Ионное произведение воды. Водородный показатель

9

Урок химии в 11 классе

«Ионное произведение воды. Водородный показатель»

(химико-биологический класс)

Тип урока: приобретение новых знаний

Девиз урока:

Просто знать - еще не все,

знания нужно уметь использовать.

Гете

Цель урока: научить учащихся грамотному применению знаний, полученных на уроке, в повседневной жизни.

Образовательные задачи: познакомить учащихся с понятиями «ионное произведение воды», «водородный показатель»; показать значение знаний о концентрации ионов водорода в многочисленных химико-технологических процессах, разнообразных отраслях производства, сельском хозяйстве, медицине и биологии.

Воспитательные задачи: продолжить формирование основных мировоззренческих идей о материальности мира, причинно-следственных связей.

Развивающие задачи: продолжить развитие познавательного интереса школьников, умений выделять главное, сравнивать, обобщать.

Методы и методические приемы: фронтальный опрос, беседа, объяснение, рассказ учителя, дидактические игры, демонстрация средств наглядности, демонстрация электронной презентации учителя, демонстрация видеофрагмента, демонстрация фрагмента мультимедийного пособия, лабораторный эксперимент, компьютерное тестирование.

Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, телевизор, электронная презентация учителя, видеофрагмент рекламы жевательной резинки «Орбит», таблица «Индикаторы»различные парфюмерные и гигиенические средства, на этикетках которых указана кислотность среды, жевательные резинки, штативы с пробирками .

Реактивы: на демонстрационном столе - растворы индикаторов, водный раствор кислоты, водный раствор щелочи, свекольный сок, водный раствор мыла, универсальная индикаторная бумага; на столах учащихся - растворы индикаторов, водный раствор кислоты, водный раствор щелочи, универсальная индикаторная бумага

Ход урока.

1. Организационный момент.

1. Повторение ранее изученного материала (по теме «Электролитическая диссоциация»)

1. Работа ученика у доски с индивидуальным заданием (задача)

К 100 мл раствора хлорида кальция с массовой долей соли 10,6% (пл. 1,05 г/мл) добавлено 30 мл раствора карбоната натрия с массовой долей 38,55% (пл. 1,1 г/мл). Определите массовые доли соединений, содержащихся в растворе после отделения осадка.

1. Работа ученика у доски с индивидуальным заданием (составление уравнений реакций ионного обмена)

Составьте молекулярные и ионные уравнения практически осуществимых реакций:

оксид меди (II) и азотная кислота; нитрат калия и сульфат меди (II); гидроксид железа (II) и оксид углерода (IV); гидроксид алюминия и соляная кислота; сульфат натрия и нитрат бария; карбонат кальция и соляная кислота; нитрат серебра и хлорид бария.

1. Экспериментальная задача на распознавание веществ (индивидуальная работа)

Используя выданные реактивы, распознайте растворы хлорида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия. Составьте уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде.

1. Компьютерное тестирование (индивидуальная работа)

1. Фронтальная беседа с классом

• (Слайд №1 из электронной презентации учителя) Изучая свойства растворов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус пришел к заключению, что все вещества можно разделить на две группы по их способности проводить электрический ток. Назовите эти группы, дайте им определения.

• Игра «Химический цветок»: на лепестках «химического цветка» указаны формулы веществ. Распределите лепестки цветка по группам: «электролиты» и «неэлектролиты»

Электролиты	Неэлектролиты

• (Слайд №2 из электронной презентации учителя) Какой процесс называется электролитической диссоциацией?

• Сформулируйте положения теории электролитической диссоциации

• В чем заключается сходство и различие механизмов диссоциации веществ с ионным типом связи от веществ с ковалентным полярным типом связи? (демонстрация фрагмента «Механизм электролитической диссоциации» из мультимедийного пособия «Химия 8-11. Виртуальная лаборатория»)

• Какие частицы называются гидратированными ионами?

• Как называется гидратированный ион водорода? Каков механизм его образования?

• Что является количественной характеристикой электролитической диссоциации электролита? (слайд №3 из электронной презентации учителя)

• Какая из кислот уксусная или хлоруксусная будет иметь большее значение степени электролитической диссоциации? Почему?

