Инфоурок Другое КонспектыУроки химии для 9 класса по всему курсу

Уроки химии для 9 класса по всему курсу

Скачать материал
Скачать тест к материалу

Урок №1                                                                                                       Дата:___________________

Тема: Введение в химию элементов

Тип урока: вводный

Цель: раскрыть цели, задачи, основные рассматриваемые вопросы курса химии 9 класса

Задачи:

Образовательные

1. ознакомить с целью, задачами, содержанием курса химии 9 класса

2. повторить изученный материал по химии в 8 классе

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия значения знаний по химии в жизни человека и народном хозяйстве.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал

5. развитие интереса к изучению предмета

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «Значение химии в жизни человека и народном хозяйстве»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Мотивация и целеполагание

Ответы на вопросы в беседе «зачем изучать химию?», «зачем нужен этот урок?». Обсуждение целей и задач урока

III  Изучение нового материала

1. Значение химии (беседа. объяснение, демонстрация на слайдах презентации, далее учащиеся письменно перечисляют какую пользу/вред человеку приносит химия, зачитывают свои работы)

2. Курс химии 9 класса – химия элементов: цели, задачи, содержание курса (рассказ учителя. демонстрация на слайдах презентации, запись учащимися основных положений в тетрадь, беседа)

IV Повторение и обобщение

1. Периодический  закон и периодическая таблица (беседа, объяснение учителя, демонстрация на периодической системе, индивидуальный опрос у периодической таблицы, групповая творческая работа с периодической системой: составление заданий для другой группы (угадай элемент по описанию), обсуждение результатов работы).

2. Валентность химических элементов, закон постоянства состава и закон сохранения массы, химические уравнения (опрос учащихся, выполнение учащимися поочередно заданий у доски по определению валентности, определению молекулярной массы, составлению химических уравнений, расставлению коэффициентов)

V Закрепление

устный опрос учащихся:

- каково значение химии в жизни человека и народном хозяйстве?

- что изучает химия элементов?

- что можно узнать из периодической таблицы?

- что такое валентность? чему равна валентность водорода?

- сформулируйте закон постоянства состава и закон сохранения массы. назовите их авторов.

VI Домашнее задание

§1, с. 8-17, записи. Задания на выбор: эссе «Значение химии», Презентация на тему «Химия для человека»

VII Итог урока и рефлексия             

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается (на государственном языке)

 

 

 

 

 

Урок №2                                                                                                       Дата:___________________

Тема: Периодический закон и периодическая система

Тип урока: урок-повторение

Цель: повторить основные законы химии, изученные в 8 классе, важные для понимания материала 9 класса

Задачи:

Образовательные

1. повторить периодический закон, актуализировать умения по работе с периодической таблицей элементов (определение атомной, молекулярной массы, электронного строения атомов и др.)

2. повторить закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон Авогадро, актуализировать навыки по их применению при решении задач.

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи, работать с периодической таблицей

5. развитие интереса к изучению предмета

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «периодический закон и периодическая система»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Мотивация и целеполагание

Ответы на вопросы в беседе «значение периодического закона и других законов химии в практической жизни?», «зачем нужен этот урок?». Обсуждение целей и задач урока

III  Актуализация ЗУН

1. Периодический законно и периодическая система (беседа, объяснение, демонстрация на слайдах презентации, далее учащиеся поочередно работают с периодической системой. определяя молекулярную массу заданных веществ. электронное строение атомов различных элементов)

2. Закон постоянства состава, закон сохранения массы, газовые законы и др. (рассказ учителя, демонстрация на слайдах презентации, запись учащимися основных положений в тетрадь, беседа, решение учащимися задач у доски)

IV Обобщение

1. Периодический  закон и периодическая таблица, классификация неорганических веществ (беседа, объяснение учителя, демонстрация на периодической системе, индивидуальный опрос у периодической таблицы, групповая творческая работа с периодической системой: составление заданий для другой группы (угадай элемент по описанию), обсуждение результатов работы).

2. Атомно-молекулярное учение, количество вещества (опрос учащихся, выполнение учащимися поочередно заданий у доски по определению валентности, определению молекулярной массы, составлению химических уравнений, расставлению коэффициентов)

V Закрепление

Учащиеся решают кроссворд на тему «периодическая система» и называют ключевое слово (см. приложение).

VI Домашнее задание

§2, с. 17-22, записи, вопросы на с. 22.

VII Итог урока и рефлексия             

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

 

 

 

 

Приложение

Кроссворд «Периодическая система»

1. Из этого металла сделано множество электрических проводов, делающих Вашу жизнь ярче и светлее.

2. А соединения этого элемента «отвечают» за то, чтобы Ваша жизнь была еще и теплее!

3. С оксидом этого элемента Вы часто играли еще в глубоком детстве. А если летом ходили купаться на пляж, то обязательно видели там его неисчерпаемые запасы. “Do not eat!”.

4. Что характерно, на том же пляже Вы видели не меньшие запасы оксида и этого элемента. А без этого оксида жизни нет никакой вообще!

5. Запах оксида этого элемента Вы ощущаете всякий раз, когда зажигаете обыкновенную спичку.

6. Это простое вещество необходимо нам просто как воздух! А точнее, воздух без него нам и вовсе не нужен.

7. Порывшись в карманах или сумочке, Вы почти наверняка обнаружите изделия из этого металла целиком, или содержащие его в составе сплава.

8. А вот изделия из этого металла по карману уже не каждому! Правда, на бóльшей части девушек что-нибудь эдакое все же и найдется.

9. Иногда кажется, что этого тяжелого металла лучше бы и не было вовсе. Ядовитая типографская краска, присадка к бензинам, уродующая экологию, пули и снаряды – вот неполный перечень его «заслуг» перед человечеством. Но ведь есть еще автомобильные аккумуляторы, оплетки силовых кабелей, тяжелые и легкоплавкие сплавы, защита от рентгеновского излучения и т.д.

 

 

 

 

1

 

 

 

 

 

2

 

 

 

 

 

 

 

3

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5

 

 

 

 

 

 

6

 

 

 

 

 

 

 

 

7

 

 

 

 

 

 

 

 

8

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

9

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №3                                                                                                       Дата:___________________

Тема: Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты

Тип урока: урок-изучение нового материала

Цель: раскрыть принципы и значение теории электролитической диссоциации

Задачи:

Образовательные

1. Сформировать понятия об электролитах и неэлектролитах.

2. Рассмотреть механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью.

3. Ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и рассмотреть классификацию электролитов.

Воспитательные:

4. Воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия теоретических положений теории электролитической диссоциации, воспитывать трудолюбие; коммуникативные навыки; ответственность и уважение к себе и к окружающим.

Развивающие:

5. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи, работать с периодической таблицей

6. развитие интереса к изучению предмета

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «электролитическая диссоциация»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Учащиеся решают письменную работу на листочках (прилагается). далее отвечают на вопросы учителя:

- Почему система элементов называется периодической?

-Объясните физический смысл порядкового номера элемента, номера периода и группы на примере алюминия и хлора.

- Охарактеризуйте атом кремния по его месту в периодической системе.

III Изучение нового материала

1. Постановка познавательной проблемы:

«Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!»

Как же ток добрался до пассажира?

Сегодня, ребята, мы будем это выяснять.

      2. Растворы. Свойства растворов. Электролиты и неэлектролиты (эвристическая беседа, демонстрация растворения веществ – смешивание воды и серной кислоты, растворение аммиачной селитры, проведение тока раствором соли, раствором уксусной кислоты, запись учащимися основных положений в тетрадь, сценка:

     Два ученика разыгрывают сценку – Дэви и Фарадей.

Майкл. - Послушай, Гемфри, как ты думаешь, могут ли проводить ток какие – нибудь   вещества, кроме металлов?

Гемфри. - Металлы проводят ток потому, что их электроны могут свободно

перемещаться, а у неметаллов таких электронов нет. А что ещё можно попробовать в   качестве проводника?

Майкл. - А если попробовать воду? Будет ли она проводить ток? Давай попробуем   налить дистиллированной воды и пропустить ток через неё. Если она будет проводить    ток, значит, лампочка зажжётся.

Учитель. - А чем дистиллированная вода отличается от обычной?

Гемфри. - Нет, дистиллированная вода не проводит ток. А давай попробуем взять    раствор поваренной соли. А если взять твёрдую соль?

Майкл. - А если взять раствор медного купороса? Соды? Сахара?

Большое спасибо нашим учёным, давайте, ребята, запишем результаты опытов.).

3. Электролитическая диссоциация – (эвристическая беседа, рассказ, использование стихов для запоминания:

Для двух ребят подарков груз

ИОН взвалил себе на спину:

Для КАТИ ОН несет свой плюс,

Для АНИ ОН несет свой минус.

Учащиеся записывают в тетрадях:

Катион – частица имеющая положительный заряд,

Анион  - частица, имеющая отрицательный заряд.

Далее учащимися основных положений теории электролитической диссоциации, высказывают свое решение познавательной проблемы, учащиеся заполняют таблицу:

Сильные электролиты, степень диссоциации стремится к единице.

Слабые электролиты, степень диссоциации стремится к нулю.

Растворимые соли

Слабые кислоты (H2S, H2CO3, HNO2)

Сильные кислоты (H2SO4, HCL, HNO3)

Водный раствор аммиака (NH3*H2O)

Все щелочи (NaOH, KOH)

 

V Закрепление

Учащиеся решают тест (см. приложение)

VI Домашнее задание

§3, с. 22-24, записи, вопросы на с. 24.

VII Итог урока и рефлексия             

Учитель подводит итог урока. Подумаем и выпишем на листочек слова или словосочетания, которые были для вас новыми, которые запомнились или удивили больше всего. Обменялись листочками, объяснили их друг другу, сверили правильность ответов с учебником или ответом товарища. Что было непонятно. Подумали и оценили свою работу на уроке сами.Понравился ли вам урок? Оценили своё эмоциональное состояние на листочке. Оценка работы класса и отдельных учеников учителем.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Письменная работа У2

 

1. Физическое явление-это…

а) ржавление железа  б) горение древесины  в) плавление свинца.

 

2. Уравнение экзотермической реакции:

а) N2+3H2=2NH3       б) 2H2O=2H2+O2       в) 2HBr=H2+Br2.

 

3. Сумма всех коэффициентов в уравнении реакции, схема которой  Al+Cl2=AlCl3  равна:

а) 4     б) 5     в) 7.

 

4. Объём водорода, который полностью прореагирует по уравнению реакции  2H2+O2=2H2O                          с 1 моль кислорода, равен:

а) 8,96л     б) 44,8л     в) 67,2л.

 

5. По данной левой части уравнения восстановите его правую часть  CuO+H2SO4=…

а) CuSO4+H2O   б) CuSO4+2H2O   в) CuSO4+H2.

 

6. Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно ещё более сложное вещество по реакции:

а) соединения   б) разложения   в) замещения   г) обмена.

 

7. Напишите уравнение реакции и укажите её тип:

  азотная кислота + гидроксид кальция = нитрат кальция + вода.

 

8. Расставьте коэффициенты, вставьте пропущенные вещества  и укажите тип реакций:

а) Li+? =Li2O   б) Fe2O3+? = Al2O3+?   в)?+ 2HCL=FeCl2+H2   г) 2Al+?=2AlCl3.

 

9. Найдите массу и количество вещества оксида меди(II), образовавшегося при разложении 39,2 г гидроксида меди(II).

 

 

Тестовое задание УО3

 

 

1) Выберите электролиты:    а -  кислород

б - хлорид цинка ( водный раствор)    в - раствор глюкозы    г - раствор едкого натра   

2)         Выберите неэлектролиты:

а - хлорид калия (водный раствор)  б – азот    в - азотная кислота (водный раствор)

 г - оксид углерода

3)     неэлектролиты - это

а - вещества, проводящие ток

б- вещества, не проводящие ток

в -  вещества, растворы которых не проводят ток

г - вещества, растворы которых проводят ток

4)     в водных растворах электролиты
а - распадаются на ионы

б - распадаются на атомы

в - распадаются на ионы под действием молекул воды  

г - распадаются на ионы в результате диффузии

5)     при диссоциации молекулы растворённого вещества
а, - объединяются в группы       

б - взаимодействуют друг с другом

в -  распадаются на ионы под действием молекул воды

г - распадаются на атомы

 

Урок №4                                                                                                       Дата:___________________

Тема: Механизм растворения веществ с ионной и ковалентной связью

Тип урока: урок-изучения нового материала

Цель: раскрыть механизм растворения веществ в виде с разными видами связи

Задачи:

Образовательные

1. ознакомить с принципами растворения в воде частиц веществ с различными видами связи.

2. повторить изученный материал по видам химической связи

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия материалистических процессов, происходящих при растворении веществ в воде..

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал

5. развитие интереса к изучению предмета

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «виды химической связи»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Устный опрос учащихся с решением заданий у доски:

- Чем отличаются электролиты и неэлектролиты?

- Что называется электролитической диссоциацией?

- Что такое ион? Катион? Анион?

- Основоположники теории элетролитичекой диссоциации?

-  Сформулируйте основные положения электролитической диссоциации?

Задания:

Распишите как будут диссоциировать на ионы следующие вещества: Ba(OH)2, H2SO4, ZnCl2, HCl, CaO, KNO3, NaOH, O2, спирт, Al(OH)3

III  Изучение нового материала

1. Механизм растворения веществ с ионной связью (эвристическая беседа, объяснение учителя. рисунок на доске, запись учащимися основных положений в тетрадь, заполнение таблицы в тетради).

2. Растворение веществ с ковалентной связью (эвристическая беседа, объяснение учителя. рисунок на доске, запись учащимися основных положений в тетрадь, заполнение таблицы в тетради).

IV Обобщение и закрепление

Анализ таблицы в беседе. Решение задач у доски:

1. Для приготовления 5% раствора сульфата магния было взято 400 г кристаллогидрата MgSO4x7H2O. Найдите массу полученного раствора.

2. Сколько молей MgSO4x7H2O необходимо прибавить к 100 молям воды, чтобы получить раствор с массовой долей сульфата магния 0,1.

V Домашнее задание

записи в тетради, упражнение 1

VI Итог урока и рефлексия              

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается (на государственном языке)

Оценки за урок, их комментирование.

 

 

 

 

 

 

Урок №5                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Диссоциация кислот, оснований, солей

Тип урока: урок-изучение нового материала

Цель: раскрыть принципы диссоциации кислот, оснований и солей на ионы.

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

2. ознакомить с тем, как диссоциируют в растворе различные группы неорганических веществ

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи

5. развитие интереса к изучению предмета

6. развитие умений расписывать, как диссоциируют в растворе на ионе различные группы веществ.

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «Диссоциация кислот, оснований, солей»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II  Актуализация ЗУН

Решение задач у доски:

1. Рассчитайте массовую долю сульфата меди в растворе, полученном при растворении 50 г медного купороса в воде.

2. Из 400 г 20% раствора при охлаждении выпадает 50 г растворенного вещества. Вычислите его массовую долю в охлажденном растворе.

III Изучение нового материала

1. Диссоциация кислот (объяснение учителя, запись упражнений у доски, запись учащимися определения в тетрадь)

2. Диссоциация оснований (объяснение учителя, запись упражнений у доски, запись учащимися определения в тетрадь)

3. Диссоциация солей (объяснение учителя, запись упражнений у доски, запись учащимися определения в тетрадь)

IV Обобщение

Устное обобщение учеников и учителя.

V Закрепление

Решение упражнения у доски:

- Распишите как диссоциируют на ионы следующие вещества:

1) кислоты - соляная кислота, серная кислота, ортофосфорная кислота, йодоводород, сероводород, азотная кислота;

2) основания: гидроксид натрия, гидроксид кальция, гидроксид меди (II).

3) соли: сульфат магния, сульфид железа (II), гидросульфат натрия, хлорид натрия, трихлорид алюминия

VI Домашнее задание

§4, с. 24-26, вопросы, упр. 2,3

VII Итог урока и рефлексия             

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

Урок №6                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Степень диссоциации.  Сильные и слабые электролиты

Тип урока: урок-изучение нового материала

Цель: раскрыть принципы диссоциации кислот, оснований и солей на ионы.

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

2. ознакомить с тем, как диссоциируют в растворе различные группы неорганических веществ

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи

5. развитие интереса к изучению предмета

6. развитие умений расписывать, как диссоциируют в растворе на ионе различные группы веществ.

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «Диссоциация кислот, оснований, солей»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II  Актуализация ЗУН

Решение задач у доски:

1. Рассчитайте массовую долю сульфата меди в растворе, полученном при растворении 50 г медного купороса в воде.

2. Из 400 г 20% раствора при охлаждении выпадает 50 г растворенного вещества. Вычислите его массовую долю в охлажденном растворе.

III Изучение нового материала

1. Диссоциация кислот (объяснение учителя, запись упражнений у доски, запись учащимися определения в тетрадь)

2. Диссоциация оснований (объяснение учителя, запись упражнений у доски, запись учащимися определения в тетрадь)

3. Диссоциация солей (объяснение учителя, запись упражнений у доски, запись учащимися определения в тетрадь)

IV Обобщение

Устное обобщение учеников и учителя.

V Закрепление

Решение упражнения у доски:

- Распишите как диссоциируют на ионы следующие вещества:

1) кислоты - соляная кислота, серная кислота, ортофосфорная кислота, йодоводород, сероводород, азотная кислота;

2) основания: гидроксид натрия, гидроксид кальция, гидроксид меди (II).

3) соли: сульфат магния, сульфид железа (II), гидросульфат натрия, хлорид натрия, трихлорид алюминия

VI Домашнее задание

§4, с. 24-26, вопросы, упр. 2,3

VII Итог урока и рефлексия             

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

Урок №7                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Реакции ионного обмена

Тип урока: урок-изучение нового материала

Цель: обучить учащихся составлению уравнений химических реакций в ионном полном, сокращенном и молекулярном виде

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

2. ознакомить с составлением уравнений реакций ионного обмена.

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи

5. развитие интереса к изучению предмета

6. развитие умений составления ионных уравнений.

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация «Диссоциация кислот, оснований, солей»

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Проверка домашнего задания.

            Устный опрос:

Основные положения теории электрической диссоциации (ТЭД).

Кислоты, основания, соли в свете ТЭД.

III Изучение нового материала.

            а) Знакомство с правилами составления ионных уравнений реакций («Рабочая

                 тетрадь», упр.1, 2).

            б) Лабораторная работа «Реакции ионного обмена между растворами электролитов» (групповая).

Цель: выяснить, при каких условиях реакции обмена практически осуществимы.

            1) Проведите реакции между растворами приведенных веществ (электролиты) и

                 установите общий признак, по которому можно судить о том, что реакции

                 прошли до конца.               

                        Первый учащийся: СuSO4 и NaОН.

                        Второй учащийся: Bа2 и Na2SO4.

                        Третий учащийся: Н2S и Рb(NO3)2.

                        Четвертый учащийся: Na2CO3 и СаСl2.

            Проверьте результаты опытов друг у друга. Сделайте общий вывод.

            2) Пользуясь таблицей «Растворимость солей, кислот, оснований в воде»,

                 установите, в чем сущность проведенных реакций. Составьте полные и

                 сокращенные ионные уравнения реакций. Проверьте результаты работы

                 друг у друга и обсудите их. Сделайте вывод в соответствии с поставленной

                 целью.

IV Закрепление.

            Выполнение упражнений («Рабочая тетрадь», стр.122, упр.4).

V Подведение итогов урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

VI Домашнее задание: §6; стр.28-30, упр.1, 4, 5. вопросы, ЛР закончить

 

 

Урок №8                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Тип урока: урок усвоения ЗУН

Цель: раскрыть сущность степени окисления, окислительно-восстановительных процессов, происходящих с веществами, окислительно-восстановительных процессов в природе.

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

2. ознакомить с изменением окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах в ПСХЭ Д И. Менделеева, основными окислителями и восстановителями.

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи

5. развитие умений определять степени окисления элементов в простых и сложных веществах, различать понятия: степень окисления, валентность и заряд иона, составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, определять окислительно-восстановительные свойства веществ, предсказывать продукты реакций, раскрывать сущность окислительно-восстановительных процессов, происходящих в природе и жизни человека.

Оборудование: периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация таблица «окислительно-восстановительные реакции».

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Подготовка учащихся к работе на основном этапе

Деятельность учителя: Написать уравнения реакций, происходящих в природе:

1.Окисление железа кислородом воздуха.

2.Реакцию образования угольной кислоты из углекислого газа. Расставить степени окисления.

Проблемный вопрос: Чем отличаются эти реакции?. Формулируется тема урока.

Создается проблемная ситуация на основании рассказа учителя: Ученица 8 класса, готовя раствор перманганата калия для обработки ран, испачкала свой любимый халат. Предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, эвристическая беседа. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения  в тетради

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие?  Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа.

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса.

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.

Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + H2O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов.

 

Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов.

 

 

 

За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1.

Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно, и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e- = Al3+     

Fe2+ - e- = Fe3+

H2 – 2e- = 2H+      

2Cl- - 2e- = Cl2

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е- = S2- 

Сl2 + 2е- = 2Сl- 

Fe3+ + e- = Fe2+

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,   то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.

Число электронов, отдаваемых восстановителем,  равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

IV Закрепление

Учащиеся выполняют задания на закрепление – сильные учащиеся у доски, слабые работают в тетрадях. №1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H2S, O2, NH3, HNO3, Fe, K2Cr2O7

 

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

А) H2S → SO2 → SO3

Б) SO2→ H2SO3 → Na2SO3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H2+ ZnCl2

Б) Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

№4. Даны схемы уравнений реакций:

СuS + HNO3(разбавленная) = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

K + H2O = KOH + H2

Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.

Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.

V Домашнее задание

Записи в тетради, упр. 5-7

VI Итог урока и рефлексия              

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №9                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Гидролиз солей

Тип урока: комбинированный

Цель: сформировать у учащихся понятие гидролиза солей.

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

2. ознакомить со свойствами солей, практическим значением гидролиза в природе и жизни человека

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

4. развитие умений самостоятельно анализировать учебный материал, решать задачи

5. развитие умений определять характер среды растворов солей по их составу, составлять ионные уравнения реакций гидролиза солей по первой стадии.

Оборудование: таблица растворимости, индикаторная шкала, штатив с пробирками, растворы фенолфталеина, метилового оранжевого, соляной кислоты, гидроксида натрия, хлорида железа (III), карбоната натрия, хлорида натрия, образцы солей: сульфата алюминия, нитрата меди (II), хлорида алюминия, карбоната калия, силиката натрия, нитрата калия, сульфата натрия, мыло, синтетическое моющее средство, крахмал.

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

1)         Какие основные классы неорганических соединений вы знаете?

2)         Какие вещества называются основаниями?

3)         Какие вещества называются кислотами?

4)         Какие вещества называются щелочами?

5)         Какими индикаторами распознают кислоты и щелочи?

6)         Вспоминаем изменение цвета лакмуса.

- Лакмус.

- Фенолфталеин.

- Метилоранж.

Лакмус - в кислой среде краснеет, в щелочной синеет, в нейтральной среде остается фиолетовым, не изменяет цвет.

III Изучение нового материала

– Наш сегодняшний урок мы начнем с решения задачи, текст которой вы видите на своих столах (Приложение 1). Внимательно прочитаем и решим у доски эту задачу.

Ученик записывает условия задачи и уравнения реакции обмена:

v(FeCl3) = 5 моль                    2FeCl3 + 3Na2CO3 ––> 6NaCl + Fe2(CO)3

m(осадка) = ?

Ученики констатируют факт, что среди продуктов нет газа. Учитель рекомендует проверить по таблице растворимости соль Fe2(CO)3, ученики устанавливают тот факт, что в таблице растворимости на месте этой соли стоит прочерк.

– Может быть условия задачи ошибочны? Проверим это опытным путем.

Ученики выполняют химический эксперимент: сливают растворы хлорида железа (III) и карбоната натрия. Один из учеников напоминает при этом правила техники безопасности.

– Что мы наблюдаем? (Выделяется бесцветный газ и выпадает осадок коричневого цвета)

Таким образом, проведя эксперимент, мы пришли к выводу, что в условии задачи все сформулировано правильно. А вот при составлении уравнения реакции мы чем-то пренебрегли. (Взаимодействием солей с водой при получении раствора).

– Правильно! Мы этого не учли – поэтому, у нас не получается решение задачи. На этом уроке мы рассмотрим как различные соли взаимодействуют с водой, а затем попробуем вернуться к решению этой задачи. Запишем тему урока.

Что такое гидролиз?

