Методическая разработка практического занятия по теме: «Основные классы неорганических соединений»


Методическая разработка практического занятия
по теме:
«Основные классы неорганических соединений»
специальность: «Фармация», курс II
Разработала:
Махмудова Асет Шарановна
преподаватель химии и биологии
СОГБПОУ «Вяземский медицинский колледж имени Е.О.Мухина»Содержание
Актуальность темы
Цели, задачи
План проведения
Информационный материал
Литература
Актуальность темы
К неорганическим соединениям относят все сочетания химических элементов, которые не содержат углерод. Большинство известных соединений являются органическими, однако известно около 20 миллионов тех, которые принадлежат к классу неорганических. Огромное количество вызывает необходимость их классификации, то есть деления на группы. Каждое из этих веществ обладает своими характеристиками, и поэтому можно выделить основные классы неорганических соединений. Для любого из них характерны различные способности взаимодействия с другими веществами, свои свойства. Химия, классы неорганических соединений в которой занимают важное место, рассматривает их классификацию с нескольких точек зрения.
Цели занятия:
Образовательные: Сформировать знания учащихся об основных классах неорганических соединений. Рассмотреть состав, название, классификацию, свойства и способы получения основных классов неорганических соединений.
Развивающие: развитие коммуникативных навыков; Воспитательные: воспитание самостоятельности в процессе усвоения и применения знаний, ответственности за результаты учебного труда.
План проведения занятия.
I этап. Организационный этап.
II этап. Этап подготовки учащихся к усвоению новых знаний.
III. Изучение нового учебного материала 
Преподаватель раздаёт обучающимся каточки с заданиями разных цветов, наблюдает за работай в группе, координирует действия обучающихся, оказывает необходимую помощь. Обучающиеся работают в группах переменного состава
IV. Подведение итогов 
Информационный материал
ОКСИДЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, со степенью окисления -2. Лишь один химический элемент - фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF2. Называются они просто - "оксид + название элемента"(см. ниже).Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.
Формула Название Формула Название
CO оксид углерода ( II ) Fe2O3 оксид железа (III )NO оксид азота ( II ) CrO3 оксид хрома (VI )N2O5 оксид азота (V )Mn2O7 оксид марганца (VII )Классификация оксидов.

Основным оксидам соответствуют основания, кислотным-кислоты. К основным относятся оксиды металлов главных подгрупп I-II групп, а также металлы побочных подгрупп со степенью окисления +1 и +2 (кроме цинка и беррилия). К кислотным относят оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих, а также оксиды металлов побочных подгрупп со степенью окисления от+5 до +7 ( CrO3-оксид хрома (VI), Mn 2O7 - оксид марганца (VII)).Основные реагируют с кислотами, кислотные с основаниями. Третья группа оксидов,реагирует как с кислотами, так и с основаниями, они называются амфотерными. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп со степенью окисления +3, иногда +4, а также цинк и бериллий. Т.е. характер свойств оксидов в первую очередь зависит от степени окисления. Например оксиды хрома CrO(+2 - основный)->Cr 2O3(+3 - амфотерный)->CrO3(+6 - кислотный).В периодической системе в группах слева направо ослабляются основные свойства, усиливаются-кислотные. Сверху вниз в группах усиливаются основные, ослабляются кислотные.
Получение оксидов.
Окисление кислородом простых веществ 2Mg +O2=2MgO
сложных веществ 2H2S+3O2=2H2O+2SO2
Разложение нагреванием солей СaCO3=CaO+CO2
нагреванием оснований Cu (OH)2=CuO+H20
нагреванием кислородсодержащих кислот H2SO3=H2O+SO2
нагреванием высших оксидов 4CrO3=Cr2O3+3O2
Окисление низших оксидов 4FeO+O2=2Fe2O3
Вытеснение летучего оксида менее летучимNa2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2
 
Химические свойства оксидов.
Основные Амфотерные Кислотные
Основные-реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды.Основным оксидам соответствуют основания.1.Взаимодействие с водой(оксиды щелочных и щелочноземельных мет.) CaO+H2O=Ca(OH)22.Все-с кислотами AI2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O3.С кислотнями оксидами CaO+CO2=CaCO34.С амфотерными оксидамиLi2O+Al2O3=2LiAlO2 Амфотерные (ZnO, Al2O3,Cr2O3, MnO2 )1.Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.ZnO+2HCl=ZnCl2+H2OZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]2.Реагируют с основными и кислотными оксидами ZnO+CaO=CaZnO2ZnO+SiO2=ZnSiO3 Кислотные-реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.1.Большинство взаимодействуют с водойSO3+H2O=H2SO42.Со щелочамиNaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O3.С основными оксидамиSiO2+CaO=CaSiO34.С амфотерными оксидамиAl2O3+3SO3=Al2(SO4)3
89154010223500По схеме соль t могут идти и более сложные реакции. Например:
3759209271000(NH4)2 t Сr2O + N2 + 4H2O
43942081280004FeSO4 t 2Fe2O3 + 4SO2 + O2
60579088900002Cu(NO3)2 t 2CuO + 4NO2 + O2

ОСНОВАНИЯ
 
Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).
 
Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.
 
Получение
 
1.      Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
 
2Na + 2H2O  2NaOH + H2
Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2
 
2.      Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
 
BaO + H2O  Ba(OH)2
 
3.      Электролиз водных растворов солей
 
2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2
 
Химические свойства
 
Щёлочи Нерастворимые основания
1.      Действие на индикаторы.
лакмус – синий
метилоранж - жёлтый
фенолфталеин – малиновый ––
2.      Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO2  K2CO3 + H2O
KOH + CO2  KHCO3 ––
3.      Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + 2H2O
4.      Обменная реакция с солями
Ba(OH)2 + K2SO4  2KOH + BaSO4
3KOH+Fe(NO3)3  Fe(OH)3 + 3KNO3 ––
5.      Термический распад.
––                
Cu(OH)2  –t  CuO + H2O
Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:
n = 1  одноосновная   
n = 2  двухосновная   
n = 3   трехосновная
2. По составу:
а) Таблица кислород содержащих  кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:
Кислота (НnА) Кислотный остаток (А) Соответствующий кислотный оксид
HClO4 хлорная ClO4 (I) перхлорат Cl2O7 оксид хлора (VII )
H2SO4 серная SO4 (II) сульфат SO3    оксид серы (VI ), серный ангидрид
HNO3 азотная NO3 (I) нитрат N2O5 оксид азота ( V )
HMnO4марганцевая MnO4 (I)перманганат Mn2O7 оксид марганца (VII)
H2SO3 сернистая SO3 (II) сульфит SO2      оксид серы (IV )
H3PO4ортофосфорная PO4 (III)ортофосфатP2O5   оксид фосфора (V )
HNO2 азотистая NO2 (I) нитрит N2O3   оксид азота (III )
H2CO3 угольная CO3 (II) карбонат CO2 оксид углерода ( IV), углекислый газ
H2SiO3 кремниевая SiO3 (II) силикат SiO2  оксид кремния (IV)
 
б) Таблица бескислородных кислот
Кислота (НnА) Кислотный остаток (А)
HCl  соляная, хлороводороднаяCl (I) хлорид
H2S сероводородная S(II) сульфид
HBr бромоводороднаяBr (I) бромид
HI йодоводороднаяI(I) йодид
HF фтороводородная,плавиковаяF(I) фторид
 
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 HCl1. 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
1. Изменяют окраску индикаторов 
Название индикатора Нейтральная среда Кислая среда
Лакмус Фиолетовый Красный
Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный
Метилоранж Оранжевый Красный
Универсальная индикаторная бумага Оранжевая Красная
 
2.Реагируют с металлами в ряду активности до  H2  
(искл. HNO3 –азотная кислота)                                         
Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑          (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2                                  
 
3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов
МехОу +  КИСЛОТА= СОЛЬ + Н2О     (р. обмена)
CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O4. Реагируют с основаниями  – реакция нейтрализации 
КИСЛОТА  + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O    ( р. обмена)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
 
5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:
 
2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl↑  ( р. обмена)
 
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 последующую6. 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↑
H2SO3 ↔ H2O + SO2↑
Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:
СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2
Классификация солей по составу
СОЛИ
Средние
(нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металлAlCl3 Кислые(гидросоли)- продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл
КHSO4 Основные(гидроксосоли)-продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток
FeOHClДвойные -содержат два разных металла и один кислотный остаток
КNaSO4 Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков
CaClBrКомплексные
[Cu(NH3)4]SO4
 
Физические свойства. Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.
 
Химические свойства
 
1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.
 
NaCl  Na+ + Cl–.КNaSO4  К+ + Na+ + SO42– .
CaClBr  Ca2+ + Cl –+ Br–.КHSO4  К+ + НSO4–                     HSO4–  H+ + SO42–.
FeOHClFeOH+ + Cl–                   FeOH+Fe2+ + OH–.[Cu(NH3)4]SO4  [Cu(NH3)4]2+ + SO42–                 
  [Cu(NH3)4]2+  Cu2+ + 4NH3.
 
