Обобщающий урок в 11 классе по темеХимические свойства неорганических соединений

Тема урока: «Обобщение знаний о химических свойствах неорганических соединений» 11 класс

Цель урока:

- обобщить знания о химических свойствах неорганических соединений, гидролизе, изучить окислительные свойства КМnО4, получить комплексные соединения и установить соответствия между формулами ионов и степенью окисления металлов в них;

- формировать опыт творческой работы учащихся в группах, потребность в знаниях, в труде;

- развивать способности к анализу и синтезу, наблюдательность, внимание, память, умение обобщать, делать выводы, объяснять взаимосвязь между строением и свойствами, проводить лабораторные опыты с соблюдением правил безопасности, оформлять отчёт. Развивать способность к само- и взаимоконтролю, самоорганизации; воспитывать личность, открытую для общения и сотрудничества, способную найти выход в проблемной ситуации (решать проблемные задачи)

Девиз: «Деятельность заключает награду в самой себе. Действовать, создавать, вступать в борьбу с обстоятельствами, побеждать или чувствовать себя побеждённым – вот вся радость, всё человеческое здоровье заключается в этом» (Э. Золя).

1 группа. Na2CO3 (р-р),AL2SO4 (р-р), KNO3 (р-р), CH3COONH4 (р-р).

2 группа. CuSО(р-р), NH4Cl (кристаллическое), NAOH (р-р), AgNО3, NaCl, желтая кровяная соль, FeCl3, штатив, прибор для получения газов, спиртовки, спички, пробирки.

3 группа. Растворы KMnO4 , K2SO3, H2SO4, H2O, KOH(конц.), пробирки, стеклянная палочка

ХОД УРОКА

1. Организационный момент. Целевая установка.

Обобщающий урок проходит в форме экспериментального решения заданий ЕГЭ части В, знакомлю с целью урока.

2. Основная часть урока

Инструктаж по правилам охраны труда:

1. Взяв для проведения опыта раствор из склянки, надо сразу же закрыть её пробкой и поставить на место.

2. Нельзя брать реактивы общего пользования своим шпателем или своей пипеткой.

3. Реактив, оставшийся неиспользованным, нельзя выливать обратно в склянку, из которой он был взят.

4. Нельзя брать реактивы с соседних столов.

5. При работе постоянно необходимо следить за тем, чтобы реактивы (особенно щелочи и кислоты) не попадали на лицо, руки и одежду.

6. Наливая раствор, держать пробирку и склянку на некотором расстоянии от себя во избежание попадания жидкости на одежду или обувь.

7. При распознавании выделяющегося газа по запаху нужно нюхать газ только издали, направляя его струю движением руки от сосуда к себе.

Требования к оформлению работы

Основным из того, что ученик должен записать в тетрадь, является:

1. Дата, номер работы, тема.

2. Название опыта.

3. Условия, при которых производится опыт.

4. Наблюдения (образование осадка, изменение цвета раствора или осадка, выделение или поглощение теплоты, газообразование).

5. Уравнения происходящих реакций.

6. Расчеты и выводы.

Учащиеся в группах по заданиям в карточках выполняют опыты.

Задание для 1 группы

-Экспериментальным путём установите соответствие между составом соли и типом её гидролиза.

Состав соли Тип гидролиза

1. Nа2 CO3 А) по катиону

2. Al2 (SO4)3 Б) по аниону

3. KNO3 В) по катиону и по аниону

4. CH3COONH4 Г) гидролизу не подвергается

2

3

4

Задание для 2 группы

-Экспериментально доказать окислительные свойства перманганата калия иона (MnO4 ^-) в различных стадиях. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса подобрать коэффициенты.

1) КMnO4 + Na2SO3 + Н2SO4 =

2) KMnO4 + Na2SO3 + H2O=

3) KMnO4 +Na2SO3 + KOH=

Задание для 3 группы

-Получите комплексное соединение и установите соответствие между формулой иона и степенью окисления металла в нём.

Формула иона Степень окисления металла

1) [Ag(NH3)2]⁺ A) +1

2) [Cu (NH3)4]²⁺ Б) +2

3) [Zn (OH) 4]^2-

4) [Fe (CN) 6]^{4 -}

1 группа NaOH- сильное основание

Решение:1) Na2CO3 —[

H2CO3- слабая кислота

Полное ионное уравнение гидролиза:

2Na⁺ + CO3^2- + H2O = HCO3^- + 2Na⁺ + OH^-

Сокращённое ионное уравнение гидролиза:

CO3^2- + H2O = HCO3^- + OH^-

Гидролиз будет идти по аниону. Среда раствора соли щелочная (рН>7), т. к. в растворе увеличивается концентрация ионов ОН^-

Al(OH) 3 – слабое основание

2) Al2(SO4)3—[

H2SO4- сильная кислота

Полное ионное уравнение гидролиза:

2Al³⁺ +3SO4^2- + 6H2O = 2Al(OH)3 + 6H⁺ + 3SO4^2-

Сокращённое ионное уравнение гидролиза:

Al³⁺ + 3H2O = Al(OH)3 + 3H⁺

Гидролиз по катиону. При растворении в воде соли Al2(SO4)3 катионы алюминия связываются с гидроксид ионами ОН^- воды, образуя слабый электролит-Al(OH)3. В растворе появляется избыток ионов водорода Н⁺. Среда раствора соли Al2(SO4)3-кислая, рН<7.

