДРОЛИ З - от греч. « гидро » - вода, « лизис » - разложение .
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – реакция обмена между солью и водой, приводящая к образованию слабого электролита.
4 ТИПА СОЛЕЙ: соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием ( AL Cl 3 ); сильным основанием и слабой кислотой (Na 2 S); сильным основанием и сильной кислотой (NaCl); слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СОО NH4 ).
: Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. AlCl 3 → Al 3+ + 3Cl - ; Н 2 О → Н + + ОН – ; Al 3+ + Н + + ОН – → AlОН 2+ + Н + ; в растворе в свободном виде остался ион водорода (Н + ), значит среда раствора кислая; полное уравнение гидролиза: AlCl 3 + Н 2 О → AlОНCl 2 + НCl;
Соль, образованная, сильным основанием и слабой кислотой. Na 2 S 2Na + +S 2- Н 2 О → Н + + ОН – ; S 2- + H 2 O HS - + OH - в растворе в свободном виде остался гидроксид ион ( OH - ), значит среда раствора щелочная. Полное уравнение гидролиза Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой КС l + Н 2 О ↔ КС l ↔ К + + С l¯ Н 2 О ↔ 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 .
Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. CH 3 COONH 4 CH 3 COO - + NH 4 + Н 2 О → Н + + ОН – ; CH 3 COO - + NH 4 + +H 2 O CH 3 COOH + NH 3 *H 2 O CH 3 COONH 4 + H 2 O CH 3 COOH + NH 3 *H 2 O В этом случае гидролизу подвергаются как катион, так анион, образуются слабые электролиты, и среда раствора оказывается близкой к нейтральной или слабокислая, или слабощелочная, что зависит от констант диссоциации кислоты и основания.
Индикаторы – вещества, которые меняют окраску в зависимости от среды.
ИЗМЕНЕНИЕ ЦВЕТА РАЗЛИЧНЫХ ИНДИКАТОРОВ ПРИ ДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙ Индикатор Кислая среда рН 7 Нейтральная среда рН = 7 Щелочная среда рН 7 Лакмус Красный Фиолетовый Синий Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Малиновый Метиловый оранжевый Розовый Оранжевый Желтый
Демонстрационный опыт: к раствору соды Na 2 CO 3 приливаем поочерёдно индикаторы лакмус и метилоранж, фенолфталеин. Вещество Катионы Анионы Лакмус метилоранж Фенолфталеин Среда Na + CO 3 2- Синий Желтый Малиновый Щелочная Na 2 CO 3
Каждой группе предлагаю по одному примеру провести исследование солей: Al 2 ( SO 4 ) 3, NH 4 NO 3, С uSO 4, Na 3 PO 4, NaCl , Na 2 CO 3 , Na 2 SO 3 и на основании наблюдений сделать вывод о среде. Вещество Катионы Анионы Лакмус Метилоранж Среда
Задание №1. а) используя метилоранж и ли лакмус, определите среду раствора соли сульфата алюминия.
Вывод: раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой имеет кислую среду.
ЗАДАНИЕ №2. а) используя метилоранж или лакмус, определите среду раствора сол и фосфата натрия.
КАКОЙ ВЫВОД МОЖНО СДЕЛАТЬ, ИСХОДЯ ИЗ СОСТАВА СОЛИ И СРЕДОЙ ЕЁ РАСТВОРА? Раствор соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой имеет щелочную среду.
Задание №3. а ) определить среду раствора соли, образованной сильной кислотой и сильным основанием NaCI . б ) обосновать свой ответ.
Вывод: Среда нейтральная,т.к. не образуется слабый электролит; такие соли гидролизу не подвергаются.
Вещество катионы анионы Лакмус Метил-оранж Фенол-фталеин Вывод Кислота Н + красный розовый бесцветный Кислая Основание ОН - синий жёлтый малиновый Щелочная Вода Фиолетовый оранжевый бесцветный нейтральная NaCl Na + Cl - Фиолет - ый оранжев бесцветный нейтральная К 2 CO 3 К + CO 3 2- синий жёлтый малиновый Щелочная MgCI2 Mg 2+ Cl - красный розовый бесцветный Кислая
СИЛУ УМУ ПРИДАЮТ УПРАЖНЕНИЯ 1.Кислую среду имеет водный раствор: а. Na 3 PO 4 б. KCl в. Na 2 CO 3 г. ZnSO 4 2.Щелочную среду имеет водный раствор: а. FeCl 3 б. K 2 SO 4 в. Na 2 CO 3 г. BaCl 2
3.Нейтральную среду имеет раствор: а . Нитрата меди ( II) Cu(NO 3 ) 2 б.Нитрата бария BaNO 3 в.Ацетата калия CH 3 COONH 4 г.Карбоната натрия Na(CO 3 ) 2 4.Одинаковую реакцию среды имеют растворы карбоната натрия и а.нитрата бария BaNO 3 б.сульфита калия K 2 SO 3 в.сульфата натрия Na 2 SO 4 г.хлорида алюминия AICI 3
5.Кислую реакцию среды имеет каждый из двух растворов: а. BaCl 2 и ZnCl 2 б. AlCl 3 и FeCl 2 в. FeCl 3 и NaCl г. KCl и CaCl 2 6.Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, а.Гидролизуется по катиону б.Гидролизуется по аниону в.Не подвергается гидролизу г.Полностью разлагается водой
7. Установите соответствие между составом соли и реакцией среды её водного раствора Ответ: Состав соли Реакция среды А. NaNO 2 Б. AI 2 (SO 4 ) 3 В. NaNO 3 Г. К NO 3 1.Кислая 2. Щелочная 3. Нейтральная А Б В Г
8. Установите соответствие между названием соли и средой её водного раствора. Название соли Среда раствора А. нитрат свинца Pb(NO 3 ) 2 Б. карбонат калия K 2 CO 3 B . нитрат натрия NaNO 3 Г.сульфид лития (Li 2 S) 1.Кислая 2. Щелочная 3. Нейтральная А Б В Г
9 . Установите соответствие между названием соли и отношением её к гидролизу. Название соли Отношение к гидролизу А) хлорид цинка Б) сульфид калия В) нитрат натрия Г) нитрат меди ( II ) Гидролизуется по катиону Гидролизуется по аниону Гидролизуется по катиону и аниону Не гидролизуется А Б В Г
10.Установите соответствие между названием соли и отношением её к гидролизу. НАЗВАНИЕ СОЛИ ОТНОШЕНИЕ К ГИДРОЛИЗУ А) сульфид цезия Б) сульфат алюминия В) карбонат натрия Г)ацетат аммония 1.Гидролизуется по катиону 2.Гидролизуется по аниону 3.Гидролизуется по катиону и аниону 4.Не гидролизуется А Б В Г
11. Установите соответствие между веществом и продуктами его гидролиза. Формула вещества Продукты гидролиза А) Al 2 S 3 Б) KF В) ZnCl 2 Г) CaC 2 1. Zn ( OH ) Cl и HCl Al(OH)S и H 2 S Al(OH) 3 и H 2 S Ca(OH) 2 и C 2 H 2 Ca(OH) 2 и CH 4 NaHCO 3 и NaOH А Б В Г
ДОМА Заполните технологические карты и напишите уравнения гидролиза в ионном и молекулярном виде.
Предварительный просмотр:
Министерство образования и науки Республики Тыва
Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Моген-Буренская средняя общеобразовательная школа
Открытый урок по химии в 11 классе
в контексте подготовки к ЕГЭ
по теме
«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»
Учитель химии первой категории
МБОУ Моген-Буренская СОШ
Аяна Александровна Намы
Кызы-Хая, 2017
Цель: актуализировать, систематизировать и углубить знания учащихся об окислительно–восстановительных реакциях; усвоение учащимися стандартного минимума знаний по теме.
Задачи:
Образовательные задачи:
- повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- совершенствовать умение учащихся выражать сущность окислительно–восстановительных реакций методом электронного баланса, закрепляя понятия процессов окисления, восстановления;
- дать представление о составлении ОВР электронно-ионным методом;
- рассмотреть классификацию окислительно–восстановительных реакций. Научить старшеклассников определять признаки, положенные в основу классификации окислительно–восстановительных реакций, и различать реакции межмолекулярные, внутримолекулярные, дисмутации;
- совершенствовать практические навыки при выполнении лабораторных опытов;
- познакомить учащихся с заданиями ЕГЭ, проверяющие данные элементы содержания.
Развивающие задачи:
- способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- формирование умений анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме.
Воспитательные задачи:
- воспитание осознанной потребности в знаниях;
- развитие любознательности;
- воспитание активности и самостоятельности при изучении данной темы, умения слушать своих одноклассников.
Тип урока: комбинированный.
Оборудование и реактивы: растворы KMnO4, H2SO4, Na2SO3, КOH(конц). Пробирки лабораторные, спиртовка, пробиркодержатель, лучинка. ПСХЭ Д.И.Менделеева, персональный компьютер, медиапроектор.
План урока.
- Организационный момент (2 мин)
- Актуализация знаний (10мин)
- Повторение и обобщение изученного ранее материала. Объяснение новой темы. (20)
- Закрепление (8мин)
- Домашнее задание.
Форма организации работы с учащимися: фронтальная, индивидуальная
Методы обучения: частично - поисковый
- Общий метод (частично – поисковый).
- Частный метод (словесно – наглядно – практический).
- Конкретный метод (объяснение с элементами беседы).
Ход урока
- Организационный момент (cообщение темы, постановка цели и задач урока)
- Актуализация знаний (учитель показывает значение окислительно-восстановительных реакций).
Окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. Они играют огромную роль в процессах обмена веществ в живых организмах. С ними связано дыхание, гниение, брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные реакции обеспечивают круговорот веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты, соли, оксиды и многие другие важнейшие соединения, необходимые человечеству. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в аккумуляторах, гальванических элементах.
Таким образом, тема урока «Окислительно-восстановительные реакции» интересна своей практической направленностью. И является важным компонентом знаний выпускников средних школ, проверяемых заданиями теста ЕГЭ. Предлагаю построить наш урок в контексте подготовки к ЕГЭ.
- Повторение и обобщение изученного ранее материала
Учитель проецирует на экран демонстрационный вариант ЕГЭ по химии 2017 года. И организует беседу, направленную на актуализацию важнейших опорных знаний о степени окисления, понятий теории ОВР.
