Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Свидетельство о публикации

Автоматическая выдача свидетельства о публикации в официальном СМИ сразу после добавления материала на сайт - Бесплатно

Добавить свой материал

За каждый опубликованный материал Вы получите бесплатное свидетельство о публикации от проекта «Инфоурок»

(Свидетельство о регистрации СМИ: Эл №ФС77-60625 от 20.01.2015)

Инфоурок / Химия / Конспекты / Поурочные разработки курса химии 9 класса
ВНИМАНИЮ ВСЕХ УЧИТЕЛЕЙ: согласно Федеральному закону № 313-ФЗ все педагоги должны пройти обучение навыкам оказания первой помощи.

Дистанционный курс "Оказание первой помощи детям и взрослым" от проекта "Инфоурок" даёт Вам возможность привести свои знания в соответствие с требованиями закона и получить удостоверение о повышении квалификации установленного образца (180 часов). Начало обучения новой группы: 28 июня.

Подать заявку на курс
  • Химия

Поурочные разработки курса химии 9 класса

Выберите документ из архива для просмотра:

60 КБ 1 урок.doc
30.5 КБ 10 урок.doc
73.5 КБ 10.1.doc
96 КБ 100.doc
82.5 КБ 11 урок.doc
67 КБ 12 урок.doc
76.5 КБ 12.1 урок.doc
64 КБ 13 урок.doc
62.5 КБ 14 урок.doc
91 КБ 15 урок.doc
94.5 КБ 16-17 урок.doc
120.5 КБ 18 урок.doc
54 КБ 19 урок.doc
42.5 КБ 2 урок.doc
94.5 КБ 20 урок.doc
72.5 КБ 21 урок.doc
56.5 КБ 22 урок.doc
42.5 КБ 23 урок.doc
54.5 КБ 24 урок.doc
40.5 КБ 25 урок.doc
384.5 КБ 26 урок.doc
58.5 КБ 27 урок.doc
60 КБ 28 урок.doc
42 КБ 29 урок.doc
52 КБ 3 урок.doc
48.5 КБ 30 урок.doc
47.5 КБ 31 урок.doc
41 КБ 32 урок.doc
118 КБ 33 урок.doc
101.5 КБ 33.1 урок.doc
297.5 КБ 33.2 урок.doc
68 КБ 33.3. урок.doc
39.5 КБ 34 урок.doc
46.5 КБ 34.1. урок.doc
45 КБ 35 урок.doc
173.5 КБ 36 урок.doc
52 КБ 37 урок.doc
103.5 КБ 39 урок.doc
42.5 КБ 4 урок.doc
48.5 КБ 40 урок.doc
48.5 КБ 41 урок.doc
57 КБ 42 урок.doc
1.13 МБ 42 урок.pdf
59.5 КБ 43 урок.doc
37 КБ 44 урок.doc
413 КБ 45 урок.doc
47 КБ 46 урокl.doc
34 КБ 46.1 урок.doc
33 КБ 46.3 урок.doc
79 КБ 47 урок.doc
93.5 КБ 47.1 урок.doc
55.5 КБ 47.2 урок.doс.doc
72 КБ 48 урок.doc
30.94 КБ 49 урок.docx
50.5 КБ 5 урок.doc
61 КБ 50 урокl.doc
49.5 КБ 51 урок.doc
79 КБ 52 урок.doc
66 КБ 53 урок.doc
1.34 МБ 54 урок.doc
176 КБ 55 урок.doc
39.5 КБ 56 Урок Практическая работа №2 - 9 кл.doc
45.5 КБ 56 урок.doc
57.5 КБ 57 урок.doc
51 КБ 58 урок.doc
37.5 КБ 59 урок.doc
115.5 КБ 6 урок.doc
166.5 КБ 60 урок.doc
89 КБ 61 урок.doc
87.5 КБ 62 урок.doc
45.5 КБ 63 урок.doc
50.5 КБ 7 урок.doc
48 КБ 8 класс.doc
33.5 КБ 9 урок.doc
31.5 КБ I вариант8 класс.doc
414 КБ Sera_kislorod.doc
136 КБ Serovodorod.ppt
77.5 КБ Ximijaion.doc
407.5 КБ Zanyatie_13.Azot_fosfor.doc
413 КБ chimi1.doc
40.5 КБ demonstracionnaja_rabota_metally.doc
60 КБ sbornik_laboratornyh_rabot_po_himii_8_-_9kl..doc
42 КБ urok9kl.doc
135 КБ ximiy_11.doc
2.09 МБ Азотная кислота.ppt
1.19 МБ Аммиак. соли аммония.ppt
190.5 КБ Виды химической связи в неорганических веществах.ppt
19.06 КБ Контрольная работа по темам.docx
16.54 КБ Контрольная работа по теме Металлы.docx
1.79 МБ Металлургия.ppt
47 КБ Металлы. контрольная работа.9 класс.doc
130.5 КБ Практические работы.doc
268.18 КБ Свойства аммиака.pptx
32 КБ Сероводород.doc
234 КБ Урок 26.doc
59.5 КБ Урок виды химической связи повторение.doc
110.5 КБ Урок на тему.doc
377.5 КБ Экзаменационный.doc
51 КБ контр. работа.doc
1.92 МБ урок по химии.ppt

Выбранный для просмотра документ 1 урок.doc

библиотека
материалов

Тема урока: Вводный инструктаж по Т/Б. Периодический закон. Строение атома. Виды химической связи

Цель урока:
  • актуализировать знания учащихся о структуре периодической системы, физическом смысле порядкового номера, номера группы и периода, о составе ядра, изотопах, электронном строении атома, зависимости свойств химического элемента от его положения в периодической системе; сформировать представление учащихся о периодическом законе и его значении для химической науки.

  • Развивать

  • Воспитание патриотизма и гордости за свою страну

 

Демонстрации:

Лабораторные опыты:

Оборудование и реактивы: периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, портрет Д. И. Менделеева.

Домашнее задание: & 3 № 2, 4, 5, 6,7,11; 3 формулировки периодического закона

 

 

Ход урока:

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

Девиз. «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещаются» (Д.И.Менделеев).

 

Сегодня предстоит обобщить все знания, которые вы получили за предыдущий период обучения химии в виде Периодического закона. Его существенная особенность в том, что этот закон не может быть записан в виде какой-то математической формулы или уравнения, а имеет наглядной изображение в виде Периодической системы химических элементов.

Периодический закон и периодическая система химических элементов являются основой современной химии. Они относятся к таким научным законам, которые реально существуют в природе и никогда не потеряют своего значения.

Эти закономерности были открыты не на пустом месте, они были подготовлены ходом истории развития химии, но потребовалась гениальность научного предвидения Менделеева, чтобы эти закономерности были озвучены

Еще алхимики пытались найти закон природы, на основе которого можно было бы систематизировать химические элементы. Но им недоставало надежных и подробных сведений об элементах. К середине XIX в. знаний о химических элементах стало достаточно, а число элементов возросло настолько, что в науке возникла естественная потребность в их классификации. Первые попытки классификации элементов на металлы и неметаллы оказались несостоятельными.
Почему?
Предшественники Д.И.Менделеева (И.В.Деберейнер, Дж.А.Ньюлендс, Л.Ю.Мейер) многое сделали для подготовки открытия периодического закона, но не смогли постичь истину. Сегодня вы узнаете, как был открыт периодический закон, с какими трудностями столкнулся Дмитрий Иванович после своего открытия, как он их преодолел и кто, сам того не желая, помог ему в этом.

1. Открытие периодического закона

Ученица. Мир сложен.
Он полон событий, сомнений,
И тайн бесконечных, и смелых догадок.
Как чудо Природы
Является гений
И в хаосе этом
Находит порядок...
Весь мир большой:
Жара и стужа,
Планет круженье, свет зари –
Все то, что видим мы снаружи,
Законом связано внутри.
Найдется ль правило простое,
Что целый мир объединит?
Таблицу Менделеев строит,
Природы ищет алфавит.

Сообщение учащихся:

Дмитрий Иванович родился в г. Тобольске. Он был семнадцатым ребенком в семье. Закончив в родном городе гимназию, Дмитрий Иванович поступил в Санкт-Петербурге в Главный педагогический институт, после окончания которого с золотой медалью уехал на два года в научную командировку за границу. После возвращения его пригласили в Петербургский университет. Приступая к чтению лекций по химии, Менделеев не нашел ничего, что можно было бы рекомендовать студентам в качестве учебного пособия. И он решил написать новую книгу – «Основы химии».

Случилось в Петербурге это.
Профессор университета
Писал учебник для студентов...
Задумался невольно он:
«Как рассказать про элементы?
Нельзя ли тут найти закон?»
Искали многие решенье,
Но, проходя лишь полпути,
Бросали. Мучило сомненье:
«А можно ли закон найти?»
Мир состоит из элементов.
(В то время знали 60.)
А сколько их всего? На это
Нельзя ответить наугад.
Но не гадал, а верил он:
«Тут должен, должен быть закон!»
Упрямо он искал решенье.
Был труд, надежда и терпенье
И вера в то, что он найдет!
Он так работал целый год.

. На самом деле открытию периодического закона предшествовало 15 лет напряженной работы. Ко времени открытия периодического закона было известно 63 химических элемента, существовало около 50 различных классификаций. Большинство ученых сравнивали между собой только сходные по свойствам элементы, поэтому не смогли открыть закон. Менделеев же сравнивал между собой все, в том числе и несходные элементы.

В тетрадь: Основа классификации: Относительная атомная масса и свойства.

 

Вопрос: Как же Менделеев пришел к своему открытию?

Он выписал на карточки все известные сведения об открытых и изученных в то время химических элементах и их соединениях, расположил их в порядке возрастания их относительных атомных масс и всесторонне проанализировал всю эту совокупность, пытаясь найти в ней определенные закономерности. В результате напряженного творческого труда он обнаружил в этой цепочке отрезки, в которых свойства химических элементов и образованных ими веществ изменялись сходным образом – периодически – периоды.

(проделываем на доске тоже самое, что сделал Менделеев)

Беседа:

  1. Как изменяются металлические и неметаллические свойства в определенных промежутках?

  2. Как изменяется степень окисления в высших оксидах и гидроксидах?

  3. Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов?

Зад: Прочитайте текст учебника стр 12-13 и сравните с нашими наблюдениями..

 

Заметив, что свойства элементов повторяются через определенный промежуток – период, Дмитрий Иванович расположил их друг под другом.

На основании своих наблюдений 1 марта 1869 года Менделе сделал вывод – сформулировал Периодический закон

Вопр: Какую же формулировку периодического закона он предложил? (уч стр 13)- (знать наизусть)


Но в периодической системе есть исключение из этого правила. Сравнивая не только относительные атомные массы, но и свойства он сделала 3 перестановки:

Co – Ni, Te – I, Ar - K

Он не мог объяснить эти исключения из общего правила, но предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома( в то время о внутреннем строении атома ничего еще не было известно)

Он писал: «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещаются»

2. Периодический закон и строение атома

1-ая формулировка закона сохраняла свою силу на протяжении 40 лет, но периодический закон оставался лишь констатацией фактов, и не имел физического обоснования. В 1910 году была разработана планетарная модель строения атома и объяснено сложное строение атома. Были установлены различные характеристики в строении атома

  1. Из чего состоит атом?

  2. Каков физический смысл порядкового номера элемента, номера периода, номера группы?

  3. Как определить число протонов, нейтронов, электронов в атоме?

  4. Что такое изотопы? (разновидности атомов одного химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число) – показываю на листах – напечатано.

Ar K

3918Ar 4018Ar 3919K 4019K

Открытие изотопов доказывало, что свойства элементов и веществ зависят не от значения относительной атомной массы, а от зарядов ядер – они одинаковы у изотопов одного химического элемента.

Вопр: Какова современная формулировка периодического закона (уч стр 14)

3. Периодическая система и строение атома

Периодическая система – графическое изображение закона, каждое обозначение отражает какую либо особенность в строении атома

Закончите предложения:

1) порядковый номер элемента указывает на

2) число других ядерных частиц – нейтронов находят по формуле -….

3) Номер периода указывает на ……

4) номер группы показывает на …..

Строение атома объясняет причину изменения свойств элементов.

Вопр: Как изменяются металлические и неметаллические свойства в периодах и группах и почему?

Следовательно, можно сделать вывод – дать еще одну причинно-следственную формулировку Периодического закона

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от строения внешних электронных слоев атомов химических элементов

4. Значение закона

  1. позволил исправить неверные значения масс – бериллий 13.5 на 9

  2. неверные с.о. – бериллий - +3 на +2

  3. описывать свойства элементов и образованных ими веществ

  4. предсказать существование не открытых элементов, описывать их свойства и указывать пути открытия. Триумф - открытие галлия – (экаалюминий), скандия- (экабор), германия – (экасиллиций)

Был четвертый ряд нарушен

Элемент не обнаружен

Элемент не обнаружен –

Тот, что в этом месте нужен.

Но напрасно беспокойство:

Существует где-то он!

«Я найду сначала свойства,

и поможет мне закон!»

Удельный вес назвал и цвет,

Летуч на воздухе иль нет,

Как плавится, в чем растворим...

Законом пользуясь своим,

Быть может, раз в тысячелетье

Свершить подобное дано.

Но мир открытья не заметил

Иль не поверил, все равно.

И кто-то говорил по-свойски

«Забудь об этой ерунде!
Как можно обнаружить свойства

Веществ, не найденных нигде!»

Как будто их в глаза видал!



УЧИТЕЛЬ. И вот через 5 лет, в 1875 г., французский ученый П.Э.Лекок де Буабодран, ничего не знавший о работах Дмитрия Ивановича, открыл новый металл, назвав его галлием. По ряду свойств и способу открытия галлий совпадал с экаалюминием, предсказанным Менделеевым. Но его вес оказался меньше предсказанного. Несмотря на это, Дмитрий Иванович послал во Францию письмо, настаивая на своем предсказании.
8-й УЧЕНИК.

Вот как-то раз узнали

ученые всех стран:
Металл чудесный галлий

(в честь Франции назвали)

Открыл Буабодран.
Довольный и счастливый

Рассматривал металл,
Но писем из России
Никак не ожидал.
Он взял письмо, прочел его.
– От русского ученого?
Ошибся я! Слыхали?! –
Француз был удивлен

Глаза его сверкали,

Топорщились усы

В глаза не видел галлий

А свойства знает он

Вес высчитал удельный

Точней, чем я, стократ

Какой-то Менделеев

Еще пять лет назад


Но вот металл свой галлий

Он кинул на весы!..
Ответ в Россию мчится:

«Прекрасная таблица!

Я вами восхищен!
Проверен мной практически

Закон периодический,
И я категорически
Приветствую Закон

УЧИТЕЛЬ. Ученый мир был ошеломлен тем, что предсказание Менделеевым свойств экаалюминия оказалось таким точным. С этого момента периодический закон начинает утверждаться в химии.
В 1879 г. Л.Нильсон в Швеции открыл скандий, в котором воплотился предсказанный Дмитрием Ивановичем экабор.
В 1886 г. К.Винклер в Германии открыл германий, который оказался экасилицием. (Уч. Стр 15 таблица)

 

5. ПЗ открыл путь к изучению строения атома

6. ПЗ и ПС – это путеводная звезда к синтезу новых химических элементов

 

И вот спустя более 130 лет после открытия периодического закона мы можем вернуться к словам Дмитрия Ивановича, взятым в качестве девиза нашего урока: «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещаются». Сколько химических элементов открыто на данный момент? И это далеко не предел.

 

III. Домашнее задание

& 3 № 2, 4, 5, 6,7,11 3 формулировки периодического закона

 



 


Выбранный для просмотра документ 10 урок.doc

библиотека
материалов

Урок на тему: Запись уравнения реакции в ионном виде. Реакции ионного обмена, условия их протекания.


Цели урока: 1. Образовательные: Научить записывать уравнения реакций ионного обмена в полном и кратком ионном виде, научить объяснять сущность и смысл уравнений протекающих реакций, знать условия протекания реакций ионного обмена, научить пользоваться таблицей растворимости как источником информации.

2.Развивающие: Научить систематизировать, анализировать, выделять главное, обобщать, Научиться моделировать возможный результат.

3.Воспитательные: Прививать добросовестное отношение к работе, умение работать в коллективе, уважать мнение одноклассников, воспитывать трудолюбие, внимательность, дисциплинированность.

ОБОРУДОВАНИЕ:

  1. Экран ( белый), химические стаканы.

  2. Таблица растворимости.

ХОД УРОКА.

  1. Целеполагание, мотивация: целью нашего урока является дальнейшее изучение реакций ионного обмена, необходимость знать основные закономерности реакций т.к. процессы, жизнедеятельности живых организмов зависят в большой степени от реакций ионного обмена , которые протекают в организме человека и других живых организмов.

  2. Организация восприятия знаний учащимися.

Повторение: 1. Какие вещества называются электролитами?

2.Какие классы сложных веществ относятся к электролитам7

3.Как пользовать таблицей растворимости?

4.Что такое ионы? Какие ионы бывают?

5.Каа называется процесс образования ионов? Какие условия для этого необходимы?

6.Как называются реакции, протекающие в водных растворах между электролитами?

  1. ОРГАНИЗАЦИЯ ИЗУЧЕНИЯ НОВОГО МАТЕРИАЛА.


  1. Демонстрация опытов:

При демонстрации опытов постоянно обращать внимание учащихся на состояние веществ и делать выводы о том –возможна ли данная реакция и почему.

При записи химической реакции с помощью ионного уравнения постоянно обращаться к таблице растворимости ----отрабатывать умение ею пользоваться.

ОПЫТЫ:

1.Взаимодействие хлорида железа ( III) с гидроксидом натрия:

FeCL3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCL

Fe+3 +3CL- +3 Na+ +3OH- = Fe(OH)3 + 3Na+ +3CL-

Fe+3 +3OH- = Fe(OH)3

2.Взаимодействие карбоната натрия с соляной кислотой:

Na CO + 2 HCL = 2 NaCL + CO + H O

2 Na + CO +2H +2CL = 2Na + 2CL +CO + H O

CO +2H = CO + H O

3.Взаимодействие соляной кислоты с гидроксидом натрия:

NaOH + HCL = NaCL + H O

Na + OH + H + CL = Na + CL + H O

OH + H = H O

ВОПРОС: Любая ли реакция ионного обмена идёт до конца?

Каковы условия протекания реакций ионного обмена ?

Ответ зафиксировать в тетрадях ярким цветом: ГАЗЫ---ВОДА----ОСАДОК


ВОПРОС: Данные реакции имеют сколько решений? ТОЛЬКО ОДНО,

Возможно ли несколько решений для реакций ионного обмена? ДА.



Выбранный для просмотра документ 10.1.doc

библиотека
материалов

Урок 11 9 класс

Тема урока: Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации.

Задачи урока

Образовательная: изучить химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации.

Развивающие (формирование и развитие образовательных компетенций):

а) учебно-познавательных: развитие навыков самостоятельной познавательной деятельности; умения ставить познавательную задачу, умения добывать знания, выделять главное, обобщать, делать выводы, проводить самопроверку и самооценку;

б) коммуникативных: навыков работы в паре, взаимодействия с другими людьми, умения ответить на поставленный вопрос;

в) информационных: проводить материальное и знаковое моделирование, выделять существенные признаки химических реакций, извлекать необходимую информацию из проводимого эксперимента; оформлять и представлять результаты своей работы.

Воспитательные: воспитывать сознательное отношение к учебному труду, чувство ответственности, развивать интерес к знаниям.

Здоровьесберегающие: закрепить навыки безопасного обращения с реактивами


Оборудование и реактивы:

Оборудование и реактивы: в пробирках 1, 2-я пробирки – пустые, в 3-ей – магний, 4-ой – медь, 5-ой – СаО, 6-ой – Сu(OH)2.

Бутылки c растворами веществ: НСl, Н2SO4; метилоранж, лакмус, фенолфталеин; АgNO3; ВаCl2.


I. Мотивация

Дорогие ребята, уважаемые гости, здравствуйте! Вы любите фрукты?

- А какой вкус у фруктов?

- Чем объясняется кислый вкус фруктов и других продуктов?

Овощи и фрукты содержат органические кислоты: лимонную, яблочную, щавелевую, аскорбиновую и др. Они играют определённую роль в пищеварении, а, следовательно, в нашей жизни. Мы же сегодня поговорим о неорганических кислотах, которые очень важны для человека, так как он использует их в своей практической деятельности, несмотря на то, что с большинством кислот надо обращаться крайне осторожно. Назову некоторые продукты и материалы, при производстве которых используются кислоты: красители, лаки, эмали, минеральные удобрения, пластмассы, волокна, искусственная кожа, каучуки, резина, лекарственные вещества, маргарин, ароматические вещества, пищевые добавки, средства косметики, парфюмерии и многие другие. Мы же поговорим о кислотах в узком аспекте, потому что тема нашего урока: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации»

Великий Шекспир когда-то сказал: «От кислых яблок сразу скисну», я же пожелаю вам не скиснуть на уроке, быть активными, внимательными!

II. (1). Целеполагание

Основной задачей нашего урока является : расширять и углублять наши представления о кислотах, ведь они так важны для человека.

Прочтём ещё раз тему урока и расшифруем каждое слово в этом непростом для «нехимического» взгляда предложении.

- Что такое электролитическая диссоциация?

- Что такое электролиты?

- На какие ионы распадаются кислоты в растворах?

- Какое определение даёт эта теория кислотам? (Слайд 3)

III. Подготовка к восприятию нового материала

2. Химическая разминка

а) Работа с карточками. Учитель показывает карточки с формулами кислот, солей, ионов – ученики называют вещества или ионы.

б) Упражнение на синтез знаний (слайд №4).


Перед нами ряды формул или названий веществ, ответьте на вопрос. (Слайд 5)

- Как назвать их одним словом? (Кислоты, индикаторы, металлы, основные оксиды, основания, соли.)

- Какова логическая взаимосвязь указанных понятий с кислотами? (Кислоты взаимодействуют с ними, а именно: с индикаторами, металлами, основными оксидами, основаниями, солями.)

Сейчас нам предстоит проделать эти реакции и объяснить их с новой точки зрения – с позиции теории электролитической диссоциации.


IV. (3). Лабораторный опыт № 8

Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Работа с инструкционной картой

Прочитайте тему лабораторного опыта, уясните цель.

Техника безопасности ( Слайд № 7 )

Расскажу вам о Юстусе Либихе, знаменитом учёном-химике ХIХ века. «Вот как описывает Карл Фогт – химик, работавший вместе с Либихом один случай. Входит Либих, у него в руках склянка с притёртой пробкой. «Ну-ка, обнажите руку», - говорит он Фогту и влажной пробкой прикасается к руке. «Не правда, ли, жжёт? – невозмутимо спрашивает Либих. – Я только что добыл безводную муравьиную кислоту».

Как вы думаете, правильно ли обращался Либих с кислотами? Конечно, неправильно; после этой пробы у Фогта долго болела рука, и остался белый шрам на руке.

- А вы знаете, как обращаться с кислотами и другими реактивами? (Ученики проговаривают правила обращения с реактивами.)

Будьте предельно осторожны, берегите глаза! Кому понятны техника безопасности, название опыта, цель и ход работы поднимите руки.

В качестве напутствия я хотела бы привести слова Козьмы Пруткова: «Бросая в воду камешки, гляди на круги, ими образуемые, иначе такое бросание обратится пустою забавою…».

Проводя опыт, сделайте выводы и найдите ответ на вопросы, - Как объясняет ТЭД химические свойства кислот?

- Почему у кислот есть общие свойства? Это самый главный вопрос сегодняшнего урока.


Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Цели: проделать реакции, характерные для кислот на примере серной кислоты, соляной кислоты.

сделать вывод о химических свойствах кислот,

закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.


Ход работы

Опыт 1

Действие кислот на индикаторы

Раствор серной кислоты налейте в три пробирки. В первую пробирку добавьте раствор фиолетового лакмуса, во вторую - раствор метилоранжа, в третью – раствор фенолфталеина. Что вы наблюдаете?


Задания (слайд 8)

1. Вставьте пропущенные слова в предложении: «Кислоты изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса – в ________________

__________________________________________________________________

метилоранжа – _______________________________________, фенолфталеин остается _________________________________

2. Напишите уравнение диссоциации серной кислоты.

____________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 2

Взаимодействие кислот с металлами

В четвёртой ячейке лежит магний, в пятой – медь. Добавьте в эти ячейки раствор серной кислоты. Что вы наблюдаете? Сравните результаты.

Задания (слайд 9)

1. Запишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и ионном видах.

Мg +H2SO4--- + Н2^

_________________________________________________________________________________________________

Cu + H2SO4--->

Вывод. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов до _____

__________________________________________________________________


Опыт 3 (слайд 10)

Взаимодействие кислот с основными оксидами

Опыт взаимодействия оксида кальция с соляной кислотой будет демонстрировать учитель на видео, вам нужно предположить: растворится ли оксид кальция в соляной кислоте?

Задания

1. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что формулы оксидов пишутся в молекулярном виде).

СaО +HCI-- > …+ H2O

__________________________________________________________________

Вывод. Кислоты взаимодействуют с __________________________________,

при этом получаются ____________________ и _________________________

Опыт 4

Взаимодействие кислот с основаниями

В седьмой ячейке находится гидроксид меди (II), добавьте к нему серную кислоту, перемешайте стеклянной палочкой. Что наблюдаете?

Задания (слайд 11)

1. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что нерастворимые основания не распадаются на ионы).

Сu(ОН)2 + H2SO4--- > …+ H2O

_________________________________________________________________

Вывод. Кислоты взаимодействуют с ___________________________при этом получаются ___________________________ и __________________________

Опыт 5

Взаимодействие кислот с солями (слайд 12)

1. В пустую ячейку налейте несколько капель серной кислоты. Добавьте 2- 3 капли раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Какое вещество выпадает в осадок? (Воспользуйтесь таблицей растворимости). Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Обратите внимание на то, что формулы нерастворимых веществ записываются в молекулярном виде).

ВаСl2 + H2SO4--- > … + …

______________________________________________________________________________________________________

Вывод. Кислоты взаимодействуют с солями при условии, что образуется _____________________________или выделяется _____________


Ответьте на вопросы (устно):

1. Каковы общие свойства кислот?

2. Как объяснить тот факт, что кислоты имеют общие свойства?

(Учащиеся выполняют лабораторный опыт, используя инструкционные карты. Часть из них исследует свойства серной кислоты, другая – свойства соляной кислоты (инструкционная карта аналогична). Каждый ученик выбирает уровень задания в соответствии со своими возможностями. В зависимости от подготовленности класса, выводы обсуждаются после каждого опыта или в конце работы в целом. Можно организовать взаимопроверку, проверку с помощью слайдов, листов самопроверки или учащиеся вызываются к доске, им предлагается написать уравнения некоторых реакций (проверку осуществляют ученики совместно с учителем). Учитель оказывает индивидуальную помощь и корректирует деятельность учащихся).

Надеюсь, что вы нашли ответы на поставленные вопросы.

1. Каковы химические свойства кислот?

Кислоты взаимодействуют:

а) с индикаторами;

б) с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, при этом образуется соль и выделяется водород. (Учитель может продемонстрировать слайд и опыт «Взаимодействие магния с соляной кислотой», доказать, что выделившийся газ – водород.)

в) с основными оксидами с образованием соли и воды.

г) с основаниями с образованием соли и воды

д) с солями более летучих или слабых кислот.

(Обсуждаются результаты опытов взаимодействия соляной кислоты с нитратом серебра (I), хлорида бария с серной кислотой. Если позволяет время, проводится демонстрация опыта «Взаимодействие силиката натрия с соляной кислотой» или «Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой»).

2. Почему кислоты обладают сходными свойствами?

Внимательно посмотрите на ионные уравнения проделанных вами реакций.

- Под действием каких ионов происходят все рассмотренные реакции? (Под действием ионов водорода. Кислоты обладают сходными свойствами потому, что в растворах кислот при их диссоциации всегда образуются катионы водорода.)

V. Закрепление

4. «Воспоминания о лете»

«Химический цветок»

В нашей лаборатории расцвёл цветок необычайной красоты – на его лепестках – формулы веществ. Вспомним о лете.

Летом вы, наверное, гадали на ромашке «любит – не любит», так и сегодня мы погадаем «взаимодействует – не взаимодействует» данное вещество с серной кислотой? (На лепестках формулы: Аu, Zn, CuO, CO2, NaOH, KCl, Na2SiO3 и слова: фенолфталеин, лакмус). Отрываем ненужные лепестки, остаются: Zn, CuO, NaOH, Na2SiO3, лакмус.

- Расположите лепестки в логической последовательности (лакмус, Zn, CuO, NaOH, Na2SiO3).


1) Напишите уравнения реакций взаимодействия данных веществ (Zn, CuO, NaOH, Na2SiO3) с серной кислотой. Все уравнения составьте в молекулярном и ионном виде.

2) Подготовьтесь к защите презентации по теме «Что мы знаем о кислотах?».

VII. Подведение итогов урока

Подведём итог урока.

- Как вы считаете, достигли ли мы поставленной цели?

В листках учёта заполните графу «самооценка»

Благодарю вас за работу на уроке и хочу привести слова Д.И. Менделеева: «Сами трудясь, вы сделаете многое для себя и для близких, а если в труде успеха не будет, будет неудача, не беда – попробуйте ещё».

VI. Домашнее задание: §5, упр.6, 7,8, с.22



Лист учёта знаний учащегося по теме:

«Электролитическая диссоциация» (заполняет ученик)


Класс _________________________________________

Фамилия, имя учащегося ____________________________________________

Знания, умения, полученные на уроке_____________________________

_____________________________________________________________

Самооценка _____________________________

Инструкционная карта


Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Цели: проделать реакции, характерные для кислот на примере серной кислоты, соляной кислоты.

сделать вывод о химических свойствах кислот,

закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.


Ход работы

Опыт 1

Действие кислот на индикаторы

Раствор серной кислоты налейте в три пробирки. В первую пробирку добавьте раствор фиолетового лакмуса, во вторую - раствор метилоранжа, в третью – раствор фенолфталеина. Что вы наблюдаете?


Задания (слайд 8)

1. Вставьте пропущенные слова в предложении: «Кислоты изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса – в ________________

__________________________________________________________________

метилоранжа – _______________________________________, фенолфталеин остается _________________________________

2. Напишите уравнение диссоциации серной кислоты.

____________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 2

Взаимодействие кислот с металлами

В четвёртой ячейке лежит магний, в пятой – медь. Добавьте в эти ячейки раствор серной кислоты. Что вы наблюдаете? Сравните результаты.

Задания (слайд 9)

1. Запишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и ионном видах.

Мg +H2SO4--- …+ Н2^

_________________________________________________________________________________________________

Cu + H2SO4--->

Вывод. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов до _____

__________________________________________________________________


Опыт 3 (слайд 10)

Взаимодействие кислот с основными оксидами

Опыт взаимодействия оксида кальция с соляной кислотой будет демонстрировать учитель на видео, вам нужно предположить: растворится ли оксид кальция в соляной кислоте?

Задания

1. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что формулы оксидов пишутся в молекулярном виде).

СaО +HCI-- > …+ H2O

__________________________________________________________________

Вывод. Кислоты взаимодействуют с __________________________________,

при этом получаются ____________________ и _________________________

Опыт 4

Взаимодействие кислот с основаниями

В седьмой ячейке находится гидроксид меди (II), добавьте к нему серную кислоту, перемешайте стеклянной палочкой. Что наблюдаете?

Задания (слайд 11)

1. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что нерастворимые основания не распадаются на ионы).

Сu(ОН)2 + H2SO4--- > …+ H2O

_________________________________________________________________

Вывод. Кислоты взаимодействуют с ___________________________при этом получаются ___________________________ и __________________________

Опыт 5

Взаимодействие кислот с солями (слайд 12)

1. В пустую ячейку налейте несколько капель серной кислоты. Добавьте 2- 3 капли раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Какое вещество выпадает в осадок? (Воспользуйтесь таблицей растворимости). Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Обратите внимание на то, что формулы нерастворимых веществ записываются в молекулярном виде).

ВаСl2 + H2SO4--- > … + …

______________________________________________________________________________________________________

Вывод. Кислоты взаимодействуют с солями при условии, что образуется _____________________________или выделяется _____________



соотнесите

Ионы вещества, растворы и расплавы

которых не проводят электрический ток


Катионы заряженные частицы


Неэлектролиты отрицательно заряженные частицы


Анионы положительно заряженные ионы


Электролиты процесс распада электролитов на

ионы при растворении в воде или

расплавлении


Электролитическая вещества, растворы и расплавы

диссоциация которых проводят электрический ток


Аu

Zn

CuO

CO2

NaOH

KCl

Na2SiO3

фенолфталеин

лакмус



H2SO4

HNO3

CO32-

H2SiO3

CaCI2

SO42-

H2SO3

MgCI2

S2-

H3PO4

PO43-

HCI

NO3-

CI-


Выбранный для просмотра документ 100.doc

библиотека
материалов

25.ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ, СОЛЕЙ, ОСНОВАНИЙ В СВЕТЕ ТЕОРИИ ЭД.

Здесь будут рассмотрены химические свойства кислот и оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации, т.е. реакции , протекающие в растворах. Какие же признаки говорят о протекании реакций ? Реакция протекает в растворе , если:

1.Выпадает осадок

2.Выделяется газ.

3.Образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными реакциями. Здесь представлена запись уравнений реакций в трёх формах: молекулярной, полной ионной, сокращённой ионной.

I.Химические свойства кислот

1.кислота + металл (стоящий до водорода в ЭХР напряжений)

2HCl + Mg hello_html_m69877687.pngMgCl2 + H2hello_html_m6b24c52.png
2H+ + 2Cl- +Mg hello_html_m69877687.pngMg2+ + 2Cl- + H2hello_html_m6b24c52.png
2H+ + Mghello_html_m69877687.pngMg2+ + H2hello_html_m6b24c52.png

2.кислота + основный оксид

2HCl + MgO hello_html_m69877687.pngMgCl2 + H2O
2H+ + 2Cl- +MgO hello_html_m69877687.pngMg2+ + 2Cl-+ H2O
2H+ +MgO hello_html_m69877687.pngMg2+ + H2O

3. кислота + основание

HCl + NaOH hello_html_m69877687.pngNaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- hello_html_m69877687.pngNa++ Cl- + H2O
H+ +OH-hello_html_m69877687.pngH2O

4. кислота + соль

HCl +AgNO3 hello_html_m69877687.pngAgClhello_html_3c6875b3.png + HNO3 
H
+ + Cl- + Ag+ + NO3- hello_html_m69877687.pngAgClhello_html_3c6875b3.png + H+ +NO3-
Ag
+ + Cl- hello_html_m69877687.pngAgClhello_html_3c6875b3.png

II.Химические свойства щелочей

1.щёлочь + кислота

NaOH +HCl hello_html_m69877687.pngNaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- hello_html_m69877687.pngNa++ Cl- + H2O
H+ +OH-hello_html_m69877687.pngH2O

2.щёлочь + кислотный оксид

2NaOH +CO2hello_html_m69877687.png Na2CO3 + H2O 
2Na
+ + 2OH- + CO2hello_html_m69877687.png2Na+ + CO32- + H2O
2OH
- + CO2hello_html_m69877687.png CO32- + H2O

3.щёлочь + соль

2NaOH +MgCl2hello_html_m69877687.pngMg(OH)2hello_html_3c6875b3.png + 2NaCl
2Na+ + 2OH-+ Mg2++ 2Cl- hello_html_m69877687.pngMg(OH)2hello_html_3c6875b3.png +2 Na++2 Cl-
2OH-+ Mg2+hello_html_m69877687.pngMg(OH)2hello_html_3c6875b3.png

III.Химические свойства солей

1.соль + металл

Fe + CuSO4hello_html_m69877687.png FeSO4 + Cu 
Fe + Cu
2+ +SO42-hello_html_m69877687.png Fe2++SO42- + Cu 
Fe + Cu
2+hello_html_m69877687.png Fe2++ Cu

2.соль + щёлочь

( см. выше)

3.соль + кислота

(см. выше)

4.соль + соль

NaCl +AgNO3 hello_html_m69877687.pngAgClhello_html_3c6875b3.png + NaNO3
Na
+ + Cl- + Ag+ + NO3- hello_html_m69877687.pngAgClhello_html_3c6875b3.png + Na + +NO3-
Ag
+ + Cl- hello_html_m69877687.pngAgClhello_html_3c6875b3.png


Выбранный для просмотра документ 11 урок.doc

библиотека
материалов

9 класс

Тема урока: Химические свойства кислот в свете ТЭД.

