Электролитическая диссоциация.

Билет № 11

1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H + + Cl -

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.

Физические свойства кислот: большинство кислот кислые на вкус, растворимые в воде едкие вещества.

Химические свойства кислот:

1.Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе:

HCl → H + + Cl -

2. Взаимодействует с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли и газообразного водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3.Взаимодействует с оснóвными оксидами с образованием соли и воды:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

4.Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5.Вытесняет слабые кислоты из растворов их солей:

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

6. Могут идти реакции ионного обмена:

AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓ (составьте ионные уравнения реакций)

2. Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.

1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.

2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.

(Здесь мы используем различную растворимость соли и песка в воде)

3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.

1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка).

Амфотерные гидроксиды – вещества, состоящие из переходного металла (к переходным металлам относятся цинк, алюминий и некоторые другие) и гидроксогрупп OH.

Могут быть получены действием щелочей на растворы солей металла:

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Способны в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства. Т.е. реагируют как с кислотами, так и со щелочами.

С кислотами амфотерные гидроксиды реагируют так же, как и основания, с образованием соли и воды. Например, гидроксид цинка, нерастворимый в воде, взаимодействует с соляной кислотой и осадок исчезает:

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

(полученная соль – хлорид цинка)

Чтобы записать реакцию гидроксида цинка со щелочью, его удобно записать, как кислоту – водород в начале.

Осадок растворяется и в избытке щёлочи.

При взаимодействии гидроксида цинка со щелочами образуются соли – цинкаты:

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

Нерастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании, образуется оксид металла и вода:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2. Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке.

Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, перевернутую дном кверху.

Чтобы доказать наличие водорода в пробирке и проверить его на чистоту, пробирку с водородом подносят к пламени спиртовки (пробирку держим держателем для пробирок!). Чистый водород сгорает со звонким хлопком.

Если водород смешан с воздухом, звук будет визгливый, говорят «сгорает со свистом».

Цель урока:

Рассмотреть свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.
Развивать умение групповой и индивидуальной работы.

Задачи урока:

Образовательные: на основе повторения и обобщения ранее изученного материала и в ходе знакомства с новым материалом углубить знания учащихся о свойствах кислот, отработать умение составления ионных уравнений реакций.
Воспитательные: формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы, воспитывать чувство патриотизма и уважения к своей Родине, чувство коллективизма при работе в парах, уверенность в своих силах.
Развивающие: развивать познавательный интерес к предмету, навыки устной и письменной речи; память, мышление, наблюдательность в ходе эксперимента; продолжить развитие навыков работы с химическими веществами и лабораторным оборудованием в процессе выполнения лабораторного опыта, развитие таких понятий: электролитическая диссоциация, ион, молекулярное уравнение реакции, полное ионное и сокращённое ионное уравнение реакций.

Тип урока: урок повторения и обобщения с элементами исследования.

Оборудование:

Реактивы (10%-ный раствор соляной кислоты, гидроксида натрия, раствор карбоната натрия, нитрата серебра, хлорида цинка, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый);
лабораторное оборудование (штатив с пробирками, пипетки);
дидактический материал (таблица растворимости, плакат “Химические свойства кислот”, карты-исследований, карточки-инструктажи, карточки с домашним заданием);
ТСО: видеоаппаратура, видеофильм “8-й класс.Часть 2”.

Структура урока

I. Организационный момент.

II. Повторение изученного материала.

III. Подведение итогов урока.

IV. Домашнее задание.

Ход урока

I. Организационный момент

Приветствие учителя. Проверка готовности класса к уроку. Психологический настрой учащихся. Создание спокойной, деловой обстановки.

II. Повторение изученного материала

1. Подведение к теме урока. Постановка цели. Сообщение темы урока.

Вступительное слово учителя:

Я хочу начать наш урок с эпиграфа: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений, рождённых только воображением” . Это изречение принадлежит великому русскому учёному М.В.Ломоносову. Из этих слов становится ясно, какую значимость придавал он опыту. Именно поэтому Михаил Васильевич в течение 7 лет настойчиво добивался организации химической лаборатории. “Профессор химии без лаборатории никакой пользы учинить не может, точно также, как профессор астрономии без обсерватории”.

