Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Конспекты / Урок по теме "Кислоты" 8 класс

Урок по теме "Кислоты" 8 класс

  • Химия

Поделитесь материалом с коллегами:

План-конспект урока химии в 8 классе.

Кислоты в свете теории электролитической диссоцации

Цель: Охарактеризовать способы получения и общие свойства кислот в свете ионных представлений.

Задачи:

1)Образовательные: продолжить формирование представлений об основных классах неорганических соединений; рассмотреть свойства кислот; формирование умений проводить химический эксперимент в соответствии с правилами ТБ, обращаться с химической посудой и оборудование продолжить развитие понятийного аппарата и навыков в составлении ионных уравнений и расстановке коэффициентов.

2)Развивающие:  развивать самостоятельность в работе с опорным конспектом и при проведении эксперимента; совершенствовать умения сравнивать вещества, выявлять общие черты и различия в свойствах и составе оснований; развитие навыков самоконтроля и взаимоконтроля; ключевых компетенций, развитие мыслительных операций; эмоциональной сферы; познавательной деятельности через использование эксперимента и ИКТ, межпредметных связей; развитие речи с использованием химической терминологии.

3)Воспитательные:  формирование  научного мировоззрения; воспитание коллективизма и развитие навыков индивидуальной работы; коммуникативных способностей учащихся; воспитание бережливости  и аккуратности; профориентационное воспитание.

Тип урока: Комбинированный Урок с использованием ИКТ.

Форма  контроля и организации деятельности учащихся:  групповая(в парах- Лабораторная работа),фронтальная(устный опрос),проверочная-тест с самоконтролем.

Методы и приемы: словесные(беседа, рассказ), наглядно-иллюстративные ( демонстрация),частично-поисковые(лабораторная работа),использование ИКТ(презентация, видео опыты).

Наглядность: таблица растворимости, электрохимический ряд напряжений металлов, ПСХЭ Д.И.Менделеева, индивидуальные карточки с заданиями, презентация ppt, видео опыты в формате wmv.

Оборудование и реактивы: ТСО(компьютер, медиа проектор, экран);штатив с  пробирками; растворы: гидроксида натрия, хлорида бария, серной кислот, сульфата меди(||), хлорида железа(|||),фенолфталеина, метилоранжа, лакмуса, универсальная индикаторная бумага, гранулы цинка, алюминия и меди

Требования к учащимся: Должны знать: определение , классификацию , получение и свойства кислот.

Отрабатываемые навыки: написание уравнений ионных реакций, работы с Таблицей растворимости, составление формул сложных веществ, проведение химического эксперимента и описание наблюдаемых явлений.

Кислоты- электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотных остатков
HCL = H++CL-
H3PO4 = 3H++PO43-

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3, борная H3BO3. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3. Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Способы получения кислот

бескислородные

кислородсодержащие

HCl, HBr, HI, HF, H2S

HNO3, H2SO4 и другие

ПОЛУЧЕНИЕ

1. Прямое взаимодействие неметаллов

H2 + Cl2 = 2 HCl

1. Кислотный оксид + вода = кислота  

SO3 + H2O  = H2SO4

2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой

2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­


Химические свойства кислот





 Кислоты реагируют с:

  1. С металлами, стоящими в ряду активности металлов до Н (кроме кислот-окислителей H2SO4конц. и HNO3).

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑         

Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.
Образуются растворимая соль и выделяется газ водород Н2. Тип реакции - реакция замещения, например:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Mg + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ + 2Cl- + H2

Mg + 2H+ = Mg2+ + H2

 Кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать с металлом. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.
Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).
Сильные кислоты как серная(раствор) или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода.

Сильные кислоты                            Слабые кислоты       
HI иодоводородная                      HF фтороводородная
HBr бромоводородная                    H3PO4 фосфорная
HCl хлороводородная                     H2SO3 сернистая
H2SO4 серная                                  H2S сероводородная
HNO3 азотная                                  H2CO3 угольная   
                                                          H2SiO3 кремниевая   

Сила кислот убывает в ряду:

HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 > HMnO4 > H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 >H2CO3 > H2S > H2SiO3 .

Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую


Следует помнить, что в реакциях металлов с некоторыми  кислотами может ярко проявиться окислительная способность неметалла – кислотообразующего элемента. Так, при взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель - азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа.

Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Кислоты азотная и серная в окислительно-восстановительных процессах могут взаимодействовать и с металлами малой активности, и даже с неметаллами

Азотная кислота реагирует со всеми металлами, кроме Au, Pt, Al, Fe, при этом водород не выделяется, а образуются различные соединения азота (NH4NO3, N2, N2O, NO, NO2) в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

Концентрированная серная кислота реагирует со всеми металлами, кроме Au, Pt, Al, Fe, при этом водород не выделяется, а выделяются различные соединения серы (H2S, S, SO2) в зависимости от активности металла.


Например:

Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
8 K + 5 H2SO4(
конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O
3 Zn + 4 H2SO4(
конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами - серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы - Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие - при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.     Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.


  1. С основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). Образуются соль и вода.

МехОу +  КИСЛОТА= СОЛЬ + Н2О    

Тип реакции - реакция обмена, например:

ZnO + H2SO4 > ZnSO4 + H2O

ZnO + 2H+ + SO42- > Zn2+ + SO42- + H2O

ZnO + 2H+ > Zn2+ + H2O

 

  1. С основаниями и амфотерными гидроксидами (последние ведут себя как основания). Образуются соль и вода

КИСЛОТА  + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O   

Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:
H2SO4  +  Ca(OH)2 =  CaSO4  + 2 H2O
Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:
H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O
Образуются соль и вода. Тип реакции - реакция обмена, например:

Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ + 2Br- = Fe2+ + 2Br- + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O

 

4. С солями, если в результате реакции образуется нерастворимая соль или слабая кислота.

