Здесь можно найти образцы любых учебных материалов, т.е. получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ и рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


Курсовик Химический эксперимент как источник познания и средство воспитания. Методика преподавания темы Основные классы неорганических соединений в современной школе. Проведение практических занятий, интересных уроков, решение задач и тестов по данной теме.

Информация:

Тип работы: Курсовик. Предмет: Педагогика. Добавлен: 26.09.2014. Сдан: 2010. Страниц: 4. Уникальность по antiplagiat.ru: --.

Описание (план):


Качественный анализ и экспериментальные задачи на распознавание основных классов неорганических веществ
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
Глава I. ХИМИЧЕСКИЙ ЭКСПЕРИМЕНТ КАК ИСТОЧНИК ПОЗНАНИЯ И СРЕДСТВО ВОСПИТАНИЯ
ГЛАВА II. МЕТОДИКА ПРЕПОДАВАНИЯ ТЕМЫ “ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ” В СОВРЕМЕННОЙ ШКОЛЕ
2.1.1 Оксиды
2.1.2 Основания
2.1.3 Кислоты
2.1.4 Соли
ГЛАВА III. МОИ УРОКИ
ГЛАВА IV. ТЕСТЫ И ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ «КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ»
ЛИТЕРАТУРА
Введение

Химия изучает состав, свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения. Объектом изучения химии являются вещества, которые подразделяются на простые и сложные. Простых веществ известно более 400, а сложных веществ - намного больше: несколько сот тысяч, относящихся к неорганическим. Из всего многообразия неорганических веществ выделяют оксиды, кислоты, основания и соли, которые характеризуются своими особенностями. Важная задача - уметь распознавать эти вещества, что является предметом качественного анализа. Поэтому цель моей работы - рассмотреть качественные реакции основных классов неорганических веществ и экспериментальное решение задач по данной теме.
Глава I. Химический эксперимент как источник познания и средство воспитания
При изучении химии важную роль играет химический эксперимент - составная часть учебного процесса [1].
Экспериментальный характер химии проявляется прежде всего в том, что каждое научное понятие должно логически вытекать из поставленной задачи и обосновываться практически. Познание начинается с ощущения и восприятия конкретных предметов, явлений, процессов, фактов и переходит затем к обобщению и абстрагированию. Химическое понятие - это обобщенные знания о существенных признаках химических явлений и процессов, которые формируются на основе их восприятия. Их анализ дает возможность найти существенные, присущие им всем черты и на этой основе установить химические закономерности. Используя различные виды химического эксперимента, преподаватель учит конкретизировать теоретические знания, находить общее в единичном, конкретном. Химический эксперимент помогает учащимся наполнить усваиваемые ими химические понятия живым, конкретным содержанием, увидеть в отдельных фактах общие закономерности.
Химический эксперимент проводится в несколько этапов:
первый - обоснование постановки опыта,
второй - планирование и проведение,
третий - оценка полученных результатов.
Выполнять эксперимент возможно лишь с опорой на полученные ранее знания. Теоретическое обоснование опыта способствует его восприятию, которое становится более целенаправленным и активным, и осмыслению его сущности. Проведение эксперимента обычно связано с выдвижением гипотезы. Привлечение к этой работе учащихся развивает их мышление, заставляет применять имеющиеся знания для формулировки гипотезы, а в результате ее проверки ребята получают новые знания.
Химический эксперимент может выполнять различные дидактические функции, использоваться в различных формах и сочетаться с разными методами и средствами обучения. Он представляет собой систему, в которой используется принцип постепенного повышения самостоятельности учащихся: от демонстрации явлений через проведение фронтальных лабораторных опытов под руководством преподавателя к самостоятельной работе при выполнении практических занятий и решении экспериментальных задач.
Проведение демонстраций позволяет познакомить учеников с различными химическими явлениями и связями между ними, обобщение которых может быть положено в основу закона, теоретического вывода; с устройством и принципом действия приборов и установок; с сущностью протекающих в них процессов, которые могут выступать в качестве критериев правильности выводов. У школьников формируются экспериментальные умения и навыки в обращении с реактивами и оборудованием. Все это способствует улучшению теоретических знаний и политехнической подготовке учащихся.
Решая экспериментальные задачи, ученики совершенствуют свои умения и навыки, учатся применять полученные теоретические знания для решения конкретных заданий. Наблюдение как метод познания широко используется при проведении химического эксперимента. Деятельность учащихся становится целенаправленной и приобретает активную форму при условии четкой постановки задачи и разработки методики ее решения. Например, если ребята наблюдают электролиз сульфата меди(II), то главное - следить за изменением окраски раствора соли и появлением красного налета на одном угольном электроде и пузырьков газа возле другого. Результаты наблюдений школьники интерпретируют с учетом имеющихся теоретических знаний.
Эксперимент должен стать необходимой частью урока при изучении конкретных вопросов. Ученики должны знать, для чего проводить эксперимент, какое теоретическое положение он подтверждает, на какой вопрос поможет ответить. Например, при объяснении химических свойств металлов преподаватель выносит на обсуждение вопрос: «Все ли металлы взаимодействуют с водой?» После демонстрации преподавателем опытов дети самостоятельно делают вывод: металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода, с водой не взаимодействуют [2].
Предварительная подготовка теоретического материала к предстоящей практической работе повышает интерес к последней, а это значит, что ребята будут активными и дисциплинированными во время занятия. Осмысленное понимание сущности опытов, а также аккуратное оформление выполненных работ положительно влияют на поведение учащихся во время выполнения опытов. Необходимо добиваться выполнения практических работ и получения нужных результатов всеми учениками, чтобы они почувствовали уверенность в своих силах и стремились преодолеть трудности. Систематическое использование на уроках химии эксперимента помогает бороться с формализмом в знаниях, развивает умения наблюдать факты и явления и объяснять их сущность в свете изученных теорий и законов; формирует и совершенствует экспериментальные умения и навыки; прививает навыки планировать свою работу и осуществлять самоконтроль; воспитывает уважение и любовь к труду. Эта работа способствует общему воспитанию, всестороннему развитию личности, готовит к деятельности на современном производстве [2,3].
    Глава II. МЕТОДИКА ПРЕПОДАВАНИЯ ТЕМЫ “ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ” В СОВРЕМЕННОЙ ШКОЛЕ

