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 SO₄^2- (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?