В итоге первая химическая лаборатория была учреждена в России в 1748 г. В ней было выполнено большое количество исследований, было сделано много открытий.

Не случайно наш урок начался со слов этого великого учёного. Сегодня мы с вами будем работать в рамках химической лаборатории, в которой, как и М.В.Ломоносов, будем проводить исследования. В нашей лаборатории мы будем изучать кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Сегодня на уроке мы рассмотрим химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Это цель нашего урока. Тема нашего урока: “Кислоты в свете теории электролитической диссоциации” (Запись даты и темы урока в тетради).

2. Общее понятие об электролитической диссоциации. Классификация кислот. Диссоциация кислот.

Фронтальная беседа по вопросам. Самостоятельная работа по карточкам у доски.

Переходим к следующему этапу урока. 3 учащихся работают по индивидуальному заданию у доски. (Приложение 1)

Вспомним основные понятия электролитической диссоциации:

– На какие группы делятся вещества по отношению к электрическому току? (Электролиты и неэлектролиты.)

– Дайте определение понятию “электролит”? (Это вещество, водный раствор или расплав, которого проводит электрический ток.)

– Приведите примеры электролитов? (Растворы и расплавы солей и щелочей, растворы кислот.)

– Дайте определение понятию “неэлектролит”? (Это вещество, водный раствор и расплав которого не проводит электрический ток.)

– Приведите примеры неэлектролитов? (Нерастворимые соли и основания, оксиды, простые вещества, органические вещества.)

– Дайте определение понятию “электролитическая диссоциация”? (Это распад электролита на ионы при расплавлении или растворении в воде.)

– Дайте определение кислоте из курса 8-го класса? (Это сложное вещество, состоящее из атомов водорода и кислотного остатка.)

– На какие ионы распадаются кислоты при диссоциации? (Катионы водорода и анион кислотного остатка.)

Проверка заданий, выполняемых учащимися у доски:

1-й ученик:

Классификация кислот по числу атомов водорода (по основности):

2-й ученик:

Классификация кислот по силе электролита:

3-й ученик:

Электролитическая диссоциация кислот:

Вопрос к классу:

– Дайте определение кислоте с точки зрения теории электролитической диссоциации? (Это электролит, диссоциирующий в водном растворе на катион водорода и анион кислотного остатка.)

Мы повторили основные понятия, необходимые для дальнейшего изучения химических свойств кислот.

III. Химические свойства кислот.

Выполнение лабораторного опыта в парах и по лабораториям. Инструктаж по охране труда при выполнении лабораторных опытов. Оформление результатов в карте исследований.

Переходим к изучению химических свойств кислот.

– Перечислите химические свойства кислот? (Действуют на индикаторы, взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, с основаниями, с солями.)

Все химические свойства кислот, которые вы перечислили, представлены на плакате.

Химические свойства кислот

I. Общие

Действие на индикаторы
Взаимодействие с активными металлами
Взаимодействие с оксидами металлов
Взаимодействие с основаниями (…)
Взаимодействие с солями

II. Индивидуальные (качественные реакции)

Сейчас вы будете исследовать химические свойства кислот, а результаты своей работы будете заносить в карту исследований. (Приложение 2)

Исследуем первое свойство кислот. Внимание на демонстрационный стол! В пяти пробирках с веществами побывали индикаторы. Определите, в каких пробирках находится кислота и название индикаторов, определяющих кислоту? (пробирка №…, индикаторы: лакмус и метиловый оранжевый)

Оформление на доске и в тетради.

– Какой ион определяет изменение окраски лакмуса в кислотах? (Катион водорода.)

Остальные химические свойства кислот учащиеся исследуют самостоятельно.

Обучающиеся работают в лабораториях, изучающих химические свойства кислот: 1-я лаборатория – взаимодействие с металлами, 2-я лаборатория – взаимодействие с основаниями, 3-я лаборатория – взаимодействие с солями, 4-я лаборатория – индивидуальные свойства кислот, работая по отдельному заданию.