Гидролиз солей – это реакции взаимодействия солей с водой, приводящие к образованию слабого электролита. Если кислота – кислая соль, если основание – основная соль, и происходит изменение среды раствора. Гидролиз – процесс обратимый. Гидролизу подвергаются растворимые соли, в состав которых входит либо катион слабого электролита, либо анион слабого электролита. Если катион слабого электролита – идет гидролиз по катиону. Если анион слабого электролита – идет гидролиз по аниону. Если катион и анион  многозарядные – гидролиз идет ступенчато. Если в состав соли входят катион и анион слабых электролитов, идет необратимый гидролиз. Гидролизу не подвергаются соли, образованные катионами и анионами сильных электролитов, а также нерастворимые в воде соли.

Что означает гидролиз? (вспоминаем курс биологии).

Гидро – вода, лизис – растворяю.

Алгоритм составления уравнения гидролиза соли:

1.Составить уравнение диссоциации соли, определить ион слабого электролита.

2. Составить уравнение его взаимодействия с водой, определить продукты гидролиза  в виде ионов.

3. Сделать вывод о среде электролита.

4. Составить уравнение  в молекулярном и ионном виде.

AlCl3 ↔ Al3+ +  3Cl-

Al3+ - катион алюминия, слабое основание гидролиза по катиону

Al3+ + H+OH- ↔(AlOH)2+ + H+

среда кислая

AlCl3 + HOH ↔ (AlOH)2+Cl2 + HCl

Al3+ + 3Cl- + HOH ↔ (AlOH)2+ + 3Cl- + H+

Al3+ + HOH ↔ (AlOH)2+ + H+

Другой вариант алгоритма составления уравнения гидролиза соли:

а) по химической формуле соли определить, какой кислотой и каким основанием образована соль;

б) записать левую часть уравнения в молекулярном виде;

в) составить  уравнение в общем ионном виде;

г) сократить одинаковые ионы  в левой и правой частях уравнения общего ионного вида;

д) составить уравнение гидролиза в кратком виде, определить среду.

Na2CO3 – соль образована  NaOH – сильное основание, H2CO3 – слабая кислота, гидролиз по аниону CO2-3;

Na2CO3  = 2Na+ + CO2-3

Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH;

2Na+ + CO2-3 + H+OH- ↔ HCO-3 + 2Na+ + OH-

Составляем краткое ионное уравнение гидролиза, сокращаем катионы натрия:

CO2-3 + HOH HCO-3 + OH-

Вывод: среда щелочная, рH>7.

 

 

Соли делятся на 4 типа, исходя из какого основания и кислоты они образованы.

I тип. Сильное основание + сильная кислота.

 

среда нейтральная

 

 

II тип. Сильное основание + слабая кислота.

 

среда щелочная

 

 

III тип слабое основание + сильная кислота

 

 

Среда кислотная

 

IV тип. Слабое основание + слабая кислота.

 

Среда нейтральная

 

 

 

 

Если соль образована многозарядным ионом ,то гидролиз идет ступенчато.( к доске вызывается 1 сильный ученик.)

Al3+ + 3Cl- + H2O ↔ AlOH2+ + 2Cl- + H+

 Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+

AlCl3 + H2O ↔ AlOHCl2 + HCl

 

AlOHCl2 ↔ AlOH2+ + 2Cl-

AlOH2+ + 2Cl- + HOH ↔  Al(OH)2+ + 2Cl- + H+

AlOH2+ + HOH ↔ Al(OH)+2 +   H+

AlOHCl2 + HOH ↔ Al(OH)2Cl + HCl

 

Al(OH)2Cl ↔ 2Al(OH)+2 + Cl-

Al(OH)+2 + Cl- + HOH ↔ Al(OH)3 + H+

Al(OH)2Cl + HOH ↔ Al(OH)3 + HCl

– Я думаю, что у вас возник вопрос: «Так ли уж часто следует учитывать процессы гидролиза?». Ученик подготовил сообщение о значении гидролиза в природе и в жизни человека. Второй ученик поможет ему в проведении экспериментов.

Учащиеся слушают сообщение, иллюстрированное опытами доказывающими, что мыла, синтетические моющие средства, крахмал в водной среде подвергаются гидролизу.

IV Обобщение и закрепление

1.Гидролиз – взаимодействие соли с водой с образованием слабого электролита и изменением реакции среды.

2.Гидролиз – обратимый процесс.

3. Возможен гидролиз: а) по катиону; б) по аниону.

Значение гидролиза солей в живом организме, в природе, в быту.

Гидролиз имеет большое значение в живом организме , живой природе, в практической жизни человека.

В качестве моющего средства в древности использовали золу, в состав которой входит K2CO3  -  карбонат калия, в воде гидролизуется с образованием щелочной реакции. Раствор становится мыльным.  В настоящее время в быту используют мыло , моющие стиральные порошки – натриевые, калиевые соли высших жирных карбоновых кислот – стеариновой и пальмитиновой.

Гидролизуясь в водном растворе они дают щелочную реакцию:

C17H35COONa  + HOH ↔ C17H35 COOH + NaOH

В состав моющих средств входят  соли неорганических  кислот: фосфат, карбонат, они усиливают моющее действие.

В фотографическом деле соли – бура Na2B2O4, Na2CO3,  K2CO3, гидролизуясь создают щелочную реакцию.

При недостатке кислотности почвы у растений развивается заболевание хлороз. В почву вводится удобрение (NH4)2SO4, которое повышает кислотность почвы благодаря гидролизу по катиону.

– Итак, сегодня мы познакомились с явлением гидролиза солей. Прошу дать краткие ответы на мои вопросы:

Что такое гидролиз?

На какие группы мы разделили все соли?

Как происходит гидролиз каждой группы?

– Проверим результативность нашей совместной исследовательской деятельности: напишем графический диктант, текст которого вы видите на своих столах (Приложение 2).

Ученики заполняют бланк химического диктанта (Приложение 3), обмениваются заполненными бланками, выставляют друг другу оценки по оценочной шкале: 5 – 6 правильных ответов – оценка «3», 7 – 8 правильных ответов – оценка «4», 9 – 10 правильных ответов – оценка «5». На доске открывается шаблон с правильными ответами (Приложение 4).

– Прошу поднять руку тех учеников, которые справились с графическим диктантам на «хорошо» и «отлично».

V Домашнее задание

§7, с.31-34, вопросы, упр.8

VI Итог урока и рефлексия              

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №10                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Выполнение экспериментальных задач по теме «Теория электролитической диссоциации»

Тип урока: урок обобщения и закрепления ЗУН

Цель: закрепление теоретических знаний и практических навыков, полученных учащимися при изучении темы «Электролитическая диссоциация».

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

Воспитательные:

3. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

1.Развивать у школьников умения пользоваться опорными знаниями, закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать с таблицами.

2.Развивать мышление, умение делать логические выводы из наблюдение по опыту.

Оборудование: Планшетка, растворы - кислот: соляная, серная; щёлочи: едкий натр; солей: карбонат натрия, хлорид натрия, хлорид бария, нитрат серебра, хлорид алюминия

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Экспресс-опрос:

а) вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток…

б) разложение веществ под действием воды и температуры на ионы…

в) автор теории электролитической диссоциации…

г) частицы, притягивающие к катоду…

д) частицы, притягивающиеся к аноду…

е) переносчики тока в электролитах…

ё) вещества при диссоциации, которых выделяются катионы водорода…

ж) вещества диссоциирующие с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков…

з) величина, показывающая долю распавшихся на ионы молекул…

III Практическая работа №1 «Выполнение экспериментальных задач по теме «Теория электролитической диссоциации»»

Учащиеся, работая самостоятельно, выполняют задания ПР:

1. Из имеющихся реактивов, провести реакцию ионного обмена которые протекают до конца, результаты работы занесите в таблицу:

Что делали

Что наблюдали

Уравнения реакции

 

 

 

2. Исследование водных растворов солей: Вставьте вместо пробелом нужные слова:

а) Реакции, идущие под действием воды с образованием ионов или молекул слабых электролитов…

б) Соли, не подвергающиеся гидролизу…

в) Полностью гидролизующиеся соли…

г) Соли, в результате гидролиза которых реакции среды становится кислой…

д) Соли, в результате гидролиза которых реакция среды становится щелочной…

е) Обменная реакция между сильным основанием и сильной кислотой…

Формула соли и ее природа

Лакмус

Фенолфталеин

Реакция

Какие ионы образовались

 

 

 

 

 

3. Какую реакцию будут иметь водные растворы следующих солей:

Zn(NO3)2, K2SO4, K2CO3, Cu(NO3)2, Na2S, Ba(NO3)2.

Оформление вывода ПР учащимися.

Сообщение учащегося: практического значения гидролиза для человека.

О значении и применении гидролиза…

 

Гидролизу подвергаются всем хорошо известные органические вещества. Происходит это под действием биологических катализаторов – ферментов. В организме человека под действием следующих ферментов происходит гидролиз:

Амилаза     фермент    крахмала

Целлюлоза фермент    целлюлозы

Протеаза фермент    белка

Продукты гидролиза жира всасываются ворсинками кишечника, а затем в организме образуется жир, но уже свойственный данному организму. Потоками крови жиры переносятся в другие органы и ткани организма, где накапливаются или снова гидролизуются и постепенно окисляются до углекислого газа и воды.

В промышленности гидролизу подвергаются сложные эфиры и жиры обязательно в щелочной среде. Такая реакция называется омылением. На этой реакции основано производство мыла, однако в настоящее время на производство моющих веществ идут главным образом продукты переработки нефти.

В технике крахмал подвергают гидролизу при взаимодействии с разбавленной серной кислотой и превращают глюкозу (это реакция Кирхгофа, 1811г.). Продукты гидролиза крахмала широко используются в кондитерской промышленности, медицине для технических целей.

Продукты гидролиза – это бумага, хлопчатобумажные ткани.   

IV Домашнее задание

§8, упр.9-10

V Итог урока и рефлексия                

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №11                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Решение задач

Тип урока: урок обобщения и закрепления ЗУН

Цель: обобщить и расширить знания учащихся об электролитической диссоциации

Задачи:

Образовательные

1. повторить основные положения теории электролитической диссоциации

Воспитательные:

2. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

3.Развивать мышление, умение делать логические выводы из наблюдения по опыту.

Оборудование: компьютер, презентация, карточки-задания.

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Вопросы ученикам: 1. Дайте определения следующим терминам с точки зрения ТЭД:

• основания – это

• кислоты – это

• соли – это

2. Что называется электролитической диссоциацией?

3. Какие вещества называются электролитами?

4. Какие вещества называются неэлектролитами?

5. А что такое электрический ток?

6. Какие вещества помимо электролитов проводят электрический ток? (металлы).

Итак, мы выяснили, что и металлы, и электролиты проводят эл.ток. Почему? Какие заряженные частицы есть у металлов, а какие у электролитов? Таким образом, мы с вами вспомнили, что металлы имеют заряженные частицы – электроны, а электролиты – ионы. А наличие свободных заряженных частиц – необходимое условие для прохождения эл.тока.

III Обобщение и закрепление ЗУН

Решение задач учителем, затем слабыми учащимися у доски, сильными в тетради, пояснение учителя.

1. Среди перечисленных формул выберите: электролиты и неэлектролиты. Формулы: CO2; H2SO4; CuCl2; Fe(OH)3; Al2(SO4)3; H2SiO3; NaOH; CuO; HCl; BaSO4; K2CO3 (слайд № 9)

2. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих кислот: а) бромоводородной кислоты б) сернистой кислоты в) фосфорной кислоты г) сероводородной кислоты д) серной кислоты е) азотной кислоты (слайд № 10)

3. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих солей: а) ZnCl2 б) Al(NO3)3 в) K2SO4 г) Na2CO3 д) K3PO4 е) FeCl3 (слайд № 11)

4. Напишите уравнения диссоциации электролитов, которые распадаются на следующие ионы: а) Na+ и OH- б) Ca2+ и OH- в) Ba2+ и OH- г) K+ и OH-

5. Рассчитайте степень диссоциации электролита, если при растворении его в воде из каждых 700 молекул распалось 250. К сильным или слабым относится этот электролит?

6.    Определите молярную концентрацию ионов водорода, который образуется при диссоциации 0,3 моль/л фосфорной кислоты. Диссоциацией второй и третьей ступени можно пренебречь.

7.    Определите концентрацию молекул серной кислоты, если концентрация ионов водорода в растворе составляет 1 моль/л.

Обобщающая беседа:

Слайд № 12. Ребята, подумайте, а где вы в повседневной жизни уже сталкивались с явлением электролитической диссоциации и где оно применяется?

Слайд № 13. Аккумуляторы заливают растворами электролитов: кислот и щелочей, которые проводят электрический ток. Знание этого материала может пригодиться всем, кто имеет дело с техникой.

IV Домашнее задание

Повторить все по ЭЛД

V Итог урока и рефлексия                

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №12                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Контрольная работа №1

Тип урока: урок обобщения и закрепления ЗУН

Цель: проверка и коррекция ЗУН учащихся по разделу «Электролитическая диссоциация и свойства электролитов».

Задачи:

Образовательные

1. контроль усвоения ЗУН по разделу «Электролитическая диссоциация и свойства электролитов».

Воспитательные:

2. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

3.Развивать мышление, умение делать логические выводы из наблюдения по опыту.

Оборудование: лист заданий

Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Выполнение заданий контрольной работы

Учащиеся, работая самостоятельно и пользуясь данными справочных таблиц, решают задания КР:

1. Напишите уравнения электролитической диссоциации; а) хлорида калия; б) серной кислоты; в) гидроксида кальция; г) нитрата меди (II); д) сульфата алюминия.

2. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих при сливании растворов: а) хлорида натрия и нитрата серебра; б) азотной кислоты и гидроксида кальция; в) соляной кислоты и карбоната калия.

3. С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная кислота: цинк, оксид кальция, ртуть, гидроксид меди (II), нитрат натрия? Напишите молекулярные и сокращённые ионные уравнения возможных реакций.

4.* Какие соли подвергаются гидролизу: LiCl, Na2S, FeSO4. Напишите уравнения реакций гидролиза.

III Домашнее задание

Повторить все по неметаллам

IV Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №13                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Неметаллы. Положение неметаллов в периодической системе химических элементов. Особенности строения атомов.

Тип урока: урок усвоения ЗУН

Цель: сформировать у учащихся понятие гидролиза солей.

Задачи:

Образовательные

1. изучить положение неметаллов в ПСХЭ, особенности строения их атомов, явление аллотропии на примере неметаллов; физические свойства неметаллов; рассмотреть ЭО как меру «неметалличности»; рассмотреть относительность понятий «металл-неметалл»; водородные соединения неметаллов.

Воспитательные:

2. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

3. развитие общеучебных умений и навыков: умение работать по плану, умение работать с книгой; развивать умение делать самостоятельные выводы.

Оборудование: компьютер, презентация, ПСХЭ, образцы неметаллов - простых веществ H2, O2, Cl2 (в пробирках с пробками); Br2 (в ампуле); S, J2, P (красный), активированный уголь, пьезо-зажигалка, йодкрахмальная бумажка.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, периодической системе химических элементов, беседа с учащимися. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради.

1. Положение неметаллов в ПС

Неметаллы расположены в основном в правом верхнем углу ПС, условно ограниченном диагональю бор-астат. Самым активным является фтор.

2. Особенности строения атомов неметаллов.

Во внешнем электронном слое атомов неметаллов находится от трёх до восьми электронов.

Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

меньший атомный радиус;

четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, т.е. своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары. Электроотрицательность – мера неметалличности, т.е. чем более электроотрицателен данный химический элемент, тем ярче выражены неметаллические свойства.

3. Кристаллическое строение неметаллов-простых веществ. Аллотропия.

Если металлы – простые вещества образованы за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

газы – H2, O2, O3, N2, F2, Cl2;           

жидкость – Br2;

твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода. Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии.

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями.

4. Сообщения.

5. Физические свойства неметаллов.

Ковкость отсутствует

Блеска нет

Теплопроводность (только графит)

Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.

Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)

Агрегатное состояние:

газообразное(H2, O2, Cl2 ,F2, O3)

твердое (Р, С)

жидкое (Br2)

6. Химические свойства неметаллов.

Неметаллы в химических реакциях могут быть восстановителями и окислителями (фтор, кислород.)

7. Водородные соединения неметаллов.

В отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов.

 -4                      -3                     -2                    -1

RH4 →           RH3 →          H2R →          HR

Летучие водородные соединения неметаллов можно разделить на три группы:

1) Хорошо растворимые в воде (HCl, HBr, HJ, H2S, H2Se, NH3), которые диссоциируют на ионы, проявляя кислотные и основные свойства.

2) Соединения, разлагаемые водой:

BH3 + 3H2O = H3BO3 + 3H2↑

3) Летучие водородные соединения

CH4, PH3, которые не взаимодействуют с водой.

По периоду в ПС химических элементов с увеличением порядкового номера элемента – неметалла усиливается кислотный характер водородного соединения.

SiH4 → PH3 → H2S → HCl

Выводы:

Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.

Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.

Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).

Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.

 

III Закрепление изученного

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

Атомы ____ в отличие от атомов ____ легко принимают наружные электроны, являются ____

2) Вставьте слова , пропущенные в тексте.

Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ____

В группах неметаллические свойства элементов ____

3) Пользуясь периодической таблицей, запишите молекулярные формулы высших кислородных соединений неметаллов III периода. Как будет изменяться кислотный характер?

4) Запишите формулы водородных соединений элементов VII А группы. Как изменяются кислотные свойства с увеличением порядкового номера элемента?

5) Водород занимает в периодической таблице два места: в I А группе и в VII А группе. Запишите молекулярные формулы водородных соединений Na, K, Cl, F.

6) Какую высшую степень окисления имеют следующие элементы?

Азот    +6

Хлор   +5

Сера     +4

Кремний  +7

7) Определите, окислителем или восстановителем является сера в следующих реакциях:

H2+S=H2S                   S

2SO2 + O2 → 2SO3    S —

8) Наиболее ярко выраженные неметаллические свойства проявляет вещество, образованное из атомов, в которых число электронов во внешнем электронном слое равно____.

• 4   • 5   • 6   • 7

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы…..

• серы   • фосфора   • кремния   • хлора

10) Типичному неметаллу соответствует следующая схема распределения электронов по электронным слоям:

2, 1

2, 8, 2

2, 8, 7

Поменяйтесь тестом с соседом и проверьте тест вместе со мной.

IV Домашнее задание

§9-10, с.43-45. вопросы

V Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №14                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Подгруппа кислорода. Сера. Строение атома. Аллотропия. Сера в природе и ее получение

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть общие свойства элементов подгруппы кислорода, явление аллотропии на примере аллотропных видоизменений кислорода и серы

Задачи:

Образовательные

1. изучить положение неметаллов в ПСХЭ, особенности строения их атомов, явление аллотропии на примере неметаллов; физические свойства неметаллов; рассмотреть ЭО как меру «неметалличности»; рассмотреть относительность понятий «металл-неметалл»; водородные соединения неметаллов.

Воспитательные:

2. воспитание научно-материалистического мировоззрения на основе  раскрытия причинно-следственных связей, значения химических законов для материалистического объяснения явлений.

Развивающие:

3. развитие общеучебных умений и навыков: умение работать по плану, умение работать с книгой; развивать умение делать самостоятельные выводы.

Оборудование: компьютер, презентация, ПСХЭ, образцы неметаллов - простых веществ H2, O2, Cl2 (в пробирках с пробками); Br2 (в ампуле); S, J2, P (красный), активированный уголь, пьезо-зажигалка, йодкрахмальная бумажка.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос с использованием ПСХЭ, слайдов презентации:

- Расскажите о положении неметаллов в ПСХЭ.

- Расскажите о особенностях строения атомов неметаллов

- расскажите о кристаллическом строении атомов-неметаллов, явлении аллотропии

- расскажите о физических свойствах  неметаллов. Приведите примеры.

- расскажите о химических свойствах неметаллов.

- Приведите примеры водородных соединений неметаллов.

III Изучение нового материала

 III. Лекционное изложение материала по плану:

Положение элементов VI А группы в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение их атомов.

Характеристика простых веществ. Аллотропия.

Состав летучих водородных соединений (ЛВС), вид химической связи в них, прочность молекул.

Состав оксидов, гидрооксидов, их характер.

По ходу изложения нового материала составляется схема - конспект.

1. Положение серы в периодической системе химических элементов (слайд 5)

Задание: Используя периодическую систему химических элементов, дайте характеристику химическим элементам сере и кислороду, заполните таблицу (слайд 6)

Вариант 1 – положение в ПСХЭ и строение атома кислорода.

Вариант 2 – положение в ПСХЭ и строение атома серы.

Найдите черты сходства, различия между строением атома кислорода и серы.

Вывод: Оба элемента находятся в главной подгруппе VI группы ПСХЭ, на последнем энергетическом уровне по 6 электронов, имеют одинаковые значения низших степеней окисления -2 (если проявляют окислительные свойства, например, с металлами, водородом)и +6, кроме кислорода (если проявляют восстановительные свойства по отношению к более электроотрицательным элементам).

 

2. Валентное состояние атома серы (слайд 7) - объяснение учителя.

 

3. Нахождение в природе (слайд 8) –сообщение учащегося.

Задание классу:

В каком виде сера встречается в природе?

Лабораторный опыт № 1.

Рассмотрите образцы минералов, содержащих серу.

Найдите черты сходства.

Запишите названия и формулы предложенных  минералов в тетрадь.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Задание: просмотреть схему-конспект, сформулировать обобщающие выводы (работа в парах).

Предполагаемый ответ: халькогены сходны по строению внешнего электронного слоя атомов, по составу и свойствам их водородных соединений, оксидов, гидрооксидов. Различаются атомными массами, зарядом ядер атомов, числом электронов, радиусом атомов. В связи с увеличением радиуса атома сверху вниз неметаллические свойства ослабевают, электроотрицательность уменьшается, изменяются и свойства соединений: уменьшается прочность молекул летучих водородных соединений, убывает сила кислот. Следовательно, свойства элементов определяется

строением атомов. Свойства веществ определяются строением вещества.

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- на основе теории строения атомов, используя таблицу в учебнике, поясните, почему кислород является более сильным окислителем, чем сера

- объясните, почему у атомов хлора степени окисления выражаются нечетными числами, а у атомов серы четными. Почему кислород проявляет постоянную валентность, а сера переменную?

- сравните свойства кислорода и озона, кристаллической и пластической серы. На основании этих примеров поясните сущность аллотропии.

- перечислите природные соединения серы. Напишите их химические формулы и определите в них степень окисления.

V Домашнее задание

§11, с.45-47, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №15                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Физические и химические свойства серы

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение серы в природе и жизни человека

Задачи:

Образовательная:

- актуализировать и обобщить знания учащихся о сере в свете трех форм существования этого химического элемента: в форме атомов и простых веществ, также рассмотреть ее аллотропные модификации; изучить физические и химические свойства серы в свете окислительно-восстановительных реакций.

Развивающая:

- развить навыки составления уравнений химических реакций;

- логическое мышление и память учащихся;

- совершенствовать умения доказывать, сравнивать.

Воспитательная:

- установление межпредметных связей;

- повышение интереса к предмету;

- воспитание внимательности, аккуратности при написании уравнений реакций;

- способствовать воспитанию экологической культуры учащихся, стремлению соблюдать технику безопасности.

Оборудование: компьютер, презентация, ПСХЭ, коллекция «Минералы», образец серы, вода, химический стакан, стеклянная палочка.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

- Какое строение имеет кислород?

 

 

 

 

 

 

 

 

- Когда и кем открыт был кислород? /Первые упоминания о кислороде датируются 8 в., открытие зафиксировано в 18 в. К.Шеееле и Дж. Пристли/.

- Назовите основные физические и химические свойства кислорода. /Газ, БЦ, БВ, БЗ, ? = 1,43 г/л; tпл=-218,7°; tкип=-183°/.

- Как получают кислород в промышленности и в лаборатории? /Из жидкого воздуха (методом фракционной дистилляции), электролитическим разложением воды/.

- Какие аллотропные модификации кислорода вам известны? /Кислород - О2 и озон - О3/.

- Какова роль озонового слоя для жизни на Земле? /Защита от космического ультрафиолетового излучения/.

- Где применяется кислород? /В металлургии, химической промышленности, медицине, в авиации, в ракетно-космической технике, при сварке и резке металлов, и т.д./.

- на основе теории строения атомов, используя таблицу в учебнике, поясните, почему кислород является более сильным окислителем, чем сера

- объясните, почему у атомов хлора степени окисления выражаются нечетными числами, а у атомов серы четными. Почему кислород проявляет постоянную валентность, а сера переменную?