3. Степень окисления +7 хлор имеет в соединении 1) Ca(ClO2)2 2) HClO3 3) NH4Cl 4) HClO4 |
- Что такое степень окисления?
Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. (Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений.)
- Вспомните алгоритм определения степени окисления химического элемента в неорганических соединениях.
(на примере выполнение задания А4 учащиеся вспоминают правила определения степени окисления элемента в неорганических соединениях)
Затем для закрепления умения определять степень окисления элементов по формулам соединений, учитель организует самостоятельную работу.
Самостоятельная работа (фронтальная письменная работа, 1 ученик выполняет задание у доски)
Задание 1. Определите степени окисления элементов в заданных формулах бинарных соединений. Назовите вещества, формулы которых: SiF4, P2O3, As2O5, CaH2, Li3N, OsF8, SiCl4, H3P, SCl4, PCl3, H4C, H3As, SF6, SnBr4, AlN, Sb2O5, K2O4.
Задание 2
Определите степени окисления элементов в соединениях, формулы которых: NH4Cl, KCrO2, Fe(OH)2, BaHPO4, AlOHCl2, K2MnO4, HClO3, NaAsO2, NH4HSO3, K2CrO4, NH4ClO4.
Учитель напоминает, что в сложном ионе алгебраическая сумма степеней окисления атомов равна заряду иона, и предлагает учащимся выполнить следующее задание.
Задание 3.
Определите степень окисления элементов в ионах: Cr2O, SO, P2O, NH, ClO, BrO, CrO, AsO, BrO.
21. Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента азота, которое он проявляет в этой реакции. УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВО АЗОТА А) NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 1) является окислителем Б) 3СuO + 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2O 2) является восстановителем В) 4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O 3) является и окислителем, Г) 6Li + N2 = 2Li3N и восстановителем 4) не проявляет окислительно- восстановительных свойств |
- Определите понятие «окислитель».
Окислитель – частица, принимающая электроны.
- Определите понятие «восстановитель».
Восстановитель – частица, отдающая электроны.
- Что называется процессом восстановления? Как изменяется степень окисления элемента при восстановлении?
Восстановление – процесс принятия электронов, при этом степень окисления элемента понижается.
- Что называется процессом окисления? Как изменяется степень окисления элемента при окислении?
Окисление - процесс отдачи электронов, при этом степень окисления элемента повышается.
Задание 4 .
(Учащиеся выполняют задание по вариантам, после выполнения – самопроверка с ответами, показанными учителем на экране).
Какие из перечисленных ниже процессов представляют собой: окисление (О), какие – восстановление (В)? Определите число отданных или принятых электронов.
Вариант I Вариант II Вариант III Вариант IV
- Cl2Cl-1 1. Se0→Se-2 1. 2H+1→H 1. Fe0→ Fe+3
- S-2 → S0 2. Cu+2 → Cu0 2. Fe0→ Fe+2 2. N+5 → N+3
- Cs0 → Cs+1 3. Cr0 → Cr+3 3. Fe+2→ Fe+3 3. N+3 → N+5
- Sn+2 → Sn+4 4. H→ 2H+1 4. S+4 → S0 4. Cu+2 → Cu0
- Fe+3→ Fe+2 5. 2O-2 → O 5. S+4 → S+6 5. Sn+4 → Sn+2
- Ni0 → Ni+2 6. Cr+6 → Cr+3 6. S0 → S+4 6. H→ 2H+1
Ответы:
Вариант I Вариант II Вариант III Вариант IV
О: 2,3,4,6 О: 3,4,5 О: 2,3,5,6 О: 1,3,6
В: 1,5 В: 1,2,6 В: 1,4 В: 2,4,6
В результате выполнения этой работы учитель предлагает учащимся сформулировать
Правила определения функции соединения в ОВР (записывают в тетрадь).
- Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть окислителем.
- Если элемент проявляет в соединении низшую степень окисления, то это соединение может быть восстановителем.
- Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как восстановителем, так и окислителем.
Задание 5.
Предскажите функции веществ в окислительно-восстановительных реакциях: H2SO4, SO2, S, H2S.
Ответ.
H2O4 – окислитель, так как элемент сера проявляет в данном соединении высшую степень окисления (+6).
H2 - восстановитель, так как элемент сера проявляет в данном соединении низшую степень окисления (-2).
O2, - окислитель и восстановитель, так как элемент сера проявляет в данном соединении промежуточную степень окисления
Углубление и расширение знаний.
Учитель знакомит учащихся с некоторыми важнейшими восстановителями и окислителями, предлагает провести лабораторный опыт, предварительно вспомнив правила техники безопасности).
Важнейшие восстановители: HCl; HBr; NH3; H2S; MnSO4; из простых веществ – С, Н2, металлы.
Важнейшие окислители: H2SO4; HNO3; KMnO4; K2MnO4; HClO4; K2Cr2O7; K2CrO4 и др.; некоторые простые вещества O2; F2; Cl2; Br2; S
Лабораторный опыт (инструкция для учащихся)
Опыт 1. Налейте в пробирку немного раствора KMnO4, добавьте к нему концентрированный раствор щелочи, затем раствор сульфита натрия и взболтайте. Что наблюдаете? Обратите внимание на изменение цвета раствора. Составьте схему проведенной реакции.
KMnO4 + KOH + Na2SO3 → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Учитель:
- Как уравнять данную реакцию? Как называются реакции, в которых степень окисления элементов изменяется?
- Окислительно-восстановительные реакции.
(Учитель демонстрирует на экран задание С1 и предлагает учащимся сравнить его со схемой составленной ими реакции)
С 1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции Na2SO3 + … + KOH → K2MnO4 + … + H2O Определите окислитель и восстановитель. |
Учитель:
- в отличие от заданий базового и повышенного уровня (частей А и В), выполнение которых основано на умении определять степени окисления элементов и знании ОВР, в заданиях высокого уровня (задание С1) предлагается составить достаточно сложное уравнение ОВР методом электронного баланса.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
Учитель:
- Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещенных от восстановителя к окислителю. Применяется метод для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
Учитель предлагает учащимся рассмотреть алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса (приложение 1).
Учащиеся уравнивают схему реакции
2KO4 + 2KOH + Na2O3 → 2K2O4 + Na2O4 + H2O
Mn+7 + 1→ Mn+6 2 вос-ся, ок-тель
2
S+4 - 2 → S+6 1 ок-ся, вос-тель
и выполняют следующий лабораторный опыт.
Лабораторный опыт (инструкция для учащихся)
Опыт 2. К 1-2 мл раствора KMnO4 добавьте воду и затем раствор сульфита натрия. Что наблюдаете? Как изменился цвет раствора? Составьте уравнение реакции методом электронного баланса.
2KO4 + H2О + 3Na2O3 → 2O2↓ + 3Na2O4 + 2КОH
Mn+7 + 3→ Mn+4 2 вос-ся, ок-тель
6
S+4 - 2 → S+6 3 ок-ся, вос-тель
Опыт 3. К 1-2 мл раствора KMnO4 добавьте несколько капель серной кислоты, затем осторожно взбалтывая раствор сульфита натрия. Что наблюдаете? Обратите внимание на изменение цвета раствора. Составьте уравнение реакции методом электронного баланса.
2KO4 + 3H2SO4 + 5Na2O3 → 2SO4 + 5Na2O4 + К2SO4 + 3H2O
Mn+7 + 5→ Mn+2 2 вос-ся, ок-тель
10
S+4 - 2 → S+6 5 ок-ся, вос-тель
Учитель:
- Итак, при составлении уравнений реакций, мы использовали метод электронного баланса. Несмотря на его универсальность, он имеет недостатки. Так, при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц. Поэтому, в случае очень сложных ОВР, когда участвуют в качестве окислителя и восстановителя не просто атомы или ионы, а частицы с определенным зарядом, используют электронно–ионный метод составления ОВР. Учащимся, которые при поступлении в вуз будут сдавать экзамен по химии, этот метод следует знать. При составлении ОВР таким методом обязательно знание среды ОВР (кислая, щелочная, нейтральная).
Электронно–ионный метод дает возможность в конечном итоге выйти практически сразу на все коэффициенты уравнения. Почему электронно–ионный? Так как большинство ОВР происходят в растворах, среда может быть щелочной, нейтральной, то все вещества в растворах находятся в виде катионов и анионов, т.к. прошла их диссоциация. В схеме баланса записываются не отдельные элементы, а катионы и анионы, в состав которых они входят. Вещества, которые не диссоциируют, записываются молекулярной формулой. Обязательно учитываются количество кислородных атомов в этих частицах и самое главное – среда. Если время урока позволяет, то учащимся можно показать этот метод на определенной ОВР.
Na2O3 + KO4 + H2SO4 → SO4 + Na2O4 + К2SO4 + H2O
вос-тель ок-тель среда
Общий ионный вид:
частица частица кислая
с недостат- с избыт- среда
ком «О» ком «О»
2
(-1+8 = +7) +2
10
5
(-2+0 = -2) (-2+2 = 0)
________________________________________________________________
6Н+ 3Н2О
Полученные коэффициенты переносим в уравнение:
5Na2O3 + 2KO4 + 3H2SO4 → 2SO4 + 5Na2O4 + К2SO4 + 3H2O
- Также для уверенного составления уравнений ОВР необходимо знать их классификацию. Различают три типа окислительно-восстановительных реакций.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции
межмолекулярные внутримолекулярные реакции
реакции реакции диспропорционирования
Межмолекулярные ОВР – это такие реакции, в которых обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами, ионами (окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, частицах).
C0 + O = C+4O Cl + 2KBr- = Br+ 2KCl-
C0 – восстановитель; O - окислитель Cl- окислитель; Br-– восстановитель
Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе (молекуле, частице).
= O↑ +
N+5- окислитель; O-2 – восстановитель Hg+2- окислитель; O-2 – восстановитель
Реакции диспропорционирования – реакции, где молекулы или ионы одного и того же вещества реагируют друг с другом как восстановитель и окислитель, вследствие того что содержащиеся в них атомы с переменными (промежуточными) степенями окисления отдаю и принимают электроны переходя в состояния – один с низшей с.о., другой с высшей с.о.
Легкость реакции диспропорционирования связана с близостью внешнего энергетического уровня в состоянии атома.