KOH- сильное основание

3) KNO3—[

HNO3- сильная кислота

Гидролизу подвергаться не будет, так как катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н⁺ или ОН^- воды, т.е. не образуют с ними молекул слабых электролитов, среда растворов этих солей нейтральная (рН= 7,0), т.к концентрации ионов Н⁺ или ОН^- в их растворах равны.

СН3СООH-слабая кислота

4. CН3СООNH4 —[

NH4OH-слабое основание

ионное уравнение гидролиза:

СН3СОО^- + NH4⁺ + Н2О = СН3СООH + NH4OH

Реакция раствора соли ацетата аммония СН3СООNH4 нейтральная (рН=7), потому что Кд (СН3СООH) = Кд(NH4OH)

Решение: 1. В пробирку с 1-2 мл раствора KMnO4 , подкисленного несколькими каплями серной кислоты, прилили 4-5 мл раствора сульфита натрия. Наблюдаем исчезновение фиолетовой окраски, характерной для иона MnO4^-. Реакция идёт по схеме:

KMnО4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 +Na2SO4 +K2SO4 + H2O

2KMnО4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +5Na2SO4 +K2SO4 + 3H2O

Восстановитель S⁺⁴ – 2e→S⁺⁶ 5

Oкислитель Мn⁺⁷ +5e→Mn⁺² 2

2.Налили в пробирку 1-2 мл раствора KMnO4 и добавили 4-5мл раствора сульфита натрия. Через некоторое время наблюдаем выделение из раствора бурых хлопьев MnO2. Реакция идёт по схеме:

KMnO4 + Na2SO3 + H2O→MnO2↓ + Na2SO4 + KOH

2KMnO4 +3 Na2SO3 + H2O =2 MnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH

Восстановитель S⁺⁴- 2e → S⁺⁶ │3

Окислитель Mn⁺⁷ + 3e → Mn⁺⁴ │2

3. Налили в пробирку 1-2 мл раствора KMnO4, 1-2 мл концентрированного раствора сульфита натрия. Наблюдаем, появление зелёной окраски, характерной для ионов MnO4^2-. Реакция идёт по схеме:

KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О

2KMnO4 + Na2SO3 +2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О

Восстановитель S⁺⁴ – 2e → S⁺⁶ │1

Окислитель Mn⁺⁷ +1e→ Mn⁺⁶ │2

Таким образом, свойства перманганата калия зависят от реакции среды.

3 группа

Решение: Опыт 1. Получение комплексных соединений.

1. Налили в пробирку 2-3 мл раствора сульфата меди и по каплям прибавили раствор аммиака. Наблюдаем образование голубого осадка гидроксида меди- Cu(OH)2. К осадку прилили избыток раствора аммиака (NH)3. Получается синий раствор, содержащий комплексный катион-[Cu(NH3)4]²⁺.

CuSO4 + 4NH3= [Cu(NH3⁰)4]SO4 -тетрааминосульфат меди (ІІ).

Опыт 2. Налили в пробирку 1-2 мл раствора нитрата серебра и добавили столько же раствора хлорида натрия.

AgNO3 + NaCl = AgCL↓ + NaNO3

К осадку добавили раствор аммиака. Наблюдаем растворение осадка хлорида серебра.

AgCl + 2NH3 = [Ag (NH3 ⁰)2] Cl- диамминохлорид серебра (І).

Опыт 3. Налили в пробирку 2-3мл сульфата цинка и добавили по каплям раствор гидроксида натрия до образования белого осадка.

ZnSO4 + 2 NaOH = Zn (OH) 2↓ + Na2SO4

Затем к осадку добавили избыток щелочи. Наблюдаем растворение осадка гидроксида цинка Zn(OH)2.

Zn (OH)2 + 2NaOH(изб.) + Na2 [Zn(OH^-)4]-цинкат натрия

Опыт 4. Налили в пробирку 1-2 мл раствора желтой кровяной соли-K4[Fe(CN)6] и добавили несколько капель раствора хлорида железа (ІІІ). Наблюдаем образование синего осадка берлинской лазури-Fe4[Fe(CN)6]3-гексацианоферрат(ІІ)железа(ІІІ).

K4 [Fe (CN) 6] + 4FeCl3 = Fe4 [Fe⁺²(CN) 6]3 ↓+ 12 KCl

Формула иона Степень окисления металла

1) [Ag(NH3⁰)2]⁺ A) +1

2) [Cu (NH3⁰)4]²⁺ Б) +2

3) [Zn (OH^-) 4]^2-

4) [Fe (CN^-) 6]^{4 -}

ІV Подведение итогов урока.

Литература:

1. Профильное образование. Химия. Практикум по общей химии 10-11 класс.

Составитель Н.И. Тулина. Волгоград: Учитель, 2006.

2. Общая химия. Н.Л. Глинка Ленинград, 1983.

3. Химия. Справочник для старшеклассников и поступающих в Вузы.

Р.А. Лидин, Л.Ю. Аликберова Москва, 2005.