Конспект урока химии в 9 классе по теме: 

«Повторение некоторых вопросов курса химии 8 класса. 

Важнейшие классы неорганических соединений. 

Реакции ионного обмена»

 

 

 

 

 

 

Подготовила: Федосеенко Ирина Андреевна, учитель химии

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

     Все неорганические соединения делят на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и по свойствам. Зная особенности классов соединений, можно охарактеризовать свойства отдельных их представителей. НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА делятся на ПРОСТЫЕ и СЛОЖНЫЕ . Простые вещества подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы. Важнейшими классами сложных неорганических соединений являются ОКСИДЫ, ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ, АМФОТЕРНЫЕ  ГИДРОКСИДЫ и их СОЛИ. (Новошинский Н.С., Общая химия: метод.пособие для школьников, абитуриентов и студентов. Краснодар, «Советская кубань», 1997 г.)

            1. Оксидами называют соединения, молекулы которых состоят из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления «-2». Состав оксидов выражается общей формулой ЭхОу, где Э – любой элемент, О – кислород. Числовые значения Х иУ определяются степенью окисления элемента.

Способы получения оксидов

1.      Окисление простых веществ или ещѐ называется соединение простого вещества с кислородом (горение):

С + О₂ = СО₂ ꜛ;                                                2 Мg + O₂ = 2 MgO;

4 Li + O₂ = 2Li₂O;                                           S + O₂ = SO₂

2.      Горение сложных веществ (при этом, как правило, образуются оксиды тех элементов, из которых состоит сложное вещество):

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

4CH₃NH₂ + 9O₂ = 4CO₂ + 2N₂ + 10 H₂0

3.      Разложение сложных веществ или разложение при нагревании кислородных соединений:

карбонатов, нитратов, гидроксидов: а) нерастворимых оснований

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O (при нагревании) б) кислот

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O (при нагревании)

Иногда воду удаляют из кислородных кислот действием на них водоотнимающих веществ:

2 HNO₃ + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅ в) кислородсодержащих солей CaCO₃ = CaO + CO₂ Fe₂(SO₄)₃ = Fe₂O₃ + 3SO₃

4.      Обжиг сульфидов:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4 SO₂

5.      Вытеснение одних оксидов другими (нелетучие кислотные оксиды при нагревании вытесняют более летучие из их солей):

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂

MgSO₃ + B₂O₃ = Mg(BO₂)₂ + SO₂

6.      Взаимодействие кислот окислителей с металлами и неметаллами: C + 2 H₂SO₄ (конц) = CO₂ + 2SO₂ + 2 H₂O

Cu + 4 HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Физические свойства оксидов

 Оксиды бывают 1) твѐрдые (MgO, Fe2O3, P2O5, CaO)

2)    жидкие (SO3, N2O3)

3)    газообразные (CO2, SO2)

Классификация и химические свойства оксидов        По химическим свойствам оксиды классифицируются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные).

Несолеобразующие не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями и не образуют солей.

К несолеобразующим оксидам относятся: CO, SO, NO, N2O, SiO2, SeO (безразличные) Солеобразующие делятся на ОСНОВНЫЕ, АМФОТЕРНЫЕ И КИСЛОТНЫЕ.

ОСНОВНЫЕ оксиды образуют только металлы, и как правило со степенью окисления +1 и +2 (исключение BeO, ZnO, SnO, PbO, GeO).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ:

1)      Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами

2)      Оксиды активных металлов (щелочных и щелочноземельных Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой с образованием щѐлочи.

АМФОТЕРНЫЕ  оксиды, которым соответствуют гидроксиды, проявляющие свойства как оснований, так и кислот, образованные металлами со степенью окисления +3, +4 и исключения из основных оксидов BeO, ZnO, SnO, PbO, GeO. 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ:

Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных , так и кислотных оксидов.

1)      Как основные: взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами

2)      Как кислотные: с основаниями и основными оксидами

КИСЛОТНЫЕ оксиды образуют все неметаллы, независимо от степени окисления и металлы, со степенью окисления +5 и выше.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ:

1)      Взаимодействие с основаниями и основными оксидами

2)      Взаимодействие с водой с образованием кислот.

 

ГИДРОКСИДЫ

Гидроксиды делятся на основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты), амфотерные.

Основания – соединения, молекулы которых состоят из атомов металла и одной или несколько гидроксогрупп.

Классификация: 1) в зависимости от числа гидроксогрупп основания делятся на: однокислотные (одна -ОН группа), многокислотные (две и более группы –ОН). 2) По растворимости: на растворимые (щѐлочи) и нерастворимые

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ 

1)      РАСТВОРИМЫЕ = действие воды на металл или оксид металла

2)      НЕРАСТВОРИМЫЕ = действие раствора щѐлочи на соль того металла, основание которого нужно получить.

