Eine Lektion, die mit einem Notizbuch für die praktische Arbeit von I. I. Novoshinsky, N. S. Novoshinskaya zum Lehrbuch Chemie Klasse 8 in der MOU „Sekundarschule Nr. 11“, Severodvinsk, Gebiet Archangelsk, von einem Chemielehrer O. A. Olkina in Klasse 8 (parallel ).

Der Zweck der Lektion: Bildung, Festigung und Kontrolle der Fähigkeiten der Schüler, die Reaktion der Umgebung von Lösungen anhand verschiedener Indikatoren, einschließlich natürlicher, zu bestimmen, wobei ein Notizbuch für die praktische Arbeit von I. I. Novoshinsky, N. S. Novoshinskaya zum Lehrbuch Chemie Klasse 8 verwendet wird .

Unterrichtsziele:

1. Lehrreich. Vertiefung der folgenden Begriffe: Indikatoren, Reaktion des Mediums (Typen), pH-Wert, Filtrat, Filtration anhand der Durchführung praktischer Arbeitsaufgaben. Überprüfung der Kenntnisse der Schüler, die den Zusammenhang „Lösung eines Stoffes (Formel) – pH-Wert (Zahlenwert) – Reaktion der Umgebung“ widerspiegeln. Informieren Sie die Schüler über Möglichkeiten, den Säuregehalt der Böden in der Region Archangelsk zu reduzieren.
2. Entwicklung. Förderung der Entwicklung des logischen Denkens der Studierenden auf der Grundlage der Analyse der im Rahmen der praktischen Arbeit erzielten Ergebnisse, ihrer Verallgemeinerung sowie der Fähigkeit, Schlussfolgerungen zu ziehen. Bestätigen Sie die Regel: Die Praxis beweist die Theorie oder widerlegt sie. Die ästhetischen Qualitäten der Persönlichkeit der Studierenden auf der Grundlage vielfältiger Lösungsvorschläge weiterzuentwickeln sowie das Interesse der Kinder am Studienfach „Chemie“ zu fördern.
3. Pflegend. Entwickeln Sie die Fähigkeiten der Schüler weiter, um praktische Arbeitsaufgaben auszuführen und dabei die Arbeitsschutz- und Sicherheitsvorschriften einzuhalten, einschließlich der korrekten Durchführung von Filter- und Heizprozessen.

Praktikum Nr. 6 „Bestimmung des pH-Wertes des Mediums“.

Zweck für Schüler: Lernen, die Reaktion der Umgebung von Lösungen verschiedener Objekte (Säuren, Laugen, Salze, Bodenlösung, einige Lösungen und Säfte) zu bestimmen sowie Pflanzenobjekte als natürliche Indikatoren zu untersuchen.

Ausrüstung und Reagenzien: Reagenzglasgestell, Stöpsel, Glasstab, Ringgestell, Filterpapier, Schere, Chemikalientrichter, Becher, Mörser und Stößel aus Porzellan, feine Reibe, sauberer Sand, Universalindikatorpapier, Testlösung, Erde, abgekochtes Wasser, Früchte , Beeren und anderes Pflanzenmaterial, eine Lösung aus Natriumhydroxid und Schwefelsäure, Natriumchlorid.

Während des Unterrichts

Leute! Wir haben bereits Konzepte wie die Reaktion des Mediums wässriger Lösungen sowie Indikatoren kennengelernt.

Welche Arten von Reaktionen im Umfeld wässriger Lösungen kennen Sie?

• neutral, alkalisch und sauer.

Was sind Indikatoren?

• Substanzen, mit denen Sie die Reaktion der Umgebung bestimmen können.

Welche Indikatoren kennen Sie?

• in Lösungen: Phenolphthalein, Lackmus, Methylorange.

• trocken: Universalindikatorpapier, Lackmuspapier, Methylorangenpapier

Wie kann die Reaktion einer wässrigen Lösung bestimmt werden?

• nass und trocken.

Welchen pH-Wert hat die Umgebung?

• pH-Wert von Wasserstoffionen in Lösung (pH=– lg )

Erinnern wir uns, welcher Wissenschaftler das Konzept des pH-Werts der Umwelt eingeführt hat?

• Der dänische Chemiker Sorensen.

Gut erledigt!!! Öffnen Sie nun das Heft für die praktische Arbeit auf Seite 21 und lesen Sie Aufgabe Nummer 1.

Aufgabe Nummer 1. Bestimmen Sie den pH-Wert der Lösung mit einem Universalindikator.

Denken wir an die Regeln beim Arbeiten mit Säuren und Laugen!