Цель урока: дать понятие о кислотах, как классе электролитов; охарактеризовать общие химические свойства кислот в свете ионных представлений; развить навыки написания уравнений диссоциации (полных и сокращенных ионных), самоконтроля и взаимоконтроля, взаимопомощи; развивать практические навыки работы с химическими веществами и с таблицей растворимости

Оборудование: проектор мультимедийный, АРМ учитель химии, ПСХЭ.

Ход урока

1. Орг. момент.

2. Фронтальная проверка занятий учащихся по контрольным вопросам:

(Обучающиеся пользуются листами с контрольными вопросами). (Приложение)

Контрольные вопросы. 1. Дописать по смыслу пропущенные слова в определении: “Процесс распада электролита................ при растворении его в воде или расплавлении называется……….”.2. Подчеркнуть формулы только тех веществ, которые являются электролитами: Ва(ОН)2, Fe2O3, КОН, НС1, Na2CO3, Li2O, Fe(OH)3j CO2, H2SO4, P2O5, HNO3 (работа учащихся с таблицей растворимости).3. Какую частицу характеризуют данные слова (показать надпись “странствующий, блуждающий”). 4. Что такое ион? 5. Какие частицы имеют энергетически устойчивое состояние? (Запись на доске)

I. - Вг\

Вг)

II. ион

атом

6. В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца? 7. Самостоятельная работа. Дидактическая карточка (взаимоконтроль) “Третий лишний”. (Приложение, задание №1). 8. Почему кислоты кислые? 9. Дайте определение: “Что такое кислота?”. I. Переходим к изучению общих свойств кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Учитель: Какая величина характеризует кислоту как электролит? (степень электролитической диссоциации). Назовите кислоты, которые относятся: а) к сильным электролитам а “ 100%; б) к слабым электролитам а<3%.. А как можно отличить растворы кислот? Учитель напоминает правила работы с химическими веществами (техника безопасности). Опыт: У учащегося кислоты НСl, H2SO4 в пробирках. Необходимо добавить индикаторы - метилоранж и лакмус. Какой стал цвет и почему? Кислоты разные, а цвет одинаковый (из-за ионов водорода). Учитель; Давайте проверим, является ли соляная кислота электролитом? Опыт: Испытание раствора соляной кислоты на приборе для демонстрации электролитической диссоциации. Лампочка загорается. Почему? Значит, данные кислоты НС1, H2SO4 является электролитом и можно представить диссоциацию этих кислот.

I. HC1<-> Н+ +Сl-

H2SO4<->2H+ +SO2-

Взаимодействие кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода

Zn+ 2HCI = ZnCl2, +H2\- реакция замещения

Zп+2Н++2СГ =Zn2++2Cl+ H2

атом ион ион ион ион молекула

о

о



Zn+ 2Н+ = Zn2+ + Н2 Т

(ученик записывает уравнение в ионном виде)

Учитель: Что является признаком данной реакции? (выделение Н2). (Учитель предлагает обучающимся работать с заданиями для самоконтроля по вариантам. (Приложение)

Задание для самоконтроля №1. I. Имеется смесь металлов

I вариант

II вариант

Mg, Ag +НС1

А1, Си + H2SO4

Напишите возможные уравнения химических реакций.

II. Взаимодействие оксидов металлов с кислотами.

Опыт: Учитель при нагревании оксида меди (II) и серной кислоты демонстрирует реакцию обмена и просит ученика отразить этот процесс на доске

СиО + H2SO4 =CuSO4 + Н2О CuO + 2H+ + SO4 = Cu2+ + SO4 +H2O СиО + 2Н+ ->Cw2+ + Н2О

По каким признакам можно утверждать, что произошла химическая реакция? (цвет раствора стал голубым). А в чем суть данной реакции? СиО -- не электролит, поэтому мы его запишем в молекулярной форме, кислота и соль электролиты и обе содержат одинаковые анионы кислотного остатка, значит эти ионы не участвуют в реакции.

Задания для самоконтроля №2 (опыт демонстрирует учитель)

Fe2O3 + 6HCI - 2FeCl3 + H2О – молекулярное Fe2O3 +6Н+ + 6СГ = 2Fei+ + ЗСГ + ЗН2О - полное ионное

Fe2O, +6H+ =2Fe3+ +3H2O - сокращенное ионное уравнение

III. Взаимодействие с растворимыми основаниями (щелочами).

Опыт учащегося: в пробирку с кислотой и индикатором добавить раствор гидроксида натрия. Что наблюдается? (Изменение цвета. Почему?) Ученик на доске записывает уравнение химической реакции:

H2PSO4 +2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О – молекулярное 2H+5O42- +2Na+ +20H- = 2Na+ +SO42- +2H2O - полное ионное

 + +2ОН- =2Н2О – сокращенное ионное уравнение

Какие из ионов не участвуют в реакции (2Na+ и SO2-). Следовательно, суть реакции сводится к тому, что если 2Н+ и 2ОН- встречаются в растворе, то из них образуются две молекулы воды. Данное уравнение отражает содержание реакции нейтрализации между кислотой и щелочью.

Задание для самоконтроля №3.

Напишите уравнение реакции.

I вариант

II вариант

HNO, + КОН ->

НС1 + NaOH ->

IV. Взаимодействие кислот с нерастворимыми основаниями.

Опыт: учитель демонстрирует взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислот.

Си(ОН)2 +2 НС1 = CuCl2 + 2Н2О - цвет уменьшается Си(ОН)2 +2Н+ + 2Сl- = Си2+ + 2Сl- + 2Н2О

Си(ОН)2 +2Н+ =Си2+ +2Н2О Суть данной реакции сводится к взаимодействию Си(ОН)2 и Н+.

V. Взаимодействие кислот с солями. Опыт: учащиеся к раствору H2SO4 добавляют раствор ВаС12. Ученик представляет на доске данную реакцию в ионном виде.

H2SOt+ BaCl2 = BaSO4 +2HCI молекулярное 2H + + SO42- + Ва2+ + 2Сl- = BaSO, + 2Н+ + 2СГ - ионное полное

Ва2+ +SO42- =BaSO4 I Образование газа при взаимодействии кислот с солями это общее свойство всех кислот - электролитов, обусловленное катионами водорода. Чтобы получить газ, нужно для этой реакции взять соль слабой летучей кислоты (угольной, сернистой).

hello_html_4accd5ec.png2НС1+ Na2CO3 -” 2NaC I + Н2СО3+ + 2СГ + 2Na+ + CO32- = 2Na+ + 2СГ + СО2 Т +Н2О

Опыт: учащиеся к раствору соляной кислоты добавляют раствор карбоната натрия. Суть этой реакции будет состоять во взаимодействии катионов водорода и карбонат анионов с образованием СО2 и H2O.

Задание для самоконтроля №4

Опыт: ученик демонстрирует взаимодействие серной кислоты с карбонатом калия и представляет ионные уравнения:

Р H2SO4 + К2СО3 = K2SO4 + СО2 t+ Н2О 2H+ + SO42- + 2K+ + CO32- =2K+ + SO32- +CO2t+H2O

+ +СО2- =СО2 Т

Вывод: Мы рассмотрели общие свойства кислот и научились записывать ионные уравнения химических реакций.

Рефлексия: Вернемся к целям урока “Рассмотрение общих химических свойств кислот”. Достигли ли вы их в ходе работы? Оцените свою работу по трем направлениям: “Я”, “Класс”, “Тема”. (ПРИЛОЖЕНИЕ). Анализ выполненных заданий, окончательное подведение итогов и выставление отметок учитель проводит на следующем уроке.

ДИДАКТИЧЕСКАЯ КАРТОЧКА. ПРИЛОЖЕНИЕ

I вариант

1. Дописать по смыслу пропущенные слова в определении: “Процесс распада электролита........... при растворении его в воде или расплавлении называется.............”. Подчеркнуть формулы только тех веществ, которые являются электролитами: Ва(ОН)2, Fe2O3, КОН, НС1, Na2CO3, Li2O, Fe(OH)3j CO2, H2SO4, P2O5, HNO3 (работа учащихся с таблицей растворимости). Какую частицу характеризуют данные слова (показать надпись “странствующий, блуждающий”).

Что такое ион? Какие частицы имеют энергетически устойчивое состояние? (Запись на доске).

I. - Вг\

Вг)

II. ион

атом

В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца? Самостоятельная работа. Дидактическая карточка (взаимоконтроль) “Третий лишний”.(Приложение, задание №1)

Почему кислоты кислые? Дайте определение: “Что такое кислота?”

Задание №1 а) SO2; NaOH; HCl. б) CaO; Ва(ОН)2; H2SO4. в) Mg(OH)2; Н3РО4; CaCl2.

Задание №2. Напишите возможные уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Имеется смесь металлов Mg, Ag, HCl.

Задание №3. Напишите уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде

HNO, + КОН ->

II вариант

1. Дописать по смыслу пропущенные слова в определении: “Процесс распада электролита........... при растворении его в воде или расплавлении называется.........”.

2. Подчеркнуть формулы только тех веществ, которые являются электролитами: Ва(ОН)2, Fe2O3, КОН, НС1, Na2CO3, Li2O, Fe(OH)3j CO2, H2SO4, P2O5, HNO3 (работа учащихся с таблицей растворимости).

3. Какую частицу характеризуют данные слова (показать надпись “странствующий, блуждающий”).

4. Что такое ион?

5. Какие частицы имеют энергетически устойчивое состояние? (Запись на доске)

I. - Вг\

Вг)

II. ион

атом

6. В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца?

7. Самостоятельная работа. Дидактическая карточка (взаимоконтроль) “Третий лишний”.(Приложение, задание №1)

8. Почему кислоты кислые?

9. Дайте определение: “Что такое кислота?”

Задание №1

а) LiOH; Zn(NO,)2; CO2. б) MgO; HNO3; Mgl2. в) HBr; Na2O; KI.

Задания для самоконтроля

Задание №2. Напишите возможные уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Имеется смесь металлов А1, Си и H2SO4.

Задание №3. Напишите уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде: НС1 + NaOH ->

Оцените свою работу

Фамилия, имя

Я

Класс

Тема

 

 

 

Электролитическая диссоциация.

 

 

 

Электролиты, не электролиты. *

 

 

 

Степень диссоциации.

 

 

 

Катионы, анионы.

 

 

 

Ионные уравнения.


Выбранный для просмотра документ 12 урок.doc

библиотека
материалов



10.10.2011г. 9 класс


Тема урока: Химические свойства оснований в свете электролитической диссоциации

Цель урока: повторить знания о свойствах основных классов неорганических соединений в свете теории электролитической диссоциации и процессов окисления-восстановления.


Ход урока

  1. Организационный момент .

  2. Проверка домашнего задания.

а) У доски:

- свойства оксида фосфора и фосфорной кислоты (уравнения реакций в молекулярном и ионном виде), 2 ученика;

- уравнения переходов по схемам генетических рядов (2 ученика);

- с классом по цепочке – проверка характеристики химического элемента фосфора.

- индивидуально проверить решение задачи 8.

  1. Основная часть. Изучение нового материала.

Химические свойства щелочей

1.щёлочь + кислота

NaOH +HCl hello_html_m69877687.pngNaCl + H2O
Na
+ + OH- + H+ + Cl- hello_html_m69877687.pngNa++ Cl- + H2O
H
+ +OH-hello_html_m69877687.pngH2O

2.щёлочь + кислотный оксид

2NaOH +CO2hello_html_m69877687.png Na2CO3 + H2O 
2Na
+ + 2OH- + CO2hello_html_m69877687.png2Na+ + CO32- + H2O
2OH
- + CO2hello_html_m69877687.png CO32- + H2O

3.щёлочь + соль

2NaOH +MgCl2hello_html_m69877687.pngMg(OH)2hello_html_3c6875b3.png + 2NaCl
2Na
+ + 2OH-+ Mg2++ 2Cl- hello_html_m69877687.pngMg(OH)2hello_html_3c6875b3.png +2 Na++2 Cl-
2OH
-+ Mg2+hello_html_m69877687.pngMg(OH)2hello_html_3c6875b3.png


Реагент

Основный оксид

Кислотный оксид

Щелочь

Кислота

Соль

Н2О

Основный оксид

-

Соль

-

Соль + Н2О

-

Щелочь

Кислотный оксид

Соль

-

Соль + Н2О

-

-

Кислота

Щелочь

-

Соль + Н2О

-

Соль + Н2О

Соль + основание

Диссоциа-ция

Кислота

Соль + Н2О

-

Соль + Н2О

-

Соль + кислота

Диссоциа-ция

Соль

-

-

Соль + основание

Соль + кислота

Соль + соль

Гидролиз



  1. Свойства оксидов. (Записать)

а) основных – сначала привести примеры, затем описать свойства основных оксидов на примере оксида калия.

б) кислотных – привести примеры, описать свойства кислотных оксидов на примере оксида углерода (IV).


  1. Свойства кислот. (Записать).

Рассмотреть свойства кислот на примере хлороводородной кислоты.


  1. Домашнее задание: составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, характеризующие свойства оксидов бария и серы (IV) и серной кислоты разбавленной.



ОПЫТЫ:

1.Взаимодействие хлорида железа ( III) с гидроксидом натрия:

FeCL3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCL

Fe+3 +3CL- +3 Na+ +3OH- = Fe(OH)3 + 3Na+ +3CL-

Fe+3 +3OH- = Fe(OH)3

2.Взаимодействие карбоната натрия с соляной кислотой:

Na CO + 2 HCL = 2 NaCL + CO + H O

2 Na + CO +2H +2CL = 2Na + 2CL +CO + H O

CO +2H = CO + H O

3.Взаимодействие соляной кислоты с гидроксидом натрия:

NaOH + HCL = NaCL + H O

Na + OH + H + CL = Na + CL + H O

OH + H = H O

ВОПРОС: Любая ли реакция ионного обмена идёт до конца?

Каковы условия протекания реакций ионного обмена ?

Ответ зафиксировать в тетрадях ярким цветом: ГАЗЫ---ВОДА----ОСАДОК





Домашнее задание §5, упр.6, 7,8, с.22









Выбранный для просмотра документ 12.1 урок.doc

библиотека
материалов

12 урок 9 класс

Урок на тему: Химические свойства солей в свете электролитической диссоциации.

Тип урока: изучение и первичное закрепление новых знаний и способов действий.

Цель урока: расширить и углубить представления учащихся о химических свойствах солей.

Оборудование и реактивы: Слайды по теме: «Соли», проектор.

Макроструктура урока:

1 этап - организационный .

2 этап - актуализация знаний учащихся

3 этап - изучение новых знаний и способов деятельности

-4 этап - домашнее задание

5 этап - подведение итогов урока ..

6 этап - рефлексия.


Соли - это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН4+, гидроксилированных групп Ме(ОН)nm+) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей МеnАm, где А - кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН4+) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные (см. таблицу).

Таблица - Классификация солей по составу

СОЛИ

Средние

(нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

AlCl3

Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

КHSO4

Основные (гидроксосоли) -продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток

FeOHCl

Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток

КNaSO4

Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков

CaClBr

Комплексные

[Cu(NH3)4]SO4


Физические свойства. Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

Химические свойства 

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

NaCl hello_html_m343223a5.png Na+ + Cl.

КNaSO4 hello_html_m343223a5.png К+ + Na+ + SO42– .

CaClBr hello_html_m343223a5.pngCa2+ + Cl + Br.

КHSO4 hello_html_m343223a5.png К+ + НSO4–                     HSO4 hello_html_m343223a5.png H+ + SO42–.

FeOHCl hello_html_m343223a5.pngFeOH+ + Cl                   FeOH+ hello_html_m343223a5.pngFe2+ + OH.

[Cu(NH3)4]SO4 hello_html_m343223a5.png[Cu(NH3)4]2+ + SO42–                   [Cu(NH3)4]2+ hello_html_m343223a5.pngCu2+ + 4NH3

2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н+ (кислая среда) или ионы ОН (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

индикатор + Н+ (ОН) hello_html_m343223a5.png окрашенное соединение.

AlCl3 + H2O hello_html_m343223a5.png AlOHCl2 + HCl       Al3+ + H2O hello_html_m343223a5.png AlOH2+ + H+

3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид: СаСO3 hello_html_m1453d88f.pngСаO + СО2­. соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества: 2AgCl hello_html_m1453d88f.pngAg + Cl2­ Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее: 2КNO3 hello_html_m1453d88f.png NO2 + O2­.

4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na2CO3   2NaCl + CO2­+ H2O              2H+ + CO32– CO2­ + H2O.

СaCl2 + H2SO4 CaSO4 + 2HCl             Сa2+ + SO4 CaSO4

Основные соли при действии кислот переходят в средние: FeOHCl + HCl FeCl2 + H2O.

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли: Na2SO4 + H2SO4 2NaHSO4.

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.

 CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4              Cu2+ + 2OH Cu(OH)2.

 

6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3                             Ag+ + Cl AgCl.

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4           

Fe + Cu2+ Cu + Fe2+.

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

2NaCl + 2H2O hello_html_4fcee1b2.pngH2­+ 2NaOH + Cl2­ 2NaClрасплавhello_html_4fcee1b2.png2Na + Cl2­

9) Взаимодействие с кислотными оксидами. СО2 + Na2SiO3   Na2CO3  + SiO2

Na2CO3  + SiO2hello_html_m1453d88f.pngСО2­ + Na2SiO3

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами: 2Na + Cl2 2NaCl

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:   CaO + SiO2 hello_html_m1453d88f.png CaSiO3                       ZnO + SO3 hello_html_m1453d88f.png ZnSO4. 

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами: Na2O + ZnO hello_html_m1453d88f.png Na2ZnO2

4) Взаимодействием металлов с кислотами: 2HCl + Fe FeCl2 + H2­.

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:

Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O                      ZnO + H2SO4ZnSO4 + H2O.

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами: В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O Na2[Zn(OH)4]              2OH + ZnO + H2О [Zn(OH)4]2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO hello_html_m1453d88f.pngNa2ZnO2 + H2O.

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2[Zn(OH)4]                 2OH  +  Zn(OH)2 [Zn(OH)4]2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2 hello_html_m1453d88f.pngNa2ZnO2 + 2H2O

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:

Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O                         Zn(OH)2 + H2SO4 ZnSO4 + 2H2O.

8) Взаимодействием кислот с солями: 2HCl + Na2S 2NaCl + Н2S­

9) Взаимодействием солей со щелочами: ZnSО4 + 2NaOH Na2SO4 + Zn(OH)2.

10) Взаимодействием солей друг с другомAgNO3 + KCl AgCl + KNO3.

Домашнее задание: § 5, упр. 8, задачи по карточкам


Выбранный для просмотра документ 13 урок.doc

библиотека
материалов

«___» __________2011г. Урок 13

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель, восстановитель, окисление, восстановление «Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса».


Тип урока: Тренировочный (взаимообучение).

Вид урока: Объяснительно-иллюстративный с элементами игровых ассоциаций.

Цель урока: Научить учащихся «не бояться» составлять уравнения электронного баланса.

Задачи урока:

  1. Закрепить понятия:

  • степень окисления;

  • окислитель;

  • восстановитель.

  1. Научить детей быстро находить в реакциях химические элементы, в которых изменилась степень окисления.

  2. Зафиксировать в работе учащихся последовательность действий при составлении уравнений электронного баланса.

План урока:

  1. Повторение опорных знаний по «блок-конспекту».

  2. Тренировочные упражнения по определению степени окисления в отдельных соединениях

  3. Какая реакция является окислительно-восстановительной?

  4. Основные этапы составления уравнений электронного баланса.

Подготовка к уроку:

  • «Блок-конспект» с ассоциативной «запоминалкой» желательно сделать заранее

  • Удобнее, если «блок-конспект» будет на каждом столе или спроецирован на экран (кодоскопом, эпидиаскопом, компьютерным монитором.)

  • Также необходимо подготовить и «Руководство к ОВР».

  • Сделать набор упражнений с постепенным усложнением решения.

  • Разделить класс на «экипажи» (по 5 – 6 человек), в которых должны быть «капитан» и «штурман».

Ход урока:

Учитель: Ребята, наш химический корабль отправляется на выполнение важного задания.

Цель задания:

Найти нужный цифровой код. Но этот код зашифрован в ОВР.

Скажите, кто знает, что обозначает эта аббревиатура?


Учащиеся отвечают, что это – окислительно-восстановительные реакции. Параллельно можно объяснить сам термин «аббревиатура» - сокращение фразы первыми буквами слов.


Учитель: Чтобы каждый «экипаж» как можно лучше справился со своей задачей, необходимо знать, какие химические «рифы» вас могут подстерегать на пути.

Давайте повторим основные положения:

  1. Какие реакции называют ОВР?

  2. Что такое СО?

  3. Как изменяется степень окисления в ОВР?


Рассмотрим блок-конспект (на доске).

Окислительно-восстановительные реакции всегда сопровождаются изменением степени окисления элементов, которое связано с переходом электронов от одного атома к другому.


Окисление – процесс отдачи электрона, который сопровождается повышением степени окисления.

0

Nhello_html_m53a5d0eb.gifa – 1e Na+


Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления.

0

Chello_html_m53a5d0eb.gifl2 + 2e 2Cl -


Окислитель – атом или ион, который принимает электрон, а сам восстанавливается.

Окислитель имеет отрицательную степень окисления:


hello_html_m63a932b5.gifhello_html_m63a932b5.gifhello_html_m249b50f6.gifhello_html_300e8565.gifhello_html_m1970895d.gifhello_html_m3cdb8f98.gifhello_html_m63a932b5.gif+ehello_html_m3ac7442d.gif

«жадненький»

Восстановитель - атом или ион, который отдает электрон, а сам окисляется. Восстановитель имеет положительную степень окисления:

hello_html_abf95ab.gif-e

hello_html_m482188c7.gif

«добренький»

Процессы окисления и восстановления протекают одновременно, при этом число электронов, отданное восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

На этом основан подбор коэффициентов методом электронного баланса.

Примечание:

СО – степень окисления


При повторении «блок-конспекта» учитель вводит игровую ассоциацию:

Окислитель – «пират» - он «награбил» много электронов, а ему все мало, он «жадненький», у него –СО.

Восстановитель – «друг» - он отдаст последний электрон, у него +СО.

Однако необходимо дать и химически обоснованное объяснение отрицательной и положительной степени окисления:

  • атом, имеющий на внешней электронной орбитали 4-7 электронов, стремится к её завершению до 8 электронов, в частности, кислороду не хватает двух электронов, поэтому у него в СО –2;

  • а металлам энергетически легче отдать электроны, чтобы завершить электронную орбиталь, так как у них на внешнем уровне 1-3 электрона, поэтому они проявляют положительную степень окисления.


Учитель: Уважаемые химические мореплаватели, скажите, а что же такое СО и как его определять у элемента «внутри» формулы? Не зная этого, вы не сможете выполнить основную задачу!

Учащиеся дают определение степени окисления и находят её в формулах веществ.

Например:

+1 Х -2

H2SO4

+1*2+x-8=0

x=6

Учитель раздает «штурманам» вспомогательную инструкцию и задание «капитану» и «штурману» выяснить готовность команды к дальнейшим действиям.

  • «Штурман» повторяет по «схеме» материал всей «команде».

  • «Командир» опрашивает весь «экипаж».

  • Команда выполняет письменное задание и докладывает учителю о своей готовности.



ПОМНИТЕ!!!

  • Степень окисления кислорода в соединениях равна –2 (кроме некоторых исключений: Н2О2)

  • Водород в соединениях имеет степень окисления +1

  • Металлы в соединениях имеют +СО 0 0 0 0 0

  • Степень окисления элементов простых веществ равна нулю! (H2, C, Cl2, O2, N2,

0 0

  • Al, Cu и т.д.)

  • В химической формуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю!



Учитель: Дорогие друзья, вы готовы к выполнению главного задания!


1-й этап. Определяем степень окисления элементов до и после реакции.

2-й этап. Выделяем элементы, в которых изменилась СО («находим парочки»).

3-й этап. Составляем уравнения электронного баланса.

Помним, что число отданных и принятых электронов равно!

0 +5 +3 -3

Ahello_html_m408e67fc.gifl + HNO3 Al (NO3)3+(NH)4NO3+H2O

hello_html_4cbb7abc.gifhello_html_m7a31d034.gifhello_html_5837b60.gif

0 +3

Ahello_html_m408e67fc.gifl - 3e Al 8


+5 -3

Nhello_html_m408e67fc.gif + 8e N 3

4-й этап. Расставляем коэффициенты в данном уравнении.

0 +5 +3 -3

8hello_html_m408e67fc.gifAl + 30 HNO3 8Al (NO3)3+3(NH)4NO3+9H2O



Порядок действий:

  • Расставляем коэффициенты баланса электронов.

  • Подсчитываем количество атомов алюминия, азота, водорода.

  • Проверяем правильность расстановки коэффициентов по кислороду.

5-й этап. Определяем окислитель и восстановитель:

AI – повышает СО – восстановитель,

N – понижает СО – окислитель.


Учитель: А теперь, «капитаны экипажей», подойдите ко мне и возьмите задания, в которых, как я уже говорила в начале урока, зашифрован цифровой код.

«Код» - это сумма коэффициентов уравнения ОВР до и после реакции.


Ребята получают уравнения окислительно-восстановительных реакций и находят коэффициенты. Учитель проверяет правильность найденных «кодов».


Заключение:

Учитель: Ребята, все «экипажи» хорошо справились со своими заданиями, никто не наткнулся на «подводные» химические «рифы». Я надеюсь, что вы отлично выполните домашнюю работу.

На дом даются два уравнения реакции, в которых необходимо расставить коэффициенты методом электронного баланса.

Выбранный для просмотра документ 14 урок.doc

библиотека
материалов

«___» __________2011г. Урок 13

Тема урока: | Расстановка коэффициентов методом электронного балансаю. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель, восстановитель, окисление, восстановление «Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса».


Тип урока: Тренировочный (взаимообучение).

Вид урока: Объяснительно-иллюстративный с элементами игровых ассоциаций.

Цель урока: Научить учащихся «не бояться» составлять уравнения электронного баланса.

Задачи урока:

  1. Закрепить понятия:

  • степень окисления;

  • окислитель;

  • восстановитель.

  1. Научить детей быстро находить в реакциях химические элементы, в которых изменилась степень окисления.

  2. Зафиксировать в работе учащихся последовательность действий при составлении уравнений электронного баланса.

План урока:

  1. Повторение опорных знаний по «блок-конспекту».

  2. Тренировочные упражнения по определению степени окисления в отдельных соединениях

  3. Какая реакция является окислительно-восстановительной?

  4. Основные этапы составления уравнений электронного баланса.

Подготовка к уроку:

  • «Блок-конспект» с ассоциативной «запоминалкой» желательно сделать заранее

  • Удобнее, если «блок-конспект» будет на каждом столе или спроецирован на экран (кодоскопом, эпидиаскопом, компьютерным монитором.)

  • Также необходимо подготовить и «Руководство к ОВР».

  • Сделать набор упражнений с постепенным усложнением решения.

  • Разделить класс на «экипажи» (по 5 – 6 человек), в которых должны быть «капитан» и «штурман».

Ход урока:

Учитель: Ребята, наш химический корабль отправляется на выполнение важного задания.

Цель задания:

Найти нужный цифровой код. Но этот код зашифрован в ОВР.

Скажите, кто знает, что обозначает эта аббревиатура?


Учащиеся отвечают, что это – окислительно-восстановительные реакции. Параллельно можно объяснить сам термин «аббревиатура» - сокращение фразы первыми буквами слов.


Учитель: Чтобы каждый «экипаж» как можно лучше справился со своей задачей, необходимо знать, какие химические «рифы» вас могут подстерегать на пути.

Давайте повторим основные положения:

  1. Какие реакции называют ОВР?

  2. Что такое СО?

  3. Как изменяется степень окисления в ОВР?


Рассмотрим блок-конспект (на доске).

Окислительно-восстановительные реакции всегда сопровождаются изменением степени окисления элементов, которое связано с переходом электронов от одного атома к другому.


Окисление – процесс отдачи электрона, который сопровождается повышением степени окисления.

0

Nhello_html_m53a5d0eb.gifa – 1e Na+


Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления.

0

Chello_html_m53a5d0eb.gifl2 + 2e 2Cl -


Окислитель – атом или ион, который принимает электрон, а сам восстанавливается.

Окислитель имеет отрицательную степень окисления:


hello_html_m63a932b5.gifhello_html_m63a932b5.gifhello_html_m249b50f6.gifhello_html_300e8565.gifhello_html_m1970895d.gifhello_html_m3cdb8f98.gifhello_html_m63a932b5.gif+ehello_html_m3ac7442d.gif

«жадненький»

Восстановитель - атом или ион, который отдает электрон, а сам окисляется. Восстановитель имеет положительную степень окисления:

hello_html_abf95ab.gif-e

hello_html_m482188c7.gif

«добренький»

Процессы окисления и восстановления протекают одновременно, при этом число электронов, отданное восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

На этом основан подбор коэффициентов методом электронного баланса.

Примечание:

СО – степень окисления


При повторении «блок-конспекта» учитель вводит игровую ассоциацию:

Окислитель – «пират» - он «награбил» много электронов, а ему все мало, он «жадненький», у него –СО.

Восстановитель – «друг» - он отдаст последний электрон, у него +СО.

Однако необходимо дать и химически обоснованное объяснение отрицательной и положительной степени окисления:

  • атом, имеющий на внешней электронной орбитали 4-7 электронов, стремится к её завершению до 8 электронов, в частности, кислороду не хватает двух электронов, поэтому у него в СО –2;

  • а металлам энергетически легче отдать электроны, чтобы завершить электронную орбиталь, так как у них на внешнем уровне 1-3 электрона, поэтому они проявляют положительную степень окисления.


Учитель: Уважаемые химические мореплаватели, скажите, а что же такое СО и как его определять у элемента «внутри» формулы? Не зная этого, вы не сможете выполнить основную задачу!

Учащиеся дают определение степени окисления и находят её в формулах веществ.

Например:

+1 Х -2

H2SO4

+1*2+x-8=0

x=6

Учитель раздает «штурманам» вспомогательную инструкцию и задание «капитану» и «штурману» выяснить готовность команды к дальнейшим действиям.

  • «Штурман» повторяет по «схеме» материал всей «команде».

  • «Командир» опрашивает весь «экипаж».

  • Команда выполняет письменное задание и докладывает учителю о своей готовности.



ПОМНИТЕ!!!

  • Степень окисления кислорода в соединениях равна –2 (кроме некоторых исключений: Н2О2)

  • Водород в соединениях имеет степень окисления +1

  • Металлы в соединениях имеют +СО 0 0 0 0 0

  • Степень окисления элементов простых веществ равна нулю! (H2, C, Cl2, O2, N2,

0 0

  • Al, Cu и т.д.)

  • В химической формуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю!



Учитель: Дорогие друзья, вы готовы к выполнению главного задания!


1-й этап. Определяем степень окисления элементов до и после реакции.

2-й этап. Выделяем элементы, в которых изменилась СО («находим парочки»).

3-й этап. Составляем уравнения электронного баланса.

Помним, что число отданных и принятых электронов равно!

0 +5 +3 -3

Ahello_html_m408e67fc.gifl + HNO3 Al (NO3)3+(NH)4NO3+H2O

hello_html_4cbb7abc.gifhello_html_m7a31d034.gifhello_html_5837b60.gif

0 +3

Ahello_html_m408e67fc.gifl - 3e Al 8


+5 -3

Nhello_html_m408e67fc.gif + 8e N 3

4-й этап. Расставляем коэффициенты в данном уравнении.

0 +5 +3 -3

8hello_html_m408e67fc.gifAl + 30 HNO3 8Al (NO3)3+3(NH)4NO3+9H2O



Порядок действий:

  • Расставляем коэффициенты баланса электронов.

  • Подсчитываем количество атомов алюминия, азота, водорода.

  • Проверяем правильность расстановки коэффициентов по кислороду.

5-й этап. Определяем окислитель и восстановитель:

AI – повышает СО – восстановитель,

N – понижает СО – окислитель.


Учитель: А теперь, «капитаны экипажей», подойдите ко мне и возьмите задания, в которых, как я уже говорила в начале урока, зашифрован цифровой код.

«Код» - это сумма коэффициентов уравнения ОВР до и после реакции.


Ребята получают уравнения окислительно-восстановительных реакций и находят коэффициенты. Учитель проверяет правильность найденных «кодов».


Заключение:

Учитель: Ребята, все «экипажи» хорошо справились со своими заданиями, никто не наткнулся на «подводные» химические «рифы». Я надеюсь, что вы отлично выполните домашнюю работу.

На дом даются два уравнения реакции, в которых необходимо расставить коэффициенты методом электронного баланса.

Выбранный для просмотра документ 15 урок.doc

библиотека
материалов

24.10.2011г. Урок 15 9 класс


Урок на тему: Расчёты по уравнению реакции, если одно из реагирующих веществ взято в виде раствора с заданной массовой долей растворённого вещества.


Цель урока: Научить учащихся составлять уравнения электронного баланса и решать химические задачи.


Задачи урока

Образовательная: изучить химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации.

Развивающие (формирование и развитие образовательных компетенций):

а) учебно-познавательных: развитие навыков самостоятельной познавательной деятельности; умения ставить познавательную задачу, умения добывать знания, выделять главное, обобщать, делать выводы, проводить самопроверку и самооценку;

б) коммуникативных: навыков работы в паре, взаимодействия с другими людьми, умения ответить на поставленный вопрос;

в) информационных: проводить материальное и знаковое моделирование, выделять существенные признаки химических реакций, извлекать необходимую информацию из проводимого эксперимента; оформлять и представлять результаты своей работы.

Воспитательные: воспитывать сознательное отношение к учебному труду, чувство ответственности, развивать интерес к знаниям.

Здоровьесберегающие: закрепить навыки безопасного обращения с реактивами


ХОД УРОКА.


  1. Целеполагание, мотивация: целью нашего урока является дальнейшее изучение реакций ионного обмена, необходимость знать основные закономерности реакций т.к. процессы жизнедеятельности живых организмов зависят в большой степени от реакций ионного обмена ,которые протекают в организме человека и других живых организмов.


  1. Организация восприятия знаний учащимися.


Повторение: 1. Какие вещества называются электролитами?

2.Какие классы сложных веществ относятся к электролитам7

3.Как пользовать таблицей растворимости?

4.Что такое ионы? Какие ионы бывают?

5.Каа называется процесс образования ионов? Какие условия для этого необходимы?