Кислотные (кислородсодержащие кислоты) – Н2СО3, HNO3, H2SO4

Амфотерные гидроксиды в зависимости от условий реакции могут проявлять свойства как нерастворимых в воде оснований, так и нерастворимых в воде кислот.

ПОЛУЧАЮТ АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ: взаимодействием соли со щелочью, избегая избытка последней.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ:

1)      Как основания: взаимодействие  с кислотами и кислотными оксидами

2)      Как кислоты: взаимодействие с основаниями и основными оксидами , при сплавлении со щелочами.

КИСЛОТЫ

КИСЛОТЫ – вещества, которые в воде диссоциируют на ионы водорода (катионы) и кислотные остатки (анионы)

Кислоты делятся на КИСЛОРОДНЫЕ (КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ) и БЕСКИСЛОРОДНЫЕ.

Способы получения кислот

Кислородсодержащих: 1)взаимодействие оксида неметалла с водой, 2) взаимодействие соли с кислотой

Бескислородные: соединение водорода с неметаллом с последующим растворением в воде

Свойства кислот Физические:

1)      Кислоты бывают жидкие и твѐрдые

2)      Многие хорошо растворимы 

3)      Растворы кислот имеют кислый вкус

4)      Разъедают растительные и животные ткани

5)      При взаимодействии синего лакмуса раствор становится красным

Химические:

1)      Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода

2)      Взаимодействие с основными оксидами 3) Взаимодействие с основаниями 4) Взаимодействие с солями.

СОЛИ

     Соли – это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.

Классификация солей

                                    Соли делятся на СРЕДНИЕ (нормальные), КИСЛЫЕ и ОСНОВНЫЕ.

СРЕДНИЕ (нормальные) – это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Средние соли бывают растворимые  и нерастворимые.

КИСЛЫЕ – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Все кислые соли являются растворимыми веществами.

ОСНОВНЫЕ – это продукты неполного замещения гидроксогруппы в молекуле оснований кислотными остатками. Все основные соли нерастворимы, кроме гидроксонитратов.

Способы получения солей

Средние соли:

1)      Реакция нейтрализации (взаимодействие основания с кислотой)

2)      Взаимодействие кислоты с основным оксидом

3)      Взаимодействие соли с кислотой

4)      Взаимодействие оснований с кислотными оксидами

5)      Взаимодействие соли с кислотным оксидом

6)      Взаимодействие основания и соли

7)      Взаимодействие двух различных солей

8)      Взаимодействие основного оксида с кислотным оксидом

9)      Взаимодействие металла с неметаллом

10)  Взаимодействие металла с кислотой 11) Взаимодействие металла с солью

12)  Взаимодействие металла с щѐлочью

13)  Взаимодействие неметалла с щѐлочью 14) Взаимодействие неметалла с солью 15) Термическое разложение солей.

Кислые соли:

1)      Действием избытка многоосновной кислоты на основание

2)      Действием избытка кислоты на средние соли многоосновных кислот.

Основные соли:

1)      Действием избытка многокислотного основания на кислоту

2)      Действием недостатка основания на среднюю соль многокислотного основания.

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

     Согласно теории электролитической диссоциации реакции в растворах электролитов протекают между ионами или между молекулами и ионами. Такие реакции называются ионно-молекулярными, а уравнения, с помощью которых раскрывается сущность данных реакций, получили название ионно-молекулярных уравнений. Для написания ионно-молекулярного уравнения необходимо:

1)      Составить молекулярное уравнение реакции и подобрать коэффициенты;

2)      Среди продуктов найти вещество, образование которого вызывает протекание реакции. Это может быть осадок (малорастворимое вещество), слабый электролит (малодиссоциируемое соединение) газ, комплексный ион, т.е. реакция протекает в направлении наиболее прочного связывания ионов. В молекулярном уравнении под каждым веществом указать: силу кислот и оснований, растворимость для средних солей.

3)      Составить полное ионно-молекулярное уравнение, руководствуясь правилами:

- в виде ионов пишутся только

А) сильные кислоты

Б) сильные основания (основания щелочных и щелочно-земельных металлов)

В) растворимые средние соли

Г) диссоциацию кислых солей в ионно-молекулярных уравнениях указывают по первой ступени. Все кислые соли растворимы.

4)      исключить из обеих частей ионно-молекулярного уравнения одинаковые ионы

(подчеркнуть их),

5)      выписать оставшиеся ионы, в результате получим краткое ионно-молекулярное уравнение, которое будет выражать сущность данной реакции.