Тема: «Основные классы неорганических соединений» в школьных программах по химии

Вещества классифицируются на простые и сложные, которые в свою очередь классифицируются на чистые вещества и соединения. К основным классам неорганических соединений относятся оксиды, кислоты, основания, соли. В школьном курсе химии данная тема рассматривается следующим образом:

Основные классы неорганических соединений. (14 часов)

Оксиды, классификация, взаимодействие с водой, кислотами и щелочами. Взаимодействие между кислотными и основными оксидами.

Кислоты - классификация, взаимодействие с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Понятие о ряде напряжений металлов.

Основания - классификация, взаимодействие щелочей с кислотными оксидами, кислотами и солями. Разложение нерастворимых в воде оснований при нагревании.

Амфотерные оксиды и гидроксиды.

Реакция нейтрализации. Кислотно-основные индикаторы.

Соли - реакции с кислотами, щелочами и другими солями. Понятие о кислых и основных солях.

Условия, при которых реакция обмена протекает до конца.

Генетическая связь между основными классами неорганических соединений.

Лабораторные опыты

1. Химические свойства основных и кислотных оксидов.

2. Условия необратимого протекания реакций обмена.

3. Химические свойства кислот и оснований.

4. Получение осадков нерастворимых гидроксидов и изучение их свойств.

5. Получение амфотерного гидроксида и изучение его свойств.

6. Нейтрализация щелочи кислотой в присутствии фенолфталеина.

Практические работы

1. Генетическая связь между основными классами неорганических соединений (выполнение цепочки химических превращений).

Демонстрационные опыты

1. Знакомство с образцами оксидов.

2. Химические свойства растворов кислот, солей и щелочей. Реакция нейтрализации.

Осаждение и растворение осадков солей и нерастворимых гидрооксидов [4].

2.1.1 Оксиды

Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства.

+2 +2 +4 +4

CаО Са(ОН)2 SO2 H2SO3

Примерами основных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция взаимодействует с водой, образуя гидро-ксид кальция Са(ОН)2:

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Оксид магния малорастворим в воде; однако ему соответствует основание - гидроксид магния Mg(OH)2, который можно получить из оксида магния косвенным путем.

Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO3 и диоксид кремния SiO2. Первый из них взаимодействует с водой, образуя серную кислоту H2SO4:

SO3 + Н2О = H2SO4.

Диоксид кремния с водой не взаимодействует, но ему соответствует кремниевая кислота H2SiО3, которую можно получить из SiO2 косвенным путем. Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от них воду. Поэтому их называют также ангидридами кислот или просто ангидридами.

К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N2О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду.