6.Как называются реакции, протекающие в водных растворах между электролитами?



  1. ОРГАНИЗАЦИЯ ИЗУЧЕНИЯ НОВОГО МАТЕРИАЛА.


ВЛИЯНИЕ СРЕДЫ НА ХАРАКТЕР РЕАКЦИЙ.

Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах: в кислой, нейтральной и щелочной. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления. Рассмотрим пример влияния среды на восстановление перманганат-иона MnO4-:

hello_html_632545c7.png

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксидов калия или натрия.
Рассмотрим примеры протекания реакции между сульфитом натрия Na2SO4 (восстановитель) c перманганатом калия KMnO4(окислитель).

Реакция в кислой среде

hello_html_370fa3e4.png

Реакция в нейтральной среде

hello_html_1b643ef.png

Реакция в щелочной среде

hello_html_4ba7db51.png



В задании В9 предлагается вычислить массу растворенного вещества по его массовой доле в массе раствора.

Например:

После упаривания 500 мл 10%-го раствора хлорида калия (плотность 1,1 г/мл) его масса уменьшилась на 100 г. Массовая доля соли в полученном растворе равна _______ % (Запишите число с точностью до десятых)

Находится масса исходного раствора.

m1(р-ра) = V1(р-ра) 1(р-ра) = 500 мл 1,11 г/мл = 555 г

Составляется схема процесса.


hello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_1cbd7991.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gif

10% - 0% = х%



hello_html_1cbd7991.gifhello_html_1cbd7991.gif

555 г 100 г 455г

Составляется уравнение и решается относительно х.

55510 - 0100 = 455х, х = 12,2% Ответ: 12,2

В задании С4 необходимо рассчитать массу (объем, количество вещества) продуктов реакции, если одно из веществ дано в избытке и указано в задании в виде раствора с определенной массовой долей растворенного вещества или содержит примеси. Максимальный балл за верное выполнение данного задания – 4 балла (баллы ставятся за каждое промежуточное действие).

Например:

200 г 25%-ного раствора сульфата меди подвергли электролизу с инертными электродами, после чего массовая доля соли в растворе снизилась до 20%. Найдите массы веществ, выделившихся на катоде и на аноде.

1. Записывается уравнение реакции, протекающее при электролизе раствора сульфата меди:

hello_html_16cc454c.gif

2. Масса сульфата меди в исходном растворе:

hello_html_792aaf87.gif

Количество вещества СuSO4, подвергшегося электролизу, обозначается x моль. Тогда масса прореагировавшего сульфата меди будет равна:

hello_html_596ba6fb.gif

Масса оставшегося в растворе сульфата меди:

hello_html_m4f41fa57.gif

3. Масса раствора после электролиза уменьшилась за счет выделившейся на катоде меди и массы выделившегося на аноде кислорода. Согласно уравнению реакции:

hello_html_1b4df782.gif; hello_html_m55bbe2bf.gif

hello_html_4020e75d.gif

hello_html_m43a7dbd9.gif

Масса раствора после электролиза будет равна:

hello_html_m6353a4b7.gif

4. Рассчитываются количества вещества и массы веществ, выделяющихся на электродах.

По условию задачи, массовая доля сульфата меди в оставшемся растворе равна 20% или 0,2.

hello_html_m12a3542c.gifили hello_html_m44d8f199.gif

hello_html_624c175c.gif

hello_html_5c27780c.gif, hello_html_703fcf27.gif

hello_html_10248743.gif

hello_html_3e31b3d2.gif

Ответ: m(Cu) = 4,48 г, m(O2) = 1,12 г.



Домашнее задание:

§§ 1-5, схема гидролиза соли, задания в тетради.

Выбранный для просмотра документ 16-17 урок.doc

библиотека
материалов

22.10.2012г. - 23.10.2012г. Урок 16-17 9 класс


Урок на тему: Расчёты по уравнению реакции, если одно из реагирующих веществ взято в виде раствора с заданной массовой долей растворённого вещества.

Цель урока: Научить учащихся составлять уравнения электронного баланса и решать химические задачи.

Задачи урока

Образовательная: изучить химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации. Развивающие (формирование и развитие образовательных компетенций):

а) учебно-познавательных: развитие навыков самостоятельной познавательной деятельности; умения ставить познавательную задачу, умения добывать знания, выделять главное, обобщать, делать выводы, проводить самопроверку и самооценку; б) коммуникативных: навыков работы в паре, взаимодействия с другими людьми, умения ответить на поставленный вопрос; в) информационных: проводить материальное и знаковое моделирование, выделять существенные признаки химических реакций, извлекать необходимую информацию из проводимого эксперимента; оформлять и представлять результаты своей работы. Воспитательные: воспитывать сознательное отношение к учебному труду, чувство ответственности, развивать интерес к знаниям.

Здоровьесберегающие: закрепить навыки безопасного обращения с реактивами


ХОД УРОКА.

  1. Целеполагание, мотивация: целью нашего урока является дальнейшее изучение реакций ионного обмена, необходимость знать основные закономерности реакций т.к. процессы жизнедеятельности живых организмов зависят в большой степени от реакций ионного обмена ,которые протекают в организме человека и других живых организмов.

  2. Организация восприятия знаний учащимися.

Повторение: 1. Какие вещества называются электролитами?

2.Какие классы сложных веществ относятся к электролитам7

3.Как пользовать таблицей растворимости?

4.Что такое ионы? Какие ионы бывают?

5.Каа называется процесс образования ионов? Какие условия для этого необходимы?

6.Как называются реакции, протекающие в водных растворах между электролитами?

  1. ОРГАНИЗАЦИЯ ИЗУЧЕНИЯ НОВОГО МАТЕРИАЛА. ВЛИЯНИЕ СРЕДЫ НА ХАРАКТЕР РЕАКЦИЙ.

Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах: в кислой, нейтральной и щелочной. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления. Рассмотрим пример влияния среды на восстановление перманганат-иона MnO4-:

hello_html_632545c7.png

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксидов калия или натрия.
Рассмотрим примеры протекания реакции между сульфитом натрия Na2SO4 (восстановитель) c перманганатом калия KMnO4(окислитель).

Реакция в кислой среде

hello_html_370fa3e4.png

Реакция в нейтральной среде

hello_html_1b643ef.png

Реакция в щелочной среде

hello_html_4ba7db51.png

В задании В9 предлагается вычислить массу растворенного вещества по его массовой доле в массе раствора.

Например: После упаривания 500 мл 10%-го раствора хлорида калия (плотность 1,1 г/мл) его масса уменьшилась на 100 г. Массовая доля соли в полученном растворе равна _______ % (Запишите число с точностью до десятых)

Находится масса исходного раствора. m1(р-ра) = V1(р-ра) 1(р-ра) = 500 мл 1,11 г/мл = 555 г

Составляется схема процесса.


hello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_1cbd7991.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gifhello_html_7b2dcded.gif

10% - 0% = х%



hello_html_1cbd7991.gifhello_html_1cbd7991.gif

555 г 100 г 455г

Составляется уравнение и решается относительно х.

55510 - 0100 = 455х, х = 12,2% Ответ: 12,2

В задании С4 необходимо рассчитать массу (объем, количество вещества) продуктов реакции, если одно из веществ дано в избытке и указано в задании в виде раствора с определенной массовой долей растворенного вещества или содержит примеси. Максимальный балл за верное выполнение данного задания – 4 балла (баллы ставятся за каждое промежуточное действие).

Например:

200 г 25%-ного раствора сульфата меди подвергли электролизу с инертными электродами, после чего массовая доля соли в растворе снизилась до 20%. Найдите массы веществ, выделившихся на катоде и на аноде.

1. Записывается уравнение реакции, протекающее при электролизе раствора сульфата меди:

hello_html_16cc454c.gif

2. Масса сульфата меди в исходном растворе:

hello_html_792aaf87.gif

Количество вещества СuSO4, подвергшегося электролизу, обозначается x моль. Тогда масса прореагировавшего сульфата меди будет равна:

hello_html_596ba6fb.gif

Масса оставшегося в растворе сульфата меди:

hello_html_m4f41fa57.gif

3. Масса раствора после электролиза уменьшилась за счет выделившейся на катоде меди и массы выделившегося на аноде кислорода. Согласно уравнению реакции:

hello_html_1b4df782.gif; hello_html_m55bbe2bf.gif

hello_html_4020e75d.gif

hello_html_m43a7dbd9.gif

Масса раствора после электролиза будет равна:

hello_html_m6353a4b7.gif

4. Рассчитываются количества вещества и массы веществ, выделяющихся на электродах.

По условию задачи, массовая доля сульфата меди в оставшемся растворе равна 20% или 0,2.

hello_html_m12a3542c.gifили hello_html_m44d8f199.gif

hello_html_624c175c.gif

hello_html_5c27780c.gif, hello_html_703fcf27.gif

hello_html_10248743.gif

hello_html_3e31b3d2.gif

Ответ: m(Cu) = 4,48 г, m(O2) = 1,12 г.


Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей. Рассмотрим подробнее процесс их гидролиза. Соль мы рассматриваем как продукт взаимодействия кислоты и основания. Можно выделить 4 типа солей. Обратимся к схеме:

  1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

  2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

  3. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.

  4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Внести эти данные в таблицу: Гидролиз солей

п/п

Тип соли

Примеры

Гидролиз

Среда раствора

1.

Образована слабым основанием и сильной кислотой.

ZnCl2

+

PH < 7

кислая

2.

Образована сильным основанием и слабой кислотой.

Na2CO3

+

PH > 7

щелочная

3.

Образована слабым основанием и слабой кислотой.

HN4CN

+

Зависит от относит. силы

4.

Образована сильным основанием и сильной кислотой.

NaCl

-

PH = 7

нейтральная

На демонстрационном столе – растворы солей:

ZnCl2, Na2CO3, HN4CN, NaCl. Демонстрация опыта.

Вопросы учащимся:

  • К какому типу относится данная соль?

  • Какова среда раствора?

Данные вводятся в таблицу.


Домашнее задание:

§§ 1-5, схема гидролиза соли, задания в тетради.

Выбранный для просмотра документ 18 урок.doc

библиотека
материалов

2.11.2011г. 18 урок 9 класс


ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №1 «РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ» ИНСТРУКТАЖ ПО Т/Б.

Цель урока

  • обучающая: продолжить формирование понятия «скорость химических реакций», вывести формулы для вычисления скорости гомогенных и гетерогенных реакций, рассмотреть от каких факторов зависит скорость химических реакций;

  • развивающая: учить обрабатывать и анализировать экспериментальные данные; уметь выяснять взаимосвязь между скоростью химических реакций и внешними факторами;

  • воспитательная: продолжить развитие коммуникативных умений в ходе парной и коллективной работы; акцентировать внимание учащихся на важности знаний о скорости химической реакции протекающих в быту (коррозия металла, прокисание молока, гниение и др.)

Средства обучения: Д. мультимедийный проектор, компьютер, слайды по основным вопросам урока, CD-диск «Кирилл и Мефодий», таблицы на столах, протоколы лабораторной работы, лабораторное оборудование и реактивы;

Методы обучения: репродуктивный, исследовательский, частично поисковый;

Форма организации занятий: беседа, практическая работа, самостоятельная работа, тестирование;

Форма организации работы учащихся: фронтальная, индивидуальная, групповая, коллективная.

Содержание урока

1. Организация класса

2. Подготовка к основному этапу усвоения учебного материала. Активизация опорных знаний и умений.


Теория электролитической диссоциации

( С. Аррениус, 1887г. )


  1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

  2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

  3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

  4. Степень электролитической диссоциации () зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).


a = n / N                     0<a<1


Механизм электролитической диссоциации ионных веществ


При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.


Механизм электролитической диссоциации полярных веществ


Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.


Электролиты и неэлектролиты


Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.


CaCl2 « Ca2++ 2Cl-

KAl(SO4)2«K+ + Al3+ + 2SO42-

HNO3« H+ + NO3-

Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH-


Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например, для

Al2(SO4)3 –– 2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO4)2 –– 1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0


Сильные электролиты


Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.


Слабые электролиты


Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.


К слабым электролитам относятся:

  1. почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

  2. некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

  3. почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

  4. вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH3COOH « CH3COO- + H+

Cu(OH)2 « [CuOH]+ + OH- (первая ступень)

[CuOH]+ « Cu2+ + OH- (вторая ступень)

H2CO3 « H+ + HCO- (первая ступень)

HCO3- « H+ + CO32- (вторая ступень)


Неэлектролиты


Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).


Степень диссоциации. Константа диссоциации


Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:


       c
H2SO4  «  

 2c          c
2H+ + SO42-


Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации () - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):


a = n / N


и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).


Пример

Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 и CH3COOH.

Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.


Решение

KBr, Ba(OH)2 и H2SO4 - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (a = 1).


KBr « K+ + Br-

[K+] = [Br-] = 0,01 M


Ba(OH)2« Ba2+ + 2OH-

[Ba2+] = 0,01 M

[OH-] = 0,02 M


H2SO4« 2H+ + SO4

[H+] = 0,02 M

[SO42-] = 0,01 M


NH4OH и CH3COOHслабые электролиты (a = 0,3)


NH4OH+4 + OH-

[NH+4] = [OH-] = 0,3 •0,01 = 0,003 M


CH3COOH « CH3COO- + H+

[H+] = [CH3COO-] = 0,3 • 0,01 = 0,003 M


Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации и исходную концентрацию вещества c в растворе.


Пример

Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH4OH, если степень диссоциации равна 0,01.


Решение

Концентрации молекул NH4OH, которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна c. Концентрация ионов NH4- и OH- - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна c (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации)


NH4OH

«

NH4+

+

OH-

c - ac


ac


ac


[N+H4] = [OH]- = ac = 0,01 • 0,1 = 0,001 моль/л

[NH4OH] = c - ac = 0,1 – 0,001 = 0,099 моль/л


Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:


Первая ступень:

H3PO4 « H+ + H2PO4-

KD1 = ([H+][H2PO4-]) / [H3PO4] = 7,1 • 10-3


Вторая ступень:

H2PO4-« H+ + HPO42-

KD2 = ([H+][HPO42-]) / [H2PO4-] = 6,2 • 10-8


Третья ступень:

HPO42- « H+ + PO43-

KD3 = ([H+][PO43-]) / [HPO42-] = 5,0 • 10-13


KD1 > KD2 > KD3


Пример

Получите уравнение, связывающее степень электролитической диссоциации слабого электролита (a) с константой диссоциации (закон разбавления Оствальда) для слабой одноосновной кислоты НА.


HA « H+ + A+

KD = ([H+][A-]) / [HA]


Если общую концентрацию слабого электролита обозначить c, то равновесные концентрации Н+ и A- равны c, а концентрация недиссоциированных молекул НА - (c - ac) = c (1 - a)


KD = (a cac) / c(1 - a) = a2c / (1 - a)


В случае очень слабых электролитов (a £ 0,01)


KD = ca2 или a = \(KD / c)


Пример

Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H+ в 0,1 M растворе, если KD(CH3COOH) = 1,85 10-5


Решение

Воспользуемся законом разбавления Оствальда


\(KD / c) = \1,85 • 10-5) / 0,1= 0,0136 или a = 1,36%

[H+] = ac = 0,0136 • 0,1 моль/л


Произведение растворимости


Определение


Поместим в химический стакан какую-либо труднорастворимую соль, например, AgCl и добавим к осадку дистиллированной воды. При этом ионы Ag+ и Cl-, испытывая притяжение со стороны окружающих диполей воды, постепенно отрываются от кристаллов и переходят в раствор. Сталкиваясь в растворе, ионы Ag+ и Cl- образуют молекулы AgCl и осаждаются на поверхности кристаллов. Таким образом, в системе происходят два взаимно противоположных процесса, что приводит к динамическому равновесию, когда в единицу времени в раствор переходит столько же ионов Ag+ и Cl-, сколько их осаждается. Накопление ионов Ag+ и Cl- в растворе прекращается, получается насыщенный раствор. Следовательно, мы будем рассматривать систему, в которой имеется осадок труднорастворимой соли в соприкосновении с насыщенным раствором этой соли. При этом происходят два взаимно противоположных процесса:


  1. Переход ионов из осадка в раствор. Скорость этого процесса можно считать постоянной при неизменной температуре: V1 = K1;

  2. Осаждение ионов из раствора. Скорость этого процесса V2 зависит от концентрации ионов Ag+ и Cl-. По закону действия масс:


V2 = k2 • [Ag+] • [Cl-]


Так как данная система находится в состоянии равновесия, то


V1 = V2

k2 = k1 • [Ag+] • [Cl-]

[Ag+] • [Cl-] = k2 / k1 = const (при T = const)


Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита при постоянной температуре является постоянной величиной. Эта величина называется произведением растворимости (ПР).


В приведенном примере ПРAgCl = [Ag+] • [Cl-]. В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрация этих ионов, при вычислении произведения растворимости должна быть возведена в соответствующую степень.

Например, ПРAg2S = [Ag+]2 [S2-]; ПРPbI2 = [Pb2+] • [I-]2

В общем случае выражение произведения растворимости для электролита AmBn


ПРAmBn= [A]m [B]n.


Значения произведения растворимости для разных веществ различны.

Например, ПРCaCO3 = 4,8 10-9; ПРAgCl = 1,56 10-10.

ПР легко вычислить, зная раcтворимость соединения при данной t°.


Пример 1

Растворимость CaCO3 равна 0,0069 или 6,9 10-3 г/л. Найти ПРCaCO3.


Решение

Выразим растворимость в молях:


SCaCO3 = (6,9 10-3) / 100,09 = 6,9 • 10-5 моль/л

MCaCO3         

Так как каждая молекула CaCO3 дает при растворении по одному иону Ca2+ и CO32-, то
[Ca2+] = [ CO32-] = 6,9 • 10-5 моль/л,
следовательно,
ПРCaCO3 = [Ca2+] • [CO32-] = 6,9 • 10–5 6,9 • 10-5 = 4,8 • 10-9

Зная величину ПР, можно в свою очередь вычислить растворимость вещества в моль/л или г/л.


Пример 2

Произведение растворимости ПРPbSO4 = 2,2 • 10 -8 г/л.

Чему равна растворимость PbSO4?


Решение

Обозначим растворимость PbSO4 через X моль/л. Перейдя в раствор, X молей PbSO4 дадут X ионов Pb2+ и X ионов SO42-, т.е.:


[Pb2+] = [SO42-] = X

ПРPbSO4 = [Pb2+] = [SO42-] = X • X = X2

X = \ПРPbSO4 = \2,2 • 10-8 = 1,5 • 10-4 моль/л.


Чтобы перейти к растворимости, выраженной в г/л, найденную величину умножим на молекулярную массу, после чего получим:


1,5 • 10-4 • 303,2 = 4,5 • 10-2 г/л.


Образование осадков


Если

[Ag+] • [Cl-] < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

[Ag+] • [Cl-] = ПРAgCl - насыщенный раствор

[Ag+] • [Cl-] > ПРAgCl - перенасыщенный раствор


Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается. Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать, будет ли выпадать осадок образующейся соли.


Пример 3

Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 0,2 M растворов Pb(NO3)2 и NaCl.
ПР
PbCl2 = 2,4 • 10-4.


Решение

При смешении объем раствора возрастает вдвое и концетрация каждого из веществ уменьшится вдвое, т.е. станет 0,1 M или 1,0 • 10-1 моль/л. Таковы же будут концентрации Pb2+ и Cl-. Следовательно, [Pb2+] • [Cl-]2 = 1 • 10-1 • (1 • 10-1)2 = 1 • 10-3. Полученная величина превышает ПРPbCl2 (2,4 • 10-4). Поэтому часть соли PbCl2 выпадает в осадок. Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.


Влияние концентрации растворов


Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например, осадок PbCl2 не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb(NO3)2 и NaCl. При смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 = 0,05 M или 5 • 10-2 моль/л. Ионное произведение [Pb2+] • [Cl1-]2 = 5 • 10-2 • (5 • 10-2)2 = 12,5 • 10-5. Полученная величина меньше ПРPbCl2, следовательно выпадения осадка не произойдет.


Влияние количества осадителя


Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя.

Например, осаждаем соль BaCO3: BaCl2 + Na2CO3 ® BaCO3¯ + 2NaCl. После прибавления эквивалентного количества Na2CO3 в растворе остаются ионы Ba2+, концентрация которых обусловлена величиной ПР.

Повышение концентрации ионов CO32-, вызванное прибавлением избытка осадителя (Na2CO3), повлечет за собой соответственное уменьшение концентрации ионов Ba2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого иона.


Влияние одноименного иона


Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы. Если к ненасыщенному раствору BaSO4 понемногу прибавлять раствор Na2SO4, то ионное произведение, которое было сначала меньше ПРBaSO4 (1,1 • 10-10), постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.


Влияние температуры


ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры ПР возрастает, поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов.


Растворение осадков


Правило произведения растворимости важно для переведения труднорастворимых осадков в раствор. Предположим, что надо растворить осадок BaСO3. Раствор, соприкасающийся с этим осадком, насыщен относительно BaСO3.
Это означает, что
[Ba2+] • [CO32-] = ПРBaCO3.

Если добавить в раствор кислоту, то ионы H+ свяжут имеющиеся в растворе ионы CO32- в молекулы непрочной угольной кислоты:


2H+ + CO32-® H2CO3® H2O + CO2­


Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO32- , ионное произведение станет меньше величины ПРBaCO3. Раствор окажется ненасыщенным относительно BaСO3 и часть осадка BaСO3 перейдет в раствор. При добавлении достаточного количества кислоты можно весь осадок перевести в раствор. Следовательно, растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита становится меньше величины ПР. Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированное соединение с одним из ионов труднорастворимого электролита. Этим объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в кислотах


Fe(OH)3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O


Ионы OH- связываются в малодиссоциированные молекулы H2O.


Таблица. Произведение растворимости (ПР) и растворимость при 25°С некоторых малорастворимых веществ


Формула

Растворимость

ПР моль / л

AgBr

7,94 10 -7

6,3 10 -13

AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag2CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

3. Контроль и самопроверка знаний

Цель: проверить качество усвоения учебного материала. Проведение тестирования на компьютерах (CD-диск «Кирилл и Мефодий»), сетевая версия. Оценка выставляется компьютером.

4. Подведение итогов занятия, выставление и комментирование оценок за работу на уроке. Все основные выводы (слайд 20,21), которые были сделаны на уроке.

Прогнозируемая деятельность учеников. Осмысленное восприятие учебного материала

5. Домашнее задание.

Составить обобщающую таблицу. Приложение 3. Инструктаж. Самостоятельная формулировка выводов (приложение 3 дома). Хронометраж урока - в приложении 5.

Выбранный для просмотра документ 19 урок.doc

библиотека
материалов

19 урок 9 класс

Урок на тему: Контрольная работа на тему "Электролитическая диссоциация".

Цель урока: провести контроль знаний учащихся по теме «Теория электролитической диссоциации»; выявить типичные ошибки в знаниях и умениях по данной теме.




I вариант

1 уровень (воспроизведение знаний)

1.а) напишите уравнения диссоциации (если сможете, то ступенчатой) гидроксида бария и гидроксида натрия.

б) чем определяются общие свойства щелочей?

в) подчеркните одной чертой катионы и двумя – анионы.

2. Даны сокращённые ионные уравнения:

а) Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3б)CO2 + 2OH- → CO32- + H2O

Подберите к ним молекулярные и соответствующие им полные ионные уравнения.

3. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций:

а) Al + HCl → … или б) FeCl2 + Cl2FeCl3

4. Написать уравнение гидролиза и определить среду раствора К2СО3, ZnCl2.

2 уровень (применение знаний по образцу в знакомой ситуации)

  1. Объясните, какую окраску приобретет индикатор в растворах солей: а) карбоната калия, б) хлорида меди (II). Почему? Напишите уравнение гидролиза.

  2. Напишите молекулярные и полные ионные уравнения, соответствующе сокращенным:

Cu (OH2) + 2H+ → Cu2+ +2 H2O ; 2H+ + CO 32- → H2O + CO2

3. Дана схема уравнения реакции: KClO3 KCl + O2.

Составьте уравнение окислительно-восстановительных реакций.

4. Напишите уравнения химических реакций соответственно схеме:

Р → Р2О5 → Са3 (РО4)2

Н3РО4

5. К 200 г раствора, содержащего 0,25 массовых долей или 25% сульфата железа (III), добавили раствор, содержащий гидроксид натрия массой 40 г. Определить массу получившейся соли.

3 уровень (умение применять знания в новой ситуации)

  1. С какими из перечисленных веществ: а) цинк, б) соляная кислота, в) гидроксид кальция, г) серебро, д) хлорид бария, е) раствор индикатора, ж) оксид натрия– может взаимодействовать разбавленная серная кислота? Составьте уравнения только происходящих реакций. Запишите уравнения реакций ионного обмена в полной и сокращенной ионной форме.

  2. Запишите уравнения химических реакций и разберите их с точки зрения окислительно-восстановительных процессов. К одному уравнению реакции составьте электронный баланс: а) CuО + Н2Cu + Н2O б) Al + I2AlI3

  1. Объясните, какое количество вещества хлорида натрия надо взять, чтобы в растворе столько же ионов хлора, сколько образуется при растворении 2 моль хлорида алюминия?

  2. Допишите уравнения химических реакций, соответствующих схеме:

Fe2O3 → Fe2 (SO 4)3 → Fe( OH )3

hello_html_2d2985a9.gifhello_html_353dff75.gif

hello_html_m2f4cac47.gifhello_html_mb60b119.gif

  1. Определите объем выделившегося газа , 5сли к раствору, содержащему карбонат натрия массой 53 г, добавили 400 мл раствора (ρ= 1,1 г/см3), содержащего 0,12 массовых долей или 12 % хлороводорода.


Ионы слабых оснований: Zn2+; Fe2+; Fe3+; Al3+; Cr3+;

Cu2+; Be2+; Co2+; Ni2+; Pb2+ и др.


Ионы слабых кислот: CO32-; SO32-; PO43-; SiO32-; S2-; CH3COO- и др.


II вариант.

1 уровень (воспроизведение знаний)

1.а) напишите уравнения диссоциации (если сможете, то ступенчатой) фосфорной кислоты и соляной кислоты.

б) чем определяются общие свойства кислот?

в) подчеркните одной чертой катионы и двумя – анионы.

2. Даны сокращённые ионные уравнения: а) Cu2+ + 2OH-Cu(OH)2

б) FeO + 2H- → Fe2+ + H2O

Подберите к ним молекулярные и соответствующие им полные ионные уравнения.

3. Дана схема уравнения реакции: SO2 + O2SO3

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции.

4. Написать уравнение гидролиза и определить среду раствора FeCl3, Na2SiO3.

2 уровень (применение знаний по образцу в знакомой ситуации)

1. Объясните, какую окраску приобретет индикатор в растворах солей: а) сульфида калия, б) фосфата натрия (II). Почему? Напишите уравнение гидролиза.

2. Напишите молекулярные и полные ионные уравнения, соответствующим сокращенным: а) SO32- + 2H+H2O + SO2 б) Zn(OH2) + 2H+Zn2+ +2 H2O ;

3.Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

SO2 + H2 S → S + H2O

4. Напишите уравнения химических реакций соответствующих схеме:

SSOBaSO4BaCl2

5. Определите объем выделившегося газа, если к 50 г карбоната кальция добавили 120 г раствора, содержащего 0,35 массовых долей (или 35%) хлороводорода.

3 уровень (творческий - умение применять знания в новой ситуации)

1. Запишите уравнения реакций, характеризующие: а) способы получения; б) химические свойства хлорида цинка. Уравнения реакций ионного обмена составьте в полной и сокращенной ионной форме.

2. Объясните окислительно-восстановительный процесс, происходящий между веществами: СuS +HNH3Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

  1. Как различить растворы солей: хлорида меди (II), сульфата цинка и карбоната натрия, если они находятся в склянках без этикеток и у вас нет других реактивов, кроме раствора индикатора? Запишите уравнения соответствующих реакций.

  2. Напишите уравнения химических реакций соответственно схеме

hello_html_3e2e2dd9.gifhello_html_m408e67fc.gif СаS CaO


Са3 (РО4)2

hello_html_6096a26.gif

hello_html_m53a5d0eb.gifP Р2О5

  1. Может ли полностью сгореть3 кг углерода в 6 м3 кислорода? Вычислите объем воздуха, который может быть использован в этой реакции (н. у.)




Ионы слабых оснований: Zn2+; Fe2+; Fe3+; Al3+; Cr3+;

Cu2+; Be2+; Co2+; Ni2+; Pb2+ и др.


Ионы слабых кислот: CO32-; SO32-; PO43-; SiO32-; S2-; CH3COO- и др.




Выбранный для просмотра документ 2 урок.doc

библиотека
материалов


Тема урока: Химическая связь. Химические формулы

Условия протекания и прекращения химических реакций.


Цель:

  1. изучить химические реакции и условия протекания и прекращения химических реакций; дань понятия катализаторы и ферменты (энзимы); управление реакциями горения изучить описание ХР с помощью химических формул.

  2. развивать речевые навыки учащихся, умение наблюдать, сравнивать, обобщать, оценивать.

  3. развивать интерес учащихся к химии.


Оборудование:

  1. Карты – задания для учащихся.

  2. Л.О.: стаканчик, мрамор, столик, HCL, спички.

  3. Д.О. Прибор для получения СО2 (мрамор, HCl, известковая вода).

  4. Н2О2, MnO2, спиртовка, спички, лучинка.

  5. Плакат, магниты, чашки (солнце, облака).


Девиз урока: Мало знать, надо и применять.

Мало хотеть, надо и делать.

Гете.


Ребята! Я предлагаю вам совершить воображаемое путешествие по удивительному континенту, который не найти ни на одной географической карте, - по континенту Химия.

Итак в путь.

Далеко-далеко отсюда располагается континент Химия. Люди говорили, что в главном дворце страны Знаний этого континента хранится несметное сокровище. Чтобы добраться до сокровищницы Знаний, нужно пройти нелегкий путь.

Многие пытались проникнуть в этот дворец, но им не хватало главного ключа – химических знаний.

Хотите попасть в царство Знаний. Тогда вперед.

Для совершения путешествия ставим цель:

  1. пройти по стране Веществ

  2. сделать остановку на станции «Смеси»

  3. добраться до царства явлений и ХР

  4. перейти границу и оказаться в царстве Знаний

Представьте перед нами расстилается равнина страны Веществ. Шагая

по ней, проведем химическую разминку.

  1. Что называется веществом?

  2. На какие две группы по составу классифицируют вещества? (простые и сложные)

  3. Определение простых веществ. Примеры.

  4. Определение сложных веществ. Примеры.

Шагаем дальше. Дует приятный попутный ветерок, и на ум приходит: вы знаете, что вещества бывают чистые, а могут входить в состав смесей?

  1. Какие бывают смеси (однородные и неоднородные)

  2. Определение однородных смесей. Примеры

Неоднородных смесей. Примеры

Наконец мы добрались до царства явлений.

  1. На какие две группы делятся явления (физические и химические).

У вас на столах листы, где напечатаны отрывки из художественных

произведений с целью выяснить, о каком явлении идет речь.

Зачитывают отрывки и определяют явления

Дhello_html_579aa718.gifиктант: 1 вариант – физические явления 2, 3, 6, 8, 9 взаимопроверка

2 вариант – химические явления 1, 4, 5, 7, 10

Идем дальше

Химическая формула (без нее нам не добраться до царства знаний)

Наконец-то добрались до леса. Перед нами дуб-богатырь. Смотрите, какая-то грамота. На ней написано: Химические реакции. Условия протекания и прекращения ХР.

Запишите в тетрадях дату и тему урока.

Как вы думаете, чтобы оказаться в царстве Знаний, что нам нужно изучить? (Сформулировать цели).

- Перед вами смесь: Fe и S (какая?)

Сохраняются ли вещества в смеси свойства?

Как можно разделить данную смесь? (с помощью магнита)

- Проведем ХР.

- Происходит ли реакция при обычных условиях? (нет)

ДО 1. – Нужно нагреть. Изменились ли свойства вещества в р-те реакции? Да

- Описать реакцию словами

Железо + сера = сульфид железа. С помощью формул:

Fe + S = FeS (Какие вещества по составу)

Условия: контакт реагирующих веществ и первоначальное нагревание.

2-ое требуется не всегда.

Л.О. мрамор + кислота = хлорид + углекислый + вода

кальция газ

Как распознать CO2? (с помощью горячей спички)

ДО 2. Как с помощью какого реактива можно распознать CO2 (извест. НО2)

СaCO3 + HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O

Известковая вода + CO2 = карбонат Ca + H2O

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O

Катализаторы. С. 99 (прочитать вслух)

Катализаторы бел.природы называются ферментами или энзимами. Порошок

Дhello_html_m1346d653.gifО. 3 H2O2катализат. H2O + O2

Как распознать О2 (с помощью Тл.луч)

Сравнить СО2 и О2.


Вывод: Контакт, нагревание, катализаторы.

Нужно ли знать условия течения реакций.

С. 100 (найти)

1-ая реакция известная человеку? (горение)

- Положительная роль данной реакции?

- Отрицательная роль (пожары).

- Горение – это взаимодействие веществ с кислородом.

- Как потушить пожар?

Ребята! Оказались ли в стране Знаний? (Дуб, вывод, с.101)

Синквейн. (напомнить, что это такое)

Реакция

Химическая, каталитическая.

Ускорять, замедлять, прекращать.

Реакцию проведешь – лучше химию поймешь.

Удивление.

Домашнее задание. § 18, нарисовать химическое явление. Опыт, с.100.

Выбранный для просмотра документ 20 урок.doc

библиотека
материалов

20 урок 9 класс

Урок на тему: Анализ контрольной работы №1, коррекция ЗУН учащихся, работа над ошибками. Положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Озон – аллотропная модификация кислорода. Сера, ее физические и химические свойства.

Цель урока: провести контроль знаний учащихся по теме «Теория электролитической диссоциации»; выявить типичные ошибки в знаниях и умениях по данной теме.

1 уровень (воспроизведение знаний)

1.а) напишите уравнения диссоциации (если сможете, то ступенчатой) гидроксида бария и гидроксида натрия.

б) чем определяются общие свойства щелочей?

в) подчеркните одной чертой катионы и двумя – анионы.

2. Даны сокращённые ионные уравнения:

а) Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3б)CO2 + 2OH- → CO32- + H2O

Подберите к ним молекулярные и соответствующие им полные ионные уравнения.

3. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций:

а) Al + HCl → … или б) FeCl2 + Cl2FeCl3

4. Написать уравнение гидролиза и определить среду раствора К2СО3, ZnCl2. Свойства элементов VI-A подгруппы.

Элемент

Кислород
O

Сера
S

Селен
Se

Теллур
Te

Полоний
Po

Свойство

Порядковый номер элемента

8

16

34

52

84

Относительная атомная масса

15,999

32,067

78,96

127,60

208,982

Температура плавления,С0

-219

119

217

450

254

Температура кипения,С0

-183

445

685

1390

962

Плотность г/см3

1,27
(твёрдый)

2,1

4,8

6,2

9,4

Степени окисления

-2 ( со фтором +2, в перикисях -1)

-2, +4, +6

-2, +4, +6

-2, +4, +6

-2, +4, +6



Строение атома кислорода

Строение атома серы

O+8)2)6

1s22s22p4

P - элемент

S+16)2)8)6

1s22s22p63s23p4

P - элемент

Кислород и сера имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns2np4, где n – номер периода.

Кислород O2 (К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.)

Самый распространенный элемент на Земле в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.