3K2O3 + 3K2O3 = 3K2O4 + K2
- окислитель; – восстановитель - окислитель; - восстановитель
Закрепление изученного материала.
Учащиеся предлагается выполнить задания, подобранные из контрольно-измерительных материалов ЕГЭ, открытого банка заданий ЕГЭ и аналитического отчета о результатах ЕГЭ 2017.
1. Только окислительные свойства способен проявлять
1) кислород
2) фтор
3) хлор
4) азот
2. Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства при взаимодействии с
1) водородом и железом
2) углеродом и цинком
3) хлором и фтором
4) натрием и кислородом
3. Сера является окислителем в реакции с
1) кислородом
2) металлами
3) хлором и фтором
4) азотной кислотой
4. Только восстановительные свойства проявляет
1) фосфор
2) бром
3) цинк
4) сера
5. В окислительно-восстановительной реакции Cu+HNO3(разб)→Cu(NO3)2+NO+H2O коэффициент перед окислителем
1) 8 2) 10 3) 6 4) 4
6. Окислительно-восстановительной не является реакция
1) 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4
3) Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2
4) Н2C = O + 2Ag2O = 4Ag + CO2 + H2O
7. Азот является восстановителем в реакции
1) N2 + O2
2) N2 + H2
3) N2 + Mg
4) N2 + C
21. Установите соответствие между уравнением реакции и формулой вещества, которое в данной реакции является окислителем. УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬ А) H2S + I2 = S + 2HI 1) I2 Б) 2S + С = СS2 2) SO3 В) 2SO3 + 2KI = I2 + SO2 + K2SO4 3) S Г) S + 3NO2 = SO3 + 3NO 4) HI 5) H2S 6) NO2 |
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции
KNO2 + … + H2SO4 → I2 + NO + … + …
Определите окислитель и восстановитель.
На конкретных примерах найдите ошибки, допущенные учащимися при выполнении данного задания.
(допущены ошибки при указании окислителя и восстановителя)
В данном случае выпускник в качестве вещества восстановителя указал HI вместо KI. Хотя KI тоже обладает восстановительными свойствами и поэтому можно считать, что ответ не противоречит химической сущности условия задания. Однако, в ответе присутствует ошибка в определении окислителя и восстановителя.
Домашнее задание
- В домашних условиях при попадании ртути в труднодоступные места предлагают использовать раствор перманганата калия в кислой среде (аптечный пузырек «марганцовки» (2г) растворить в 1 л воды и добавить 0,5 столовой ложки уксуса). Составить уравнение связывания ртути методом электронного баланса (вместо уксусной кислоты взять соляную).
Hg + KMnO4+ HCl → HgCl2+ KCl + MnO2 + H2O
- Составить ОВР методом электронного баланса; для учащихся, выбравших ЕГЭ по химии - двумя методами:
KMnO4 + H2SO4 + Na2S → MnSO4 + Na2SO4 + К2SO4 + H2O+ S
Ответ:
а) электронный баланс:
Mn+7 + 5→ Mn+2 2 вос-ся, ок-тель
10
S-2 - 2 → S0 5 ок-ся, вос-тель
2KMnO4 + 8H2SO4 + 5Na2S → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + К2SO4 + 8H2O+ 5S
б) электронно–ионный метод:
S-2 +Mn+2H+ = S0 + Mn+2 + H2O
5
10 это коэффициенты в уравнении
2
______________________________________
2MnO+ 16H+ + 5S2- →2Mn2+ + 8H2O + 5S0
ПРИЛОЖЕНИЕ.
Приложение 1.
Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Последовательность действий | Примеры |
Составить схему химической реакции | KClO3→KCl + O2 |
Определить и расставить степени окисления элементов | |
Выбрать элементы, изменившие степень окисления. Выписать их и показать схематично переход электронов (составить электронный баланс). | + 6= 2 |
Найти наименьший общий множитель и определить коэффициенты перед окислителем и восстановителем | + 6= 2 вос-ся, ок-ль 6 2 3 ок-ся, вос-тель |
Расставить коэффициенты из электронного баланса. | 2KClO3→2KCl + 3O2 |
Сравнением числа атомов каждого элемента в правой и левой части уравнения реакции определить и проставить недостающие коэффициенты. |
Анализ проведенного урока.
В результате проведения данного урока удалось достичь поставленной цели. Урок построен на основе разбора заданий ЕГЭ по теме «Окислительно-восстановительные реакции». Во время занятия учащиеся повторили основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, совершенствовали умение составлять ОВР методом электронного баланса, познакомились с методом полуреакций, классификацией ОВР.
Урок получился достаточно насыщенным и объемным, как теоретическим материалом, так и практическим, с использование химического эксперимента. Считаю рациональным проведение сдвоенных уроков. Первый: урок – лекция, второй: урок – упражнение.
Закрепление также было построено на примере заданий ЕГЭ, подобранных из контрольно-измерительных материалов ЕГЭ 2017 года и предыдущих лет, открытого банка заданий ЕГЭ. Причем, приведены примеры ошибочных ответов выпускников в задании С1, взятые из аналитического отчета о результатах ЕГЭ 2017. Учащимся необходимо было найти эти ошибки и исправить.
Практически со всеми заданиями базового и повышенного уровня учащиеся справились успешно. Затруднения вызвали задания С1 с пропусками веществ. Считаю, что для отработки навыка составления уравнений ОВР с участием неорганических веществ, особенно электронно-ионным методом недостаточно 1-2 уроков. Поэтому задания подобного рода (высокого уровня) мы отрабатываем на факультативных занятиях дополнительно.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Что такое степень окисления? Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. (Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений )
Самостоятельная работа Задание 1. Определите степени окисления элементов в заданных формулах бинарных соединений. Назовите вещества, формулы которых: SiF 4 , P 2 O 3 , As 2 O 5, CaH 2, Li 3 N, OsF 8, SiCl 4, H 3 P, SCl 4, PCl 3, H 4 C, H 3 As, SF 6 , SnBr 4 , AlN, Sb 2 O 5 , K 2 O 4 . Задание 2. Определите степени окисления элементов в соединениях, формулы которых: NH 4 Cl, KCrO 2, Fe(OH) 2, BaHPO 4 , AlOHCl 2 , K 2 MnO 4 , HClO 3 , NaAsO 2 , NH 4 HSO 3 , K 2 CrO 4 , NH 4 ClO 4.
Задание 3. Определите степень окисления элементов в ионах:
Окислитель – частица, принимающая электроны. Восстановитель – частица, отдающая электроны. Восстановление – процесс принятия электронов, при этом степень окисления элемента понижается. Окисление - процесс отдачи электронов, при этом степень окисления элемента повышается.
Правила определения функции соединения в ОВР (записывают в тетрадь). Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления , то это соединение может быть окислителем . Если элемент проявляет в соединении низшую степень окисления , то это соединение может быть восстановителем . Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления , то это соединение может быть как восстановителем , так и окислителем .
Важнейшие восстановители: HCl ; HBr ; NH 3 ; H 2 S ; MnSO 4 ; из простых веществ – С, Н 2 , металлы. Важнейшие окислители: H 2 SO 4 ; HNO 3 ; KMnO 4 ; K 2 MnO 4 ; HClO 4 ; K 2 Cr 2 O 7 ; K 2 CrO 4 и др.; некоторые простые вещества O 2 ; F 2 ; Cl 2 ; Br 2 ; S
Правила определения функции соединения в ОВР (записывают в тетрадь). Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления , то это соединение может быть окислителем . Если элемент проявляет в соединении низшую степень окисления , то это соединение может быть восстановителем . Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления , то это соединение может быть как восстановителем , так и окислителем .
Опыт 1. Налейте в пробирку немного раствора KMnO 4 , добавим к нему концентрированный раствор щелочи , затем раствор сульфита натрия и взболтаем. Что наблюдаете? Обратите внимание на изменение цвета раствора. Составьте схему проведенной реакции. Na 2 SO 3 + … + KOH → K 2 MnO 4 + … + H 2 O
Опыт 2. К 1-2 мл раствора KMnO 4 добавьте воду и затем раствор сульфита натрия. Что наблюдаете? Как изменился цвет раствора? Составьте схему проведенной реакции. 2KMnO 4 + … + H 2 O = … + 3K 2 SO 4 +2KOH
Опыт 3. К 1-2 мл раствора KMnO 4 добавьте несколько капель серной кислоты , затем осторожно взбалтывая раствор сульфита натрия. Что наблюдаете? Обратите внимание на изменение цвета раствора. Составьте схему проведенной реакции. 2KMnO 4 + 5K 2 SO 3 + … = 2MnSO 4 +6K 2 SO 4 + …
Силу уму придают упражнения 1. Только окислительные свойства способен проявлять 1) кислород 2) фтор 3) хлор 4) азот 2. Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства при взаимодействии с 1) водородом и железом 2) углеродом и цинком 3) хлором и фтором 4) натрием и кислородом
3. Сера является окислителем в реакции с 1) кислородом 2) металлами 3) хлором и фтором 4) азотной кислотой 4. Только восстановительные свойства проявляет 1) фосфор 2) бром 3) цинк 4) сера
6. Окислительно-восстановительной не является реакция 1) 2Na + Cl 2 = 2NaCl 2) 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + Н 2 4) Н 2 C = O + 2Ag 2 O = 4Ag + CO 2 + H 2 O 7. Азот является восстановителем в реакции 1) N 2 + O 2 2) N 2 + H 2 3) N 2 + Mg 4) N 2 + C
Домашнее задание 1.Составить уравнение связывания ртути методом электронного баланса (вместо уксусной кислоты взять соляную). Hg + KMnO 4 + HCl → HgCl 2 + KCl + MnO 2 + H 2 O 2.Составить ОВР методом электронного баланса; для учащихся, выбравших ЕГЭ по химии - двумя методами: KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 S → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + К 2 SO 4 + H 2 O+ S
Предварительный просмотр:
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение
Моген-Буренская средняя общеобразовательная школа
План – конспект
урока химии в 8 классе
Основные классы неорганических веществ. Кислоты.
Подготовила:
Намы Аяна Александровна
учитель химии
с. Кызыл-Хая, 2014
Цель: изучить классификацию кислот, их химические свойства, применение и нахождение в природе.
Образовательные задачи: сформировать понятие кислота, показать место кислот в классификации неорганических веществ, сформировать знания классификации кислот и их свойств.
