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
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
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.
N2O | NO | N2O3 | NO2 | N2O 5 |
SO2 | SO3 | CO | CO2 |
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 гратках: 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 грунту, 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
Характеристика | Оксид | Оксид |
Молекулярна формула | ||
Структурна формула, вид зв’язку | ||
Технічна назва | ||
Фізичні властивості | ||
Агрегатний стан | ||
– Запах | ||
– Тпл | ||
– Ткип | ||
– Розчинність у воді | ||
– Взаємодія з повітрям | ||
Хімічні властивості | ||
– +Н2О | ||
– +NaOH | ||
– +CaO | ||
– +HCl | ||
Способи одержання | ||
Застосування |
(1 votes, average: 5,00 out of 5)