P11 = 8; n01 = 8; ē = 8 1s22s22p4



АЛЛОТРОПИЯ КИСЛОРОДА

Строение атома

Физические свойства. Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H2O растворяется 3V O2 (н.у.); t°кип= -183°С; t°пл = -219°C; Dпо воздуху = 1,1, т.е. тяжелее воздуха.

Способы получения. 1.Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха). 2.Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ) 2KMnO4  →  K2MnO4 + MnO2 + O2­ (при нагревании) 2KClO3  → 2KCl + 3O2­ (при нагревании, в присутствии катализатора MnO2) 2H2O2  → 2H2O + O2­ (в присутствии катализатора MnO2)




Вытеснением воды

Вытеснением воздуха

Способы собирания

Химические свойства.Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.С неметаллами C + O2CO2S + O2SO2 2H2 + O2 → 2H2O С металлами 2Mg + O2 → 2MgO 2Cu + O2  →2CuO (при нагревании) Со сложными веществами 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2CO2 + 2H2O Горение в кислороде. Озон - аллотропная модификация кислорода. Физические свойства. Газ, запах свежей хвои, бесцветный, растворим в воде; t°кип= -112°С; t°пл= -193°C. Получение 3O2  →  2O3Q 1.Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе. 2.Действием серной кислоты на пероксид бария 3BaO2 + 3H2SO4 → 3BaSO4 + 3H2O + O3­ Химические свойства. Озон химически активнее кислорода. Активность озона объясняется тем, что при его разложении образуется молекула кислорода и атомарный кислород, который активно реагирует с другими веществами. O3O2 + O (озон неустойчив). Например, озон легко реагирует с серебром, тогда как кислород не соединяется с ним даже при нагревании: 6Ag + O3 → 3Ag2O Т. е. озон - сильный окислитель: 2KI + O3 + H2O → 2KOH + I2 + O2Озон в природе бесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы. Озон является постоянным компонентом атмосферы Земли и играет важную роль для поддержания на ней жизни. В приземных слоях земной атмосферы концентрация озона чрезвычайно мала и составляет величину порядка 10-7 — 10-6%. Однако с увеличением высоты концентрация озона резко возрастает, проходя через максимум на высоте 20—30 км. Общее содержание озона в атмосфере может быть охарактеризовано слоем озона, приведённого к нормальным условиям (0°С, 1 атм), и составляет толщину около 0,4—0,6 см. Общее содержание озона в атмосфере переменное, и колеблется в зависимости от времени года и географической широты. Как правило, концентрация озона больше в высоких широтах и максимальна весной, а минимальна осенью. Известно, что атмосферный озон играет ключевую роль для поддержания жизни на земле, выступая в качестве защитной составляющей для живых организмов от жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца.  С другой стороны, озон является весьма эффективным парниковым газом, и, поглощая инфракрасное излучение поверхности Земли, препятствует её охлаждению. Установлено, что нахождение и перемещение масс озона в атмосфере Земли существенно влияет на метеорологическую обстановку на планете.

Применение озона обусловлено его свойствами. 1.Сильного окисляющего агента: для стерилизации изделий медицинского назначения, при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике, для отбеливания бумаги, для очистки масел. 2.Сильного дезинфицирующего средства:для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование), для дезинфекции помещений и одежды. Одним из существенных достоинств озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие  токсинов после обработки. Тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества токсинов и ядов, например, диоксина. 

  1. Сегодня мы будем изучать новую подгруппу веществ, в состав которых входит и тот элемент, о котором есть такая загадка: «Возьмите первый слог названия «лунного элемента» и прибавьте к нему первый слог радиоактивного металла, открытого супругами Кюри 26 декабря 1898 года. Вы получите название элемента, производного от древнеиндийского слова, обозначающего светло-желтый цвет».

Кто из вас догадался, что это за элемент? (Сера).

  1. Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы.

Учитель: Рассмотрим элементы, которые относятся к VI группы главной подгруппы. Эти элементы носят название «халькогены», что переводится с греческого как «рождающие руды». Заполните таблицу, в которой необходимо указать строение атомов, строение электронной оболочки, характерные степени окисления.

Ученик работает у интерактивной доски, заполняя таблицу, учащиеся выполняют работу в тетрадях:

Учитель: Сравните по строению кислород и серу. Дайте краткую характеристику атома серы.

Ученик: У серы, как и у кислорода на внешнем энергетическом уровне содержится 6 электронов, 2 из которых неспаренные. По сравнению с атомами кислорода, атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют выраженные восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления +2; +4; +6. По отношению к менее электроотрицательным элементам (водород, металлы) сера проявляет окислительные свойства и приобретает степень окисления -2.

Учитель: Назовите соединения, в которых сера проявляет различные степени окисления.

Ученик: H2S; SO2; SO3; SCl2

  1. Нахождение в природе и получение серы

Учитель: Серу получают на ее природных месторождениях. Давайте послушаем учащегося, который расскажет, что он интересного нашел об этом элементе.

Ученик: (рассказывает материал, который подготовил самостоятельно дома). Залежи свободной серы имеются в Западной Украине, В Туркмении в пустыне Каракум, в Узбекистане, по берегам Волги.

Кроме самородной серы в природе много соединений, в состав которых входит сера.

Цинковая обманка ZnS

Киноварь HgS

Свинцовый блеск PbS

Медный колчедан Cu 2S

Железный колчедан (пирит) FeS2

Глауберова соль Na2SO 4 10 H2O

Гипс CaSO4 2 H2O

Тяжелый шпат. BaSO4


Сера содержится не только в земной коре, но и в водах Мирового океана, например, в виде сульфатов натрия, калия, магния.

Учитель: Чтобы получить серу в подземные отложения серы под давлением нагнетают перегретую воду, которая расплавляет серу, затем подают сжатый воздух, заставляющий жидкую серу подниматься на поверхность по специально проложенным трубам. Получаемая сера имеет высокую степень чистоты (95%).

Существует своеобразный способ определения качества твердой серы, описанный в Российской Инструкции XIX века: «Если ты хочешь испытать серу, хороша она или нет, то возьми кусок серы в руку и поднеси к уху. Если сера трещит так, что ты слышишь ее треск, значит она хороша; если же сера молчит и не трещит, то она не хороша…» Этот способ не устарел и сейчас: «трещит» только сера, содержащая не более 1% примесей.

В лабораториях серу получают следующим образом:


  1. Сера – простое вещество. Учитель: Для серы, как и для кислорода, характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или линейным строением молекул различного состава. Прочитайте учебник и составьте схему. В обычных условиях сера существует в виде ромбической модификации. Ее молекулы содержат по 8 атомов серы, соединенных одинарными ковалентными связями в замкнутый цикл. Ромбическая сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета, практически нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в сероуглероде и ацетоне.

Ученик проводит опыты, подтверждающие физические свойства серы. (Растворение серы в воде, сероуглероде и ацетоне).

Ученик: Из проделанных опытов можно сделать вывод, что сера не растворяется в воде, а растворяется в растворителях.

Учитель: При температуре более 95С ромбическая сера превращается в моноклинную модификацию.

Если закипевшую серу вылить в стакан с холодной водой, то получится пластическая сера. (Демонстрация опыта).

Учитель: Чем можно объяснить, что сера – вещество твердое при обычных условиях, а хлор – газообразное?

Ученик: Кристаллы серы образуют более крупные молекулы.

Учитель: Какого типа кристаллическая решетка у серы?

Ученик: Молекулярная.

Учитель: Как практически можно определить тип кристаллической решетки?

Ученик: Нужно расплавить вещество.

Ученик делает отчет о проделанном заранее опыте. «В фарфоровых чашках нагревал иод, серу и графит».

Делает вывод, что у серы также как и у иода молекулярная кристаллическая решетка.

  1. Химические свойства.

Учитель: На основании строения атомов сделайте предположения о химических свойствах серы.

Ученик: Можно предположить, что сера будет взаимодействовать с металлами, водородом, кислородом.

Учитель: Действительно, сера взаимодействует с перечисленными веществами. Химические свойства серы подразделяются на окислительные и восстановительные.

Взаимодействие с металлами Взаимодействие с кислородом

2 Na + S = Na2S S + O2 = SO2

Zn + S = ZnS

Горючесть серы, легкость, с которой она соединяется с металлами, объясняет причину, почему ее считали обязательной составной частью металлических руд. Наивное верование алхимиков о сере выражено в небольшом стихотворении:

Семь металлов создал свет,

По числу семи планет:

Дал им Космос на добро

Медь, железо, серебро,

Злато, олово, свинец…

Сын мой! Сера им отец!..

Н. А. Михайлов

Взаимодействие с водородом Взаимодействие с галогенами

H2+ S = H2S S + Cl2 = SCl 2

Взаимодействие со сложными веществами

S + 6 HNO3 = H2SO 4 + 6 NO2 + 2 H2O

  1. Применение серы.

Учитель: Давайте заслушаем небольшой рассказ. Постарайтесь запомнить, где применяется сера.




ОГНЕДЫШАЩИЙ ДРАКОН.

Я - Сера. Нахожусь в Периодической системе Д. И. Менделеева под номером 16. Мои соседи – Фосфор и Хлор. У фосфора заморочка вспыхивать и светиться, а хлор все время что-то отбеливает. Ну а я много какими свойствами обладаю. Ой, подождите, кажется, ко мне пришли мои соседи.

- Привет, Фосфор! У меня лампочка перегорела, может, посветишь пока тут? А ты, Хлор, постирай, пожалуйста, мою любимую белую футболочку.

- Хорошо, мы все сделаем. Только расскажи о себе, может, и мы что в тебе углядим, будешь тоже нам помогать! – закричали соседи.

- О кей! Пошли в комнату на диваны… Значит, слушайте…

Люди начали меня использовать уже за 2 тысячи лет до н. э. в Древнем Египте для приготовления красок, для беления тканей и изготовления косметических средств, а в Древней Греции меня сжигали в целях дезинфекции вещей и воздуха в помещениях. Одна из причин этой известности – распространенность самородной серы в странах древнейших цивилизаций. Меня сжигали при различных церемониях и ритуалах. С моей помощью боролись с насекомыми.

Я нужна везде. Бумага, резина, эбонит, спички, ткани, лекарства, косметика, пластмассы, взрывчатка, краска, удобрения и ядохимикаты – вот далеко не полный перечень вещей и веществ, для которых нужен элемент № 16.

Название мое идет от санскритского слова «сира», что значит светло-желтый.

А алхимики изображали меня в виде огнедышащего дракона.

Я содержусь в бобовых растениях, овсяных хлопьях, яйцах.

Мой брат – Сероводород. После его посещений, мне приходиться неделю проветривать свое жилище. Он же не только тухлыми яйцами пахнет, но и обладает к тому же ядовитыми свойствами.

Ох, зря я вам все это рассказал про себя. Сейчас дадите кучу поручений. И кто меня за язык тянул?!

- Да ладно тебе жалеть! Подумаешь! Нас-то ты, сколько уже в своих целях используешь? А?

- Да, повезло людям с нами! Такими элементами!

Учитель: Скажите мне, пожалуйста, где же применяется сера.

Ученик: Это медицина, производство удобрений, резины, спичек, взрывчатки, пластмассы, красок и т. д.

Учитель: Примерно половина добываемой в мире серы идет на производство серной кислоты.

Чтобы получить 1 т серной кислоты, нужно сжечь 300 кг серы.

Чтобы произвести 1 т целлюлозы, нужно затратить более 100 кг серы.

В Канаде изготовлен серный пенопласт, который применяется в строительстве шоссейных дорог и при прокладке трубопроводов в условиях вечной мерзлоты. В Монреале построен одноэтажный дом, состоящий из необычных блоков: 70% песка и 30% серы.

III. Закрепление знаний

Учитель: Мы с вами сегодня познакомились с элементами, носящими название «халькогены». Дайте краткую характеристику этих элементов.

Ученик дает характеристику.

Выполнение упражнений.

Задания заранее заготовлены на интерактивной доске. Учащиеся выполняют задания в тетрадях. Каждое задание проверяется. Ответы демонстрируются на интерактивной доске.

Задание 1: Из данного перечня веществ выберите те, с которыми взаимодействует сера: вода, цинк, водород, железо, магний, кислород, соляная кислота. Напишите уравнения реакций.

(S + Zn = ZnS; S + H2 = H2S; S + Fe = FeS; S = Mg = MgS; S + O2= SO2)

Задание 2:

Вычислите массу железа и массу серы, которые потребуется для получения сульфида железа (II) массой 22 г.

Ответ: m(Fe) = 14г; m(S) = 8г.

Задание 3:

Вычислите массу серы, которую надо сжечь, чтобы получить сернистый газ объемом 56 л (н. у.). Какой объем кислорода для этого потребуется?

Задание 4:

Напишите возможно большее количество уравнений реакций, которые можно осуществить, располагая только серой и водой. Можно использовать различные аппараты и катализаторы.

(H2O = H2 + O2; S + H2 = H2S; S + O2= SO2)

Домашнее задание. §9,10, упр.5,6, с.31, задача 1. Прочитать параграф 21, выполнить упражнение 3

Выбранный для просмотра документ 21 урок.doc

библиотека
материалов

21.11.2011г. 21 урок 9 класс

Тема урока: Сера, ее физические и химические свойства.


Чтобы познать невидимое,

смотри внимательно на

видимое. Древняя мудрость.

Тип урока: Урок новых знаний.

Цели и задачи урока:

  1. Обучающие: Дать общую характеристику халькогенов. Рассмотреть физические и химические свойства серы, нахождение ее в природе и применение.

  2. Развивающие: Продолжить развитие умений устанавливать причинно-

следственные связи, делать выводы, наблюдать и объяснять результаты

демонстрационного эксперимента.

  1. Воспитательные: Продолжить формирование таких качеств личности как ответственное отношение к порученному делу, умения объективно оценивать результаты своего труда.

Методы и методические приемы:

  1. Выполнение упражнений.

  2. Фронтальная беседа.

  3. Самостоятельная работа учащихся с учебником.

  4. Демонстрация опытов.

  5. Заслушивание сообщений.

  6. Решение задач.

Оборудование и реактивы: Сера, ацетон, сероуглерод, пробирки, стаканчик, штатив, спички, спиртовка, ступка с пестиком, фарфоровые тигли.

Подготовка к уроку: За неделю до урока учащимся были даны задания найти

материал о сере или сочинить самим.


Ход урока:

  1. Проверка домашнего задания.

  1. С какими из перечисленных веществ реагирует хлор: натрий, вода, гидроксид натрия, водород, хлорид калия. Запишите уравнения реакций.

  2. Запишите уравнения тех реакций, в которые может вступать соляная кислота:

Ответы проектируются на экран:

1. Cl2 + 2 Na = 2 NaCl;

Cl2 + H2O = HCl + HClO;

Cl2 + H2 = 2 HCl

2. HCl + NaOH = NaCl + H2O

2 HCl + Zn = ZnCl2 + H2

HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3

  1. Изучение нового материала. Учитель: Сегодня мы будем изучать новую подгруппу веществ, в состав которых входит и тот элемент, о котором есть такая загадка: «Возьмите первый слог названия «лунного элемента» и прибавьте к нему первый слог радиоактивного металла, открытого супругами Кюри 26 декабря 1898 года. Вы получите название элемента, производного от древнеиндийского слова, обозначающего светло-желтый цвет».

Кто из вас догадался, что это за элемент? (Сера).

  1. Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы.

Учитель: Рассмотрим элементы, которые относятся к VI группы главной подгруппы. Эти элементы носят название «халькогены», что переводится с греческого как «рождающие руды». Заполните таблицу, в которой необходимо указать строение атомов, строение электронной оболочки, характерные степени окисления.

Ученик работает у интерактивной доски, заполняя таблицу, учащиеся выполняют работу в тетрадях:

Символ

элемента

Строение атома

Строение внешней

электр. оболочки

Характерные ст. окисления

О




S




Se




Учитель: Сравните по строению кислород и серу. Дайте краткую характеристику атома серы.

Ученик: У серы, как и у кислорода на внешнем энергетическом уровне содержится 6 электронов, 2 из которых неспаренные. По сравнению с атомами кислорода, атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют выраженные восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления +2; +4; +6. По отношению к менее электроотрицательным элементам (водород, металлы) сера проявляет окислительные свойства и приобретает степень окисления -2.

Учитель: Назовите соединения, в которых сера проявляет различные степени окисления.

Ученик: H2S; SO2; SO3; SCl2

  1. Нахождение в природе и получение серы

Учитель: Серу получают на ее природных месторождениях. Давайте послушаем учащегося, который расскажет, что он интересного нашел об этом элементе.

Ученик: (рассказывает материал, который подготовил самостоятельно дома). Залежи свободной серы имеются в Западной Украине, В Туркмении в пустыне Каракум, в Узбекистане, по берегам Волги.

Кроме самородной серы в природе много соединений, в состав которых входит сера.

Цинковая обманка ZnS

Киноварь HgS

Свинцовый блеск PbS

Медный колчедан Cu 2S

Железный колчедан (пирит) FeS2

Глауберова соль Na2SO 4 10 H2O

Гипс CaSO4 2 H2O

Тяжелый шпат. BaSO4


Сера содержится не только в земной коре, но и в водах Мирового океана, например, в виде сульфатов натрия, калия, магния.

Учитель: Чтобы получить серу в подземные отложения серы под давлением нагнетают перегретую воду, которая расплавляет серу, затем подают сжатый воздух, заставляющий жидкую серу подниматься на поверхность по специально проложенным трубам. Получаемая сера имеет высокую степень чистоты (95%).

Существует своеобразный способ определения качества твердой серы, описанный в Российской Инструкции XIX века: «Если ты хочешь испытать серу, хороша она или нет, то возьми кусок серы в руку и поднеси к уху. Если сера трещит так, что ты слышишь ее треск, значит она хороша; если же сера молчит и не трещит, то она не хороша…» Этот способ не устарел и сейчас: «трещит» только сера, содержащая не более 1% примесей.

В лабораториях серу получают следующим образом:


  1. Сера – простое вещество. Учитель: Для серы, как и для кислорода, характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или линейным строением молекул различного состава. Прочитайте учебник и составьте схему. В обычных условиях сера существует в виде ромбической модификации. Ее молекулы содержат по 8 атомов серы, соединенных одинарными ковалентными связями в замкнутый цикл. Ромбическая сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета, практически нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в сероуглероде и ацетоне.

Ученик проводит опыты, подтверждающие физические свойства серы. (Растворение серы в воде, сероуглероде и ацетоне).

Ученик: Из проделанных опытов можно сделать вывод, что сера не растворяется в воде, а растворяется в растворителях.

Учитель: При температуре более 95С ромбическая сера превращается в моноклинную модификацию.

Если закипевшую серу вылить в стакан с холодной водой, то получится пластическая сера. (Демонстрация опыта).

Учитель: Чем можно объяснить, что сера – вещество твердое при обычных условиях, а хлор – газообразное?

Ученик: Кристаллы серы образуют более крупные молекулы.

Учитель: Какого типа кристаллическая решетка у серы?

Ученик: Молекулярная.

Учитель: Как практически можно определить тип кристаллической решетки?

Ученик: Нужно расплавить вещество.

Ученик делает отчет о проделанном заранее опыте. «В фарфоровых чашках нагревал иод, серу и графит».

Делает вывод, что у серы также как и у иода молекулярная кристаллическая решетка.

  1. Химические свойства.

Учитель: На основании строения атомов сделайте предположения о химических свойствах серы.

Ученик: Можно предположить, что сера будет взаимодействовать с металлами, водородом, кислородом.

Учитель: Действительно, сера взаимодействует с перечисленными веществами. Химические свойства серы подразделяются на окислительные и восстановительные.

Взаимодействие с металлами Взаимодействие с кислородом

2 Na + S = Na2S S + O2 = SO2

Zn + S = ZnS

Горючесть серы, легкость, с которой она соединяется с металлами, объясняет причину, почему ее считали обязательной составной частью металлических руд. Наивное верование алхимиков о сере выражено в небольшом стихотворении:

Семь металлов создал свет,

По числу семи планет:

Дал им Космос на добро

Медь, железо, серебро,

Злато, олово, свинец…

Сын мой! Сера им отец!..

Н. А. Михайлов

Взаимодействие с водородом Взаимодействие с галогенами

H2+ S = H2S S + Cl2 = SCl 2

Взаимодействие со сложными веществами

S + 6 HNO3 = H2SO 4 + 6 NO2 + 2 H2O

  1. Применение серы.

Учитель: Давайте заслушаем небольшой рассказ. Постарайтесь запомнить, где применяется сера.


ОГНЕДЫШАЩИЙ ДРАКОН.

Я - Сера. Нахожусь в Периодической системе Д. И. Менделеева под номером 16. Мои соседи – Фосфор и Хлор. У фосфора заморочка вспыхивать и светиться, а хлор все время что-то отбеливает. Ну а я много какими свойствами обладаю. Ой, подождите, кажется, ко мне пришли мои соседи.

- Привет, Фосфор! У меня лампочка перегорела, может, посветишь пока тут? А ты, Хлор, постирай, пожалуйста, мою любимую белую футболочку.

- Хорошо, мы все сделаем. Только расскажи о себе, может, и мы что в тебе углядим, будешь тоже нам помогать! – закричали соседи.

- О кей! Пошли в комнату на диваны… Значит, слушайте…

Люди начали меня использовать уже за 2 тысячи лет до н. э. в Древнем Египте для приготовления красок, для беления тканей и изготовления косметических средств, а в Древней Греции меня сжигали в целях дезинфекции вещей и воздуха в помещениях. Одна из причин этой известности – распространенность самородной серы в странах древнейших цивилизаций. Меня сжигали при различных церемониях и ритуалах. С моей помощью боролись с насекомыми.

Я нужна везде. Бумага, резина, эбонит, спички, ткани, лекарства, косметика, пластмассы, взрывчатка, краска, удобрения и ядохимикаты – вот далеко не полный перечень вещей и веществ, для которых нужен элемент № 16.

Название мое идет от санскритского слова «сира», что значит светло-желтый.

А алхимики изображали меня в виде огнедышащего дракона.

Я содержусь в бобовых растениях, овсяных хлопьях, яйцах.

Мой брат – Сероводород. После его посещений, мне приходиться неделю проветривать свое жилище. Он же не только тухлыми яйцами пахнет, но и обладает к тому же ядовитыми свойствами.

Ох, зря я вам все это рассказал про себя. Сейчас дадите кучу поручений. И кто меня за язык тянул?!

- Да ладно тебе жалеть! Подумаешь! Нас-то ты, сколько уже в своих целях используешь? А?

- Да, повезло людям с нами! Такими элементами!

Учитель: Скажите мне, пожалуйста, где же применяется сера.

Ученик: Это медицина, производство удобрений, резины, спичек, взрывчатки, пластмассы, красок и т. д.

Учитель: Примерно половина добываемой в мире серы идет на производство серной кислоты.

Чтобы получить 1 т серной кислоты, нужно сжечь 300 кг серы.

Чтобы произвести 1 т целлюлозы, нужно затратить более 100 кг серы.

В Канаде изготовлен серный пенопласт, который применяется в строительстве шоссейных дорог и при прокладке трубопроводов в условиях вечной мерзлоты. В Монреале построен одноэтажный дом, состоящий из необычных блоков: 70% песка и 30% серы.

III. Закрепление знаний

Учитель: Мы с вами сегодня познакомились с элементами, носящими название «халькогены». Дайте краткую характеристику этих элементов.

Ученик дает характеристику.

Выполнение упражнений.

Задания заранее заготовлены на интерактивной доске. Учащиеся выполняют задания в тетрадях. Каждое задание проверяется. Ответы демонстрируются на интерактивной доске.

Задание 1: Из данного перечня веществ выберите те, с которыми взаимодействует сера: вода, цинк, водород, железо, магний, кислород, соляная кислота. Напишите уравнения реакций.

(S + Zn = ZnS; S + H2 = H2S; S + Fe = FeS; S = Mg = MgS; S + O2= SO2)

Задание 2:

Вычислите массу железа и массу серы, которые потребуется для получения сульфида железа (II) массой 22 г.

Ответ: m(Fe) = 14г; m(S) = 8г.

Задание 3:

Вычислите массу серы, которую надо сжечь, чтобы получить сернистый газ объемом 56 л (н. у.). Какой объем кислорода для этого потребуется?

Задание 4:

Напишите возможно большее количество уравнений реакций, которые можно осуществить, располагая только серой и водой. Можно использовать различные аппараты и катализаторы.

(H2O = H2 + O2; S + H2 = H2S; S + O2= SO2)

В заключении урока учащиеся выполняют тест и осуществляют самопроверку.

1. Строение атома серы: а) +15)2)8)5; б) +17)2)8)7; в) +16)2)8)6; г) +18)2)8)8

2. Для атома серы наиболее характерны степени окисления: а) -2, +2, +4, +6; б) -2, +4, +5, +6; в) -2, +1, +3, +6; г) -2, +2, +4.

3. Какой модификации серы не существует: а) ромбической; б) тетраэдрической; в) моноклинной; г) пластической?

4. Сера не растворяется в а) ацетоне; б) воде; в) сероуглероде; г) толуоле.

5. При комнатной температуре без первоначального нагревания сера реагирует с металлом: а) железом; б) цинком; в) алюминием; г) ртутью.

6. В каком виде сера практически не встречается в природе: а) самородная; б) сульфидная; в) сульфатная; г) сульфитная?

Ответы: 1.- в; 2.- а; 3 – б; 4 – б; 5 – г; 6 – г.

Домашнее задание. §9,10, упр.5,6, с.31, задача 1. Прочитать параграф 21, выполнить упражнение 3


4


Выбранный для просмотра документ 22 урок.doc

библиотека
материалов

22 урок 9 класс

Урок на тему: Сероводород. Сульфиды. Оксид серы (IV). Сернистая кислота

Задачи урока: Общеобразовательные: Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы и кислорода, строение атомов серы и кислорода, химические свойства и применение серы с использованием тестирования, в целях подготовки учащихся к ГИА; Изучить строение, свойства и применение газов: сероводорода, сернистого газа, сернистой кислоты. Изучить соли – сульфиды, сульфиты и их качественное определение с использованием учебного электронного пособия по химии 9класс. Изучить влияние сероводорода, оксида серы (IV) на окружающую среду и здоровье человека. Использовать презентации учащихся при изучении новой темы и закреплении. Использовать мультимедийный проектор при проверке теста. Продолжить подготовку учащихся к сдаче экзаменов по химии в форме ГИА.

Воспитательные: Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде. Воспитание убежденности в позитивной роли химии в жизни современного общества, необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью и окружающей среде. Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов.

Развивающие: Уметь применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ. Уметь применять дополнительный материал из информационных источников, компьютерных технологий при подготовки учащихся к ГИА.Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни: а) экологически грамотного поведения в окружающей среде; б) оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека.


Оборудование к уроку: Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Учебник химии 9 класс». Презентации учащихся: «Сероводород», «Оксид серы (IV)», «Озон». Тест к подготовке ГИА, ответы к тесту. Электронное пособие для изучения химии 9класс: а) качественные реакции на сульфид-ион, сульфит-ион. б) мультимидийный проектор

в) экран проекционный. Защита плаката «Загрязнение окружающей среды выбросами сероводорода и сернистого газа».

Ход урока.

I. Начало урока: Учитель объявляет тему, цель и задачи урока.

  1. Закрепление изученного материала:

Проводится по вопросам теста в целях подготовки учащихся к сдачи ГИА (тест прилагается).

  1. Ответы теста выводятся на экран:

Учащиеся проводят взаимопроверку тестов и ставят оценки (листочки сдаются учителю). Критерии оценок: 0 ошибок – 5; 1 – 2 ошибки – 4; 3 ошибки – 3; 4 и больше – 2

Тест проводится в течении 7 минут и проверяется в течение 3 минут.

II. Изучение новой темы:

  1. Сероводород. Сульфиды.

Сероводород является ценным в химическом плане соединением серы, его свойства мы сегодня будем изучать на уроке. С нахождением сероводорода в природе, его физических свойствах и его действии на организм человека и окружающую среду мы познакомимся через презентацию.

Почему нельзя получать сероводород в лаборатории как другие газы, например: кислород и водород? На этот вопрос учащиеся ответят после прослушивания презентации.

  1. Строение сероводорода:

а) молекулярная формула Н2S-2, степень окисления серы (-2), ядовит.

б) сероводород имеет запах тухлых яиц.

3. Получение сероводорода: Получение в лаборатории: получают действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа (II), так как сероводород ядовит, опыты проводят в вытяжном шкафу. H2 + S0H2S-2

FeS + H2SO4FeSO4 +H2S ↑ эта реакция проводится в аппарате Кипа, который используют для получения водорода.

4. Химические свойства сероводорода: Сероводород горит на воздухе голубым пламенем при этом образуется сернистый газ или оксид серы(IV)

2H2S-2 + 3O2 → 2H2O + 2S+4O2

восстановитель

При недостатке кислорода образуются пары воды и серы: 2H2S-2 + O2 → 2H2O + 2S0

Сероводород обладает свойствами восстановителя: если в пробирку с сероводородом прилить небольшое количество бромной воды, то раствор обесцветится и на поверхности раствора появится сера

H2S-2 + Br02S0 + 2HBr-1

Сероводород мало-растворим в воде: в одном объеме воды при t = 20 º растворяется 2,4 объема сероводорода, этот раствор называют сероводородной водой или слабой сероводородной кислотой. Рассмотрим диссоциацию сероводородной кислоты: H2S H+ + HS-

HS-H+ + S2- Диссоциация по второй ступени практически не протекает, так как это слабая кислота. Она дает 2 типа солей:

HS- (I) S2-

гидросульфиды сульфиды

I I I II

NaHS Na2S

Гидросульфид натрия сульфид натрия

  • Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации:

H2S + NaOH → NaHS + H2O

избыток

H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O

избыток

Качественная реакция на сульфид-ион (демонстрация опыта с электронного образовательного диска)

Pb(NO3)2 + Na2SPbS↓ + 2NaNO3 написать полное ионное и краткое

осадок черного цвета ионное уравнение

(Na2S + CuCl2CuS↓ + 2HCl)

осадок черного цвета

Задание классу: на странице 32 прочитать «Знаете ли вы, что …» (любознательным провести опыт в домашних условиях) (10 минут)

Зарядка для глаз. (1-2 минуты)

Соблюдение санитарно-гигиенических норм работы с использованием компьютера на уроке.

5. Оксид серы(IV) – сернистый газ. S+4O2 степень окисления серы (+4).

Другим важным соединением серы является оксид серы(IV) SO2 – сернистый газ. Ядовит.

С физическими свойствами сернистого газа, применением и влиянием на окружающую среду и здоровье человека мы познакомимся через презентацию.

Почему сернистый газ нельзя получать на практической работе?

Получение оксида серы(IV): образуется при горении серы на воздухе, газ с резким запахом.

S + O2 SO2

Сернистый газ обладает свойствами кислотного оксида при растворении его в воде образуется сернистая кислота, электролит средней силы SO2 + H2OH2SO3 лакмус окрашивается в красный цвет.

Химические свойства SO2:

Реагирует с основными оксидами SO2 + CaOCaSO3

Реагирует со щелочами SO2 + 2NaOHNa2SO3 + H2O

(дома расписать полное ионное и краткое ионное уравнение)

Сера проявляет степени окисления: S-2, S0, S+4, S+6.

Вhello_html_med0d507.gifhello_html_380cac4a.gif оксиде серы(IV) SO2 степень окисления +4, поэтому сернистый газ проявляет свойства окислителя и восстановителя

S+4O2 + 2H2S-2 → 3S0↓ + 2H2O S+4O2 + Cl02 + 2H2O → H2S+6O4 + 2HCl-1





Сернистая кислота H2SO3 ↔ H+ + HSO3-

hello_html_m629af88f.gifhello_html_m63c36160.gifHSO3- ↔ H+ + SO32-



Гидросульфит сульфит

КHSO3 К2SO3

Качественная реакция на сульфит-ион ( реагентом является серная кислота, образуется газ с резким запахом, который обесцвечивает растворы) фрагмент из электронного образовательного диска.

K2SO3 + H2SO4K2SO4 + SO2↑ + H2O

Дома расписать полное и краткое ионное уравнение.

  • Защита плаката «Загрязнение окружающей среды соединениями серы».

  • Защита презентации «Озоновый щит Земли».

  • Домашнее задание §11-12 , записи, упр. 3,5 стр.34(п)

III. Итог урока:

  • Учитель подводит итог урока

  • Выставляет оценки за тест, презентацию.

  • Благодарит учащихся за урок.

  • Первая помощь при отравлении газами: сероводородом, сернистым газом: промывание носа, полости рта 2% раствором гидрокарбоната натрия NaHCO3 , покой, свежий воздух.

Выбранный для просмотра документ 23 урок.doc

библиотека
материалов

24.11.2011г. 23 урок 9 класс

Урок на тему:Оксид серы (IV). Сернистая кислота

Задачи урока: Общеобразовательные: Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы и кислорода, строение атомов серы и кислорода, химические свойства и применение серы с использованием тестирования, в целях подготовки учащихся к ГИА; Изучить строение, свойства и применение газов: сероводорода, сернистого газа, сернистой кислоты. Изучить соли – сульфиды, сульфиты и их качественное определение с использованием учебного электронного пособия по химии 9класс. Изучить влияние сероводорода, оксида серы (IV) на окружающую среду и здоровье человека. Использовать презентации учащихся при изучении новой темы и закреплении. Использовать мультимедийный проектор при проверке теста. Продолжить подготовку учащихся к сдаче экзаменов по химии в форме ГИА.

Воспитательные: Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде. Воспитание убежденности в позитивной роли химии в жизни современного общества, необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью и окружающей среде. Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов.

Развивающие: Уметь применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ. Уметь применять дополнительный материал из информационных источников, компьютерных технологий при подготовки учащихся к ГИА.Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни: а) экологически грамотного поведения в окружающей среде; б) оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека.


Оборудование к уроку: Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Учебник химии 9 класс». Презентации учащихся: «Сероводород», «Оксид серы (IV)», «Озон». Тест к подготовке ГИА, ответы к тесту. Электронное пособие для изучения химии 9класс: а) качественные реакции на сульфид-ион, сульфит-ион. б) мультимидийный проектор

в) экран проекционный. Защита плаката «Загрязнение окружающей среды выбросами сероводорода и сернистого газа».


Ход урока.

I. Начало урока: Учитель объявляет тему, цель и задачи урока.

  1. Закрепление изученного материала:

Проводится по вопросам теста в целях подготовки учащихся к сдачи ГИА (тест прилагается).

  1. Ответы теста выводятся на экран:

Учащиеся проводят взаимопроверку тестов и ставят оценки (листочки сдаются учителю). Критерии оценок: 0 ошибок – 5; 1 – 2 ошибки – 4; 3 ошибки – 3; 4 и больше – 2

Тест проводится в течении 7 минут и проверяется в течение 3 минут.

II. Изучение новой темы. Лекция учителя. Оксид серы(IV) – сернистый газ. S+4O2 степень окисления серы (+4).

Другим важным соединением серы является оксид серы(IV) SO2 – сернистый газ. Ядовит.

С физическими свойствами сернистого газа, применением и влиянием на окружающую среду и здоровье человека мы познакомимся через презентацию.

Почему сернистый газ нельзя получать на практической работе?

Получение оксида серы(IV): образуется при горении серы на воздухе, газ с резким запахом.

S + O2 SO2

Сернистый газ обладает свойствами кислотного оксида при растворении его в воде образуется сернистая кислота, электролит средней силы SO2 + H2OH2SO3 лакмус окрашивается в красный цвет.

