Урок на тему: Кислоти. Особливості взаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами.

Тема: Кислоти. Особливості взаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами.

Учень/ учениця

Знаннєвий компонент

називає найпоширеніші у природі металічні елементи; представників класів неорганічних сполук за систематичною номенклатурою;

пояснює антропогенні і природні причини появи в атмосфері оксидів неметалічних елементів;

наводить приклади взаємозв’язків між речовинами.

Діяльнісний компонент

складає рівняння, що підтверджують відновні властивості металів з кислотами (реакцій нітратної і концентрованої сульфатної кислот з магнієм, цинком, міддю); реакцій, які характеризують хімічні властивості та одержання кислотних оксидів ;

характеризує фізичні та хімічні властивості (взаємодія з магнієм, цинком, міддю) нітратної і концентрованої сульфатної кислот;

складає план дослідження та експериментально встановлює генетичні зв’язки між неорганічними  речовинами; аналізує і тлумачить результати досліджень;

установлює генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук;

дотримується правил безпеки під час виконання хімічних дослідів;

Ціннісний компонент

робить висновки на основі спостережень;

оцінює найважливіших представників основних класів неорганічних сполук;

висловлює судження щодо екологічних наслідків викидів в атмосферу оксидів Нітрогену, Сульфуру.

Наскрізні змістові лінії

Громадянська відповідальність: формувати розуміння зв’язку будови речовини з властивостями та застосуванням; прищеплювати навички національного мислення, пізнавальної активності, самостійності та творчості в оволодінні інформацією.

Здоров’я і безпека: розуміння фізіологічної дії  кислотних оксидів на організми живої природи, та руйнування неживої природи (ґрунтів, водойм, клімату).

Екологічна безпека і сталий розвиток: формувати розуміння утворення в природі кислотних оксидів природним та техногенним шляхом.

Підприємливість і фінансова грамотність: формувати вміння і навички в застосуванні теоретичних знань до практичних потреб; виробити послідовний підхід до осмислення значення вивченого матеріалу в народному господарстві   і   побуті.

Тип уроку: комбінований урок .

Форми роботи: групова робота

Обладнання: періодична таблиця хімічних елементів, таблиця розчинності, електрохімічний ряд напруг металів.

Хід уроку:

1.Актуалізація опорних знань та вмінь

   Щоб краще вивчити клас неорганічних сполук – кислот - ми з вами вирушимо до музею хімічних знань і створимо персональну виставку «Кислоти. Особливості взаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами».

     Експозиції виставки ознайомлять вас з кислотами: класифікацією, фізичними та хімічними властивостями, способами добування кислот.

   Під час оформлення виставки найважливішу інформацію занотовуємо у робочий зошит.

   Звертаю вашу увагу, що під час відвідування музею, дотримуємося правил поведінки у хімічному музею. Під час уроку ми будемо створювати експонати власноруч.

   І так, ми потрапляємо до першої експозиції: «Кислоти: їх склад, номенклатура».

   Кислотами називають складні речовини, які складаються з атомів Гідрогену, здатних заміщуватися на атоми металів, і кислотних залишків. Кислотний залишок може містити окремі атоми чи групи атомів. Валентність кислотного залишку та основність кислоти визначається числом атомів Гідрогену, здатних заміщуватися на атоми металів.

   Існують традиційні (історичні) та систематичні назви кислот.

   Для безоксигенових кислот систематичні назви складаються з назви неметалічного елемента із закінченням -ідна (-идна) та слова «кислота». Традиційна назва хлоридної кислоти – соляна, тому що її добували з кухонної солі.

    Систематичні назви оксигеновмісних кислот складаються з назви кислотного залишку та слова «кислота». Наприклад, нітратна кислота, сульфатна кислота.

   За сучасною українською науковою номенклатурою при побудові назви кислоти спочатку називають катіон (Гідроген), а потім додають назву аніона. Наприклад, гідроген хлорид HCl, гідроген нітрат HNO₃. Оскільки гідроген-катіон вказує на приналежність сполуки до кислоти, назву кислоти можна побудувати, використовуючи назву аніона із закінченням -на замість прикметника, додаючи до нього іменник кислота. Наприклад, хлоридна кислота HCl, нітратна кислота HNO₃.

    Учні виконують завдання «Злови помилку». Для цього їм пропонують кубик сполук. На його сторонах записані хімічні формули сполук. Підкидаючи кубик, він зупиняється на певній стороні. Учні повинні визначити, чи буде ця сполука кислотою. Якщо це кислота, то на дошці записується формула кислоти та її назва. Тим самим створюється перша експозиція.

   Переходимо до другої експозиції, яка ознайомить нас з класифікацією кислот. В залежності від того, чи входить Оксиген до складу кислотного залишку, чи не входить, кислоти поділяються на оксигеновмісні (HNO₃, H₂SO₄) та безоксигенові (HCl, H₂S).

   В залежності від кількості атомів Гідрогену у молекулі, кислоти поділяються на одноосновні (HCl, HNO₃), двохосновні (H₂SO₄, H₂S), триосновні (H₃PO₄,

H₃BO₃).

   За здатністю розчинятися у воді кислоти поділяються на розчинні (більшість

кислот) та нерозчинні (H₂SiO₃).

   Учні складають схему класифікації кислот на дошці. Із запропонованих формул вибирають формули кислот та розміщують у схемі.

   Таким чином, створюється друга експозиція.

   У музеї хімічних знань можна розглядати експонати. Тому пропоную створити третю експозицію «Фізичні властивості кислот» самостійно, використовуючи наукову літературу ( учні працюють з підручником та запропонованими літературними джерелами).Тим самим створюється третя експозиція у зошитах учнів.

  Наступна експозиція «Хімічні властивості кислот». Катіони Гідрогену зумовлюють  загальні хімічні властивості кислот, кислотні залишки — специфічні.

   Так, специфічною властивістю сульфатної кислоти, а точніше сульфат-аніона, є утворення нерозчинної солі барій сульфату (білого осаду) з катіонами Барію Ва²⁺. Оскільки зазначені аніони входять до складу сульфатів, то всі розчинні сульфати аналогічно кислоті взаємодіють з електролітами, що містять катіони Барію Ва²⁺.

 H₂SO₄+ BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

   Специфічна властивість хлоридної кислоти полягає в утворенні білого сирнистого нерозчинного осаду аргентум(І) хлориду з катіонами Аргентуму Аg⁺. Усі розчинні хлориди взаємодіють з розчином, що містить катіони Аргентуму Аg+.

NaCl+ AgNO₃ = AgCl↓+ NaNO₃

Na⁺ + Cl⁻ + Ag⁺ + NO₃⁻ = AgCl + Na⁺+ NO₃⁻

Cl⁻ + Ag⁺ = AgCl

  Особлива властивість ортофосфатної кислоти й ортофосфатів полягає в утворенні під час реакцій йонного обміну жовтого осаду аргентум(І) ортофосфату Аg₃РО₄, що не розчиняється у воді, але розчинний у  концентрованій нітратній кислоті:

3АgNO₃ + K₃РО₄ = Аg₃РО₄↓ + 3KNO₄

3Ag⁺ + 3NO₃ ^- + 3K+ + PO₄ ^3- = Ag₃PO₄↓ + 3K⁺ + 3NO₃ ^-

3Аg⁺ + РО₄ ^3- = Аg₃РО₄↓

   Силікатна кислота нерозчинна у воді. Розчинними є силікати лужних елементів та амонію. У них силікат-аніони SiO₃ ^{2 -} можна виявити за допо-

могою сильної кислоти (нітратної, хлоридної, сульфатної):

2HNO₃ + K₂SiO₃ = H₂SiO₃↓ + 2KNO₃

2H⁺ + 2NO₃ -+ 2K⁺+ SiO₃ ^2- = H₂SiO₃↓ + 2K⁺ + 2NO^3-

2H⁺ + SiO₃ ^2- = H₂SiO₃↓.

1. Зміна кольору індикаторів:

     Індикаторами називають речовини, які змінюють своє забарвлення під дією розчину кислоти або лугу. До найбільш розповсюджених індикаторів відносять лакмус, метиловий оранжевий, фенолфталеїн та універсальний індикаторний папір. При додаванні лакмусу до розчину кислоти розчин набуває інтенсивного червоного кольору, метилового оранжевого – також червоного кольору, фенолфталеїн залишається безбарвним, універсальний індикаторний папір набуває забарвлення від жовтого до червоного в залежності від сили кислоти (демонстрації).

