Конспект урока " Ионные реакции"

Тема: Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей. Реакция ионного обмена.

Класс: 8 класс.

Цель: Сформировать знания о таких химических понятиях как кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД. Дать понятие о сущности реакций ионного обмена. Рассмотреть условия протекания данных реакций до конца.

Задачи:

Образовательные: 

Сформировать понятия о кислотах, основаниях и солях с точки зрения ТЭД.

Закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул. Познакомить учащихся с реакциями ионного обмена и условиями их протекания; научиться составлять ионные уравнения. Продолжить формирование умений  записывать уравнения  и предвидеть продукты реакций ионного обмена; закрепить понятие об электролитах и способности их распадаться на ионы в растворах; научить восьмиклассников пользоваться таблицей растворимости для прогнозирования возможных химических реакций; совершенствование химического языка учащихся;

Развивающие: 

Продолжить развивать умение учащихся на основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь. Формирование тактичного и бережного отношения друг к другу, уважение мнения одноклассника и высказывание своего; формирование научной картины мира, воспитание бережного отношения к окружающей среде;

Воспитывающие:

Продолжить формирование познавательного интереса к химии

Продолжить прививать сознательную дисциплинированность, четкость и организованность в работе.

МЕТОДЫ: словесно-наглядно-практические: рассказ, беседа, химический эксперимент, раздаточный материал.

Оборудование: пробирки, таблица растворимости кислот, солей и оснований, Кислоты, основания, соли, индикаторы, гидроксид натрия, серная кислота, гидроксид железа.

Тип урока: Комбинированный

Ход урока:

       I.            Орг. момент.

    II.            Актуализация знаний

 III.            Изучение нового материала.

IV.            Рефлексия.

   V.            Домашние задание.

1.     Орг. момент.

Приветствие учащихся. Проверка присутствующих. Проверка готовности к уроку.

2.     Актуализация знаний.

На предыдущем уроке мы изучили ЭД, говорили о основных положениях ТЭД. Давайте проверим, как вы это усвоили.

Вопросы: Почему загорелись лампы в кабинете? 

Что такое электрический ток?

Ученики: это упорядоченное (направленное) движение заряженных частиц под действием электрического поля.

Учитель: Какие частицы  создают электрический ток?

Ученики: Электроны, протоны, ионы.

Учитель: Какие вещества являются хорошими проводниками электрического тока?

Ученик: Проводниками являются все металлы, растворы солей, кислоты и щёлочи, влажная почва и пр. Тело человека тоже проводит электрический ток, особенно влажная кожа. Из металлов лучший проводник- серебро, потом медь, золото, алюминий, цинк, железо и т.д.

Учитель: Какие вещества называют электролитами?

Учитель: Что такое неэлектролиты?

Учитель: Сформулируйте основные положения ТЭД?

Ученик:

1.     При растворении в воде электролиты диссонируют на положительные и отрицательные ионы.

2.     Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидрация, т.е взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3.     Под действие электрического тока положительные зараженные  ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока- катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы к аноду, их называют анионами.

4.     Электролитическая диссоциация- процесс обратимый для слабых электролитов.

5.     Не все электролиты в одинаковой мере диссонируют на ионы.

6.     Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при  диссоциации.

7.     Химические свойства растворов электролитов определяется свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

3.     Изучение нового материала.

Учитель: Сегодня мы будем более подробно рассматривать последнее положение ТЭД, которое звучит: Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Учитель: А какие растворы вы знаете?

Ученик: кислоты, оксиды, основания, соли.

Учитель: Дайте этим понятиям определения.

Ученики: дают определение.

Учитель: Значит свойства каких растворов мы сегодня будем рассматривать?

Ученик: Свойства кислот, основание и солей.

Запишем тему урока, которая звучит ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ И СОЛЕЙ.

Учитель: Давайте вместе сформулируем цели нашего урока!

Ученики: Сформулировать знания понятий кислот, солей, основание в свете теории электролитической диссоциации.

Учитель: По характеру образующих при диссоциации ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания, соли.

Что такое кислоты? Записываю на доске диссоциацию кислот.

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

Попробуйте дать определение кислот с точки зрения ТЭД.

Ученик: точки зрения ТЭД Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Учитель:  многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней зависит от основности слабой кислоты H_x(Ac), где х – основность кислоты. Например,

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- ↔ H⁺ + CO₃^2-

К₁ > K₂

Все кислоты образуют катионы водорода и общие свойства кислот обусловлены именно катионами водорода (кислый вкус, изменение цвета индикатора). Вспомним как изменяется цвет  индикатора в заисимсоти условия среды. ( стр 18).

В качестве подтверждения ваших знаний, проведем опыт подтверждающие ваши слова.

ЛО.Демонстрация опыта Изменение окраски индикатора

Учитель: что такое основание?