Schließe das Experiment ab Aufgabe 1 ab.

Machen Sie eine Schlussfolgerung. Wenn die Lösung also pH = 7 hat, ist das Medium bei pH neutral< 7 среда кислотная, при pH >7 alkalische Umgebung.

Aufgabe Nummer 2. Holen Sie sich die Bodenlösung und bestimmen Sie ihren pH-Wert mit einem Universalindikator.

Lesen Sie die Aufgabe auf Seite 21-22, erledigen Sie die Aufgabe gemäß dem Plan, tragen Sie die Ergebnisse in die Tabelle ein.

Erinnern Sie sich an die Sicherheitsregeln beim Arbeiten mit Heizgeräten (Alkohol).

Was ist Filtern?

• der Prozess der Trennung eines Gemisches, der auf dem unterschiedlichen Durchsatz des porösen Materials – des Filtrats im Verhältnis zu den Partikeln, aus denen das Gemisch besteht – beruht.

Was ist ein Filtrat?

• es ist eine klare Lösung, die nach Filtration erhalten wird.

Präsentieren Sie die Ergebnisse in Form einer Tabelle.

Wie ist die Reaktion des Bodenlösungsmediums?

• Sauer

Was muss getan werden, um die Bodenqualität in unserer Region zu verbessern?

• CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2

Anwendung von Düngemitteln, die eine alkalische Reaktion der Umgebung haben: gemahlener Kalkstein und andere Karbonatmineralien: Kreide, Dolomit. Im Pinezhsky-Distrikt der Region Archangelsk gibt es Vorkommen eines solchen Minerals wie Kalkstein in der Nähe von Karsthöhlen, so dass es verfügbar ist.

Machen Sie eine Schlussfolgerung. Die Reaktion der Umgebung auf die resultierende Bodenlösung pH = 4 ist leicht sauer, daher ist eine Kalkung erforderlich, um die Bodenqualität zu verbessern.

Aufgabe Nummer 3. Bestimmen Sie den pH-Wert einiger Lösungen und Säfte mit einem Universalindikator.

Lesen Sie die Aufgabe auf Seite 22, lösen Sie die Aufgabe gemäß dem Algorithmus, tragen Sie die Ergebnisse in die Tabelle ein.

Saftquelle		Saftquelle
Kartoffel		Silikatkleber
frischer Kohl		Tafelessig
Sauerkraut		Sodalösung trinken
		Orange
		Frische Rüben
		Gekochte Rüben

Machen Sie eine Schlussfolgerung. So haben verschiedene Naturobjekte unterschiedliche pH-Werte: pH 1?7 – Saures Milieu (Zitrone, Preiselbeere, Orange, Tomate, Rübe, Kiwi, Apfel, Banane, Tee, Kartoffel, Sauerkraut, Kaffee, Silikatkleber).

pH 7-14 alkalische Umgebung (frischer Kohl, Natronlösung).

pH = 7 neutrales Medium (Kaki, Gurke, Milch).

Aufgabe Nummer 4. Studieren Sie Gemüseindikatoren.

Welche Pflanzenobjekte können als Indikatoren dienen?

• Beeren: Säfte, Blütenblätter: Extrakte, Gemüsesäfte: Hackfrüchte, Blätter.
• Substanzen, die die Farbe der Lösung in verschiedenen Umgebungen verändern können.

Lesen Sie die Aufgabe auf Seite 23 und lösen Sie sie gemäß dem Plan.

Trage die Ergebnisse in eine Tabelle ein.

Pflanzenmaterial (natürliche Indikatoren)	Farbe der natürlichen Indikatorlösung
	Saure Umgebung	Natürliche Farbe der Lösung (neutrales Medium)	Alkalische Umgebung
Cranberrysaft)			Violett
Erdbeeren (Saft)	Orange	pfirsichrosa
Heidelbeeren (Saft)		rot-violett	Blau Lila
Schwarzer Johannisbeersaft)		rot-violett	Blau Lila

Machen Sie eine Schlussfolgerung. Abhängig vom pH-Wert der Umgebung erhalten natürliche Indikatoren: Preiselbeeren (Saft), Erdbeeren (Saft), Blaubeeren (Saft), schwarze Johannisbeeren (Saft) die folgenden Farben: in einer sauren Umgebung - rot und orange, in einer neutralen Umgebung - rote, pfirsichfarbene - rosa und violette Farben, in einer alkalischen Umgebung von rosa über blauviolett bis violett.

Folglich kann die Farbintensität des natürlichen Indikators durch die Reaktion des Mediums einer bestimmten Lösung beurteilt werden.

