План урока на тему: "Свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации"

Тема урока: Свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации. Задачи: 1. обобщить и систематизировать известный учащимся материал об основаниях; 2. сформировать представления у учащихся о свойствах  оснований в  свете теории электролитической   диссоциации,   о   разложении   нерастворимых   оснований   при нагревании; 3. развивать   практические   умения   работы   с   реактивами   и   лабораторным оборудованием, совершенствовать умения делать выводы и обобщать; 4. воспитывать бережное отношение к своему здоровью и здоровью окружающих. Мотивация и целеполагание: Лакмус … в кислоте, В щёлочи он …, … в воде. Вот какой красивый! Фенолфталеин безразличен к воде, Так же ведёт он себя в … А если к щёлочи прилить? Ему … тут быть. Ах, метилоранж прекрасный,  В кислоте такой он … Только щёлочи прильём, Сразу станет … он. Изучение нового материала:      Прежде, чем изучать свойства оснований, давайте с вами вспомним классификацию оснований по нескольким признакам (см. табл. 11). По растворимости в воде основания делятся на растворимые в воде, или щёлочи, к ним относятся гидроксиды металлов  I  A группы главной подгруппы и гидроксиды металлов II A группы главной подгруппы, таких как Ca, Sr, Ba. Все остальные основания являются нерастворимыми в воде. В зависимости от степени электролитической диссоциации различают сильные основания, к ним относятся щёлочи, степень диссоциации этих оснований стремиться к единице. К слабым основаниям относятся   основания,   степень   диссоциации   которых   стремиться   к   нулю,   к   таким основаниям относятся нерастворимые в воде основания, водный раствор аммиака (NH3  ∙ H2O).   По   числу   гидроксогрупп   основания   делятся   на   однокислотные,   у   которых   одна группа ОН­, например,  NaOH,  KOH,  LiOH. Двукислотные, у которых две группы ОН­, например, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Cu(OH)2.  Все   основания   по   агрегатному   состоянию   являются   твёрдыми   веществами, имеющими различную окраску. Исключение составляет только раствор аммиака в воде, представляющий собой всем известный нашатырный спирт. Это основание, в отличие от других, содержит не катион  металла, а катион  аммония (NH4 +) и существует  только в растворе. Он легко разлагается на аммиак и воду.  NH3 ∙ H2O      голубую окраску, Ni(OH)2 – зелёную окраску, а Fe(OH)3 – красно­бурую окраску.     Вспомните,   основания   –   это   электролиты,   при   диссоциации   которых   в   качестве катионов выступают катионы металла (или аммония), а в качестве анионов – гидроксид­ Такое основание, как гидроксид кальция (Са(ОН)2) имеет белую окраску, Cu(OH)2 –  + ↑ H2O  ↔ NH3 Наличие группы ОН обуславливает ряд общих свойств оснований: мыльность на ионы. Число групп ОН равно степени окисления металла. Если степень окисления металла +1, значит, в составе основания будет 1 группа ОН, например  NaOH, 1 группа ОН, т.к. степень окисления металла натрия +1, или Ba(OH)2, в составе данного основания 2 группы ОН, т.к. у металла бария степень окисления +2.     ощупь, изменение окраски индикаторов и др.       Основания,   в   частности   щёлочи,   изменяют   окраску   индикаторов,   т.к.   при диссоциации   образуют   гидроксид­ионы.   В   присутствии   щелочей   лакмус   изменяет   свою окраску на синюю, метиловый оранжевый – на желтую, фенолфталеин – на малиновую. NaOH = Na+ + OH­      Основания вступают в реакцию с кислотами. Эти реакции относятся к реакциям обмена.   В   результате   чего   образуется   соль   и   вода.   Вспомните,     если   мы   в   стакан   с гидроксидом   натрия   добавим   несколько   капель   фенолфталеина,   то   раствор   щёлочи окрасится   в   малиновый   цвет,   а   затем   сюда   же   добавим   раствор   соляной   кислоты,   то малиновая окраска исчезает. Окраска исчезает, т.к. в результате этой реакции образуется соль и вода. Образование соли можно легко подтвердить: если мы  на предметное стекло капнем несколько капель раствора и выпарим, то на стекле появятся кристаллы соли. NaOH + HCl = NaCl + H2O ОН­ + Н+ = Н2О     Аналогично,   и   нерастворимые   основания   реагируют   с   кислотами.   Получим, например,   нерастворимое   основание   –   гидроксид   железа   (III).   Для   этого,   в   раствор сульфата железа (III) добавим несколько капель гидроксида калия, при этом образуется осадок бурого цвета – это гидроксид железа (III). К этому нерастворимому основанию добавим соляной кислоты, осадок растворяется, т.к. образуется соль и вода. Если мы этот раствор соли поместим на предметное стекло и выпарим, то на стекле появятся кристаллы жёлтого цвета – это кристаллы соли хлорида железа (III). Fe2(SO4)3 + 6КOH = 2Fe(OH)3 Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O  + 3↓ К2SO4 Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O  → H2SO4), оксиду фосфора (V) – фосфорная кислота (P2O5     Щёлочи реагируют и с оксидами неметаллов. Каждому оксиду неметалла соответствует  → HNO3), оксиду своя кислота, так оксиду азота (V) соответствует азотная кислота (N2O5   → H2SO3), оксиду серы (VI) соответствует  серная серы (IV) – сернистая кислота (SO2   → H3PO4), оксиду кислота (SO3   → H2CO3) и т.