Химические свойства SO2:

Реагирует с основными оксидами SO2 + CaOCaSO3

Реагирует со щелочами SO2 + 2NaOHNa2SO3 + H2O

(дома расписать полное ионное и краткое ионное уравнение)

Сера проявляет степени окисления: S-2, S0, S+4, S+6.

Вhello_html_med0d507.gifhello_html_380cac4a.gif оксиде серы(IV) SO2 степень окисления +4, поэтому сернистый газ проявляет свойства окислителя и восстановителя





S+4O2 + 2H2S-2 → 3S0↓ + 2H2O S+4O2 + Cl02 + 2H2O → H2S+6O4 + 2HCl-1


  • Сернистая кислота H2SO3 ↔ H+ + HSO3-

hello_html_m629af88f.gifhello_html_m63c36160.gifHSO3- ↔ H+ + SO32-



Гидросульфит сульфит

КHSO3 К2SO3

Качественная реакция на сульфит-ион ( реагентом является серная кислота, образуется газ с резким запахом, который обесцвечивает растворы) фрагмент из электронного образовательного диска.

K2SO3 + H2SO4K2SO4 + SO2↑ + H2O

Дома расписать полное и краткое ионное уравнение.

  • Защита плаката «Загрязнение окружающей среды соединениями серы».


III. Итог урока:

  • Учитель подводит итог урока

  • Выставляет оценки за тест, презентацию.

  • Благодарит учащихся за урок.

  • Первая помощь при отравлении газами: сероводородом, сернистым газом: промывание носа, полости рта 2% раствором гидрокарбоната натрия NaHCO3 , покой, свежий воздух.


IV. Домашнее задание §11-12 , записи, упр. 3,5 стр.34(п)

Выбранный для просмотра документ 24 урок.doc

библиотека
материалов

28.11.2011г. 24 урок 9 класс

Урок на тему: Скорость химических реакций и её зависимость от условий протекания.

Цель: обобщить и расширить сведения учащихся о скорости химической реакции, о факторах, влияющих на скорость химической реакции в процессе эксперимента и объяснить кинетические закономерности, которым подчиняется реакция.

Средства обучения

  1. Оборудование и реактивы для лабораторной работы по группам.

  2. Таблица. Скорость химической реакции.

Планируемые результаты обучения.

  1. Развитие научного мышления в процессе установления причинно – следственных связей, сравнения, наблюдения, сопоставления вариантов эксперимента.

  2. Развитие и систематизация знаний о скорости химической реакции.

  3. Объяснение закономерностей, отражающих влияние природы вещества и внешних факторов на скорость химической реакции.

  4. Развитие знаний учащихся об использовании способов изменения скорости химических процессов.

  5. Развитие мотивации изучения предмета при обращении к жизненному опыту учащихся.


Ход урока

1. Введение в урок.

- Сегодня на уроке поговорим о продолжительности химической реакции, а точнее о скорости химической реакции.

Зная законы химической кинетики, человек получает возможность управлять химическими процессами, задавать им требуемую скорость.

- Как классифицируют реакции по агрегатному состоянию?

- Приведите примеры химических реакций, которые протекают с большой скоростью и медленно.

- Почему же скорость реакций не одинакова?


Многие реакции самопроизвольно не протекают, мы сами и весь окружающий нас мир существуем благодаря наличию энергии активации, которая не позволяет многим реакциям идти со значительной скоростью.

- Что бы случилось, если бы все термодинамические реакции могли идти, не имея энергетического барьера?

Чтобы управлять скоростью химической реакции, надо знать факторы, от которых она зависит.

2. Основная часть урока.

Задание: предлагаю рассмотреть влияние различных факторов на скорость химической реакции.

1) один из способов преодоления энергетического барьера – повышение температуры.

Дополнительно: пример взаимодействия водорода с кислородом: слишком высокий энергетический барьер не пропускает частицы, которые должны были прореагировать при обычных условиях, поэтому при температуре 20 градусов – 54 млар., 500 градусов – несколько минут, при температуре 700 градусов реакция идет мгновенно.

Вант – Гоффу впервые присуждена Нобелевская премия по химии.

Повышение температуры без ограничений может привести к разложению веществ и протеканию побочных реакций

2) площадь соприкосновения;

Как на производстве достигают увеличение площади соприкосновения? Для каких реакций применим данный фактор?

Огромной площадью соприкосновения с воздухом и повышенной химической активностью объясняются взрывы распыленных порошкообразных веществ – угольной, мучной, сахарной пыли. Необходимо соблюдать на производстве ТБ при складировании продукции.

3) природа реагирующих веществ;

Величина энергии активации веществ – фактор, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Еа ≤ 40кдж/моль - скорость реакции очень большая (реакции ионного обмена)

Еа = 40 – 120кдж/моль – скорость средняя

(гидролиз сахарозы, взаимодействие металлов с кислотами)

Еа ≥ 120 – незначительная скорость (разложение аммиака)

Дополнительно: влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции очень велико. Природа стекла, полиэтилена и других веществ, созданных человеком, такова, что эти вещества практически не разлагаются или разлагаются очень медленно, поэтому стоит проблема их утилизации.

4) концентрация;

5) катализатор; работают 2 группы

1 – действие неорганических катализаторов

2 – действие ферментов

Дополнительно: НН Зелинский: «Неосуществимых реакций нет, а если реакция не идет, то еще не найден катализатор».

Активационный барьер можно преодолеть и без нагревания. В этом – то и заключается роль катализатора.

Еще в 19 веке обнаружили, что в присутствии платины водород с кислородом реагируют при комнатной температуре, реакция идет настолько энергично, что платина раскаляется, значит, активационный барьер можно преодолеть без нагревания. В присутствии катализатора образуется активированный комплекс, требующий меньших затрат энергии.

1823г Деберейнер открыл замечательное свойство платины – поджигать водород, катализатор - «огниво».

3. Закрепление материала.

4. Домашнее задание. § 13, таблица 10, с.36, упр.1-2, с.38, задача 2 , пов.§ 9-13, правила ТБ




Запись в тетрадь темы урока и определения: раздел химии, изучающий скорость химической реакции называется химической кинетикой.

-Даются формулы для вычисления скорости гомогенных и гетерогенных реакций.




- Объяснение: почему протекают химические реакции, как молекулы преодолевают энергетический барьер, что такое энергия активации.




- Обсуждение поставленного вопроса.



- Выполнение учащимися лабораторной работы, 6 групп, каждая группа исследует только один из факторов, влияющих на скорость химической реакции (задания группам в приложении).

- Отчет группы о влиянии температуры на скорость химической реакции.

Рассматривается уравнение Вант - Гоффа


hello_html_3c826e14.gif


Задача. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 50 градусов.



- Отчет группы о влиянии площади соприкосновения веществ на скорость химической реакции.




- Отчет группы о влиянии природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.



- Отчет группы о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Рассматриваем основной закон химической кинетики, его еще называют законом действующих масс, так как в конце ΧΙΧв.термин «концентрация» еще не был введен, вместо него использовали термин «действующие массы»

Соотнесите формулы расчета скорости химических процессов (в общем виде) с уравнениями их реакций:

1.v = k · CA·CB

2.v = k1 ·CX2·CY


А. 2H2 + O2 2H2O

Б. H2 + Cl2 2HCl

В.3O2 + 4Al 2Al2O3

Г.2CO + O2 2CO2

Д.N2 + O2 2NO


- Отчет групп о влиянии катализатора на скорость химической реакции

- Подведение итогов работы в группах, акцентирую внимание на значимость рассмотренных вопросов.


Выбранный для просмотра документ 25 урок.doc

библиотека
материалов

3.12.2012г. 25 урок 9 класс

Урок на тему: Химическое равновесие. Реакции экзо- и эндотермические. Тепловой эффект химических реакций.

Цели урока. Учащиеся должны знать понятие теплового эффекта, уметь проводить термохимические расчеты, совершенствовать навыки составления химических уравнений реакций.

Оборудование: учебник Е.Е. Минченков, «Химия 8», 2006, методические рекомендации.

План урока.

1. Входной контроль.

1). Проверка домашнего задания: учебник стр. 53 №№ 3, 4, 5 (6 баллов).

2). Самостоятельная работа по вариантам. За правильное решение каждой из задач Вы получите по 2 балла.

Первый вариант. А. Для получения 56л (н.у.) оксида серы (IV) сожгли … г серы.

Б. Сколько по массе сожгли железа, если образовалась железная окалина (Fe3O4) количеством 6 моль?

В. Какое количество лития окислилось кислородом объемом 2,24л (н.у.)?

Второй вариант. А. Сколько по массе сожгли угля (С), если выделилось 44,8л (н.у.) углекислого газа? Б. Образовался оксид алюминия количеством 4 моль в результате окисления … г алюминия. В. Нитрид лития (Li3N) образовался в результате взаимодействия 4,48л азота (н.у.) с литием количеством … моль.

2. Новый материал. Реакции экзо- и эндотермические. Тепловой эффект химических реакций.

1). Как можно классифицировать реакции в зависимости от поглощенной или выделенной теплоты? Кто не помнит, обратитесь к учебнику стр. 43 – 45.

2). Теплота, выделенная или поглощенная, обозначается символом Q (ку) и называется тепловым эффектом реакции, измеряется в килоджоулях (кДж).

3). Какие реакции называются экзотермическими? К ним относятся, как правило, все типы реакций, кроме реакций разложения. При записи уравнений экзотермических реакций в правой части пишут +Q.

4). Какие реакции называют эндотермическими? К ним, как правило, относятся реакции разложения. При записи эндотермических реакций в правой части пишут –Q.

Если при записи химического уравнения указан тепловой эффект (необязательно числовое значение, но даже в виде символов +Q или –Q), то уравнение называют термохимическим.

В термохимических уравнения указывают агрегатное состояние вещества, так как одно и тоже вещество в разных агрегатных состояниях имеет разную энергию.

Многие химические реакции проводят для получения энергии, например, горение угля, бензина, спирта, природного газа.

При определении выделившейся или поглощенной энергии в результате химической реакции пользуются правилом: количество теплоты прямо пропорционально количеству веществ, вступивших в реакцию и образовавшихся веществ в результате нее.

Термохимические расчеты.

Задача 1. Используя термохимическое уравнение реакции 2Н2О(ж) = 2Н2(г) + О2(г) – 572кДж, определите какое количество теплоты надо затратить на разложение 72г воды.

Дано:

Решение.

m(H2O)=72г

Q1-?

1. Запишем термохимическое уравнение реакции. Над формулами веществ напишем данные задачи, под формулами – количественные отношения.

72г Q1кДж

2О(ж) = 2Н2(г) + О2(г) – 572кДж

2 моль

2. Какое количество воды весит 72г? n=m/M, M(H2O)=1∙2+16=18(г/моль)

n(H2O)=72г:18г/моль=4 моль

3. Определяем количество теплоты.

4 моль Q1кДж 4моль:2моль=Q1:(-572кДж)

2О(ж) = 2Н2(г) + О2(г) – 572кДж Q1=4моль∙(-572кДж):2моль= -1144кДж

2 моль Ответ: Q1 = -1144кДж


Задача 2.Определите тепловой эффект реакции 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) + Q, если прореагировал оксид серы (IV) объемом 67,2л (н.у.), и при этом выделилось 294 кДж теплоты.

Дано:

Решение.

Q1=294 кДж

V(SO2)(н.у.)=67,2л

Q - ?

1. Запишем термохимическое уравнение реакции. Над формулами веществ напишем данные задачи, под формулами – количественные отношения.

67,2л 294 кДж

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) + Q

2 моль

2. Какое количество оксида серы (IV) занимает объем 67,2л? n=V/Vm

n=67,2л:22,4л/моль= 3 моль.

3. Определяем тепловой эффект химической реакции.

3 моль 294 кДж 3моль:2моль=294кДж:Q

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) + Q Q=2моль∙294кДж:3моль=196кДж

2 моль Ответ: Q=196кДж

4. Термохимическое уравнение реакции 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) + 196кДж


3. Выходной контроль. За правильное решение задач части «А» Вы получаете по 1 баллу.

1). Согласно термохимическому уравнению реакции СН4(г)+2О2(г)=СО2(г)+2Н2О(г)+802кДж количество теплоты, выделившейся при сжигании24г метана, равно: а) 1604 кДж, б) 1203 кДж, в) 601,5 кДж, г) 401 кДж.

2). В результате реакции, термохимическое уравнение которой 4NH3(г)+5О2(г)=4NO(г)+6Н2О(г)+902 кДж, выделилось 1127, кДж теплоты. Объем (н.у.) образовавшегося при этом оксида азота (II) равен: а) 112л, б) 11,2л, в) 89,6л, г) 896л.

3). В результате реакции, термохимическое уравнение которой С(графит)2(г)=СО2(г)+393,5кДж, выделилось 1967,5 кДж теплоты. Объем (н.у.) образовавшегося при этом углекислого газа равен: а) 11,2л, б) 168л, в) 224л, г) 112л.

4). В соответствии с термохимическим уравнением 4Р(тв) + 5О2(г) = 2Р2О5(тв)+ 3010 кДж выделится 1505 кДж теплоты при сгорании фосфора массой: а) 31г, б) 62г, в) 93г. г0 124г.

4. Вы сами можете оценить свою работу на уроке. Оценка «5» ставится за 13 – 16 баллов, оценка «4» ставится за 10 – 12 баллов, оценка «3» ставится за 8 – 9 баллов.

5. Домашнее задание. Повторить параграфы 9, 10, 11. Решить задачи, которые не успели решить в классе. По желанию, придумайте рассказ об использовании теплоты, выделяющейся в результате химической реакции.


Выбранный для просмотра документ 26 урок.doc

библиотека
материалов

7.12.2011г. 26 урок 9 класс


Урок на тему: ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №3 «РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «КИСЛОРОД И СЕРА» ИНСТРУКТАЖ ПО Т/Б.


Занятие 14. Кислород, сера, галогены. Взаимосвязь между классами неорганических веществ.

Подгруппа кислорода. Кислород, озон, оксиды. Сера, её соединения.

Галогены.

Взаимосвязь между классами неорганических веществ. Качественные реакции на ионы.


КИСЛОРОД.

Самый распространенный элемент на Земле: в воздухе – 21% по объему; в земной коре – 49% по массе; в гидросфере – 89% по массе; в составе живых организмов – до 65% по массе.

Атом: порядковый № 8, электронное строение: 1s22s22p4

1s 2s 2p



Валентность – II.

Степени окисления: -2, +2 (с фтором), -1 (в пероксидах).

Электроотрицательность – 3,5.

Природный кислород содержит три изотопа:

hello_html_md22b8f6.png

Существует две аллотропные модификации: О2 и О3 (озон).

Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде.

Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -1830С. Притягивается магнитом. Твердый кислород – синие кристаллы, плавящиеся при -218,7оС.

Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь – ковалентная неполярная.

hello_html_4911430b.png


СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ.

1. Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха.

2. Лабораторный способ: разложение некоторых кислородосодержащих веществ

2KMnO4 t K2MnO4 + MnO2 + O2­

2KClO3 t;MnO22KCl + 3O2­

2H2O2  –MnO22H2O + O2­

2HgO 2Hg + + O2­

2KNO3 2KNO2 + O2­


 СПОСОБЫ СОБИРАНИЯ:

hello_html_67585259.png

hello_html_62265267.png

hello_html_d209fbb.png

Вытеснением воды

Вытеснением воздуха


Химические свойства

  Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением. С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель. При этом образуются оксиды.


 С неметаллами:

C + O2  CO2

S + O2  SO2

2H2 + O2 2H2O


 С металлами:

2Mg +O22MgO

2Cu + O2t2CuO


Со сложными веществами:

1) Горение и обжиг:

4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2

2H2S + 3O2  2SO2 + 2H2O

CH4 + 2O2  CO2 + 2H2

2) Окисление в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе.

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3

2HNO2 + O2 2HNO3


ОЗОН O3

Это аллотропная модификация кислорода. Физические свойства: газ, запах свежей хвои, бесцветный.

 

Получение:

1) Озонирование воздуха: 3O2    2O3

2) Во время грозы (в природе),

3) В лаборатории – в озонаторе.


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

 1.  Неустойчив: O3 O2 + O·

При этом образуется атомарный кислород, очень сильный окислитель. Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

 2. Сильный окислитель:

6NO2 + O3 3N2O5

3PbS + 4O3 3PbSO4

3. Качественная реакция на озон – реакция с иодидом калия – появляется желто-коричневая окраска йода:

2KI + O3 + H2O 2KOH + I2 + O2 

hello_html_m5d9419b0.jpg

Озон образуется и разлагается под действием ультрафиолетовых лучей. Молекула озона поглощает ультрафиолетовый свет и рассеивает его энергию в виде тепла.


Пероксид водорода.

H2O2 Н–О–О–Н

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см3. Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.


Химические свойства:

1) Разложение: 2H2O2t 2H2O + O2.

Реакцию проводят в присутствии катализатора MnO2.

2) Так как -1 – это промежуточная степень окисления у атома кислорода, в зависимости от условия пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем.

a) Окислительные свойства:

Na2S+4O3 + H2O2 = Na2S+6O4 + H2O

(неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления)

Fe(OH)2 + H2O2 Fe(OH)3

2KI + H2O2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + 2H2O

PbS + 4H2O2 PbSO4 + 4H2O (сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr+3Cl3 + 3H2O2 + 10KOH 2K2Cr+6O4 + 6KCl + 8H2O (любые соединения хрома +3 окисляет в +6)

b) Восстановительные свойства:

СаОСl2 + H2O2 = CaCl2 + O2 + H2O

хлорная известь

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O

K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3O2 + 7H2O (с сильными окислителями выделяется кислород).

Получение:

Гидролиз пероксидов металлов:

BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4



СЕРА


hello_html_2270afa9.png


Электронное строение:

1s22p22p63s23p4

Возможные валентности: II, IV, VI


Степени окисления: -2, 0, +4,+6


Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), tкип = 445С


АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ:

1)     ромбическая ( - сера) - S8

Наиболее устойчивая модификация.

hello_html_476d4318.png

 2)  моноклинная ( - сера) - темно-желтые иглы

Устойчивая при температуре более 96С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)  пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

hello_html_57f36e20.png


Нахождение в природе:

  1. Самородная сера

  2. Сульфиды: цинка, ртути (киноварь), железа (пирит), свинца.

  3. Сульфаты: гипс (СаSO4*2H2O), глауберова соль (NаSO4*10H2O)


Биологическая роль:

Сера входит в состав аминокислот, белков, гормонов и др. биологически важных соединений.


Получение серы:


1.  Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.


2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H2S + O2  2S + 2H2O


3. Взаимодействие сероводорода и сернистого газа:

2H2S + SO2  3S + 2H2O


Химические свойства:


1)  Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S Na2S

c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t:

2Al + 3S  –t Al2S3

Zn + t ZnS

2)  С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H2 + S H2S

2P + 3S P2S3

3)  c кислородом: S + O2 t  S+4O2 сернистый газ

4)  c галогенами (кроме йода): S + Cl2 S+2Cl2

5) с углеродом: С + S CS2  

5)  c кислотами - окислителями:

S + 2H2SO4(конц)  3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц)  H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

 6) Реакции диспропорционирования:      

3S0 + 6KOH  K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Сhello_html_m693422.pngЕРОВОДОРОД

Бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц.

Образуется при гниении.

Входит в состав некоторых минеральных вод.

Плохо растворим в воде.  

 ПОЛУЧЕНИЕ:

1. Прямой синтез из простых веществ:  H2 + -t H2S

2. Вытеснение из сульфидов, в ряду напряжения стоящих левее железа:

FeS + 2HCl FeCl2 + H2S­↑

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1) Раствор H2S в воде слабая летучая двухосновная кислота. Взаимодействует со щелочами: образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O

H2S + NaOH NaНS + H2O


2) Реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя ЧЕРНЫЕ очень малорастворимые сульфиды.

 H2S + Pb(NO3)2  PbS + 2HNO3


3) H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства: с окислителями средней активности переходит в серу, а с сильными окислителями – в серную кислоту.

H2S + Br2  S + 2HBr

H2S+ 2FeCl3  2FeCl2 + S+ 2HCl

H2S+ 4Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 8HCl

3H2S+ 8HNO3(конц)  3H2SO4 + 8NO + 4H2O

H2S + 3H2SO4(конц)  –  4SO2 + 4H2O

H2S + 4PbO2 H2SО4 + 4PbO

4) Сероводород окисляется кислородом:

при недостатке O2

2H2S-2 + O2 2S0 + 2H2O

при избытке O2

2H2S-2 + 3O2  2S+4O2 + 2H2O

  Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

 H2S + Pb(NO3)2  PbS + 2HNO3

Na2S + Pb(NO3)2  PbS + 2NaNO3

 

СУЛЬФИДЫ

Это соли сероводородной кислоты.


КЛАССИФИКАЦИЯ СУЛЬФИДОВ.

1. Растворимые в воде.

2. Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах (соляной, фосфорной, разбавленной серной).

3. Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах – только в кислотах – окислителях.

4. Гидролизуемые водой, не существующие в водных растворах.

Сульфиды щелочных металлов и аммония.

Белые и цветные сульфиды: ZnS, MnS, FeS, CdS,

Черные сульфиды:

CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS.

Сульфиды алюминия, хрома(III) и железа (III).

Можно вытеснить сероводород, действуя соляной кислотой:

ZnS + HCl = ZnCl2 + H2S

Нельзя получить сероводород из этих сульфидов!

Водой полностью разлагаются:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2S↑


 ПОЛУЧЕНИЕ:

 1)     Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

Hg + S HgS

 2)     Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи:

H2S + 2KOH K2S + 2H2O

 3)     Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

Pb(NO3)2 + Н2S  2НNO3 + PbS

(только для нерастворимых в кислотах сульфидов)

ZnSO4 + Na2S Na2SO4 + ZnS


 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

  1. Растворимые сульфиды – гидролизованы по аниону, среда щелочная:

K2S + H2O KHS + KOH S2- + H2O HS- + OH-

 2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H2SO4 ZnSO4 + H2S­ HgS + H2SO4 –\

 3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной азотной кислоты:

3CuS + 14HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 8NO + 4H2O

4) Сульфиды можно превратить в сульфаты с помощью пероксида водорода:

CuS + 4H2O2 = CuSO4 + 4H2O

5) Обжиг сульфидов в кислороде – образуются оксиды:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2


ОКСИДЫ СЕРЫ

SO

(сернистый ангидрид; сернистый газ)

 

hello_html_m613ed17.png

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.


ПОЛУЧЕНИЕ:

1) При сжигании серы в кислороде:

S + O2 SO2

2) Окислением сульфидов:

4FeS + 7O2 2Fe2O3 + 4SO2­

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl 2NaCl + SO2­ + H2O

4) При обработке серной кислотой (конц.) некоторых металлов:

Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2­ + 2H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Сернистый ангидрид – кислотный оксид. Реагирует с водой, осонвными оксидам и щелочами:

SO2 + Н2O Н2SO3

ВаО + SO2 BaSO3

Ba(OH)2 + SO2 BaSO3(сульфит бария) + H2O

Ba(OH)2 + 2SO2 Ba(HSO3)2 (гидросульфит бария)

2) Реакции окисления  (S+4 – 2ē S+6)

SO2 + Br2 + 2H2O H2SO4 + 2HBr

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O  K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

3) Реакции восстановления (S+4 + 4ē S0)

SO2 + С  –  S + СO2

SO2 + 2H2S  3S + 2H2O

SO

(серный ангидрид)

 

hello_html_m4ace44b.png Бесцветная летучая жидкость; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу:

SO3 + H2O H2SO4

  

ПОЛУЧЕНИЕ:

1) 2SO2 + O2  (кат;450°C) 2SO3

2) Fe2(SO4)3  – Fe2O3 + 3SO3­


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

Серный ангидрид - кислотный оксид.

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту H2SO4.

1) Реакция с основаниями:

2NaOH + SO3 Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 NaHSO4

2) Реакция с основными оксидами:

СаО + SO3 CaSO4

3) Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.



Сернистая кислота  H2SO3

Образуется при реакции оксида серы (IV) с водой. Это слабая, летучая, неустойчивая двухосновная кислота. Проявляет все свойства кислот. H2SO3 образует средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты) соли.

СЕРНАЯ КИСЛОТА  H2SO4


Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; tпл. = 10,3C, tкип. = 296С, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

 hello_html_m43756e14.png

Производство серной кислоты.


hello_html_1c83df43.jpg

hello_html_590ddb33.jpg


1-я стадия. Обжиг пирита ( серного колчедана)

4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 + Q

Процесс гетерогенный: 800 оС

1) измельчение железного колчедана (пирита)

2) метод "кипящего слоя"

2-я стадия. Окисление сернистого газа.

После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450С – 500С; катализатор V2O5):

2SO2 + O2 2SO3 + Q

3-я стадия. Поглощение серного ангидрида.

Поглотительная башня:

nSO3 + H2SO4(конц) (H2SO4nSO3)(олеум) (Воду использовать нельзя из-за образования тумана)


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

H2SO4 – сильная двухосновная кислота

1) Диссоциация: по первой ступени полная диссоциация, по второй – серная кислота ведёт себя как кислота средней силы.

H2SO4→ H+ + HSO4- (α =1)

HSO4- H+ + SO42- (α<1)

2) Взаимодействие с металлами:

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn + H2SO4(разб) → ZnSO4 + H2

b) концентрированная H2SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до SO2, S или H2S (без нагревания пассивируются Fe, Al, Cr):  

2Ag + 2H2SO4→Ag2SO4 + SO2­ + 2H2O

(неактивные металлы – SO2)

3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S + 4H2O

(металлы средней активности – до S)

8Na+ 5H2SO4 → 4Na2SO4 + H2S + 4H2O

( щелочные металлы H2S)

3) С неметаллами: окисляет неметалл до кислоты или до оксида в высшей степени окисления, сама восстанавливается до SO2.

С + 2H2SO4(конц) → CO2­ + 2SO2­ + 2H2O

S+ 2H2SO4(конц) → 3SO2­ + 2H2O

2P + 5H2SO4(конц) → 5SO2­ + 2H3PO4 + 2H2O 

4) Конц. серная кислота окисляет многие сложные вещества.

2HBr + H2SO4(конц) → SO2­ + Br2 + 2H2

5) Реагирует с основаниями.

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2H2O

6) Реагирует с основными и амфотерными оксидами.

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O

7) Вступает в обменные реакции с солями, если образуется осадок, газ или вода.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

СаСО3 + H2SO4СаSO4 + CO2 + H2O

CaHPO4 + H2SO4 Ca(H2PO4)2 + CaSO4

BaOHCl + H2SO4 BaSO4 + H2O + HCl

8) Вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI)

NaNO3 (тв.) + H2SO4 NaHSO4 + HNO3

Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется как качественная реакция на серную кислоту и растворимые сульфаты: 

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl


Качественные реакции на ионы.


hello_html_mdd30421.png



Выбранный для просмотра документ 27 урок.doc

библиотека
материалов

2


9.12.2013г. 27 урок 9 класс

Урок на тему: Положение азота и фосфора в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Азот. Свойства, применение. Цели. Изучить особенности строения атома фосфора, аллотропные видоизменения фосфора, их применение на основе знаний о свойствах данных веществ; закрепить знания о зависимости свойств вещества от его строения; воспитывать патриотизм, экологические и профориентационные знания; развивать познавательный интерес, умение анализировать. Оборудование и оформление класса: На столах учеников таблички, с названиями предприятий, которые используют для производства продукции фосфор «Спичечная фабрика», «Завод по производству пироматериалов», «Завод цветных металлов», «Завод по производству фосфорной кислоты»; листки с табличками для записи свойств аллотропных модификаций фосфора. Компьютеры, интерактивная доска, презентация как средство визуализации «Аллотропные видоизменения фосфора»

ХОД УРОКА

  1. Сообщение темы и цели урока. Самоопределение.

На урок посвящён родному брату азота ФОСФОРУ. Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче). В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» — светоносный) получил англичанин Р. Бойль. В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Познакомиться подробнее с этим интересным химическим элементом и протыми веществами, которые он образует – наша учебная задача. А чтобы вы лучше поняли необходимость этого вещества в человеческой деятельности мы пригласили на наш урок-аукцион покупателей, которых вы должны заинтересовать, чтобы они купили у нас как можно больше сырья для своих предприятий.

  1. Усвоение новых знаний.

    1. Рассмотрение строения атома (фронтальная беседа на основе базовых умений определять строение атома и его свойства по положению в ПСХЭ). Химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Расположен в группе VA в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильный нуклид 31Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3 s 2р 3. В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.

    2. Рассмотрение отличий по сравнению с азотом (продвинутый уровень) – беседа с классом с опорой на сильных учащихся. Отличием от атома азота является больший радиус – у атома фосфора есть d-подуровень. При возбуждении электроны могут переходить на него, поэтому фосфор может образовывать пять ковалентных связей по обменному механизму (Как называется процесс перехода электронов на подуровень с большей энергией?). (по ходу беседы учащиеся зарисовывают в тетрадях графическую схему распределения электронов по слоям для атома фосфора в основном и возбуждённом состояниях. Эффективнее дублировать запись с помощью интерактивной доски).

2.3. Работа у доски и в тетрадях

Сейчас покупатели имеют возможность ознакомиться с характеристиками предлагаемого товара (лота). По мере необходимости делайте записи в табличках, лежащих у вас на столах.

Характеристики аллотропных видоизменений фосфора

Аллотропное видоизменение

Строение вещества

Свойства вещества

Фосфор красный

Менее активен, чем белый

Имеет аморфное ситроение или атом-ную кристалличе­скую решетку, полимерное строение: тетраэдры Р4 связаны в бесконечные цепи. Несколько отличен «фиолетовый фосфор», состоящий из группировок Р8 и Р9, уложенных в длинные трубчатые структуры с пятиу-гольным сечением.

Порошок крас­но-бурого цвета (название красный относится сразу к нескольким модификациям, отличающимся по плотности и окраске от оранжевой до тёмнокрасной и даже фиолетовой), не ядовит. Не растворяется ни в воде, ни в серо­углероде. Не све­тится в темноте. Загорается лишь при поджигании, а самовоспламеняются при темп. более 200оС. Имеет переменную плотность 2,0-2,4 г/см3, это связано с тем, что красный фосфор состоит из нескольких форм

Фосфор белый (жёлтый)

Наименее устойчив, наиболее реакционно-способен

Имеет молекуляр­ную кристалличе­скую решетку кубического типа, состоящую из молекул Р4, которые могут свободно вращаться, связаны очень непрочными связями и имеют форму тетраэдра.

В чистом виде совершенно бесцветен и прозрачен, продажный продукт окрашен в желтоватый цвет и по внешнему виду похож на воск. На холоду хрупок, мягкий при темп выше 150С, с характерным запахом. Легоплавок и летуч. Очень ядовит. Не раство-ряет­ся в воде, но хо­рошо раство-ряет­ся в сероуглеро­де. Светится в тем­ноте. В порошке самовоспламе­няется. При темп. 34оС. Поэтому его хранят под водой.

Фосфор чёрный

Химически малоактивен

Кристаллическая форма. Построен из объёмных шестиуголь-ников с атомами фосфора в вершинах, связанных друг с другом в слои (напоминает графит)

Наименее активная форма. Внешне похож на графит. При нагревании без доступа воздуха переходит в пар, из которого конденсируется белый фосфор.

По химической активности можно выстроить три разновидности в порядке возрастания чёрный фосфор – красный фосфор – белый фосфор.

Есть фосфор белый, чёрный, красный –

Три аллотропных формы есть.

Вот белый: это яд опасный,

Слегка нагреешь вспыхнет весь.

Его назвали «Светоносный»

За то, что в полной темноте

Свет испускает белый фосфор

В воздушной находясь среде.

Известен людям фосфор красный,

Ведь спички зажигают все.

В составе смеси безопасной

Он есть на каждом коробке.

Запомним: в спичечной головке

Смесь соли с солью Бертолле.

Мы чиркнем спичкой о коробку

И вмиг окажемся в тепле.


2.4. Беседа с представителями предприятий. Познакомившись со свойствами разновидностей фосфора выбирайте необходимую для вас форму. Какие свойства вещества можно использовать при производстве вашей продукции? Ученики с помощью учителя называют разновидности, которые могут быть использованы на производстве. На обычной или интерактивной доске составляют таблицу.

Таблица 2

Применение аллотропных модификаций фосфора

Название предприятия


Вещество


Свойство


Применение

Спичечная фабрика

Красный фосфор

Способность воспламеняться при трении

Входит в состав смеси, которую наносят на спичку и боковые поверхности спичечного коробка. При трении фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево.

Завод по производству пироматериалов

Белый фосфор

Легко загорается, образуя мельчайшие частички Р2О5.

Производство дымовых завес, зажигательных и дымовых снарядов, бомб.

Завод цветных металлов

Красный фосфор

Легко вступает в реакции с различными простыми и сложными веществами при нагревании.

В производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, как легирующая добавка (оловянистая бронза). Производство магнито-мягких сплавов и полу-проводниковых фосфидов.

Завод по производству фосфорной кислоты

Белый фосфор

Реакционноспособность

Производят фосфорую кислоту, минеральные удобрения, полифос-фаты натрия (для умя-гчения воды) и красный фосфор

3. Итоги урока. Применение веществ человеком зависит от их свойств, в числе которых в первую очередь химическая активность. Поэтому сегодня на торгах проданы только две активные модификации фосфора. Чёрный фосфор не находит практического применения. На теоретическом материале урока мы увидели, что не только строение вещества определяет его свойства, но и строение атома определяет возможность образовывать аллотропные модификации – ведь у брата фосфора азота этой способности нет. И нам осталось заполнить книгу отзывов и предложений (предложить ученикам изложить своё впечатление об уроке в тетради дома).

4. Домашнее задание § 14, упр.4-5, с.42


Выбранный для просмотра документ 28 урок.doc

библиотека
материалов

14.12.2011г. 28 урок 9 класс

Урок на тему: Азот. Свойства, применение. Аммиак. Физические и химические свойства.

Цели урока. Образовательная - в ходе урока обеспечить формирование новых знаний учащихся об аммиаке, его строении, свойствах, получении и применении. Рассмотреть строение молекулы аммиака. Познакомить учащихся с водородной связью. Изучить свойства аммиака. Рассмотреть донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Развивающая - умение сравнивать, обобщать, развивать мышление, интерес к предмету. Воспитательная - поведение в кабинете химии, наблюдательность при просмотре видеосюжета, формировать информационную и коммуникативную культуру.

Оборудование. Аммиачная вода, кристаллические NH4Cl и Ca(OH)2, фенолфталеин, прибор для получения газов, HCl (конц), KMnO4 (для получения О2), KI, крахмал, лакмусовая бумажка, кристаллизатор, цилиндр, стеклянные палочки, лабораторный штатив.