Räumen Sie Ihren Arbeitsplatz auf, wenn Sie fertig sind.

Leute! Heute war eine sehr ungewöhnliche Stunde! Mochtest du?! Können die in dieser Lektion erlernten Informationen im Alltag verwendet werden?

Erledigen Sie nun die Aufgabe, die in Ihren Übungsheften angegeben ist.

Aufgabe zur Kontrolle. Verteilen Sie die Substanzen mit den unten angegebenen Formeln in Abhängigkeit vom pH-Wert ihrer Lösungen in Gruppen: HCl, H 2 O, H 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaCl, NaOH, KNO 3, H 3 PO 4, KOH.

pH 17 - mittel (sauer), haben Lösungen (HCl, H 3 PO 4, H 2 SO 4).

pH 714 mittel (alkalisch), haben Lösungen (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).

pH = 7 mittel (neutral), haben Lösungen (NaCl, H 2 O, KNO 3).

Bewertung für die Arbeit __________

Chemisch kann der pH-Wert einer Lösung mit Hilfe von Säure-Base-Indikatoren bestimmt werden.

Säure-Base-Indikatoren sind organische Substanzen, deren Farbe vom Säuregehalt des Mediums abhängt.

Die häufigsten Indikatoren sind Lackmus, Methylorange, Phenolphthalein. Lackmus wird in einer sauren Umgebung rot und in einer alkalischen Umgebung blau. Phenolphthalein ist in saurem Medium farblos, wird aber in alkalischem Medium purpurrot. Methylorange wird im sauren Milieu rot und im alkalischen Milieu gelb.

In der Laborpraxis werden oft mehrere Indikatoren gemischt, die so ausgewählt sind, dass die Farbe der Mischung über einen weiten Bereich von pH-Werten variiert. Mit ihrer Hilfe können Sie den pH-Wert der Lösung mit einer Genauigkeit von bis zu eins bestimmen. Diese Mischungen werden genannt universelle Indikatoren.

Es gibt spezielle Geräte - pH-Meter, mit denen Sie den pH-Wert von Lösungen im Bereich von 0 bis 14 mit einer Genauigkeit von 0,01 pH-Einheiten bestimmen können.

Salzhydrolyse

Wenn einige Salze in Wasser gelöst werden, wird das Gleichgewicht des Wasserdissoziationsprozesses gestört und dementsprechend ändert sich der pH-Wert des Mediums. Das liegt daran, dass Salze mit Wasser reagieren.

Salzhydrolyse – chemische Austauschwechselwirkung gelöster Salzionen mit Wasser, die zur Bildung schwach dissoziierender Produkte (Moleküle schwacher Säuren oder Basen, Anionen saurer Salze oder Kationen basischer Salze) führt und von einer Änderung des pH-Werts des Mediums begleitet wird.

Betrachten Sie den Prozess der Hydrolyse, abhängig von der Art der Basen und Säuren, die das Salz bilden.

Salze, die durch starke Säuren und starke Basen gebildet werden (NaCl, kno3, Na2so4 usw.).

Sagen wir dass bei der Reaktion von Natriumchlorid mit Wasser eine Hydrolysereaktion unter Bildung einer Säure und einer Base auftritt:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Für ein korrektes Verständnis der Natur dieser Wechselwirkung schreiben wir die Reaktionsgleichung in ionischer Form, wobei wir berücksichtigen, dass die einzige schwach dissoziierende Verbindung in diesem System Wasser ist:

Na + + Cl – + HOH ↔ Na + + OH – + H + + Cl –

Bei der Reduktion identischer Ionen bleibt die Wasserdissoziationsgleichung auf der linken und rechten Seite der Gleichung:

H 2 O ↔ H + + OH -

Wie zu sehen ist, gibt es keine überschüssigen H + - oder OH – -Ionen in der Lösung im Vergleich zu ihrem Gehalt in Wasser. Außerdem werden keine anderen schwach dissoziierenden oder schwerlöslichen Verbindungen gebildet. Daher schließen wir das Salze, die durch starke Säuren und Basen gebildet werden, unterliegen keiner Hydrolyse, und die Reaktion von Lösungen dieser Salze ist die gleiche wie in Wasser, neutral (pH = 7).

Bei der Erstellung von Ionenmolekulargleichungen für Hydrolysereaktionen ist Folgendes erforderlich:

1) Schreiben Sie die Salzdissoziationsgleichung auf;

2) Bestimmen Sie die Natur des Kations und Anions (finden Sie das Kation einer schwachen Base oder das Anion einer schwachen Säure);

3) Schreiben Sie die Ionen-Molekül-Reaktionsgleichung auf, vorausgesetzt, dass Wasser ein schwacher Elektrolyt ist und dass die Summe der Ladungen in beiden Teilen der Gleichung gleich sein muss.

Salze aus einer schwachen Säure und einer starken Base

(N / A 2 CO 3 , k 2 S, CH 3 COONa und Andere .)

Betrachten Sie die Hydrolysereaktion von Natriumacetat. Dieses Salz zerfällt in Lösung in Ionen: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO – + Na + ;

Na + ist ein Kation einer starken Base, CH 3 COO – ist ein Anion einer schwachen Säure.

Na + -Kationen können keine Wasserionen binden, da NaOH, eine starke Base, vollständig in Ionen zerfällt. Anionen der schwachen Essigsäure CH 3 COO - binden Wasserstoffionen zu leicht dissoziierter Essigsäure:

CH 3 COO – + HOH ↔ CH 3 COOH + OH –

Es ist ersichtlich, dass sich infolge der Hydrolyse von CH 3 COONa ein Überschuss an Hydroxidionen in der Lösung bildete und die Reaktion des Mediums alkalisch wurde (рН > 7).

Daraus lässt sich also schließen Salze, die von einer schwachen Säure und einer starken Base gebildet werden, werden am Anion hydrolysiert ( Ein n - ). In diesem Fall binden Salzanionen H-Ionen + , und OH-Ionen reichern sich in der Lösung an - , die ein alkalisches Milieu (pH > 7) verursacht:

An n - + HOH ↔ Han (n -1) - + OH -, (bei n = 1 wird HAn gebildet - eine schwache Säure).

Die Hydrolyse von Salzen, die durch zweibasige und dreibasige schwache Säuren und starke Basen gebildet werden, verläuft schrittweise

Betrachten Sie die Hydrolyse von Kaliumsulfid. K 2 S dissoziiert in Lösung:

K 2 S ↔ 2K + + S 2–;

K + ist ein Kation einer starken Base, S 2 ist ein Anion einer schwachen Säure.

Kaliumkationen nehmen an der Hydrolysereaktion nicht teil, nur Anionen der schwachen Schwefelwasserstoffsäure interagieren mit Wasser. Bei dieser Reaktion werden in der ersten Stufe schwach dissoziierende HS - -Ionen und in der zweiten Stufe schwach saures H 2 S gebildet:

1. Stufe: S 2– + HOH ↔ HS – + OH –;

2. Stufe: HS – + HOH ↔ H 2 S + OH –.

Die in der ersten Stufe der Hydrolyse gebildeten OH-Ionen verringern die Wahrscheinlichkeit einer Hydrolyse in der nächsten Stufe erheblich. Dadurch hat meist der nur über die erste Stufe ablaufende Prozess eine praktische Bedeutung, die bei der Beurteilung der Hydrolyse von Salzen unter Normalbedingungen in der Regel begrenzt ist.

In Aufgabe 18 der OGE in Chemie demonstrieren wir Kenntnisse zu Indikatoren und pH sowie qualitative Reaktionen auf Ionen in Lösung.

Theorie zur Aufgabe Nr. 18 OGE in Chemie

Indikatoren

Ein Indikator ist eine chemische Substanz, die je nach pH-Wert des Mediums ihre Farbe ändert.

Die bekanntesten Indikatoren sind Phenolphthalein, Methylorange, Lackmus und der Universalindikator. Ihre Farben in Abhängigkeit von der Umgebung im Bild unten:

Und hier sind die Farben der Indikatoren detaillierter mit Beispielen aus dem Leben:

Wir haben die Indikatoren herausgefunden, gehen wir zu qualitativen Reaktionen auf Ionen über.

Qualitative Reaktionen auf Ionen

Qualitative Reaktionen auf Kationen und Anionen sind in der nachstehenden Tabelle dargestellt.

Wie bewältige ich Aufgabe 18 im OGE-Test in Chemie?

Dazu müssen Sie eine qualitative Reaktion auf eine der angebotenen Optionen auswählen und sicherstellen, dass dieses Reagenz nicht mit der zweiten Substanz reagiert.

Analyse typischer Optionen für die Aufgabe Nr. 18 OGE in Chemie

Die erste Version der Aufgabe

Ordnen Sie die beiden Substanzen einem Reagenz zu, das zur Unterscheidung dieser Substanzen verwendet werden kann.

Substanzen:

A) Na2CO3 und Na2SiO3

B) K2CO3 und Li2CO3

C) Na2SO4 und NaOH

Reagens:

1) CuCl2

4) K3PO4

Betrachten wir jeden Fall.