- сравните свойства кислорода и озона, кристаллической и пластической серы. На основании этих примеров поясните сущность аллотропии.

- перечислите природные соединения серы. Напишите их химические формулы и определите в них степень окисления.

III Изучение нового материала

Тема сегодняшнего урока "Сера, ее физические и химические свойства". Помогут нам в работе над темой ТСО и подготовленная презентация (Слайд № 1).

Эпиграфом к уроку служат такие строки:

Немало сера знаменита,

И в древности ее Гомер воспел,

С ней много тысяч лет прожито,

И человек в ней пользу разглядел.

Мы с вами познакомимся с историей открытия серы. Сера известна человеку довольно давно и не сохранились сведения о ее первооткрывателе (Слайд № 2).

В природе сера встречается очень часто, она входит в состав многих органических и минеральных веществ, а также в самородном виде. Обратите внимание на следующие слайды (Слайд № 3; Слайд № 4).

Давайте вспомним, что мы уже знаем о сере: ее характеристику по положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева и строение атома /Знак S, произносится "эс", № 16, Ar(S)=32, 3-ий период (малый), 6-ая группа, главная подгруппа; ядро атома серы состоит из 16 протонов и 16 нейтронов; 16 электронов распределены по 3-м уровням, на последнем энергетическом уровне - 6 электронов/.

Посмотрите на следующий слайд (Слайд № 5).

Запишите строение атома серы, ее электронную формулу и характерные степени окисления.

Рассмотрим физические и химические свойства серы. Обратимся к следующему слайду (Слайд № 6).

Одно из особенных физических свойств серы - флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.

Приступим к изучению химических свойств серы. Мы уже достаточно долго изучаем химию и можем назвать некоторые химические свойства серы, исходя из её строения и положения в таблице, а также на основании знаний, полученных вами ранее.

К какому классу веществ относится сера? /Сера относится к неметаллам/.

Какие свойства и какую степень окисления она будет проявлять при реакциях с металлами? / Сера с металлами проявляет окислительные свойства и степень окисления -2/.

А в реакциях с неметаллами? /С менее электроотрицательными неметаллами - окислительные свойства, при этом степень окисления -2, однако с более электроотрицательными - восстановительные свойства и степени окисления +2, +4, +6/.

Более подробно о химических свойствах серы узнаем из следующего слайда (Слайд № 7). Запишите уравнения и дайте названия полученных продуктов реакций, укажите вещества, с которыми сера ни при каких условиях не вступает в реакции. Обратите внимание на реакцию демеркуризации, она применяется при нейтрализации пролитой ртути.

Очень интересны реакции серы с водородом и кислородом. Давайте обратимся к слайдам (Слайд № 8 и Слайд № 9). Необходимо соблюдать условия для ее взаимодействия.

Задание: Запишите уравнение реакции серы с водородом и определите коэффициенты методом электронного баланса. Реакцию с участием нитратом свинца напишите в молекулярной и ионной формах.

Задание: Запишите уравнение реакции серы с кислородом, составьте электронный баланс.

Вспомним из прошлого материала, что такое аллотропия? /Аллотропия - это способность одного и того же химического элемента образовывать различные простые вещества/.

На прошлом уроке мы познакомились с аллотропными модификациями химического элемента кислорода - кислородом и озоном. В чём причина различия их физических и химических свойств? /Причина в разном количестве атомов в молекуле: кислород - 2, озон - 3/.

Мы выяснили, что причина аллотропии кислорода - разное число атомов в молекуле; а в чём причина возникновения аллотропных модификаций у серы? /Причина кроется в различных способах соединения атомов между собой/.

Химический элемент сера имеет множество аллотропных модификаций с разным строением молекул различного состава, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая. Чтобы узнать об этом подробнее обратимся к слайду (Слайд № 6).

Рассмотрим способ получения пластической серы на примере слайда (Слайд № 11).

Для получения серы в чистом виде используют свойство флотации серы, с которой мы уже познакомились, и следующие реакции (Слайд № 12).

Сера широко применяется в хозяйственной деятельности человека. Давайте рассмотрим наиболее значимые области её применения (Слайд № 13).

Как видно на слайде, большая часть всей добываемой серы применяется в химической промышленности. Для ее нужд чаще всего используется не чистая сера, а серный ангидрид (оксид серы(IV) - SO2). Его получают в результате обжига сульфидов, как побочный продукт металлургической промышленности. Сера необходима также в производстве бумаги, химических средств защиты растений и производстве удобрений, в изготовлении спичек, резины, отбеливании ткани и медицине. Очень широко она применяется ракетно-космической технике - для производства ракетного топлива и окислителей; в оборонной промышленности - для производства разных видов пороха и взрывчатых веществ.

IV Закрепление изученного материала

Фронтальный устный опрос:

1. Охарактеризуйте положение серы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева (слайд 16).

2. В каком соединении сера проявляет степень окисления +4? (слайд 17)

А) H2S

Б) H2SO3

В) H2SO4

3.   В каком виде сера находится в природе? (слайд 18)

4.  Охарактеризуйте физические свойства серы (слайд 19)

5.  С каким веществом реагирует сера, образуя сульфиды (слайд 20):

А) водой

Б) водородом

В) натрием

Решение заданий учащимися у доски:

Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

V Домашнее задание

§12, с.47-48. записи, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №16                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Важнейшие соединения серы. Серная кислота

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства важнейших соединений серы – сероводорода, оксида серы (IV), оксида серы (VI), сернистой и серной кислоты.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с получением, физическими и химическими свойствами сероводородов, оксидов серы IV и VI, сернистой и серной кислоты

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения

Оборудование: компьютер, презентация, коллекция соединений серы, таблица «Получение серной кислоты»

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Фронтальный устный опрос:

- В каких соединениях схемы сера проявляет максимальную степень окисления? Объясните, почему высшая степень окисления серы равна +6.

- Назовите вещества. К каким классам соединений они относятся?

- Какими физическими свойствами обладает сера? Назовите ее аллотропные модификации.

- Расскажите о химических свойствах серы. Составьте уравнения реакций, при которых из простых веществ образуются сложные вещества, формулы которых следующие: Li2S, ZnS, H2S, SO2, CS2, SF6. Поясните, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет сера в этих реакциях.

III Изучение нового материала

Постановка проблемного вопроса.

Сероводород выделяется в результате вулканической деятельности, при гниении белков животных и растений, при работе производств химической, текстильной, кожевенной, но не смотря на это он не накапливается в больших количествах в воздухе. Почему?

Восстановительные свойства сероводород проявляет, также взаимодействуя с растворами галогенов

Эта реакция лежит в основе способа спасения пострадавшего на производстве при тяжелых формах отравления сероводородом.

Учитель рассказывает о солях сероводородной кислоты.

Сера образует два оксида, оба они кислотные. Сравним эти оксиды.

Демонстрация получения SO2 ,  растворение SO2 в  воде, окрашенной метилоранжем.

При заполнении таблицы обращает внимание ребят, на знак обратимости в уравнении, который указывает на то, что сернистая кислота является слабой, неустойчивой. Образует два ряда солей: кислых и средних

Оксид серы (VI) SO3 -бесцветная, сильно дымящаяся жидкость. Растворяется в воде с выделением большого количества тепла. При этом образуется серная кислота.

SO3 - типичный кислотный оксид.

·         Какие свойства характерны для кислотных оксидов?

·         Составьте уравнения реакций, характеризующие кислотные свойства SO3.

SO32О = Н2SO4            (самостоятельная работа учащихся, взаимопроверка)

SO3 +Na2O = Na2SO4

SO3+ 2NaOH = Na2SO4+Н2О

SO3+ 2OH- = SO42-+Н2О     

Слайд 2 «Физические свойства SO3»

 

 

Опорная схема для повторения:

 

                   +Н2О       

                                       кислота

неМеО       +МеО    

                                      соль

                   +Ме(ОН)n 

                   щелочь           соль+Н2О

Серная кислота H2SO4

Физические свойства:

Безводная серная кислота H2SO4 - это бесцветная маслянистая жидкость без запаха, смешивается с водой в любых отношениях, t пл. =10,30 С, t кип = 2960С,  почти в два раза тяжелее воды =1,84  г/см3.

Обладает сильным водоотнимающим действием.

Серная кислота очень едкое вещество:

-легко обугливает органически вещества;

-при попадании на кожу вызывает сильнейшие ожоги.

При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты.

При растворении серной кислоты нужно влить её тонкой струёй в воду и перемешать. Если воду влить в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с серной кислотой, может закипеть и выбросить брызги на лицо и руки.

Слайд 3 «Физические свойства серной килоты»

Демонстрация: «Обугливание сахарной пудры концентрированной серной кислотой»

Слайд 4 «ТБ при работе с серной кислотой»

Химические свойства:

Химические свойства серной кислоты в значительной степени зависят от её концентрации.

Для разбавленной кислоты характерны все общие для кислот свойства. H2SO4 – сильный электролит.

·         Какие свойства характерны для кислот?

·         Выберите, с какими из перечисленных веществ реагирует  разбавленная серная кислота: серебро, алюминий, оксид марганца (II), оксид марганца (VII), гидроксид калия, сульфид железа(II), нитрат магния, нитрат бария, карбонат калия. Составьте уравнения возможных реакций в молекулярном и ионном виде.

      (самостоятельная работа учащихся, проверка на слайдах)

Серная кислота двухосновная. Образует два ряда солей: сульфаты (Na2SO4) и гидросульфаты (NaHSO4).

·         Используя таблицу растворимости, определите какие ионы связываясь с сульфат-ионами, образуют осадок (Ba2+, Sr2+, Ca2+, Ag+, Pb2+)

Качественная реакция. Для качественного обнаружения сульфатов используют растворимые соли бария. Образуется белый мелкокристаллический осадок сульфата бария, не растворимый в кислотах и щелочах.

Лабораторный опыт. Даны растворы Al2(SO4)3, K2SO4, H2SO4. Докажите наличие ионов SO42- в данных растворах. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Al2(SO4)3+ 3BaCl2=3BaSO4 + 2AlCl3

K2SO4 + BaCl2 = BaSO+ 2КCl

Н2SO4 + BaCl2 = BaSO+ 2НCl

       SO42- + Ba2+ = BaSO

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель. Она взаимодействует даже с малоактивными металлами и некоторыми неметаллами (углем, серой, фосфором)

 

 

 

 

 

Взаимодействие с металлами

Li   … Mn

Zn Pb  H

Cu  Ag

активные

средней активности

малоактивные

 Ме + H2SO4конц МеSO4 + Н2О +

H2S-2

активные Me

+

S0

средней активности Ме

+

SO2

малоактивные Me

Концентрированная серная кислота не реагирует с благородными металлами и пассивирует Fe, Cr, Ni, Al!

·         Составить реакцию взаимодействия магния с концентрированной серной кислотой:

g + 5H2SO4конц.   = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Mg0-2e=Mg2+   4 окисление, восстановитель

S+6 +8e= S-2        1 восстановление, окислитель

·         Составить реакцию взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H2SO4конц.   = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Cu0-2e=Cu2+      1 окисление, восстановитель

S+6 +2e= S+4       1 восстановление, окислитель

(самостоятельная работа учащихся, взаимопроверка)

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- Можно ли собрать сероводород в вертикально стоящий сосуд методом вытеснения воздуха? Ответ поясните.

- В вашем распоряжении железо, сера и соляная кислота. Какими двумя способами из них можно получить сероводород? Напишите уравнения реакций в ионной форме.

- Сколько тонн сернистого газа образуется при сгорании 1 тонны серы? Задачу решите устно.

- склянка, почти доверху заполненная концентрированной серной кислотой, была оставлена открытой. Через несколько дней часть жидкости перелилась через край склянки. Чем это объясняется?

V Домашнее задание

§13-15, с.48-52, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №17                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Применение серы и ее соединений

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть значение серы и ее важнейших соединений

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с значением серы, сероводорода, оксидов серы и серной кислоты.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения

Оборудование: компьютер, презентация, коллекция соединений серы, таблица «Получение серной кислоты»

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Фронтальный устный опрос:

- Можно ли собрать сероводород в вертикально стоящий сосуд методом вытеснения воздуха? Ответ поясните.

- В вашем распоряжении железо, сера и соляная кислота. Какими двумя способами из них можно получить сероводород? Напишите уравнения реакций в ионной форме.

- Сколько тонн сернистого газа образуется при сгорании 1 тонны серы? Задачу решите устно.

- склянка, почти доверху заполненная концентрированной серной кислотой, была оставлена открытой. Через несколько дней часть жидкости перелилась через край склянки. Чем это объясняется?

III Изучение нового материала

Лекционное изложение материала по плану:

  1. Значение сероводорода в природе и жизни человека
  2. Значение оксидов серы
  3. Применение серной кислоты

Составление опорного конспекта в тетради:

 

Анализ опорного конспекта. Обобщающая беседа

 

IV Закрепление

Индивидуальный устный опрос:

- Каково значение серы в природе?

- Как человек использует серу?

- Какое значение имеют оксиды серы для человека и природы?

- В каких областях применяется серная кислота?

- расскажите о производстве серной кислоты.

V Домашнее задание

§16. с.52-58. вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №18                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Подгруппа азота. Азот. Строение атома и молекулы

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть общие свойства элементов подгруппы азота, строение атома азота в связи с его свойствами

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с элементами подгруппы азота, строением их атомов и молекул, их свойствами

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения

Оборудование: компьютер, презентация, периодическая система, таблица «атом азота»

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос:

- расскажите об особенностях элементов подгруппы кислорода, строении их атомов.

- расскажите о свойствах и применении серы
- расскажите о свойствах и значении сероводорода

- расскажите о свойствах, производстве и значении серной кислоты

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, ПСХЭ, таблице, эвристическая беседа. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради:

Сегодня мы продолжаем говорить о группах и самих химических элементах, важных и нужных, встречающихся не только в природе, но и в организме человека

Другого ничего в природе нет

Ни здесь, ни там в космических глубинах

Все - от песчинок до планет-

Из элементов состоит единых.

Ребята, скажите, какие же группы химических элементов мы изучили? При изучении данных элементов мы заметили, что общие и различные свойства химических элементов, а также простых и сложных химических веществ, образуемых ими, находятся в периодической зависимости от заряда атома; от строения внешней электронной оболочки.

Сегодня мы продолжим эту работу на следующей группе химических элементов, т.е. элементов V группы главное подгруппы.

Тема: Общая характеристика элементов подгруппы азота. Свойства азота. Откройте первый форзац учебника и назовите элементы данной подгруппы.

Посмотрите внимательно и скажите, какие из названных элементов вам наиболее известны?

Где встречались с ними?

-Да, действительно из курса биологии вы знаете, что азот и фосфор- химические элементы, необходимые для существования живых организмов.

-обратите внимание на стенд: «Химические элементы в организме человека».

Прочтем в состав каких соединений входит азот и фосфор. Да, действительно, азот один из химических элементов, необходимый для живых организмов.

Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и других жизненно важных веществ.

Т.е. эти элементы играют важную роль в живых организмах, их необходимо изучать.

На сегодняшнем уроке мы должны дать общую характеристику элементов подгрупп азота, познакомиться со строением азота, как элемента и как простого вещества.

Работать будем по плану:

1.Положение химических элементов подгруппы азота в периодической системе.

2.Строение атома (заряд ядра, общее число е, число е на внешнем слое), Графическое изображение строения атома.

Подгруппа азота (пниктогены) – V группа, главная подгруппа «А» - азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Содержание в земной коре: азот - 0,01%, фосфор - 0,08%, мышьяк - 0,0006%, сурьма - 0,0004%, висмут - 0,00002%

Название

химического

элемента

Схема строения атома

Электронное строение последнего энергоуровня

Формула высшего оксида R2O5

Формула летучего водородного соединения

RH3

1. Азот

N+7)2)5

…2s22p3

N2O5

NH3 аммиак

2. Фосфор

P+15)2)8)5

…3s23p3

P2O5

PH3 фосфин

3. Мышьяк

As+33)2)8)18)5

…4s24p3

As2O5

AsH3 арсин

4. Сурьма

Sb+51)2)8)18)18)5

…5s25p3

Sb2O5

SbH3 стибин

5. Висмут

Bi+83)2)8)18)32)18)5

…6s26p3

Bi2O5

BiH3 висмутин

 

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.

У атомов элементов подгруппы азота (кроме азота - внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p) на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.

 

Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH3, а с кислородом оксиды вида - R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3PO4, кроме азота).

Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.

Так как заряд ядра атомов увеличивается, число электронов на внешнем уровне постоянно, число энергетических уровней в атомах растёт и радиус атома увеличивается от азота к висмуту, притяжение отрицательных электронов к положительному ядру ослабевает и  способность к отдаче электронов увеличивается, и, следовательно, в подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.

Азот - неметалл, висмут - металл. От азота к висмуту прочность соединений RH3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.

Наибольшее значение среди элементов подгруппы азота имеют азот и фосфор .

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- Какова электронная конфигурация атомов элементов подгруппы азота?

- сколько электронов в молекуле азота?

- расскажите об электронной конфигурации элементов подгруппы азота.

- как называются водородные соединения подгруппы азота? каковы их формулы?

- какую формулу имеют высшие оксиды элементов подгруппы азота?

V Домашнее задание

§17, записи в тетради

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №19                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Физические и химические свойства азота

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение азота.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с физическими, химическими свойствами азота и его значением в природе и жизни человека

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи строения и свойств простого вещества азота

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Фронтальный устный опрос:

- Какова электронная конфигурация атомов элементов подгруппы азота?

- сколько электронов в молекуле азота?

- расскажите об электронной конфигурации элементов подгруппы азота.

- как называются водородные соединения подгруппы азота? каковы их формулы?

- какую формулу имеют высшие оксиды элементов подгруппы азота?

III Изучение нового материала

Эвристическая беседа, лекционное изложение материала по плану:

1. Простое вещество азот. Физические свойства азота

2. Химические свойства азота.

3. Применение азота

Составление опорного конспекта

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Анализ опорного конспекта в ход беседы.

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- Каков состав, строение и свойства молекулы азота?

- Каковы физические свойства азота?

- Каковы химические свойства азота?

- каково значение азота в природе и жизни человека?

- составьте уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства азота?

- В одном цилиндре находится азот, в другом кислород, а в третьем –оксид углерода (IV). Как различить эти газы?

- В некоторых горючих газах содержится в виде примесей свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных плитах образоваться оксид азота (II)? Почему?

V Домашнее задание

§17, записи в тетради, задания с.60

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №20                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Важнейшие соединения азота. Аммиак

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение важнейших соединений азота.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с физическими, химическими свойствами и значением аммиака, оксидов азота, солей аммония.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи строения и свойств аммиака

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, тематическое видео, аммиак (раствор), аммиачная селитра.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Фронтальный устный опрос:

- Каков состав, строение и свойства молекулы азота?

- Каковы физические свойства азота?

- Каковы химические свойства азота?

- каково значение азота в природе и жизни человека?

- составьте уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства азота?

- В одном цилиндре находится азот, в другом кислород, а в третьем –оксид углерода (IV). Как различить эти газы?

- В некоторых горючих газах содержится в виде примесей свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных плитах образоваться оксид азота (II)? Почему?

III Изучение нового материала

Эвристическая беседа, рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, демонстрация видеофрагментов, демонстрация веществ, демонстрация опытов учителем с пояснением. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради.

  1. Аммиак – строение молекулы. Получение аммиака. Физические и химические свойства. Значение и применение
  2. Соли аммония. Строение молекул. Свойства. Качественная реакция на ион аммония. Значение солей аммония (удобрения)
  3. Оксиды азота. Свойства и значение.

Учащиеся составляют план-конспект, затем работают с ними.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

IV Закрепление

Учащиеся выполняют задания у доски, остальные параллельно втетради:

№1. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для окислительно-восстановительных реакций составить е-баланс, для реакций ионного обмена полные, ионные уравнения.

   №2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате   которых образуется аммиак.

V Домашнее задание

§18,19, с.60-64, вопросы и задания на с.64

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №21                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Азотная кислота. Нитраты

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и азотной кислоты, нитратов в природе и жизни человека

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с физическими, химическими свойствами и значением азотной кислоты.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал.

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи строения и свойств азотной кислоты.

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, тематическое видео, азотная кислота, нитраты.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

 Комбинированный опрос у доски:

- назовите физические свойства аммиака.

- Напишите 4 уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

- Охарактеризуйте роль условий (давление, температура, катализатор) в промышленном синтезе аммиака.

- Почему аммиак реагирует с кислотами энергичнее, чем с водой? Какова сущность этих химических реакций?

- Какое значение имеет аммиак?

- Напишите, какие оксиды характерны для азота? Какое значение степени окисления проявляет азот в этих соединениях?

- Какое значение имеют оксиды азота?

- Как образуются и получают название соли аммония?

III Изучение нового материала

Изучение новой темы начинаем со сказки, прослушав ее вы назовете тему урока.

«Она родилась в самой волшебной, самой удивительной стране – химической лаборатории. Ее папа – оксид азота (IV), был мужчина злого нрава и носил прозвище «Лисий хвост». Ее мама была простой спокойной женщиной и звали ее Вода. Она появилась маленькая и бесцветная и дали ей красивое женское имя – Кислота, а от отца она унаследовала фамилию Азотная». Назовите тему урока.

1. Состав и строение молекулы азотной кислоты:

1) Назовите формулу азотной кислоты – HNO3.

2) Напишите графическую формулу азотной кислоты.

3) Напишите электронную формулу азотной кислоты.

Если написать так формулу, то получается, что вокруг азота вращается десятиэлектронное облако, но азот находится во втором периоде и у него нет пустых d- ячеек, поэтому азот отдает два электрона обоим атомам кислорода и тогда электронную формулу записываем

. . . . . .

эти связи равноценны.

Валентность азота равна IV, а степень окисления + 5.

3. Химические свойства.

 

1) Вспомним, какие свойства характерны для кислот (изменяют цвет индикатора, взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями).

2) Азотная кислота – сильная кислота, степень диссоциации ее = 1.

3) Проверим, изменяет ли цвет индикатора азотная кислота (учащиеся выполняют опыты).

Опыт 1.

В раствор азотной кислоты помещаем лакмусовую бумагу. Лакмусовая бумага окрасилась в красный цвет. Почему изменилась окраска индикатора? (В ней присутствуют ионы водорода). Напишите диссоциацию азотной кислоты.

Опыт 2.

Взаимодействие с оксидами металлов. В пробирку с оксидом магния наливаем азотную кислоту. Оксид магния растворяется. Напишите уравнение реакции.

. Напишите полное ионное уравнение.

Опыт 3.

Взаимодействие с основаниями. В пробирку с раствором гидроксида натрия добавляем азотную кислоту (в азотной кислоте раствор метилоранж).

. Напишите полное ионное уравнение.

Демонстрация опыта взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом меди и раствором карбоната натрия. Напишите молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения.

Таким образом, азотная кислота – сильная кислота, обладает общими свойствами всех кислот.

Кроме этого обладает специфическими свойствами. Азотная кислота в степени окисления +5 – сильный окислитель. Значит, она может уменьшить свою степень окисления. При нагревании азотная кислота разлагается/

Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами. Например, селитры: KNO3 – нитрат калия (индийская селитра), NаNО3 – нитрат натрия (чилийская селитра), Са(NО3)2 – нитрат кальция (норвежская селитра), NH4NO3 – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH4NO3 из азота N2 воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений.

Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

Получение нитратов

Нитраты образуются при взаимодействии:

1) Металл + Азотная кислота

Cu + 4HNO3(k) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

2) Основный оксид + Азотная кислота

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

3) Основание + Азотная кислота

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

4) Аммиак + Азотная кислота

NH3 + HNO3 = NH4NO3

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2 ↑

Химические свойства нитратов

 

I. Общие с другими солями

1) C металлами

Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей:

Cu(NO3)2 + Zn = Cu + Zn(NO3)2

2) С кислотами

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

3) Со щелочами

Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓ + 2NaNO3

4) C cолями

2AgNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2AgCl↓

II. Специфические

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:

1)     Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

2NaNO3  = 2NaNO2 + O2↑

NO3 = 2KNO2 + O2

2)     Нитраты менее активных металлов разлагаются до оксидов:

2Mg(NO3)2  =  2MgO + 4NO2↑ + O2↑

2Cu(NO3)2  =2CuO + 4NO2 ↑+ O2↑

3)     Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

Hg(NO3)2  =  Hg + 2NO2↑ + O2↑

2AgNO3  =  2Ag + 2NO2 ↑+ O2↑

4)     Особое положение занимает нитрат аммония. Нитрат аммония разлагаются до N2O:

NH4NO3  =  N2O↑ + 2H2O

Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека

Азот как основной питательный элемент влияет на рост вегетативных органов – зеленых стеблей и листьев. Азотные удобрения не рекомендуется вносить поздней осенью или ранней весной, т. к. талые воды смывают до половины удобрений. Важно соблюдать нормы и сроки внесения удобрений, вносить их не сразу, а в несколько приемов. Применять медленно действующие формы удобрений (гранулы, покрытые защитной пленкой), при посадке использовать сорта, склонные к низкому накоплению нитратов. Коэффициент использования азотных удобрений – 40–60%. Избыточное употребление азотных удобрений не только ведет к аккумуляции нитратов в растениях, но и приводит к загрязнению ими водоемов и грунтовых вод. Антропогенными источниками загрязнения водоемов нитратами являются также металлургия, химическая, в том числе целлюлозно-бумажная, и пищевая отрасли промышленности. Одним из признаков загрязнения водоемов является «цветение» воды, вызванное бурным размножением синезеленых водорослей. Особенно интенсивно оно происходит во время таяния снега, летних и осенних дождей. Предельно допустимая концентрация (ПДК) нитратов регламентируется ГОСТом. Для суммы нитрат-ионов в почве принято значение 130 мг/кг, в воде разных водоисточников – 45 мг/л. (ПДК (NO3– в почве) – 130 мг/кг, ПДК (NO3– в воде) – 45 мг/л.)

Для самих растений нитраты безвредны, а вот для человека и травоядных животных они опасны. Смертельная доза нитратов для человека – 8–15 г, допустимое суточное потребление – 5 мг/кг. Многие растения способны накапливать большие количества нитратов, например: капуста, кабачки, петрушка, укроп, свекла столовая, тыква и др.

IV Закрепление

Учащиеся выполняют тест (устно, фронтально)

1. Формула азотной кислоты:

а) CaO             б)  HNO3         в)  H2SO    г)  NH3

2. Свойства азотной кислоты обусловлены:

 а) H+         б) NO3   в) NO2

3. Укажите, в каком ряду перечислены только нитраты:

а)  AgNO3,   Cu(NO3)2,    NaNO3

б)   KNO3, NO2 ,   Cа(NO3)2

4. азотная кислота используется для получения:

а) минеральных удобрений;

б) аммиака;

в) азота;

г) взрывчатых веществ;

5. С какими веществами реагирует азотная кислота. Напишите уравнения химических реакций.

а) NO2     б) КОН     в) МgСO3      г) Аu

Фронтальный устный опрос:

- Каково значение азотной кислоты для человека?

- Расскажите о роли нитратов природе и жизни человека?

V Домашнее задание

§20, с.64-67, вопросы, упр.25-26

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №22                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Азотные удобрения. Круговорот азота в природе

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть значение азота в жизни растений, роль азотных удобрений в повышении урожая.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с основными видами азотных удобрений. Круговоротом азота в природе.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал.

Воспитательная:

- продолжить воспитание экологического мировоззрения на основе раскрытия негативного влияния азотных удобрений на природу

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, образцы азотных удобрений, таблица «круговорот азота»

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы, коллекции); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Комбинированный устный опрос с решением заданий у доски:

- при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с некоторыми металлами (магний, цинк) может выделиться оксид азота (I) или азот. Напишите соответствующие уравнения химической реакции.

- Составьте уравнения реакций, при помощи которых из аммиака получают азотную кислоту.

- Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионной виде, при помощи которых можно различить соляную, серную и азотную кислоты.

- Приведите уравнения реакций, протекающих между серебром и разбавленной азотной кислотой, а также концентрированной азотной кислотой. Покажите переход электронов и подчеркните окислитель одной чертой, а восстановитель – двумя чертами.

- В двух пробирках находятся различные нитраты белого цвета. При нагревании одной соли выделяется бесцветный газ, в котором тлеющая лучинка вспыхивает. При нагревании второй соли выделяется газ бурого цвета. Какие это нитраты? Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций.

- Каково значение азотной кислоты для человека?

- Расскажите о роли нитратов природе и жизни человека?

III Изучение нового материала

1. Рассказ учителя, с демонстрацией на слайдах презентации, запись схемы на доске. Эвристическая беседа. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради.

Азотные удобрения, минеральные и органические вещества, применяемые как источник азотного питания растений. Подразделяются на органические удобрения (навоз, торф, компост), содержащие, кроме азота, и др. элементы питания растений; минеральные удобрения, выпускаемые промышленностью, и зелёные удобрения (люпин, сераделла и др., см. Сидерация). А. у. применяли уже в глубокой древности. В Древней Руси широко использовали навоз. В поливном земледелии Средней Азии давно известно зелёное удобрение. Значительно позднее стали применять минеральные удобрения, первым из которых были натриевая селитра, добываемая с середины 19 в. из природных залежей в Чили (Южная Америка). Потребление её в 1900 составляло около 300 тыс. т (в пересчёте на азот). В последующие годы промышленность стала выпускать сульфат аммония, цианамид кальция и кальциевую селитру. К 1913 мировое производство А. у. достигло почти 700 тыс. т (в пересчёте на азот. В минеральных А. у. азот может находиться в аммиачной (NHз), аммиачно-нитратной (NH3 и N03), нитратной (NO3) и амидной (NH2) формах.

 

К аммиачным удобрениям относятся: сульфат аммония, хлористый аммоний, бикарбонат аммония, жидкие А. у. Сульфат аммония и хлористый аммоний наиболее эффективны на почвах, насыщенных основаниями (чернозёмы, карбонатные серозёмы, каштановые), которые обладают способностью нейтрализовать подкисляющее действие этих удобрений. Систематическое удобрение сульфатом аммония и хлористым аммонием кислых почв вызывает повышение кислотности; этот недостаток может быть устранён известкованием. Аммиачный азот менее подвержен вымыванию, чем нитратный, поэтому аммиачные удобрения можно вносить до посева, осенью. Менее пригодны они для поверхностного (при подкормках озимых) и местного (в рядки, лунки и гнёзда) внесения. Избыток хлора в хлористом аммонии отрицательно влияет на размер и качество урожая многих с.-х. культур (картофель, лён, масличные, табак, виноград и др.). Бикарбонат аммония, производство которого пока ограничено объёмом экспериментальных исследований, обладает щелочной реакцией, но в почве подвергается нитрификации (см. Нитрификация в почве). Среди аммиачных форм А. у. большое значение имеют жидкие удобрения — жидкий безводный аммиак, водный аммиак, аммиакаты.

К аммиачно-нитратным удобрениям относятся: аммиачная селитра (нитрат аммония, азотнокислый аммоний), сульфонитрат аммония (лейна-селитра, монтан-селитра, нитросульфат аммония). Аммиачную селитру выпускают преимущественно в гранулированном виде; она слабо подкисляет почву. Сульфонитрат аммония обладает относительно высокой подкисляющей способностью.

Нитратные удобрения — натриевая селитра (нитрат натрия, азотнокислый натрий, чилийская селитра), кальциевая селитра (нитрат кальция, азотнокислый кальций, известковая селитра, норвежская селитра), калийная селитра (нитрат калия, азотнокислый калий). Натриевая селитра — удобрение физиологически щелочное, поэтому лучше применять его на кислых почвах, особенно под сахарную свёклу, пшеницу, ячмень и др. чувствительные к почвенной кислотности культуры. Кальциевую селитру выпускают в гранулированном виде, обычно с примесью аммиачной селитры; она также подщелачивает почву. Калийная селитра, кроме азота, содержит калий и является источником азотно-калийного питания растений (см. Комплексные удобрения). Вносят её под чувствительные к хлору культуры. Все нитратные формы азота не поглощаются почвой. В районах избыточного увлажнения на лёгких почвах со слабой водоудерживающей способностью нитратные удобрения вымываются, поэтому в качестве основного удобрения здесь целесообразно применять аммиачные.

Амидные удобрения — мочевина (карбамид), цианамид кальция, мочевино-формальдегидные А. у. Наиболее ценна мочевина. В почве она легко переходит в карбонат аммония; вначале несколько подщелачивает, а затем слабо подкисляет почву. Рекомендуется вносить заблаговременно. Используется также в качестве белковой подкормки жвачных животных. Цианамид кальция обладает свойством снижать кислотность почвы. Эффективен на рыхлых, богатых органическими веществами нейтральных почвах, если удобряют им осенью. Непригоден для местного внесения. Цианамид кальция используют также как дефолиант для предуборочного удаления листьев у хлопчатника. Мочевино-формальдегидные удобрения не вымываются из почвы; они особенно эффективны в районах избыточного увлажнения и поливного земледелия. Можно применять высокие дозы этих удобрений, обеспечив растения азотом на несколько лет

 

 

2. Самостоятельная работа «Определение азотных удобрений» - учащиеся работая самостоятельно с коллекциями удобрений, составляют описание и классифицируют удобрения, записывая результаты работы в тетради.

3. Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, таблице. Эвристическая беседа. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради.

  1. Самостоятельная работа «Круговорот азота» - учащиеся, работая в группах, составляют интеллект-карту урока.

IV Закрепление

- Какое значение имеет азот в жизни растений?

- Какие группы азотных удобрений вам известны?

- Расскажите о применении азотных удобрений? Каково негативное влияние азотных удобрений?

- Расскажите о круговороте азота в природе

V Домашнее задание

Лекция. Упр.27

VI Рефлексивно-оценочный этап

Итог урока (подводит учитель в беседе с учащимися. Выставление оценок за урок с пояснениями. Рефлексия.

 

 

Урок №23                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Фосфор. Строение атома. Физические и химические свойства

Тип урока: урок изучения нового материала

Цель: раскрыть свойства и значение фосфора в природе и жизни человека

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с строением атома фосфора, аллотропией фосфора, нахождением фосфора в природе, биологической ролью фосфора, химическими свойствами фосфора.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал.

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи между строением атома и кристаллических решеток и свойствами фосфора и его модификаций.

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, тематическое видео. ПСХЭ, оборудование для демонстрации опытов.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Изучение нового материала

Эвристическая беседа, рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, демонстрация опытов учителем. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради:

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса Ar(P) = 31.

Р +15)2 )8 )5

1S22S22P63S23P3, фосфор: p– элемент, неметалл

Тренажёр №1. "Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S2 – электронов и один из них может перейти на 3d– орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V.

АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый, красный и чёрный фосфор

Демонстрация опытов: "Свечение белого фосфора в темноте"

"Превращение красного фосфора в белый"

Нахождение в природе

 

Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca3(РО4)2 хСаF2 и фосфатов Са3(РO4)2. Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах - 0,27%.

 

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

 

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ СОЕДИНЕНИЙ ФОСФОРА

 

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·CaF2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА

Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Окислитель

Восстановитель

1. С металлами — окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca → Ca3P2

Опыт "Получение фосфида кальция"

2P + 3Mg → Mg3P2.

Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина

Mg3P2 + 3H2SO4(р-р)= 2PH3 + 3MgSO4

Опыт "Гидролиз фосфида кальция"

Свойства фосфина -

PH3 + 2O2 = H3PO4.

 

PH3 + HI = PH4I

1. Фосфор легко окисляется кислородом:

"Горение фосфора"

"Горение белого фосфора под водой"

"Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора"

4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

2. С неметаллами — восстановитель:

2P + 3S → P2S3,

2P + 3Cl2 → 2PCl3.

! Не взаимодействует с водородом.

3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

 

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

 

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, и др.

2. Самостоятельная работа учащихся – составление интеллект-карты. Обсуждение.

IV Закрепление

Учащиеся выполняют задания – двое у доски, остальные в тетради:

№1. Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Происходит реакция :

P + KClO3 = KCl + P2O5

Расставьте коээфициенты.

№2. Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.№1. Осуществите превращения по схеме:

P -> Ca3P2 -> PH3 -> P2O5

Для последней реакции PH3 -> P2O5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. Осуществите превращения по схеме:

Ca3(PO4)2 -> P -> P2O5

V Домашнее задание

§21, с.67-69, упр.30

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №25                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Соединения фосфора в природе. Применение соединений фосфора. Фосфорные удобрения

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть значение фосфора в жизни растений, роль фосфорных удобрений в повышении урожая, свойства и значение важнейших соединений фосфора.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с основными видами фосфорных удобрений, круговоротом фосфора в природе,

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал.

Воспитательная:

- продолжить воспитание экологического мировоззрения на основе раскрытия негативного влияния азотных удобрений на природу

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, суперфосфат, фосфориты и другие содержащие фосфор минералы, таблица «круговорот фосфора в природе»

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос:

- Расскажите о строении атома фосфора.

- Расскажите о физических свойствах и аллотропных модификациях фосфора?

- Расскажите о химических свойствах фосфора?

- каково биологическое значение фосфора?

- как человек использует фосфор?

III Изучение нового материала

1. Эвристическая беседа, рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради. Затем учащиеся работают с коллекцией удобрений фосфора по плану.

История «путешествий» фосфора на Земле, или, как говорят ученые-геохимики, его миграция, очень интересна и поучительна. Атомы фосфора, как и всех других элементов, постоянно участвуют в великом природном круговороте веществ.

Фосфор – относительно редкий элемент. По данным академика А.Е.Ферсмана, его весовой кларк (процентное содержание элемента в земле) равен всего 0,12%. В таблице распространенности химических элементов в земной коре он стоит на 13-м месте вслед за углеродом и хлором, перед серой. К тому же фосфор – элемент, редко накапливающийся в больших количествах, и потому его относят к числу рассеянных.

В свободном виде в природе по причине своей очень сильной окисляемости он не встречается, но входит в состав многих минералов (их насчитывается до 120) и множества органических веществ. Большинство минералов, содержащих фосфор, являются редкими. Наиболее важные минералы (природные фосфаты) – апатит, вивианит, а также осадочная горная порода фосфорит, состоящая из мелкокристаллического или аморфного фосфата кальция с примесью некоторых других веществ.

Несмотря на свою малую распространенность и разбросанность, фосфор, однако, имеет исключительно важное значение в жизни растительных и животных организмов. Он входит в состав большинства растительных и животных белков и протоплазмы. Фосфор – биогенный элемент. Академик Ферсман называл фосфор элементом жизни и мысли.

Источником всех фосфорных соединений в природе следует признать апатит – фосфат кальция, содержащий переменное количество фтора и хлора. В зависимости от преобладания в апатите фтора или хлора образуются минералы фторапатит Са5F(РO4)3 или хлорапатит Са5Сl(PO4)3. Они содержат от 5 до 36% P2O5. В изверженных породах обычно всегда есть мелкие кристаллики апатита. Главнейшие его запасы находятся в зоне магмы, но он встречается и в тех местах, где изверженные породы образуют контакт с осадочными. Значительные запасы апатитов имеются в Норвегии и Бразилии. Подлинно мировое месторождение апатитов находится у нас, на Кольском полуострове, в Хибинах, где оно было открыто в 1925 г.

Под влиянием жизнедеятельности микроорганизмов, почвенных кислот, а также кислот, выделяемых корнями растений, апатиты постепенно подвергаются выветриванию и вовлекаются в биохимический круговорот, который в отличие от круговорота азота, углерода, кислорода и серы ограничивается лишь био-, гидро- и литосферой и не захватывает атмосферы.

Растениями фосфор поглощается только из растворенных фосфатов в виде анионов фосфорной кислоты. Поэтому питание фосфором растений возможно лишь при наличии в почвенном растворе солей фосфорной кислоты, например Са(Н2РО4)2, СаНРО4, К2НРО4 и др. Скапливается он главным образом в продуктовых частях – семенах, плодах. Наиболее богаты фосфором бобовые растения, а бедны им овощи. Из растений фосфор вместе с пищей попадает в организм животных и человека.

В теле человека имеется свыше 1,5 кг фосфора (1,4 кг в костях, 130 г в мышечных и 12 г в нервных тканях). Ежесуточная потребность взрослого человека в фосфоре от 1 до 1,2 г. Дети больше нуждаются в фосфоре, чем взрослые. По подсчетам ученых, с каждым куском хлеба весом 100 г человек поглощает до 1022 атомов фосфора, т.е. такое астрономическое число, которое не только невозможно представить, но даже и выразить обычными словами. Больше всего его содержится в костях (свыше 5%). Твердость скелету придает кальциевая соль фосфорной кислоты. Очень много фосфора в зубах (в дентине – 13%, а в зубной эмали – 17%). При недостатке фосфора у животных появляется заболевание костей.

Физиологические процессы, протекающие в животном организме, постоянно связаны с химическими превращениями фосфорсодержащих веществ (расщепление их в пищеварительных органах, синтез новых фосфорсодержащих органических соединений). Сложным изменениям подвергаются и минеральные фосфорные соединения в крови и печени.

При разложении богатых фосфором органических соединений могут образоваться газообразные и жидкие вещества. В частности, аналогично аммиаку может образоваться очень ядовитый бесцветный с чесночным запахом газ – фосфористый водород, или фосфин, РН3. Этот газ можно получить в лаборатории при кипячении белого фосфора с едким кали или при действии соляной кислотой на фосфид кальция:

Са3Р2 + 6НСl = 3СаСl2 + 2РН3.

Одновременно с фосфином при этой реакции часто образуется в небольшом количестве жидкий продукт соединения фосфора с водородом – дифосфин Р2Н4, пары которого сами собой воспламеняются при обычной температуре и поджигают газообразный фосфин.

Подобного рода процессы происходят и в природе, являясь причиной появления так называемых «блуждающих огней» на кладбищах. Вспышки фосфина днем, конечно, не бывают видны, но ночью они вызывают суеверный страх у многих людей, которые незнакомы с научным объяснением этого явления. Описание «блуждающих огней» дано в «Вечерах на хуторе близ Диканьки» Н.В.Гоголем в рассказе «Заколдованное место».

Жидкий дифосфин, выделяясь на болотах вместе с метаном, поджигает последний, и тогда возникает новое «чудо» – блуждающие болотные огни.

Роль подобных процессов в природе относительно незначительна. Наоборот, образование различного рода фосфатов происходит в очень больших масштабах.

Существует несколько объяснений, как могли образоваться громадные накопления фосфатов органического происхождения, поскольку причины, вызывающие этот процесс, различны.

Богатый фосфором птичий помет, известный под названием гуано, в условиях сухого климата скапливается иногда в огромных количествах. Так, например, на островах Тихого океана, в Чили и Перу имеются огромные толщи гуано (до 100 м). Гуано – одно из самых эффективных удобрений. Оно содержит до 9% азота и 3% фосфорной кислоты.

Большие скопления помета имеются и в пещерах, где обитают летучие мыши. В процессе различных химических превращений эти вещества постепенно образуют различные минералы (алюмофосфаты, монофосфаты и др.). Образование залежей подобных соединений может произойти и в результате различных геологических катастроф, приводящих к массовой гибели животного мира.

Значительным признанием пользуется так называемая биолитная гипотеза происхождения фосфоритов. Согласно ей их залежи могли образоваться в результате массовой гибели морской фауны при встрече теплого морского течения с холодным: быстрая смена температуры оказывает одинаково гибельное влияние на животных, населяющих воды того и другого течения и не приспособившихся к быстрой смене условий. Гибель животного мира может происходить и при встрече течений с различной степенью содержания солей в их водах, например в дельтах больших рек, впадающих в моря и океаны.

В 1934 г. русский ученый А.В.Казаков опубликовал химическую гипотезу происхождения фосфоритов в морских водах. По этой гипотезе фосфаты, растворенные в морской воде, начинают осаждаться, когда из глубин моря они выносятся на его поверхность. Происходит это вследствие уменьшения кислотности воды (в связи с удалением части углекислоты); растворимость фосфатов в этой среде уменьшается, и тогда избыток их выпадает на дно. Так и образовались мощные залежи фосфоритов, оказывающиеся затем на суше вследствие геологических катастроф или постепенного поднятия морского дна.

Фосфоритовые залежи есть во многих странах. Наиболее известны месторождения в Северной Африке (Египет, Тунис, Алжир, Марокко), в США (Флорида). В России месторождения фосфоритов распространены на Урале, в Поволжье, Московской, Кировской, Смоленской, Брянской, Ленинградской и других областях.

В процесс круговорота фосфора, как и в природный круговорот других элементов (кислорода, азота, серы, калия, кальция, алюминия, железа и др.), энергично вмешивается человек. Фосфор нужен человеку для многих целей: большое количество его поглощает спичечная отрасль промышленности. Лучшие сорта нержавеющей стали получаются благодаря процессу фосфатирования – покрытия тонким слоем фосфатов, стойких против атмосферной коррозии. Аналогичной обработке часто подвергаются изделия из цинка, алюминия и их сплавов. Соединения фосфора идут на изготовление многих лекарственных веществ.

Некоторые области применения фосфора и его соединений

Главный же потребитель фосфатов – сельское хозяйство. Со времени химика Ю.Либиха земледельцы, поняв значение фосфора для повышения урожая культурных растений, начали отыскивать природные фосфаты (апатиты, фосфориты), превращать их механическим или чаще всего химическим путем в удобрения и вносить в почву.

Надо заметить, что в 100 кг пшеницы находится около 1 кг фосфора (в виде Р2О5). Столько же фосфора содержится в 200 кг сена, 300 кг соломы, 1500 кг зеленых кормов. Можно себе представить, какие громадные количества фосфора уносятся с наших полей вместе с урожаем. Часть его, конечно, возвращается в почву, но фосфор, например, содержащийся в продуктовых частях растений, идущих на промышленную переработку, пропадает. Не обладая бесконечными запасами фосфора, почва вследствие этого процесса постепенно истощается, что приводит к сильному снижению урожая и необходимости восполнения потери фосфора. Культурные растения в большинстве случаев очень благоприятно отзываются на внесение в почву фосфорных удобрений в легкоусвояемой форме.

2. Самостоятельная работа учащихся с материалом учебника и коллекцией минеральных удобрений составление таблицы-характеристики фосфорных удобрений. Вывод по значению фосфорных удобрений.

 

 

 

 

 

3. Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, таблице. Затем самостоятельная работа учащихся по составлению интеллект-карты.

Круговорот фосфора в природе

Фосфорное удобрение получается также в качестве побочного продукта при переработке богатого фосфором чугуна в сталь при томасовском процессе. Если «грушу», в которой получается сталь по методу Г.Бессемера, выстлать внутри известковой футеровкой, то известь поглотит фосфор из расплавленного чугуна. В этом и состоит сущность предложенного англичанином С.Дж.Томасом процесса, при котором сразу достигаются две цели: получение доброкачественной стали и ценного удобрения. Последнее достигается путем размалывания поглотившей фосфор известковой футеровки. Получаемый таким путем сухой темно-серый порошок, называемый томасшлаком, содержит от 11 до 24% Р2О5 и является высокоэффективным удобрением, особенно на кислых почвах.

Главнейшие процессы, характеризующие круговорот фосфора в природе, изображены на рисунке. Лучшим объяснением этого рисунка могут служить следующие слова знаменитого русского геолога и минералога, профессора Я.В.Самойлова, которому принадлежит большая заслуга в деле изучения фосфоритов: «Фосфор наших фосфоритовых месторождений – биохимического происхождения. Из апатита – минерала, в котором первоначально заключен почти целиком весь фосфор литосферы, элемент этот переходит в тело растений, из растений – в тело животных, которые являются истинными концентраторами фосфора. Пройдя через ряд животных тел, фосфор, наконец, выпадает из биохимического цикла и вновь возвращается в мир минеральный. При определенных физико-географических условиях в море происходят массовая гибель животных организмов и скопление их тел на дне морском, а скопления эти приводят к образованию фосфоритовых месторождений в осадочных отложениях. Наши фосфориты – биолиты, и если бы можно было шаг за шагом повернуть весь ход испытанных нашими фосфоритами перемещений в обратную сторону, то образцы, заполняющие наши музеи, зашевелились бы...»

Таков круговорот и значение фосфора в природе. Крайне ядовитое и реакционноспособное вещество (в одной из его аллотропных форм – белом или желтом фосфоре) в своих соединениях является существенно необходимым элементом растительной и животной жизни.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                                                                                                      

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- Охарактеризуйте роль основных питательных элементов – азота, фосфора, калия в жизни растений.

- Перечислите важнейшие фосфорные удобрения. Напишите уравнения химических реакций при которых их получают.

- Каково значение фосфора в природе. Расскажите о круговороте фосфора.

- Назовите природные минералы, содержащие фосфор.

V Домашнее задание

§24, с.72-81, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №26                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Подгруппа углерода. Углерод. Строение атома. Адсорбция. Химические свойства углерода: взаимодействие с кислородом, водородом, оксидами металлов

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть общие свойства элементов подгруппы углерода, явления аллотропии и адсорбции  на примере углерода

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с положением подгруппы углерода в ПСХЭ, особенностях строения атомов, аллотропными видоизменениями углерода, явлением адсорбции на примере углерода, физическими и химическими свойствами углерода

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал.