Перед учащимися находится ящик с необходимым оборудованием и реактивами. Для работы дана карточка – инструкция (Приложение 3) . Следуя карточке – инструкции и, соблюдая правила охраны труда, учащиеся выполняют своё исследование. Затем оформляют его в карте исследований, составляя уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде. Цель исследования – провести опыт, оформить результат, сделать вывод, представить результат другим лабораториям. На выполнение исследования первым трём лабораториям дается 7 минут, четвёртой лаборатории – 15 минут. По истечении времени обобщаем результаты опытов и делаем выводы.

По истечении времени:

Приглашаются по очереди по одному сотруднику от каждой лаборатории, который представляет результаты своей работы. Представители других лабораторий заносят результаты в свою карту исследований.

1-я лаборатория:

Взаимодействие с активными металлами.

Вывод: металлы взаимодействуют с кислотами. Тип реакции – реакция замещения.

2-я лаборатория:

Взаимодействие с основаниями:

Вывод: кислоты взаимодействуют с основаниями. Тип реакции – реакция обмена.

Вопрос к сотрудникам 2-й лаборатории:

– Как называется реакция взаимодействия оснований с кислотами, в результате которой образуется соль и вода? (Реакция нейтрализации.)

3-я лаборатория:

Взаимодействие с солями:

Вывод: кислоты взаимодействуют с солями. Тип реакции – реакция обмена.

Вопрос к сотрудникам 3-й лаборатории:

– Какому правилу подчиняется взаимодействие кислот с солями? (В соответствии с рядом кислот, каждая предыдущая кислота вытесняет из соли следующую: более слабую, более летучую, нерастворимую, непрочную или образуется соль, нерастворимая в воде.)

После представления результатов своего исследования сотрудники всех лабораторий переходят к исследованию ещё одного свойства кислот – взаимодействие с оксидами металлов. После просмотра видеофрагмента, в котором представитель научной лаборатории демонстрирует химический опыт, учащиеся в своей карте исследований составляют уравнение данной химической реакции в молекулярном, полном и сокращённом виде.

Проверка результатов (вывешены на доске):

Вывод: кислоты взаимодействуют с оксидами. Тип реакции – реакция обмена.

Подведение итогов учителем:

Итак, мы изучили общие свойства характерные для всех кислот.

Рассмотрите сокращённые ионные уравнения реакций и ответьте на вопрос:

– В чем состоит сходство в написании этих уравнений? (Присутствует ион водорода.)

– Чем объясняются общие свойства всех кислот? (Наличием иона водорода.)

Вывод: общие свойства кислот объясняются присутствием в растворе ионов водорода.

4-я лаборатория получила отдельное задание – провести 2 химические реакции, которые выражены сокращёнными ионными уравнениями и составить на основе сокращённого ионного уравнения реакции полное ионное и молекулярное уравнение реакции, характеризующее индивидуальное свойство кислоты.

Вывод: индивидуальные свойства кислот объясняются присутствием в растворе ионов кислотного остатка.

III. Подведение итогов урока

Заключительное слово учителя.

Подведем итоги урока. Сегодня в рамках химической лаборатории мы исследовали кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Давайте ещё раз обратимся к эпиграфу, с которого мы начали наш урок: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений рождённых только воображением”. Этим мудрым высказыванием М.В. Ломоносова давайте завершим наш урок.

IV. Домашнее задание

Учащиеся получают необычное домашнее задание разного уровня сложности “Кем вы считаете себя в химии?”: кандидатом наук, профессором или академиком (Приложение 4) . Ученые степени расположены в порядке возрастания от кандидата наук до академика. Самая высшая учёная степень – академик. Дома ученики выбирают посильный для себя вариант работы с той учёной степенью, на которую они претендуют. Каждый вариант работы включает 2 задания, одно из них носит творческий характер. К следующему уроку выполняется первое задание, на выполнение второго задания даётся одна-две недели.

Составила: учитель химии Марушенко Е.А.

КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Цель: охарактеризовать общие свойства кислот и оснований в свете положений теории электролитической диссоциации.

Задачи:

Развивающие: развивать умения классифицировать кислоты и основания, характеризовать химические свойства кислот, щелочей и нерастворимых оснований в свете теории электролитической диссоциации, записывать уравнения химических реакций, характеризующих свойства кислот и оснований. Совершенствовать умения работать с таблицей растворимости.

Воспитательные: объяснить правила обращения с кислотами и щелочами в быту; развивать умение учащихся на основе теоретических знаний; сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь; развивать умение работы с книгой.

Оборудование: таблица растворимости, мел, доска, листочки для самостоятельной работы.

Литература:

Для учителя : 1)

2) Новошинский И.И. Контрольные работы по химии: 8кл.- М.: ООО «Издательство Оникс»: ООО «Издательство «Мир и Образование»,2005г.

Для ученика: Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия, базовый уровень. 8 класс – М.: ООО «ТИД «Русское слово – РС», 2011 – 146 с.

Ход урока:

I Организационный период

Встали, подравнялись. Здравствуйте, садитесь. Сначала откроем дневники и запишем домашнее задание §39 (стр. 151-154 новый учебник).

II Актуализация знаний

На прошлом уроке мы с вами изучили новые понятия. И сейчас посмотрим, как вы их выучили. Проведем небольшой письменный опрос. (Раздаю листочки). Даю на повторение пару минут. Записывают все: 1)электролит – это;

2) электролитическая диссоциация- ;3)сильный электролит -; примеры; 4)слабый электролит-; примеры; 5)написать уравнения диссоциации: 1 вариант сульфат калия; азотная кислота; гидроксид бария. 2 вариант сульфат алюминия; серная кислота; гидроксид кальция. Можете открыть таблицу растворимости. На все задания вам дается 7 минут.

Передали листочки с последних парт на первые.

А сейчас быстро пройдемся по основным определениям которые пригодятся нам на уроке: электролит, электролитическая диссоциацию.

Записывают домашнее задание.

Пишут самостоятельную работу.

III Объяснение нового материала

Открыли тетради и записали тему урока «КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ»

Эта тема является продолжением предыдущего занятия. Поэтому сегодня целью нашего урока будет обобщить сведения об ионах, закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул. Мы учились с вами составлять уравнения диссоциации, сегодня продолжим составление уравнений.

1. В состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только положительно заряженные ионы водорода, в качестве анионов – ионы различных кислотных остатков:

HCl = H + + Cl –

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –

Посмотрим на рис в учебнике. Мы видим диссоциацию слабой и сильной кислоты.

Какие одинаковые ионы здесь присутствуют?

Мы знаем, что есть одноосновные и многоосновные кислоты. Приведите примеры многоосновной кислоты.

Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода H+, затем второй и т.д. В результате этого первоначально образуется ион с отрицательным зарядом -1, затем с зарядом -2 и т.д. Такую диссоциацию называют ступенчатой диссоциацией.

Первая ступень диссоциации

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Таким образом, диссоциация данной кислоты происходит в две ступени и имеет следующую последовательность:

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Число ступеней диссоциации зависит от числа атомов водорода в молекуле кислоты.

Растворы всех кислот имеют общие св-ва, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода. Так, например, когда мы употребляем в пищу лимон мы ощущаем кислый вкус, и такой кислый вкус они имеют за счет ионов водорода, которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода является носителем кислотных свойств.

Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации (зачитывают и записывают)

Следовательно:

Свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов H + .

2. Основания в свете представлений об электролитической диссоциации.

В состав каждого основания входят ионы металлов и гидроксид-ионы. Поэтому при диссоциации любого основания в растворе образуются в качестве катионов различные ионы металлов, а в качестве анионов –только гидроксид-ионы: NaOH = Na+ + OH –

KOH = K + + OH –

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Только слабые основания диссоциируют ступенчато, а сильные диссоциируют полностью, как мы с вами писалина прошлом уроке.

Например, составим уравнения диссоциации двухкислотного основания – гидроксида магния.

