Урок "Водородный показатель"

Урок «Водородный показатель»

Цель: познакомить учащихся с понятием pH

Задачи:

Образовательные: содействовать в ходе урока формированию понятия о рН, ионного произведения воды, константе ее диссоциации, различных средах растворов¸ познакомить со значением рН в природе и жизни человека.

Развивающие: развивать у школьников умение выделять главное существенное в изучаемом материале, логически излагать свои мысли, обобщать полученную информацию; содействовать развитию правильной речи; развивать эмоции учащихся, используя яркие примеры; развивать познавательный интерес, используя данные о значении данной темы в окружающей жизни; продолжить умение решать задачи по теме растворы.

Воспитательные: содействовать в ходе урока формированию основных мировоззренческих идей: идеи познаваемости мира и его закономерностей, причинно – следственных связей между явлениями, связи строения и свойств, воспитание аккуратности в работе, бережного отношения к школьному оборудованию, трудолюбия.

Аппаратное обеспечение: компьютер, мультимедийный проектор, экран.

Оборудование и реактивы: стеклянная палочка, универсальный индикатор, раствор туалетного мыла, яблочный уксус, раствор NaOH, вода

Тип урока: комбинированный;

Методы и методические приемы: рассказ с демонстрацией презентации, устный и письменный индивидуальный и фронтальный опрос, беседа, решение упражнений, практическая работа.

Структура:

I Организационный момент

II Повторение изученного материала

III Изучение нового материала

IV Закрепление изученного материала

V Домашнее задание

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие. При организации класса обратить внимание на состояние рабочего места ученика, на оформление доски, чистоту классной комнаты, внешний вид учеников, осанку. Отметить отсутствующих.

II Повторение изученного материала

Устный опрос по теме «Электролитическая диссоциация. Реак­ции ионного обмена»(Слайд №1):

Вопросы для устного фронтального опроса.

1. Электролитическая диссоциация (ЭД – это распад электролитов в растворе или расплаве на ионы)

2. Электролиты и неэлектролиты (Электролиты – это вещества, проводящие электрический ток, неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток)

3. Положения теории электролитической диссоциации

(I Положение: при растворении в воде электролиты диссоциируют на положительные и отрицательные ионы.

II Положение: под действием электрического тока положительнозаряженные ионы двигаются к катоду, а отрицательнозаряженные к аноду.

III Положение: причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической в нем.

IV. Положение: электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов. V. Положение: не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы. VI. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

4. Какая величина характеризует силу электролита? (Степень диссициации - ɑ (альфа) – равна отношению числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул, введенных в раствор)

5. От чего зависит степень диссоциации? (Природа электролита; температура; концентрация вещества)

6. Ионные уравнения (реакции между ионами в растворах электролитов называются реакциями ионного обмена). Принцип Бертолле (реакции обмена протекают только тогда, когда образуется газ, осадок или вода).

Проверка домашнего задания: упражнение №8

Карточки для индивидуального письменного опроса:

Карточка №1

1. Выпишите формулы веществ, относящихся к электролитам: Na3PO4, CuO, HClO4, Ba(OH)2, C6H5OH, CH3COOK, NH4Cl, NO, CH3COOH. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.

2. Какие вещества относятся: а) к слабым электролитам, б) сильным электролитам: HNO3, HCOOH, Ca(OH)2, NaNO2, H2O, HF, K2CO3? Какие частицы будут обусловливать общие свойства растворов азотной и муравьиной кислот?

3. Какие обменные реакции могут протекать в растворе между веществами: карбонат натрия, хлорид кальция, гидроксид бария, серная кислота, нитрат калия? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакция.

Карточка №2

1. Выпишите формулы веществ, относящихся к электролитам: NaOH, Cu(NO3)2, CO, H2SO4, C2H5 – COOCH3, CH3 – NH3Cl, NH3·H2O, ZnO, CCl3 – COOH. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.

2. Какие вещества относятся: а) к слабым электролитам, б) сильным электролитам: HNO2, H2CO3, Ca(NO3)2, Ba(OH)2, H2S, HClO4, KBr? Какие частицы будут обусловливать общие свойства растворов хлорной и сероводородной кислот?

3. Какие обменные реакции могут протекать в растворе между веществами: хлорид натрия, азотная кислота, карбонат аммония, гидроксид калия, нитрат серебра? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакция.

Карточка №3

1. Выпишите формулы веществ, относящихся к электролитам: NaHCO3, SiH4, H3PO4, (CuOH)2SO4, CH3 – CO – CH3, K[Al(OH)4], Fe3O4, KAl(SO4)2·12H2O, HOOC - COOH. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.

2. Какие вещества относятся: а) к слабым электролитам, б) сильным электролитам: CH3 – NH2·H2O, H2SO3, NH4Br, RbOH, H2Cr2O7, HClO4, CCl3 - COOH ? Какие частицы будут обусловливать общие свойства растворов гидроксидов метиламмония и рубидия?