ХОД УРОКА

I. Актуализация опорных знаний. Проводим химическую разминку. а) назовите возможные степени окисления азота, б) в каких случаях азот будет проявлять окислительные свойства, и в каких - восстановительные? в) перечислите физические свойства азота. г) в чем причина химической инертности азота? д) при каких условиях азот вступает в реакции с другими веществами? е) в каком виде азот встречается в природе? з) какова роль азота в жизни природы? II. Изучение нового материала. Уч-ся изучают сведения об азоте и строении его молекулы.(Учебник §30) Молекула азота – N2N = N Напишите электронную формулу молекулы. В обычных условиях в свободном состоянии азот образует молекулу N2, где атомы связаны тремя ковалентными связями. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации ее на атомы составляет 942,9 кДж/моль, поэтому даже при температуре 3300° степень диссоциации азота составляет 0,1%. Физические свойства азота. Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при н.у.), tпл.= - 209,8оС, tкип.= -195,8оС. Азот сжижается с трудом: плотность жидкого азота 800 кг/м3. В воде азот менее растворим чем кислород: при 0оС в 1м3 Н2О растворяется 23,3 г азота. Азот не поддерживает дыхание и горение. Химические свойства азота: К металлам: N2+Li (об.усл.) —> Li3N N2+Mg (об.усл.) —> Mg3N2 N2+Al (to) —> AlN К неметаллам:N2+H2hello_html_m3fc76c13.pngNH3 N2+O2 (2000o) —>NO N2+F2 (эл. разряд) —> NF3Вывод: Что можно сказать о хим. активности азота? Почему? В каких реакциях азот – окислитель, в каких – восстановитель? Дома: Составьте уравнения этих реакций с использованием электронного баланса. Способы получения азота: Лабораторный способ: NH4NO2hello_html_m2c9f9519.pngN2+ 2H2O Промышленный способ: Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха. Интернет —> Азотные установки, азотные станции, генераторы азота. Применение азота: создание инертных сред в металлургии, синтез аммиака и азотной кислоты, производство минеральных удобрений, производство взрывчатых в-в, жидкий азот в медицине 1. Строение молекулы. Открывая дверцу холодильника, вы ощущаете холод. 1. Напишите уравнения реакции водородных соединений азота. 2. Изобразите электронную и структурную формулу этого соединения. 3. Определите химическую связь в этой молекуле. 4. Какую особенность электронного строения вы видите у атома азота? Учащиеся работают самостоятельно в парах с учебником с.47-48. Затем, проверяем правильность выполненного задания через мультимедиa. 2. Определить физические свойства аммиака. Проблемный вопрос. Беседа: Кристаллическая решетка аммиака- молекулярная; молекула легкая, но в отличие от молекулы азота - полярная. Учащиеся: можно предположить, что - низкие. Почему? Потому, что полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Строение молекулы позволяет прогнозировать и хорошую растворимость в воде.Это связано с возникновением между его молекулами особой химической связи- водородной. (слайд №5). У атома азота имеется свободная электронная пара в молекуле аммиака, наличие частичного (+) заряда на атоме водорода и наличие частичного (-) заряда на атоме азота.

hello_html_3cb93b86.pngВодородной называется связь между атомами водорода одной молекулы и атомами электроотрицательных элементов другой молекулы (F, O, N). (слайд№5). Вывод: аммиак при повышении давления переходит в жидкое состояние. Испарение жидкого аммиака при понижении давления сопровождается сильным охлаждением окружающих предметов. Используется это свойство в холодильных установках. Аммиак - бесцветный газ. От него во рту першит. Щиплет нос и щиплет глаз. Аммиак - он ядовит! Аммиак - он растворитель. С газа в жидкость переходит. Аммиак - диамагнит. Так же ток он не проводит. Сухой аммиак. На воздухе взрывается. В воде растворяется. Взрывчатые вещества, удобрения. Вот не полный список его применения. 3. Получение аммиака в лаборатории. Демонстрируем опыт. Нагреваем смеси хлорида аммония с гидроксидом кальция. 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + H2O Полученный аммиак растворяем в воде, в которую добавляем фенолфталеина. Раствор аммиака окрашивается в малиновый цвет.

hello_html_m4ff1c2b8.png

В растворе присутствует ион гидроксида, среда щелочная. В аммиачной воде большая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено влево, (т.к. NH3 - слабый электролит)и такая вода содержит много молекул NH3, поэтому она пахнет аммиаком. Показываю, как правильно обращаться с растворами сильно пахнущих веществ. При нагревании растворимость газов (NH3-газ) уменьшается, аммиак улетучивается, равновесие реакции еще больше смещается влево, гидроксид-ион (ОН ) практически не остается в растворе. Водный раствор становится нейтральным. Проблемный вопрос: из какого сырья и какими способами можно производить азотные удобрения? Учащиеся предполагают, что из азота воздуха. Задача эта была выдвинута перед отечественной наукой Д.И.Менделеевым, который писал : "Одну из задач прикладной химии составляет отыскание технически выгодного способа получения из азота воздуха его соединений, заключающих ассимилируемый азот. Будущность сельского хозяйства много зависит от открытия подобного способа". Экономически наиболее выгодный способ промышленного связывания атмосферного азота - синтез аммиака из азота и водорода:

hello_html_m1e094053.png

Учитель: Дайте характеристику данной реакции. Учащиеся: экзотермическая, обратимая, каталитическая, гетерогенная, с уменьшением объема. Учитель: какие условия смещения равновесия необходимо для увеличения выхода аммиака? Учащиеся: уменьшение температуры, увеличение давления. Выход аммиака невелик, и вести промышленный синтез с такими показателями нерентабельно. Обсуждаем с учащимися вопрос о возможностях повышения практического выхода аммиака. Важным критерием эффективности производства является производительность реактора. Анализ количественных данных о росте концентрации аммиака в азото - водородной смеси по мере протекания реакции позволяет прийти к в ы в о д у: производительность реактора можно увеличить путем уменьшения времени реакции. При этом снижается выход аммиака за один проход газовой смеси через реактор, а непрореагировавший газ можно снова вернуть в производство. Таким образом, идея циркуляции - важный технологический принцип, экономически целесообразный, повышающий производительность реактора. Необходимы требования к качеству сырья, в нем должно содержаться возможно меньше таких примесей, как аргон, метан. Сырье должно быть тщательно очищено от ядовитых для катализатора веществ(например, от соединений серы). Катализатором для синтеза аммиака является железо, активированное добавками(оксидами алюминия и калия) для придания высокой стабильной активности. 4. Образование катиона аммония идет по донорно-акцепторному механизму. Атом азота имеет свободную электронную пару, за счет которой и формируется еще одна ковалентная связь с катионом водорода, переходящего к аммиаку от молекул воды или кислот.

hello_html_m5b74169b.png 

К молекуле аммиака по этому механизму присоединяется катион водорода +Н из молекулы воды и образуется ион +NH4, в котором три ковалентные связи образуются по обменному механизму, а четвертая - по донорно- акцепторному механизму. Тем не менее все связи равноценны. 5. Химические свойства. а) растворимость аммиака в воде. Демонстрируем опыт: наполненную аммиаком пробирку опускаем в кристаллизатор с водой, в которую добавили немного фенолфталеина. Вода быстро заполняет пробирку, а раствор аммиака окрашивается в малиновый цвет. Растворимость аммиака в воде очень велика- в 1 объеме воды растворяется 700 объемов аммиака. Почему аммиак хорошо растворяется в воде? Учащиеся. Причина - образование водородных связей. Учитель: какую среду имеет водный раствор аммиака? Учащиеся: щелочную. Учитель: так какими же свойствами должен обладать водный раствор аммиака? Учащиеся: основными. Какой вывод из этого мы можем с вами заключить? Вывод: водный раствор аммиак является основанием.


hello_html_m95e6042.png


Учитель: если водный раствор аммиака основание, то с какими веществами он будет взаимодействовать? Учащиеся: с кислотами. Демонстрируем опыт: "дым без огня", подносим друг к другу две стеклянные палочки, смоченные концентрированными растворами аммиака и соляной кислоты. Между этими палочками появляется обильный дым. Напишите в полном и кратком ионном видах уравнения реакцию водного раствора аммиака с соляной кислотой. Один ученик записывает уравнение реакций у доски, затем проверяем записи в своих тетрадях.

NH3 +HCl = NH4Cl

hello_html_7f79ebf2.png

Образование катиона аммония при взаимодействии с кислотами идет по донорно- акцепторному механизму. Обращаем внимание учащихся, что донором является азот, а акцептором- водород, т.к. у азота имеется свободная электронная пара, а у водорода свободная орбиталь. В аммиаке азот имеет низшую с.о. (-3). Так, чем же будет являться аммиак в окислительно-восстановительных реакциях? Вывод: азот в аммиаке имеет низшую с.о. (-3), поэтому азот может только отдавать электроны, повышая свою с.о., отсюда - аммиак проявляет только восстановительные свойства. Химические свойства аммиака идут с изменением с.о. азота и с образованием ковалентной связи по донорно- акцепторному механизму. III. Закрепление: а) по какими признаками можно распознать аммиак? (по запаху; по окрашиванию влажной индикаторной бумаги - синеет; по появлению дыма при поднесении стеклянной палочки, смоченной концентрированной соляной кислотой). б) какой тип реакции при взаимодействии аммиака с кислотами? (соединения). в) написать уравнения реакции аммиака с ортофосфорной кислотой и дать названия полученных солей. IV. Домашнее задание § 14, упр.4-5, с.42. Задачи 1-3, пов. § 9-14. Тесты КИМ для 9 класса

Выбранный для просмотра документ 29 урок.doc

библиотека
материалов

16.12.2013г. 29 урок 9 класс

Урок на тему: Получение и применение аммиака.

Цели урока. Образовательная - в ходе урока обеспечить формирование новых знаний учащихся об аммиаке, его строении, свойствах, получении и применении. Рассмотреть строение молекулы аммиака. Познакомить учащихся с водородной связью. Изучить свойства аммиака. Рассмотреть донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Развивающая - умение сравнивать, обобщать, развивать мышление, интерес к предмету. Воспитательная - поведение в кабинете химии, наблюдательность при просмотре видеосюжета, формировать информационную и коммуникативную культуру.

Оборудование. Аммиачная вода, кристаллические NH4Cl и Ca(OH)2, фенолфталеин, прибор для получения газов, HCl (конц), KMnO4 (для получения О2), KI, крахмал, лакмусовая бумажка, кристаллизатор, цилиндр, стеклянные палочки, лабораторный штатив.

ХОД УРОКА

I. Актуализация опорных знаний. Проводим химическую разминку. а) назовите возможные степени окисления азота, б) в каких случаях азот будет проявлять окислительные свойства, и в каких - восстановительные? в) перечислите физические свойства азота. г) в чем причина химической инертности азота? д) при каких условиях азот вступает в реакции с другими веществами? е) в каком виде азот встречается в природе? з) какова роль азота в жизни природы?

II. Изучение нового материала. 1. Получение аммиака в лаборатории. Демонстрируем опыт. Нагреваем смеси хлорида аммония с гидроксидом кальция. 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + H2O Полученный аммиак растворяем в воде, в которую добавляем фенолфталеина. Раствор аммиака окрашивается в малиновый цвет. hello_html_m4ff1c2b8.png

Почему раствор аммиака окрасился в малиновый цвет? Учащиеся: в растворе присутствует ион гидроксида, среда щелочная. Учитель. В аммиачной воде большая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено влево, (т.к. NH3 - слабый электролит)и такая вода содержит много молекул NH3, поэтому она пахнет аммиаком. Показываю, как правильно обращаться с растворами сильно пахнущих веществ. Демонстрируем обесцвечивание окрашенной фенолфталеином аммиачной воды при нагревании. Почему это произошло? Учащиеся: непрочное соединение. При нагревании растворимость газов (NH3-газ) уменьшается, аммиак улетучивается, равновесие реакции еще больше смещается влево, гидроксид-ион (ОН ) практически не остается в растворе. Водный раствор становится нейтральным.Проблемный вопрос: из какого сырья и какими способами можно производить азотные удобрения? Учащиеся предполагают, что из азота воздуха. Задача эта была выдвинута перед отечественной наукой Д.И.Менделеевым, который писал : "Одну из задач прикладной химии составляет отыскание технически выгодного способа получения из азота воздуха его соединений, заключающих ассимилируемый азот. Будущность сельского хозяйства много зависит от открытия подобного способа".Экономически наиболее выгодный способ промышленного связывания атмосферного азота - синтез аммиака из азота и водорода: hello_html_m1e094053.pngУчитель: Дайте характеристику данной реакции. Учащиеся: экзотермическая, обратимая, каталитическая, гетерогенная, с уменьшением объема. Учитель: какие условия смещения равновесия необходимо для увеличения выхода аммиака? Учащиеся: уменьшение температуры, увеличение давления. Выход аммиака невелик, и вести промышленный синтез с такими показателями нерентабельно.Обсуждаем с учащимися вопрос о возможностях повышения практического выхода аммиака. Важным критерием эффективности производства является производительность реактора. Анализ количественных данных о росте концентрации аммиака в азото - водородной смеси по мере протекания реакции позволяет прийти к в ы в о д у: производительность реактора можно увеличить путем уменьшения времени реакции. При этом снижается выход аммиака за один проход газовой смеси через реактор, а непрореагировавший газ можно снова вернуть в производство. Таким образом, идея циркуляции - важный технологический принцип, экономически целесообразный, повышающий производительность реактора. Необходимы требования к качеству сырья, в нем должно содержаться возможно меньше таких примесей, как аргон, метан. Сырье должно быть тщательно очищено от ядовитых для катализатора веществ(например, от соединений серы). Катализатором для синтеза аммиака является железо, активированное добавками(оксидами алюминия и калия) для придания высокой стабильной активности.

4. Образование катиона аммония идет по донорно-акцепторному механизму. Атом азота имеет свободную электронную пару, за счет которой и формируется еще одна ковалентная связь с катионом водорода, переходящего к аммиаку от молекул воды или кислот. (слайд № 6)

 hello_html_m5b74169b.png

К молекуле аммиака по этому механизму присоединяется катион водорода +Н из молекулы воды и образуется ион +NH4, в котором три ковалентные связи образуются по обменному механизму, а четвертая - по донорно- акцепторному механизму. Тем не менее все связи равноценны.

III. Закрепление:

а) по какими признаками можно распознать аммиак? (по запаху; по окрашиванию влажной индикаторной бумаги - синеет; по появлению дыма при поднесении стеклянной палочки, смоченной концентрированной соляной кислотой).

б) какой тип реакции при взаимодействии аммиака с кислотами? (соединения)

в) написать уравнения реакции аммиака с ортофосфорной кислотой и дать названия полученных солей.

IV. Домашнее задание § 9-14. Задачи 1-3


Выбранный для просмотра документ 3 урок.doc

библиотека
материалов

Урок 3 9 класс

Урок на тему: «Химические реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции».

Цель: продолжить формирование понятия «скорость химической реакции», углубить знания учащихся о факторах, влияющих на скорость реакции, формировать умение решать задачи на химическую кинетику.

Оборудование: учебное электронное издание «Химия (8-11 класс) виртуальная лаборатория, приложение 1.

Ход урока.

1.Организационный момент.

2.Актуализация знаний.

Фронтальный опрос:

а) что такое скорость реакции?

б) по каким формулам вычисляется скорость гомо- и гетерогенных

реакций?

в) что такое энергия активации?

3.Восприятие нового материала.

Давайте вспомним результаты опытов прошлого урока и сравним скорость взаимодействия магния и меди с кислородом, магния и цинка с соляной кислотой. Напрашивается вывод, что скорость реакции зависит от реагирующих веществ, от их состава, строения, взаимного влияния атомов в веществах, т.е. природы реагирующих веществ

Скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ.

(Учитель демонстрирует опыт: взаимодействие тиосульфата натрия с разбавленной и концентрированной серной кислотой, используя учебное электронное издание«Химия (8-11 класс)Виртуальная лаборатория»).

Вывод: чем выше концентрация реагирующих веществ, тем больше V реакции.

Объясните, почему наблюдается такая зависимость?

Непременным условием химического взаимодействия является столкновение частиц исходных веществ, чем больше концентрация, тем больше число эффективных столкновений.

На основе большого экспериментального материала К.Гульдберг и П.Вааге открыли в 1867 г. и независимо от них в 1865 году русский ученый Н.И.Бекетов основной закон кинетики-закон действующих масс. Суть его в том, что скорость гомогенной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Если представить уравнение реакции в общем виде аА+вВ=сАВ, то закон действующих масс можно записать так: V=k[A]а[B]в , где k- константа скорости реакции (находится для каждой реакции экспериментально), равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ, равных 1 моль\л, зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не концентрации веществ.

В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в растворе или газовой фазе, т. к. концентрация твердых веществ обычно постоянна. Большой вклад в изучение растворов внес Д.И.Менделеев, создав химическую теорию растворов.

Задание 1.Составте кинетические уравнения для следующих реакций:

А) H2+I2=2HI

Б) 2Fe+3Cl2=2FeCl3

Скорость реакций, имеющих газовую фазу, будет увеличиваться при повышении давления, т. к. это повышает концентрацию газообразного вещества (увеличиваем давление в 2 раза и концентрация каждого исходного газообразного вещества увеличивается в 2 раза )

Экспериментально доказано, что сильное измельчение твердого вещества приводит к нарушению его кристаллической решетки, что делает частицы вещества более активными и реакционноспособными.

Огромной площадью соприкосновения с воздухом и повышенной химической активностью объясняются взрывы распыленных порошкообразных веществ- угольной, мучной, сахарной пыли.

Скорость реакции зависит от температуры.

Чем она выше, тем больше в веществе активных частиц, выше скорости их движения и сильнее соударения, тем большее число соударений приводит к реакции, т. е. возрастает скорость реакции. Так, реакция между водородом и кислородом при t=20о С за 54 млрд. лет протекает на 15%, при 500о С-за 50 минут, при 700о С -мгновенно.

В 1884 г. Я.Г.Вант-Гофф (первый нобелевский лауреат по химии) установил, что при повышении температуры на каждые 10о С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

То число, которое показывает во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 С, называется температурным коэффициентом, обозначается (гамма), измеряется экспериментально для каждой реакции, может быть любым числом от 2 до 4.

Правило Вант-Гоффа математически выражается следующей формулой:


V2=V1γ(t2-t1)/10

(Учитель демонстрирует опыт «взаимодействие цинка с холодной и горячей соляной кислотой (используя учебное электронное издание «Химия (8-11 класс) Виртуальная лаборатория».)

Скорость реакции зависит от участия катализатора

(учитель демонстрирует разложение пероксида водорода под действием оксида свинца (4) ).

4. Закрепление полученных знаний.

а)Вычислите скорость химической реакции, протекающей по уравнению 2А+В=2АВ, если исходная концентрация вещества А-0,05 моль\л,

В-0,03 моль\л , а константа скорости реакции 1 моль\л с.

б) Как изменится скорость реакции А+2В=С при повышении концентрации А в 2 раза, давления в 2 раза?

в)Скорость некоторой реакции при 0 С равна 1 моль\л ч, температурный коэффициент реакции-3.Какой будет скорость данной реакции при 30 С?

5.Домашнее задание: п.13 до стр. 137, упр. 6, 8-10.









Приложение 1


Закономерности изменения скорости химической реакции в зависимости от различных факторов



Факторы, влияющие на скорость химических [реакций

Закономерности изменения скорости при действии этих факторов

Почему изменяется скорость реакции

Природа реаги­рующих веществ

С уменьшением (увеличением) энергии активации Еа скорость реакции увели­чивается (уменьшается). Еа — характе­ристика химической реакции, обуслов­ленная составом и строением реагентов. Еа — избыток энергии (по сравнению со средней), необходимой для эффектив­ного соударения реагирующих частиц

Чем меньше Еа, тем боль­ше эффек­тивных со­ударений реагирую­щих частиц

Концент­рации реагентов

Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирую­щих веществ, взятых в степенях, рав­ных их коэффициентам в уравнении ре­акции (закон действующих масс). Кине­тическое уравнение: v = k ■ СА • СВ2 для одностадийной реакции А + 2В = С, где СА и СВ — концентрации газообраз­ных или растворенных веществ

Чем больше концентра­ции реаген­тов, тем больше соударений реагирую­щих частиц, а среди них и эффектив­ных соударе­ний

Темпера­тура

С повышением (понижением) темпера­туры на 10 °С скорость реакции увели­чивается (уменьшается) в 2—4 раза (правило Вант-Гоффа):

V2=V1γt2-t1∕10 ,где γтемпературный коэффициент

При повы­шении тем­пературы на 10 °С в 2—4 раза увеличива­ется количе­ство актив­ных соударе­ний

Катализа­тор

В присутствии катализатора скорость реакции увеличивается

Катализато­ры снижают -Еа, и доля эффектив­ных соударе­ний увели­чивается

Поверхность соприкосновения

увеличение площади поверхности соприкосновения,

повышение реакционной способности частиц,

непрерывный подвод реагентов

увеличивается число соударений частиц на поверхности соприкосновения реагентов, и активных в том числе







Выбранный для просмотра документ 30 урок.doc

библиотека
материалов

20.12.2013г. 30 урок 9 класс


Практической работе № 2 «Получение аммиака, изучение свойств водного раствора аммиака и солей аммония».


Цель

Реактивы и оборудование

Ход работы

Наблюдения

Выводы, уравнения

  1. Получить аммиак


hello_html_709d8792.jpg

Рис.1 Установка для получения аммиака

Лист бумаги, ложечка, пробирка с газоотводной трубкой, штатив, горелка, спички, 2 пробирки, чашка с водой, фенолфталеин, соляная кислота, вата, палочка., гидроксид кальция, хлорид аммония.

На листе бумаги смешать 1 ложечку гидроксида кальция, 2ложечки хлорида аммония. Поместить полученную смесь в пробирку, закрепленную в штативе, закрыв пробирку газоотводной трубкой, как показано на рис.1 Смесь нагревать осторожно, соблюдая ТБ.

При нагревании смеси (гидроксида кальция и хлорида аммония) выделяется газ – ____ с ____запахом.

1. Напишите уравнение получения аммиака, укажите условия проведения реакции.

2. Как нужно расположить пробирку для сбора NН3? (сравните относительную молекулярную массу NН3 и Мr воздуха )

3. Как 2 способами можно обнаружить аммиак?

2) Растворение аммиака в воде

1)Пробирку с собранным NН3 снять с газоотводной трубки, держа вверх дном. Закрыть отверстие пробирки большим пальцем и опустить отверстием вниз в чашку с водой.

2) Закрыв пробирку под водой пальцем , вынуть ее из чашки вместе с вошедшей в нее водой и определите среду раствора с помощью фенолфталеина.

Вода быстро поднимается вверх. При добавлении фенолфталеина раствор окрасился в ________цвет.

  1. Напишите уравнения реакции взаимодействия NН3 с водой.

  2. Почему поднялся уровень воды в пробирки?

  3. Какую окраску приобрел фенолфталеин?

  4. Какую среду имеет полученный раствор?

3) Получение солей аммония

К газоотводной трубке поднести палочку с ватой, смоченной соляной кислотой.

Выделяется ______ _____

  1. Напишите уравнение прошедшей реакции.

  2. Дать название образовавшемуся продукту.


Мысленный эксперимент

? Выберите из предложенных веществ те, из которых можно получить аммиак реакцией разложения: NH4Cl, NO2, NH4OH, NaNO3, K3N.

? Запишите уравнения этих реакций. Какие условия необходимы для их осуществления?

? Как можно получить гидроксид аммония? Допишите уравнения реакции.

? + NaOH = NH4OH + ?

? + Н2О = NH4OH

Проверь себя!

  1. Отметьте правильный ответ

1. Для аммиака характерны свойства: 3. Цвет лакмуса в растворе аммиака:

hello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gif

кислот

солей

оксидов

оснований

hello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gif

красный

синий



hello_html_7a716382.gif

hello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gif

фиолетовый


бесцветный




2. Аммиак взаимодействует с 4. Аммиак-восстановитель в реакции с

hello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gifhello_html_m5be50e92.gif

щелочами

неметаллами

металлами

кислотами

hello_html_m5be50e92.gifhello_html_m435b62fc.gifhello_html_47f2abbe.gifhello_html_47f2abbe.gif

металлами

неметаллами

кислотами

Оксидами металлов









II «Третий лишний». К физическим свойствам аммиака не относятся:

hello_html_7eebe714.gifhello_html_114e9272.gifhello_html_3c41e361.gif

Без запаха

Без цвета

Хорошо растворим в воде

Выбранный для просмотра документ 31 урок.doc

библиотека
материалов

24.12.2012г. 31 урок 9 класс

Урок на тему: Соли аммония.

Цели: Систематизировать знания учащихся о солях, познакомить их с солями слоистого катиона, изучить свойства, присущие солям аммония, научить распознавать эти соли. Закрепить умения уравнивать, сопоставлять, анализировать. Выработать у учащихся аккуратность при работе с химическими реактивами. Способствовать у учащихся воспитанию умения работать в коллективе.

Оборудование: химическая посуда, спиртовка, штатив, держатель для пробирок, кодоскоп, вата.

Химические реактивы: А) на столе Учителя- раствор NH4OH, HCL, NH4CL, лакмус.

Б) на столах учащихся- (NH4)2SO4, H2SO4, BACL2, NH4CL, NAOH, HCL.

ХОД УРОКА

  1. Организационный момент. Приветствие.

  2. На прошлых уроках изучили азот и аммиак. Проверим знания по этим темам.

АЛЬТЕРНАТИВНЫЙ ТЕСТ

  1. Газообразный при обычных условиях

  2. Не имеет запаха

  3. Бесцветный

  4. В воде малорастворим

  5. Степень окисления азота -3

  6. В воздухе не горит

  7. Горит в кислороде

  8. Взаимодействует с кислотами с образованием солей

  9. В молекуле между атомами ковалентная полярная связь

10. Взаимоотношение с водородом в присутствии катализатора

11. он является важнейшим биогенным элементом.

12. водный раствор имеет щелочную среду

13. он проявляет только восстановительные свойства

14. в атмосфере этого газа хранят рукописи

15. он легко сжижается и поэтому применяется в холодильных условиях (проверяем, обмениваемся тетрадями)

азот

аммиак

1,2,3,4,6,10,11,14

1,3,5,7,8,9,12,13,15

В этой черной коробке находится удивительное вещество. Когда - то оно считалось милостью господней, символом благополучия. Что же находится в этой коробке?

  • какие вещества относятся к солям?

  • Из представленного перечня веществ выберите только соли.

ИГРА ‘’Убери лишнее’’

BaCl2 HCl CuCl2

HCl NaNO3 NaOH

NH4Cl H2CO3 (NH4)2S

- Какая необычная соль встретилась вам в перечне?

  • В молекуле этой соли на листе металла находится

  1. сложный катион (NH4)

  2. как называется этот катион? (аммоний)

  3. Как могут называться соли, которые он образует?

(соли аммония)


Тема сегодняшнего урока «соли аммония»

Работаем под девизом: практика есть древо жизни.

План урока (на доске)

  1. состав солей аммония, получение

  2. физические и химические свойства (л.р)

  3. применение (сообщение ученика)

  4. закрепление.

Деманстрация опыта.

  • я беру два пустых стакана и получаю белый дым.

какую пословицу опровергает этот опыт (дым без огня не бывает). это непросто дым, это чистицы твердого вещества в воздухе.

  • хлорида аммония

демастрация в/ф (2минуты)

NH3+HCl=NH4Cl

  • рассмотрим способы получения солей аммония

NH3+HNO3= NH4NO3

NH4OH+ H2SO4= (NH4)2SO4+2H2O

  • по какому признаку определить, что реакция произошла?

  • Что общего между полученными солями?

  • Что такое соли аммония?

Кодоскоп Выбрать и назвать соли аммония


hello_html_5744681.gifhello_html_5744681.gif

NaNO3 H2SO4 NH4HSO4

K2Co3 (NH4)2Co3 H3Po4

NaCL AgNO3 Ca(OH)2

NH4Cl HNO3 NH4H2Po4

CaCl2 (NH4)2SO4 H2S

NH4NO3 H2SiO3 (NH4)2S





Вывод: соли аммония- сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония, соединенные с кислотными остатками.

  • Изучим химические и физические свойства солей аммония (лабораторная работа)

  • Проверьте растворимость солей на практике. Запишите уравнения диссоциации солей (один ученик работает у доски)

  • Рассмотрим химические свойства солей аммония

  • Общие свойства

А) взаимодействия солей аммония с кислотами

(NH4)2Co3+ HCl =

  • По какому признаку определили, что реакция произошла? (выделение газа)

Ученики самостоятельно пишут уравнения реакции (один ученик работает у доски)

Б) взаимодействия солей аммония с солями

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4 +

  • По какому признаку судим что реакция произошла? (признак образования осадка)

Особые свойства солей аммония

В) взаимодействия солей аммония со щелочами

NH4Cl + NaOH =

реактивом на ион аммония {NH4+} является щелочь. Выделяется аммиак, обнаруживается по запаху (это качественная реакция на ион аммония)

Г) Разложение при высокой температуре

NH4Cl = NH3 + NCl ( качественная реакция )

( ученик заканчивает лабораторную работу)

  • Я демонстрирую опыт ‘’Вулкан’’ Ребята! При разложении не все соли аммония образуют аммиак.

А на доске заранее запись:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2 + N2 + H2O

NH4NO3 = N2O + 2H2O

НИТРАТ

NH4NO2 = N2 + H2O

НИТРАТ


Вывод: у солей аммония, как у всех солей есть общие свойства и особые свойства ( ученики должны сказать)

  • физкультминутка (звучит музыка)

  • А сейчас прослушаем сообщение ‘’Где применяются соли аммония’’

  • Закрепление пройденного материала

  • Стереть с доски правую часть всех написанных уравнений. работают у доски, дописывают уравнения реакций.

  • Следующее задание ‘’Выбери формулу’’ (задание на доске)


(hello_html_m72482291.gifhello_html_mc701a39.gifNH4)Po4 хлорид аммония

Nhello_html_6ec5bcfc.gifH4NO3 фосфат аммония

Nhello_html_m66baa278.gifH4Cl гидросульфат аммония

(hello_html_59203df7.gifNH4)2SO4 нитрат аммония

(NH4НSO4 сульфат аммония


Конкурс 1

  • Кто быстро и правильно соберет прибор для получения аммиака?

( Два ученика собирают прибор для получения аммиака )

Конкурс 2

‘’Угадай вещество’’

  • в какой из трех пробирок нахадится соль аммония?

(CuCl2, NaCl, NH4Cl)

(один ученик работает у доски)


Конкурс 3

  • назвать формулу солей – соль белого цвета, растворима в воде, с нитратом серебра образует белый осадок, при нагревании с гидроксидом натрия выделяется газ – аммиак.

( Ответ: NH4Cl )

( хлорид аммония)


- Д/З § 15 - 16, упр.2-5, с.52, параграф 25, № 2-4 (объяснение)


Компьютеризация обучения – это веление времени. Введение информационных технологий повышает интерес к предмету. Интерактивная доска очень удобна в обучении так как позволяет экономить много рабочего времени на уроке. Используется на каждом этапе урока и при проверке домашнего задания, и при объяснении и закреплении нового материала. Интерактивная доска позволяет проводить опережающее обучение, готовит к экзаменам в форме ЕГЭ, обладает наглядностью, доступностью, вызывает интерес учащихся при обучении.


Представляю вашему вниманию разработку урока химии в 9 классе, где я с помощью использования ИКТ объясняю и закрепляю учебный материал.

Выбранный для просмотра документ 32 урок.doc

библиотека
материалов

27.12.2013г. 32 урок 9 класс

Тема урока: «Азотная кислота»

Цели : обучающие - добиться усвоения состава, строения, свойств, получения и применения азотной кислоты, особенностей ее взаимодействия с металлами

отработать навыки записи уравнений реакций ионного обмена; развивающие – способствовать развитию умений составлению уравнений реакций методом электронного баланса

воспитательные – возбудить интерес учащихся к предмету химия на основе изучения областей применения азотной кислоты; оборудование: компьютер, проектор, экран, презентация «Азотная кислота»

Реактивы: азотная кислота, медь, железо, алюминий, оксид меди, гидроксид меди, гидроксид цинка, фенолфталеин, карбонат натрия


Ход урока.

  1. Организационный момент

  2. Проверка домашнего задания

  3. Изучение нового материала

  • Азотная кислота ( слайд 1)

А) Состав и строение (слайды 2-4)

Задания: запишите формулу азотной кислоты. Определите степень окисления, валентность азота, вид химической связи, тип кристаллической решетки.

Б) Классификация (слайд 5)

Задания: дайте классификацию азотной кислоты по наличию кислорода, основности, растворимости в воде, летучести, степени электролитической диссоциации

В) Получение азотной кислоты ( слайды 6-8) в промышленности

Задания: предложите способ получения азотной кислоты в три стадии исходя из аммиака. Составьте уравнения соответствующих реакций в лаборатории

Задания: в лаборатории азотную кислоту получают действием концентрированной серной кислоты на нитраты при слабом нагревании. Составьте уравнение реакции получения азотной кислоты, используя нитрат натрия.

Г) Химические свойства ( слайды 9-19) типичные свойства кислот

Задания: перечислите свойства, характерные для кислот.

Лабораторный опыт «Изучение свойств азотной кислоты, общих с другими кислотами»

Цель: экспериментальное изучение свойств азотной кислоты

-Изучите взаимодействие азотной кислоты с оксидом меди, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом цинка, карбонатом аммония, силикатом натрия.

Составьте уравнения соответствующих реакций .

Рассмотрите реакции с точки зрения ТЭД.

Дайте названия полученным веществам.

Отметьте признаки реакций.

  • О свойства азотной кислоты.

  • Взаимодействие азотной кислоты с металлами. Анализ особых свойств. Демонстрация взаимодействия меди, ртути с азотной кислотой.

Задания: составьте уравнения реакций азотной кислоты ( концентрированной, разбавленной) с медью, ртутью. Рассмотрите реакции с точки зрения ОВР.

  • взаимодействие азотной кислоты с неметаллами

Задания: расставьте в схемах коэффициенты методом электронного баланса

HNO3 +C = CO2 + NO2 + H2O

HNO3 + P = H3PO4 + NO2 + H2O

HNO3 + P + H2O = H3PO4 + NO + H2O

Применение азотной кислоты ( слайд 20). Сообщение учащихся.

  • Соли азотной кислоты- нитраты. ( слайды 21-23)

Задания: Как называются соли азотной кислоты?

Составьте формулы натриевой, калиевой, аммиачной селитры.

Как определить нитрат – ион в растворе?

Физические свойства и применение нитратов.

Сообщения учащихся.

Разложение нитратов при нагревании (слайд 24)

Анализ разложения нитратов.

Заполнение таблицы.

Задание: составьте уравнения реакций разложения нитрата натрия, нитрата свинца, нитрата серебра.

  • Выполнение и проверка теста.

  • Домашнее задание

1.Напишите уравнения реакций, соответствующие схеме превращений

N2 NH3 NO NO2 HNO3 NH4NO3 N2O N2

2. Марганец реагирует с концентрированной и разбавленной азотной кислотой аналогично меди. Напишите уравнения реакций.

Деятельностный подход в обучении.

Карты- задания к уроку «Азотная кислота»

Состав, строение и свойства азотной кислоты

Задания 1-го уровня

1.Изобразите электронную и структурную формулу молекулы азотной кислоты.

Укажите степень окисления, валентность азота в азотной кислоте, вид химической связи, тип кристаллической решетки.

2.Дайте классификацию азотной кислоты по наличию кислорода, основности, растворимости в воде, летучести, степени электролитической диссоциации.

Задания 2-го уровня

1.Объясните, почему азотная кислота проявляет только окислительные свойства?

Какой элемент является окислителем в азотной кислоте?

Ответ подтвердите на примере взаимодействия азотной кислоты с цинком, серебром.

Составьте уравнения реакций и разберите их в свете ОВР.

2. Массовая доля азотной кислоты в растворе, полученном после добавления 20 г воды к 160 г ее 5% раствора, равна ….%. Запишите число с точностью до десятых.

Задания 3-го уровня

1.Смесь азотной и соляной кислоты в соотношении 1:3 называют «царская водка». Она способна растворять золото.

Составьте уравнение данной реакции, если известно, что образуется хлорид золота (III), оксид азота (II ) и вода.