1. Проверка индивидуальных работ

1. Изучение нового материала

1. Вывод формулы ионного произведения воды

Прежде, чем мы перейдем к изучению новой темы, я прошу вас вспомнить, что называется кислотой и основанием с точки зрения теории электролитической диссоциации?

Из определений понятий «кислота» и «основание» следует, что кислотные или щелочные свойства растворов зависят от присутствия в них ионов Н⁺ или ОН^-. Следовательно, кислотность или щелочность растворов может характеризоваться количественно. Цель нашего урока – выяснить, в чем заключается количественная характеристика кислотности растворов.

- В чем заключаются особенности поведения молекулы воды? Верно, в том, что молекула воды является одновременно и донором протонов и донором гидроксид-ионов (слайд №4 из электронной презентации учителя):

Н₂О +Н₂О  Н₃О⁺+ ОН^-

С целью упрощения в химических уравнениях чаще пишут просто символ катиона водорода, подразумевая под ним катион гидроксония: Н₂О  Н⁺+ ОН^-

Диссоциация – процесс обратимый. Наряду с распадом молекул на ионы происходит процесс ассоциации. Известно, что состояние равновесия любого обратимого процесса, в том числе и электролитической диссоциации, можно охарактеризовать с помощью константы равновесия, которую в данном случае называют константой диссоциации К_д. Прошу вас составить выражение константы диссоциации воды:

 Н⁺О Н^–

Кд= -----------------

 Н₂О

Константа диссоциации каждого индивидуального вещества – величина постоянная. Измерения показывают, что вода диссоциирует в очень малой степени и ее константа диссоциации составляет 1,8 · 10^-16, а концентрация недиссоциированных молекул воды практически постоянна и равна общему числу молекул воды в 1 литре, т.е. 1000г : 18 г/моль = 55,56 моль. Если эту постоянную величину перенести в левую часть равенства, то мы получим новую константу – ионное произведение воды К_в.

К_в = Кд  Н₂О =  Н⁺О Н^-

К_в = 1,8 ^.10^{-16 .} 55,56 = 100 ^.10^-16 = 10^-14

Из уравнения диссоциации воды видно, что концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксидид-ионов, поэтому можно записать, что

 Н⁺О Н^- = 10^-14 = 10^-7 моль/л

Из этого соотношения следует, что равновесные концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в водном растворе взаимосвязаны. Если к воде добавить кислоту, то концентрация ионов водорода в растворе увеличится, и поэтому она не будет равна концентрации гидроксид- ионов, а будет выше:

К_в

О Н^- =-------

 Н⁺

К_в

 Н⁺ = ----------

О Н^-

Таким образом, увеличение концентрации ионов водорода (добавление кислоты) обусловливает появление кислотных свойств раствора, а увеличение концентрации гидроксид-ионов (добавление щелочи) - появление основных свойств раствора. Если концентрация одного из ионов увеличивается, то концентрация другого должна уменьшаться, но их произведение всегда должно быть равно 10^-14. Поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко рассчитать концентрацию другого. Для удобства вместо истинных значений концентраций ионов водорода и гидроксид- ионов используют их отрицательные логарифмы.

В 1909 году датский химик Серенсен предложил величину, называемую водородным показателем рН. (р – начальная буква слова «potens» - математическая степень; Н – символ водорода)

Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = - lg Н⁺ или  Н⁺ = 10^-рН

Для чистой воды рН = - lg(10^-7),т.е. рН = 7.

При увеличении концентрации ионов водорода рН уменьшается, при уменьшении концентрации ионов водорода рН увеличивается. Например,  Н⁺ = 10^-5  рН=5, среда кислая. Если  Н⁺ = 10^-9  рН=9, среда щелочная.

Демонстрация зависимости между концентрацией ионов водорода, значением рН и реакцией среды (демонстрация таблицы и слайда №5 из электронной презентации учителя):

(Слайд №6 из электронной презентации учителя) Для определения показателя кислотности используют различные рН-метры, в частности дорогостоящие электронные приборы. Простым способом определения характера среды является применение индикаторов - химических веществ, окраска которых изменяется в зависимости от рН среды.