2. Взаємодія з активними металами (що стоять в електрохімічному ряді напруг

лівіше від водню):

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂↑;

3H₂SO₄ + 2Al = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑.

Такі реакції належать до реакцій заміщення.

    Реакції заміщення – це хімічні реакції, що відбуваються між простими і складними речовинами, в процесі яких атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині, утворюючи нову просту і нову складну речовини.

Хімічні властивості нітратної кислоти

   Нітратна кислота — сильний електроліт, у воді повністю дисоціює на йони, тому реакції з її участю в розчинах відбуваються швидко. Окрім цього, вона сильний окисник. У реакціях з металами її окиснювальна дія пов’язана зі зміною ступеня окиснення Нітрогену, водень не виділяється, а окиснюється з утворенням води.

   У кислоті Нітроген має максимальний ступінь окиснення, що дорівнює +5. У реакціях нітратної кислоти з металами атоми Нітрогену приєднують електрони, тобто виконують функцію окисника, а самі відновлюються. Величина ступеня окиснення Нітрогену у продукті реакції залежить від концентрації кислоти, активності металу, температури. Що менша концентрація кислоти і що активніший метал, то більше Нітроген відновлюється.

   Під час взаємодії нітратної кислоти з металами серед продуктів реакції буде один із зазначених газоподібних нітрогеновмісних продуктів відновлення Нітрогену( NO₂, NO,  N₂O,  N₂ , NН_{3 ,} NН₄NO₃). Крім нітрогеновмісного продукту відновлення нітратної кислоти утворюється сіль (нітрат) і вода.

   Концентрована нітратна кислота під час нагрівання взаємодіє з більшістю металів, крім найбільш хімічно інертних металів (їх ще називають металами платинової групи) — золота, платини, родію та деяких інших.

   На холоді частина металів, зокрема залізо, хром, алюміній, не взаємодіють з концентрованою нітратною кислотою, тому що на їхній поверхні утворюється захисна плівка з оксидів.

   Малоактивні метали — мідь, срібло, ртуть, паладій та інші — взаємодіють з безводною і концентрованою нітратною кислотою з утворенням нітроген(ІV) оксиду NO₂, наприклад:

Cu⁰ + 4HN ⁺⁵O₃ (конц.) = Cu ⁺²(N ⁺⁵O₃)₂ + 2N ⁺⁴O₂↑ + 2H₂O.

Електронний баланс цієї реакції такий:

Сu ⁰– 2е – = Cu ⁺²      

N ⁺⁵ + 1е – = N⁺⁴

   Ці самі метали з розбавленою нітратною кислотою (реакцію прискорює нагрівання) утворюють нітроген(ІІ) оксид NO:

3Cu ⁰ + 8HN ⁺⁵O₃ (розб.) = 3Cu ⁺²(N ⁺⁵O₃)₂ + 2N ⁺²O↑ + 4H₂O.

Напишемо електронний баланс цієї реакції й порівняємо йогоз попереднім:

Сu ⁰ – 2е – = Cu ⁺²

N ⁺⁵ + 3е – = N ⁺²

   Як бачимо, в обох випадках Нітроген, а отже і нітратна кислота, до складу якої він входить, є окисниками.

    На відміну від малоактивних металів, хімічно активні метали, наприклад кальцій, залізо, цинк, реагують з утворенням різних нітрогеновмістних продуктів відновлення нітратної кислоти. Усе буде залежати від концентрації кислоти й температури.

Розглянемо приклади

Mg + HNO₃ (конц.) → Mg (NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

Mg + HNO₃ (розб.) → Mg (NO₃)₂ + N₂O↑ + H₂O

Mg + HNO₃ (дуже розб.) → Mg (NO₃)₂ + NН₃↑ + H₂O

Zn + HNO₃ (розб.) → Zn(NO₃)₂ + NО↑ + H₂O

Zn + HNO₃ (дуже розб.) → Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + H₂O

   Якщо кислота взаємодіє з металом, утворюючи амоніак, і взята з надлишком, то кінцевим продуктом реакції будуть вода і дві солі — нітрат металічного елемента й амоній нітрат:

Mg + HNO₃ (дуже розб.) → Mg(NO₃)₂ + NН₄NO₃↑ + H₂O.

