УСІ УРОКИ ХІМІЇ
10 клас

I СЕМЕСТР

Тема 1. НЕМЕТАЛІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ (18 год.)

УРОК 11

Тема уроку. Оксиди неметалічних елементів. Кислотний характер оксидів і гідратів оксидів. Кислотні дощі

Цілі уроку: розширити знання учнів про кислотні оксиди на прикладі сульфур(IV) і сульфур(VI) оксидів, нітроген(ІІ) і нітроген(IV) оксидів, фосфор(V) оксиду, карбон(ІІ) і карбон(IV) оксидів, силіцій(IV) оксиду, порівняти їх фізичні й хімічні властивості; формувати знання учнів про кислотний характер оксидів і гідратів оксидів неметалів; розкрити сутність поняття «кислотні дощі», розвивати екологічні знання учнів.

Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і творчого застосування їх на практиці.

Форми роботи: навчальна лекція, фронтальна робота з опорною схемою, повідомлення учнів, демонстраційний експеримент.

Обладнання: періодична таблиця хімічних елементів, таблиця розчинності.

Демонстрація 2. Одержання карбон(IV) оксиду.

Демонстрація 3. Гідратація фосфор(V) і карбон(IV) оксидів, дослідження розчинів індикатором.

Лабораторний дослід 1. Взаємодія карбон(IV) оксиду з кальцій гідроксидом.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу

II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань

1. Згадайте умови взаємодії азоту й фосфору з киснем.

2. На підставі будови атомів Нітрогену й Фосфору, Сульфуру й Карбону зробіть припущення щодо того, оксиди з яким ступенем окиснення вони можуть утворювати.

3. Назвіть ці оксиди за сучасною номенклатурою.

4. Використайте раніше набуті знання про оксиди й запропонуйте, які властивості мають бути властиві нітроген(ІІ) і нітроген(IV) оксидам, фосфор(V) оксиду, карбон(II) і карбон(IV) оксидам.

5. Порівняємо фізичні й хімічні властивості оксидів і заповнимо порівняльну таблицю (схема до уроку 11).

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

1. Порівняльна характеристика сульфур(ІV) і сульфур(VІ) оксидів (заповнення схеми)

Загальна формула оксидів елементів VI групи, що утворюються в процесі горіння,— EO2.

Сульфур(IV) оксид

SO2     — сірчистий газ, отруйний, один з найпоширеніших продуктів вулканічних вивержень. Серед діючих вулканів найбільше його міститься у викидах найвищого вулкана Камчатки — Ключевської Сопки. Від цього газу, що вирвався з кратера вулкана Везувій під час його катастрофічного виверження в 79 р. н. е., загинув знаменитий натураліст Пліній Старший.

SO2 виділяється навіть із давно згаслих вулканів, наприклад на північному схилі Ельбрусу.

Фізичні властивості

SO2 — безбарвний газ із різким задушливим запахом, за температури -10 °С скраплюється в безбарвну рідину, яку зберігають у сталевих цистернах. Рідкий SO2 в разі випару спричиняє тривале охолодження (до -50 °С), тому застосовується в деяких холодильних установках. Добре розчиняється у воді (80 об’ємів SO2 на 1 об’єм H2O ), але в разі кип’ятіння розчину повністю випаровується.

Одержання

✵ У лабораторії:

✵ У промисловості:

4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 (випал сульфуровмісних мінералів)

Хімічні властивості

Проявляє всі властивості кислотного оксиду:

Активний, проявляє властивості й окисника, і відновника:

Застосування

1) SO2 вбиває багато мікроорганізмів, його використовують для знищення цвілевих грибків у сирих приміщеннях, підвалах, винних чанах тощо.

2) Консервувальний засіб, у виробництві сиропів і сухофруктів зі свіжих фруктів — процес сульфітизації (окурювання або вимочування у водному розчині). Під час подальшої обробки (варіння) SO2 видаляється й у готовий продукт не потрапляє.

3) Лікування свійських тварин від корости.

4) Відбілювання тканин.

Сульфур(VI) оксид

SO3 — безбарвна рідина, твердне за t° < 16,8 °С на світлу кристалічну масу, схожу на мед. Це льодоподібна модифікація (SO3), що в процесі зберігання поступово перетворюється на іншу — аз- бестоподібну (SO3), яка за зовнішнім виглядом нагадує азбест. Через неоднаковий склад азбестоподібна модифікація не має певної температури плавлення.

Хімічні властивості

Надто добре поглинає вологу, тому зберігається в ампулах. Кислотний оксид.

Способи одержання

✵ У промисловості:

✵ У лабораторії — з олеуму.

Застосування

Виробництво H2SO4, олеуму (розчин SO3 в H2SO4).

2. Оксиди Нітрогену, їх характеристика

Під час грози (блискавка — t° > 1200 °С) утворюється нітроген(ІІ) оксид:

N2 + O2 + 43 ккал  2NO

NO — безбарвний газ, малорозчинний у воді, не взаємодіє з водою, кислотами й лугами. У результаті подальшого окиснення з NO можна одержати NO2:

2NO + O2  2NO2 + 27 ккал (н. у.)

NO2 — бурий газ, Ткип = 21 °С, розчинний у воді, у звичайному стані:

2NO2 (t° > 140 °C)  N2O4 (t° < 140 °C)

За t°< 140 °C (температура замерзання) — майже суцільний N2O4.

NO2 — сильний окисник. Вугілля, сірка й фосфор легко згоряють у ньому:

2NO2 + 2C  2CO2 + N2

4NO2 + 2H2O + O2  4HNO3 + Q

Інші оксиди не можна одержати шляхом взаємодії азоту з киснем, тільки непрямим шляхом.

N2O — безбарвний газ зі слабким приємним запахом і солодким смаком. У воді розчиняється, але не взаємодіє з нею. Розкладається внаслідок нагрівання.

2N2O  2N2 + O2 + 35 ккал (> 500 °С)

За підвищеної температури N2O — сильний окисник.

Вдихання N2O разом з повітрям спричиняє характерний стан сп’яніння, що супроводжується ослабленням больових відчуттів.

N2Ob — білий, твердий, леткий.

N2O5 + H2O  2HNO3 + Q

Азотний ангідрид, що відповідає HNO3, нестійкий і може бути одержаний у результаті окиснення нітроген(IV) оксиду.

2NO2 + O2  N2O5 + O2 + 60 ккал

O2N - O - NO2 нестійкий і вже за н. у. розкладається на NO2 і O2.

N2O5  NO2 + O2

(Розставте коефіцієнти в рівнянні методом електронного балансу.)

3. Оксиди Фосфору

Оксиди Фосфору одержують у результаті горіння фосфору.

P2O5 — фосфорний ангідрид, у разі нестачі кисню — P2O3 (фосфористий ангідрид).

4P + 5O2  2P2O5 (червоний під час нагрівання, білий за н. у.)

4P + 3O2  2P2O3 (біла кристалічна маса)

P2O3 + O2  P2O5 — унаслідок нагрівання й на повітрі P2O3 окислюється до P2O3

4. Карбон(ІІ) і карбон(ІV) оксиди, силіцій(ІV) оксид

CO2 — карбон(IV) оксид, вуглекислий газ.

O = C = O — лінійна структура.

Безбарвний газ, важчий за повітря, має кислуватий запах і смак.

За тиску 60 атм згущається в безбарвну рідину. У разі сильного охолодження CO2 застигає в білу снігоподібну масу. Спресована, вона повільно випаровується, і навколишній простір дуже охолоджується (-78 °С). «Сухий лід» не підтримує горіння, не горить.

В атмосфері CO2 горять лише деякі речовини:

CO2 + 2Mg  2MgO + C +194 ккал

В атмосфері міститься близько 0,03 % (за об’ємом) CO2 (в атмосфері Венери — 97 %).

У воді розчинний:

H2O + CO2  H2CO3

Застосування: газування води й напоїв, зарядка вогнегасників, «сухий лід» та ін.; усунення хмарності над аеродромами (1 км3 хмари — 200 г «сухого льоду», що спричиняє кристалізацію води, утворення снігу).

ТО — карбон(ГГ) оксид — чадний газ (заповнення порівняльної таблиці в схемі).

За нестачі кисню протікає реакція:

2C + O2  2CO

У результаті взаємодії CO2 з розпеченим вугіллям:

CO2 + C + 41 ккал  2CO

Блакитний вогник — полум’я СО, що далі згоряє в повітрі:

2CO + O2  2CO2 + 572 ккал (загоряється за температури близько 700 °С)

СО — безбарвний газ без запаху, малорозчинний у воді, не взаємодіє з нею. Не реагує з лугами й кислотами, надзвичайно отруйний. Несолетворний оксид. Проявляє відновні властивості за підвищених температур:

Горіння вугілля — складний процес, коли одночасно протікають кілька паралельних реакцій:

Застосування

СО — у генераторному газі, у металургії для відновлення металів. SiO2 — силіцій(IV) оксид — безбарвна, тверда, тугоплавка речовина. Відмінність SiO2 від CO2 пояснюється відмінностями в кристалічних ґратках: у CO2 — молекулярна, у SiO2 — атомна.

В атома Силіцію радіус більший, ніж радіус атома Карбону, він може розмістити чотири атоми Оксигену, напрямок — до вершин тетраедра.

У воді практично не розчиняється.

Кислотний оксид, з водою не взаємодіє, але реагує з лугами в процесі сплавлення:

2NaOH + SiO2  Na2SiO3 + H2O

IV. Первинне застосування отриманих знань

1. Лабораторний дослід

1. Взаємодія карбон(IV) оксиду з кальцій гідроксидом

2. Групова робота

Складіть за планом (див. таблицю) порівняльну характеристику:

а) сульфур(IV) і сульфур(VI) оксидів;

б) нітроген(II) і нітроген(IV) оксидів;

в) карбон(ІІ) і карбон(IV) оксидів.

V. Підбиття підсумків уроку

Термін «кислотний дощ» з’явився в середині XIX ст., коли британські вчені помітили, що забруднення повітря в промислово розвиненій центральній Англії призвело до випадіння більш кислих, ніж звичайно, дощів. Але тільки в другій половині XX ст. стало зрозуміло, що кислотні дощі несуть у собі загрозу навколишньому середовищу.

Слід сказати, що звичайний дощ є кислим сам по собі, навіть за відсутності заводів. Це відбувається через те, що в процесі формування й випадання дощові краплі розчиняють вуглекислий газ, який міститься в повітрі, і реагують з ним з утворенням карбонатної кислоти (H2CO3). Чистий дощ, що проходить крізь незабруднене повітря, є водним розчином з рН = 5,6 (до моменту удару об землю). Основна причина випадіння кислотних дощів — діяльність людини. Однак є й природні причини, починаючи з виверження вулканів і розрядів блискавки й закінчуючи життєдіяльністю бактерій. Загалом, навіть якби ми закрили всі фабрики й припинили використовувати легкові й вантажні автомобілі, значення рН дощу однаково дорівнювало б приблизно 5,0. Тому наразі прийнято вважати дощ кислотним, якщо його рН нижчий від 5,0.

У сучасному промисловому світі надлишкова кислотність дощу зумовлена в основному наявністю двох речовин:

✵ Оксиди Сульфуру. Ці сполуки потрапляють до атмосфери природним шляхом під час виверження вулканів, але значна частина атмосферних оксидів Сульфуру утворюється в результаті спалювання природного палива. Вугілля й нафта містять незначну кількість сірки. У результаті спалювання цих видів палива в атмосферу потрапляє Сульфур у сполученні з Оксигеном. Розчиняючись у дощових краплях, оксиди Сульфуру утворюють сульфуровмісні кислоти.

✵ Оксиди Нітрогену. За досить високої температури азот, що міститься в повітрі, з’єднується з киснем з утворенням оксидів Нітрогену. У природі це може відбутися під час розряду блискавки, але основна частина оксидів утворюється внаслідок спалювання бензину у двигунах внутрішнього згоряння (наприклад, в автомобілях) або вугілля. У результаті розчинення цих речовин у крапельках води утворюються нітрогеновмісні кислоти.

Отже, дощі стають кислотними внаслідок вимивання з повітря сполук Сульфуру й Нітрогену. Це явище має кілька наслідків, згубних для природи. Наприклад, чимало історичних будівель Європи зведені з вапняку — будівельного матеріалу, що реагує з кислотою. Із часом кислотні дощі буквально роз’їдають поверхню цих будинків. Унаслідок випадання кислотних дощів також відбувається закислення ґрунту, погіршуються умови існування лісів. Крім того, кислотні дощі підвищують кислотність річок і озер, створюючи загрозу флорі й фауні.

Методи боротьби з утворенням кислотних дощів спрямовані на поліпшення технології вловлювання сполук Сульфуру в повітряних викидах промислових підприємств і електростанцій, для чого зазвичай використовують пристрій під назвою скрубер. Уряди деяких держав навіть прийняли закони, що обмежують уміст забруднювальних речовин у вихлопах транспортних засобів.

VI. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, виконати вправи.

Додаток