Развивающие задачи: совершенствовать навыки работы с лабораторным оборудованием, усвоить правила работы в химическом кабинете. Восстановить в памяти понятие простого и сложного вещества, металла и неметалла
Воспитательные задачи: вырабатывать стремление к коллективизму, формировать мировоззренческие понятия познаваемости в природе. Продолжить отработку культуры химического эксперимента.
Методы, используемые на уроке: Методы проблемно – поискового обучения.
Форма работы: групповая.
Тип урока: Комбинированный урок. Урок изучения нового материала.
Оборудование: Рудзитис Г.Е 8 класс
Таблицы “Кислоты”, “Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева”, “Таблица растворимости”.
Спиртовка, пробирки, ручной держатель, демонстрационный штатив для пробирок, термометр, химические стаканчики.
Реактивы: Набор неорганических кислот: серная, соляная, азотная, фосфорная;
Набор органических кислот: аскорбиновая, уксусная, лимонная;
Яблоко, лимон, щавель, молоко;
Набор индикаторов: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый;
Техники и приемы, используемые на уроке:
- технология проблемно-диалогического изучения данного материала;
- технология разноуровневого обучения (выполнение заданий);
- технология проектного обучения (начало исследовательской деятельности);
- словесные – рассказ учителя, беседа с учащимися;
- наглядные и практические (знакомство с химическими веществами и выполнение учащимися лабораторного опыта).
Межпредметные связи: с биологией, физикой, математикой и русским языком.
План урока:
- Организационный момент.
- Актуализация знаний
- Изучение нового материала.
- Кислоты в природе.
- Определение кислот.
- Лабораторная работа.
- Классификация кислот.
- Номенклатура.
- Физические свойства кислот.
- Представители кислот;
- Домашнее задание.
- Подведение итогов урока.
Ход урока:
1. Организационный момент.
2.Актуализация знаний.
-Какую тему мы изучали на протяжении последних уроков?
(Учитель задает всему классу вопрос). Изучали тему: «Соединения химических элементов»
-Какие соединения химических элементов мы уже изучили?
(Учитель задает всему классу вопрос). Познакомились с классом оксидов, оснований.
-Какие химические соединения называются оксидами? (Учитель задает всему классу вопрос). Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых – кислород в степени окисления – 2.
- Какие химические соединения называются основаниями?
(Учитель задает всему классу вопрос). Основания - это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними гидроксид-ионов.
Из перечисленных химических формул, выберите оксиды и основания и запишите в таблицу:
SO3, HCI, CO2 , CuO, HNO3 ,Fe O, H2SO4 , Ca (OH)2 , K2O ,KOH, Na2O, Cu(OH)2, Al2O3 ,Zn(OH)2, Fe(OH)3.(Слайд 1,) Заполнение таблицы у доски двумя учениками, а остальные работают в тетрадях (Слайд 1).
Оксиды | Основания |
Знания оценивает учитель и сами ученики.
-Дать названия оксидам и основаниям.
(Учитель вызывает учащихся к доске, а остальные занимаются самооценкой). Самопроверка (Слайд 2).
Возникает проблемная ситуация, которая будет решаться с помощью подводящего и побуждающего диалога. Обратите внимание!
-Почему некоторые химические формулы вы не записали в таблицу? (Учитель создает проблему). Данные формулы нельзя отнести ни к оксидам, ни к основаниям, потому что они не соответствуют им по составу.
Совершенно верно. Молодцы! Сегодня мы расширим ваши знания о сложных веществах и познакомимся с еще одним классом неорганических соединений – классом кислот. (Слайд 3, слайд 4).
-Где встречаются кислоты в природе? (сообщения учеников)
-В муравьях и крапиве встречается муравьиная кислота, которая используется в медицине для лечения ревматизма.
-Голожаберные моллюски в порядке самообороны выстреливают парами серной кислоты.
-Тропический паук педипальпида стреляют во врагов струйкой жидкости, содержащий 84% уксусной кислоты (Слайд 5).
-Лишайники выделяют кислоты, которые разрушают горные породы.
Ммухоморы в качестве ядовитых токсинов « используют» иботеновую кислоту. Это вещество так ядовито, что мухомору незачем прятаться (Слайд 6).
- Очень популярен в народе щавель, который содержит щавелевую кислоту.
- Томаты содержат яблочную, лимонную, щавелевую кислоты (Слайд 7).
-Лимоны, апельсины содержат аскорбиновую кислоту и витамин (Слайд 8).
-Из аминокислот в организме человека синтезируются белки (Слайд 9).
- Молочная кислота образуется в мышцах при физической работе.
- Соляная кислота, находящаяся в желудке помогает переваривать пищу (Слайд 10).
Учитель сообщает о том, что лимонная кислота встречается в лимонах, яблочная – в яблоках, щавелевая – в листья щавеля и др. (Слайд11)
- кефир, простокваша содержит молочную кислоту (Слайд 12).
(Учитель пишет тему урока и несколько химических формул кислот на доске). Ученики пишут в тетрадях.
-Подберите однокоренные слова к слову кислота (Слайд 13).
Ответ. Кисло, кислый.
Таким образом, самоназвание класса указывает на одно из физических свойств кислот. Действительно кислоты имеют кислый вкус, его вы ощущаете, когда положите на язык ломтик лимона, в соке которого содержится небольшое количество лимонной кислоты. Но, помните о том, что эта кислота пищевая! Пробовать на вкус кислоты ни в коем случае нельзя – можно отравиться или получить сильный химический ожог, так как кислоты обладают разъедающим действием.
Серную, соляную, азотную, фосфорную кислоты получают искусственным путем.
-Как можно распознать кислоты, не пробуя на вкус?
Правильно, с помощью индикаторов (лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого).
Сообщения учащихся об индикаторах.
ИНДИКАТОРЫ (от лат. indicator – указатель) – вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора.
Кислотно-щелочные индикаторы весьма разнообразны; многие из них легкодоступны и потому известны не одно столетие. Это отвары или экстракты окрашенных цветов, ягод и плодов. Так, отвар ириса, анютиных глазок, тюльпанов, черники, ежевики, малины, черной смородины, красной капусты, свеклы и других растений становится красным в кислой среде и зелено-голубым – в щелочной. Это легко заметить, если помыть кастрюлю с остатками борща мыльной (т.е. щелочной) водой. С помощью кислого раствора (уксус) и щелочного (питьевая, а лучше – стиральная сода) можно также сделать надписи на лепестках различных цветов красного или синего цвета.
Обычный чай – тоже индикатор. Если в стакан с крепким чаем капнуть лимонный сок или растворить несколько кристалликов лимонной кислоты, то чай сразу станет светлее. Если же растворить в чае питьевую соду, раствор потемнеет (пить такой чай, конечно, не следует). Чай же из цветков («каркаде») дает намного более яркие цвета.
Вероятно, самый старый кислотно-основной индикатор – лакмус. Еще в 1640 ботаники описали гелиотроп (Heliotropium Turnesole) – душистое растение с темно-лиловыми цветками, из которого было выделено красящее вещество. Этот краситель, наряду с соком фиалок, стал широко применяться химиками в качестве индикатора, который в кислой среде был красным, а в щелочной – синим. Об этом можно прочитать в трудах знаменитого физика и химика XVII века Роберта Бойля. Вначале с помощью нового индикатора исследовали минеральные воды, а примерно с 1670 года его начали использовать в химических опытах. «Как только вношу незначительно малое количество кислоты, – писал в 1694 французский химик Пьер Поме о „турнесоле", – он становится красным, поэтому если кто хочет узнать, содержится ли в чем-нибудь кислота, его можно использовать». В 1704 немецкий ученый М.Валентин назвал эту краску лакмусом; это слово и осталось во всех европейских языках, кроме французского; по-французски лакмус – tournesol, что дословно означает «поворачивающийся за солнцем». Так же французы называют и подсолнечник; кстати, «гелиотроп» означает то же самое, только по-гречески. Вскоре оказалось, что лакмус можно добывать и из более дешевого сырья, например, из некоторых видов лишайников.
К сожалению, почти у всех природных индикаторов есть серьезный недостаток: их отвары довольно быстро портятся – скисают или плесневеют (более устойчивы спиртовые растворы). Другой недостаток – слишком широкий интервал изменения цвета. При этом трудно или невозможно отличить, например, нейтральную среду от слабокислой или слабощелочную от сильнощелочной. Поэтому в химических лабораториях используют синтетические индикаторы, резко изменяющие свой цвет в достаточно узких границах рН.
В лабораториях нередко используются универсальные индикаторы – смесь нескольких индивидуальных индикаторов, подобранных так, что их раствор поочередно меняет окраску, проходя все цвета радуги при изменении кислотности раствора в широком диапазоне рН (например, от 1 до 11). Раствором универсального индикатора часто пропитывают полоски бумаги, которые позволяют быстро (хотя и с не очень высокой точностью) определить рН анализируемого раствора, сравнивая окраску полоски, смоченной раствором, с эталонной цветовой шкалой.
Повторение ТБ при работе с кислотами. Внимание! Работать с кислотами необходимо аккуратно, так как можно получить ожог или отравление.
Но, чтобы этого не случилось нужно при выполнении лабораторных работ с кислотами соблюдать правила техники безопасности.
Повторим: выполнять все указания учителя, Не пробовать вещества на вкус, пробирку в руки не брать, не приступать к выполнению опыта, не зная, что и как нужно делать,
Обращаться с лабораторной посудой бережно и закончив работу, привести рабочее место в порядок. При попадании кислоты на кожу надо смыть её струёй воды.
Обработать 2% раствором гидрокарбонатом натрия.
Выполнение лабораторного опыта по инструктивным карточкам и оформление отчета.
ИНСТРУКТИВНАЯ КАРТА
Лабораторная работа «Изменение окраски индикаторов в кислых средах».
Форма работы: парная.
Время работы – 8–10 минут.
Задание: Исследовать окраску индикаторов в кислых средах.
Оборудование и реактивы: 2 пробирки с соляной и 2 пробирки с лимонной кислотами, лакмусовая бумажка, жидкие фенолфталеин и метилоранж, стеклянные палочки, вода.
1. Проведение исследовательского опыта и оформление результатов. Перепишите в тетрадь таблицу, представленную в конце опыта.