1. Работа с индикаторами

• Какие индикаторы вам известны? Как они изменяют свою окраску в различных средах?

Демонстрация эксперимента по определению среды растворов с использованием метилового оранжевого, лакмуса, фенолфталеина.

В качестве индикаторов можно использовать и некоторые растения. Например, розовые лепестки герани станут голубыми в щелочной среде, а сок смородины или вишни станет синим в кислоте. Красящее вещество бетаин, содержащееся в свекле, в щелочной среде обесцвечивается, а в кислоте краснеет.

Демонстрация эксперимента по изменению окраски свекольного сока при добавлении кислоты и щелочи.

3. Значение рН в природе, технике, сельском хозяйстве

(Слайды № 7,8 из электронной презентации учителя) Исключительно велика роль рН в самых различных явлениях и процессах: и в природе, и в технике, т.к. в зависимости от реакции среды эти процессы могут протекать с различными скоростями и в разных направлениях. Поэтому определение кислотности среды растворов очень важно в медицине, технике, сельском хозяйстве. значение рН или показатель кислотно-щелочного равновесия является одним из важнейших параметров биохимических процессов, которые постоянно происходят в биохимических жидкостях нащего организма: слюне, моче, крови. Отклонения рН от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме (слайд №9 из электронной презентации учителя). Для поддержания кислотно-щелочного равновесия в организме существуют эффективные системы, способные обеспечить выведение или нейтрализацию водородных ионов при избытке или задержку ионов водорода в организме при их дефиците. К таким системам относятся буферные системы крови, дыхательная система, выделительная система (слайд №10 из электронной презентации учителя). Наиболее важная буферная система крови – бикарбонатная система (слайд №11 из электронной презентации учителя): Н₂СО₃ – NaНСО₃. Общим ионом в этой системе является бикарбонат – ион НСО₃ ^-. Большая часть гидрокарбонат-ионов образуется при диссоциации гидрокарбоната натрия:

NaHCO₃  Na⁺ + HCO₃^-

Бикарбонат- ионы, освобождающиеся при диссоциации соли, подавляют диссоциацию слабой угольной кислоты, которая образуется в результате метаболических превращений веществ.

Механизм действия бикарбонатной системы крови:

при поступлении в кровь большого количества кислых эквивалентов ионы Н⁺ связываются ионами НСО₃^- и образуют слабо диссоциирующую угольную кислоту до тех пор, пока концентрация ионов водорода снова не придет к норме.

Н⁺ + HCO₃^-  H₂CO₃

Если реакция крови сдвигается в щелочную сторону и в крови появляется избыток гидроксид-ионов, то угольная кислота соединяется с ними и образует воду и гидрокарбонат-ионы ОН^- + H₂CO₃  Н₂О +HCO₃^- до тех пор, пока реакция среды не вернется к физиологической норме. Таким образом, поступление в кровь избыточного количества ионов водорода или гидроксид-ионов не приводит к заметным сдвигам в концентрации ионов водорода в крови.

Такой же механизм действия и другой буферной системы крови – фосфатной (слайд №12 из электронной презентации учителя), роль кислоты в которой играет дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄, а роль соли гидрофосфат натрия Na₂HPO_4. Общим ионом этой системе является гидрофосфат-ион НРО₄^2-

НРО₄^2- + Н⁺  H₂PO₄ ^–

В тех случаях, когда кислотно-щелочное равновесие нарушается, развиваются два патологических состояния, противоположных по своей направленности: ацидоз (рН крови выше нормы – повышение кислотности) и алкадоз – (рН крови ниже нормы – понижение кислотности). Состояния, при которых рН 6,8 и рН 8,0 не совместимы с жизнью.

Таким образом, постоянство концентраций ионов водорода является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Знания о рН необходимы и для работников сельского хозяйства. Нормальное развитие разных сельскохозяйственных культур возможно лишь в определенных интервалах значений рН почвенного раствора. Для снижения кислотности почв применяют известкование (вносят в почву карбонат кальция и карбонат магния), а для снижения щелочности – гипсование( вносят в почву молотый гипс).