На первой ступени – :

Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –

На второй ступени + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

– .

Общие свойства оснований это мылкость и разъедание кожи, обусловлены только гидроксид ионами, которыеобразуются при диссоциации, катионы при этом никакого значения не имеют. Поэтому гидроксид ион является носителем щелочных свойств.

Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации:

Основания – в

Следовательно:

OH – .

Записывают тему урока.

Записывают:

HCl = H + + Cl –

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –

Ионы водорода

Серная кислота

Записывают:

Первая ступень диссоциации – отщепление одного иона водорода H+ от нейтральной молекулы и образование гидросудьфит-иона:

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –

Записывают:

Вторая ступень диссоциации – отщепление иона водорода H + от образовавшегося аниона HSO 3 – и образование сульфит-иона:

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Записывают: Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации (распаде) в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.

Записывают: Свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов H + .

Записывают: На первой ступени диссоциации отщепляется один гидроксид-ион OH – :

Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –

Записывают: На второй ступени диссоциации отщепляется гидроксид-ион от катиона MgOH + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

Записывают: Число ступеней диссоциации основания определяется числом гидроксид-ионов OH – .

Записывают: Основания – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов отщепляют только гидроксид-ионы.

Записывают: Свойства оснований, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства гидроксид-ионов OH – .

IV Закрепление

Для закрепления изученного материала, выполним первое упражнение на стр 154.

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

Решают возле доски и записывают в тетради.

V Вывод

Мы изучили тему « КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ», узнали как ступенчато диссоциируют кислоты и основания. Так же узнали, что такое кислоты и основания в свете ТЭД.

Встали подравнялись. До свидания!

Прощаются.

Поурочное планирование

Урок 1. Электролиты. Механизм диссоциации.
Урок 2. Уравнения диссоциации солей, оснований, кислот.
Урок 3. Степень диссоциации.
Урок 4. Реакции ионного обмена.
Уроки 5–8. Химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессах.
Урок 9. Гидролиз солей.
Урок 10. Практическая работа № 1. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация».
Уроки 11, 12. Модульная программа «Электролитическая диссоциация» (обобщение знаний по теме).
Урок 13. Контрольная работа.

Комплексная дидактическая цель

1. Знать определения понятий «электролиты», «диссоциация».
2. Уметь составлять уравнения диссоциации солей, оснований, кислот.
3. Знать свойства основных классов неорганических соединений.
4. Уметь составлять молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций, отражающих свойства соединений.
5. Уметь определять рН среды (кислая, щелочная) в растворах солей.
6. Уметь применять полученные знания при выполнении заданий разного уровня сложности.

Приводим дидактический материал для проведения уроков 11, 12 (обобщение знаний по теме «Электролитическая диссоциация»).

Уроки 11, 12.

Модульная программа
«Электролитическая диссоциация»

Интегрирующая цель. В результате работы над учебными элементами (УЭ-1 – УЭ-7):

закрепить знания по теме «Электролитическая диссоциация»;
развить навыки написания уравнений диссоциации (полных и сокращенных ионных), само- и взаимоконтроля, взаимопомощи;
научиться выбирать уровень сложности по силам, работать на доверии, следить за временем, самостоятельно оперировать модульной программой, сравнивать результат своей работы с поставленными целями.

УЭ-1 · входной контроль (10 мин)

Цель . Подготовка к восприятию модуля.

Тестовые задания

Пользуйтесь таблицей растворимости. Ответы записывайте в тетради. Следите за временем! В спорных вопросах обращайтесь к учителю.

I вариант

1. Электролитом является:
а) кислород;
б) дистиллированная вода;
в) соляная кислота;
г) оксид серы(VI).

2. Какое вещество при диссоциации образует ион ?

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

Al + + 3OH – = Al(OH) 3 ?

а) Al 2 O 3 + НСl ... ;

б) Al 2 O 3 + Н 2 O ... ;

в) АlPO 4 + КОН ... ;

г) АlCl 3 + КОН ... .

