УРОК 1. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. ВВОДНЫЙ ИНСТРУКТАЖ ПО ТБ
Цель: обобщить знания учащихся.
ЗАДАЧИ:
Образовательная: обобщить, закрепить и систематизировать знания учащихся по темам: «Основные классы неорганических веществ. Реакции ионного обмена».
Развивающая: развивать познавательную активность учащихся, умение систематизировать материал. Совершенствовать навыки и умение учащихся при выполнении лабораторных опытов, вырабатывать умение наблюдать, делать выводы, объяснять ход эксперимента. Развивать умение работать в группах и индивидуально.
Воспитательная: воспитывать добросовестное отношение к учению, желание учиться активно, с интересом. Прививать любовь к химии.
Тип урока: урок усвоения и первичного закрепления новых знаний.
Ход урока
I. Организационный момент.
ТЕТРАДИ ДЛЯ КОНТРОЛЬНЫХ И ПРАКТИЧЕСКИХ РАБОТ
II. Изучение нового материала.
1. Беседа.
Сегодня мы с вами вспомним основные классы неорганических веществ и реакции ионного обмена. Это то, что нам будет встречаться на протяжении дальнейшего изучения химии.
Прежде чем перейти к основным классам неорганических соединений давайте вспомним основные химические понятия: молекулы, атом, химический элемент, вещества.
Молекулы – мельчайшие частицы многих веществ, обладающие химическими свойствами данного вещества и состоящие из атомов, соединенных между собой химическими связями.
Атом – мельчайшая частица химического элемента.
Определенный вид атомов с одним и тем же (+) зарядом ядра характеризует химический элемент.
Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева.
Вещества бывают простые (Н2, О2 и т. д.) и сложные (H2SO4).
Давайте вспомним какие классы неорганических соединений вы учили в 8 классе: оксиды, основания, кислоты, соли.
2. Оксиды.
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления –2.
Общая формула ЭxOy
ОКСИДЫ | ||
Солеобразующие | Несолеобразующие (СО, NO) | |
Основные (им соответствуют основания) Na2O — NaOH BaO — Ba(OH)2 | Кислотные (соответствуют кислоты) CO — H2CO3 SO3 — H2SO4 | Амфотерные (в зависимости от реагента обладают или основными или кислотными свойствами) Be(OH)2 BeO H2BeO2 |
Химические свойства оксидов
Основные оксиды взаимодействуют:
С водой с образованием оснований:BaO + H2O = Ba(OH)2
K2O + H2O = 2KOH
С кислотами с образованием соли и воды:NiO + 2HNO3 = Ni(NO3)2 + H2O
Со щелочами не взаимодействуют (металлы главной подгруппы I группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) С кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:BaO + CO2 = BaCO3
Na2O + BeO = Na2BeO2
Кислотные оксиды взаимодействуют:
С водой с образованием кислот:SO3 + H2O = H2SO4
C кислотами не взаимодействуют Со щелочами с образованием соли и воды:P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3 H2O
C основными и амфотерными оксидами с образованием солей:SO3 + Na2O = Na2SO4
SO3 + BeO = BeSO4
Амфотерные оксиды взаимодействуют:
С водой не взаимодействуют С кислотами и щелочами с образованием соли и воды:Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Cr2O3 + 6NaOH = 2Na3CrO3 + 3H2O
С кислотными и щелочными оксидами с образованием солей. Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3. Амфотерный оксид + кислотный оксид = сольZnO + CO2 = ZnCO3
Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)ZnO + Na2O = Na2ZnO2
Al2O3 + K2O = 2KAlO2
Cr2O3 + CaO = Ca(CrO2)2
Получение оксидов
Горение простых веществ в кислороде:2Mg + О2 = 2МgО
2Сu + О2 = 2СuО
Горение сложных веществ:
C2H5OH +3O2 = 2CO2 + 3H2O
Разложение при нагревании кислородсодержащих соединений – карбонатов, сульфитов, нитратов, гидроксидов:ВаСО3 = ВаО + СО2,
Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2,
4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2.