А теперь – рекламная пауза: на экране телевизора демонстрируется фрагмент рекламы жевательной резинки, сюжет которой заканчивается изображением синусоиды, показывающей изменение рН среды в ротовой полости.

Объясните, что обозначает данная кривая в этом фрагменте? (изменение рН среды в ротовой полости до приема пищи и после использования жевательной резинки)

Каждый раз, когда вы едите, нарушается кислотно-щелочной баланс в полости рта. Эта реклама призывает нас к употреблению жевательной резинки с целью восстановления кислотно-щелочного баланса в ротовой полости после приема пищи. Попробуйте оценить с позиций химика, насколько справедлива эта реклама, насколько эффективна жевательная резинка в восстановлении рН среды в ротовой полости после приема пищи. (Учащиеся ведут дискуссию по поставленной проблеме, после чего учитель дает пояснения)

Далеко не каждый раз после приема пищи во рту нарушается кислотно-щелочное равновесие. Например, оно не нарушается при приеме белковой пищи. При употреблении углеводов под действием бактерий, содержащихся в полости рта, происходит брожение с образованием молочной кислоты, которая снижает значение рН во рту и способствует разрушению зубной эмали. Как может помочь жевательная резинка? В составе жевательной резинки содержатся различные заменители сахара: ксилит, сорбит. Они являются многоатомными спиртами и обеспечивают приятный сладкий вкус, не поставляя углеводы. При жевании происходит лишь частичная механическая очистка зубов от остатков пищи, не влияющая на изменение кислотности в ротовой полости. Если же жевательная резинка содержит карбамид (NH₂)₂CO, то такая резинка способна нейтрализовать некоторую часть молочной кислоты. При гидролизе карбамида происходит образование гидроксида аммония, который и нейтрализует молочную кислоту:

СН₃СН(ОН)СООН + NH₄OH  СН₃СН(ОН)СООNH₄ + Н₂O

А почему реклама жевательных резинок, содержащих карбамид, обещает защиту зубов с утра до вечера? Несмотря на преувеличение, которое присутствует в любой рекламе, это утверждение не лишено смысла с точки зрения химика. Карбамид гидролизуется очень медленно, поэтому гидроксид аммония образуется в ротовой полости рта постепенно (слайд №13 из электронной презентации учителя).

Какова среда раствора в косметических и парфюмерных средствах?

Проведение эксперимента по определению рН водного раствора шампуня.

Почему на многих этикетках указано, что рН=5,5?

Демонстрация парфюмерных, косметических средств, средств санитарной гигиены (гели для душа, лосьоны, жидкие и твердые мыла, шампуни и т.д.)

Значение рН=5,5 наиболее соответствует естественной реакции кожи. Физиологи доказали, что роговой слой кожи имеет рН = 5,5 за счет находящихся в нем водорастворимых веществ.

Какова кислотность водного раствора мыла?

Проведение эксперимента по определению рН водного раствора мыла.

Воздействие сильнощелочных моющих средств может изменить нормальное значение рН кожи. Что такое мыла?

Мыла – это натриевые и калиевые соли высших карбоновых кислот. Жирную кожу, склонную к воспалительным процессам, не рекомендуется слишком часто мыть водой с мылом. Почему?

1. Закрепление

1. Познакомьтесь с таблицей значений рН некоторых объектов о ответьте, почему чистая дождевая вода имеет слабокислую реакцию (рН=5,6) (слайд №14 из электронной презентации учителя)?

Объект	Значение рН
Желудочный сок	1
Кислотные туманы	2
Апельсиновый сок	4
Томаты, виноград	4,2
Черный кофе	5
Дождевая вода	5,6
Яйца	8
Пищевая сода	8,7
Мыльные растворы	10,5
Средства для удаления волос	13

2. Рассчитайте концентрацию катиона водорода в разбавленной серной кислоте с рН=1,79.

1. Вычислите концентрацию ионов водорода в водном растворе где концентрация гидроксид-ионов равна 0,02 моль/л.

1. Домашнее задание

Выучить параграф № 15, стр. 156 упражнения №6, 7

VI. Комментарий оценок