4. C какими из веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия:

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

II вариант

1. Неэлектролитом является:
а) гидроксид натрия (р-р);
б) оксид кремния(IV);
в) хлорид натрия (р-р);
г) азотная кислота.

2. Какие вещества при диссоциации образуют катионы металла?
а) Кислоты;
б) оксиды;
в) соли;
г) основания.

3. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

Н + + ОН – = Н 2 О?

а) Н 2 SO 4 + NаОН ... ;

б) Н 2 SO 4 + Al 2 O 3 ... ;

в) НСl + СаСО 3 ... ;

г) Н 2 + О 2 ... .

4. С какими из веществ будет взаимодействовать соляная кислота?

а) СО 2 ;
б) Ва(ОН) 2 ;
в) K 2 SO 4 ;
г) К 2 СО 3 .

Поменяйтесь тетрадями с соседом по парте, проверьте ответы по приложению, обсудите ошибки. Оцените работу товарища, поставив за каждое правильно выполненное задание 1 балл. Занесите баллы в оценочный лист УЭ-1 (см. приложение 1). Если вы получили 4 балла, то переходите к УЭ-4. Если вы получили 2 или 3 балла, то переходите к УЭ-3. Если вы получили 0 или 1 балл, то приступайте к УЭ-2.

УЭ-2

Цель . Повторить основные положения теории электролитической диссоциации и свойства неорганических соединений.

1. Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролитов на ионы в растворе или расплаве.
Электролиты – это вещества, проводящие электрический ток в растворе или в расплаве.
Оксиды – неэлектролиты.
Соли - электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка:

NaCl Nа + + Cl – .

Основания – электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион гидроксигруппы:

NаОН Nа + + ОН – .

Кислоты – электролиты, диссоциирующие на катион водорода и анион кислотного остатка:

НCl Н + + Cl – .

2. Основные оксиды взаимодействуют с водой и с кислотами.
Кислотные оксиды взаимодействуют с водой и с щелочами.
Кислоты взаимодействуют с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами, солями.
Соли взаимодействуют с металлами, солями, кислотами, щелочами.
Реакции ионного обмена идут до конца в случае образования слабого электролита (вода, осадок, газ).

Молекулярное уравнение:

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

Переходите к УЭ-3.

УЭ-3

Цель . Развитие навыков написания уравнения диссоциации и ионных уравнений реакции обмена.

Выполните задание письменно в тетради. При затруднении обращайтесь к УЭ-2.

I вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион Н + ? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Са(ОН) 2 ; б) Н 2 SO 4 ; в) Н 2 SiO 3; г) НNО 3 .

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между азотной кислотой и гидроксидом бария. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях?

II вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион ОН – ? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Bа(ОН) 2 ; б) Zn(OH) 2 ; в) НClO; г) KOН.

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между хлоридом бария и серной кислотой. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и cокращенном ионном уравнениях?

Проверьте свои ответы по приложению 2. Занесите баллы в оценочный лист. За правильно выполненное задание 1 поставьте 1 балл, за задание 2 – 2 балла. Если вы набрали 2 или 3 балла, переходите к УЭ-4. Если вы набрали 0 или 1 балл, вернитесь к УЭ-2 или обратитесь за консультацией к учителю.

УЭ-4

Цель . Закрепление знаний о реакциях ионного обмена

Работайте письменно в тетради.

I вариант

а) NaCl + К 2 SO 4 ... ;

б) СаСl 2 + Na 2 СО 3 ... .

Zn 2+ + 2OH – = Zn(OH) 2 .

II вариант

1. Составьте молекулярное и ионные уравнения только для необратимой реакции:

а) K 2 SO 4 + HCl ... ;

б) K 2 CO 3 + HNO 3 ... .

2. Составьте молекулярное уравнение, соответствующее сокращенному ионному:

Проверьте ответы по приложению 2. За каждое правильно выполненное задание – по 2 балла. Занесите балл в оценочный лист. Переходите к УЭ-5.

УЭ-5

Цель . Закрепить знания о свойствах неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации.

Тестовые задания

I вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием гидроксида меди(II)?