Существуют различные номенклатуры оксидов. До сих пор в промышленности могут использоваться устаревшие термины русской номенклатуры. Согласно международной номенклатуре (которой пользуются в настоящее время и отечественные химики) все соединения элементов с кислородом (за исключением пероксидов) называются оксидами. При этом для элементов переменной валентности в скобках римскими цифрами указывается валентность, которую элемент проявляет в данном оксиде. Так, СаО называется оксид кальция, а Сu2О и СuО - оксид меди (I), оксид меди (II). По отечественной номенклатуре оксиды состава ЭО2 или ЭО3 называют также, соответственно, диоксидами и триоксидами. Согласно устаревшей отечественной номенклатуре, если элемент образует только один оксид, то последний назывался окисью. Так, СаО назывался окисью кальция. Если существует два или несколько оксидов данного элемента, то их названия образовывались в соответствии с числом атомов кислорода, приходящихся на один атом элемента, например: Э2О - полуокись, ЭО - одноокись, Э2О3 - полутораокись, ЭО2 - двуокись, Э2О5 - полупятиокись, ЭО3 - трехокись (символом Э здесь обозначен атом соответствующего элемента). Так, FeO -одноокись железа, Fe2O3 - полутораокись железа, Сu2О - полуокись меди, СuО - одноокись меди. Иногда оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, назывались закисями (Сu2О - закись меди, N2O - закись азота), а кислотные оксиды - ангидридами соответствующих кислот (N2O5 -азотный ангидрид, Мn2O7 - марганцовый ангидрид). Существуют вещества - соединения элементов с кислородом - лишь формально принадлежащие к классу оксидов. К таким веществам относятся, в частности, пероксиды (перекиси) металлов, например, пероксид (перекись) бария ВаО2. По своей природе подобные вещества представляют собой соли очень слабой кислоты - пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

2.1.2 Основания

Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2. Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлориды натрия или меди:

NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; Cu(OH)2 + 2НС1 = CuCl2 + 2Н2О.

Основания классифицируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, или щелочи, и на нерастворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. Согласно международной номенклатуре соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называют гидроксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)2 - гидроксид кальция, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).

В устаревшей русской номенклатуре названия оснований обычно образовывались, прибавлением к названию соответствующего оксида приставку гидро- или слово гидрат. Так, Са(ОН)2 - гидроокись кальция, Fe(OH)2 - гидрат закиси железа, Fe(OH)3 - гидроокись или гидрат окиси железа.

2.1.3 Кислоты

Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H2SO4, азотная HNO3, уксусная СН3СООН. Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовывать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная.

Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие кислоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н3РО4 - трехосновна.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодержащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные.

Названия кислот производят от того элемента, от которого образована кислота. При этом названия бескислородных кислот имеют окончание водородная: НСl - хлороводородная (соляная кислота), H2S - сероводородная, HCN - циановодородная (синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот также образуются от названия соответствующего элемента с добавлением слова кислота: HNO3 - азотная, Н2CrO4 - хромовая. Если элемент образует несколько кислот, то различие между ними отражается в окончаниях их названий. Название кислоты, в которой элемент проявляет высшую валентность, оканчивается на ная или овая; если же валентность элемента ниже максимальной, то название кислоты оканчивается на истая или овистая. Например, НNO3 - азотная кислота, HNO2 - азотистая, Н3AsO4 - мышьяковая, H3AsO3- мышьяковистая. Кроме того, одному и тому же оксиду могут отвечать несколько кислот, различающихся между собой числом молекул воды. При этом наиболее богатая водой форма имеет приставку орто, а наименее богатая - мета. Так, кислота Н3РО4, в которой на одну молекулу фосфорного ангидрида Р2О5 приходится три молекулы воды, называется ортофосфорная, а кислота НРО3 - метафосфорная, так как в ней на одну молекулу Р2О5 приходится одна молекула воды. Указанная номенклатура кислот не строга. Наряду с приведенными окончаниями и приставками употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

2.1.4 Соли

Сомли -- класс химических соединений, кристаллические вещества, имеющие ионную структуру. При диссоциации в водных растворах соли дают положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков (иногда также ионы водорода или гидроксогруппы). В зависимости от соотношения количеств кислоты и основания в реакциях нейтрализации могут образоваться различные по составу соли.

Типы солей

Средние (нормальные) соли -- все атомы водорода в молекулах кислот замещены на атомы металла. Пример: Na2CO3, K3PO4.

Кислые соли -- атомы водорода в молекулах кислоты замещены атомами металла частично. Получаются они при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: NaHCO3, K2HPO4.