2. Смочите лакмусовую бумажку в первой пробирке с соляной кислотой результаты исследований (изменение окраски бумажки) запишите в таблицу. Затем в эту же пробирку добавьте каплю фенолфталеина. Перемешайте стеклянной палочкой. Результаты исследований запишите в таблицу. Во вторую пробирку добавьте каплю метилоранжа. Перемешайте стеклянной палочкой. Результаты наблюдений сравните, и запишите в таблицу.
3. Повторите опыты, описанные выше (в пункте 2), используя две другие пробирки с лимонной кислотой предварительно их растворив.
4.Не забывайте результаты наблюдений фиксировать в таблице!
Действие кислот на индикаторы
Индикатор | Окраска индикатора в воде | Окраска индикатора в растворе соляной кислоты (HCl) | Окраска индикатора в растворе лимонной кислоте
|
Фенолфталеин | Бесцветная | ||
Лакмусовая бумажка | Желтая | ||
метилоранж | Оранжевая |
Обсуждение результатов и формулирование выводов (Слайд 14).
-Как можно определить раствор кислоты среди других веществ? (Учитель задает всему классу вопрос). Раствор кислоты среди других веществ можно определить с помощью индикаторов.
-Какие индикаторы изменили свой цвет в кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Лакмус и метилоранж.
-Одинаковые ли изменения цвета этих индикаторов вы наблюдали в обеих кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Да.
-Какую окраску приобрели лакмус и метилоранж и в соляной, и в лимонной кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Лакмус стал красным, а метилоранж – розовым.
-На основании проведенных опытов сделаем выводы:
независимо от вида кислот индикаторы изменяют свой цвет одинаково; а это означает, что все кислоты обладают сходными свойствами. С чем же это связано?
- Ребята, а что общего вы нашли в строении данных кислот? (Учитель задает всему классу вопрос). Все кислоты содержат атомы водорода.
(Учитель дополняет: а все оставшееся это остатки, а если остатки эти у кислот, то остатки будет называться кислотными и так, даем определение). У всех есть атом водорода.
Ученики записывают определение и общую формулу в тетрадь.
Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот: НпКО, где Нп – атом водорода, а КО – кислотный остаток.
Как определить степень окисления атомов химических элементов, образующих кислоты? Для бинарных кислот это сделать очень легко. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении H +1CI-1 у хлора степень окисления -1., в соединении H2 +1 S-2 у серы -2. Учащиеся записывают в тетрадь.
Несложно будет рассчитать и степень окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равно нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты
H2 -1S хO4 -2,можно составить уравнение (+1)• 2 + х + (-2)• 4 = 0 , где х – степень окисления серы, откуда х=+6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид H2 -1S +6O4 -2
Зная степень окисления элемента – неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты можно определить, какой оксид ей соответствует. Например, серной кислоте H2SO4 , в которой у серы степень окисления равна+6, соответствует оксид серы ( VI) SO3 ( слайд 15)
Чем данные кислоты отличаются друг от друга по составу? Кислотные остатки бывают:
А) простые – CI, S, Br
Б) сложные – SO4, CO3, PO4 .
Совершенно верно! Состав кислот различен, и классифицировать их также можно по-разному.
Классификация кислот: (по отдельным признакам) (Слайд16);
А) по нахождению в природе (Слайд 17,слайд18);
Б) по наличию кислорода в кислотном остатке (Слайд 19);
В) по основности кислотного остатка (Слайд 20);
Г) по растворимости в воде (Слайд 21).
(Объяснение учителя) Учащиеся записывают в тетрадях.
Номенклатура кислот. А теперь мы с вами будем учиться называть кислоты.
Бескислородные кислоты называют с конца молекулы, соединяя название последнего элемента через соединительную гласную О со словом водородная, и добавляем название класса соединения - кислота.
Например: ПОКАЗЫВАЮ HCl – хлороводородная кислота, другое, чаще употребляемое название ее, – соляная кислота. (Слайд №24 ,25)
Немного о ней: (показываю пузырек с кислотой) – это жидкость, без цвета и запаха, концентрированная дымит на воздухе; содержится в желудке и выполняет две функции: уничтожает большую часть микробов, которые попадают в желудок вместе с пищей, и помогает перевариванию пищи. Желудок готовится к приему пищи заранее: лишь только мы начнем пережевывать пищу, он выделяет желудочный сок, содержащий соляную кислоту. Вот почему так вредно жевать жевательную резинку на голодный желудок, так как сок начнет переваривать стенки самого желудка.
Название кислородсодержащих кислот дает элемент, стоящий в середине формулы. (Слайд № 26,27). Например: ПОКАЗЫВАЮ H2SO4 и H2SO3 – в середине стоит сера, поэтому первую (у которой больше кислорода) называют серной (богатая и важная), а вторую (у которой меньше кислорода) – сернистой (победнее и скромнее).
Немного о серной кислоте: (показываю ее) – это жидкость, без цвета и запаха, хорошо поглощает окружающие пары воды и другие газы. Концентрированная серная кислота требует особого обращения с ней при разбавлении: ее нужно приливать в воду, а не наоборот. Иначе может произойти закипание и выплеск кислоты, что может привести к ожогам рук, глаз и лица.
Серную кислоту человечество знает около1000 лет. Её выделили из купоросов, и соответственно назвали купоросным маслом. Именно под таким названием кислота была известна в России Серная кислота - сильная двухосновная кислота при обычных условиях – тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, которая имеет широкое применение в текстильной, кожевенной, металлообрабатывающей и пищевой промышленности (Слайд 28, 29). При растворении в воде концентрированная серная кислота выделяет большое количество энергии. Фиксируется внимание учащихся на том, что в связи с большим выделением количества теплоты при растворении концентрированной серной кислоты в воде нельзя вливать воду в кислоту. В этом случае вода, имеющая меньшую плотность, окажется на поверхности, закипит, и её брызги вместе с кислотой могут обжечь руки и лицо. Сильное разогревание жидкости учащиеся наблюдают с помощью градусника.
Учащиеся делают вывод: «Кислоту надо приливать к воде, а не наоборот».
Учитель: Правило разбавление кислот: сначала вода, затем кислота, иначе случиться большая беда (Слайд 30).
“Бермудский треугольник!”
Демонстрационный опыт (проводит учитель): обугливание древесины концентрированной серной кислотой, т. к. она жадно отнимает воду у органических веществ (Слайд 30,31), вещество при этом обугливается.
Применение кислот. ( Слайд 32,33,34).
Итак, мы познакомились еще с одним классом соединений – кислотами.
Запишем домашнее задание
4.Домашнее задание.
§ прочитать, учить формулы и названия кислот,
подготовиться к химическому диктанту (Слайд 35).
5.Проверим, насколько хорошо мы усвоили материал урока с помощью тестовых заданий.
( Слайд 36-42).
Подведение итогов урока.
Список использованной литературы
- Рудзитис Г.Е. Химия 8. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. М.: Дрофа, 2005.
- Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.Я. Настольная книга учителя. Химия 8 класс. М.: Дрофа, 2003.
- Я познаю мир: Химия: Дет. энциклопедия. / Автор - составитель Л. А. Савина – М.: ООО “Издательство АСТ”: ООО “Издательство Астрель”, 2002. – 442 с.
Использованные материалы и Интернет-ресурсы
http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/INDIKATORI.html
http://www.hemi.nsu.ru/ucheb183.htm
http://www.alhimik.ru/read/grosse5.html
http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-20.html
Предварительный просмотр:
Ф.И.О. участника Намы Аяна Александровна
Наименование образовательного учреждения Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Моген-Буренская средняя общеобразовательная школа
Название работы
Модульный урок по теме:
Концентрированная серная кислота
Модульный урок по теме: "Концентрированная серная кислота"
Слайд 2.
«Ни одна наука не нуждается в эксперименте в такой степени, как химия. Ее основные законы, теории и выводы опираются на факты. Поэтому постоянный контроль опытом необходим».
М. Фарадей.
Слайд 3.
Цель: изучить физические и химические свойства концентрированной серной кислоты.
Задачи:
- Повторить и обобщить сведения о соединениях серы (VI).
- Продолжить формирование ЗУН учащихся о свойствах кислот на примере серной кислоты.
- Продолжить совершенствовать умения учащихся работать с лабораторным оборудованием и реактивами.
- Продолжить развивать навыки работы в условиях личного контроля с использованием различных форм само- и взаимоконтроля.
- Продолжить формирование навыков работы с опорным конспектом, умений анализировать химический текст, предвидеть результаты химических реакций.
- Продолжить формирование у учащихся ответственного отношения к выполнению заданий, подготовке своего рабочего места, развивать умения правильно обобщать данные и делать выводы, а также бережного относиться к имуществу школы и учебным пособиям.
Реактивы: разбавленная серная кислота, концентрированная серная кислота, магний (стружка), медь (стружка), раствор хлорида бария, раствор сульфата натрия, сахар, соляная кислота, мел (карбонат кальция).
Оборудование: спиртовка, пробиркодержатель, штатив с пробирками, стеклянная палочка, мерная ложечка, спички, лучинка.
Ход урока
УЭ–О – входной контроль – соединения серы (VI).
УЭ–1 – особенности свойств концентрированной серной кислоты (изучение нового материала).
Слайд 4.
Перед началом работы – инструктаж по технике безопасности с учащимися (с выдачей раздаточного материала («Инструкционная карта») каждому ребенку).
УЭ–2 – закрепление нового материала (взаимодействие серной кислоты с металлами и сложными веществами).
УЭ–3 – выходной контроль.
УЭ–4 – рефлексия.
1. УЭ–0 – входной контроль.
Задача: проверьте, готовы ли вы к восприятию модуля.
Слайд 5.
Инструктаж для учащихся На выполнение данного задания Вам отводится 5 минут. Работайте самостоятельно. Если Вы верно ответили на все 8 вопросов поставьте 8 баллов, 7 вопросов – 7 баллов, 6 вопросов – 6 баллов, и т.п. | Задание 1. В соединении SОз сера проявляет степень окисления ____. 2. Вид химической связи в оксиде серы (VI) _______. 3. Оксид серы (VI) проявляет свойства: а) основного оксида, б) кислотного оксида в) несолеобразующего оксида, г) амфотерного оксида. 4. При взаимодействии оксида серы (VI) с водой образуется ________. 5. Степень окисления серы в серной кислоте ______. 6. По содержанию кислорода в составе кислотного остатка серная кислота является __________кислотой. 7. Раствор серной кислоты относится к ___________электролитам. 8. Серная кислота по агрегатному состоянию ______________. Количество баллов: _______ |
2. УЭ–1 Особенности свойств концентрированной серной кислоты. Изучение нового материала.