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия особенностей строения атома кристаллических решеток и свойств углерода и его алотропных модификаций.

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Учитель сообщает детям, что для изучения нового материала необходимо повторить часть предыдущего и просит открыть таблицу Менделеева.

Вопросы к учащимся:

- Назовите элементы, которые входят в 4 группу главную подгруппу.

- Как определить по таблице Менделеева конфигурацию внешнего электронного уровня элемента?

- Для чего нам нужно знать электронную конфигурацию именно внешнего уровня элемента?

- Сколько электронов на внешнем уровне у элементов четвертой группы главной подгруппы?

- Как меняются металлические свойства при увеличении электронов на внешнем уровне?

- Как меняются металлические свойства при увеличении числа уровней?

- Какие элементы в подгруппе углерода будут иметь металлические свойства?

- Какие элементы в подгруппе углерода будут иметь неметаллические свойства?

III Изучение нового материала

Дидактическая задача.  Формирование знаний об особенностях строения атомов элементов подгруппы углерода, о строении и свойствах простых веществ, образованных атомами углерода. Обучение учащихся  деятельности по изучению и овладению содержанием учебного материала.

Содержание деятельности.

1. Пользуясь периодической системой химических элементов Д.И.Менделеева, дайте сравнительную характеристику химических элементов главной подгруппы IY группы, заполнив таблицу. (Символ химического элемента, заряд ядра атома, схема строения атома, формула высшего оксида, формула летучего водородного соединения, направление усиления металлических свойств). (ученик на закрытой части доски, остальные в тетрадях).

Название

химического

элемента

Схема строения атома

Электронное строение последнего энергоуровня

Формула высшего оксида RO2

Формула летучего водородного соединения

RH4

1. Углерод

C+6 )2 )4

…2s22p2

C+4O2

СН4 метан

2. Кремний

Si +14)2 )8 )4

…3s23p2

Si+4O2

SiH4 силан

2. Итак, мы охарактеризовали все химические элементы IY группы и теперь переходим к изучению углерода. Пользуясь учебником (стр. 78) изобразите схему строения атома углерода; охарактеризуйте формы электронных облаков: укажите число спаренных и неспаренных электронов на внешнем уровне. (ученик на закрытой части доски, остальные в тетрадях).

*Исходя из строения атома предположите, сколько химических связей способен образовать атом углерода?

*Однако для углерода характерны и такие соединения, как СН4, СО2, в которых атом углерода образует 4 химических связи. В чем причина образования такого числа связей?(учащиеся отмечают возможность разъединения s-электронов внешнего уровня и изменения формы электронных облаков).

*Атом углерода переходит в возбужденное состояние, при этом происходит образование 4-х равноценных электронных облаков, ориентированных в пространстве под углом 109º 281 , что соответствует тетраэдрической структуре. (демонстрация тетраэдра).

Вывод: в нормальном состоянии атом углерода 2-х валентен при взаимодействии с атомами других элементов атомы углерода переходят в возбужденное состояние и образуют 4 химические связи.

3. Следующая наша задача: ознакомиться со строением и свойствами простых веществ, образовательных атомами углерода. Какие простые вещества образует элемент углерод? Можно ли утверждать, что простое вещество, образуемое углеродом, будет иметь молекулу состава С2, как азот или кислород?

*Выслушав мнения учащихся, подводим итог: атомы углерода   соединяются друг с другом ковалентными связями, образуя простые вещества состава Сn, где n-очень большая величина.

Демонстрация слайдов с изображением структур алмаза, графита, моделей соответствующих кристаллических решеток.

*Как вы думаете, будут ли отличаться по физическим свойствам алмаз и графит? Спрогнозируйте их свойства.

*Выскажите предположение об областях применения этих веществ (сообщение ученика: интересные факты об алмазе и графите – книга для чтения не неорганической химии, ч.2; информация о карбине).

Вывод: углероду свойственна аллотропия (алмаз, графит, карбин).

*Что такое сажа и уголь? (Отмечаю, что строение их напоминает строение графита, поэтому они – разновидности этой же аллотропной модификации углерода.

Демонстрация слайда  со структурой угля. Сообщение ученика об адсорционных свойствах угля (во время его рассказа демонстрация опытов):

1) Обесцвечивание раствора лакмуса угольным порошком.

2) Поглощение оксида азота (IY) углем.

4. Итак, мы познакомились с аллотропными видоизменениями углерода, их строением и физическими свойствами и переходим к рассмотрению химических свойств углерода. Мы выяснили, что у атома углерода на внешнем уровне содержится 4 электрона. Спрогнозируйте, как будет вести себя атом углерода при взаимодействии с другими веществами.

*Запишите уравнения химических реакций, в которых он проявляет:

а. восстановительные свойства; б. окислительные свойства; составьте электронный баланс  (восстановитель – взаимодействие с кислородом, оксидом меди; окислитель – взаимодействие с водородом, кальцием). (двое учащихся на закрытой части доски, остальные в тетрадях).

Вывод: Углерод в химических реакциях проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства.

 

IV Закрепление

Учащиеся выполняют тест (см. приложение)

V Домашнее задание

§25, с.81-83, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №27                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Основные соединения углерода. Оксид углерода (II). Оксид углерода (IV). Угольная кислота

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение важнейших соединений углерода

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с физическими, химическими свойства и значением в природе и жизни человека соединений углерода: оксида углерода (II), оксида углерода (IV), угольной кислоты.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить воспитание дисциплины и культуры труда при выполнении лабораторной работы.

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, сода пищевая, кислота серная, известковая вода, колбы с пробкой, газоотводная трубка.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос у доски, с использованием ПСХЭ, презентации:

- Дайте сравнительную характеристику химических элементов главной подгруппы IV группы

- Расскажите о строении атома углерода.

- Расскажите об углероде как простом веществе. Какими физическими свойствами обладают основные аллотропные модификации углерода.

- Расскажите о химических свойствах углерода. Что представляет собой адсорбция? Как человек применяет это явление?

III Изучение нового материала

Рассказ учителя. Эвристическая беседа, демонстрация на слайдах презентации. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради.

  1. Соединения углерода (с.о. + 2). Оксид углерода (II). Физические и химические свойства, значение.
  2. Соединения углерода (с.о. +4). Оксид углерода (IV). Свойства и значение

Лабораторная работа №2 «Получение углекислого газа, его распознавание» - после инструктажа по ТБ, учащиеся пользуясь заданиями в учебнике выполняют лабораторную работу. Оформляют вывод в тетради. Убирают рабочее место.

     3. Угольная кислота. Применение соединений углерода – самостоятельная работа учащихся – оформление фрейма «Применение соединений углерода»

IV Закрепление

Решение заданий учащимися двое у доски, остальные в тетради:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

V Домашнее задание: §26, с.83-86, вопросы

VI Рефлексивно-оценочный этап : итог урока. Оценки за урок. Рефлексия

Урок №28                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Карбонаты. Применение соединений углерода. Круговорот углерода в природе

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение карбонатов природе и жизни человека, значение углерода и его соединений в природе

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с основными природными карбонатами, химическими свойствами карбонатов, круговоротом  углерода в природе.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, коллекция «известняки», таблицы «круговорот углерода в природе»

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос:

- расскажите о химических свойствах и значении соединений углерода (с.о. +2).

- расскажите о химических свойствах соединений углерода со степенью окисления +4.

- расскажите о значении оксида углерода (IV).

- Расскажите о свойствах и значении угольной кислоты.

III Изучение нового материала

 Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации.

  1. Карбонаты. Свойства. Карбонаты в природе и промышленности
  2. Применение соединений углерода.
  3. Круговорот углерода в природе.

Самостоятельная работа учащихся:

  1. «Природные карбонаты» - учащиеся, самостоятельно работая с материалом учебника и коллекциями карбонатов (известняков) заполняют таблицу в тетради:

Название природного карбоната

Химическая формула

Внешний вид, твердость

Применение

 

 

 

 

  1. «Применение соединений углерода»  - учащиеся, работая в группах составляют интеллект-карту.
  2. «Круговорот углерода в природе» - учащиеся, используя таблицу рассказывают устно о круговороте углерода в природе и его значении.

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

Задание 1 Как можно устранить временную жесткость воды в бытовых условиях, почему нужно её устранять? Каким веществом можно удалить накипь и почему?

Задание 2 Зачем соду добавляем при приготовлении теста для тортов, печенья и других изделий? Обязательно её "гасить" кислотой?

Задание 3 Почему для устранения изжоги в желудке нужно использовать 3%-ный раствор пищевой соды? Чем можно заменить его?

Задание 4 В какие почвы для известкования можно вносить доломитную муку (CaCO3 и MgCO3) и почему?

V Домашнее задание: §27, с.86-88, вопросы

VI Рефлексивно-оценочный этап: итог урока (подводит учитель). Оценки за урок. Рефлексия.

 

 

Урок №29                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Кремний и его свойства. Оксид кремния (IV)

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение оксида кремнияв природе и жизни человека, значение кремния и его соединений в природе

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с основными природными силикатами, химическими свойствами и значением кремния, оксида кремния (IV).

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе изучения строение атома кремния в связи с его свойствами

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, коллекции «силикаты», «стекло».

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос:

- расскажите о физических и химических свойствах карбонатов.

- Расскажите  природных карбонатах и их использовании человеком.

- Расскажите о значении соединений углерода.

- Расскажите о круговороте углерода в природе.

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, эвристическая беседа. Учащиеся внимательно слушают, записывают основные положения изучаемого материала в тетради.

КРЕМНИЙ Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г.

Второй по распространённости элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе). Встречается в соединениях.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Аллотропия кремния

Известен аморфный и кристаллический кремний.

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; ρ = 2,33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру и образует прочные ковалентные связи. Инертен.

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см3, более реакционноспособен.

Получение кремния

1) Промышленность – нагревание угля с песком:

 

2C + SiO2 t˚→ Si + 2CO

2) Лаборатория – нагревание песка с магнием:

2Mg + SiO2  t˚→ Si + 2MgO    Опыт

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1)     С кислородом

Si0 + O2  t˚→  Si+4O2

2)     С фтором (без нагревания)

Si0 + 2F2 →  SiF4

3)     С углеродом

Si0 + C  t˚→  Si+4C

(SiC - карборунд - твёрдый; используется для точки и шлифовки)

4)     С водородом не взаимодействует.

Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg2Si + 2H2SO4 → SiH4 + 2MgSO4

5)     С кислотами не реагирует (только с плавиковой кислотой Si+4HF=SiF4+2H2)

Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO3 + 18HF →  3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O

6)     Со щелочами (при нагревании):

Si0 + 2NaOH + H2O t˚→  Na2Si+4O3+ 2H2

Как окислитель:

7)     С металлами (образуются силициды):

Si0 + 2Mg  t˚→  Mg2Si-4

Применение кремния

Кремний широко используется в электронике как полупроводник. Добавки кремния к сплавам повышают их коррозионную стойкость. Силикаты, алюмосиликаты и кремнезем – основное сырье для производства стекла и керамики, а также для строительной промышленности.

Кремний в технике (демонстрация слайда)

 Применение кремния и его соединений (демонстрация на слайде)

Силан  - SiH4

Физические свойства: Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

Получение: Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4↑

Химические свойства:

1)      Окисление: SiH4 + 2O2 t˚→   SiO2 + 2H2O

2)      Разложение: SiH4 → Si + 2H2

Оксид кремния (IV) - (SiO2)n

SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнезём (основная часть песка):

Кристаллическая решётка оксида кремния (IV) – атомная и имеет такое строение:

Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины)

K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат)

Физические свойства: Твёрдое, кристаллическое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

Химические свойства: 

Кислотный оксид. При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

Изучение свойств оксида кремния (IV)

1)     С основными оксидами:

SiO2 + CaO t˚→    CaSiO3

2)     Со щелочами:

SiO2 + 2NaOH t˚→    Na2SiO3 + H2O

3)     С водой не реагирует

4)     С солями:

SiO2 + CaCO3 t˚→    CaSiO3 + CO2

SiO2 + K2CO3 t˚→    K2SiO3 + CO2

5)     С плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF t˚→     SiF4 + 2H2O

SiO2 + 6HF t˚→    H2[SiF6] (гексафторкремниевая кислота) + 2H2O

 (реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Применение:

1. Изготовление силикатного кирпича

2. Изготовление керамических изделий

3. Получение стекла

Самостоятельная работа учащихся с материалом учебника и коллекциями: учащиеся, работая в парах с коллекциями изучают образцы. Заполняют таблицу в тетради:

Название природного силиката

Химическая формула

Внешний вид, твердость

Применение

 

 

 

 

IV Закрепление

Учащиеся выполняют задания у доски:

Осуществите превращения по схеме:

1) Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 →SiO2

2) Si → Mg2Si → SiH4 → SiO2

3) Si → Na2SiO3

Затем выполняют тест (см. приложение)

V Домашнее задание

§28-29, с.88-92, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №30                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Кремниевая кислота. Силикаты

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть свойства и значение кремниевой кислоты и силикатов в природе и жизни человека

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с физическими и химическими свойствами кремниевой кислоты и силикатов и значение силикатов в жизни человека

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе изучения электронного строения кремниевой кислоты в связи с его свойствами

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, коллекции «силикаты», «стекло».

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Комбинированный опрос у доски:

- Как получают свободный кремний в промышленности и в лаборатории. Напишите уравнения реакций и проанализируйте их с электронной точки зрения.

- Каковы физические и химические свойства кремния. Приведите уравнения соответствующих реакций. Поясните, какие свойства кремния используют в технике?

- В чем сходство и отличие высших оксидов углерода и кремния. В составе каких минералов встречается в природе оксид кремния?

- Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства оксида кремния.

III Изучение нового материала

Рассказ учителя, эвристическая беседа, демонстрация на слайдах презентации. Учащиеся внимательно слушают. Участвуют в беседе. Записывают основные положения изучаемого материала в тетрадь.

 Кремниевые кислоты имеют следующее строение:

x • SiO2 • y H2O

x = 1, y = 1     H2SiO3 - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2     H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д.

Физические свойства: H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение:

Получение геля кремниевой кислоты (демонстрация видео опыта, обсуждение)

Получение кремниевой кислоты (демонстрация видео опыта, обсуждение)

 Действие сильных кислот на силикаты - Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓

Химические свойства:

При нагревании разлагается: H2SiO3  t˚→ H2O + SiO2

Соли кремниевой кислоты - силикаты.

 1) с кислотами

Na2SiO3+H2O+CO2=Na2CO3+H2SiO3

2) с солями

Na2SiO3+CaCl2=2NaCl+CaSiO3↓

 

3) Силикаты, входящие в состав минералов, в природных условиях разрушаются под действием воды и оксида углерода (IV) - выветривание горных пород:

(K2O • Al2O3 • 6SiO2)(полевой шпат)  + CO2 + 2H2O → (Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O)(каолинит (глина)) + 4SiO2(кремнезём (песок)) + K2CO3

Силикаты – соли кремниевой кислоты

Как и у каждой уважающей себя кислоты, у кремниевой тоже есть свои соли, они называются силикатами. Силикаты всех металлов, кроме щелочных, нерастворимы в воде. Силикаты калия и натрия еще называют  растворимыми стеклами, их концентрированные, густые растворы используются в качестве силикатного (канцелярского)  клея. Силикаты бывают средними и кислыми, некоторые из них могут образовывать кристаллогидраты.

Получение.

Силикаты могут быть получены взаимодействием кремния, диоксида кремния и кремниевой кислоты с растворами щелочей, а также сплавлением диоксида кремния с основными оксидами:

Si +  2NaOH + H2O  => Na2SiO3 + 2H2

2NaOH  +  SiO2  =>  Na2SiO3  +  H2O

SiO2  +  CaCO3  =>  CaSiO3  +  CO2

SiO2  +  MgO  =>  MgSiO3

H2SiO3  +  2NaOH  =>  Na2SiO3  +  2H2O

По физическим свойствам это твердые вещества, обычно белого цвета.

Химические свойства.

1. Растворимые силикаты - соли слабой кремниевой кислоты, поэтому в растворах они сильно гидролизуются:

Na2SiO3  +  H2O  =>  NaOH  +  NaHSiO3

2. Силикаты взаимодействуют с сильными кислотами, в осадок выпадает кремниевая кислота:

Na2SiO3  +  2 HCl  => 2NaCl  +  H2SiO3

3. Растворимые силикаты вступают в реакции обмена с растворами солей:

Na2SiO3  +  CaCl2  =>  2NaCl  +  CaSiO3

4. Природные силикаты в естественных условиях постепенно разрушаются под действием воды, углекислого газа, ветра, солей, тепла, при этом образуются глина и песок.

Применение.

   Растворимое стекло применяется для укрепления грунтов при строительных работах; для изготовления замазок и клеев, для огнестойкой пропитки тканей и древесины. Пропитка бетонных автомобильных дорог жидким стеклом увеличивает их долговечность. Силикат натрия входит в состав некоторых стиральных порошков.

Самостоятельная работа учащихся с материалом: учащиеся, работая с материалом ученика, составляют фрейм по изученному материалу.

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- Охарактеризуйте физические и химические свойства кремниевой кислоты.

- Как можно получить кремниевую кислоту из оксида кремния (IV)? Назовите уравнения реакций.

- Какие из солей сильные подвергаются гидролизу – силикаты или карбонаты? Почему?

V Домашнее задание

Лекция, упр.37

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

Урок №31                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Силикатная промышленность. Качественные реакции на сульфат-ионы, карбонат-ионы и силикат-ионы

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть химизм процессов получения стекла, бетона, значение силикатной промышленности в хозяйстве республики

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с силикатной промышленностью, химизмом производства; составом различных сортов стекла, их практическим значением и применением; составом керамики, фарфора, цемента, его применении.

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить воспитание дисциплины и культуры труда при выполнении лабораторной работы

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, коллекции «силикаты», «стекло», индикаторы, растворы сульфатов, карбонатов, силикатов, серная кислота, нитрат свинца, гидроксид кальция, пробирки. колбы

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Фронтальный устный опрос:

- Охарактеризуйте физические и химические свойства кремниевой кислоты.

- Как можно получить кремниевую кислоту из оксида кремния (IV)?. Назовите уравнения реакций.

- Какие из солей сильные подвергаются гидролизу – силикаты или карбонаты? Почему?

III Изучение нового материала

Лекционное изложение материала с демонстрацией на слайдах презентации, по ходу повествования учитель задает учащимся вопросы. Учащиеся составляют опорный конспект в тетради.

1.      Понятие о силикатной промышленности.

Силикатная промышленность – это производство различных строительных материалов, стекла и керамики из различных природных силикатов.

Силикатные изделия – это такие изделия, которые состоят из смесей или сплавов силикатов, полисиликатов, алюмосиликатов.

2.      Основные виды силикатной промышленности.

В зависимости от химического состава, условий получения, свойств и применения силикатные изделия делятся на три группы: керамические, стеклянные и вяжущие.

3.      Сырье в силикатной промышленности. (см. слайд)

4.      Производство стекла.

Стеклянные тела – это твердые тела; переохлажденная жидкость с большой вязкостью.

Важные свойства стекла:

1)       не имеют определенной температуры плавления – при нагревании размягчаются, переходят в подвижную жидкость;

2)       высокая прозрачность;

3)       значительная механическая прочность;

4)       стойкость к химическим реагентам;

5)       низкая теплопроводность;

6)       хрупкость.

Сырье для производства стеклянных изделий – различные природные минералы, обязательно содержащие SiO2. Основное сырье: песок SiO2, известняк CaCO3, магнезит MgCO3, доломит MgCO3·CaCO3 сода Na2CO3, сульфат натрия Na2SO4, поташ K2CO3, свинцовый глет PbO, борная кислота Н3ВО3, бура Na2B4O7·10H2O и др. Вспомогательное сырье: глушители (SnO2, Ca3(PO4)2, тальк – для придания матовости), осветлители и др.

Стадии производства:

Подготовка сырья – промывают, сушат, (речной песок – кварц предварительно промывают для удаления глины и оксидов железа)

Составление шихты - дробят, размалывают, перемешивают 

Варка стекла – процесс расплавления шихты до образования однородной массы. Происходят сложные химические процессы. При 250ºС начинается реакция

MgCO3 + Na2CO3 → MgNa2(CO3)2

CaCO3 + Na2CO3 → CaNa2(CO3)2

Образующиеся двойные соли взаимодействуют с кварцевым песком:

MgNa2(CO3)2 + 2SiO2 → MgSiO3 + Na2SiO3 + 2CO2↑

CaNa2(CO3)2 + 2SiO2 → CaSiO3 + Na2SiO3 + 2CO2↑

Параллельно происходит:

MgCO3 + SiO2 → MgSiO3 + CO2↑

CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2↑

В составе стекла они находятся в виде силикатов.

При температуре 750-900ºС разлагаются не вступившие в реакцию MgCO3 и CaCO3, сода взаимодействует с песком, а избыток SiO2 растворяется в расплаве силикатов. При дальнейшем нагревании (1200-1500ºС) начинается процесс гомогенизации (выравнивание состава) за счет диффузии и удаление пузырьков газа (процесс осветления). Затем стекломасса идет на изготовление различных изделий.

Формование изделия- применяют вытягивание (листовое оконное стекло, стеклянные палочки и трубочки), прокат (листовое стекло, зеркальное стекло), выдувание (химическая и тарная посуда, колбы для электроламп), прессование (банки, стаканы, изоляторы, пуговицы), отливку (архитектурные, художественные изделия, линзы очков, микроскопов, телескопов).

Отжиг – снимают остаточные напряжения, которое возникает при охлаждении наружных слоев. Они сжимаются, а внутренние препятствуют этому и могут вызвать разрушение стекла.

Обработка – механическая, термическая и химическая.

Виды стекла: оконное (Na2O·CaO·6SiO2), химическое (тугоплавкое К2O·CaO·6SiO2), хрусталь (K2O·PbO·6SiO2). кварцевое стекло (SiO2), пеностекло (добавляют газообразователи – кокс, сажа, известняк), ситаллы – стеклокристаллические материалы (высокая механическая прочность), стекловолокно, стеклопластики (стеклянное волокно + синтетические смолы).

Цветное стекло: зеленое стекло Cr2O3, сине-зеленое стекло CuO, синее стекло CoO, красно-лиловое стекло MnO2.

5.      Производство керамики.

Основным сырьем для производства керамики (от греч. «керамон» - глина) является глина.

Изготовление этих изделий основано на свойстве глины при смешивании ее с небольшим количеством воды образовывать пластичную массу. Этой массе можно придать любую форму, которая сохраняется после высыхания и закрепляется посредством обжига при высокой температуре.

Образующая спекшаяся масса называется черепок. В зависимости от степени спекания могут образоваться изделия со спекшимся черепком и с пористым черепком.

В зависимости от состояния поверхности керамические изделия делятся на глазурованные (покрыты тонким слоем стеклообразной массы) и неглазурованные. При повторном обжиге глазурь расплавляется и после охлаждения образуется стеклообразная масса, которая прочно соединяется с черепком.

3(Al2O3·2SiO2·2H2O) = 3Al2O3·2SiO2 + 4SiO2 + 6H2O↑

К изделиям с пористым черепком относится строительный кирпич,

фаянс, кафель, черепица, гончарные изделия, различные огнеупоры (шамотный кирпич, динас).

К изделиям со спекшимся черепком относятся фарфор, тротуарные и облицовочные плиты.

6.      Производство строительных вяжущих материалов (цемента).

Строительные вяжущие материалы – это такие вещества, которые в тонкоизмельченном состоянии при смешивании с водой образуют пластичную массу и со временем затвердевают и приобретают камневидное состояние. Сюда относятся вяжущие материалы на основе гипса, цемент.

 

Известно несколько видов цемента: быстротвердеющий, расширяющийся, морозостойкий (добавляют хлорид кальция), жаропрочный, портландцемент.

Основное сырье: известняк и глина, содержащие оксид кремния (IV), мергелистые породы, а также различные добавки – шлак, бокситы и др.

Эти вещества размалывают и тщательно перемешивают, смесь обжигают в наклонных цилиндрических печах (длина – более 200 м, в поперечнике – 5 м). В процессе обжига печь медленно вращается и исходные материалы постепенно движутся к нижней ее части навстречу потоку раскаленных газов- продуктов сгорания поступающего топлива.

Происходят различные химические превращения. Образовавшиеся в результате реакций вещества спекаются в виде отдельных кусков - клинкер. После охлаждения их размалывают до тонкого порошка.