Основные соли -- гидроксогруппы основания (OH-) частично заменены кислотными остатками. Получаются при избытке основания. Пример: Mg(OH)Cl.

Двойные соли -- образуются при замещении атомов водорода в кислоте атомами двух разных металлов. Пример:

CaCO3·MgCO3, Na2KPO4.

Смешанные соли -- в их составе один катион и два аниона. Пример: Ca(OCl)Cl.

Гидратные соли (кристаллогидраты) -- в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример:

CuSO4·5H2O.

Комплексные соли -- особый класс солей. Это сложные вещества, в структуре которых выделяют координационную сферу, состоящую их комплексообразователя (центральной частицы) и окружающих его лигандов. Пример:

K2[Zn(OH)4], [Cr(H2O)6]Cl3, [Ni(NH3)6](NO3)2.

Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей.

Нахождение в природе

Многие минералы -- соли, образующие залежи (например, галит NaCl, сильвин KCl, флюорит CaF2).

Номенклатура

Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже: Na2SO4 -- сульфат натрия. Для металлов с переменной степенью окисления её указывают в скобках: FeSO4 -- сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 -- сульфат железа (III).

Названия кислых солей начинаются с приставки «гидро-» (если замещён один атом водорода) или «дигидро-» (если замещены два атома водорода). Например, NaHCO3 -- гидрокарбонат натрия, NaH2PO4 -- дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей начинаются с приставки «гидроксо-» или «дигидроксо-». Например, Mg(OH)Cl -- гидроксохлорид магния, Al(OH)2Cl -- дигидроксохлорид алюминия.

В гидратных солях на наличие кристаллической воды указывает приставка «гидрат-». Степень гидратации отражают численной приставкой. Например, CaCl2·2H2O -- дигидрат хлорида кальция.

На низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух) указывает приставка «гипо-». Приставка «пер-» указывает на высшую степень окисления (для солей кислот с окончаниями «-овая», «-евая», «-ная»). Например: NaOCl -- гипохлорит натрия, NaClO2 -- хлорит натрия, NaClO3 -- хлорат натрия, NaClO4 -- перхлорат натрия.

Названия комплексных солей составляются аналогично названиям обычных солей, только с указанием лигандов и степени окисления центрального иона. Пример: [Cr(H2O)6]Cl3 -- хлорид гексааквахрома (III), K2[Zn(OH)4] -- тетрагидроксоцинкат (II) калия.

Методы получения

Существуют различные методы получения солей:

Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами и гидроксидами.

H2SO4 + Mg > MgSO4 + H2^;

H2SO4 + CuO > CuSO4 + H2O;

HCl + Mg(OH)2(изб.) > Mg(OH)Cl + H2O;

NaOH + 2KOH + H3PO4 > K2NaPO4 + 3H2O.

Взаимодействие кислотных оксидов со щелочами, основными и амфотерными оксидами.

SiO2 + CaO > CaSiO3;

Ca(OH)2 + CO2 > CaCO3v + H2O.

Взаимодействие солей с кислотами, щелочами, металлами, другими солями и нелетучими кислотными оксидами (если образуется выходящий из сферы реакции продукт).

CaCO3 + 2HCl > CaCl2 + H2O + CO2^;

CuSO4 + Fe > FeSO4 + Cuv;

CuCl2 + Na2S > 2NaCl + CuSv;

2Na2CO3 + 2MgCl2 + H2O > [Mg(OH)]2CO3 + CO2^ + 4NaCl.

Взаимодействие металлов с неметаллами.

Fe + S > FeS.

Взаимодействие оснований с неметаллами.

Ca(OH)2 + Cl2 > Ca(OCl)Cl + H2O.

Химические свойства

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами, оксидами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

BaCl2 + H2SO4 > BaSO4v + 2HCl;

NaHCO3 + HCl > NaCl + H2O + CO2^;

Na2SiO3 + 2HCl > 2NaCl + H2SiO3v.

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в ряду напряжений:

Cu + HgCl2 > CuCl2 + Hg.

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

CaCl2 + Na2CO3 > CaCO3v + 2NaCl;

AgNO3 + NaCl > AgClv + NaNO3;

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 > Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O.

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CuCO3 > CuO + CO2^;

NH4NO3 > N2O^ + 2H2O;

NH4NO2 > N2^ + 2H2O.

Практическое занятие № 1

Тема. Определение качественного состава неорганических веществ.

Цель: сформировать у учащихся методический подход к качественному анализу неорганических веществ.