Задачи:
- Познакомиться со свойствами концентрированной серной кислоты.
- Научиться составлять уравнения химических реакций с участием серной кислоты.
Вспомните, какие физические свойства характерны для серной кислоты. | Серная кислота Слайд 6. H2SO4 – тяжелая маслянистая жидкость, не имеющая цвета, смешивается с водой в любых соотношениях. Растворение – процесс экзотермический. H2SO4 (конц.) + nH2O = H2SO4 · nH2O + Q Поэтому при разбавлении H2SO4 (конц.) кислоту наливают в воду, непрерывно перемешивая. Слайд 7. H2SO4 (конц.) активно поглощает воду из воздуха, отнимает ее от других веществ. (C6H10O5)n = 6nC + 5nH2O C12H22O11 = 12C + 11H2O Слайд 8. Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества – сахар, бумагу, дерево, волокна и т.д. Обугливание сахара можно выразить уравнением: С12Н22O11+n H2SO4(конц.) =12С+ H2SO4· n11Н2О |
Вспомните, какие химические свойства характерны для раствора серной кислоты (см. учебник и рабочую тетрадь). Самостоятельно впишите формулы в блок данного модуля. Время выполнения задания 7-10 минут. | Слайд 9. Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, за счет ионов H+ , например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2 Серная кислота взаимодействует: 1). С оксидами различных металлов: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O 2). С основаниями: 2NaOH + H2SO4= Na2SO4 + Н2О 3). С солями: K2CO3 + H2SO4= K2SO4 + Н2О + CO2 Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. При этом могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты (S, H2S, SO2). При взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами, как правило, происходит ее восстановление до SO2. Mg + H2SO4(конц.) = MgSO4 + SO2 + Н20 Концентрированная серная кислота окисляет медь, серебро, ртуть, углерод, фосфор: 2Аg + 2 H2SO4(конц.)= Аg2SO4 + SO2 + 2Н2О С + 2 H2SO4(конц.)= СО2 + 2SO2+2Н2О 2Р+ 5 H2SO4(конц.) = 2НзРO4 + 5 SO2 + 2Н2О На холоду H2SO4(конц.) пассивирует некоторые металлы. Например, алюминий, железо, хром. Fe + H2SO4(конц.) ≠ (на холоду) Качественная реакция на серную кислоту и растворимые сульфаты – образование молочного белого осадка сульфата бария, нерастворимого в кислотах и щелочах: ВаCl2+ H2SO4 = ВаSO4 + 2HCl |
3. УЭ–2 Химические свойства концентрированной серной кислоты.
Задача: подтвердить полученные знания на практике.
Инструктаж для учащихся Работайте аккуратно и внимательно. Не забывайте о правилах техники безопасности. При работе используйте Приложение 1 и материал блока УЭ -1. В конце урока сдайте модуль УЭ-2 учителю. Постановка проблемных вопросов. Обобщающая работа со всеми блоками. | Задание Выполните химические превращения, составьте соответствующие уравнения реакций. Сделайте вывод о свойствах серной кислоты. Слайд 10. Опыт № 1. Реактивы на столах: концентрированная серная кислота. Приготовьте раствор H2SO4. Для этого в пробирку с водой добавьте с помощью пипетки несколько капель концентрированной серной кислоты. Потрогайте пробирку. Напишите уравнение реакции. Слайд 11. Опыт 2. Реактивы на столах: концентрированная серная кислота, лучинка, сахарный песок. Поместите в одну пробирку с H2SO4(конц.) лучинку, в другую пробирку с кислотой насыпьте немного сахарного песка. Через минуту оцените их состояние. Сделайте вывод об особенностях взаимодействия H2SO4(конц.) с органическими веществами. Напишите уравнение реакции взаимодействия H2SO4(конц.) с сахаром. Слайд 12. Опыт 3. Реактивы на столах: раствор серной кислоты, магниевая и медная стружки. Поместите в одну пробирку с H2SO4 магниевую стружку, в другую пробирку с кислотой поместите медную стружку. Что наблюдаете? Сделайте вывод о взаимодействии раствора серной кислоты с металлами. Составьте уравнения реакций. Слайд 13. Опыт 4. Реактивы на столах: концентрированная серная кислота, медная стружка. Поместите в пробирку с H2SO4( конц.) медную стружку. Что наблюдаете? Сделайте вывод о взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами. Составьте уравнение реакции. Слайд 14. Опыт 5. Реактивы на столах: раствор H2SO4 , раствор Na2SO4, раствор BaCl2 . Проведите качественные реакции на серную кислоту и сульфат. Уравнения реакций запишите в молекулярном и ионном виде. Слайд 15. Закрепление знаний. Ответьте на вопросы: 1). Можно ли при попадании на кожу концентрированной серной кислоты смыть ее водой? Почему? 2). Можно ли с помощью кусочка мела определить, в какой пробирке соляная кислота, а в какой серная? Почему? |
4. УЭ–3 Самостоятельная работа (выходной контроль).
Задача: проверка знаний учащихся.
Слайд 16.
Эту работу нужно выполнять по вариантам. Если Вы сидите ближе к окну, то выполняете первый вариант. Если ближе к двери – второй. Каждый правильный ответ оценивается в 1 балл. Перекрестная самопроверка. | 1 вариант 1). Только восстановительные свойства проявляет:
2). Свойства разбавленной серной кислоты иллюстрирует схема:
3). При разбавлении концентрированной серной кислоты водой:
4). При взаимодействии концентрированной серной кислоты с медью получают:
5). Разбавленная серная кислота не реагирует с:
|
Эту работу нужно выполнять по вариантам. Если Вы сидите ближе к окну, то выполняете первый вариант. Если ближе к двери – второй. Каждый правильный ответ оценивается в 1 балл. Перекрестная самопроверка. | 2 вариант 1). Только окислительные свойства проявляет:
2). Качественная реакция на сульфат-ион:
3). При попадании органического вещества в концентрированную серную кислоту происходи его:
4). При взаимодействии раствора серной кислоты с серебром получают:
5). Концентрированная серная кислота не реагирует с:
|
5. УЭ–4. Рефлексия.
Слайд 18.
Работа рассчитана на 2–3 минуты. Учащиеся получили карточки двух цветов: желтую и зеленую. При положительном ответе на вопрос поднимается желтая карточка, при отрицательном – зеленая. | 1. Вернитесь к целям урока. Достигли ли Вы их в ходе работы? 2. Возникли ли у Вас трудности при проведении химического эксперимента? 3. Возникли ли у Вас трудности при составлении и написании уравнений реакций? 4. Как Вы считаете, можно ли использовать знания, полученные на уроке, в повседневной жизни? 5. Понравился ли Вам урок? 6. Было ли Вам удобно работать с модульными блоками? |
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
«Ни одна наука не нуждается в эксперименте в такой степени, как химия. Ее основные законы, теории и выводы опираются на факты. Поэтому постоянный контроль опытом необходим». М. Фарадей.
Цель урока: изучить физические и химические свойства концентрированной серной кислоты Повторить и обобщить сведения о соединениях серы ( VI ). Продолжить формирование ЗУН учащихся о свойствах кислот на примере серной кислоты. Продолжить совершенствовать умения учащихся работать с лабораторным оборудованием и реактивами. Продолжить развивать навыки работы в условиях личного контроля с использованием различных форм само- и взаимоконтроля. Продолжить формирование навыков работы с опорным конспектом, учений анализировать химический текст, предвидеть результаты химических реакций. Продолжить формирование у учащихся ответственного отношения к выполнению заданий, подготовке своего рабочего места, развивать умения правильно обобщать данные и делать выводы, а также бережного относиться к имуществу школы и учебным пособиям . Задачи:
Техника безопасности Перед началом работы внимательно прочитайте инструкцию по ее выполнению. Проверьте наличие на рабочем месте необходимого оборудования и реактивов. Освободите рабочее место от всех не нужных для работы предметов и материалов. Выполняйте только ту работу, которая предусмотрена заданием учителя. Не отвлекайтесь сами и не отвлекайте других от работы посторонними разговорами. Прежде чем взять реактив, внимательно посмотрите на этикетку. Химические реактивы необходимо брать в количествах, указанных в инструкции. При работе с кислотами обязательно используйте защитные очки. При попадании на руку растворов щелочей или кислот необходимо сразу же промыть поврежденный участок кожи водой. После окончания работы приведите в порядок рабочее место.
Входной контроль На выполнение задания отводится 5 минут. Работайте самостоятельно. Если Вы верно ответили на все 8 вопросов, поставьте 8 баллов, 7 вопросов – 7 баллов, 6 вопросов – 6 баллов, и т.д.
Физические свойства концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 – тяжелая маслянистая жидкость, не имеющая цвета, смешивается с водой в любых соотношениях. Растворение – процесс экзотермический. H 2 SO 4 (конц.) + n H 2 O = H 2 SO 4 · n H 2 O + Q Поэтому при разбавлении H 2 SO 4 (конц.) кислоту наливают в воду, непрерывно перемешивая.
Физические свойства концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 (конц.) активно поглощает воду из воздуха, отнимает ее от других веществ. (C 6 H 10 O 5 ) n = 6 n C + 5 n H 2 O C 12 H 22 O 11 = 12 C + 11 H 2 O
Физические свойства концентрированной серной кислоты Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества – сахар, бумагу, дерево, волокна и т.д. Обугливание сахара можно выразить уравнением: С 12 Н 22 O 11 +n H 2 SO 4 (конц.) =12С+ H 2 SO 4 · n 11Н 2 О
Химические свойства серной кислоты Вспомните, какие химические свойства характерны для раствора серной кислоты (см. учебник и рабочую тетрадь). Самостоятельно впишите формулы . Время выполнения задания 7-10 минут.
Химические свойства концентрированной серной кислоты Опыт № 1 Реактивы на столах : концентрированная серная кислота. Приготовьте раствор H 2 SO 4 . Для этого в пробирку с водой добавьте с помощью пипетки несколько капель концентрированной серной кислоты. Потрогайте пробирку. Напишите уравнение реакции.