а) Сu и Н 2 О;
б) СuО и НСl;
в) СuSO 4 и КОН;
г) СuСl 2 и Ва(OH) 2 .

II вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием хлорида серебра?

а) Аg и НСl;
б) АgNO 3 и НСl;
в) Аg 2 O и NаСl;
г) AgNO 3 и NаСl.

Проверьте ответы по приложению 2. За правильно выполненное задание поставьте 2 балла. Занесите баллы в оценочный лист. Если до выполнения выходного контроля осталось более 10 мин, то переходите к
УЭ-6. Если времени осталось мало, приготовьтесь к выполнению выходного контроля, проанализировав свои ошибки в УЭ-3, УЭ-4 и УЭ-5.

HCl → H + + Cl −

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.

Под ионом водорода подразумевают гидратированный протон (т.е. протон, присоединивший воду). Если хотят показать состав иона водорода, его обычно изображают H 3 O +

1. Кислоты окрашивают растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет

2. Взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли (хлорида цинка) и газообразного водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
(при проведении реакции с оксидом меди (II), пробирку желательно слегка подогреть) получается хлорид меди(II)

4. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5. Вытесняют слабые кислоты из растворов их солей, например, карбоната натрия:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Реакция с солями может протекать с образованием осадка:
AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Периодический закон и периодическая система химических элементов д и менделеева закономерности изменения свойств элементов малых периодов и.. периодическая система стала одним из важнейших источников информации о.. дмитрий иванович менделеев создал периодическую систему в процессе работы над своим учебником основы химии..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Период - это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом. В периоде, с увеличением

Опыт. Проведение реакций, подтверждающих химические свойства хлороводородной кислоты
Хлороводородная кислота: 1. Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе: HCl → H+ + Cl

Билет № 2
1. Простые и сложные вещества: различие в их составе. Основные классы неорганических соединений: примеры соединений, различие в их составе. Простые вещества

Задача. Вычисление массовой доли вещества, находящегося в растворе
Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так: ω = масса компонента / масса целого, где ω - массовая доля Для растворенного вещества форм

Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества
Пример: Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г? Решение: 1.

Билет № 4
1. Металлы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов натрия, магния, алюминия). Характерные физические свойства металлов. Химически

Опыт. Получение и собирание кислорода. Доказательство наличия кислорода в сосуде
В школьной лаборатории кислород чаще получают разложением перекиси водорода в присутствии оксида марганца (IV): 2H2O2 = 2H2O + O2

Билет № 5
1. Неметаллы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов хлора, кислорода, азота). Отличие физических свойств неметаллов от свойств м

Химические свойства
В реакциях с металлами и водородом неметаллы являются окислителями. 1. Например, порошок серы при нагревании реагирует с железными опилками с образованием сульфида железа: Fe

Задача. Вычисление объема полученного газа, если известна масса исходного вещества
Объем газов рассчитывается по формуле: v = 22,4 л/моль n, где 22,4 - молярный объем, т.е. объем одного моля любого газа, n - количество вещества (моль)

Билет № 6
1. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная; их сходство и различие. Типы кристаллических решеток. Примеры веществ с различными типами решеток. К

Опыт. Получение и собирание аммиака
Для получения и собирания аммиака в лаборатории насыпаем в пробирку хлорид или сульфат аммония, смешанный с известью Ca(OH)2, затыкаем пробкой с газоотводной трубкой. Трубку вставляем в

Билет № 7
1. Взаимосвязь между классами неорганических соединений: возможность получения одних веществ из других (примеры реакций). Между классами неорганических соединений возможн

Задача. Вычисление количества вещества (или объема) газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества (или объемом) другого газа
Пример: 2. Сколько литров кислорода необходимо для сгорания 89,6 литров водорода? Решение: 1. Объем газа пропорционале

Билет № 8
1. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ; выделению или поглощению энергии; изменению степени окисления химических элементов

Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком
1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно. 2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с раст

Билет № 12
1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка). Амфотерные гидроксиды - ве

Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке
Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, переве

Билет № 13
1. Щелочи в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства щелочей: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями (на примере гидроксида натрия или гидр

Задача. Вычисление массы исходного вещества, если известно количество вещества одного из продуктов реакции
Пример: Сколько граммов соляной кислоты необходимо для получения 4 моль хлорида цинка? Решение: 1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnC

Билет № 14
1. Водород: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома и молекулы. Физические и химические свойства водорода, получение и применение.