2.Какая масса азотной кислоты содержится в 1л ее 20% раствора с плотностью 1, 05 г/ мл? Запишите число с точностью до целых.

Соли азотной кислоты – нитраты.

Задания 1-го уровня

Пользуясь схемой разложения нитратов составьте уравнения реакций разложения:

-нитрата калия, если при этом образуется нитрит и кислород

- нитрата цинка, если при этом образуется оксид цинка, кислород и оксид азота( IV)

-нитрата ртути (II ), если образуется металл, кислород и оксид азота (IV)

Задания 2-го уровня

1.Выберите соли, которые разлагаются с образованием нитрита металла и кислорода при нагревании:

а) нитрат натрия б) нитрат алюминия в) нитрат калия г) нитрат ртути д) нитрат меди е) нитрат кальция

2. Какая масса нитрата аммония может быть получена при взаимодействии 56 л аммиака и необходимого количества азотной кислоты?

Задания 3-го уровня

  1. Используя метод электронного баланса определите окислитель и восстановитель

HNO3 + Mg = Mg (NO3)2 + NH4NO3 + ………

2. В 120 мл раствора азотной кислоты с массовой долей 7% ( плотностью 1.03 г/мл) внесли 6,5 г цинка. Определите объем выделившегося газа и массовую долю соли в образовавшемся растворе.


4. Домашнее задание: § 17, таблица 13, с.49, упр.6-8, с.52.

Выбранный для просмотра документ 33 урок.doc

библиотека
материалов

10.01.2012г. 33 урок 9 класс

Урок на тему: «Соли азотной кислоты - Нитраты».

Цель урока: Образовательные- На примере нитратов показать типичность и индивидуальность свойств веществ. Рассмотреть их физические и химические свойства, показать их значение в народном хозяйстве и действие на организм человека. Развивающие- Развивать умения сравнивать, проводить эксперимент, анализировать его результаты. Закреплять навык составления химических формул и уравнений. Воспитательные- Воспитывать культуру обращения с веществами. Мотивировать на осознанное восприятие информации химического содержания

Оборудование: штатив с пробирками, спиртовка, спички, пробиркодержатель, пипетки, планшетки, стеклянные трубочки, коллекция азотных удобрений, электронная презентация раздаточный материал для учащихся.

Реактивы: Cu, уголь, H2SO4 (к), кристаллические NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3, , растворы: H2SO4, Ba(NO3)2, Cu(NO3)2, KOH, NaCl, AgNO3; раствор дифениламина, картофельный сок, морковный сок, огуречный сок, свекольный сок.

Ход урока

I. Организационный момент.Слайд№1

II. Подготовка к восприятию нового материала.

У учителя в руках большая морковь и свекла. Вопрос учителя:

  • Ребята, это можно употреблять в пищу? (да, только помыть или почистить, и сварить).

Вопрос учителя:

  • А я скажу, не ешьте, отравитесь!

Почему они могут быть опасны для вашей жизни? (Наверно. Там яд!). Вопрос учителя:

  • А какой может быть яд в овощах, выращенных на вашей даче? (В них могут содержаться нитраты!)

Вопрос учителя:

  • Что такое нитраты и откуда они там, мы выясним вместе!


Нитраты - Это соли азотной кислоты. А в овощах они появляются из удобрений. Запишите тему нашего урока (мы по мере урока будем оформлять опорный конспект).

Слайд№2

Цель нашего урока: изучить состав и свойства солей азотной кислоты, выяснить, где встречаются в природе и как используются человеком, узнать роль удобрений. Достижение цели проведем по плану: Слайд№3

  1. Определение.

  2. Номенклатура нитратов.

3. Физические свойства .

4. Химические свойства.

5. Практическая работа на определение нитратов с солях и овощных соках

6. Применение.

7. Домашнее задание.


I I I. Изучение нового материала.Слайд№4

1. Вопрос учителя:

Какие вещества называют солями? (это сложные вещества, состоящие из атома металла и кислотного остатка), а раз нитраты, значит, остаток азотной кислоты связан с атомом металла или ионом аммония. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония – называют селитрами. Не путайте, пожалуйста, нитраты с нитритами. Нитриты – это соли азотистой кислоты – HNO2

Обратите внимание на плакат, где приведены названия и формулы важнейших нитратов. Особенность в названии:

NaNO3 – чилийская селитра

KNO3 – индийская селитра

Ca(NO3)2 – норвежская селитра

Как вы считаете, почему их так назвали? (потому, что основные залежи минералов – именно в этих местах). Слайд№ 5,6


Тривиальное название

Химическая формула

Систематическое название

Примечание

Аммонийная селитра

NH4NO3

Нитрат аммония

Бесцветное кристаллическое вещество, гигроскопичное, очень хорошо растворяющееся в воде с сильным понижением температуры раствора. Взрывается, особенно в смеси с металлическими порошками. Самое распространенное азотное удобрение.

Аммиачная селитра

Бариевая селитра

Ba(NO3)2

Нитрат бария

Бесцветные кристаллы. Окрашивает пламя в зеленый цвет. Используется как окислитель в пиротехнических составах цветного пламени. 

Баритовая селитра

Калийная селитра

KNO3

Нитрат калия

Бесцветные кристаллы. 

Индийская селитра

Магниевая селитра

Mg(NO3)2·H2O

Кристаллогидрат нитрата магния

 

Кальциевая селитра

Ca(NO3)2· 4·H2O

Кристаллогидрат нитрата кальция

 

Известковая селитра

Норвежская селитра

Чилийская селитра

NaNO3

Нитрат натрия

Обычно есть примеси галогенидов, основные месторождения в Чили (провинции Тарапака и Антофагаста). Цвет белый, желтоватый, красно-коричневый, серый. Твёрдость по шкале Мооса 1,5—2;. Плотность 2,3 г/см³. Образуется в основном за счёт вулканической деятельности или окисления азота. Гигроскопична.

Натронная селитра

Натриевая селитра



2. Физические свойства нитратов и нахождение в природе. Вопрос учителя:

Любые соли, по своему агрегатному состоянию, какие? (твердые кристаллические вещества). У вас на столах находятся нитраты! Рассмотрите их внимательно, какие они?

(твердые, кристаллические белые вещества) Как мы узнаем о растворимости веществ?

(таблица растворимости) – все нитраты хорошо растворимы в воде. Давайте проверим растворимость некоторых солей. Для этого выполним Лабораторную работу №1 на кончике микрошпателя насыпаем соль нитрат натрия, доливаем воду из стаканчика, тщательно встряхиваем. Что наблюдаем? Итак, что запишем о физических свойствах? Записываем (твердые вещества хорошо растворимые в воде).


3. Химические свойства нитратов.

Нитраты – это соли, а значит, для них характерны общие свойства солей.

Слайд №7 (схема химических свойств солей) Вопрос учителя: Давайте рассмотрим на примере нитратов. К доске, кто хочет закончить уравнения реакций?

Cu(NO3)2+ Fe

Fe(NO3)2+ NaOH

Ba(NO3)2 + H2SO4

Ag(NO3)2 + NaCl


А теперь рассмотрим особенные свойства нитратов .Лабораторная работа №2 Температурный эффект при растворении. У вас на столах два стакана : один с водой другой с растворенной в ней селитрой. С помощью термометра измерьте температуру воды в начале в воде ,а потом в растворе с селитрой. Как вы думаете чем объясняется понижение температуры в растворе. При растворении в воде нитратов наблюдается эндотермический эффект.( При растворении происходит поглощение энергии так как разрушается кристаллическая решетка) Это свойство нитратов можно использовать на даче, если этикетка отклеилась или потерялась, а мама по внешнему виду не может определить, что это за удобрение?

СУЩЕСТВУЕТ ИНТЕРЕСНАЯ ОСОБЕННОСТЬ, ЧЕМ ВЫШЕ ТЕМПЕРАТУРА ТЕМ ВЫШЕ РАСТВОРИМОСТЬ СОЛИ.

Растворимость солей в воде не только физический ,но и химический процесс. Какой процесс происходит при растворении в воде? Диссоциация. Давайте рассмотрим несколько примеров диссоциации солей.

Отсюда появляется другое определение нитратов – это электролиты, в водном растворе или расплаве при диссоциации которых образуются в качестве катионов – ионы металлов или ион аммония, а в качестве анионов – нитрат ионы).

2. Нитраты неустойчивы при нагревании.

Опыт (демонстрация): насыпать селитры в пробирку и закрепить в штативе. Расплавить селитру KNO3 и бросить в нее кусочек раскаленного угля, он вспыхивает и сгорает.

Вопрос учителя: Почему уголек сгорел? (тлеющая лучинка вспыхивает)

Какое вещество вызвало возгорание? Так, если ваша Мама по внешнему виду не может определить, что это за удобрение, надо бросить на раскаленные угли щепотку кристаллов, если есть вспышки, т.е. выделяется кислород – это нитраты.

Кислород – поддерживает горение! А значит, при нагревании селитры образуется кислород.

Слайд №8. Существует определенное правило, в зависимости от химической активности металла ( его положения в электрохимическом ряду напряжений металлов), входящего в состав соли, разложение нитратов происходит по схеме (перенести схему в тетрадь):

Внимание, ребята, в схеме не отражена валентность металлов!

hello_html_m36cb6726.gif

MeNO2 + O2

MeNO3 MeO + O2

Me + NO2 + O2


Как вы видите, ребята, выделяется не только кислород, но и ядовитый бурый газ (NO2)!

Рассмотрим это правило на примере разложения

KNO3, Cu(NO3)2, AgNO3, Hg(NO3)2., Ca(NO3)2, Zn(NO3)2

Кто хочет у доски разобрать пример?

1) 2KNO3 = 2KNO2 + O2

2) Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + O2

3) 2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2+ O2

4) 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2+ O2

5) 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2+ O2

6) Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2+ O2

Однако, что касается нитрата аммония: NH4NO3= N2O + 2H2O

а нитрит аммония: NH4NO2= N2 + 2H2O


3. Качественная реакция на нитрат – ион.

Опыт (демонстрационно): в пробирку поместить немного селитры , добавить медных стружек, прилить концентрированную серную кислоту и нагреть: выделится газ бурого цвета, свидетельствующий о наличии нитрат - ионов


Слайд №10 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

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

4. Применение.

  1. Нитраты входят в состав горючих смесей. Нитрат калия входит в состав пороха в смеси с углем и серой.

  2. Все селитры используются как минеральные азотные удобрения

  3. Нитрат серебра используется для медицинских целей, в том числе ляписный карандаш.

Минеральные удобрения. Слайд №11 «Чтоб хорошо росли растения, нужна им пища удобрения». Азотные удобрения усиливают рост зеленой массы растения. Основателем агрохимии является Юстус Либих, немецкий химик, академик (1803-1873). Большая часть научных трудов Либиха касается вопросов агрохимии. Но Либих заложил также основы химии пищевых продуктов. Он родоначальник технологии производства мясного экстракта, дожившего до наших дней под именем «бульонных кубиков». Следует отметить, что внесение удобрений должно быть дозировано согласно среде почвы, нельзя переусердствовать. Вопрос учителя: какие азотные удобрения бывают? На ваших столах лежит лист с информацией о нитратах. Поработаем по колонкам.

Из данного текста 1 колонка выписывает влияние нитратов на человека, 2 – выписывает влияние нитратов на окружающую среду, 3 – выписывает рекомендации по предотвращению отравления нитратами.

Влияние нитратов на человека

Влияние нитратов на окружающую среду

Рекомендации по предотвращению отравления нитратами

1 колонка

2 колонка

3 колонка


По истечении 5 минут, учащиеся озвучивают и записывают в таблицу из 3 колонок самое важное, на их взгляд.

Нитраты (1 колонка)

Установлено, что нитраты и нитриты вызывают у человека метгемоглобинемию, рак желудка, отрицательно влияют на нервную и сердечно-сосудистую системы, на развитие эмбрионов. Метгемоглобинемия – это кислородное голодание, вызванное переходом гемоглобина крови в метгемоглобин, неспособный переносить кислород. Метгемоглобин образуется при поступлении нитритов в кровь. При содержании метгемоглобина в крови около 15% появляется вялость, сонливость, при содержании более 50% наступает смерть, похожая на смерть от удушья.

Зачем нужны азотные удобрения? Азот - очень важная составная часть живой материи: он входит в состав белков и аминокислот. Однако непосредственно из воздуха азот могут усваивать только особые бактерии, которые живут в клубеньках корешков бобовых растений (гороха, фасоли, клевера). Все другие растения потребляют только связанный азот в виде солей аммония или нитратов. Каждую осень человек собирает урожай, а значит, забирает азот из почвы, почва теряет свою плодородность и поэтому необходимо удобрять ее.

Для взрослого человека смертельная доза нитратов от 8 до 14 г, острое отравление наступает при приеме от 1 до 4 г нитратов.

Грунтовые воды содержат меньше нитратов, чем поверхностные, поскольку почва служит своего рода «фильтром». Чем глубже залегают грунтовые воды, тем меньше содержится в них нитратов.

Чтобы избежать образования нитритов, необходимо закладывать на хранение чистые сухие овощи без механических повреждений. На чистых овощах мало микроорганизмов, сухость ограничивает их перемещение, а отсутствие повреждений затрудняет получение ими питательных веществ.

Перед употреблением высоко нитратной пищи (капусты, огурцов, колбасы) можно принять аскорбиновую кислоту или выпить фруктовый сок, что предотвращает отравления нитратами.


Нитраты (2 колонка)

Технология внесения удобрений для получения максимального урожая и длительного поддержания плодородия почвы сложна. Требуется оптимальное соотношение удобрений, их дозировка, сроки внесения, способ и место внесения, учет погодных условий. Передозировка азотных удобрений ведет к отравлению воды, флоры и фауны.

Все опасные последствия для человека, вызывают не сами нитраты, а их метаболиты – нитриты, восстанавливающиеся из нитратов воды и пищи, при хранении, кулинарной обработке, и в пищеварительном тракте человека под действием разнообразных микроорганизмов.

Содержание нитратов в рыбе и свежезамороженных продуктах не велико. Уровень нитратов в колбасных изделиях выше, чем в исходных продуктах, вследствие добавления нитратов в ходе изготовления колбас (нитраты придают соответствующую окраску колбасам, за рубежом – нитраты-консерванты).

К группе культур с довольно высокой способностью к накоплению нитратов относятся представители злаковых, крестоцветных, сложноцветных. В травах первых укосов - содержится в несколько раз больше нитратов, чем в последних, при условии, что непосредственно перед укосами не вносятся азотные удобрения.

Большой вред природным водам наносят растворенные в сточных водах минеральные удобрения, вымываемые из почвы и приносимые в водоем талыми или дождевыми водами. Удобрения вызывают бурное разрастание сорной травы и водорослей. Это приводит к зарастанию водоемов и их гибели. Чтобы предотвратить этот процесс разрабатывают производство минеральных удобрений в капсулах из пленки, обладающей свойствами мембраны. Это не толь предохраняет удобрение от вымывания, но и обеспечивает долговременное равномерное питание растений, сокращает расход удобрений.

При варке и тушении удаление нитрозоаминов с паром преобладает над их образованием, поэтому в процессе приготовления капусту, свеклу, кабачки не нужно закрывать крышкой.


Нитраты (3 колонка)

Нитриты, соединяясь в желудочно-кишечном тракте с аминами и амидами, образуют канцерогенные нитрозосоединения, способные за 20-25 лет постоянного воздействия вызвать рак желудка.

Как выбрать малонитратные овощи? Они отличаются, прежде всего, размером: минимальное содержание нитратов чаще бывает в овощах среднего размера. Большинство мелких плодов – преимущественно молодые растения, для которых характерен избыток нитратов, как запас на будущее. Необычно крупные плоды – часто результат избыточного питания, в том числе и азотного.

Содержание нитратов снижается при чистке, вымачивании, отваривании. При чистке от растения отделяют и выбрасывают наиболее нитратные части: у капусты – кочерыжку, верхние листья и прожилки листьев, у огурца – заднюю (черешковую) часть и кожуру. При высоких содержаниях нитратов растения приобретают горьковатый привкус.

В снижении содержания нитратов в овощной продукции может помочь выбор оптимальных сроков уборки урожая. Так уборку листовых овощей следует проводить в вечерние часы, т.к. в это время в них содержится на 30-40% меньше нитратов.

В зависимости от способа приготовления пищи количество нитратов снижается неодинаково. При варке картофеля в воде уровень нитратов падает на 40-80%, на пару на 30-70%, при жарений в растительном масле на 15%, во фритюре на 60%. В отварной моркови кол-во нитратов снижается в 2 раза. Для повышения урожайности с/х культур в почву вносят минеральные удобрения. Для полноценного питания и развития растений почва должна содержать достаточное кол-во азотных удобрений. Избыток азотных удобрений в почве приводит к накоплению нитратов в овощах и грунтовых водах. В зимний период угроза отравления нитратами невелика, однако в весенне-летний период этот риск значительно возрастает. И так с одной стороны нитраты хорошо усваиваются растениями, способствуют их росту и развитию , с другой стороны человеку избыток нитратов опасен для жизни.

Выводы из сообщений учащихся:

Возможные варианты ответов:

1. избегание растительной продукции.

2. отказ от азотных удобрений.

3. информированность о растениях – накопителях нитратов.

4. знание правил безопасности при использовании растительной продукции….. Какой (-ие) более приемлемы? Наличие избытка нитратов в растениях можно установить различными методами. Выпускается индикаторная бумага “Индам-2”, с помощью которой можно мгновенно определить избыток нитратов в растительной продукции. Однако ее не всегда встретишь в продаже. Можно использовать другую методику обнаружения нитратов. Учащимся предлагается работа по обнаружению нитратов в овощах .Лабораторная работа№3 Методика обнаружения нитратов в растительных объектах. Реактивы и оборудование: раствор дифениламина в серной кислоте (0, 1 г дифениламина на 10 мл крепкой серной кислоты) в темной склянке, пипетка, ступка с пестиком, предметное стекло, стеклянная палочка, растительные объекты, лучше - заранее приготовленный растительный сок. По изменению окраски судят о содержании нитратов: при отсутствии нитратов сок не изменяет цвет, при небольшом количестве нитратов появляется светло-голубая окраска, а при большом количестве нитратов – темно-синяя. Сегодня на уроке мы научимся определять содержание нитратов в картофеле, моркови, луке, огурцах, свекле. Обобщаем результаты эксперимента: на доске заполняем табличку:

Растение

Мhello_html_4409ee9.gifного нитратов

Мало нитратов

«+»

Нет нитратов

«-»





В разных странах приняты разные ПДК содержания нитратов в продукции растениеводства. Всемирная организация здравоохранения (ВОЗ) считает допустимым содержание нитратов в диетических продуктах до 300 мг на 1 кг сырого вещества. Знакомлю учащихся с таблицей, которая отражает способность различных культур накапливать нитраты.Слайд№12. ПДК нитратов в продукции растениеводства, мг NO3 - на 1 кг: Томаты-60, Картофель-80, Морковь-300, Свекла столовая-1400, Лук (перо)-400, Огурцы (тепличные)-150, Капуста-300, Арбуз-45, Дыня-45. Какой вывод можно сделать по этим данным? По нашим данным? Предлагаю вам информацию в буклетах:1. Как распределяются нитраты в овощах? 2. Как уменьшить содержание нитратов?Итак, подведем итоги урока.Слайд№13 Что мы узнали? 1. У нитратов есть общие свойства и особенные. 2. У нитратов есть положительное и отрицательное значение. 3. Необходимо соблюдать правила безопасности при выращивании и употреблении растительной продукции.

Домашнее задание. § 18, таблица 14, с. 51, упр.12-13, с.52. Параграф 26 упр. №2, 5,6







Опорный конспект на тему:


______________________________________________________________________________________________________________________________________________


1._____________________________________________________________________________________________________________________________________________

2.Физ. св-ва. Нахождение в природе.

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. Хим. св-ва.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Особенные свойства нитратов:

  1. При растворении нитратов в воде ______________________________________________________________________________________________________________________________________________

  2. Неустойчивы при нагревании:






__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. Качественная реакция на нитрат – ион:

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. Применение.

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Влияние нитратов на человека:

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Влияние нитратов на окружающую среду:

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



Рекомендации по предотвращению отравления нитратами:

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. Выводы по уроку:

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Выбранный для просмотра документ 33.1 урок.doc

библиотека
материалов

10.01.2012г. 33 урок 9 класс

Тема урока: Соли азотной кислоты, применение.

Система целей к уроку:

  • Создание условий для воспитания социально активной личности.

  • Формирования предметных компетенций у обучающихся на основе проблемной технологии в сочетании с возможностями применения средств информационной технологии обучения.

  • Познавательная цель: продолжить формирование понятия «вещество», «химическая реакция», а также расширить представления учащихся о свойствах веществ, и раскрыть их значимость.

  • Развивающая цель урока: создать условия для первичного осознания и осмысления учебной информации с целью развития исследовательских умений учащихся средствами технологии проблемного обучения, т.е. формирование умений видеть проблему, выдвигать гипотезу, составлять план решения проблемы, проводить анализ полученных результатов. Формирование личности школьника, обладающей способностью выполнения мыслительных операций: анализа, синтеза, сравнения, систематизации, обобщения.

Тип урока: изучение нового материала.

Задачи урока:

усвоение знаний солей азотной кислоты, формирование на основе этих знаний умений

  • называть соли азотной кислоты, окислитель и восстановитель;

  • определять: степень окисления химических элементов в формулах солей; типы химических реакций;

  • характеризовать: общие хими­ческие свойства солей азотной кислоты;

Методы обучения: словесно-наглядно-практический, проблемный, объяснительно-иллюстративный, частично-поисковый, исследовательский, репродуктивный.

Формы реализации методов: эвристическая беседа с элементами игры, тестирование.

Приемы реализации методов: создание заданий исследовательского характера; заданий на сравнение и анализ ранее полученной информации; задания на самостоятельный перенос знаний в новую учебную ситуацию. Через виртуальный эксперимент показать свойства солей азотной кислоты.

Раскрыть значение научного предвидения на примере пред­сказания продуктов разложения солей азотной кислоты; подтвердить новыми примерами ведущую идею курса химии — зависимость свойств веществ от состава и строения.

Ведущие приемы обучения: постановка во­просов проблемно-поискового характера;

Средства обучения: натуральные объекты соли - нитрат натрия, нитрат бария, нитрат серебра (вещества в качестве наглядных примеров), нитрат калия, нитрат меди (II), нитрат аммония в пробирках без этикеток, раствор гидроксида натрия, пипетки, пластмассовые ячейки, стакан с водой для промывания пипеток. Ряд напряжений металлов, Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, Таблица растворимости кислот, оснований, солей. Презентация.

Формы организации познавательной деятельности: фронтальная, индивидуальная.

Ожидаемый результат:

  • все учащиеся будут знать свойства солей азотной кислоты;

  • на основе анализ и синтеза фактов делать самостоятельно выводы и обобщения, формулировать определения;

  • использовать приобретенные знания и умения в практиче­ской деятельности и повседневной жизни для:

  • объяснения химических явлений, происходящих в природе, быту;

  • определения возможности протекания химических превраще­ний в различных условиях и оценки их последствий;

Этапы урока:

  1. организационный этап;

  2. актуализация субъективного опыта учащихся;

  3. изучение новых знаний и способов деятельности;

  4. первичная проверка понимания изученного;

  5. закрепление изученного;

  6. применение изученного;

  7. информация о домашнем задании;

  8. подведение итогов занятия;

  9. рефлексия;

ХОД УРОКА

Здравствуйте, уважаемые мои ученики. Садитесь.

Мы закончили изучение свойств азотной кислоты, поэтому тема нашего урока «СОЛИ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ, ПРИМЕНЕНИЕ». Надеюсь, работа с вами будет интересной и плодотворной. Девизом урока я выбрала слова Льва Николаевича Толстого. Но чтобы узнать девиз - его надо расшифровать. «Знание – орудие, а не цель»

Девиз урока: «Au, Na, Ar, Ne, It, Eu – Os, Ra,U, Db, In, Er, As Ni, Es C, Eu La Ь»

Л.Н. Толстой

И так как знание - это орудие его необходимо хорошо знать, чтобы использовать по назначению. Что же мы должны знать и уметь?

  • называть соли азотной кислоты, определять какие свойства окислительные или и восстановительные характерны для них;

  • определять: степень окисления химических элементов в формулах солей; типы химических реакций, в которых они могут участвовать;

  • характеризовать: общие хими­ческие свойства солей азотной кислоты;

Начнем мы с повторения ранее изученного материала.

Откройте тетради и запишите тему урока.

Игра «КРЕСТИКИ- НОЛИКИ знакома всем.

Попробуйте найти ответы на вопросы:

  1. Раствор азотной кислоты реагирует с каждым из веществ

МgO

Al

P2O5

KCl

CO2

CaCO3

Al2O3

K2SiO3

Zn

2. К каким классам неорганических веществ принадлежат эти вещества?

Амфотерный оксид, средняя соль, металл средней активности.

3. Назовите соли - продукты этих реакций. Соль – нитрат алюминия, нитрат калия, нитрат цинка.

Получение нитратов

  1. Составьте в тетради молекулярные уравнения реакций получения этих нитратов.

  2. Закончите уравнения реакций и объясните, какие классы соединений при взаимодействии могут давать нитраты.

    ВаО + НNO3

    ВаО + N2О5

    Ba(NO3)2 + Na2SO4

  3. Даны пары веществ, составьте возможные уравнения реакций:

а) гидроксид натрия и азотная кислота,

г) аммиак и азотная кислота,

б) гидроксид калия и оксид азота (V),

д) сульфат бария и нитрат кальция,

в) оксид кальция и азотная кислота,

е) хлорид натрия и нитрат бария,

Какие из реакций невозможны и почему?

  1. Перечислите соли полученные в результате возможных реакций.

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 (Н2) воды, пригодную для питания растений.

Физические свойства нитратов

Учитель. Какие вещества называют солями?

Ученик. Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и ионов кислотных остатков.

Учитель. Нужно построить логическую цепочку: вид химической связи – тип кристаллической решетки – силы взаимодействия между частицами в узлах решетки – физические свойства веществ.

Ученик. Нитраты относятся к классу солей, поэтому для них характерны ионная связь и ионная кристаллическая решетка, в которой ионы удерживаются электростатическими силами.

Учитель демонстрирует образцы солей. Нитраты – твердые кристаллические вещества, тугоплавки, определите по таблице растворимости, к каким электролитам они относятся - сильным или слабым?

Ученик. Сильным электролитам, так как все они растворимы в воде.

Химические свойства нитратов. Взаимодействие нитратов с металлами,
кислотами, щелочами, солями

  1. Задание. Отметить признаки каждой реакции, тип реакции, записать молекулярные и ионные уравнения, соответствующие схемам:

Cu(NO3)2 + Zn hello_html_m68cf719c.png

AgNO3 + HCl hello_html_m68cf719c.png

Cu(NO3)2 + NaOH hello_html_m68cf719c.png

AgNO3 + BaCl2hello_html_m68cf719c.png

Для нитратов характерны и специфические свойства

9. Любознательный химик изучил типы химических реакций и заметил, что нерастворимые карбонаты (CaCO3) , сульфиты (CaSO3) , силикаты (CaSiO3) , некоторые сульфаты (FeSO4) разлагаются при нагревании. Он поставил перед собой задачу, определить будут ли разлагаться нитраты. Для опыта он взял лабораторный штатив, пробирку с нитратом натрия, спиртовку. Зная, что при разложении многих солей образуется газ, любознательный химик приготовил лучину, лакмусовую бумажку и известковую воду (Са(ОН)2).

Когда соль нагрелась и расплавилась, он опустил в пробирку тлеющую лучину, она внезапно вспыхнула. К каким выводам пришел юный химик? Что получается при разложении нитрата натрия?

NaNO3 → ? + ?

Один из продуктов кислород, а второй?

NaNO3 → О2 + ?

Относится ли реакция к ОВР?

Какой из элементов меняет степень окисления?

В каком процессе он участвует: окислении или восстановлении?

Восстановитель 2O2-- 4 еhello_html_6bf8ec12.gifокисление

Какой из элементов будет окислителем? Натрий или азот? Почему?

Азот, так как его степень окисления выше.

Составим схему процесса восстановления. Какую степень будет иметь азот после присоединения электронов? (+3)

hello_html_5c7b656b.gif

Окислитель hello_html_m29fbb166.gif восстановление

Какое соединение образуется в результате реакции разложения? В качестве подсказки вы можете использовать таблицу растворимости. Найдите ион в котором степень окисления азота +3. Это нитрит ион.

2O2-- 4 еhello_html_6bf8ec12.gif1

hello_html_m29fbb166.gifhello_html_m262ea49d.gif2

2NaNO3 → О2+ 2NaNO2

Значит, в результате реакции разложения нитрата натрия образуется соль нитрит натрия и кислород!

10. После первого опыта юный химик решил проверить, как будут разлагаться другие соли, например, нитрат меди(II) , нитрат серебра.

При разложении нитрат меди(II) образовалось вещество (А) черного цвета и выделился газ (В) бурого цвета. Составьте уравнение реакции разложения этой соли, применяя закон сохранения массы вещества. Укажите окислитель, восстановитель.

Cu(NO3)2А + В +?

hello_html_m3b694d92.jpg

Учитель. 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:

hello_html_732b431a.jpg

Особое положение занимает нитрат аммония, разлагающийся без твердого остатка:

NH4NO3 (кр.) hello_html_411eb030.pngN2O + 2H2O.

11. Разложение нитрата серебра. Любознательный химик накалил в пробирке, закрытой ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи, несколько кристалликов нитрата серебра.

Учитель. Какие выделяются газы? Что осталось в пробирке? Используя схему разложения нитратов составьте уравнение реакции разложения.

Ученик у доски отвечает на вопросы, составляет уравнение реакции:

hello_html_mdf02a20.jpg

12. Задание – эксперимент.

В лаборатории хранились нитраты: нитрат калия, нитрат меди (II), нитрат аммония. Этикетки на банках стерлись. Как с помощью одного реактива определить вещества.

На столе три пробирки с веществами и реактивы. Предложите способ определения и осуществите эксперимент.

Применение нитратов и нитритов.

Почему азота в природе много (он входит в состав атмосферы), а растения часто дают плохой урожай из-за азотного голодания? (беседа по слайдам презентации).

Спасибо за урок. Мне очень понравилось с вами работать. А Вам?

Домашнее задание: п. 26 упр.7 c.120 (использовать конспект урока).

Урок окончен.

До свидания.

4


Выбранный для просмотра документ 33.2 урок.doc

библиотека
материалов


Муниципальное общеобразовательное учреждение

«Средняя общеобразовательная школа с.Прималкинского»

Прохладненский район КБР


Разработка урока химии

в 9 классе

hello_html_204ed543.gif


hello_html_101acef9.jpg

Разработала и провела урок учитель химии

Митченко Ольга Николаевна

2006 - 2007 учебный год

Тема: «Соли азотной кислоты - нитраты»

Урок изучения нового материала.

Цели и задачи урока:

  1. На примере нитратов показать типичность и индивидуальность свойств веществ. Рассмотреть их физические и химические свойства, показать их значение в народном хозяйстве и действие на организм человека.

  2. Развивать умения сравнивать, проводить эксперимент, анализировать его результаты. Закреплять навык составления химических формул и уравнений.

  3. Воспитывать культуру обращения с веществами.

  4. Мотивировать на осознанное восприятие информации химического содержания.

Оборудование:

  • штатив с пробирками,

  • спиртовка,

  • спички,

  • пробиркодержатель,

  • пипетки,

  • планшетки,

  • стеклянные трубочки,

  • коллекция азотных удобрений,

  • электронная презентация

  • раздаточный материал для учащихся.



Реактивы:

Cu, уголь, H2SO4 (к), кристаллические NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3, , растворы: H2SO4, Ba(NO3)2, Cu(NO3)2, KOH, NaCl, AgNO3 ; раствор дифениламина, картофельный сок, морковный сок, огуречный сок, свекольный сок.


Девиз урока:

информирован – значит вооружен.


Ход урока


Приветствие учителя.

Как говорил Маколей, история делает человека мудрым, поэзия – разно-сторонним, математика – проницательным, естествознание – глубоким, логика – способным защищаться. Мы на нашем уроке заденем каждое из перечисленного, а значит … поднимемся в своем познании на новую ступеньку.

I. Актуализация прежних знаний учащихся.

1. работа с «Химическим тренажером».

Цель: включение учащихся в работу с химическим языком, повторение классов веществ, определение темы и задач урока.

Задание. 1. прочитать только формулы оксидов (работаем по цепочке)

2. выбрать и прочитать формулы солей.

Что объединяет названные соли?

Демонстрация слайда – определение темы занятия.

Целеполагание .

1. что мы знаем о нитратах?

Обостренный интерес к этим солям возник во второй половине XX в., когда развитые страны стали переносить принципы промышленных технологий на сельское производство, не учитывая его экологических особенностей. Внесение неумеренных доз азотных удобрений на поля с целью резкого увеличения их продуктивности приводило к различным отрицательным последствиям, и, прежде всего, к накоплению излишнего количества этих солей в сельскохозяйственной продукции. Это вызывало отравление людей, ухудшало их здоровье, что повлекло стойкую неприязнь к ним.

Между тем эти соединения – одно из важнейших звеньев природного круговорота азота. Основной строительный материал живых организмов – белок, а он в обязательном порядке включает химически связанный азот.

Чhello_html_m75498e95.gifто мы знаем о нитратах? Что можем узнать ?

Из таблицы растворимости. Особенности.

По внешнему виду. Чем они опасны? Полезны?

Из жизненного опыта. Каковы правила безопасности

обращения и использования?


Записываем тему: «Соли азотной кислоты - нитраты»

II. Усвоение новых знаний и способов действия.

Фронтальная работа «Знакомство с нитратами»

1. Краткая характеристика данных солей на слайде презентации.

Натриевая селитра – мелкокристаллический порошок белого цвета, содержит до 16% азота. Дерево или бумага, пропитанные натриевой селитрой, легко воспламеняются. При попадании на кожу или слизистую оболочку глаз и носа вызывает раздражение.

Аммиачную селитру, содержит 15 – 16% азота. Из-за взрывоопасности селитру нельзя хранить вместе с нефтепродуктами, торфом, соломой, опилками, углем и другими органическими материалами. Аммиачная селитра раздражающе действует на слизистую оболочку носа и кожу.

Кальциевая селитра содержит 15, 5 -17% азота. Сильно гигроскопична, поэтому ее упаковывают в непромокаемые мешки и хранят в закрытых помещениях. Это удобрение нельзя смешивать с суперфосфатом.

2. Составить формулы нитратов калия, натрия, кальция. Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами.

Общими свойствами для всех нитратов будет их хорошая диссоциация в водных растворах и реакции ионного обмена.

Припоминаем совместно общие свойства солей.

Демонстрации опытов, иллюстрирующие общие свойства нитратов

1. взаимодействие нитрата бария с серной кислотой,

2. нитрата меди (II) со щелочью,

3. нитрата серебра с хлоридом натрия,

4. нитрата меди (II) с железом (вспоминаем правило: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений.

(Или алюминия с нитратом свинца)

Итак, нитраты участвуют во всех реакциях, свойственных солям.

Но всегда в общем есть что-то свое, особенное.

Особое свойство нитратов узнаем через анализ стихотворения, текст которого находится на столе.

Предлагаю закончить схему, которая представлена после текста стихотворения .

После самостоятельной работы с текстом сравнить свое мнение со схемой в слайде презентации.

Особые свойства нитратов.