Химические свойства концентрированной серной кислоты Опыт № 2 Реактивы на столах : концентрированная серная кислота, лучинка, сахарный песок. Поместите в одну пробирку с H 2 SO 4 (конц . ) лучинку, в другую пробирку с кислотой насыпьте немного сахарного песка. Через минуту оцените их состояние. Сделайте вывод об особенностях взаимодействия H 2 SO 4(конц.) с органическими веществами. Напишите уравнение реакции взаимодействия H 2 SO 4(конц.) с сахаром.
Химические свойства концентрированной серной кислоты Опыт № 3 Реактивы на столах : раствор серной кислоты, магниевая и медная стружки. Поместите в одну пробирку с H 2 SO 4 магниевую стружку, в другую пробирку с кислотой поместите медную стружку. Что наблюдаете? Сделайте вывод о взаимодействии раствора серной кислоты с металлами . Составьте уравнения реакций.
Химические свойства концентрированной серной кислоты Опыт № 4 Реактивы на столах : концентрированная серная кислота, медная стружка. Поместите в одну пробирку с H 2 SO 4 (конц.) медную стружку. Что наблюдаете? Сделайте вывод о взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами . Составьте уравнение реакции.
Химические свойства концентрированной серной кислоты Опыт № 5 Реактивы на столах : раствор H 2 SO 4 , раствор Na 2 SO 4 , раствор BaCl 2 . Проведите качественные реакции на серную кислоту и сульфат. Уравнения реакций запишите в молекулярном и ионном виде.
Закрепление знаний Ответьте на вопросы: 1). Можно ли при попадании на кожу концентрированной серной кислоты смыть ее водой? Почему? 2). Можно ли с помощью кусочка мела определить, в какой пробирке соляная кислота, а в какой серная? Почему?
Самостоятельная работа Работа выполняется по вариантам. Если Вы сидите ближе к окну, то выполняете первый вариант. Если ближе к двери – второй. Каждый правильный ответ оценивается в 1 балл. После выполнения работы проводится перекрестная самопроверка.
Рефлексия Вернитесь к целям урока. Достигли ли Вы их в ходе работы? Возникли ли у Вас трудности при проведении химического эксперимента? Возникли ли у Вас трудности при составлении и написании уравнений реакций? Как Вы считаете, можно ли использовать знания, полученные на уроке, в повседневной жизни? Понравился ли Вам урок? Было ли Вам удобно работать с модульными блоками? При положительном ответе на вопрос поднимите желтую карточку, при отрицательном – зеленую.
Спасибо за внимание
Предварительный просмотр:
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение
Моген-Буренская средняя общеобразовательная школа
План – конспект
урока химии в 8 классе
Основные классы неорганических веществ. Кислоты.
Подготовила:
Намы Аяна Александровна
учитель химии
с. Кызыл-Хая, 2014
Цель: изучить классификацию кислот, их химические свойства, применение и нахождение в природе.
Образовательные задачи: сформировать понятие кислота, показать место кислот в классификации неорганических веществ, сформировать знания классификации кислот и их свойств.
Развивающие задачи: совершенствовать навыки работы с лабораторным оборудованием, усвоить правила работы в химическом кабинете. Восстановить в памяти понятие простого и сложного вещества, металла и неметалла
Воспитательные задачи: вырабатывать стремление к коллективизму, формировать мировоззренческие понятия познаваемости в природе. Продолжить отработку культуры химического эксперимента.
Методы, используемые на уроке: Методы проблемно – поискового обучения.
Форма работы: групповая.
Тип урока: Комбинированный урок. Урок изучения нового материала.
Оборудование: Рудзитис Г.Е 8 класс
Таблицы “Кислоты”, “Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева”, “Таблица растворимости”.
Спиртовка, пробирки, ручной держатель, демонстрационный штатив для пробирок, термометр, химические стаканчики.
Реактивы: Набор неорганических кислот: серная, соляная, азотная, фосфорная;
Набор органических кислот: аскорбиновая, уксусная, лимонная;
Яблоко, лимон, щавель, молоко;
Набор индикаторов: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый;
Техники и приемы, используемые на уроке:
- технология проблемно-диалогического изучения данного материала;
- технология разноуровневого обучения (выполнение заданий);
- технология проектного обучения (начало исследовательской деятельности);
- словесные – рассказ учителя, беседа с учащимися;
- наглядные и практические (знакомство с химическими веществами и выполнение учащимися лабораторного опыта).
Межпредметные связи: с биологией, физикой, математикой и русским языком.
План урока:
- Организационный момент.
- Актуализация знаний
- Изучение нового материала.
- Кислоты в природе.
- Определение кислот.
- Лабораторная работа.
- Классификация кислот.
- Номенклатура.
- Физические свойства кислот.
- Представители кислот;
- Домашнее задание.
- Подведение итогов урока.
Ход урока:
1. Организационный момент.
2.Актуализация знаний.
-Какую тему мы изучали на протяжении последних уроков?
(Учитель задает всему классу вопрос). Изучали тему: «Соединения химических элементов»
-Какие соединения химических элементов мы уже изучили?
(Учитель задает всему классу вопрос). Познакомились с классом оксидов, оснований.
-Какие химические соединения называются оксидами? (Учитель задает всему классу вопрос). Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых – кислород в степени окисления – 2.
- Какие химические соединения называются основаниями?
(Учитель задает всему классу вопрос). Основания - это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними гидроксид-ионов.
Из перечисленных химических формул, выберите оксиды и основания и запишите в таблицу:
SO3, HCI, CO2 , CuO, HNO3 ,Fe O, H2SO4 , Ca (OH)2 , K2O ,KOH, Na2O, Cu(OH)2, Al2O3 ,Zn(OH)2, Fe(OH)3.(Слайд 1,) Заполнение таблицы у доски двумя учениками, а остальные работают в тетрадях (Слайд 1).
Оксиды | Основания |
Знания оценивает учитель и сами ученики.
-Дать названия оксидам и основаниям.
(Учитель вызывает учащихся к доске, а остальные занимаются самооценкой). Самопроверка (Слайд 2).
Возникает проблемная ситуация, которая будет решаться с помощью подводящего и побуждающего диалога. Обратите внимание!
-Почему некоторые химические формулы вы не записали в таблицу? (Учитель создает проблему). Данные формулы нельзя отнести ни к оксидам, ни к основаниям, потому что они не соответствуют им по составу.
Совершенно верно. Молодцы! Сегодня мы расширим ваши знания о сложных веществах и познакомимся с еще одним классом неорганических соединений – классом кислот. (Слайд 3, слайд 4).
-Где встречаются кислоты в природе? (сообщения учеников)
-В муравьях и крапиве встречается муравьиная кислота, которая используется в медицине для лечения ревматизма.
-Голожаберные моллюски в порядке самообороны выстреливают парами серной кислоты.
-Тропический паук педипальпида стреляют во врагов струйкой жидкости, содержащий 84% уксусной кислоты (Слайд 5).
-Лишайники выделяют кислоты, которые разрушают горные породы.
Ммухоморы в качестве ядовитых токсинов « используют» иботеновую кислоту. Это вещество так ядовито, что мухомору незачем прятаться (Слайд 6).
- Очень популярен в народе щавель, который содержит щавелевую кислоту.
- Томаты содержат яблочную, лимонную, щавелевую кислоты (Слайд 7).
-Лимоны, апельсины содержат аскорбиновую кислоту и витамин (Слайд 8).
-Из аминокислот в организме человека синтезируются белки (Слайд 9).
- Молочная кислота образуется в мышцах при физической работе.
- Соляная кислота, находящаяся в желудке помогает переваривать пищу (Слайд 10).
Учитель сообщает о том, что лимонная кислота встречается в лимонах, яблочная – в яблоках, щавелевая – в листья щавеля и др. (Слайд11)
- кефир, простокваша содержит молочную кислоту (Слайд 12).
(Учитель пишет тему урока и несколько химических формул кислот на доске). Ученики пишут в тетрадях.
-Подберите однокоренные слова к слову кислота (Слайд 13).
Ответ. Кисло, кислый.
Таким образом, самоназвание класса указывает на одно из физических свойств кислот. Действительно кислоты имеют кислый вкус, его вы ощущаете, когда положите на язык ломтик лимона, в соке которого содержится небольшое количество лимонной кислоты. Но, помните о том, что эта кислота пищевая! Пробовать на вкус кислоты ни в коем случае нельзя – можно отравиться или получить сильный химический ожог, так как кислоты обладают разъедающим действием.
Серную, соляную, азотную, фосфорную кислоты получают искусственным путем.
-Как можно распознать кислоты, не пробуя на вкус?
Правильно, с помощью индикаторов (лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого).
Сообщения учащихся об индикаторах.
ИНДИКАТОРЫ (от лат. indicator – указатель) – вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора.
Кислотно-щелочные индикаторы весьма разнообразны; многие из них легкодоступны и потому известны не одно столетие. Это отвары или экстракты окрашенных цветов, ягод и плодов. Так, отвар ириса, анютиных глазок, тюльпанов, черники, ежевики, малины, черной смородины, красной капусты, свеклы и других растений становится красным в кислой среде и зелено-голубым – в щелочной. Это легко заметить, если помыть кастрюлю с остатками борща мыльной (т.е. щелочной) водой. С помощью кислого раствора (уксус) и щелочного (питьевая, а лучше – стиральная сода) можно также сделать надписи на лепестках различных цветов красного или синего цвета.
Обычный чай – тоже индикатор. Если в стакан с крепким чаем капнуть лимонный сок или растворить несколько кристалликов лимонной кислоты, то чай сразу станет светлее. Если же растворить в чае питьевую соду, раствор потемнеет (пить такой чай, конечно, не следует). Чай же из цветков («каркаде») дает намного более яркие цвета.