Na2CO3 und Na2SiO3

1. mit Kupferchlorid läuft die Reaktion in beiden Fällen nicht ab, da sich Carbonat und Kupfersilikat in wässriger Lösung zersetzen
2. mit Salzsäure wird bei Natriumcarbonat Gas freigesetzt und bei Silikat bildet sich ein Niederschlag - dies qualitative Reaktion auf Silikate
3. bei Phosphat gibt es auch keine qualitativen Reaktionen auf Natrium

K2CO3 und Li2CO3

1. diese Substanzen reagieren nicht mit Kupferchlorid (tatsächlich fällt Kupferhydroxid aus, aber zwei Reagenzien können durch diese Reaktion nicht unterschieden werden)
2. beide reagieren mit Salzsäure unter Freisetzung von Kohlendioxid
3. diese Substanzen reagieren nicht mit Magnesiumoxid, und Magnesiumoxid geht keine Ionenaustauschreaktionen ein
4. mit Phosphat Lithium fällt in Form von Phosphat aus aber kein kalium

Wir haben noch die letzte Option - das ist Kupferchlorid. Tatsächlich fällt Kupferhydroxid mit Natriumhydroxid aus, aber es findet keine Reaktion mit Sulfat statt.

Chemische Eigenschaften von Oxiden: basisch, amphoter, sauer

Oxide sind komplexe Substanzen, die aus zwei chemischen Elementen bestehen, von denen eines Sauerstoff mit einer Oxidationsstufe ($-2$) ist.

Die allgemeine Formel für Oxide ist $E_(m)O_n$, wobei $m$ die Anzahl der Atome des Elements $E$ und $n$ die Anzahl der Sauerstoffatome ist. Oxide können sein fest(Sand $SiO_2$, Quarzsorten), flüssig(Wasserstoffoxid $H_2O$), gasförmig(Kohlenoxide: Kohlendioxid $CO_2$ und Kohlenmonoxid $CO$ Gase). Oxide werden nach ihren chemischen Eigenschaften in salzbildende und nicht salzbildende eingeteilt.

Nicht salzbildend solche Oxide werden genannt, die weder mit Laugen noch mit Säuren interagieren und keine Salze bilden. Es gibt wenige von ihnen, sie beinhalten Nichtmetalle.

Salzbildend Als Oxide werden solche bezeichnet, die mit Säuren oder Basen reagieren und Salz und Wasser bilden.

Unter den salzbildenden Oxiden werden Oxide unterschieden basisch, sauer, amphoter.

Basische Oxide sind Oxide, die Basen entsprechen. Beispiel: $CaO$ entspricht $Ca(OH)_2, Na_2O entspricht NaOH$.

Typische Reaktionen basischer Oxide:

1. Basisches Oxid + Säure → Salz + Wasser (Austauschreaktion):

$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.

2. Basisches Oxid + saures Oxid → Salz (Verbindungsreaktion):

$MgO+SiO_2(→)↖(t)MgSiO_3$.

3. Basisches Oxid + Wasser → Alkali (Verbindungsreaktion):

$K_2O+H_2O=2KOH$.

Säureoxide sind Oxide, die Säuren entsprechen. Dies sind Nichtmetalloxide:

N2O5 entspricht $HNO_3, SO_3 - H_2SO_4, CO_2 - H_2CO_3, P_2O_5 - H_3PO_4$, sowie Metalloxide mit hohen Oxidationsstufen: $(Cr)↖(+6)O_3$ entspricht $H_2CrO_4, (Mn_2)↖( +7 )O_7 - HMnO_4$.

Typische Reaktionen saurer Oxide:

1. Säureoxid + Base → Salz + Wasser (Austauschreaktion):

$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.

2. Saures Oxid + basisches Oxid → Salz (Verbindungsreaktion):

$CaO+CO_2=CaCO_3$.

3. Säureoxid + Wasser → Säure (Verbindungsreaktion):

$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

Eine solche Reaktion ist nur möglich, wenn das Säureoxid wasserlöslich ist.

amphoter sogenannte Oxide, die je nach Bedingungen basische oder saure Eigenschaften aufweisen. Dies sind $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Amphotere Oxide verbinden sich nicht direkt mit Wasser.

Typische Reaktionen amphoterer Oxide:

1. Amphoteres Oxid + Säure → Salz + Wasser (Austauschreaktion):

$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.

2. Amphoteres Oxid + Base → Salz + Wasser oder Komplexverbindung:

$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O(=2Na,)↙(\text"Natriumtetrahydroxoaluminat")$

$Al_2O_3+2NaOH=(2NaAlO_2)↙(\text"Natriumaluminat")+H_2O$.