д. Поэтому в реакциях щелочей с углерода (IV) – угольная кислота (CO2  оксидами  неметаллов   образуются  соли  соответствующих   кислот  и   вода  (см.   рис.  141). Вспомните   качественную   реакцию   на   углекислый   газ:     известковая   вода   реагирует   с углекислым газом, в результате чего происходит помутнение известковой воды, вследствие образования карбоната кальция. 2О Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3  + Н↓ Са2+ + 2ОН­ + СО2 = СаСО3 Эта реакция относится к реакциям обмена.          Щёлочи вступают в реакцию обмена с солями, при этом образуется новая соль и новое основание, но при этом, должны выполняться определённые условия, т.е. должен образоваться осадок   или слабый электролит (см. рис. 142). Проведём эксперимент, для этого нальём в первую пробирку гидроксида натрия и хлорида аммония, во вторую   – гидроксида калия и сульфата железа (III), а в третью   – гидроксида натрия и хлорида бария.   Содержимое   первой   пробирки   нагреем.   В   результате   появляется   резкий   запах аммиака.   Во  второй   пробирке     образуется   осадок   бурого   цвета,  а   в   третьей   пробирке изменений не произошло. Т.о. в двух пробирках реакция прошла, т.к. выполнялись условия: образуется осадок или слабый электролит.  + Н↓ 2О + ↑ H2O + = NH3  + ↑ H2O   NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 OH­ + NH4 6KOH + Fe2(SO4)3 = 3K2SO4 + 2Fe(OH)3↓ 6OH­ + 2Fe3+ = 2Fe(OH)3↓ NaOH + BaCl2 ≠     Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду. Щёлочи  этой способностью не обладают (см. рис. 143). Например, гидроксид железа (II) разлагается на оксид железа (II) и воду.  Fe(OH)2 = FeO + H2O    Для подтверждения этого свойства получим нерастворимое основание гидроксида меди (II), а затем нагреем его. Для этого, в две пробирки нальём раствора сульфата меди (II), затем сюда же добавим несколько капель гидроксида натрия. У нас образуется осадок голубого цвета. Это гидроксид меди (II).  CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 2SO4 ↓  + Na Cu2+ + 2OH­ = Cu(OH)2↓     Если в одну из пробирок с осадком гидроксида меди (II) добавить раствора соляной кислоты, то осадок растворяется. В результате образуется соль и вода. В этом можно убедиться, если несколько капель раствора капнуть на предметное стекло и выпарить, то на стекле появляются кристаллы соли. Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O Нагреем   пробирку   с   гидроксидом   меди   (II).   В   результате   образуется   вещество     черного   цвета   –   это   оксид   меди   (II).   Образуется   оксид   меди   (II),   т.к.   нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду. Cu(OH)2 = CuO + H2O Обобщение и систематизация знаний:    1. Фронтальный опрос. ­ На какие группы делятся основания? ­ Что такое «щёлочь»? ­ Какими общими свойствами обладают все щёлочи? ­ Чем определяется общность их свойств? ­ Чем отличаются по свойствам растворимые основания от нерастворимых? ­   Почему   реакцию   нейтрализации   между   щёлочью   и   кислотой   следует   проводить   в присутствии индикатора?  ­ Какими общими свойствами обладают все основания?    2. Лабораторный опыт.    3. §40, упр. 1, 2. Закрепление и контроль знаний:    1. Закончите схемы возможных реакций, укажите их тип:    а) SO3 + NaOH     б) SO3 + Fe(OH)3   …;→  …;→ в) HCl + KOH     г) HCl + Fe(OH)2   …;→  …;→    д) KOH  t →  …;    е) Fe(OH)3  t →  …;    ж) FeCl3 = NaOH   …→ Ответ:   а) SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O (реакция обмена)    б) 3SO3 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O (реакция обмена)    в) HCl + KOH = KCl + H2O (реакция обмена, нейтрализации)    г) 2HCl + Fe(OH)2 = FeCl2 + 2H2O (реакция обмена)    д) KOH ≠    е) 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O (реакция разложения)    ж) FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3  + 3↓ NaCl (реакция обмена).     2. Рассчитайте массу образующейся соли при реакции азотной кислоты массой 21,6 г с гидроксидом цинка. Дано: m(Zn(OH)2) = 21,6 г m(Zn(NO3)2) ­ ? Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O 1 моль Решение: 1 моль M(Zn(OH)2) = 65 + 32 + 2 = 99 г/моль m M   ;   n(Zn(OH)2) = 21,6/99 = 0,22  моль; n(Zn(OH)2) = n(Zn(NO3)2) = 0,22  моль; n =   М((Zn(NO3)2) = 65 + 28 + 16 ∙ 6 = 189 г/моль; m = n ∙ M; m(Zn(NO3)2) = 0,22 ∙ 189 = 41,58 г.    Ответ: m(Zn(NO3)2)  = 41,58 г. Рефлексия и подведение итогов:    ­ Что нового вы сегодня узнали об основаниях?    ­ Какие практические умения вам понадобились на уроке?    Осуществите самооценку уровня усвоения учебного материала в баллах. Домашнее задание:    I уровень: §40, упр. 3, 5, 6;    II уровень: тоже + упр. 4.