Вероятно, самый старый кислотно-основной индикатор – лакмус. Еще в 1640 ботаники описали гелиотроп (Heliotropium Turnesole) – душистое растение с темно-лиловыми цветками, из которого было выделено красящее вещество. Этот краситель, наряду с соком фиалок, стал широко применяться химиками в качестве индикатора, который в кислой среде был красным, а в щелочной – синим. Об этом можно прочитать в трудах знаменитого физика и химика XVII века Роберта Бойля. Вначале с помощью нового индикатора исследовали минеральные воды, а примерно с 1670 года его начали использовать в химических опытах. «Как только вношу незначительно малое количество кислоты, – писал в 1694 французский химик Пьер Поме о „турнесоле", – он становится красным, поэтому если кто хочет узнать, содержится ли в чем-нибудь кислота, его можно использовать». В 1704 немецкий ученый М.Валентин назвал эту краску лакмусом; это слово и осталось во всех европейских языках, кроме французского; по-французски лакмус – tournesol, что дословно означает «поворачивающийся за солнцем». Так же французы называют и подсолнечник; кстати, «гелиотроп» означает то же самое, только по-гречески. Вскоре оказалось, что лакмус можно добывать и из более дешевого сырья, например, из некоторых видов лишайников.
К сожалению, почти у всех природных индикаторов есть серьезный недостаток: их отвары довольно быстро портятся – скисают или плесневеют (более устойчивы спиртовые растворы). Другой недостаток – слишком широкий интервал изменения цвета. При этом трудно или невозможно отличить, например, нейтральную среду от слабокислой или слабощелочную от сильнощелочной. Поэтому в химических лабораториях используют синтетические индикаторы, резко изменяющие свой цвет в достаточно узких границах рН.
В лабораториях нередко используются универсальные индикаторы – смесь нескольких индивидуальных индикаторов, подобранных так, что их раствор поочередно меняет окраску, проходя все цвета радуги при изменении кислотности раствора в широком диапазоне рН (например, от 1 до 11). Раствором универсального индикатора часто пропитывают полоски бумаги, которые позволяют быстро (хотя и с не очень высокой точностью) определить рН анализируемого раствора, сравнивая окраску полоски, смоченной раствором, с эталонной цветовой шкалой.
Повторение ТБ при работе с кислотами. Внимание! Работать с кислотами необходимо аккуратно, так как можно получить ожог или отравление.
Но, чтобы этого не случилось нужно при выполнении лабораторных работ с кислотами соблюдать правила техники безопасности.
Повторим: выполнять все указания учителя, Не пробовать вещества на вкус, пробирку в руки не брать, не приступать к выполнению опыта, не зная, что и как нужно делать,
Обращаться с лабораторной посудой бережно и закончив работу, привести рабочее место в порядок. При попадании кислоты на кожу надо смыть её струёй воды.
Обработать 2% раствором гидрокарбонатом натрия.
Выполнение лабораторного опыта по инструктивным карточкам и оформление отчета.
ИНСТРУКТИВНАЯ КАРТА
Лабораторная работа «Изменение окраски индикаторов в кислых средах».
Форма работы: парная.
Время работы – 8–10 минут.
Задание: Исследовать окраску индикаторов в кислых средах.
Оборудование и реактивы: 2 пробирки с соляной и 2 пробирки с лимонной кислотами, лакмусовая бумажка, жидкие фенолфталеин и метилоранж, стеклянные палочки, вода.
1. Проведение исследовательского опыта и оформление результатов. Перепишите в тетрадь таблицу, представленную в конце опыта.
2. Смочите лакмусовую бумажку в первой пробирке с соляной кислотой результаты исследований (изменение окраски бумажки) запишите в таблицу. Затем в эту же пробирку добавьте каплю фенолфталеина. Перемешайте стеклянной палочкой. Результаты исследований запишите в таблицу. Во вторую пробирку добавьте каплю метилоранжа. Перемешайте стеклянной палочкой. Результаты наблюдений сравните, и запишите в таблицу.
3. Повторите опыты, описанные выше (в пункте 2), используя две другие пробирки с лимонной кислотой предварительно их растворив.
4.Не забывайте результаты наблюдений фиксировать в таблице!
Действие кислот на индикаторы
Индикатор | Окраска индикатора в воде | Окраска индикатора в растворе соляной кислоты (HCl) | Окраска индикатора в растворе лимонной кислоте
|
Фенолфталеин | Бесцветная | ||
Лакмусовая бумажка | Желтая | ||
метилоранж | Оранжевая |
Обсуждение результатов и формулирование выводов (Слайд 14).
-Как можно определить раствор кислоты среди других веществ? (Учитель задает всему классу вопрос). Раствор кислоты среди других веществ можно определить с помощью индикаторов.
-Какие индикаторы изменили свой цвет в кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Лакмус и метилоранж.
-Одинаковые ли изменения цвета этих индикаторов вы наблюдали в обеих кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Да.
-Какую окраску приобрели лакмус и метилоранж и в соляной, и в лимонной кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Лакмус стал красным, а метилоранж – розовым.
-На основании проведенных опытов сделаем выводы:
независимо от вида кислот индикаторы изменяют свой цвет одинаково; а это означает, что все кислоты обладают сходными свойствами. С чем же это связано?
- Ребята, а что общего вы нашли в строении данных кислот? (Учитель задает всему классу вопрос). Все кислоты содержат атомы водорода.
(Учитель дополняет: а все оставшееся это остатки, а если остатки эти у кислот, то остатки будет называться кислотными и так, даем определение). У всех есть атом водорода.
Ученики записывают определение и общую формулу в тетрадь.
Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот: НпКО, где Нп – атом водорода, а КО – кислотный остаток.
Как определить степень окисления атомов химических элементов, образующих кислоты? Для бинарных кислот это сделать очень легко. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении H +1CI-1 у хлора степень окисления -1., в соединении H2 +1 S-2 у серы -2. Учащиеся записывают в тетрадь.
Несложно будет рассчитать и степень окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равно нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты
H2 -1S хO4 -2,можно составить уравнение (+1)• 2 + х + (-2)• 4 = 0 , где х – степень окисления серы, откуда х=+6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид H2 -1S +6O4 -2
Зная степень окисления элемента – неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты можно определить, какой оксид ей соответствует. Например, серной кислоте H2SO4 , в которой у серы степень окисления равна+6, соответствует оксид серы ( VI) SO3 ( слайд 15)
Чем данные кислоты отличаются друг от друга по составу? Кислотные остатки бывают:
А) простые – CI, S, Br
Б) сложные – SO4, CO3, PO4 .
Совершенно верно! Состав кислот различен, и классифицировать их также можно по-разному.
Классификация кислот: (по отдельным признакам) (Слайд16);
А) по нахождению в природе (Слайд 17,слайд18);
Б) по наличию кислорода в кислотном остатке (Слайд 19);
В) по основности кислотного остатка (Слайд 20);
Г) по растворимости в воде (Слайд 21).
(Объяснение учителя) Учащиеся записывают в тетрадях.
Номенклатура кислот. А теперь мы с вами будем учиться называть кислоты.
Бескислородные кислоты называют с конца молекулы, соединяя название последнего элемента через соединительную гласную О со словом водородная, и добавляем название класса соединения - кислота.
Например: ПОКАЗЫВАЮ HCl – хлороводородная кислота, другое, чаще употребляемое название ее, – соляная кислота. (Слайд №24 ,25)
Немного о ней: (показываю пузырек с кислотой) – это жидкость, без цвета и запаха, концентрированная дымит на воздухе; содержится в желудке и выполняет две функции: уничтожает большую часть микробов, которые попадают в желудок вместе с пищей, и помогает перевариванию пищи. Желудок готовится к приему пищи заранее: лишь только мы начнем пережевывать пищу, он выделяет желудочный сок, содержащий соляную кислоту. Вот почему так вредно жевать жевательную резинку на голодный желудок, так как сок начнет переваривать стенки самого желудка.
Название кислородсодержащих кислот дает элемент, стоящий в середине формулы. (Слайд № 26,27). Например: ПОКАЗЫВАЮ H2SO4 и H2SO3 – в середине стоит сера, поэтому первую (у которой больше кислорода) называют серной (богатая и важная), а вторую (у которой меньше кислорода) – сернистой (победнее и скромнее).
Немного о серной кислоте: (показываю ее) – это жидкость, без цвета и запаха, хорошо поглощает окружающие пары воды и другие газы. Концентрированная серная кислота требует особого обращения с ней при разбавлении: ее нужно приливать в воду, а не наоборот. Иначе может произойти закипание и выплеск кислоты, что может привести к ожогам рук, глаз и лица.
Серную кислоту человечество знает около1000 лет. Её выделили из купоросов, и соответственно назвали купоросным маслом. Именно под таким названием кислота была известна в России Серная кислота - сильная двухосновная кислота при обычных условиях – тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, которая имеет широкое применение в текстильной, кожевенной, металлообрабатывающей и пищевой промышленности (Слайд 28, 29). При растворении в воде концентрированная серная кислота выделяет большое количество энергии. Фиксируется внимание учащихся на том, что в связи с большим выделением количества теплоты при растворении концентрированной серной кислоты в воде нельзя вливать воду в кислоту. В этом случае вода, имеющая меньшую плотность, окажется на поверхности, закипит, и её брызги вместе с кислотой могут обжечь руки и лицо. Сильное разогревание жидкости учащиеся наблюдают с помощью градусника.
Учащиеся делают вывод: «Кислоту надо приливать к воде, а не наоборот».
Учитель: Правило разбавление кислот: сначала вода, затем кислота, иначе случиться большая беда (Слайд 30).
“Бермудский треугольник!”
Демонстрационный опыт (проводит учитель): обугливание древесины концентрированной серной кислотой, т. к. она жадно отнимает воду у органических веществ (Слайд 30,31), вещество при этом обугливается.
Применение кислот. ( Слайд 32,33,34).
Итак, мы познакомились еще с одним классом соединений – кислотами.
Запишем домашнее задание
4.Домашнее задание.
§ прочитать, учить формулы и названия кислот,
подготовиться к химическому диктанту (Слайд 35).
5.Проверим, насколько хорошо мы усвоили материал урока с помощью тестовых заданий.
( Слайд 36-42).
Подведение итогов урока.
Список использованной литературы
- Рудзитис Г.Е. Химия 8. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. М.: Дрофа, 2005.
- Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.Я. Настольная книга учителя. Химия 8 класс. М.: Дрофа, 2003.
- Я познаю мир: Химия: Дет. энциклопедия. / Автор - составитель Л. А. Савина – М.: ООО “Издательство АСТ”: ООО “Издательство Астрель”, 2002. – 442 с.
Использованные материалы и Интернет-ресурсы
http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/INDIKATORI.html
http://www.hemi.nsu.ru/ucheb183.htm
http://www.alhimik.ru/read/grosse5.html
http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-20.html