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 + H2SO4ZnSO4 + 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