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

Ученик: С точки зрения ТЭД Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидрокса групп.

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)_у , где у- кислотность основания.

Например,

Fe(OH)₂ ↔ FeOH⁺ + OH^-

FeOH⁺ ↔ Fe²⁺ + OH^-

К₁ > K₂

Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований (это мылкость на ощупь, изменение окраски индикатора) обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН^-.

ЛО. Демонстрация опыта Изменения окраски индикатора.

Учитель: Что называют солями?

Ученики дают определение.

Соли имеют общие свойства, но на их свойства влияют не только катионы, как у кислот, и не только анионы, ка у основание, но и катионы и анионы вместе.

ЛО. Демонстрация опыта Изменения окраски индикатора.

Растворы электролитов содержат ионы, поэтому реакции в растворах электролитов фактически сфодятся к реакциям между ионами.

Учитель: что такое реакция обмена?

Ответ учащегося: реакция обмена – это реакция между двумя сложными веществами, в которой они обмениваются своими составными частями, например, ионами.

Откуда в растворе берутся ионы мы уже знаем.

Ученики: при диссоциации на ионы в растворе расподаются электролиты.

Учитель: Как мы узнаем, диссоциирует вещество на ионы или нет?

 Ответ: надо обратиться к таблице растворимости гидроксидов и солей в воде.

       В растворе электролиты распадаются на ионы и между ними могут протекать химические реакции, которые называются ионными реакциями. Уравнения этих реакций называются ионными уравнениями  - запись в тетрадь.

Запишем определение в тетрадь: реакции между ионами называются ионными, а уравнени таких реакций- ионными уравнениями.

Учитель: а в каких же условиях реакции обмена идут до конца?

Условия протекания реакций ионного обмена (слайд 4) - запись в тетрадь:

1. Если

 образуется осадок ( ↓ );

2. Если выделяется газ (  ↑ );

4.     Если образуется малодиссоциирующее вещество (например, вода);

Л.О. №1 В пробирку (ячейку для опытов) наливаем 1 мл щёлочи гидроксида натрия NaOH и добавляем  2 капли индикатора фенолфталеина. Раствор окрашивается в малиновый цвет. Индикатор меняет свою окраску под влиянием щелочной среды. Затем приливаем 1 мл серной кислоты Н₂SО₄. Раствор меняет свой цвет, он становится прозрачным. Вопрос: Назовите продукты реакции?  Ответ: соль- сульфат натрия и вода.

Учитель просит учащихся записать на доске уравнение реакции в молекулярном виде (слайд 5):

2NаОН + Н₂SО₄=  Nа₂SО₄ + 2Н₂О

Учитель обращается к классу:

«А отражает ли эта запись в истинном свете проведённую реакцию? Разве в растворе есть «молекулы» NаОН, или «молекулы» Н₂SО₄, или «молекулы»   Nа₂SО₄ – ведь это электролиты? Что же в действительности произошло?

Учитель приглашает к доске ученика и просит записать те ионы, которые имеются в растворе вместо «молекул»:

2NаОН = 2  Nа⁺  +  2 ОН⁻

Н₂SО ₄=  2Н ⁺  +  SО₄²⁻   (здесь не требуется записывать ступенчатую диссоциацию)

  Na₂SО₄ =  2  Nа⁺ +   SО₄²⁻

Следует обратить внимание на то, какие из ионов не участвуют в реакции (2 Nа⁺ и   SО₄²⁻).

Пишем полное ионное уравнение.

Следовательно, суть реакции сводится к тому, что если 2Н⁺  и 2ОН⁻  встречаются в сосуде (пробирке), то из них образуется две молекулы воды, т.е. Н⁺  +  ОН⁻   = Н₂О.

Вещества – электролиты записываем в виде ионов, на которые они распадаются в растворе, с учётом коэффициентов и индексов. Формулы нерастворимых, газообразных и малодиссоциирующих веществ оставляем в молекулярном виде (слайд 6).

Записать ионное уравнение, при этом не забыть (слайд 7):

● коэффициент перед формулой вещества относится к обоим ионам ;

● формулы многоатомных (сложных) ионов не разрывают – ОН⁻, СО₃²⁻,  NО₃⁻,   SО₄²⁻, РО₄³⁻,  НСО₃ˉ , НРО₄²⁻ и т.п.

● индекс после иона переходит в ионном уравнении в коэффициент перед ним.

         2   Nа⁺  + 2ОН⁻   +2Н⁺  +   SО₄²⁻    = 2  Nа⁺   +   SО₄²⁻    + 2Н₂О    - получаем полное ионное уравнение (слайд 8)

         *   определим одинаковые ионы, то есть ионы, не участвующие в реакции (они находятся в правой и левой части уравнения в одинаковом количестве ). Формулы этих ионов можно вычеркнуть, другими словами, привести подобные члены в левой и правой частях уравнения («сократить») (слайд 9):

          Именно последняя запись и отражает содержание реакции нейтрализации между щёлочью и кислотой, т.е. абсолютно не важно, какая кислота и какая щёлочь провзаимодействуют, всё равно катион водорода и гидроксид – анион образуют при этом воду.

