Конспект урока химии на тему "окислительные свойства серной и азотной кислот"

Тема: окислительные свойства серной и  азотной кислот.

 Преподаватель химии ОАОУ СПО «Маловишерский техникум»  Дмитриева Н.А.

Цель урока: 

углубить и систематизировать знания студентов об окислительных свойствах серной и азотной кислот; развивать умения и навыки в написании уравнений химических реакций, составлении электронного баланса и  расстановки коэффициентов в химических реакциях. 

Задачи:

- рассмотреть правила и алгоритм составления уравнений ОВР;

- научить применять полученные знания для решения конкретных задач.

Формы обучения: разъяснение, рассуждение, общая характеристика.

Методы обучения: словесные (беседа, объяснение), наглядные (компьютерные), практические (упражнения).

Общедидактические методы: объяснительно-иллюстративный,  частично-поисковый, проблемный.

Оборудование: концентрированная и разбавленная серная кислота и азотная кислоты,  цинк, медь, красный фосфор, раствор гидроксида натрия, раствор нитрата серебра, скипидар. 

До начала урока получаем дымящую азотную кислоту. Для этого в реторту или прибор, состоящий из колбы Вюрца и капельной   воронки( соединение должно быть шлифовано)помещаем 50-60 г нитрата калия и добавляем 10-15 мл концентрированной серной кислоты. Конец реторты опускаем в колбу-приемник до дна. Приемник нужно охлаждать, нагревать в вытяжном шкафу. В приемнике собирается почти 100% азотная кислота. Хранить ее надо в темноте. 

 Ход урока.

1. Орг. момент.

2. Проверка домашнего задания.

3.Объяснение нового материала.

4. Закрепление нового материала. 



2. Фронтальный опрос.

1. Что такое окислительно - восстановительные реакции.

2. Что такое окислитель, какой процесс ему соответствует?

3. Что такое восстановитель, какой процесс ему соответствует?

Опрос у доски:

1) Самостоятельная работа у доски : химические свойства кислот.  Написать уравнения химические реакций для азотной и серной кислот.

3. Преподаватель организует беседу о химических свойствах серной и азотной кислот. Отношение этих кислот к индикаторам, основными амфотерным оксидам, основаниям и амфотерным гидроксидам, солям, органическим в соединениям. Записываем уравнения соответствующих реакций, обсуждаем условия их протекания, практическое значение.

НNO3,  H2 SO4 – индикатор (лакмус) – красный

2HNO3 +  MqO = Mq (NO3 )2 + H2 O

6HNO3 + Al2 O3 = 2 Al (N03 )3 + 3 H2 O

H2 SO4 + 2 NaOH = Na2 SO4 + 2 H2 O

H2 SO4 + Zn (OH) = ZnSO4 + H2 O

H2 SO4 + BaCl2 = BaSO4 l + 2H Cl

Отношение серной кислоты к металлам. Обращаем внимание, что окислителем является  ион водорода. В концентрированных растворах окислителем является ион  SO4-2 ( за счет S ).

Н 2SO4 (конц) + Ме = сульфат  Ме + А + Н 2 О

Чем больше восстановительной способностью обладает соединение, тем сильнее изменяется степень окисления серы.

А – продукт восстановления Н2 SO4

H2 S                               S                                         SO2                                     H2 SO4

-2                                   0                                         +4                                          +6



Этот вывод относится и к случаям взаимодействия других восстановителей (неметаллов, сложных веществ) с концентрированной серной кислотой.

Сильная окислительная способность  NO3-   мотивируется малой устойчивостью NO3-   и тем, что связь молекул воды с  NO3-    менее прочна , чем с  SO42- (энергия гидратации   оценивается в 310 кдж/моль, а    в 1100 кдж/моль)

HNO3 + Me  =  нитрат Me + A + H 2O

                                   А – продукт восстановления

NH 4 NO3                    N2                     N 2O              NO              NO2              HNO3               

-3                                0                       +1                   +2                +4                +5                 

Степень окисления меняется в зависимости от концентрации ионов и в зависимости от восстановительной способности металла. Сильные окислительные свойство дымящей  азотной кислоты демонстрируем в реакции азотной кислоты со скипидаром. 

Опыт. В фарфоровую чашку налить несколько мл азотной кислоты, добавить равный объем серной кислоты. Чашку поставить в большой стакан или за защитный экран. При помощи пипетки добавить несколько капель скипидара. Наблюдается вспышка.

4. Для закрепления пройденного материала преподаватель организует работу у доски. Студенты пишут уравнения химических реакций, составляют электронный баланс и расставляют коэффициенты.

  Си + 4НN0 3 (конц) = Си (N0 3) + 2NO2 + 2H 2O



Си0 – 2е- = Си2+       1                          восстановитель, процесс окисления  

 N5+ + 1е- = N 4+            2                         окислитель, процесс восстановления              

  Си + 2Н 2 S0 4 (конц) = Си S0 4 + S0 2 + 2H 2O



Си0 – 2е- = Си2+       2                          восстановитель, процесс окисления  

 S6+ + 2е- = S 4+            2                         окислитель, процесс восстановления    

5Си + 12НN0 3 (разб) =  5Си (N0 3)  2+ N2 + 6H 2O



Си0 – 2е- = Си2+            5                          восстановитель,  процесс окисления  

 2N5+ + 10е- = N2 0            1                         окислитель,  процесс восстановления              

          4Си + 10НN0 3 (разб) =  4Си (N0 3)  2+ N2 О + 5H 2O



Си0 – 2е- = Си2+            4                          восстановитель,  процесс окисления  

 2N5+ + 8 е- = N2 1+            1                         окислитель,  процесс восстановления              

          



Домашнее задание.

 Задача 1. Какой объем серной кислоты с массовой долей  0,98 (плотность 1,84 г/мл) нужно израсходовать в реакции с медью, чтобы выделилось 1,14 л оксида серы (4)?

Задача 2. Какой объем газа (н.у) выделится при взаимодействии 12, 7 г меди с 70 мл азотной кислоты с массовой долей 0,96 (плотность 1, 497 г/мл)?  Какой объем займут газообразные вещества, выделившегося при прокаливании полученной соли?