Процесс затвердевания цементного теста объясняется тем, что входящие в состав алюминаты и силикаты реагируют с водой с образованием каменистой массы.

3СаО·SiO2 + nH2O·→ 3СаО·SiO2·2H2O + Cа(ОН)2 → + (n-3)H2O.

Бетон – смесь щебня и песка с цементом. Шлакобетон – смесь шлака с цементом. Железобетон – бетон и стальная арматура (заводские корпуса, плотины). Пластобетоны – цемент и органические полимеры. Шифер – цемент с асбестом.

Показ слайда – «Химия в строительстве»

Обобщение, анализ опорного конспекта.

Лабораторная работа №3 «Качественные реакции на сульфаи-ионы, карбонат-ионы и силикат-ионы»

После инструктажа по ТБ, учащиеся, работая самостоятельно, выполняют задания ЛР:

  1. Даны три пробирки, содержащие растворы следующих солей – сульфата натрия, силиката натрия, карбоната натрия. С помощью имеющихся у вас реактивы проведите качественные реакции на анионы кислотных остатков, чтобы определить эти вещества. Напишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионной форме.

Решение:

На силикат-ион:

бразование аморфного осадка при действии сильных кислот.

Na2SiO3+2HCl=SiO2↓+2NaCl+H2O

На карбонат-ион:

качественная реакция на карбонаты, это реакция с кислотой, наблюдается бурное вскипание растворов или шипение твердого вещества, выделяется газ не поддерживающий горение. Можно проверить горящей лучиной, или пропустить через раствор известковой воды, наблюдается помутнение.

Na2CO3 + 2HCl=2NaCl+H2O+CO2

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl-=2Na+ + 2Cl-+H2O+CO2

CO32- + 2H+ -=H2O+CO2

На сульфат-ион:

Качественная реакция на сульфат-ионы – реакция с растворимой солью бария.

Возьмем растворы сульфата натрия и добавим в пробирки раствор хлорида бария.

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl

2. В пробирку с раствором карбоната натрия добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Почему изменяется окраска индикатора? Какова реакция раствора?

3. Окуните индикаторную бумагу в раствор силиката натрия. Какова среда раствора?

4. заполните таблицу:

Название опыта, действие

Условия реакций, наблюдения

Уравнения, реакций, вывод

 

 

 

 

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

- Почему промышленность называется силикатной? (стекло, цемент, кирпич, бетон бывают, весьма различны, по составу, но их важной составной частью служит кремний).

- Перечислите способы формовки стеклянных изделий?

- Каков состав хрустального стекла?

Внимание вопрос на сообразительность!

- В каком органе человека содержится больше всего кремнезема? (стекловидное тело глаза).

- На какие группы делятся керамические изделия?

- Объясните происхождение слова “фаянс”.

- Чем фарфор отличается от фаянса?

Проверочный тест:

1.Сырье для производства натриевого стекла:

А) K2CO3

Б) SiO2

В) Na2CO3

Г) CO2          

2.Сырье для производства калиевого стекла:

А) K2CO3

Б) SiO2

В) Na2CO3

Г) CO2

3.Состав тугоплавкого стекла:

А) K2O·CaO·6SiO2

Б) K2O·PbO·6SiO2

В) Na2O·CaO·6SiO2

4.Состав обычного оконного стекла:

А) Na2O·CaO·6SiO2

Б) K2O·CaO·6SiO2

В) K2O·PbO·6SiO2

5. Красная окраска глиняного кирпича обусловлена:

А) Al2O3

Б) Fe2O3

В) Cr2O3

Г) MnO2       

6.Фотохромное стекло изменяет цвет благодаря ионам:

А) Fe3+

Б) K+

В) Na+

Г) Ag+

7. Бетон – смесь:

А) щебня, песка

Б) щебня, песка, мела

В) щебня, песка, цемента   

8.Цемент в переводе с латинского:

А) глина

Б) речной песок

В) битый камень

9. Керамика в переводе с греческого:

А) речной песок

Б) глина

В) битый камень

Г) полевой шпат      

10.Родина фарфора:

А) Россия

Б) Италия

В) Германия

Г) Китай

V Домашнее задание: лекция, упр.38-40

VI Рефлексивно-оценочный этап: итог урока. Оценки за урок с пояснениями. Рефлексия.

 

Урок №32                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Решение экспериментальных задач по теме «Неметаллы»

Тип урока: урок систематизации и обобщения ЗУН

Цель: обобщение и систематизация ЗУН по теме неметаллы на основе решения экспериментальных задач

Задачи:

Образовательная:

- повторение и обобщение теоретических знаний и практических навыков учащимися ппри решении экспериментальных задач

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить воспитание дисциплины и культуры труда при выполнении практической работы

Оборудование: карточки-задания, периодическая система элементов.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Фронтальный устный опрос:

- Почему промышленность называется силикатной? (стекло, цемент, кирпич, бетон бывают, весьма различны, по составу, но их важной составной частью служит кремний).

- Перечислите способы формовки стеклянных изделий?

- Каков состав хрустального стекла?

Внимание вопрос на сообразительность!

- В каком органе человека содержится больше всего кремнезема? (стекловидное тело глаза).

- На какие группы делятся керамические изделия?

- Объясните происхождение слова “фаянс”.

- Чем фарфор отличается от фаянса?

Решение заданий учащимися у доски:

- составьте уравнения реакций в результате которых образуется стекло: а) обыкновенное;

б) калиевое; в) хрустальное

- Поясните сущность производства в виде схемы: а) цемента; б) бетона и железобетона; в) стекла и керамики

III Изучение нового материала

После инструктажа по ТБ учащиеся выполняют задания практической работы:

Практическая работа №2 «Решение экспериментальных задач по теме «Неметаллы»».

Цель работы: Исследование химических свойствчасто встречающихся неметаллов, усовершенствование навыков написания ионных уравнений

При выполнение практических с использованием растворов кислот и щелочей следует помнить, что при работе с кислотами и щелочью соблюдайте осторожность, наливая их растворы в пробирку держите их на расстоянии от себя, не допускайте попадания на одежду, лицо и руки.

1 задание:

Используя имеющие реактивы: растворы гидроксида натрия, карбоната натрия, сульфата аммония, нитрата бария, лакмус, фенолфталейн, карбонат калия, нитрат аммония и фосфат натрия, практически осуществите превращение веществ по следующей схеме, напишите ионные уравнение реакции:

CuSO4 — Cu(OH)2—CuCl2

Объясните, почему проведенные реакции идут до конца:

2 задание: Допишите предложение: Качественное реакция это –Определите качественный состав сульфата аммония.

Для определение качественного состава сульфата аммония необходимо:

Оборудование:

Вещества:

Напишите молекулярное и ионное уравнение соответствующих реакций: ___________________________________________________

3. По окончание практических работ привести в порядок рабочее место и сделать выводы о проделанной работе, для этого заполните таблицу ниже:

Что брали? Что делали? Что наблюдали? Выводы. Уравнения реакции

Шкала оценивания:

1 задание – 6 балла;

2 задание: – 6 баллов;

3 задание – 5 баллов;

Всего: 17 баллов

«5» – 15-17 баллов;

«4» – 9 – 14 баллов;

«3» – 3-8 баллов;

«2» – 0-2 балла;

IV Домашние задание

§30, с. 92-99, задания

V Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №33                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Решение задач

Тип урока: урок систематизации и обобщения ЗУН

Цель: обобщение и систематизация ЗУН по теме неметаллы на основе решения теоретических задач

Задачи:

Образовательная:

- повторение и обобщение теоретических знаний и навыков решения задач

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить воспитание дисциплины и культуры труда при решении задач

Оборудование: карточки-задания, периодическая система элементов.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Обобщение и систематизация ЗУН

Для проведения занятия учащимся предлагается несколько задач по возрастанию сложности.

Прежде чем приступить к выполнению задания, необходимо повторить следующие понятия: моль; молярный объем; массовая доля растворенного вещества; молярная концентрация; взаимосвязь между массой вещества и его количеством; взаимосвязь между объемом раствора, его массой и плотностью; стехиометрические законы химии.

Затем учитель решает задачу у доски для примера, учащиеся внимательно слушают, сильные решают в тетради самостоятельно.

Задача. При окислении фосфора 60%-ным раствором азотной кислоты (плотность 1,37 г/мл) получены оксид азота (II) и ортофосфорная кислота, на нейтрализацию которой потребовалось 25 мл 25%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28 г/мл), причем образовался дигидрофосфат натрия. Рассчитайте объем азотной кислоты, взятой для окисления фосфора, и объем выделившегося газа (при н.у.).

Задания для самостоятельной работы

В результате взаимодействия газообразного аммиака с оксидом меди (II) при нагревании выделилось 4,48 л газа (условия нормальные). Определите массу оксида меди (II) вступившего во взаимодействие. Ответ: m(CuO) = 5,33 г.

При взаимодействии карбоната кальция с 2 моль/л раствором соляной кислоты получен углекислый газ, который пропустили через 25 мл 25%-ного раствора гидроксида натрия (плотность раствора 1,28 г/мл), при этом образовался гидрокарбонат натрия. Рассчитайте объем соляной кислоты, необходимый для разложения карбоната кальция. Ответ: V(HCl) = 200 мл.

Газ, полученный при разложении бертолетовой соли (хлората калия), в присутствии оксида марганца (IV) подвергли взаимодействию с красным фосфором. Полученный оксид фосфора (V) растворили в 88,2 мл горячей воды, при этом образовался раствор ортофосфорной кислоты с массовой долей H3PO4 равной 10%. Определите массу исходного хлората калия. Ответ: m(KClO3) = 10,17 г.

Хром и сера, взятые в стехиометрическом соотношении, в определенных условиях прореагировали между собой. Полученное вещество растворили в горячей воде. Часть образовавшегося газа пропустили через хлорную воду, полученный осадок отфильтровали и высушили, его масса оказалась равной 6,40 г. Вторая часть газа полностью прореагировала с 10 мл 2 моль/л раствором гидроксида натрия, при этом образовалась средняя соль. Вычислите массы серы и хрома, вступивших в реакцию. Ответ: m(S) = 6,72 г; m(Cr) = 7,84 г.

Белое кристаллическое вещество, состоящее из одновалентного металла и одновалентного неметалла провзаимодействовало с водой. Образовался бесцветный газ объемом 2,4 л (условия нормальные) и раствор, имеющий щелочную среду. Определите состав вещества. Ответ: NaH.

V Домашнее задание: повторить все о неметаллах

VI Рефлексивно-оценочный этап: итог урока. Оценки за урок с пояснениями. Рефлексия

 

Урок №34                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Контрольная работа №2

Тип урока: урок проверки и коррекции ЗУН

Цель: контроль знаний по разделу «Важнейшие неметаллы и их соединения в природе, значение неметаллов»

Задачи:

Образовательная:

- Проверить как учащимися усвоены ЗУН по разделу «Важнейшие неметаллы и их соединения в природе, значение неметаллов», обобщение и коррекция ЗУН

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие навыков решения задач.

Воспитательная:

- продолжить воспитание дисциплины и культуры труда при выполнении контрольной работы

Оборудование: лист заданий, периодическая система элементов.

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Решение заданий контрольной работы

Учитель поясняет и инструктирует учащихся к выполнению заданий контрольной работы. После этого учащиеся самостоятельно выполняют задания контрольной работы (см. приложение).

III Анализ и коррекция

Учитель анализирует выполнение учащимися заданий КР. Учащиеся выполняют работу над ошибками.

IV Домашнее задание

Повторить металлы

VI Рефлексивно-оценочный этап:

Итог урока. Оценки за урок с пояснениями. Рефлексия

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №36                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Физические и химические свойства металлов

Тип урока: комбинированный урок

Цель: раскрыть общие свойства и значение металлов.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с физическими и химическими свойствами металлов и значением этих свойств в использовании металлов человеком

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие практических навыков.

Воспитательная:

- продолжить воспитание дисциплины и культуры труда при выполнении самостоятельной работы

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, коллекция металлов, кислоты. вода

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос:

- Расскажите о положении металлов в ПСХЭ, строение их атомов и кристаллических решеток.

- Дайте общую характеристику металлов.

- Расскажите о нахождении металлов в природе.

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации, ПСХЭ, коллекции металлов, эвристическая беседа. Учащиеся внимательно слушают, отвечают на вопросы учителя, записывают основные положения в тетради.

  1. Физические свойства металлов

Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества.

Для всех металлов характерна металлическая кристаллическая решетка: в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны. Наличие последних объясняет высокую электропроводность и теплопроводность, а также способность поддаваться механической обработке.

Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:

Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg

Все металлы делятся на две большие группы:

Черные металлы

Имеют темно-серый цвет, большую плотность, высокую температуру плавления и относительно высокую твердость.

Типичным представителем черных металлов является железо.

Цветные металлы

Имеют характерную окраску: красную, желтую, белую; обладают большой пластичностью, малой твердостью, относительно низкой температурой плавления.

Типичным представителем цветных металлов является медь.

В зависимости от своей плотности металлы делятся на:

Легкие (плотность не более 5 г/см )

К легким металлам относятся: литий , натрий , калий , магний , кальций , цезий , алюминий , барий.

Самый легкий металл — литий 1л, плотность 0.534 г/см3.

Тяжелые (плотность больше 5 г/см3).

К тяжелым металлам относятся: цинк , медь , железо , олово , свинец , серебро , золото , ртуть и др.

Самый тяжелый металл — осмий , плотность 22,5 г/см3.

Металлы различаются по своей твердости:

— мягкие: режутся даже ножом (натрий , калий , индий );

— твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло.

В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на:

1. Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С).

К легкоплавким металлам относятся: ртуть — температура плавления —38,9°С; галлий — температура плавления 29,78°С; цезий — температура плавления 28,5°С; и другие металлы.

2. Тугоплавкие (температура плавления выше 1539 С).

К тугоплавким металлам относятся: хром — температура плавления 1890°С; молибден — температура плавления 2620°С; ванадий — температура плавления 1900°С; тантал — температура плавления 3015°С; и многие другие металлы.

Самый тугоплавкий металл вольфрам — температура плавления 3420°С

  1. Химические свойства металлов

Учащиеся самостоятельно работают с таблицей «химические свойства металлов». Затем учитель организует эвристическую беседу и продолжает свой рассказ.

Видео "Самовоспламенение никеля на воздухе"

1). Металлы по - разному  реагируют с водой:

Помните!!!

Алюминий реагирует с водой подобно активным металлам, образуя основание:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑

2).  Металлы особо реагируют с серной и концентрированной кислотами:

H2SO4 (разб) + Zn = ZnSO4 + H2↑

H2SO4 (разб) + Cu ≠

2H2SO4 (конц.) + Cu = CuSO4 + 2H2O + SO2↑

4HNO3 (k) + Cu = Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑

8HNO3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑

3). С растворами солей менее активных металлов

Ме + Соль = Новый металл + Новая соль

Вытеснение металла из соли другим металлом

ВИДЕО-ОПЫТ

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu

FeCl2 + Cu ≠

Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым:

от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.

Видео – Эксперимент «Взаимодействие хлорида олова (II) с цинком («Оловянный ежик»)»

Далее учащиеся выполняют самостоятельную работу «Химические свойства металлов» после инструктажа по ТБ.

IV Закрепление

Учащиеся выполняют задания на закрепление у доски и в тетради:

№1. Закончить уравнения практически осуществимых реакций, назвать продукты реакции

Li+ H2O =

Cu + H2O =

Al + H2O =

Ba + H2O =

Mg + H2O =

Ca + HCl=

Na + H2SO4(К)=

Al + H2S=

Ca + H3PO4=

HCl + Zn =

H2SO4 (к)+ Cu=

H2S + Mg =

HCl + Cu =

HNO3 (K)+ Сu =

H2S + Pt =

H3PO4 + Fe =

HNO3 (p)+ Na=

Fe + Pb(NO3)2 =

№2. Закончите УХР, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель (восстановитель):

Al + O2 =

Li + H2O =

Na + HNO3 (k) =

Mg + Pb(NO3)2 =

Ni + HCl =

Ag + H2SO4 (k) =

Учащиеся выполняют проверочный тест:

1.Выберите группу элементов, в которой находятся только металлы:

А) Al, As, P;    Б) Mg, Ca, Si;    В) K, Ca, Pb

2. Выберите группу, в которой находятся только простые вещества – неметаллы:

А) K2O, SO2, SiO2;    Б) H2, Cl2, I2 ;    В)Ca, Ba, HCl;

3. Укажите общее в строении атомов K и Li:

А) 2 электрона на последнем электронном слое;

Б) 1 электрон на последнем электронном слое;

В) одинаковое число электронных слоев.

4. Металлический кальций проявляет свойства:

А) окислителя;

Б) восстановителя;

В) окислителя или восстановителя в зависимости от условий.

5. Металлические свойства натрия слабее, чем у –

А) магния;   Б) калия;   В) лития.

6. К неактивным металлам относятся:

А) алюминий, медь, цинк;    Б) ртуть, серебро, медь;

В) кальций, бериллий, серебро.

7. Какое физическое свойство не является общими для всех металлов:

А) электропроводность,    Б) теплопроводность,

В) твердое агрегатное состояние при нормальных условиях,

Г) металлический блеск

V Домашнее задание

§32-33, с.101-103

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок №37                                                                                                     Дата:___________________

Тема: Электролиз. Электрохимический ряд напряжений металлов

Тип урока: комбинированный урок

Цель: Дать представление учащимся с одним из современных методов получения металлов и не только металлов – электролизом.

Задачи:

Образовательная:

- ознакомить учащихся с явлением электролиза, научить школьников записывать схемы электролиза растворов и расплавов кислородсодержащих и безкислородных солей.

- расширить представление о электрохимическом ряде напряжений металлов

Развивающая:

- развитие логического мышления, умения обобщать и анализировать учебный материал, развитие  навыков решения задач.

Воспитательная:

- продолжить нравственное воспитание на основе раскрытия гуманитарного значения достижений науки.

Оборудование: компьютер, мультимедийная презентация, ПСХЭ, прибор для электролиза, таблица «ряд активности металлов»

                                                                           Ход урока

I Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос:

- расскажите о физических свойствах металлов

- расскажите, как различные металлы реагируют с водой и кислотами

- расскажите, как различные металлы реагируют с кислородом и другими неметаллами.

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации. Демонстрация опыта учителем, обсуждение опыта. Запись учащимися основных положений в тетради.

1. Понятие электролиза.

В растворах и расплавах электролитов имеются катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Если в такой раствор или расплав электролита погрузить инертные (угольные) электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы – к катоду, анионы – к аноду. Катионы, соприкасаясь с катодом, принимают от него электроны и восстанавливаются, а анионы, соприкасаясь с анодом, отдают ему электроны и окисляются.

Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

2. Электролиз водных растворов.

Может проходить как без участия, так и с участием молекул воды, в которой растворен электролит. В качестве примера рассмотрим:

а) электролиз водного раствора хлорида меди (II) – CuCl2.

Демонстрация опыта.

- Что мы наблюдаем? На катоде (–) осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется газ желто-зеленого цвета с резким запахом – это хлор.

- Как объяснить выделение этих веществ?

В водном растворе CuCl2 диссоциирует на ионы:

CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-

К катоду движется катион меди, принимает два электрона, то есть восстанавливается с образованием меди. К аноду движется хлорид-анион, отдает свой электрон, то есть окисляется с образование атомов, а затем и молекул хлора.

В виде химических уравнений процесс записывается так:

Электролиз раствора соли CuCl2:

CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-  

 

Катод (–)                                                                  Анод (+)

Cu2+ + 2ē → Cu0                                                      Cl- – 1ē → Cl0

 

                                                                                   2Cl0 → Cl2 ↑

 

электролиз

 

CuCl2 ===== Cu + Cl2 ↑

Таким образом, в электролизе раствора CuCl2 не принимают участие молекулы воды.

б) электролиз водного раствора сульфата меди (II) – CuSO4.

Демонстрация опыта.

- Что мы наблюдаем? На катоде (–) выделяется и осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется газ. В атмосфере этого газа тлеющая лучинка загорается – значит, это кислород. Как объяснить выделение этих веществ?

В водном растворе CuSO4 диссоциирует на ионы:

CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-

К катоду движется катион меди, принимает два электрона и восстанавливается с образованием меди. К аноду движется сульфат-анион. Но: анионы кислородсодержащих кислот на аноде не окисляются, а вместо них окисляются молекулы воды с образованием молекулярного кислорода и катионов водорода. Что же остается в растворе? Сульфат-анионы и катионы водорода, которые могут образовать молекулы серной кислоты.

В кратком виде процесс записывается так:

Электролиз раствора соли CuSO4

CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-

 

катод (–)                                                                             анод (+)

Cu2+ + 2ē → Cu0                                                              2H2O – 4ē → 4H+ + O2 ↑

 

 

В растворе: H+, SO42-

 

электролиз

 

         2CuSO4 + 2H2O ====== 2Cu + O2 ↑ + 2H2SO4

 

в) электролиз водного раствора бромида натрия – NaBr.

Демонстрация опыта.

Что мы наблюдаем? На катоде (–) выделяется газ без цвета и запаха. Этот газ после проверки на чистоту поджигается и горит практически бесцветным пламенем – это водород. На аноде (+) выделяется жидкость бурого цвета с резким запахом, не дающая качественной реакции на крахмал – это бром.

Записываем уравнения реакции:

NaBr ↔ Na+ + Br-

 

      катод (–)                                                                  анод (+)

 

2H2O + 2ē → H2 ↑ + 2OH-                                         Br- – 1ē → Br0

 

 

В растворе: Na+, OH-                                                 2Br0 → Br2

 

электролиз

 

         2NaBr + 2H2O ====== 2NaOH + H2 ↑ + Br2

 

 

 

г) Как же можно узнать, что при электролизе растворов будет образовываться на катоде и на аноде?

Существует несколько правил:

Для катодных процессов.

Обращаемся к электрохимическому ряду напряжений металлов.

1 правило. Если металл расположен в электрохимическом ряду после водорода (т.е. от Cu до Au включительно), то при электролизе раствора соли такого металла восстанавливается сам металл.

Cu2+ + 2ē → Cu0

2 правило. Если металл расположен в электрохимическом ряду до алюминия включительно (от Li до Al), то на катоде будут восстанавливаться молекулы воды с образованием водорода.

2H2O + 2ē → H2 ↑ + 2OH-

3 правило. Если металл расположен между Al и водородом в электрохимическом ряду, восстанавливаться будет и сам металл, и молекулы воды.

2H2O + 2ē → H2 ↑ + OH-

 

Fe2+ + 2ē → Fe0

Для анодных процессов.

1 правило. Анионы бескислородных кислот (кроме F-) легко окисляются:

I- – 1ē → I0

 

2I0 → I2

2 правило. Анионы кислородсодержащих кислот и анион F- сами не окисляются, а вместо них окисляются молекулы воды и выделяется кислород.

2H2O – 4ē → 4H+ + O2 ↑

д) Для иллюстрации приведем еще один пример – электролиз водного раствора KNO3.

Демонстрация опыта.

Что наблюдаем? И на катоде, и на аноде выделяется газ. Какой?

Записываем уравнения реакции:

KNO3 ↔ K+ + NO3-

в данном случае электролиз сводится к электролизу воды.

Вывод: Электролиз водных растворов солей протекает по-разному в зависимости от того, катионом какого металла и анионом какого кислотного остатка образована соль.

3. Электролиз расплавов.

При электролизе расплавов солей активных металлов на катоде восстанавливается металл (отличие от электролиза раствора). Чаще всего при электролизе расплавов используются галогениды.

Пример: электролиз расплава NaCl (t пл.= 8010C).

NaCl ↔ Na+ + Cl-

  катод (–)                                                                 анод (+)

 

Na+ + 1ē → Na0                                                         Cl- – 1ē → Cl0

 

                                                                                  2Cl0 → Cl2 ↑

         электролиз расплава

            2NaCl ====== 2Na + Cl2 ↑

            4. Применение электролиза.

            1. Электролиз используется для получения многих активных металлов и неметаллов, щелочей и некоторых солей.

            2. Электролизом пользуются в гальванопластике для покрытия изделий другим металлом: никелем, цинком, оловом, хромом, золотом и др.

            3. С помощью электролиза получают сложные неорганические и органические соединения.

            4. Электролиз используют для очистки некоторых металлов от примесей (рафинирование металлов). В качестве методического приема предлагается составление опорной схемы.

Вопрос классу? От каких факторов зависят восстановительные свойства металлов? (Слайд 5)

Ответ: От положения в периодической таблице Д.И.Менделеева или от положения в электрохимическом ряду напряжения металлов.

Учитель вводит понятия: химическая активность и электрохимическая активность.

Пред началом объяснения ребятам предлагается сравнить активность атомов К и Li по положению в периодической таблице Д.И. Менделеева и активность простых веществ, образованными данными элементами по положению в электрохимическом ряду напряжения металлов. (Слайд 6)

Возникает противоречие: В соответствии с положением щелочных металлов в ПСХЭ и согласно закономерностям изменения свойств элементов в подгруппе активность калия больше, чем лития. По положению в ряду напряжения наиболее активным является литий.

Учитель объясняет в чем отличие химической от электрохимической активности и объясняет, что электрохимический ряд напряжений отражает способность металла переходить в гидратированный ион, где мерой активности металла является энергия, которая складывается из трех слагаемых (энергии атомизации, энергии ионизации и энергии гидротации). Материал записываем в тетрадь. (Слайды 7-10)

Вместе записываем в тетрадь вывод: Чем меньше радиус иона, тем большее электрическое поле вокруг него создается, тем больше энергии выделяется при гидротации, следовательно более сильные восстановительные свойства у этого металла в реакциях.

Историческая справка: выступление ученика о создании Бекетовым вытеснительного ряда металлов. (Слайд 11)

Действие электрохимического ряда напряжения металлов ограничивается только реакциями металлов с растворами электролитов (кислот, солей).

Памятка:

Уменьшаются восстановительные свойства металлов при реакциях в водных растворах в стандартных условиях (250°С, 1 атм.);

Металл, стоящий левее, вытесняет металл, стоящий правее из их солей в растворе;

Металлы, стоящие до водорода, вытесняют его из кислот в растворе (искл.: HNO3);

Ме (до Al) + Н2О —> щелочь + Н2

Другие Ме (до Н2) + Н2О —> оксид + Н2 (жесткие условия)

Ме (после Н2) + Н2О —> не реагируют

(Слайд 12)

Ребятам раздаются памятки. Самостоятельная работа: «Взаимодействие металлов с растворами солей» (Слайд 13)

Осуществите переход:

CuSO4 —> FeSO4

CuSO4 —> ZnSO4

Демонстрация опыта взаимодействия меди и раствора нитрата ртути (II).

IV Закрепление

Фронтальный опрос.

- Какой процесс называется электролизом?

- Дайте характеристики катоду и аноду.

- Какие виды анодов вы знаете? Чем они отличаются друг от друга?

- Что такое электролизёр?

- Какие частицы называются катионами и анионами?

- Какие процессы называются окислением, а какие – восстановлением?

Выполнение обобщающего теста (приложение)

V Домашнее задание

§34, с. 103-104, вопросы

VI Итог урока и рефлексия

Подведение итогов урока: выполнена ли цель урока? все ли успели изучить?

Рефлексия: понравился ли вам урок? что понравилось/не понравилось? что бы хотелось изменить на уроках химии? Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

Оценки за урок и их комментирование.

 

 

 

Сабақтың нөмiрi/ номер урока: 38

Тақырып / Тема: Сплавы. Коррозия металлов

Мақсат / Цель: раскрыть свойства и значение сплавов металлов, причины коррозии и меры борьбы с ней

Оқыту мен тәрбиелеудің міндеттері / Учебно – воспитательные задачи:

  1. Познакомить учащихся с составом, строением, многообразием и значением сплавов, причинами коррозии и меры борьбы с нею.
  2. продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи состава и строения сплавов с их свойствами, материалистических причин коррозии металлов.
  3. Развитие логического мышления на сонове самостоятельного анализа учебного материала

Құрал – жабдықтар, көрнекті құралдар / Оборудование, наглядные пособия: картины и таблицы, компьютер, мультимедийная презентация

Сабақ Түрі / Тип урока: комбинированный урок

Әдіс – тәсілдері / Методы: беседа, работа с учебником, демонстрация натуральных объектов, демонстрация на презентации

Сабақ барысы / Ход урока:

I. Организационный момент

Приветсвие на государственном языке. Психологический настрой, сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Проверка знаний

Учащиеся выполняют учебный тест у37:

1. В Периодической системе элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются в:

А) в левой и нижней части периодической таблицы

Б) в правой верхней части

В) в правой и нижней части

2. Атомы металлов являются:

А) сильными окислителями

Б) сильными восстановителями

3. Кристаллическая решетка металлов:

А) ионная

Б) атомная

В) молекулярная

Г) металлическая

4. Тип химической связи, характерный для металлов:

А) металлическая

Б) ионная

В) ковалентная полярная

5. Самый распространенный металл на Земле:

А) алюминий

Б) железо

В) медь

Г) золото

6. Способ получения активных металлов:

А) электролиз           Б) алюминотермия            В) восстановление углем

7. если через раствор электролита (хлорида меди) пропускать постоянный электрический ток то на аноде будут откладываться

А) атомы меди (образуется медный налет)

Б) окисляются хлорид-ионы с образованием газообразного хлора, определяемого по запаху

8. Наибольшей химической активностью обладают ионы6

А) золота

Б) калия

В) натрия

Г) алюминия

9. Характерные физические свойства металлов:_________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

10. Жидкий металл:

А) ртуть

Б) золото

В) калий

Г) цезий

11. Металлы, которые можно плавить теплом ладоней:

А) цезий и галлий

Б) калий и натрий

В) кальций и рубидий

12. Используют в качестве проводников электрического тока:

А) медь и олово

Б) железо и свинец

В) золото и серебро

Г) магний и титан

13. Самый твердый металл

А) хром

Б) никель

В) вольфрам

14. Самый тугоплавкий металл (температура плавления 3420 градусов):

А) хром

Б) никель

В) вольфрам

15. К тяжелым металлам относят:

А) алюминий

Б) магний

В) свинец

Фронтальный устный опрос:

- охарактеризуйте характерные физические свойства металлов

- охарактеризуйте характерные химические свойства металлов

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на презентации, таблицах «Электрохимический ряд напряжений металлов», «Коррозия металлов». Учащиеся внимательно слушают объяснения учителя, записывают основные положения в тетрадь.

- Металлы в чистом виде используют гораздо реже, чем их сплавы. Это связано с тем. Что сплавы обладают более высокими техническими качествами, чем металлы в чистом виде. Например, спав меди и цинка – латунь значительно тверже, чем отдельно взятые металлы. Сплавы обычно плавятся при более низкой температуре, чем составляющие их металлы. Сплав, состоящий из одной части свинца и двух частей олова, имеют температуру плавления 180 °С, тогда как свинец плавиться при температуре 327°С. А олово – при температуре 231,9°С. Почему для ювелирных изделий применяют сплав золота с медью? Оказывается изделия из чистого золота за счет его высокой пластичности легко деформируются и истираются. Сплавы, как правило, обладают меньшей пластичностью, чем металлы, входящие в их состав. Комбинируя металлы в разнообразных сочетаниях и количественных соотношениях, можно получить большое число сплавов с важными техническими свойствами: жаропрочные, сверхтвердые, легкие, кислотоупорные, устойчивые к коррозии и т.д.

Сплавы получают смешением металлов в расплавленном состоянии.

Способность металлов в расплавленном состоянии не только механически смешиваться, но и образовывать между собой (и с атомами неметаллов) различные соединения – одна из причин, объясняющая, почему сплавы по физическим свойствам так резко отличаются от свойств, составляющих их веществ.

Виды сплавов, применяемых в промышленности:

Чугун – сплав железа с углеродов (графитом) – твердый, тяжелый сплав, но склонен к раскалыванию при ударе

Дюралюминий – содержит 95% алюминия, 4% меди, по 0,5% марганца и магния.

Бронза – сплав меди и олова, боде твердый и красивый

Мельхиор – сплав меди с никелем, применяют для замены серебра, из него часто изготовляют монеты, посуды и недорогих ювелирных изделий

Третник – сплав олова и свинца, применяемый при паянии

Ферросплавы, стали – славы железа с различными металлами и неметаллами

Нержавеющая сталь – сплав железа с никелем

Латунь – сплавь меди с цинком, более прочный и износоустойчивый и устойчивый к коррозии

Слово коррозия происходит от латинского corrodere, что означает разъедать. Хотя коррозию чаще всего связывают с металлами, но ей подвергаются также камни, пластмассы и другие полимерные материалы и дерево. Например, в настоящее время мы являемся свидетелями большого беспокойства широких слоев людей в связи с тем, что от кислотных дождей катастрофически страдают памятники (здания и скульптуры), выполненные из известняка или мрамора.

Таким образом, коррозией называют самопроизвольный процесс разрушения материалов и изделий из них под химическим воздействием окружающей среды. Процессы физического разрушения к коррозии не относят, хотя часто они наносят не меньший вред памятникам культуры. Их называют истиранием, износом, эрозией.

Ржавлением называют только коррозию железа и его сплавов. Другие металлы корродируют, но не ржавеют. Хотя корродируют практически все металлы, в повседневной жизни человек чаще всего сталкивается с коррозией железа.

В природе, хотя и очень редко, но встречается самородное железо. Его происхождение считают метеоритным, т.е. космическим, а не земным. Поэтому первые изделия из железа (они изготавливались из самородков) ценились очень высоко – гораздо выше, чем из серебра и даже золота.

В результате коррозии железо ржавеет. Этот процесс очень сложен и включает несколько стадий. Его можно описать суммарным уравнением:

4Fe + 6H2O (влага) + 3O2 (воздух) = 4Fe(OH)3

Ребята, а что является символом Парижа? – Эйфелева башня. Она неизлечима больна, ржавеет и разрушается, и только постоянная химиотерапия помогает бороться с этим смертельным недугом: Её красили 18 раз, отчего её масса 9000 т каждый раз увеличивается на 70 т.

А подвергается ли коррозии Алюминий? Многие металлы, в том числе и довольно активные (например, алюминий) при коррозии покрываются плотной, хорошо скрепленной с металлами оксидной пленкой, которая не позволяет окислителям проникнуть в более глубокие слои и потому предохраняет металл от коррозии. При удалении этой пленки металл начинает взаимодействовать с влагой и кислородом воздуха.

Учитель показывает детям старинные монеты: Почему серебро не подвергается коррозии, а медь зеленеет? Во влажном воздухе поверхность меди покрывается зеленоватым налетом (патиной) в результате образования смеси основных солей.

Так как в воздухе могут содержаться оксид углерода (IV) и оксид серы (IV), то в результате их взаимодействия с водой получаются кислоты. При диссоциации последних образуются ионы водорода, которые также окисляют атомы металлов

Опытным путем установлено, что металл быстрее окисляется, если находится в контакте с другим менее активным металлов (демонстрация на электрохимическом ряду). При контакте таких металлов образуется гальванический элемент, и более активный металл теряет электроны, окисляясь при этом.

Методы борьбы с коррозией

Рисунок схемы на доске, учащиеся переносят ее в тетрадь:

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

Почему нельзя использовать нож из алюминия?

Литий – самый лёгкий металл, почему нельзя из него сделать самолёт?

Почему в оцинкованном ведре нельзя варить борщ или щи?

- что такое коррозия, каковы ее причины?

- требуются скрепить железные детали, какими заклепками лучше пользоваться медными или цинковыми.

- Расскажите о мерах борьбы с коррозией

V Домашнее задание

§35, с. 104-105, вопросы

VI. Итоги урока и рефлексия

Учитель подводит итог урока. Учащиеся отвечают на вопросы:

- Понравился ли вам урок? Как вы оцениваете свою работу на нем? Выставление оценок.

Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сынып / Класс 9                                                                                      Күні / Дата  ____________

Сабақтың нөмiрi/ номер урока: 39

Тақырып / Тема: Металлы в природе. Получение металлов. Металлургия

Мақсат / Цель: раскрыть принципы получения металлов в промышленности из природных источников

Оқыту мен тәрбиелеудің міндеттері / Учебно – воспитательные задачи:

  1. Познакомить учащихся с различными видами металлургии, аучных принципах производства металлов и сплавов; о природных соединениях железа и цветных металлов как основе черной и цветной металлургии.
  2. продолжить воспитание бережного отношения к природе
  3. развитвать логическое мышление, мировоззрение, память, речь

Құрал – жабдықтар, көрнекті құралдар / Оборудование, наглядные пособия: образцы металлов, металлических руд, таблица «металлургия»

Сабақ Түрі / Тип урока: урок усвоения новых ЗУН

Әдіс – тәсілдері / Методы: беседа, работа с учебником, демонстрация коллекций, демонстрация на презентации

Сабақ барысы / Ход урока:

I. Организационный момент

Приветсвие на государственном языке. Психологический настрой, сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Проверка знаний

Индивидуальный устный опрос:

- Какие свойствами обладают сплавы? Приведите примеры сплавов, используемых в промышленности

- Что такое коррозия металлов, какой вред она наносит? Как происходит коррозия?

- Каковы основные методы борьбы с коррозией? Охарактеризуйте их. Приведите примеры.

III Изучение нового материала.

Рассказ учителя, демонстрация на презентации, таблице, демонстрация коллекций руд и металлов.

Природные соединения металлов

Металлы могут встречаться в природе или в виде простого вещества или в виде сложного вещества.

Металлы в природе встречаются в трёх формах:

1. Активные – в виде солей (сульфаты, нитраты, хлориды, карбонаты)

2. Средней активности – в виде оксидов, сульфидов (Fe3O4, FeS2)

3. Благородные – в свободном виде (Au, Pt, Ag)

Чаще всего металлы в природе встречаются в виде солей неорганических кислот или оксидов:

хлоридов – сильвинит КСl • NaCl, каменная соль NaCl;

нитратов – чилийская селитра NaNO3;

сульфатов – глауберова соль Na2SO4 · 10 H2O, гипс CaSO4 • 2Н2О;

карбонатов – мел, мрамор, известняк СаСО3, магнезит MgCO3, доломит CaCO3 • MgCO3;

сульфидов –  серный колчедан FeS2, киноварь HgS, цинковая обманка ZnS;

фосфатов – фосфориты, апатиты Ca 3(PO4)2 ;

оксидов – магнитный железняк Fe3O4, красный железняк Fe2O3, бурый железняк Fe2O3 • Н2О.

Ещё в середине II тысячелетия до н. э. в Египте было освоено получение железа из железных руд. Это положило начало железному веку в истории человечества, который пришёл на смену каменному и бронзовому векам. На территории нашей страны начало железного века относят к рубежу II и I тысячелетий до н. э.

Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения и пригодные для промышленного получения металлов, называются рудами.

Отрасль промышленности, которая занимается получением металлов из руд, называется металлургией. Так же называется и наука о промышленных способах получения металлов из руд.

 

Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов.

Получение металлов

Большинство металлов встречаются в природе в составе соединений, в которых металлы находятся в положительной степени окисления, значит для того, чтобы их получить, в виде простого вещества, необходимо провести процесс восстановления.

Ме+n  + ne- → Me0

0. Пирометаллургический способ

Это восстановление металлов из их руд при высоких температурах с помощью восстановителей неметаллических - кокс, оксид углерода (II), водород; металлических - алюминий, магний, кальций и другие металлы.

1. Получение меди из оксида с помощью водорода – Водородотермия:

Cu +2O + H2 = Cu0 + H2O

2. Получение железа из оксида с помощью алюминия – Алюмотермия:

Fe+32O3 +2Al = 2Fe0 + Al2O3

Для получения железа в промышленности железную руду подвергают магнитному обогащению:

3Fe2 O3 + H2 = 2Fe3 O4 + H2O или 3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 , а затем в вертикальной печи проходит процесс восстановления:

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O

Fe3O4 + 4CO = 3Fe + 4CO2

3 Гидрометаллургический способ

Способ основан на растворении природного соединения с целью получения раствора соли этого металла и вытеснением данного металла более активным.

Например, руда содержит оксид меди и ее растворяют в серной кислоте:

1 стадия – CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O,

2 стадия – проводят реакцию замещения более активным металлом

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

4 Электрометаллургический способ

Это способы получения металлов с помощью электрического тока (электролиза).

Этим методом получают алюминий, щелочные металлы, щелочноземельные металлы.

При этом подвергают электролизу расплавы оксидов, гидроксидов или хлоридов:

2NaCl эл.ток→ 2Na + Cl2

2Al2O3 эл.ток→  4Al + 3O2

5 Термическое разложение соединений

Например, получение железа:

Железо взаимодействует с оксидом углерода (II) при повышенном давлении и температуре 100-2000, образуя пентакарбонил:

Fe + 5CO = Fe (CO)5

Пентакарбонил железа-жидкость, которую можно легко отделить от примесей перегонкой. При температуре около 2500 карбонил разлагается, образуя порошок железа:

Fe (CO)5 = Fe + 5CO↑

Если полученный порошок подвергнуть спеканию в вакууме или в атмосфере водорода, то получится металл, содержащий 99,98– 99,999% железа.

Проблема безотходных производств в металлургии и охрана окружающей среды

Безотходная технология - технология, подразумевающая наиболее рациональное использование природных ресурсов и энергии в производстве, обеспечивающее защиту окружающей среды.

Безотходная технология - принцип организации производства вообще, подразумевающий использование сырья и энергии в замкнутом цикле. Замкнутый цикл означает цепочку первичное сырьё - производство - потребление - вторичное сырьё.

Как известно, при обжиге руд цветных металлов образуются газы, содержащие оксид серы (IV) – SO2. Этот газ засоряет окружающую среду, но  его можно улавливать и использовать для производства серной кислоты. В результате можно не только предотвратить загрязнение окружающей среды, но и получить дополнительную прибыль.Так, например, при получении 1 т меди можно получить примерно 10 т серной кислоты.

Лабораторная работа №4 «Ознакомление с образцами металлов»

Учащиеся самостоятельно выполняют лабораторную работу по инструкции учителя:

  1. рассмотрите выданные образцы металлов, опишите их внешний вид, найдите по справочным таблицам их температуры плавления и плотность.
  2. исследуйте выданные вам образцы металлов и назовите их. Расположите их по возрастанию твердости, температуры плавления и теплопроводности.

IV Закрепление

Выполнить тестовые задания:

1. Укажите справедливые утверждения: а) все элементы d- и f-семейств являются металлами; б) среди элементов р-семейства нет металлов; в) гидроксиды металлов могут обладать как основными, так амфотерными и кислотными свойствами; г) металлы не могут образовывать гидроксиды с кислотными свойствами.

2. В каком ряду приведены символы соответственно самого твердого и самого тугоплавкого металлов? а) W, Ti; б) Cr, Hg; в) Cr, W; г) W, Cr,

3. Укажите символы металлов, которые можно окислить ионами Н+ в водном растворе кислоты: а) Cu; б) Zn; в) Fe; г) Ag.

4. Какие металлы нельзя получить в достаточно чистом виде, восстанавливая их оксиды коксом? а) W; б) Cr; в) Na; г) Al.

5. С водой только при нагревании реагируют: а) натрий; б) цинк; в) медь; г) железо.

6. Какие утверждения для металлов неверны: а) металлы составляют большинство элементов Периодической системы; б) в атомах всех металлов на внешнем энергетическом уровне содержится не более двух электронов; в) в химических реакциях для металлов характерны восстановительные свойства; г) в каждом периоде атом щелочного металла имеет наименьший радиус.

7. Отметьте формулу оксида металла с наиболее выраженными кислотными свойствами:

а) K2O; б) MnO; в) Cr2O3; г) Mn2O7.

8. В каких парах обе из реакций, схемы которых приведены ниже, позволяют получить металл? а) CuO + CO—> и CuSO4 + Zn —> б) AgNO3 —> и Cr2O3 + Al в) ZnS + O2 и Fe2O3 + H2 —> г) KNO3 —> и ZnO + C.

9. В атомах каких металлов в основном состоянии на энергетическом d- подуровне содержится пять электронов? а) титана; б) хрома; в) сурьмы; г) марганца.

10. Какой минимальный объем (н. у.) оксида углерода (II) нужен для восстановления 320 г оксида железа (III) до магнетита? а) 14,93 л; б) 15,48 л; в) 20,12 л; г) 11,78 л.

V Домашнее задание

лекция, упр. 46

VI. Итоги урока и рефлексия

Учитель подводит итог урока. Учащиеся отвечают на вопросы:

- Понравился ли вам урок? Как вы оцениваете свою работу на нем? Выставление оценок.

Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сынып / Класс 9                                                                                        Күні / Дата  ____________

Сабақтың нөмiрi/ номер урока: 40

Тақырып / Тема: Щелочные металлы. Кальций

Мақсат / Цель: раскрыть свойства и значение щелочных металлов, кальция

Оқыту мен тәрбиелеудің міндеттері / Учебно – воспитательные задачи:

  1. Познакомить учащихся с положением щелочных металлов в периодической системе, нахождением их в природе, получением, физическими и химическими свойствами щелочных металлов
  2. продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи состава и строения сплавов с их свойствами, материалистических причин коррозии металлов.
  3. Развитие логического мышления на сонове самостоятельного анализа учебного материала

Құрал – жабдықтар, көрнекті құралдар / Оборудование, наглядные пособия: металлический кальций, вода, периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация

Сабақ Түрі / Тип урока: комбинированный урок

Әдіс – тәсілдері / Методы: беседа, работа с учебником, демонстрация опытов, демонстрация на презентации

Сабақ барысы / Ход урока:

I. Организационный момент

Приветсвие на государственном языке. Психологический настрой, сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Индивидуальный устный опрос у доски:

-          Расскажите о природных соединениях металлов. В виде каких соединений встречаются в природе металлы калий, магний, хром и цинк. Как эти металлы можно получить в свободном виде. Напишите уравнения реакций

-          Как называется наука о промышленных способах получения металлов? Какие основные способы получения металлов (поочердный опрос по отдельный способам получения металлов)?

-          С какими экологическими проблемами сталкивается металлургия как отрасль промышленности. Каковы основные пути их решения?

III Изучение нового материала

Учитель: перейдём к следующему вопросу нашего плана урока. Нахождение щелочных металлов природе. Обратимся к таблице учебника стр. 113.

Важнейшие природные соединения натрия и калия.

Название минерала

Химическая формула

Важнейшие месторождения

Хлорид натрия

NaCl

Соляные озера Эльтон и Баскунчак, город Соликамск

Сульфат натрия (мирабилит, глауберова соль)

Na2SO4∙10H2O

Кара-Богаз-Гол, Большое Соленое озеро

Сильвинит

NaCl∙KCl

Соликамск

Карналлит

KCl∙MgCl2∙6H2O

Соликамск, Штасфурт

Учитель: демонстрирует классу образцы щелочных металлов, обращает внимание на условия их хранения (под слоем керосина). Учащиеся характеризуют физические свойства металлов.

Физические свойства: щелочные металлы серебристо- белого цвета с незначительными оттенками, легкие, мягкие, легкоплавкие. Их твердость и температура плавления закономерно снижаются от лития к цезию.

Демонстрационный опыт: учитель отрезает ножом кусочек натрия: блестящий срез быстро тускнеет на свету.

Учитель: почему происходит потускнение блестящего среза?

Ученик:

Щелочные металлы – сильные восстановители, легко окисляются.

Учитель:

Необходимо записать уравнение химической реакции, отображающее данное свойство металлов.

Работа учащихся у доски и в тетрадях.

Далее учитель совместно с учащимися рассматривает химические свойства щелочных металлов.

Ученик:

 

 

 

 

 

 

Данные реакции записываются в молекулярном виде и как окислительно -восстановительные процессы.

Учитель: рассмотрим применение щелочных металлов.

Натрий применяют в качестве восстановителя, например в цветной металлургии, в качестве теплоносителя в ядерных реакциях. Так же используется в качестве катализатора при синтезе некоторых органических веществ (получение синтетического каучука).

Щелочные металлы, особенно цезий, способны превращается в положительно заряженные ионы даже под действием света. Это свойство используют в фотоэлементах – приборах, превращающих энергию света в электрическую, и для изготовления автоматически действующих аппаратов. При освещении с поверхности цезия отрываются электроны, цепь замыкается, и аппарат автоматически начинает действовать.

Рассмотрите, пожалуйста, следующую схему (Работа учащихся со схемой «Применение соединений щелочных металлов». Самостоятельная работа с текстом. Обсуждение схемы).

Надпись: В текстильной промышленности, в том числе в производстве искусственного волокнаСхема:

 


КОН

 
Надпись: Электролит в аккумуляторахНадпись: Производство мыла Надпись: Органический синтез

Нейтрализация кислот и получение соответствующих солей

 
Надпись: Производство бумаги Надпись: Очистка продуктов переработки нефти

NaOH

 
           

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Рассказ учителя с демонстрацией на презентации. Учащиеся внимательно слушают, записывают основные положения в тетради:

КАЛЬЦИЙ (лат. Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,078; относится к щелочноземельным металлам.

Физические свойства: серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см3, tпл 842 °С. При обычной температуре легко окисляется на воздухе.

Химические свойства:

При нагревании кальция он загорается и горит с образованием белого дыма, окрашивая пламя в кирпично-красный цвет. Дым состоит из мельчайших твердых частичек оксида кальция:

2Са + O2 = 2СаО + Q

Кальций реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция и вытесняя из воды водород:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2 + Q

Фенолфталеин в полученном растворе окрашивается в малиновый цвет. Это доказывает сходство кальция с щелочными металлами: как и щелочные металлы, кальций взаимодействует с холодной водой с выделением водорода. Однако реакция кальция с водой протекает значительно медленнее, чем, например,

натрия или калия, это связано стем, что на внешнем электронном слое атома кальция находятся два спаренных s-электрона. Гидроксид кальция растворим в воде, т. е. представляет собой щелочь. Растворимость гидроксида кальция значительно выше, чем гидроксида магния, но ниже, чем гидроксидов щелочных металлов — натрия или калия.

Кальций хранят под слоем керосина, так как этот металл реагирует с водяными парами, содержащимися в воздухе.

2Са + О2 = 2СаО

С холодной водой с образованием гидроксида кальция (с горячей водой реакция протекает более энергично)

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

При нагревании реагирует со многими неметаллами — водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и др.

Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция)

3Са + N2 = Са3N2 (нитрид кальция)

Са + S = СаS (сульфид кальция)

Восстанавливает менее активные металлы из их оксидов и галогенидов

2Са + ТiO2 = 2СаО + Тi

Название: название от латинского "calx", родительный падеж "calcis" (известь).

Нахождение в природе: Соединения кальция содержатся в почве и в природных водах, в животных и растительных организмах.

Содержание кальция в земной коре — 4.1%, в океане — 4.1 • 10~2%, в человеческом организме: в мышечной ткани — 0.14%, в костной ткани — 17%, в крови — 60.5мг/л. Среднесуточная потребность человека в кальции составляет около 1 г. Около 99% всего количества кальция в организме приходится на костную и зубную ткань. Содержание ионов кальция в крови играет важнейшую роль в возбуждении и регулировании работы сердца, а также выполняет защитную роль в животном организме: лишенная ионов кальция кровь не свертывается на воздухе.

Много кальция потребляют растения, от его недостатка прежде всего страдает корневая система растений.

Кальций входит в состав осадочных горных пород, различных минералов, наиболее распространенными из которых являются:известняк, мрамор, мел СаСО3, гипс СаSO4 • 2Н2O, фосфориты и апатиты Са3(РO4)2 доломит СаСО3 • МgСО3

Применение: как активный восстановитель служит для получения урана (U), тория (Th),ванадия (V), хрома (Cr), цинка (Zn), бериллия (Be) и других металлов из их соединений; для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения кальция применяют в строительстве (известь, цемент); препараты кальция — в медицине.

IV Закрепление

Фронтальный устный опрос:

-          каково положение щелочных металлов в периодической системе элементов?

-          в форме каких природных соединений встречаются щелочные металлы? Каковы важнейшие месторождения натрия и калия?

-          Расскажите о роли калия и кальция в жизни растений и животных.

-          Каковы общие физические и химические свойства щелочных металлов?

-          Каково применение щелочных металлов и их соединений?

-          расскажите о кальции, его свойствах и значении

V Домашнее задание

§36, записи, вопросы, упр.48-50.

VI Итоги урока и рефлексия

Учитель подводит итог урока. Учащиеся отвечают на вопросы:

- Понравился ли вам урок? Как вы оцениваете свою работу на нем? Выставление оценок.

Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сынып / Класс 9                                                                                        Күні / Дата  ____________

Сабақтың нөмiрi/ номер урока: 41

Тақырып / Тема: Свойства кальция. Соединения кальция. Понятие о жесткости воды и способах ее устранения

Мақсат / Цель: раскрыть свойства и значение кальция и его соединений в природе и жизни человека, значение жесткости воды и способы ее устранения

Оқыту мен тәрбиелеудің міндеттері / Учебно – воспитательные задачи:

  1. Познакомить учащихся с положением щелочноземельных металлов, свойствами кальция и его соединений, с понятием жесткость воды и способами ее устранения
  2. продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи жесткость воды с свойствами ионов кальция и магния
  3. Развитие логического мышления на сонове самостоятельного анализа учебного материала

Құрал – жабдықтар, көрнекті құралдар / Оборудование, наглядные пособия: металлический кальций, вода, периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация, колеекция соединений кальция, сода, горелка, стакан воды

Сабақ Түрі / Тип урока: комбинированный урок

Әдіс – тәсілдері / Методы: беседа, работа с учебником, демонстрация опытов, демонстрация на презентации

Сабақ барысы / Ход урока:

I. Организационный момент

Приветсвие на государственном языке. Психологический настрой, сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Учащиеся выполняют учебный тест (см. приложение 1)

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на слайдах презентации. Учащиеся внимательно слушают, записывают основные положения в тетрадь:

К главной подгруппе второй группы относятся металлы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.

 

Щелочноземельные металлы - кальций, стронций, барий, радий.

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

В земной коре содержится бериллия - 0,00053%, магния - 1,95%, кальция - 3,38%, стронция - 0,014%, бария - 0,026%, радий - искусственный элемент.

Встречаются в природе только в виде соединений - силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, фосфатов, сульфатов и т.д.

Важнейшие минералы:

Be

3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берилл

Mg

MgCO3 – магнезит

CaCO3 • MgCO3 – доломит

KCl • MgSO4 • 3H2O – каинит

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит

MgCl2·6H2O - бишофит

Ca

CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)

Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит

CaSO4 • 2H2O – гипс

CaSO4 – ангидрит

CaF2 – плавиковый шпат (флюорит)

Sr

SrSO4 – целестин

SrCO3 – стронцианит

Ba

BaSO4 – барит

BaCO3 – витерит

Получение кальция

Кальций получают электролизом расплавов хлоридов:

Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 для снижения температуры плавления)

CaCl2=Ca+Cl2↑

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1.      Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

2.      Обладают положительной валентностью +2

3.      Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4.      С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.

5.      Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.

Самостоятельная работа учащихся по карточкам:

Задания для 1-го учащегося

1.                        Загадка.

Меня в составе мрамора найди,

Я твердость придаю кости,

В составе извести меня найдешь,

Теперь меня ты твердо назовешь.

Название элемента происходит от латинского calx (в родительном падеже calcis) — «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом.

2. Вы знаете, что кальций - металл. Составьте уравнения реакций, характеризующих взаимодействие кальция с простыми веществами (кислород, хлор, сера, водород). Объясните окислительно-восстановительные процессы. Сделайте вывод о химической активности кальция и его окислительно-восстановительных свойствах. Почему кальций проявляет восстановительные свойства? Какую степень окисления проявляет кальций в соединениях?

3. Кальций проявляет восстановительные свойства и при взаимодействии со сложными веществами. Докажите это, составив уравнения химических реакций. Продемонстрируйте взаимодействие кальция с водой.

4. Почему магний хранят на воздухе, а кальций – под слоем керосина? Составьте электронные схемы строения атомов кальция и магния.

5. Почему кальций применяют в самолетостроении?

Задания для 2-го учащегося

1. Известно, что металлам соответствуют основные оксиды. Докажите, что оксид кальция - основный оксид, составив уравнения соответствующих реакций.

2. Докажите основные свойства оксида кальция, проведя соответствующие опыты.

3. Прилейте к порции долго хранившегося в лаборатории оксида кальция раствор соляной кислоты. Объясните наблюдаемые явления.

4. В одной пробирке находится оксид кальция, в другой оксид алюминия. Определите каждое из веществ.

5. На воздухе кальций постепенно превращается в белый порошок. Каков состав этого порошка? Приведите уравнения возможных реакций.

Задания для 3-го учащегося

1. Известно, что основному оксиду соответствует основание. Составьте уравнение химической реакции, соответствующей этому переходу.

2. Докажите, что гидроксид кальция проявляет основные свойства, проведя не менее 2 опытов.

3. Качественной реакцией на углекислый газ является взаимодействие его с известковой водой. Почему для этой цели не используют раствор гидроксида натрия?

4. Наши прабабушки в свое время решали довольно сложную проблему – как долгое время сохранить свежими куриные яйца. Проблема была актуальной из-за сезонности этого продукта: птицефабрик, на которых куры неслись бы круглый год при лучах искусственного солнца, тогда не было. А яйца, лежащие долгое время на воздухе, портятся. Из яйца испаряется содержащаяся в нем влага. Потом через поры скорлупы в яйцо проникает воздух, а вместе с ним гнилостные бактерии, которые в белке и желтке находят прекрасную среду для развития. Один из способов длительного хранения свежих яиц заключается в следующем. Одну часть гашеной извести растворяли в 20 частях воды. Свежее куриное яйцо окунали в полученный раствор, вытаскивали и оставляли лежать на воздухе. Когда яйцо высыхало, обработку повторяли. Предложите гипотезы, объясняющие эффект длительной сохранности яиц после подобной обработки.

Задания для 4-го учащегося

1. Прочитайте «Сказку о братьях карбонатах», выпишите технические названия и формулы природных соединений кальция, составьте уравнения химических реакций, о которых в ней говориться.

         СКАЗКА О БРАТЬЯХ КАРБОНАТАХ.

На земле живут три брата
Из семейства Карбонатов.
Старший брат - красавец МРАМОР,
Славен именем Карары,
Превосходный зодчий. Он
Строил Рим и Парфенон.
Всем известен ИЗВЕСТНЯК,
Потому и назван так.
Знаменит своим трудом,
Возводя за домом дом.
И способен, и умел
Младший мягкий братец МЕЛ.
Как рисует, посмотри,
Этот СаСО3!
Любят братья порезвиться,
В жаркой печке прокалиться,
СаО да СО2 образуются тогда.
Это углекислый газ,
Каждый с ним знаком из вас,
Выдыхаем мы его.
Ну, а это СаО -
Жарко обожжённая ИЗВЕСТЬ НЕГАШЁНАЯ.
Добавляем к ней воды,
Тщательно мешая,
Чтобы не было беды,
Руки защищаем,
Круто замешённая ИЗВЕСТЬ, но ГАШЁНАЯ!
Известковым молоком
Стены белятся легко.
Светлый дом повеселел,
Превратив извёстку в мел.
Фокус-покус для народа:
Стоит лишь подуть сквозь воду,
Как она легко-легко
Превратилась в молоко!
А теперь довольно ловко
Получаю газировку:
Молоко плюс уксус. Ай!
Льётся пена через край!
Всё в заботах, всё в работе
От зари и до зари –
Эти братья Карбонаты,
Эти СаСО3!

2. Прочитайте рассказ «Жар из камня» и ответьте на поставленные вопросы в конце.

«Однажды я и двое моих товарищей решили поохотиться на одном из островов и отправились к нему на лодке. Вскоре поднялся шторм. Лодку уносило все дальше в море. Все сильно озябли. Вдруг в тумане показались очертания острова.

Мы быстро пристали к берегу и решили первым делом разжечь костер, чтобы согреться и приготовить пищу. Ветер задувал его, и мы решили обложить костер камнями: камни были мягкие, белые и сильно пачкались. Но хотя топливо нам попалось прекрасное, костер начинал гаснуть, если мы его усиленно не раздували. Все же совместными усилиями мы разожгли сильный огонь, поужинали и заснули возле костра.

На другое утро все сильно бранили дежурного Володю. Костер потух, а спички куда-то пропали. Но я заявил, что и без огня берусь сварить яйца к завтраку. Для этого я измельчил белые камни с той стороны, где они соприкасались с огнем, положил в ямку, вырытую в земле, измельченные куски вперемешку с сырыми яйцами и полил их водой. Камни зашипели, повалил пар и через несколько минут яйца превосходно сварились!»

Вопросы:

а) Что представляет собой минерал?

б) Что произошло с ним от жара костра?

в) Как объяснить действие воды на белые камни?

 

2.      Найдите в справочной литературе или ресурсах Интернет информацию о биологическом значении кальция.

Рассказ учащегося с демонстрацией на презентации, учащиеся внимательно слушают, записывают основные положения в тетради:

Биологическое значение кальция.

Кальций самый распространенный макроэлемент в организме человека, большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, мышечных и нейронных реакциях, а так же обеспечивают осмотическое давление крови. Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых необходимая дневная норма составляет от 800 до 1000 миллиграмм, а для детей от 600 до 900 миллиграмм, что для детей очень важно из-за интенсивного роста скелета.

В человеческом организме кальций находится в трех основных местах:
      1) в костях скелета (около 99% наших костей являются для нас "резервуаром" кальция);
      2) в клетках;
      3) в крови. Именно кровью кальций доставляется в органы и ткани организма и именно в те места, где он необходим.

Большая часть кальция содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как в толстом так и тонком кишечнике, и облегчается кислой средой, витамином Д и витамином С, лактозой, ненасыщеными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию кальция препятствуют аспирин, щавелевая кислота, производные эстрогена. Соединяясь с щавелевой кислотой кальций дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания кальция в крови из-за большого количества с ним связанных процессов точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное отсутствие в рационе может вызвать судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а так же запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам и. Злоупотребление и алкоголем  могут так же быть причинами дефицита кальция, так как часть его выводится с мочой.

Избыточные дозы кальция и витамина Д могут вызвать гиперкальцемию, после которой следует интенсивная кальцификация костей и тканей (в основном затрагивает мочевыделительную систему). Продолжительный переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает свертываемость крови и уменьшает усвояемость цинка клетками костной ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграмм.

Рассказ учителя с демонстрацией на презентации, демонстрация опытов учителем, учащиеся внимательно слушают, записывают основные положения в тетради:

Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная  (постоянная)  жесткость – хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+ (см. способы устранения жёсткости воды):

1)     кипячением:

Сa(HCO3)2  t˚CCaCO3↓+ CO2 + H2O

Mg(HCO3)2  t˚C→ MgCO3↓+ CO2 + H2O

2)     добавлением известкового молока:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  →  2CaCO3↓ + 2H2O

3)     добавлением соды:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 →CaCO3↓+ 2NaHCO3

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4

MgCl2 + Na2CO3 → MgCO3↓ + 2NaCl

4)     пропусканием через ионнообменную смолу

а) катионный обмен:

2RH + Ca2+ → R2Ca + 2H+

б) анионный обмен:

2ROH + SO42- → R2SO4 + 2OH-

(где R - сложный органический радикал)

IV Закрепление

- Используя дополнительные источники и учебник, заполните таблицу «Соединения кальция»

Название вещества

Химическая формула

Физические свойства

Практическое значение

Гашёная известь

 

 

 

Негашёная известь

 

 

 

Известковое молоко

 

 

 

Известковая вода

 

 

 

Гипс природный

 

 

 

Жжёный гипс

 

 

 

V Домашнее задание

§37-38, с. 108-114, вопросы

VI Итоги урока и рефлексия

Учитель подводит итог урока. Учащиеся отвечают на вопросы:

- Понравился ли вам урок? Как вы оцениваете свою работу на нем? Выставление оценок.

Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сынып / Класс 9                                                                                        Күні / Дата  ____________

Сабақтың нөмiрi/ номер урока: 42

Тақырып / Тема: Алюминий. Положение в периодической системе. Свойства алюминия

Мақсат / Цель: раскрыть свойства и значение алюминия

Оқыту мен тәрбиелеудің міндеттері / Учебно – воспитательные задачи:

  1. Познакомить учащихся с положением алюминия в периодической системе, его физико-химическими свойствами, нахождением в природе, способами получения и применением
  2. продолжить формирование научно-материалистического мировоззрения на основе раскрытия связи строения атома и химических свойств алюминия
  3. Развитие логического мышления на сонове самостоятельного анализа учебного материала

Құрал – жабдықтар, көрнекті құралдар / Оборудование, наглядные пособия: металлический кальций, вода, периодическая система элементов, компьютер, мультимедийная презентация, колеекция соединений кальция, сода, горелка, стакан воды

Сабақ Түрі / Тип урока: комбинированный урок

Әдіс – тәсілдері / Методы: беседа, работа с учебником, демонстрация опытов, демонстрация на презентации

Сабақ барысы / Ход урока:

I. Организационный момент

Приветсвие на государственном языке. Психологический настрой, сообщение темы, цели, примерного хода урока.

II Актуализация ЗУН

Учащиеся выполняют учебный тест у41. затем учитель организует взаимопроверку.

Фронтальный устный опрос:

- Какие металлы относятся к щелочноземельным? Каково их положение в периодической системе?

- Каковы физические и химические свойства кальция? В каком виде встречается кальций в природе, каковы способы его получения?

- Каково биологическое значение кальция?

- Что такое жесткость воды? Каков вред от жесткости воды? Как можно устранить жесткость воды?

III Изучение нового материала

Рассказ учителя с демонстрацией на презентации. Ученики внимательно слушают, записывают основные положения в тетрадь.

Положение в периодической системе:

Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27.  Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.

Al +13 )2)8)3    , p – элемент,

Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3:

Al0 – 3 e- → Al+3

Физические свойства:

Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления  650 оС. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см3) — примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл.

Нахождение в природе

По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры.

В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).

 Некоторые из них:

·         Бокситы — Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)

·         Нефелины — KNa3[AlSiO4]4

·         Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3

·         Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3)

·         Корунд — Al2O3

·         Полевой шпат (ортоклаз) — K2O×Al2O3×6SiO2

·         Каолинит — Al2O3×2SiO2 × 2H2O

·         Алунит — (Na,K)2SO4×Al2(SO4)3×4Al(OH)3

·         Берилл — 3ВеО • Al2О3 • 6SiO2

Химические свойства алюминия:

Алюминий легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый вид).

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изучения  химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия со ртутью – амальгамы).

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изучения  химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия со ртутью – амальгамы).

1. Взаимодействие с простыми веществами

Алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора - воды:

2Аl + 3S = Аl2S3  (сульфид алюминия),

2Аl + N2 = 2АlN  (нитрид алюминия),

Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),

4Аl + 3С = Аl4С3 (карбид алюминия).

2 Аl   +  3  I2   =  2 AlI3  (йодид алюминия)    ОПЫТ

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты:

4Аl + 3O2 = 2Аl2О3 + 1676 кДж.

II. Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой: 

2 Al + 6 H2O  =  2 Al (OH)3  +  3 H2 без оксидной пленки        ОПЫТ

Взаимодействие с оксидами металлов:

Алюминий – хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов. Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.                                                                            

3 Fe3O4  +   8 Al =   4 Al2O3  +  9 Fe +Q

Термитная смесь Fe3O4  и   Al (порошок) –используется ещё и в термитной сварке. 

Сr2О3 + 2Аl = 2Сr + Аl2О3

Взаимодействие с кислотами:

С раствором серной кислоты:  2 Al  + 3 H2SO4  =  Al2(SO4)3 +  3 H2

С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О,

Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О.

Взаимодействие со щелочами.

2 Al + 2 NaOH + 6 H2O  =  2 Na[Al(OH)4]   +  3 H2   ОПЫТ

Na[Аl(ОН)4] – тетрагидроксоалюминат натрия

По предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали для получения водорода для аэростатов.

С растворами солей:

2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu

Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2Al + 3HgCl2 = 2AlCl3 + 3Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуя  амальгаму.

     Обнаружение ионов алюминия в растворах:              ОПЫТ

Применение алюминия и его соединений

Физические и химические свойства алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминия  является авиационная промышленность: самолет на 2/3 состоит из алюминия и его сплавов. Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бы нести гораздо меньше пассажиров. Поэтому алюминий называют крылатым металлом. Из алюминия изготовляют кабели и провода: при одинаковой электрической проводимости их масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.

Учитывая коррозионную устойчивость алюминия, из него изготовляют детали аппаратов и тару для азотной кислоты. Порошок алюминия является основой при изготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, а также для отражения  тепловых лучей такой краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.

Оксид алюминия используется для получения алюминия, а также как огнеупорный материал.

Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочного сок.

Соли алюминия сильно  гидролизуются. Данное свойство применяют в процессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое количество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результате выделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собой взвешенные частицы мути и бактерии.

Таким образом, сульфат алюминия является коагулянтом.

Получение алюминия

1) Современный рентабельный способ получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886 году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном криолите. Расплавленный криолит Na3AlF6 растворяет Al2O3, как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только растворителем, а оксид алюминия - электролитом.

2Al2O3 эл.ток→  4Al + 3O2

Металлический алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед. Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанного с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобы восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлорид алюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер. Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием.

В 18-19 веках алюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне за заслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными из золота и алюминия.

К 1855 году французский ученый  Сен- Клер Девиль разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством Наполеона  III, императора  Франции. В знак  своей преданности и благодарности Девиль изготовил для сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку – первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядить своих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. В то время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Только после изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимости сравнялся с обычными металлами.

А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызывает расстройство нервной системы.  При его избытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С, соединения кальция, цинка.

При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяется много тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета "Сатурн" сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идея использования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказал Ф. А. Цандер.

Лабораторная работа №5 «Ознакомление с образами алюминия и его сплавами»

После инструктажа учителя к выполнению лабораторной работы. Учащиеся самостоятельно выполняют задания:

- Рассмотрите предложенные образцы алюминия. Каковы его физические свойства? Из каких минералов и каким образом получают алюминий. Напишите уравнения реакций.

- рассмотрите образцы сплавов алюминия. Чем их свойства отличаются от свойств чистого металла? Где и почему применяют алюминий и его сплавы?

Сделайте вывод по лабораторной работе.

IV Закрепление

Решение задач слабыми учащимися у доски, сильными в тетради:

№1. Для получения алюминия из хлорида алюминия в качестве восстановителя можно использовать металлический кальций. Составьте уравнение данной химической реакции, охарактеризуйте этот процесс при помощи электронного баланса.

Подумайте! Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе?

№2. Закончите уравнения химических реакций:

Al + H2SO4 (раствор) ->

Al + CuCl2 ->

Al + HNO3(конц) -t->

Al + NaOH + H2O ->

№3. Осуществите превращения:

Al -> AlCl3 -> Al -> Al2S3 -> Al(OH)3 -t->Al2O3 -> Al

№4. Решите задачу:

На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?

V Домашнее задание

§39, с.114-116, вопросы, ЛР закончить

VI Итоги урока и рефлексия

Учитель подводит итог урока. Учащиеся отвечают на вопросы:

- Понравился ли вам урок? Как вы оцениваете свою работу на нем? Выставление оценок.

Учитель благодарит учащихся за урок и прощается.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

УРОК  №43                                                                                                 Дата:_____________

Тема: Соединения алюминия

Цель: раскрыть свойства и значение основных соединений алюминия

 

Образовательные задачи:  организовать работу по установлению характера оксида и гидроксида алюминия. Повторить и закрепить понятие амфотерности на примере свойств соединений алюминия. Повторить и закрепить понятие гидролиза на примере гидролиза солей алюминия.

Воспитательные задачи: создать условия для формирования положительного отношения к ценностям Творчество (воспитывать у учащихся самостоятельность, инициативность, исследовательскую компетентность через развитие умений использовать научные методы познания: выдвижение гипотезы, эксперимент, наблюдение); Нравственность (содействовать воспитанию доброжелательности, умения работать в коллективе через организацию групповой работы).

Задачи развития:  создать условия для формирования у учащихся умения определять цели и задачи учебной деятельности, анализировать изучаемый материал на основе имеющихся знаний, выдвигать гипотезу и подтверждать ее /теоретически и экспериментально/; совершенствования умения планировать свою деятельность, проводить эксперимент, наблюдать его и на основе наблюдений делать выводы и обобщения.

 

ХОД УРОКА

 

Организационный момент

Приветствие на государственном языке. Психологический настрой. Проверка готовности к уроку.

            Учитель объявляет тему урока.

Учитель: Ребята, сегодня на уроке вы  выступаете в роли исследователей. Новый материал вам предстоит изучать самостоятельно в ходе учебного исследования. Я уверена, что вы с успехом справитесь с этим, так как имеете все знания, необходимые для самостоятельного  выполнения  заданий по новой теме. Если у вас возникнут трудности, я всегда готова придти вам на помощь.

Учитель: Перед началом исследования мы с вами повторим вопросы, которые помогут  вам успешно работать на уроке.

 

Актуализация   знаний учащихся

Цель: актуализировать знания уч-ся о способе получения нерастворимого основания; о химических реакциях, подтверждающих амфотерные свойства соединений; о гидролизе солей, образованных слабыми основаниями.

На каждую парту выдается карточка

 

I вариант

II вариант

1

KOH