3. Кислоты.
Кислоты в растворах диссоциируют на протоны Н+ и кислотные остатки (катионы и анионы)
Классификация кислот
По содержанию атомов кислорода:
- бескислородные (HCl, H2S); кислородсодержащие (HNO3, H2SO4).
По количеству кислых атомов водорода:
- одноосновные (HNO3); двухосновные (H2SeO4); трёхосновные (H3PO4, H3BO3); многоосновные.
Формула кислоты | Название |
HCl | хлороводородная, или соляная кислота |
HF | фтороводородная, или плавиковая кислота |
HI | иодоводородная кислота |
HBr | бромоводородная кислота |
HNO2 | азотистая кислота |
HNO3 | азотная кислота |
H2S | сероводородная кислота |
H2SO3 | сернистая кислота |
H2SO4 | серная кислота |
H2CO3 | угольная кислота |
H2SiO3 | кремниевая кислота |
H3PO4 | фосфорная кислота |
Химические свойства кислот
1) взаимодействуют со многими металлами, выделяя водород:
Zn +2HCI → ZnCI2 + H2
2) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
H2SO4 + Na2O → Na2SO4 + 2H2O.
3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
3) взаимодействуют с основаниями:
HCl + KOH = KCl + H2O
4) взаимодействуют с солями:
если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество | |
H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl | 2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2 |
N2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
4. Основания (гидроксиды)
Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и гидроксид-ионов.
Классификация оснований по следующим признакам:
1. По кислотности (по числу групп ОН— в молекуле основания): однокислотные – NaOH, KOH, многокислотные – Ca(OH)2, Al(OH)3.
2. По растворимости: растворимые (щелочи) – LiOH, KOH, нерастворимые – Cu(OH)2, Al(OH)3.
3. По силе (по степени диссоциации):
а) сильные – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.
б) слабые – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.
4. По химическим свойствам: основные – Са(ОН)2, NaОН; амфотерные – Zn(ОН)2, Al(ОН)3.
1.Взаимодействие с кислотами | |
KOH+HCl=KCl+H2O | Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O |
2.Взаимодействие с кислотными оксидами (ниб. характерно для растворим оснований) | |
2KOH+CO2=K2CO3+H2O | не характерны |
4.Взаимодействие с амфотерными оксидами | |
2KOH+ZnO=K2ZnO2+H2O | не реагируют |
5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание | |
NaOH+CuCl2=Cu(OH)2+2NaCl | не реагируют |
6.При нагревании | |
не разлагаются(кроме LiOH) | Cu(OH)2=CuO+H2O |
Амфотерные гидроксиды( Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Fe(OH)3 и другие. | |
Взаимодействуют с кислотами | Взаимодействуют с щелочами |
Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):
2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2
Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2
+ Na2SO4,
Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4
+ 2KOH.
5. Соли
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка.
Химические свойства
Некоторые соли разлагаются при прокаливании:
CaCO3 = CaO + CO2↑
Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:
2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl↑.
Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:
Ba(OH)2 + Mg SO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .
Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.
Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами
2NaOH3 + Na2O = 2NaNO3 + H2O
3H2SO4 + Al2O3 + Al2(SO4)3 + 3H2O
Получение солей.
1.С использованием металлов | металл+неметалл | Mg+Cl2=MgCl2 |
металл+кислота | Zn+2HCl=ZnCI2+H2 | |
металл+соль | Fe+CuSO4=FeSO4+Cu | |
2.С использованием оксидов | основной оксид+кислота | CaO+2HCl=CaCl2+H2O |
кислотный оксид+основание | CO2+Ca(OH)2=CaCO3 | |
кислотный+основной оксиды | CaO+CO2=CaCO3 | |
основной+амфотерный оксиды | Al2O3+CaO=Ca(AlO2)2 | |
3.Реакция нейтрализации | кислота+основание | H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O |
4.Из солей | соль+соль | AgNO3+NaCl=AgCl |
соль+щелочь | CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2 | |
соль+кислота | Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2 | |
Кислые соли получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях(при избытке кислоты) | ||
NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O | ||
Основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей со щелочами (при избытке щелочи) | ||
ZnCl2+NaOH=ZnOHCl |
+H2O
+NaNO3
+Na2SO4
+NaCl6. Реакции ионного обмена.