А. Кислоты вступают во взаимодействие с растворами солей, если выполняется одно из условий протекания реакции ионного обмена до конца ( выпадает осадок или выделяется газ), например: при взаимодействии серной кислоты с раствором силиката натрия образуется осадок кремниевой кислоты.

H2SO4 + Na2SiO3= H2SiO3 + Na2SO4

Реакция протекает за счёт связывания катионов водорода с силикат-ионами.

При взаимодействии соляной кислоты с раствором карбоната натрия выделяется углекислый газ и образуется вода:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2 + H2O

Реакция протекает за счёт связывания катионов водорода и карбонат-ионов.

 Б.Образуются новая соль и новая кислота. Тип реакции - реакция обмена, например:

K3PO4 + 3HCl > 3KCl + H3PO4 (образуется слабая фосфорная кислота)

3K+ + PO43- + 3H+ + 3Cl- > 3K+ + 3Cl- + H3PO4

3H+ + PO43- > H3PO4

2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­ 

 

5. Кислоты изменяют окраску индикаторов


Название индикатора

Нейтральная среда

Кислая среда

Щелочная

Лакмус

Фиолетовый

Красный

Синяя

Фенолфталеин

Бесцветный

Бесцветный

малиновый

Метилоранж

Оранжевый

Красный

желтый

Универсальная индикаторная бумага

Оранжевая

Красная

Синяя


Индикатор фиксирует наличие ионов Н+ в растворе кислоты:


6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании  ( искл. H2SO4 ; H3PO4 )

 КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА р. разложения Запомните!  Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:        H2CO3 H2O + CO2 H2SO3H2O + SO2


 ВЫВОД: химические свойства кислот с точки зрения ТЭД обусловлены наличием в растворах кислот катионов водорода.




















Инструктивная карточка

Опыт №1

Действие кислот на растворы индикаторов.

В три пробирки налить раствор серной кислоты – H2SO4

1-ю пробирку добавить 2 – 3 капли лакмуса;

2 –ю пробирку добавить 2 – 3 капли метилового оранжевого;

3-ю пробирку добавить 2 – 3 капли фенолфталеина.

Что наблюдаете?

Какой индикатор не изменяет своей окраски в присутствии раствора кислоты?


Инструктивная карточка.

Опыт №2

Взаимодействие кислот с металлами.

В 1-ю пробирку поместите несколько гранул цинка - Zn;
Во 2-ю пробирку поместите несколько гранул алюминия - Al;
В 3-ю пробирку поместите несколько гранул меди - Cu.
В каждую пробирку прилейте по 2 – 3 мл серной кислоты - H2SO4

Что наблюдаете?

Во всех ли пробирках происходят химические реакции?

Напишите уравнения тех химических реакций, которые происходят.

Назовите полученные вещества.

Определите тип химических реакций.


Инструктивная карточка.

Опыт №3.

Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В пробирку поместите несколько гранул оксида меди - CuO.
Затем прилейте 2 – 3 мл серной кислоты - H2SO4

Что наблюдаете?

Закрепите пробирку в держателе и нагрейте. Нагревание ведите очень осторожно.

Что наблюдаете?

По какому признаку определили, что происходит химическая реакция?

Напишите уравнение химической реакции.

Назовите полученные вещества.

Определите тип химической реакции.


Инструктивная карточка.

Опыт №4.

Взаимодействие кислот с растворимыми основаниями – щелочами.

В пробирку налейте 1 мл раствора гидроксида натрия - NaOH, добавьте 2 – 3 капли фенолфталеина.

Что наблюдаете?

Постепенно по каплям добавьте серную кислоту - H2SO4.

Пробирку слегка встряхните.

Что наблюдаете?

Напишите уравнение химической реакции.

Назовите полученные вещества.

Определите тип химической реакции.










Инструктивная карточка.

Опыт №5.

Взаимодействие кислот с нерастворимыми основаниями.

В пробирку налейте 1 – 2 мл гидроксида натрия - NaOH , добавьте 1 – 2 мл сульфата меди – CuSO4 .

Что наблюдаете?

К полученному осадку прилейте 2 – 3 мл серной кислоты - - H2SO4.

Все содержимое пробирки перемешайте стеклянной палочкой.

Что наблюдаете?

Напишите уравнения химических реакций.

Назовите полученные вещества.

Определите тип химической реакции.


Инструктивная карточка.

Опыт №6.

Взаимодействие кислот с растворами солей.

В пробирку налейте 1 – 2 мл хлорида бария – BaCl2, затем добавьте 1 – 2 мл серной кислоты - H2SO4.

Что наблюдаете?

7. Напишите уравнение химической реакции.
8. Назовите полученные вещества.
9. Определите тип химической реакции.










 



























1. Распределите химические формулы кислот  в таблицу. Дайте им названия:

LiOH, Mn2O7, CaO, Na3PO4, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr2O3, HI , HClO4 ,HBr , CaCl2, Na2O,  HCl , H2SO4 , HNO3 , HMnO4 , Ca(OH)2, SiO2,  H2SO3 , Zn(OH)2, H3PO4 , HF , HNO2 ,H2CO3 , N2O, NaNO3 ,H2S , H2SiO3

Кислоты

Бескислородные

Кислород содержащие

растворимые

 

нерастворимые

одноосновные

двухосновные

трёхосновные

2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H2SO4

Al + H2S

Ca + H3PO4
Назовите продукты реакции.

3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe2O3 + H2SO4

4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Назовите продукты реакции.

 







Выберите курс повышения квалификации со скидкой 50%:

Автор
Дата добавления 09.02.2016
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров195
Номер материала ДВ-435220
Получить свидетельство о публикации

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх