Физические и химические свойства воды

Технологическая карта учебного занятия ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ

План занятия № 35 по дисциплине Химия

Тема занятия: Физические и химические свойства воды.

Тип занятия: комбинированный

Вид занятия: урок

Цели: Сформировать понятие о свойствах воды.

Образовательные: обеспечить усвоение знаний о:

• Физических и химических свойствах воды.

Развивающие: продолжить работу над формированием у учащихся:

• осмысления учебного фактического и дополнительного материала;

• навыков частично-поисковой деятельности;

• умение применять полученные знания в собственной жизни;

• умения работать в должном темпе.

Воспитательные:

• воспитывать уважение к интеллектуальному труду;

• формировать умение вести диалог, дискутировать, выслушивать друг друга;

• познакомить с гигиеническими правилами ухода за полостью рта, профилактикой зубных болезней, вредным влиянием алкоголя и никотина на пищеварение в ротовой полости

Просмотр видеоролика по ссылке:

1)

Ход занятия

1. Организационный момент (запись темы занятия в журнале. Подготовка рабочего места. Создание проблемных ситуаций) (1 мин)

Проверка отсутствующих по рапорту дежурного

Проверка готовности аудитории к уроку

1. Проверка знаний обучающихся (8 мин)

Устный опрос у доски по вопросам.

Решите задачи: (как и на прошлом уроке, но другие цифры)

1. Найдите число молекул в 5 молях водорода.

2. Найдите массу 7 моль углекислого газа (СО₂)

3. Рассчитайте массу 112 л водорода (н.у.)

4. Что тяжелее: 3 моль СО₂ или 3 моль СаО?

5. Найдите количество вещества серной кислоты (H₂SO₄) массой 9,8 г

6. Какой объем займет сернистый газ (SO₂), масса которого равна 6,4 г?

1. Сообщение темы занятия, постановка его цели и задачи урока (1 мин)

1. Изложение нового материала, применяемая методика (20 мин); (метод: беседа, объяснение

1. Физические свойства воды. (метод: объяснение)

2. Химические свойства воды. (метод: беседа)

3. Загрязнение природных вод. Охрана и очистка природных вод

4. Решение задач по теме (метод: беседа)

Записи в тетради:

Из оксидов водорода самым распространенным на Земле является вода. Эмпирическая формула – Н2О. Молекулярная масса – 18. 

Строение молекулы воды (структурная формула): 

Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость.

температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время.

Физические свойства воды:

• при 25 ^ᵒС вода – бесцветная жидкость без цвета и запаха, не проводит электрический ток, имеет аномально высокие поверхностное натяжение и теплоёмкость;

• при р = 103 кПа t_пл = 0 ^ᵒС, t_кип = 100 ^ᵒС;

• вода имеет аномально высокую теплоёмкость, поэтому медленно нагревается и долго остывает; это смягчает климат вблизи морей и океанов;

• плотность воды максимальна при 4 ^ᵒС, благодаря этому лед в водоёмах находится на поверхности, позволяя их обитателям выживать зимой.

Химические свойства воды

• Вода H₂O – амфотерный оксид. Вода реагирует с основными оксидами, образованными щелочными и щёлочноземельными металлами, с образованием щёлочей:

Na₂O + H₂O = 2NaOH; BaO + 2Н₂О = Ва(ОН)₂

• Большинство кислотных оксидов (кроме SiO₂) растворяются в воде с образование кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄; Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

• Вода реагирует с активными металлами:

2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂

• Под действием электрического тока вода разлагается:

2H₂O = 2H₂ + O₂ (электрический ток).

• При нагревании водяной пар реагирует с углеродом:

С + H₂O = СО + H₂ (t ＞800 ^ᵒС).

• Галогены медленно реагируют с водой:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

• В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:

Загрязнение природных вод. Охрана и очистка природных вод

• Загрязнение природной воды может быть естественным (ил, песок, остатки растений) и антропогенным – в результате сброса неочищенных сточных вод промышленных предприятий, смыва загрязнений с дорог и мостов, выноса дождевыми и талыми водами из почв избытка удобрений и пестицидов, попадание с осадками атмосферных загрязнений (сажи, оксидов серы и азота).