3. Какие обменные реакции могут протекать в растворе между веществами: дигидрофосфат натрия, гидроксид калия, серная кислота, хлорид аммония, нитрат алюминия? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакция.

Постановка познавательной задачи урока (слайд №2)::

- К каким электролитам относится вода?

- Как происходит диссоциация воды?

- Какие ионы преобладают в растворе?

- Что вы знаете о водородном показателе?

3. Изучение нового материала (сообщение темы урока, слайд №3)

1. Ионное произведение воды(слайд №4)

Вода – слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетов гидратации Н+

Н2О + Н2О → Н3О+ + ОН-

Эта реакция протекает и в чистой воде, и в любых водных растворах.

Без учета гидратации ионов Н+ уравнение диссоциации воды имеет вид

Н2О → Н+ + ОН-

(Слайд №5)

так как диссоциирует ничтожная часть молекул воды, то [Н2О] - постоянная величин

Кд • [Н2О] = К Н2О = [Н+] [ОН-] - ионное произведение воды

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид – ионов называется ионным произведением воды.

КН2О = 10 -14 (при 250 С).

Концентрации ионов Н+ и ОН- в воде одинаковы.

При 250 С [Н+]= [ОН-]=10-7 моль/л

2. Среды растворов и водородный показатель рН(слайд №6)

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией [Н+] или [ОН-]

(Запись в тетрадь)

В водных растворах различают три типа сред: ней­тральную, щелочную и кислую.

(Слайд №6) В 1909 г. С.Сёренсен предложил для выражения кислотности растворов указывать величину отрицательного десятичного логарифма концентрации ионов водорода, которая получила обозначение рН

1 Нейтральная среда — это среда, в которой концен­трация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

При [H+] = [ОH-] = 10-7 моль/л среда нейтральная.

2. Кислая среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

При [H+] >[ ОH-], [Н+] > 10-7 моль/л среда кислая.

3. Щелочная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид - ионов:

При [Н+] < [ОH-], [Н+] < 10-7 моль/л среда щелочная.

рН = 7 - среда нейтральная, рН > 7 - щелочная, рН < 7 – кислотная (Слайд №7)

3. Значение pH в природе и жизни человека (Слайд №8)

Водородный показатель имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от реакции среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН среды растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов (слайд №9).

4. Индикаторы (Слайд №10)

Существуют различные методы измерений рН. Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус – рН от 5,0-8,0; метилоранж – 3,1 – 4,4 и фенолфталеин – 8,2-10,0, чаще всего пользуются индикаторной бумагой, пропитанной смесью различных индикаторов

Цвета индикаторов в различных средах

4. Закрепление изученного материала

Работая в химической лаборатории (в школьном кабинете химии), очень важно неукоснительно вы­полнять правила ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ, со­блюдать вполне определенные нормы поведения, иначе можно получить серьезную травму (сделать необходимые комментарии по проведению практической части урока) (Слайд №11)

1) Практическая работа

Определение характера среды раствора с помощью

универсальной индикаторной бумаги

Цель: Определить среды растворов

Оборудование и реактивы: стеклянная палочка, универсальный индикатор, раствор туалетного мыла, яблочный уксус, раствор NaOH, вода

Для приближенного определения рН раствора пользуются универсальной индикаторной бумагой, пропитанной смесью нескольких индикаторов с различными областями перехода. На прилагаемой к ней цветной шкале указано, при каких значениях рН индикаторная бумага окрашивается в тот или иной цвет.

Ход работы

1. Стеклянной палочкой перенести 2-3 капли исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу.

2. Сравнить окраску еще сырого пятна с цветной шкалой.

3. Сделать вывод о приближенном значении рН и характере среды раствора.

(Слайд №12)

2. Решите задачу: рассчитайте концентрации Н+ и ОН-, если рН раствора равен 10.

(Слайд №13)

3. Повторение основных понятий:

а) Ионное произведение воды

б) рН

в) Среды растворов

г) Индикаторы

5. Домашнее задание § 15, с. 151-153

Задачи:

Рассчитайте концентрации Н+ и ОН-, если рН раствора равен 5.

Какова реакция среды раствора, если концентрация ионов водорода 10-5 моль/л?

Рассчитайте концентрацию ионов ОН-, если концентрация Н+ 10-1 моль/л.