2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н+ (кислая среда) или ионы ОН– (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:
 
индикатор + Н+ (ОН–)  окрашенное соединение.
 
AlCl3 + H2O  AlOHCl2 + HCl       Al3+ + H2O  AlOH2+ + H+
 
3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:
 
СаСO3  СаO + СО2.
 
Соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:
 
2AgCl  Ag + Cl2
 
Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:
2КNO3  2КNO2 + O2.
4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.
2HCl + Na2CO3   2NaCl + CO2 + H2O              2H+ + CO32–  CO2 + H2O.
СaCl2 + H2SO4 CaSO4 + 2HCl             Сa2+ + SO4 CaSO4
Основные соли при действии кислот переходят в средние:
 
FeOHCl + HCl FeCl2 + H2O. 
Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:
 
Na2SO4 + H2SO4 2NaHSO4. 
5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.
 
 CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4              Cu2+ + 2OH–  Cu(OH)2.
 
6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3                             Ag+ + Cl–  AgCl.7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:
Fe + CuSO4  Cu + FeSO4            Fe + Cu2+  Cu + Fe2+.Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd,Pt, Au
8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:
 
2NaCl + 2H2O H2+ 2NaOH + Cl2
2NaClрасплав 2Na + Cl2
 
9) Взаимодействие с кислотными оксидами.
 
СО2 + Na2SiO3   Na2CO3  + SiO2
 
Na2CO3  + SiO2СО2 + Na2SiO3
 
Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами:
 
2Na + Cl2 2NaCl
 
2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:
 
 CaO + SiO2 CaSiO3                       ZnO + SO3 ZnSO4. 
3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами:
 
Na2O + ZnO  Na2ZnO2. 
4) Взаимодействием металлов с кислотами:
 
2HCl + Fe  FeCl2 + H2.
 
5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:
 
Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O                  
    ZnO + H2SO4ZnSO4 + H2O. 
6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами:
 
В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O  Na2[Zn(OH)4]             
2OH– + ZnO + H2О [Zn(OH)4]2–.
При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO  Na2ZnO2 + H2O.
В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2  Na2[Zn(OH)4]                 2OH–  +  Zn(OH)2  [Zn(OH)4]2–
При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2  Na2ZnO2 + 2H2O.
 
7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:
 
Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2H2O                        
Zn(OH)2 + H2SO4  ZnSO4 + 2H2O.
 
8) Взаимодействием кислот с солями:
 
2HCl + Na2S  2NaCl + Н2S.
 
9) Взаимодействием солей со щелочами:
 
ZnSО4 + 2NaOH  Na2SO4 + Zn(OH)2.
 
10) Взаимодействием солей друг с другом:
 
AgNO3 + KCl  AgCl + KNO3.
ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬМЕЖДУ РАЗЛИЧНЫМИ КЛАССАМИ СОЕДИНЕНИЙ
 
 

 
Примеры
 
1.      металл + неметалл  соль
Hg + S  HgS2Al + 3I2  2AlI3
 
2.      основной оксид + кислотный оксид  соль
 
Li2O + CO2 Li2CO3
CaO + SiO2  CaSiO3
 
3.      основание + кислота  соль
 
Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + 2H2O
FeCl3 + 3HNO3  Fe(NO3)3 + 3HCl
соль   кислота   соль   кислота
 
4.      металл  основной оксид
2Ca + O2  2CaO
4Li + O2  2Li2O
 
5.      неметалл  кислотный оксид
S + O2  SO2
4As + 5O2  2As2O5
 
6.      основной оксид  основание
BaO + H2O  Ba(OH)2
Li2O + H2O  2LiOH
 
7.      кислотный оксид  кислота
P2O5 + 3H2O  2H3PO4
SO3 + H2O  H2SO4

Список используемой литературы
Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов средних профессиональных учебных заведений. – М.:Издательский центр «Академия», 2009.-336с.
Дъяченко В.К. Коллективный способ обучения.- М.: Народное образование. 2004
Мкртчян М. А. и др. Теория и технология коллективных учебных занятий. – Красноярск, Гротеск, 2005.
Ерохин Ю.М. Химия: Учебник.-М.: Издательский центр «Академия», 2007.-384 с.
Хуторской А.В. Современная дидактика: Учеб. для вузов. – СПб.: Питер, 2001
Селевко Г.К. «Современные образовательные технологии».

Приложенные файлы

  • docx file10.doc
    Размер файла: 108 kB Загрузок: 1

Добавить комментарий