Хімічні властивості концентрованої сульфатної кислоти.

   Розбавлена сульфатна кислота не взаємодіє з міддю, цим вона виявляє загальну властивість кислот відносно металів, що розташовані в ряді активності праворуч від водню. На відміну від розбавленої, концентрована сульфатна кислота є сильним окисником і взаємодіє з ними. Унаслідок взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з металами утворюється сіль сульфатної кислоти (сульфат), вода й один із продуктів відновлення Сульфуру

   У взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з міддю переконує такий дослід. У концентровану сульфатну кислоту вносять мідні стружки. Через деякий час (реакцію можна прискорити нагріванням) розчин у пробірці набуває блакитного забарвлення, а простір над розчином заповнюється безбарвним газом сульфур(ІV) оксидом. Зверніть увагу: Через шкідливість сульфур(ІV) оксиду цю реакцію проводять у витяжній шафі.

Розглянемо окисно-відновні процеси в цій реакції.

Сu ⁰ + H₂S ⁺⁶O₄ (конц.) → Сu ⁺²S ⁺⁶O₄ + H₂O + S ⁺⁴O₂↑

   Відбулася зміна ступенів окиснення Купруму й Сульфуру. На підставі цього напишемо електронний баланс, установимо коефіцієнти за кількістю відданих і приєднаних електронів, укажемо процеси окиснення і відновлення, окисника і відновника.

Сu ⁰ – 2е – = Cu ⁺²

S ⁺⁶ + 2е – = S ⁺⁴

   Взаємодія розбавленої сульфатної кислоти з металами, розташованими в ряді активності ліворуч від водню, теж є окисно-відновним процесом, проте в ньому відновлюється Гідроген, а не Сульфур, ступінь окиснення якого залишається без змін.

Мg ⁰ + H₂ ⁺¹S ⁺⁶O₄ (розб.) = Mg ⁺²S ⁺⁶O₄ + H₂ ⁰↑

3. Взаємодія з основними та амфотерними оксидами з утворенням солі та води:

2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃)₂ + H₂O

3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

   Реакції, які відбуваються за участю двох складних речовин, і при яких речовини, що реагують, обмінюються складовими частинами, називаються реакціями обміну.

Реакції обміну перебігають до кінця у трьох випадках:

1) Якщо внаслідок реакції утворюється вода;

2) Якщо один із продуктів реакції випадає в осад;

3) Якщо один із продуктів реакції є леткою (газоподібною) речовиною.

   Для того, щоб визначити, чи є речовина нерозчинною, слід скористатися таблицею розчинності.

4. Взаємодія з основами з утворенням солі та води:

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂О.

   Окремим випадком реакцій обміну є реакція нейтралізації.

   Реакцією нейтралізації називається реакція між кислотою та основою, внаслідок якої утворюється сіль та вода.

5. Взаємодія з солями з утворенням іншої солі та іншої кислоти:

K₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃↓ + K₂SO₄

Такі реакції також відносяться до реакцій обміну .

   Далі ми крокуємо до наступної експозиції « Добування кислот».

 Спосіб добування кислоти залежить від того, чи є кислота оксигеновмісною чи безоксигеновою.

    Оксигеновмісні кислоти (крім силікатної кислоти) можуть бути добуті при взаємодії кислотних оксидів із водою.

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

   Безоксигенові кислоти можуть бути добуті при безпосередній взаємодії неметалів із воднем.

H₂ + Cl₂ = 2HCl

Як оксигеновмісні, так і безоксигенові кислоти можна добути реакцією обміну між солями та іншими кислотами.

Na ₂SiO₃ + 3HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl

Наша екскурсія підходить до кінця. Пропоную свої враження залишити у книзі відвідувачів.

Домашнє завдання: п.20,21, завдання 6,7; підготувати повідомлення «Кислотні дощі»