Ход работы

Задания для самостоятельной работы

В четырех пробирках находятся растворы следующих солей: сульфат меди (II), хлорид меди (II), иодид калия, хлорид бария. Как определить, в какой пробирке находится каждый из растворов, не используя дополнительные реактивы? Составьте схему исследования, напишите уравнения всех возможных реакций.

 
CuSO4
CuCl2
KI
BaCl2
CuSO4
 
 
 
Белый осадок
CuCl2
 
 
 
 
KI
 
 
 
 
BaCl2
 
 
 
 

Напишите уравнения всех возможных реакций, которые будут протекать при смешивании реактивов.

Сделайте выводы по проделанной работе.

Лабораторный опыт «Распознование сульфат-ионов в растворе»
Учащимся предлагают с помощью раствора хлорида бария провести анализ пробы воды, взятой из сточных вод местного предприятия, или заранее приготовленного раствора соответствующего состава на присутствие сульфат-ионов. Для этого исследуемый раствор подкисляют разбавленной соляной кислотой и добавляют к нему по каплям реактив. При наличии сульфат-ионов выпадает белый осадок сульфата бария. По окончании исследования учащимся предлагают с помощью таблицы растворимости найти еще несколько реактивов на сульфат-ионы и самостоятельно провести исследования
Урок - практикум «Качественное определение карбонатов».
Цель: формирование умения у учащихся распознавать соли угольной кислоты -
карбонаты.
Задачи: 1) совершенствовать практические навыки при выполнении
лабораторного опыта, умение наблюдать, анализировать, делать выводы;
2) формировать положительное отношение к учебе, повышая самооценку
учащихся через индивидуализацию учебного процесса;
3) развитие творческих способностей учащихся через увеличение доли
самостоятельной работы при работе с модулем и проведении исследования.
Методы: стимулирования и мотивации учения; организации и осуществления учебно-познавательной деятельности (самостоятельная работа с модульной программой, практическая работа - исследование).
Оборудование и реактивы: модули для учащихся, растворы: карбоната натрия, соляной кислоты; порошок мела, мрамор, ракушки, яичная скорлупа, жемчуг, шприц, пробирки.
Ход урока:
I. Организация начала урока, подготовка учащихся к уроку.
II. Активизация, подготовка к учебно-познавательной деятельности:
Учитель: Что такое карбонаты? Как человек использует карбонаты в своей жизни?
Как видим, эти соединения играют важную роль в нашей жизни.
Тема нашего урока «Качественное определение карбонатов». Как вы считаете, ребята, чем мы будем заниматься сегодня на уроке?
Сегодня на уроке узнаем, какой реактив используется для распознавания карбонатов, каковы признаки данной реакции, исследуем ряд природных материалов и определим их состав.
Учитель: дает учащимся инструктаж по работе с модулем.
Учащиеся работают по модулю. Учитель оказывает помощь.
«Качественное определение карбонатов»
Изучив материал вы:
· научитесь качественно определять карбонаты;
· закрепите знания о химических свойствах карбонатов;
· узнаете о природных соединениях, содержащих карбонаты.
. Входной контроль. Цель: повторить учебный материал.
Задание: Выполните проверочную работу письменно в тетради:
1. Установите соответствие:
Формулы Вещества
А. СаСО3 1. углекислый газ
Б. Н 2СО3 2. угарный газ
В. СО 3. карбонат кальция
Г. СН4 4. угольная кислота
Д. СО2
2. Назовите два типа солей, образуемых угольной кислотой. Приведите по одному
примеру на каждый случай и назовите соли.
Качественное определение карбонатов.
Цели: Изучив данный материал, вы познакомитесь с качественной реакцией на карбонаты.
Задание: 1.Изучите текст.
2. Запишите в тетрадь:
ь Реактив, который используют для определения карбонатов.
ь Признаки качественной реакции.
Угольная кислота образует два ряда солей: карбонаты и гидрокарбонаты. В отличие от самой угольной кислоты, ее соли довольно устойчивы. Качественной реакцией для определения ионов СО32- является взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов с растворами сильных кислот
Na2CO3 + 2НСI = 2NaC I + Н2О + СО2 ^
+ + СО32- > Н2О + СО2 ^
При определении карбоната кальция лучше использовать соляную кислоту.
Чтобы убедиться в том, что выделяющийся газ - СО2 , его пропускают через известковую воду, которая мутнеет вследствие образования осадка СаСО3:
СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3 + Н2О
Задание: Выполните лабораторный опыт «Качественная реакция на карбонаты»:
1. Внимательно прочитайте правила тех и т.д.................


Перейти к полному тексту работы



Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.