          Затем ставится проблема: «А только ли щёлочи дают реакцию нейтрализации? Ведь есть ещё и нерастворимые основания». Учитель обращается к эксперименту, подчёркивая, что у него нет, например, нерастворимого гидроксида железа (111), но есть соль трёхзарядного железа и щёлочь. Сливая их растворы, мы получаем бурый осадок  Fе (ОН)₃↓.

Л.О. №2 В ячейку для опытов налить 1 мл FeСI₃ и добавить 1 мл NaOH. Учащиеся наблюдают образование осадка бурого цвета Fe(OH)₃↓. А потом учащиеся проводят реакцию нейтрализации с полученным осадком, приливая к нему 1 мл серной кислоты и наблюдают растворение осадка.

Уравнение реакции он просит ребят записать самим:

  «хлорид железа (111) +  гидроксид натрия»

Они записывают:

   FеСI ₃  +   NаОН

убеждаются, что это также реакция обмена:

  FеС I₃ +  NаОН     = Fе (ОН)₃ ↓ +   NаСI

и уравнивают запись (слайд 12):

FеС I₃ +  3NаОН     = Fе (ОН)₃ ↓ +  3 NаСI

Составляем полное и краткое ионное уравнение:

Fe³⁺+ 3CI⁻+3Na⁺+3OH⁻= Fe(OH)₃↓+ 3Na⁺+3CI⁻

Fe³⁺+3OH⁻= Fe(OH)₃↓

Затем учитель предлагает провести реакцию нейтрализации между полученным   Fе(ОН)₃ и Н₂SО₄.

Л.О. №3 К полученному осадку Fe(OH)3  учащиеся добавляют 1 мл серной кислоты, в том, что реакция прошла успешно, ученики убеждаются по растворению выпавшего ранее осадка:

      Fe(ОН)₃ ↓ + Н₂SО₄ = Fе₂(  SО₄)₃ + Н2О

    Здесь важно обратить внимание на то, что в результате этой реакции не может получиться соль состава   FеSО₄, ибо тогда уже не будет реакция ионного обмена – железо будет иметь заряд, как и исходное, +3 и получится соль состава   Fе₂( SО₄)₃. Уравниваем, как всегда, с ионов соли:

2  Fе(ОН)₃↓ + 3Н₂SО₄ = Fе₂( SО₄)₃  +  Н₂О

И, наконец,- водород (в левой части его в 2  Fе(ОН)₃ 6 атомов + 6 атомов из 3Н₂SО₄ = т.е. 12), тогда перед водой запишем коэффициент 6 (слайд 13):

2  Fе(ОН)₃↓  +  3Н₂SО₄  =  F е₂( SО₄)₃  + 6 Н₂О

2  Fе(ОН)₃↓  + 6H+ + 3SO42-  = 2Fe3+  + 3SO42-  + 6H2O

2  Fе(ОН)₃↓  + 6H+ = 2Fe3+ + 6H2O

А вот, чтобы показать образование газа- второго условия протекания реакций до конца,- нужно помнить правило, что эта реакция обязательно будет идти между кислотой и солью летучей кислоты. Учащиеся проделывают опыт реакции между раствором карбоната натрия и соляной кислотой:

Л.О. №4 В пробирку (ячейку для опытов) налить 1мл карбоната натрия Na₂CO₃  и добавить 1 мл соляной кислоты HCI. Наблюдаем характерное вскипание из-за выделяющегося углекислого газа CO₂↑.

Na₂CO₃ + HCI → NaCI

Ещё один продукт реакции - H₂CO₃ как вы помните, сразу же распадается на CO₂↑ (вот он - газ) и H₂O, поэтому их и пишут в уравнении (слайд 14):

      Na₂CO₃ + 2HCI = 2NaCI + H₂O + CO₂↑

Составляем полное и краткое ионное уравнение:

      2Na⁺+CO₃2⁻+2H⁺+2CI⁻=2Na⁺+2CI⁻+H₂O+CO₂↑

      CO₃2⁻+2H⁺ = H₂O+CO₂↑

Итак, подведём итог нашему уроку. Учитель обращается к классу с вопросами:

● Что такое реакции ионного обмена? Ответ: это реакции между ионами;

● В каких случаях реакции ионного обмена практически необратимы? Ответ: 3 условия: 1) если образуется осадок; 2)если выделяется газ; 3) если образуется малодиссоциируемое вещество);

«Немного знать, но многое понимать следует человеку»    Демокрит (слайд 15).

5.     Рефлексия.

Приложение 1.

6.     Домашние задание.

7.     П 38, в 1-5