Задача. Вычисление количества вещества газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества другого газа
Пример: Какое количество вещества водорода прореагирует с 4 моль кислорода? Решение: 1. Записываем уравнение реакции. 2. Записываем над

Билет № 15
1. Вода: ее состав, строение молекулы, физические свойства. Химические свойства воды: разложение, отношение к натрию, оксиду кальция, оксиду серы(IV). Основные загрязнители природной воды.

Опыт. Распознавание соли угольной кислоты среди трех предложенных солей
Качественной реакцией на карбонаты служит взаимодействие с кислотами, сопровождающееся бурным выделением углекислого газа: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO

Билет № 16
1. Сера: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Физические и химические свойства серы. Оксиды серы, их химические свойства. Поло

Опыт. Проведение реакций, подтверждающих свойства гидроксида кальция
1. Гидроксид кальция (гашеная известь) – малорастворимое вещество. Взбалтываем немного извести в 2 мл воды (около 2 см по высоте пробирки), даем постоять несколько минут. Большая часть извести не р

Билет № 17
1. Оксиды: их классификация и химические свойства (взаимодействие с водой, кислотами и щелочами). Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых

Задача. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество вещества одного из исходных веществ
Пример: Сколько г хлорида цинка можно получить, имея 0,5 моль соляной кислоты? Решение: 1. Записываем уравнение реакции. 2. Записываем

Билет № 18
1. Углерод: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Алмаз. Графит. Оксиды углерода, их принадлежность к подклассам оксидов. Угольная кислота и ее с

Опыт. Распознавание раствора соли соляной (хлороводородной) кислоты среди трех предложенных растворов
Качественная реакция на хлорид-ион - при сливании с раствором соли серебра, образуется белый творожистый осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кислоте. Добавляем во все три про

Билет № 19
1. Кальций: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства кальция: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами

Задача. Вычисление количества вещества продукта реакции, если известна масса одного из исходных веществ
Пример: Сколько моль хлорида цинка можно получить, имея 365 г соляной кислоты? Решение: 1. Записываем уравнение реакции. 2. Записываем

Билет № 20
1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды

Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи
1. Разделяем каждый раствор пополам, т.е. получаем два набора по три пробирки. 2. Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или мет

Получение и собирание углекислого газа. Доказательство наличия этого газа в сосуде
Углекислый газ в лаборатории получают, приливая 1. соляную кислоту к мелу: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 2. соляной или с

Билет № 22
1. Натрий: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства натрия: взаимодействие с неметаллами, водой.

Круговорот углерода в природе
Если попросят написать уравнения, можно привести суммарное уравнение образования глюкоз

Задача. Вычисление объема газа, вступившего в реакцию, если известна масса одного из продуктов реакции
Пример: 2. Сколько литров водорода сгорело, если образовалось 72 г воды? Решение: 1. M (H2O) = 1 2 + 16 = 18 г/моль 2. Находим

Билет № 24
1. Аммиак: состав молекулы, химическая связь в молекуле. Физические и химические свойства аммиака. Молекулярная формула аммиака NH3. Три атома водорода соединен

Опыт. Распознавание раствора соли серной кислоты среди трех предложенных растворов солей
Для распознавания соли серной кислоты капаем в каждую пробирку раствор хлорида бария. Там, где находится сульфат, выпадет белый кристаллический осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кис

1) С промышленными выбросами в атмосферу ежегодно поступает более 600 млн тонн различных химических соединений. Основным источником химического загрязнения воздуха считается

Задача. Вычисление объема газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества другого вещества
Пример: 2. Сколько литров кислорода потребуется для сгорания 10 моль водорода? Решение: 1. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под