• Способы очистки воды:

  • механическая очистка для удаления крупных нерастворимых в воде частиц; для этот воду отстаивают и фильтруют;

  • физико-химическая очистка для удаления мельчайших частиц, которые проходят через фильтр, или для удаления растворимых в воде загрязнителей: адсорбция (поглощение поверхностью пористого материала); коагуляция (укрупнение мелких частиц при добавлении электролитов с последующим образованием осадка); дистилляция (испарения воды с последующим охлаждением); ионный обмен;

  • химическая очистка применяется для обеззараживания воды, окисления вредных примесей хлорированием, озонированием; соли тяжёлых металлов осаждают раствором извести, выделяют электролизом.

• Охрана природных вод: организация водоохранной зоны по берегам водоёмов, запрет сброса неочищенных стоков, организация оборотного водоснабжения, экономия водных ресурсов.

1. Закрепление изученного материала, применяемая методика (8 мин)

Фронтальный опрос с места по вопросам:

 

Проверь свои знания: Назовите типы химических реакций

H₂ + Cl₂ = 2HCl

2H₂ + O₂ = 2H₂O

CaCO3 = CaO + CO₂

MgO + H2SO₄ = MgSO₄ + H₂O

Fe + S = FeS

Zn + 2HCL = ZnCl₂ + H₂

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

C + O₂ = CO₂

2Mg + O₂ = 2MgO

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂

H₂ + I₂ = 2HI

Mg + 2HBr = MgBr₂ + H₂

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ = H₂O + CuO

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ → 2HNO₃ + BaSO₄↓

SO₂ + H₂O ↔︎ H₂SO₃

4Al + 3О₂ = 2Al₂O₃

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

2NaBr+Cl₂ = 2NaCl+Br₂

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO+4NO₂ +O₂

MgCl₂+2NaOH = Mg(OH)₂↓+2NaCl

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Экзотермическими реакциями являются: + Q, ΔH Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. 

• реакции горения;

• большинство реакций соединения (кроме взаимодействия азота с кислородом и некоторых других процессов N₂+O₂=2NO-Q; искл. I₂+H₂=2HI-Q. искл.);

• реакции нейтрализации между щелочами и сильными кислотами;

• реакции активных металлов и их оксидов с водой, а также реакции металлов с кислотами.

• дыхание и горение свечи

• реакция метана с хлором и бромом

пример экзотермических реакций – процесс горения:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O +Q

Реакции исключения:

• (NH₄)₂Cr₂O₇=Cr₂O₃+N₂+4H₂О+Q; (при t = 180 ⁰С) - вулканчик

• (NH₄)₂CrO₄=Cr₂O₃+N₂+2NH₃+5H₂О+Q

• 2KMnO₄=K₂MnО₄+MnO₂+O₂+Q.

• 2KClO₃=2KCl+3O₂+Q

• KClO₄=2KCl+2O₂+Q

• (NH₄)₂NO₃=N₂O+2H₂О+Q (при t =менее 200 ⁰С)

• 2(NH₄)₂NO₃=2N₂+ O₂+4H₂О+Q (при t =более 350 ⁰С)

• NH₄NO₂=2N₂+ 2H₂О+Q

Виды эндотермических реакций: - Q, ΔH 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

• Окислительно-восстановительные реакции (металлов из оксидов)

• электролиз (поглощается электрическая энергия)

• Электролитическая диссоциация (например, растворение солей в воде)

• Ионизация

• Фотосинтез и др

• испарение воды и таяние льда

• дегидрирование алканов

• реакция обратимого гидролиза

• большинство реакций разложения

CaCO₃ = CaO + CO₂ –Q

Реакции исключения:

• N₂+O₂=2NO-Q; искл.

• I₂+H₂=2HI-Q. искл.

• СО₂ + С = 2СО-Q

1. Подведение итогов проведенного урока (2 мин)

1. Домашнее задание: стр.89-91 учебник «Химия» О.С.Габриелян –Просвещение 2020 г.

1. Задание для самостоятельной работы обучающихся во внеурочное время:

Решите самостоятельно задачи:

1. Литература:

Подпись преподавателя ______________________О.В.Пахомова