ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. ВВОДНЫЙ ИНСТРУКТАЖ ПО ТБ

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 Э_xO_y

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:

1)      С водой с образованием оснований:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

K₂O + H₂O = 2KOH

2)      С кислотами с образованием соли и воды:

NiO + 2HNO₃ = Ni(NO₃)₂ + H₂O

3)      Со щелочами не взаимодействуют (металлы главной подгруппы I группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

4)      С кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:

BaO + CO₂ = BaCO₃

Na₂O + BeO = Na₂BeO₂

Кислотные оксиды взаимодействуют:

1)      С водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

2)      C кислотами не взаимодействуют

3)      Со щелочами с образованием соли и воды:

P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3 H₂O

4)      C основными и амфотерными оксидами с образованием солей:

SO₃ + Na₂O = Na₂SO₄

SO₃ + BeO = BeSO₄

Амфотерные оксиды взаимодействуют:

1)      С водой не взаимодействуют

2)      С кислотами и щелочами с образованием соли и воды:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 6NaOH = 2Na₃CrO₃ + 3H₂O

3)      С кислотными и щелочными оксидами с образованием солей.

4)      Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃.

5)      Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

ZnO + CO₂ = ZnCO₃

6)      Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении) 

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂

Al₂O₃ + K₂O = 2KAlO₂

Cr₂O₃ + CaO = Ca(CrO₂)₂

Получение оксидов

1)      Горение простых веществ в кислороде:

2Mg + О2 = 2МgО

2Сu + О2 = 2СuО

2)      Горение сложных веществ:

C₂H₅OH +3O₂ = 2CO₂ + 3H₂O

3)      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  Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O	Взаимодействуют с щелочами  Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

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+H2O
	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+NaNO3
	соль+щелочь	CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
	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+NaCl

6. Реакции ионного обмена.

Реакции ионного обмена — реакции, протекающие между ионами в растворе электролитов.

Для составления уравнений реакций ионного обмена необходимо помнить следующее:

1. Диссоциации не подвергаются: оксиды, газообразные вещества, вода, нерастворимые в воде соединения
2. 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↑