Дополнительная информация к уроку

1) Биография С. Сёренсена С ёренсен, Сёрен Педэр Лауриц Семья, общие биографические данные

Сёрен Педэр Лауриц Сёренсен, профессор химии, родился в местечке Хауребьерг около города Слагельсе, находящимся на самом крупном датском острове Зеландия. В Хауребьерге родились также и его отец Ганс Сёренсен (1834-1920), хозяин фермы в Хауребьерге, и его дед Сёрен Ларсен (1784-1857). Сёрен Педэр Лауриц был старшим сыном Ганса Сёренсена и его жены Кирстин Катрин Сёренсен (1842-1930). Кроме него, в семье было ещё три сына и три дочери.

Скончался С. П. Л. Сёренсен в 1939 году в Шарлоттенлунне (предместье Копенгагена) и был похоронен на кладбище Вестре в Копенгагене.

Учёба и начало научной деятельности

Школа высшей ступени — (город Сорё, Зеландия)

По окончанию школы высшей ступени, где он учился с 1882 по 1886 годы, Сёренсен поступил в Университет Копенгагена. Начав свои занятия с медицины, он довольно быстро переключился на химию. В 1891 году, окончив Университет Копенгагена, Сёренсен поступил в Датский технический университет (Копенгаген), где, под руководством С. П. Йоргенсена, стал заниматься исследованиями в области неорганического синтеза. В 1899 году за эти работы ему была присвоена степень доктора философии.

Работа в химико-физиологической лаборатории Карсберг

С 1901 по 1938 годы Сёренсен — руководитель престижной химико-физиологической лаборатории Карлсберга в Копенгагене. Лаборатория была создана при пивоваренном заводе Карлсберг и занималась совершенствованием технологии производства пива. Работая в лаборатории, Сёренсен выполнил ряд пионерских исследований по синтезу аминокислот, а также по изучению свойств протеинов и энзимов.

Лаборатория Карлсберга

Именем Сёренсена назван предложенный им в 1907 году способ титрования аминокислот с формальдегидом в присутствии гидроксида калия

Годы работы в лаборатории Карлсберга были для Сёренсена очень плодотворными, им получено много важных научных результатов, за которые Европейская ассоциация химических и молекулярных наук (EuCheMS) внесла Сёренсена в список «100 выдающихся химиков XX века», однако в истории науки и техники Сёренсен остался прежде всего, как учёный, включивший в научный оборот понятия «pH» и «рН-метрии».

рН и рН-метрия

Исследуя реакции ферментации, Сёренсен разработал стандартные методы определения концентрации ионов водорода электрометрическим и колориметрическим способами. Им были предложены стандартные буферные растворы для калибровки pH-метров и химические индикаторы рН, исследовано влияние рН среды на активность ферментов. Сёренсен одним из первых применил для измерения кислотности электрохимические электроды. Он использовал два электрода: один – платиновый, помещённый в водородную струю, другой – каломельный. Этот метод давал точные результаты, но сложность аппаратуры мешала внедрению его в практику.

Свои исследования Сёренсен опубликовал в 1909 году в двух статьях одновременно в Германии и во Франции. В них он впервые использовал водородный показатель раствора рн, где p – начальная буква слов Potenz (немец.) и puissance (фр.), которые переводят на английский как power или potency, а на русский – показатель. Соответственно используются словосочетания puissance d'Hydrogen, power of Hydrogen, potency of Hydrogen, pondus hydrogenii и др. В дальнейшем, по-видимому, для упрощения типографского набора, символ рН был заменён на рН.

Введенная С.П.Л. Сёренсеном шкала рН и созданные на ее основе pH-метры применяются сегодня для измерения кислотности в самых разнообразных областях: в атомной энергетике, агрономии, мясо-молочной, хлебопекарной промышленности, в научных исследованиях. Для диагностики заболеваний желудочно-кишечного тракта выполняется измерение кислотности непосредственно в пищеводе, желудке и (или) двенадцатиперстной кишке. Для этого в орган вводится специальный рН-зонд, сама процедура называется внутрижелудочной рН-метрией, а приборы для таких исследований — ацидогастрометрами.

Современный ацидогастрометр в комплекте с эндоскопическим рН-зондом

2) Природные индикаторы

Когда нет настоящих химических индикаторов, то для определения среды растворов можно успешно применять самодельные индикаторы из природного сырья.

 Исходным сырьём для получения отваров природных индикаторов могут служить цветки герани, лепестки пиона или мальвы, ирис или анютины глазки, а также ягоды малины, клубники, черники, черноплодной рябины, соки вишни, смородины, винограда, плоды и кора крушины, ягоды черёмухи, краснокочанная капуста.

Эти природные материалы содержат окрашенные вещества, способные менять свой цвет на то или иное воздействие. Попадая в кислотную или щелочную среду, они наглядным образом сигнализируют об этом.

Рецепт приготовления самодельных индикаторов

Взять по 50г сырья, измельчить, залить 200мл воды и кипятить в течении 1-2 мин. Полученные отвары охлаждают и фильтруют. С целью предохранения оп порчи в полученный фильтрат добавляют спирт в соотношении 2:1