Реакции ионного обмена — реакции, протекающие между ионами в растворе электролитов.
Для составления уравнений реакций ионного обмена необходимо помнить следующее:
Диссоциации не подвергаются: оксиды, газообразные вещества, вода, нерастворимые в воде соединения Реакция ионного обмена идёт до конца если образуется:- газ осадок вода
Алгоритм составления уравнений реакций ионного обмена:
1) Записывают уравнение в молекулярном виде и расставляют коэффициенты:
На этом шаге надо обратить внимание на 2 момента:
- составление формул продукта реакции (Только по валентности. Можно воспользоваться и таблицей растворимости — заряд иона по модулю равен валентности иона. Напр., чтобы составить формулу, состоящую из катиона бария и сульфат-аниона, мы записываем их рядом. Заряд катиона бария — 2+ , а значит его валентность равна II, заряд сульфат аниона — 2-, а следовательно, валентность также равна II. Т. о. формула BaSO4) Повторить тему
Валентность расстановка коэффициентов (число атомов одного и того же элемента справа и слева должно быть одинаково)
2) Записывают уравнение в ионном виде.
Для этого необходимо посмотреть в таблицу растворимости. Если вещество растворимо — его записывают в виде ионов (на пересечение которых смотрели, чтобы определить растворимо ли вещество). Если вещество нерастворимо — записывают в молекулярном виде:
Хлорид бария — растворим, значит записываем его в виде ионов бария и хлора. При этом необходимо помнить о коэффициентах и индексах. (напр., BaCl2 состоит из бария и 2-х хлоров, поэтому индекс «2» мы будем ставить перед анионами хлора):
Смотрим на растворимость серной кислоты — растворима, записываем в виде протонов водорода и сульфат-анионов (т. к. в серной кислоте 2 атома водорода — значит при её диссоциации образуется 2 протона):
Далее переходим к продуктам реакции и снова смотрим, растворимы ли они. Сульфат бария — не растворим, значит его мы записываем в молекулярном виде:
Соляная кислота: растворима, записываем в виде ионов. Т. к. перед формулой стоит коэффициент «2» — мы ставим его и перед ионами:
Т. о. появилась 2 строчка — уравнение в ионном виде.
3) Составляем уравнение в сокращённом ионном виде. Для этого мы вычёркиваем те ионы, которые повторяются слева и справа (т. е. не участвуют в реакции):
Оставшиеся частицы переписываем. Это и будет сокращённым ионным уравнением:
Т. о. мы видим, что в результате взаимодействия катионов бария с сульфат-анионами образуется нерастворимое в воде соединение — сульфат бария (осадок белого цвета)
III. Закрепление.
Задание 1.
Распределите вещества по классам: HNO3, Al2O3, FeO, H2SO4, NaCl, NaOH, Na2O, HCl, K2CO3.
Задание 2. Составьте ионные уравнения для следующих реакций
Задание 3.
Составим молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции между растворами хлорида железа(III) и гидроксида натрия.
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl
Fe3+ + 3Cl – + 3Na+ + 3OH – = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl –
Fe3+ + 3Cl – + 3Na+ + 3OH – = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl –
Fe3+ + 3OH – = Fe(OH)3↓
IV. Рефлексия.
Что нового вы узнали на уроке?
Что вызвало у вас затруднение?
V. Подведение итогов. Оценивание.
VI. Д/з.: Выучить записи в тетради.
Составить реакции ионного обмена:
1) KOH + HCl = KCl + H2O
2) CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O
3) CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2↓
4) Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4↓ + 2AlCl3
5) K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑.
6) Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑
