Урок по химии в 11 классе по УМК Г.Е. Рудзитиса и Ф.Г. Фельдмана «Специфические свойства неорганических и органических кислот»


Урок по химии в 11 классе по УМК Г.Е. Рудзитиса и Ф.Г. Фельдмана
«Специфические свойства неорганических и органических кислот»
Тип урока: обобщающий
Вид урока: комбинированный
Цели урока: закрепить знания общих химических свойств кислот, дать представление о специфических свойствах неорганических и органических кислот; научить правильно составлять уравнения реакций, подтверждающие особые свойства неорганических и органических кислот.
Основные понятия: окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительные реакция.
Оборудование: медная пластинка, серная (концентрированная), азотная (концентрированная и раствор), уксусная и муравьиная кислоты, аммиачный раствор нитрата серебра, сахар, спички, пробирки, держатель, спиртовка, АРМ учителя, видео презентация «Специфические свойства неорганических и органических кислот»
Ход урока
Организационный момент. Постановка целей и задач урока.
Самостоятельная работа:
вариант 2 вариант
1)На основании классификации кислот дать характеристику
а) Н2СО3 б) Н I а) HF б)H2 SiO3
2) Составить уравнения реакций, подтверждающие свойства кислоты
HNO3 HCOOH
с веществами:
Al2 O3 ; Ca(OH)2 Ca; Na2CO3 -
Взаимопроверка самостоятельной работы (образец решения выводится на экран)
1 вариант: 1) а) Н2СО3 - угольная кислота: кислородсодержащая, двухосновная, слабая (∝<2%), существует только в растворах, нестойкая Н2СО3 ==== Н2О + СО2 ==== Н+ + (НСО3)-
б) НI - йодоводородная кислота: бескислородная, одноосновная, растворимая, сильная (∝=100%), стойкая.
2) 6HNO3 + Al2 O3 = 2Al (NO3) 3 + 3Н2О – взаимодействие азотной кислоты с амфотерным оксидом с образованием соли – нитрата алюминия и воды (мало диссоциирующего вещества)
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2 Н2О - реакция нейтрализации.
2 вариант: 1) а) HF - фтороводородная (плавиковая) кислота: бескислородная, одноосновная, растворимая, средней силы (∝<30%), стойкая. б) Н2SiО3 - кремниевая кислота: кислородсодержащая, двухосновная, нерастворимая в воде.
(На самом деле SiО2 соответствуют кремниевые кислоты состав которых не определён: х SiО2 . у Н2О – это полимерные соединения. Образование осадка кремниевых кислот используют для очистки воды от примесей, при высушивании осадка кремниевых кислот образуется высокопористое вещество – силикагель – очень хороший адсорбент, который применяют вместо древесного угля.)
2) 2HСООН + Ca = (HСОО)2Ca + Н2 – взаимодействие муравьиной кислоты с активным металлом с образованием соли – формиата кальция и выделением водорода.
2HСООН + Na2CO3 = HСООNа + СО2 + Н2О - взаимодействие муравьиной кислоты с солью более слабой угольной кислоты – карбонатом натрия с образованием соли – формиата натрия и воды (мало диссоциирующего вещества) и выделение м углекислого газа.
Изучение нового материала
План изложения:
1)Актуализация знаний
Для всех кислот характерны общие свойства:
взаимодействие с основаниями: HСООН + NаОН = НСООNа + Н2О (реакция нейтрализации) муравьиная кислота формиат натрия
HNO3 + NаОН = Nа NO3 + Н2О (реакция нейтрализации)
Азотная кислота нитрат натрия
взаимодействие с основными оксидами:
2HNO3 + СаО = Са(NO3)2 + Н2О; 2HСООН + CaО = (HСОО)2Ca + Н2О
взаимодействие с амфотерными оксидами:
6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3) 3 + 3Н2О; 6HСООН+3Al2O3 = 6(HСОО)3 Al + 3Н2О
2) Специфические свойства Н2SО4 (к) и HNO3.
Отдельные представители неорганических кислот обладают сильными окислительными свойствами к металлам, неметаллам, сложным соединениям
Специфические свойства HNO3 обусловлены тем, что окислителем является не ион водорода, а азот в степени окисления +5:
а) при взаимодействии HNO3 с металлами никогда не выделяется водород и чем сильнее разбавлена HNO3, тем сильнее она восстанавливается:
3Си +8HNO3 = 3Си(NO3)2+2NO + 4Н2О
Разб.
Си +4HNO3 = Си(NO3)2+NO2 + 2Н2О (эксперимент);
конц.
Си0 -2е- ------ Си+2 l 1 l ПВО-ль
N+5 +1 е- ------ N+5 l 2 l ООВ-ль
б) образование продуктов реакции также зависит от активности металла:
с концентрированной HNO3
- очень активные металлы (от Li до Al) образуют соль, воду и оксид азота (ll)
- металлы (от Al до Pb) образуют соль, воду и оксид азота (ll) или оксид азота (lV)
- металлы (от Cu до Au) образуют соль, воду и оксид азота (lV)
- металлы (Al, Fe, Cr, Ni, Au, Pt) не взаимодействуют (пассивируются) на холоде.
С разбавленной HNO3
- очень активные металлы (от Li до Al) образуют соль, воду и NН3, а при избытке кислоты - NН4 NO3
- металлы (от Al до Pb) образуют соль, воду и оксид азота (ll) или оксид азота (l) либо NН3
- металлы (от Cu до Au) образуют соль, воду и оксид азота (lV)
- металлы ( Au, Pt) не взаимодействуют (пассивируются) на холоде.
в)HNO3 реагирует с простыми веществами неметаллами и кислотами не
окислителями: Р+5HNO3 = Н3РО4+5NO2+ Н2О;
конц
S +4HNO3 = SО2+4NO2+ 2Н2О; 3S +4HNO3 = 3SО2+4NO+ 2Н2О
конц. разб
Смесь 1 объёма концентрированной азотной кислоты и 3 объёмов концентрированной соляной кислоты называли царской водкой. Эта смесь обладает очень сильным окислительным действием: она растворяет Au (царь металлов) и Pt . Окислительные действия царской водки объясняются тем, что при взаимодействии HNO3 с НСl образуется атомарный хлор, который является сильнейшим окислителем, поэтому при действии этой смеси на Au и Pt образуются хлориды, а не нитраты металлов:
HNO3 + 3НСl = NOСl + 2Сl + 2 Н2О; NOСl = NO + Сl
Хлористый нитрозил (NOСl) является хлорангидридом азотистой кислоты, неустойчивое соединение, легко разлагается.
Au + HNO3 + 3НСl = AuСl3 + NO + 2Н2О; AuСl3+ НСl = НAuСl4
тетрахлораурат (золотая кислота)
Азотная кислота разрушает органические вещества, в органической химии HNO3 используют как нитрующий агент для введения в молекулу органического вещества нитрогруппы - NO2:
Н2SО4 (к)
С6Н5ОН + HNO3 ==== С6Н5NO2 + Н2О
Специфические свойства Н2SО4 (к) обусловлены тем, что окислителем является не ион водорода, а сера в степени окисления +6:
а) при взаимодействии с Н2SО4(к) с металлами никогда не выделяется водород: Н2SО4 (к) + Сu = СuSО4 + SО2 + 2Н2О
б) образование продуктов реакции также зависит от активности металла:
с концентрированной H2 SО4
- очень активные металлы (от Li до Al) образуют соль, воду, серу и H2 S
металлы (от Al до Pb) образуют соль, воду, либо SО2 , серу , H2 S
- металлы (от Cu до Au) образуют соль, воду и SО2 (эксперимент)
- металлы (Al, Fe, Cr, Ni, Au, Pt) не взаимодействуют (пассивируются) на холоде в 100% H2 SО4, поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной или алюминиевой таре и перевозить в стальных цистернах.
в) Pb в разбавленной серной кислоте не растворяется, так как образуется нерастворимая соль PbSО4, а в концентрированной серной кислоте растворяется – образуется растворимая кислая соль Pb(НSО4)2
Pb +3Н2SО4(к) = Pb(НSО4)2 + SО2 +2Н2О
г)С 70% горячей Н2SО4 железо реагирует с образованием Fe2(SО4)3,
2Fe +6Н2SО4(к)= Fe2(SО4)3 + 3SО2 +6Н2О
а разбавленная Н2SО4 - с образованием FeSО4 Fe +Н2SО4(р)= FeSО4 +Н2
д) 70% горячая Н2SО4 реагирует с простыми веществами неметаллами с образованием оксидов неметаллов: С+5 Н2SО4(к) = SО2+ СО2+ Н2О;
S + Н2SО4(к) = 3SО2+ 2Н2О; а Р – до Н3РО4
е) 70% горячая Н2SО4 реагирует с кислотами не окислителями (способна окислять галогеноводородные кислоты кроме соляной и плавиковой)
4НI + Н2SО4(к) = Н2S +2 Н2О +4I2
ж) Концентрированная серная кислота способна отнимать воду от органических веществ: С12Н22О11+ Н2SО4(к) = 12С + 11 Н2О (эксперимент)
3) Специфические свойства некоторых органических кислот:
- взаимодействие со спиртами с образованием сложных эфиров
СН3СООН + С2Н5ОН ===== СН3СОО С2Н5+ Н2О(эксперимент)
Уксусная кислота этанол уксусноэтиловый эфир
- органические кислоты вступают в реакцию замещения по радикалу
СН3СООН+ Сl2==== СН2 Сl СООН+Н Сl
Хлоруксусная кислота
Введение в радикал молекулы кислоты атома галогена увеличивает степень диссоциации в 100 раз из-за смещения электронной плотности от атома С №2 к самому электроотрицательному элементу в молекуле – к хлору, и атом кислорода в гидроксильной группе (---ОН) с большей силой свою электронную плотность смещает в сторону атома углерода №2, делая тем самым очень подвижным атом водорода;
- некоторые органические кислоты обладают двойственными свойствами:
НСООН – метановая (муравьиная) кислота – альдегидокислота. Она даёт реакцию «серебряного зеркала», выступая в роли восстановителя
NН3. Н2О, t
(эксперимент) НСООН+Ag2О ======= 2 Ag+CО2 + Н2О
СН3-СН(ОН)-СООН – молочная кислота, также обладает двойственными свойствами: - это спирокислота.
Обобщения и выводы
Неорганические и органические кислоты обладают специфическими свойствами. В зависимости от соединений, с которыми они взаимодействуют, и условий течения реакций они могут проявлять окислительно-восстановительные свойства. Многие кислоты, особенно органические, могут обладать не только свойствами нескольких классов органических веществ, но и проявлять окислительно-восстановительные свойства, например: НСООН – восстановитель, взаимодействуя с аммиачным раствором оксида серебра, в то же время НСООН – окислитель, взаимодействуя с активными металлами.
Закрепление
Рассмотрите окислительно-восстановительные свойства СН3СООН с
Са и Сl2. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
Урок по химии в 11 классе по УМК Г.Е. Рудзитиса и Ф.Г. Фельдмана
«Специфические свойства неорганических и органических кислот»
Тип урока: обобщающий
Вид урока: комбинированный
Цели урока: закрепить знания общих химических свойств кислот, дать представление о специфических свойствах неорганических и органических кислот; научить правильно составлять уравнения реакций, подтверждающие особые свойства неорганических и органических кислот.
Основные понятия: окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительные реакция.
Оборудование: медная пластинка, серная (концентрированная), азотная (концентрированная и раствор), уксусная и муравьиная кислоты, аммиачный раствор нитрата серебра, сахар, спички, пробирки, держатель, спиртовка, АРМ учителя, видео презентация «Специфические свойства неорганических и органических кислот»
Ход урока
Организационный момент. Постановка целей и задач урока.
Самостоятельная работа:
вариант 2 вариант
1)На основании классификации кислот дать характеристику
а) Н2СО3 б) Н I а) HF б)H2 SiO3
2) Составить уравнения реакций, подтверждающие свойства кислоты
HNO3 HCOOH
с веществами:
Al2 O3 ; Ca(OH)2 Ca; Na2CO3 -
Взаимопроверка самостоятельной работы (образец решения выводится на экран)
1 вариант: 1) а) Н2СО3 - угольная кислота: кислородсодержащая, двухосновная, слабая (∝<2%), существует только в растворах, нестойкая Н2СО3 ==== Н2О + СО2 ==== Н+ + (НСО3)-
б) НI - йодоводородная кислота: бескислородная, одноосновная, растворимая, сильная (∝=100%), стойкая.
2) 6HNO3 + Al2 O3 = 2Al (NO3) 3 + 3Н2О – взаимодействие азотной кислоты с амфотерным оксидом с образованием соли – нитрата алюминия и воды (мало диссоциирующего вещества)
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2 Н2О - реакция нейтрализации.
2 вариант: 1) а) HF - фтороводородная (плавиковая) кислота: бескислородная, одноосновная, растворимая, средней силы (∝<30%), стойкая. б) Н2SiО3 - кремниевая кислота: кислородсодержащая, двухосновная, нерастворимая в воде.
(На самом деле SiО2 соответствуют кремниевые кислоты состав которых не определён: х SiО2 . у Н2О – это полимерные соединения. Образование осадка кремниевых кислот используют для очистки воды от примесей, при высушивании осадка кремниевых кислот образуется высокопористое вещество – силикагель – очень хороший адсорбент, который применяют вместо древесного угля.)
2) 2HСООН + Ca = (HСОО)2Ca + Н2 – взаимодействие муравьиной кислоты с активным металлом с образованием соли – формиата кальция и выделением водорода.
2HСООН + Na2CO3 = HСООNа + СО2 + Н2О - взаимодействие муравьиной кислоты с солью более слабой угольной кислоты – карбонатом натрия с образованием соли – формиата натрия и воды (мало диссоциирующего вещества) и выделение м углекислого газа.
Изучение нового материала
План изложения:
1)Актуализация знаний
Для всех кислот характерны общие свойства:
взаимодействие с основаниями: HСООН + NаОН = НСООNа + Н2О (реакция нейтрализации) муравьиная кислота формиат натрия
HNO3 + NаОН = Nа NO3 + Н2О (реакция нейтрализации)
Азотная кислота нитрат натрия
взаимодействие с основными оксидами:
2HNO3 + СаО = Са(NO3)2 + Н2О; 2HСООН + CaО = (HСОО)2Ca + Н2О
взаимодействие с амфотерными оксидами:
6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3) 3 + 3Н2О; 6HСООН+3Al2O3 = 6(HСОО)3 Al + 3Н2О
2) Специфические свойства Н2SО4 (к) и HNO3.
Отдельные представители неорганических кислот обладают сильными окислительными свойствами к металлам, неметаллам, сложным соединениям
Специфические свойства HNO3 обусловлены тем, что окислителем является не ион водорода, а азот в степени окисления +5:
а) при взаимодействии HNO3 с металлами никогда не выделяется водород и чем сильнее разбавлена HNO3, тем сильнее она восстанавливается:
3Си +8HNO3 = 3Си(NO3)2+2NO + 4Н2О
Разб.
Си +4HNO3 = Си(NO3)2+NO2 + 2Н2О (эксперимент);
конц.
Си0 -2е- ------ Си+2 l 1 l ПВО-ль
N+5 +1 е- ------ N+5 l 2 l ООВ-ль
б) образование продуктов реакции также зависит от активности металла:
с концентрированной HNO3
- очень активные металлы (от Li до Al) образуют соль, воду и оксид азота (ll)
- металлы (от Al до Pb) образуют соль, воду и оксид азота (ll) или оксид азота (lV)
- металлы (от Cu до Au) образуют соль, воду и оксид азота (lV)
- металлы (Al, Fe, Cr, Ni, Au, Pt) не взаимодействуют (пассивируются) на холоде.
С разбавленной HNO3
- очень активные металлы (от Li до Al) образуют соль, воду и NН3, а при избытке кислоты - NН4 NO3
- металлы (от Al до Pb) образуют соль, воду и оксид азота (ll) или оксид азота (l) либо NН3
- металлы (от Cu до Au) образуют соль, воду и оксид азота (lV)
- металлы ( Au, Pt) не взаимодействуют (пассивируются) на холоде.
в)HNO3 реагирует с простыми веществами неметаллами и кислотами не
окислителями: Р+5HNO3 = Н3РО4+5NO2+ Н2О;
конц
S +4HNO3 = SО2+4NO2+ 2Н2О; 3S +4HNO3 = 3SО2+4NO+ 2Н2О
конц. разб
Смесь 1 объёма концентрированной азотной кислоты и 3 объёмов концентрированной соляной кислоты называли царской водкой. Эта смесь обладает очень сильным окислительным действием: она растворяет Au (царь металлов) и Pt . Окислительные действия царской водки объясняются тем, что при взаимодействии HNO3 с НСl образуется атомарный хлор, который является сильнейшим окислителем, поэтому при действии этой смеси на Au и Pt образуются хлориды, а не нитраты металлов:
HNO3 + 3НСl = NOСl + 2Сl + 2 Н2О; NOСl = NO + Сl
Хлористый нитрозил (NOСl) является хлорангидридом азотистой кислоты, неустойчивое соединение, легко разлагается.
Au + HNO3 + 3НСl = AuСl3 + NO + 2Н2О; AuСl3+ НСl = НAuСl4
тетрахлораурат (золотая кислота)
Азотная кислота разрушает органические вещества, в органической химии HNO3 используют как нитрующий агент для введения в молекулу органического вещества нитрогруппы - NO2:
Н2SО4 (к)
С6Н5ОН + HNO3 ==== С6Н5NO2 + Н2О
Специфические свойства Н2SО4 (к) обусловлены тем, что окислителем является не ион водорода, а сера в степени окисления +6:
а) при взаимодействии с Н2SО4(к) с металлами никогда не выделяется водород: Н2SО4 (к) + Сu = СuSО4 + SО2 + 2Н2О
б) образование продуктов реакции также зависит от активности металла:
с концентрированной H2 SО4
- очень активные металлы (от Li до Al) образуют соль, воду, серу и H2 S
металлы (от Al до Pb) образуют соль, воду, либо SО2 , серу , H2 S
- металлы (от Cu до Au) образуют соль, воду и SО2 (эксперимент)
- металлы (Al, Fe, Cr, Ni, Au, Pt) не взаимодействуют (пассивируются) на холоде в 100% H2 SО4, поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной или алюминиевой таре и перевозить в стальных цистернах.
в) Pb в разбавленной серной кислоте не растворяется, так как образуется нерастворимая соль PbSО4, а в концентрированной серной кислоте растворяется – образуется растворимая кислая соль Pb(НSО4)2
Pb +3Н2SО4(к) = Pb(НSО4)2 + SО2 +2Н2О
г)С 70% горячей Н2SО4 железо реагирует с образованием Fe2(SО4)3,
2Fe +6Н2SО4(к)= Fe2(SО4)3 + 3SО2 +6Н2О
а разбавленная Н2SО4 - с образованием FeSО4 Fe +Н2SО4(р)= FeSО4 +Н2
д) 70% горячая Н2SО4 реагирует с простыми веществами неметаллами с образованием оксидов неметаллов: С+5 Н2SО4(к) = SО2+ СО2+ Н2О;
S + Н2SО4(к) = 3SО2+ 2Н2О; а Р – до Н3РО4
е) 70% горячая Н2SО4 реагирует с кислотами не окислителями (способна окислять галогеноводородные кислоты кроме соляной и плавиковой)
4НI + Н2SО4(к) = Н2S +2 Н2О +4I2
ж) Концентрированная серная кислота способна отнимать воду от органических веществ: С12Н22О11+ Н2SО4(к) = 12С + 11 Н2О (эксперимент)
3) Специфические свойства некоторых органических кислот:
- взаимодействие со спиртами с образованием сложных эфиров
СН3СООН + С2Н5ОН ===== СН3СОО С2Н5+ Н2О (эксперимент)
Уксусная кислота этанол уксусноэтиловый эфир
- органические кислоты вступают в реакцию замещения по радикалу
СН3СООН+ Сl2==== СН2 Сl СООН+Н Сl
Хлоруксусная кислота
Введение в радикал молекулы кислоты атома галогена увеличивает степень диссоциации в 100 раз из-за смещения электронной плотности от атома С №2 к самому электроотрицательному элементу в молекуле – к хлору, и атом кислорода в гидроксильной группе (---ОН) с большей силой свою электронную плотность смещает в сторону атома углерода №2, делая тем самым очень подвижным атом водорода;
- некоторые органические кислоты обладают двойственными свойствами:
НСООН – метановая (муравьиная) кислота – альдегидокислота. Она даёт реакцию «серебряного зеркала», выступая в роли восстановителя
NН3. Н2О, t
(эксперимент) НСООН+Ag2О ======= 2 Ag+CО2 + Н2О
СН3-СН(ОН)-СООН – молочная кислота, также обладает двойственными свойствами: - это спирокислота.
Обобщения и выводы
Неорганические и органические кислоты обладают специфическими свойствами. В зависимости от соединений, с которыми они взаимодействуют, и условий течения реакций они могут проявлять окислительно-восстановительные свойства. Многие кислоты, особенно органические, могут обладать не только свойствами нескольких классов органических веществ, но и проявлять окислительно-восстановительные свойства, например: НСООН – восстановитель, взаимодействуя с аммиачным раствором оксида серебра, в то же время НСООН – окислитель, взаимодействуя с активными металлами.
Закрепление
Рассмотрите окислительно-восстановительные свойства СН3СООН с
Са и Сl2. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
Домашнее задание: конспект урока, п.31, №8-10, задача 1 на с.138



Приложенные файлы


Добавить комментарий