Даром времени не тратя,
Разберемся, как нитраты
В «печке» разлагаются.
Что же получается?
Щелочной металл – такой активный,
Он командным тоном говорит:
«Быть нитратом – это так противно,
Из нитрата превращусь в нитрит!»
А металлы из компании от магния до меди,
Цинк, железо и другие их соседи –
Осторожно и спокойно, без обид,
Из нитрата извлекают свой оксид.

На соседей меди справа

Огонь влияет как облава,

Разлагая тот нитрат

На кислород и NО2.

При этом есть такой накал,

что выделяется металл.

Проанализируйте стихи. О чем идет речь? Какое свойство нитратов описано в стихотворении? Закончите схему:

термическое разложение:

hello_html_53e0851b.png



ДО термического разложения нитрата калия.

на раскаленном угольке в твердом состоянии нитрат вспыхивает (можно использовать на практике для определения нитрата).

Данная реакция является качественной на определение нитратов.


Выступления учащихся. Предлагается сказать самые важные мысли профессионалов.

С позиции агронома.

Нитраты – прекрасные азотные удобрения. Они необходимы для нормального питания растений. Долгое время на земле было известно только одно азотное удобрение – натриевая, или чилийская, селитра (на побережье Чили находятся природные залежи этого ценного удобрения).

Основатель отечественной агрохимии Д.Н. Прянишников писал, что главным условием, определяющим среднюю высоту урожая в разные эпохи, была степень обеспеченности сельскохозяйственных культур азотом.

При недостатке азота в почве у растений наступает азотное голодание. Оно характеризуется изменением зеленой окраски листьев, так как задерживается образование хлорофилла. Листья приобретают бледно-зеленую окраску.

Другой признак азотного голодания растений – это сильная задержка роста из-за ограниченного образования белков, необходимых для формирования молодых клеток. Азотные удобрения вносят под все культуры, они увеличивают урожай. Корневые системы всех без исключения растений хорошо усваивают нитраты. В растении происходит восстановление нитратов до аммиака:

hello_html_m5682a622.png

С позиции эколога.

Из всех минеральных удобрений нитраты особенно сильно загрязняют окружающую среду, так как отличаются более высокой подвижностью в почве, чем калийные и фосфорные удобрения, и лучшей растворимостью.

Загрязнение почв и поверхностных вод в значительной мере связано с бесконтрольным и непродуманным использованием азотных удобрений (в основном нитратов).

Для предотвращения загрязнения окружающей среды удобрениями необходимо соблюдать основные правила их использования, хранения и транспортировки. Сроки внесения азотных удобрений должны быть приближены к периоду их максимального использования растениями. Кроме того, нельзя запахивать удобрения в почву.

С позиции биохимика.

При избытке нитратов в почве они полностью не перерабатываются, накаплива-ются в растительной продукции и попадают в организмы животных и человека. В желудочно-кишечном тракте нитраты превращаются в соли азотистой кисло-ты – нитриты, которые отравляют организм. Признаки отравления организма – слабость, головокружение, тошнота, расстройство желудка и т.д. Снижается ра-ботоспособность человека, возможна потеря сознания. В крови увеличивается содержание молочной кислоты, холестерина, лейкоцитов, снижается количество белков. Нитриты могут вступать во взаимодействие с гемоглобином, образуя метгемоглобин, в котором железо окислено до Fe(III). Это вещество, угнетаю-щее дыхательный центр, так как не способно переносить кислород. Многие растения способны накапливать большое количество нитратов, например капус-та, кабачки, петрушка, укроп, свекла столовая, тыква и др. Такие растения назы-вают нитратонакопителями.

С позиции врача.

При попадании в организм нитратов возникает острое кислородное голодание тканей из-за уменьшения содержания гемоглобина в крови. Это происходит потому, что нитраты (соли азотной кислоты) в организме восстанавливаются до нитритов:

NO3- + 2Н+ + 2e—> NO2- + Н2О

нитрат-ион

нитрит-ион

Получающиеся нитриты проявляют сильные окислительные свойства и окисляют катионы железа Fe2+ гемоглобина в катион железа Fe3+. При этом образуется метгемоглобин, а нитриты восстанавливаются до монооксида азота.

Монооксид азота может взаимодействовать с гемоглобином, образуя нитрозогемоглобин. Метгемоглобин (гемиглобин), как и нитрозогемоглобин, не обладает способностью переносить кислород в организме, поэтому его появление в крови уменьшает ее кислородную емкость и опасно для жизни.

Таким образом,

Избыток в почве нитратов ухудшает качество выращиваемых овощей, фруктов, зерновых культур и др. Последствия употребления некачественных продуктов могут быть такие:

  1. развиваются раковые заболевания;

  2. появляется заболевание, при котором кровь не способна удерживать кислород, - метгемоглобинемия (кислородное голодание);

  3. нарушается деятельность щитовидной железы и др.

Комментарии учителя:

Текст на слайде:

С одной стороны нитраты хорошо усваиваются растениями, способствуют их росту и развитию.

С другой стороны человеку избыток нитратов опасен для жизни.

Предложите варианты решения в сложившейся проблемной ситуации.

Возможные варианты ответов:

1. избегание растительной продукции.

2. отказ от азотных удобрений.

3. информированность о растениях – накопителях нитратов.

4. знание правил безопасности при использовании растительной продукции…..

Какой (-ие) более приемлемы ?

Наличие избытка нитратов в растениях можно установить различными методами. Выпускается индикаторная бумага “Индам-2”, с помощью которой можно мгновенно определить избыток нитратов в растительной продукции. Однако ее не всегда встретишь в продаже. Можно использовать другую методику обнаружения нитратов.

Учащимся предлагается работа по обнаружению нитратов в овощах .

Практическая часть (проведение опытов).

Методика обнаружения нитратов в растительных объектах.

Реактивы и оборудование: раствор дифениламина в серной кислоте (0, 1 г дифениламина на 10 мл крепкой серной кислоты) в темной склянке, пипетка, ступка с пестиком, предметное стекло, стеклянная палочка, растительные объекты, лучше - заранее приготовленный растительный сок.

По изменению окраски судят о содержании нитратов: при отсутствии нитратов сок не изменяет цвет, при небольшом количестве нитратов появляется светло-голубая окраска, а при большом количестве нитратов – темно-синяя.

Сегодня на уроке мы научимся определять содержание нитратов в картофеле, моркови, луке, огурцах, свекле .

Обобщаем результаты эксперимента: на доске заполняем табличку:

Растение

Мhello_html_4409ee9.gifного нитратов

Мало нитратов

«+»

Нет нитратов

«-»





В разных странах приняты разные ПДК содержания нитратов в продукции растениеводства. Всемирная организация здравоохранения (ВОЗ) считает допустимым содержание нитратов в диетических продуктах до 300 мг на 1 кг сырого вещества. Знакомлю учащихся с таблицей, которая отражает способность различных культур накапливать нитраты.

ПДК нитратов в продукции растениеводства, мг NO3 - на 1 кг

Томаты

60

Картофель

80

Морковь

300

Свекла столовая

1400

Лук (перо)

400

Огурцы (тепличные)

150

Капуста

300

Арбуз

45

Дыня

45


Какой вывод можно сделать по этим данным? По нашим данным?

Предлагаю вам информацию в буклетах:

1. Как распределяются нитраты в овощах?

2. Как уменьшить содержание нитратов?

Итак, подведем итоги урока.

Что мы узнали?

1. У нитратов есть общие свойства и особенные.

2. У нитратов есть положительное и отрицательное значение.

3. Необходимо соблюдать правила безопасности при выращивании и употреб-лении растительной продукции.

Предлагается домашнее задание.


Приложение 1

В качестве Д/З

Для того, чтобы оценить, насколько реальна опасность отравления нитратами, предлагаю учащимся расчетную задачу :

1. В столовой свекле содержится в среднем 1200 мг нитрат-ионов на 1 кг. При очистке свеклы теряется 10% нитратов, а при варке – еще 40%. Будет ли превышена суточная норма потребления нитратов (325 мг), если ежедневно съедать по 200 г вареной свеклы?

Опасными загрязнителями продуктов питания нитраты становятся тогда, когда на каждый кг веса человек потребляет 5 мг нитратов в сутки.

2. Составьте для себя допустимую массу потребления нитратов.

3. В технической кальциевой селитре содержится примесь карбоната кальция. Поясните, как можно очистить кальциевую селитру от этой примеси. Составьте соответствующие уравнения реакций.

  1. Соли азотной кислоты растворимы в воде, тем не менее, предложите уравнение реакции HNO3 с солью, в результате которой образуется осадок. Напишите ионное уравнение реакции.



Приложение 2

Таблица . Накопление нитратов в различных частях продуктивных органов растений.


Название растения

Рекомендации по применению

hello_html_7e6bd919.gif Патиссон

Лучше срезать верхнюю часть, примыкающую к плодоножке

hello_html_3a03f156.gif Огурец

Очистить огурец от кожицы и отрезать хвостик

hello_html_3e5b890.gifКапуста

Снимать верхние кроющие листья и выбрасывать кочерыжку

hello_html_3286f8b3.gif Кабачки

Срезать кожицу

hello_html_m6a65b6b1.gif Свёкла

Отрезать верхнюю и нижнюю часть корнеплода

hello_html_m11ad8f90.gif Картофель

Очищенный картофель залить на сутки 1%-ной поваренной соли или аскорбиновой кислоты

Морковь hello_html_7a2f833.gif

Отрезать верхнюю и нижнюю часть корнеплода


























Литература

1. Гаврусейко Н.П. Химические викторины Минск, 1972г.

2. О.С.Габриелян, И.С. остроумов Настольная книга учителя химии Дрофа М., 2002г.

3. Н.М. Кузьменок , Е.А. Стрельцов, А.И.Кумачев Экология на уроках химии Минск, 1992г.

4. О.С.Габриелян Учебник химии 9 класс М.2000г.

5. Л.Ю. Аликберова Занимательная химия. – М.: АСТ-ПРЕСС, 2002.

6. Т.И. Дорофеева Эти двуликие нитраты. //Химия в школе. – 2002. - №5. – С. 43- 45

7. М.В. Михалева, Б.В. Мартыненко , Э.М. Изилянова Экспресс-анализ овощей на содержание нитратов. //Химия в школе. – 2003. - №1. – С. 54- 56.

8. Г.В. Пичугина Химия и повседневная жизнь человека. – М.: Дрофа, 2004.

9. Интернет


















Приложение 3

Рефлексия.


  1. Был ли данный урок интересен для тебя?

а) мне понравилась форма проведения урока (да/нет)

б) меня заинтересовало содержание урока (да/нет)

в) мне урок был неинтересен. (да/нет)

  1. Считаешь ли ты, что материал урока был полезным для тебя? (да/нет)

  2. Где ты сможешь применять полученную информацию?

  1. Будешь ли обсуждать ты информацию, полученную на уроке со своими близкими: (да/нет)


Выбранный для просмотра документ 33.3. урок.doc

библиотека
материалов

Мотайло Марина Валерьевна,

учитель химии и биологии

МОУ «Головчинская СОШ с УИОП»

Грайворонского района Белгородской области


Урок по теме

«Соли азотной кислоты»

Цели: актуализировать личностный интерес к изучению темы «Соли азотной кислоты». Организовать деятельность учащихся по восприятию, осмыслению и первичному усвоению знаний, создать условия для формирования экологического мировоззрения.

Задачи: создать условия для развития навыков исследовательской работы, умений анализировать, наблюдать, сравнивать, развивать навыки работы со схемами.

Сформировать понимание практической значимости изучаемого материала, воспитывать интерес к предмету.

Оборудование: опорные схемы, набор реактивов (AgNO, NaNO, Ba(NO), KSO, HCl), сок овощей, раствор дифениламина, таблица «Норма нитратов в овощах», цветные карандаши, плакат «Зеркало настроения».

Тип урока: изучение нового материала.

Формы учебного занятия: урок – исследование.

Ход урока.

1. Организационный момент (1 мин.).

Деятельность учителя

Деятельность учащихся

Добрый день, ребята! Сегодня мы с вами в течение 40 минут совершим путешествие по континенту «Химия».Перед началом урока я пожелаю вам хорошего настроения и творческих успехов.


I. Подготовка учащихся к работе на основном этапе (9 мин.).

а) актуализация субъективного опыта

Мы продолжаем изучение темы подгруппы «N». Родоначальником изученных вами веществ является…? Назовите известные вам соединения (на доске схема):

N

NH NO NO

NHCl HNO KNO



Азот


NH, NHCl, NO, NO₂, HNO

б) мотивационный этап

Это вещество в Европе называют «китайским снегом»; в 808 году китайский алхимик Цинь на его основе изобрёл дымный порох. Определите формулу вещества, если в его состав входит 38,61% калия, 13,86% азота и кислород.







Дайте название веществу и определите класс.

Итак, это соль азотной кислоты (открываю колонку). Значит тема урока - …?

Что вы хотите указать о нитратах?

Мы остановимся на свойствах солей

(каких?).


Определите себе цели на урок.



Уhello_html_m2a7690f7.gifhello_html_m5dd20787.gifчащиеся решают задачу:

Дhello_html_645808b7.gifано: Решение:

ω (К) = 38,61% ω (О) = 100% -

ω (N) = 13,86% (38,61% +13,86%)

О = 47,53%

КхNyOz - ? n (К) = 38,61%:39

= 1

n (N) = 13,86%:14

= 1

n (O) = 47,53%:16

= 3

Ответ: KNO




Нитрат калия

Соли азотной кислоты


Свойства, применение, получение.

Физических, химических,

физиологических (воздействие на организм человека).

Изучить физическое, химическое влияние на организм человека.


II. Этап усвоения знаний и способов действий (7 мин.).


Для успешной реализации целей урока я предлагаю вам работу в группах.

1 группа – изучение физического свойства солей

2 группа – общие свойства солей

3 группа – специфические свойства солей

По ходу работы ученики составляют схему – конспект и проводят лабораторный эксперимент.




III. Этап первичной проверки понимания (7 мин.).


а) Анализ работы групп.

По ходу ответа групп класс заполняет схему – конспект.

б) После обсуждения работы 3 групп ещё раз акцентирую внимание на самом трудном этапе работы. Использую приём «Закончи строку стихотворения».

Заполнение схемы.

Отчёт групп.










В нитрит.




Свой оксид.




Свободными.

а) Щелочной металл такой активный, он командным тоном говорит:

«Быть нитратом – это так противно, лучше превращусь я …»

б) А металлы из компании от магния до меди,

Цинк, железо и другие их соседи –

Осторожно и спокойно, без обид,

Из нитрата извлекают …

в) Ну а что же серебро и ртуть?

Металлы, что себя считают благородными

И желают стать совсем, совсем …

IV. Этап применения знаний (7 мин.).


Как вы знаете, многие нитраты используются в виде удобрений. Они известны под название селитры (нитраты, щелочи и щелочноземельные металлы). Для получения экологически чистой продукции необходимы определённые дозы удобрения. Если доза превышена, то нитраты, накапливаясь в овощах, попадают в организм человека.

Определим наличие нитратов в овощах с рынка.







Работа с таблицей «Нормы нитратов в овощах».



Группы учащихся по инструктивной карте определяют наличие нитратов и делают выводы об экологической чистоте продуктов.

*** Физкультминутка*** (1 мин.).


V. Этап первичного закрепления (5 мин.).


Для того, чтобы определить степень усвоения новых знаний я предлагаю поработать с тестами.





Поднимите руку те, кто получил «5», карандаш те – кто «4». Те, кто получил «3» не должны расстраиваться, а поработать с материалом дома.

Учащиеся работают с тестами.

На доске клюя ответов (осуществление взаимного контроля – выставление оценок).

Ответы:

1 вариант – 1а, 2б, 3б, 4а, 5в

2 вариант – 1в,2б, 3а, 4в, 5б





VI. Домашнее задание (1 мин.) параграф 34, упр. №4 стр. 131,

8* стр. 131

VII. Итоги урока (1 мин.).


Подведём итоги урока. Что вы узнали о нитратах? Заполните схему.



hello_html_m61b4e8ea.gif




VIII. Рефлексия (1 мин.).


Методика «птичий двор – зеркало настроения».












Учащиеся определённым цветом карандаша раскрашивают курицу, которая отражает их ощущение после урока.


Опорный конспект по теме

«Соли азотной кислоты».

Вопросы для изучения

Ответы

Эксперимент. Запись уравнений.

1. Физические свойства нитратов:

а) агрегатное состояние солей

б) растворимость в воде

в) тип химической связи

г) тип кристаллической решетки






Растворимость в воде NaNO, KNO, Ca(NO)

2. Общие свойства нитратов.

На странице 129 учебника найти ответы на вопросы:

1). С чем реагируют нитраты

2). Диссоциация солей





а), б), в), г)








Запишите уравнение диссоциации NaNO, Ba(NO)


3.Специфические свойства нитратов. На странице 130 учебника найти ответ на вопрос: «как зависит состав продуктов разложения соли от активности металлов?».


Схема разложения нитратов.

Запись уравнения реакций разложения:

Ca(NO)₂→

Zn(NO)₂→

Hg(NO)₂→




4. Обнаружение нитратов в растительных объектах.







1) К капле сока овощей добавьте 2 капли дифениламина. Наблюдайте за изменением окраски. Нет окраски – отсутствие нитратов; бледно – голубая – содержание незначительное; тёмно – синяя – избыток нитратов.




Тестовые задания по теме

«Соли азотной кислоты»


Вариант 1.

1. К солям азотной кислоты относится:

А. нитрат бария Б. карбонат кальция В. сульфат меди

2. Соли азотной кислоты по отношению к воде:

А. растворимые вещества Б. нерастворимые вещества

В. малорастворимые вещества

3. При обнаружении избытка нитратов в овощах окраска становится:

А. зелёной Б. розовой В. синей

4. Специфические свойства нитратов – это:

А. реакция с металлами Б. разложение при нагревании

В. обменная реакция с кислотами

5. При нагревании нитрата меди (II), кроме оксида азота (IV) и кислорода, образуется:

А. нитрит меди Б. оксид меди В. медь

Выбранный для просмотра документ 34 урок.doc

библиотека
материалов

18.01.2014г. 34 урок 9 класс


Урок на тему: Фосфор. Аллотропия фосфора. Свойства фосфора.


Цель: 1. Повторить строение атома Р, познакомиться с его аллотропными видоизменениями, рассмотреть кислородные соединения фосфора.

2. С помощью хим. эксперимента вырабатывать у учащихся умение правильно делать самостоятельные выводы.

3. Воспитывать у ребят умение правильно организовывать рабочее время на уроке.


Оборудование: Красный фосфор, метиловый-оранжевый, вода, спиртовка, прибор для сгорания фосфора, колба, прбирка, держатель, штатив, вата.


Ход урока.

  1. Орг. момент.


  1. Актуализация знаний:

1 ученик – физ. свойства азотной кислоты.

2 ученик – проверка дом. задания

В это время класс пишет хим. диктант, текст которого на экране проектора (прилагается)

Учитель: Какой следующий элемент после азота находится в v группе главной подгруппы? И тема нашего урока: фосфор и его соединения.

Цель, которая будет стоять перед нами – это повторить строение атома Р, вспомнить ,что такое аллотропия, рассмотреть свойства фосфора, как простого вещества, образованного элементом v группы и его кислородные соединения.


* Ученик пишет на доске электронно – графическую формулу Р.

* Учитель ведёт беседу с учениками о строение атома фосфора и выясняет степень окисления Р.

* На экране

Са3Р2 с.о. -3е- Р с.о.+5, +3 Р2О5, Р2О3

hello_html_250dfdf.gifhello_html_m1efacbb4.gifокислитель восстановитель


  • Сравнивается радиус элементов N и Р, сравнивается Э. О. N и Р.

  • Учитель: Ребята, фосфор был открыт в 1669 г. гамбургским алхимиком и купцом Геннигом Брандом .Показывая всем светящийся в темноте «мой огонь»- так назвал его Бранд, он получал подарки и деньги. Причём, показ окружался достаточной таинственностью, но число лиц, видевших удивительного светоносца росло, хранить тайну фосфора стало нелегко и Бранд продаёт свой секрет дрезденскому алхимику Крафту, который тоже извлекает большую выгоду из этого.

  • Фосфор – светящийся.

  • Учащиеся вспоминают понятие «аллотропия», и у каких элементов это понятие уже было рассмотрено. Для фосфора характерны 3 вида аллотропных видоизменения: красный фосфор, белый и чёрный фосфор.

  • Таблица «Кристаллические решётки фосфора»

  • Призентация к уроку «Аллотропия фосфора»

  • А может ли фосфор перейти из одного аллотропного состояния в другое?

  • Опыт: Нагреваем красный фосфор в пробирке, которая закрыта ватой. В пробирке появляется белый дым, затем ватную пробку убирают и из пробирки вырывается пламя.

  • Учащиеся делают вывод: почему происходит самовозгорание фосфора.

  • В 1934г американский физик Бридхемен при давлении 12.000 ат. и t0 -2000 C получил чёрный фосфор. Это самая устойчивая модификация. Она по внешнему виду и физическим свойствам похожа на графит и на металл (имеет металлический блеск).


Химические свойства фосфора.

  • Окислительные свойства

3Са + 2Р = Са3Р2- фосфиды

Есть соединения Р с Н2 – РН3 – фосфин, но это соединение не получается синтезом, а косвенно через фосфиды.

Са3Р2 + 6НCI = 3CaCI2 + 2PH3

Фосфин в отличии от NH3 менее прочен и более реакционноспособен.

  • Восстановительные свойства

4Р + 5О2 = 2Р2О5

  • А какой это оксид: кислотный или основный?

На этот вопрос ответ даёт опыт.

Опыт: Сжигаем фосфор в ложечке, но её помещаем в колбу. Колба заполняется густым дымом – это Р2О5. Добавляем в колбу воду, ждём когда дым растворится в воде и добавляем индикатор(лакмус). Цвет воды в колбе становится красный.


Р2О5 + 2О = 2Н3РО4

  • Ученики дают характеристику фосфорной кислоте и проводят её диссоциацию ступенчато.

  • Составляют формулы солей фосфорной кислоты, вспоминают классификацию солей, называют эти соли.

  • Качественная реакция на фосфат-ион

3Ag+ + PO43- = Ag3PO4 желтый осадок


  1. Рефлексия:

  2. Зачитать отрывок из рассказа Конан Дойля «Собака Баскервилей» - и попросить, чтобы ребята нашли ошибку в этом рассказе.

  3. Работа проводится по сигнальным карточкам, если учащиеся согласны с утверждением – красная карточка, если нет – синяя.

  1. Р – находится в v группе.

  2. С восстановлением Р – проявляет с. о. -3.

  3. У Р – нет аллотропных видоизменений.

  4. Красный фосфор может переходить в белый при нагревании (2600С).

  5. «Проверь себя»- задание в призентации урока.


4. Домашнее задание: § 18, стр. 138-142 №1 -5





Выбранный для просмотра документ 34.1. урок.doc

библиотека
материалов

Урок 37


Тема: Фосфор


Учебно – воспитательные цели:


Охарактеризовать фосфор в свете трёх форм существования химического элемента: в форме атомов, простых веществ, а, следовательно, и аллотропию его, а также в форме некоторых соединений. Рассмотреть физические и химические свойства элемента, показать значение фосфора.


Оборудование:


Фосфор (красный), коллекция фосфорных удобрений, коллекция горных пород, Ca(H2PO4)2 , спички, компакт – диск «Химические опыты».


Структура урока:


План:


1. положение фосфора в ПС

2. строение атома

3. свойства фосфора

4. соединение, в состав которых входит фосфор

5. применение фосфора


Ход урока


I. Вступительное слово учителя


-Начать урок я хочу словами литературного произведения, которые помогут нам определить тему урока:


«Чудовище летало перед нами… Его огромная пасть всё ещё светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза обведены огненными кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы и, подняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте.

-Фосфор, - сказал я».


- Итак, тема урока – «Фосфор».

(запись на доске)


- Фосфор в переводе с греческого означает несущий свет.

- Давайте подумаем, какие же вопросы мы будем рассматривать, изучая химический элемент, что мы должны узнать о нём?

(* какое положение в ПС занимает

*какое имеет строение

*какими свойствами обладает

*в какие соединения входит

*особенности элемента)


II. Изучение нового материала



1. Положение элемента в ПС


- III период, V группа, главная подгруппа, порядковый номер 15


-Р имеет больший радиус, чем атом азота => и восстановительные свойства выражены больше( очередное подтверждение, что строение отражается на свойствах)



2. Строение атома

+15Р 2е 8е 5е

электронная конфигурация 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

C. O +3, -3, -5


3. Простые вещества


Аллотропные модификации

hello_html_m7b68b94b.gifhello_html_m71d16fcd.gif

БЕЛЫЙ, КРАСНЫЙ


Р4 Р

молекулярная кристаллическая решётка атомная кристаллическая решётка

растворим в Н2О нерастворим ни в Н2О, ни в СS2

растворим в СS2

ядовит! устойчив

светится


(демонстрация Р красного)


4. Химические свойства






Р0

hello_html_m2e229b90.gifhello_html_m6ae00b63.gif

-5e (-3e)

+3e в-ль

оки-ль


3Mg + 2P-> Mg3 P2 4P + 5O2 -> 2P2 O5

3Li + P -> Li3 P 2P + 3 Cl2 -> 2PCl3

( демонстрация опытов)


5. Соединения

- В свободном состоянии в природе фосфор не встречается

- Важнейшие природные соединения фосфора минералы фосфорита и апатита

(демонстрация образцов)


а). фосфин РН3 (эо Р и Н одинакова => ковалентная связь неполярна) ядовитый газ

б). Р2 О5 оксиды( ангидриды, представляют

Р2 О5 собой белые кристаллы)

в). кислота ортофосфорная Н3 РО4 – трёхосновная, средней силы, не является окислителем.

г). Соли – большая масса приходится на Са3 (РО4 )2

т. к Н3 РО4 – трёхосновная, она образует три ряда солей:

средние

гидрофосфаты кислота

дигидрофосфаты кислота


( демонстрация солей)

6. Применение


- Р имеет широкий спектр применения

- Р используется при производстве спичек и Н3 РО4 , которая, в свою очередь используется для производства минеральных удобрений


(демонстрация образцов удобрений, спичек)


III. Проверка опережающего задания


1. сообщения учащихся на заранее подготовленные темы

2. иллюстрация «Фосфор в природе»


IV. Первичное закрепление

фронтальный опрос


- с какими физическими свойствами знакомились

- перечислите химические свойства фосфора

- какие соединения фосфора вы узнали


V. Проверка знаний и умений


1. письменно ( задания дифференцированные)

2. решение задачи


Задача: Какова масса фосфора в вашем теле, если известно, что Р составляет примерно 1 % от массы?


VI. Итог урока

- Давайте подведём итоги работы:

во – первых, узнали более подробно ещё один химический элемент,

В воде обычно он хранится,

Свет излучает в темноте.

Искать в природе – лучше не трудиться

Свободным нет его нигде

Воспламениться сам он может,

К тому же сильно ядовит.

Растениям он сильно нужен

И нам с тобой необходим.

во – вторых ещё раз подтвердили свои знания и умения, и получили следующие оценки:

за творческие работы

за работу у доски

за ответ с места,

остальные оценки после проверки работ.


VII. Задание на дом


1. параграф 27

2. упражнение 3, стр. 126

3. Я предлагаю вам подумать над одним из проблемных вопросов, обсуждать которые мы будем на следующем уроке.



1. Можно ли свечение белого фосфора считать физическим явлением?

2. Почему модницы в 70 – 80 гг. ХХв. быстро отказались от фосфорных бус?

3. Как повлияет на свечение фосфора увеличение давления?

4. Какие вещества зашифрованы в цепочке превращений

Выбранный для просмотра документ 35 урок.doc

библиотека
материалов

17.01.2014г. 35 урок 9 класс

Урок на тему: Оксид фосфора (V). Ортофосфорная кислота и её соли.


Цель: Повторить строение атома Р, познакомиться с его аллотропными видоизменениями, рассмотреть кислородные соединения фосфора.С помощью хим. эксперимента вырабатывать у учащихся умение правильно делать самостоятельные выводы. Воспитывать у ребят умение правильно организовывать рабочее время на уроке.


Оборудование: Красный фосфор, метиловый-оранжевый, вода, спиртовка, прибор для сгорания фосфора, колба, прбирка, держатель, штатив, вата.


Ход урока.

  1. Орг. момент.

  2. Актуализация знаний:

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р2О5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода 4P + 5O2 = 2P2O5

Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Химические свойства: Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид, взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями. Фосфорный ангидрид особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с водой при обычных условиях (без нагревания), образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3: P2O5 + H2O = HPO3

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H3PO4: P2O5 + 3H2O = 2H3PO4    (t˚C)

При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7: 2H3PO4 = H2O + H4P2O7  (t˚C)

Ортофосфорная кислота

Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н3РO4.

Строение молекулы: В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

Физические свойства: Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение: 1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании: P2O5 + 3H2O = 2H3PO4    (t˚C)

2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата  кальция с серной кислотой при нагревании:      Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C)

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой 3P + 5HNO3+ 2H2O =  3H3PO4+ 5NO

Химические свойства:

Свойства, общие с другими кислотами

Специфические свойства

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный: Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато: H3PO4 H+ + H2PO4-(дигидроортофосфат-ион) H2PO4-H+ + HPO42- (гидроортофосфат-ион) HPO42-H+ + PO43- (ортофосфат-ион) 2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н2): металл+ H3PO4=соль+Н2 3. Взаимодействует с основными оксидами: оксид металла + H3PO4 = соль + Н2О 4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН)n: основание  + H3PO4 = соль + Н2О если кислота в избытке, то образуется кислая соль:H3PO4(изб) + NaOH = NaH2PO4 + H2O или H3PO4(изб) + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O 5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли: H3PO4 + NH3 = NH3H2PO4H3PO4 + 2NH3 = (NH3)2HPO4H3PO4 + 3NH3 = (NH3)3PO46. Реагирует с солями слабых кислот: 2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2

1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 2H3PO4 (t˚C)H2O + H4P2O7   H4P2O(t˚C)H2O + 2HPO3  

2. Качественная реакция на PO43- - фосфат ион. Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3HNO3

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

 

Применение: В основном для производства минеральных удобрений. А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

Домашнее задание: таблица 14, с. 51, упр.12-13, с.52


ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с
1. Na2O
2. NaOH
3. H2O при нагревании
4. H2O без нагревания
Для 2 реакции запишите полное и краткое ионное уравнение.

№2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:
1. калием
2. оксидом калия
3. гидроксидом калия
4. сульфитом калия

№3. Осуществите превращения по схеме:
Сa3(PO4)2 -> P -> PH3 -> P2O5 -> H3PO4 -> Ca3(PO4)2
Назовите вещества

№4.
Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме самостоятельно.

Выбранный для просмотра документ 36 урок.doc

библиотека
материалов

23.01.2012г. 36 урок 9 класс

Урок на тему: «Минеральные удобрения».

Цель урока: формирование компетенций уч-ся путём решения проблемы использования минеральных удобрений в народном хозяйстве.

Задачи:

О.- сформировать понятие об удобрениях, их классификации, питательной ценности, правилах использования, влиянии на рост и развитие растений; сформировать понятие о мелиорации;

Р. – развитие общепредметных компетенций уч-ся, развитие навыка рационального решения проблем, навыка решения задач;

В.- научного мировоззрения, бережного отношения к природным ресурсам, экологическое воспитание

Оборудование: мультимедиа, образцы удобрений, комнатные растения с признаками недостатка минеральных удобрений.

План урока

Этапы

урока

Деятельность учителя

Деятельность учащихся

Анализ деятельности

время

Актуализация знаний

Создание проблемной ситуации

Анализ текста, постановка проблемы, выявление путей её решения

Умение выявить проблему и найти пути её решения

5 мин






Изучение нового материала

  1. Удобрения

  2. Классификация

  3. Влияние на рост растений

  4. Питательная ценность

  5. Способы распознавания

  6. Правила применения

Анализ информации

Работа с инструкт. картой

Обсуждение результатов с помощью презентации

Умение находить и использовать информацию




7 мин-15 мин





Решение поставленной проблемы

Рациональное применение удобрений

Ответы на вопросы


Умение применить полученные знания

5 мин


закрепление

Решение задач на расчет питательной ценности

Определение недостатка удобрения в питании растения

тест

Решение задачи


Анализ питания растения


Выполнение теста

Усвоение материала

7 мин






Дом. задание

Вывод по уроку

Подготовить порядок определения удобрения

Предложить проекты на тему »Минеральные удобрения и питание растений»

Подготовиться к практ. работе по определению удобрений



3 мин



Технологическая карта урока

Прочтите внимательно тексты

  1. В 1990 году наша семья стала обладательницей дачного участка. Место сказочное – водоём, белые лебеди, родники. Всё бы хорошо, но боюсь, что из-за нашей неразумной деятельности загубим этот райский уголок. Как-то мой знакомый рассказывал, как лихо удобрил свой картофель каким-то средством без названия и инструкции по применению. Но задумался ли мой знакомый о том, куда стекают талые воды с участка, что останется в его картошечке? Вот так и травим мы нашу несчастную землю, кто по неразумению, кто из жадности, из-за лишнего мешка картошки. Нас надо заново учить обращению с землёй, чем так хорошо владели наши предки, чтобы вообще не пользоваться минеральными удобрениями.

  2. Говорят, что садовый участок как в зеркале отражает особенности личности своего хозяина, его отношение к жизни, к природе, самому себе. Представим себе сад, где регулярно применяются минеральные удобрения. Ясно, что его хозяин хочет чувствовать себя «царём природы». И другой сад, владелец которого отказался от всякой химии на своём участке. Эти два подхода определяют 2 вида земледелия: химическое и органическое. Задача первого – получить как можно больше продукции, не очень заботясь о её качестве. Задача второго – получить овощи и фрукты экологически чистые, высокой питательной ценности. Важнейшей составляющей сада является живая почва – биогумус. Из неё растение берет то, что ему нужно, не больше и не меньше. Внесение минеральных удобрений создает в почве избыток элементов минерального питания. И растение вынуждено потреблять больше, чем нужно. Это вызывает усиленный рост и стимулирует образование плодов с повышенным содержанием нитратов.

  3. Парадоксально, но факт: люди добросовестно, из года в год, не покладая рук «пашут» свой надел, а урожай получается так себе. Почему? Будем восстанавливать плодородие. Первым делом забудем все минеральные удобрения. Я не сразу понял, что всякая химия не только опустошает кошелек, но и ведет к оскудению почвы, т.к. уничтожает полезных обитателей почвы – червей. Они обладают замечательной способностью перерабатывать органические остатки в доступные для растений формы, рыхлить и удобрять почву. Свежий навоз, внесенный в почву, вызывает избыточный рост растений и делает их неустойчивыми к повреждениям. А так как без органических удобрений нам не обойтись, советую делать компост.

(из писем читателей журнала «Приусадебное хозяйство»)



Вопросы

  1. Каким образом растения и удобрения связаны между собой?

  2. Можно ли заниматься земледелием не используя минеральные удобрения?

  3. Какое отношение к природе выражают авторы писем?

Какую проблему нам предстоит решить на уроке?

Можно ли заниматься земледелием не используя минеральные удобрения?

Что необходимо знать, чтобы ответить на этот вопрос?

  • Что такое удобрение?

  • Классификация удобрений

  • Питательная ценность удобрения

  • Влияние удобрений на рост и развитие растений

  • Правила внесения удобрений

  • Способы распознавания

Используя материал учебника стр204-219, справочные материалы выполните задания инструктивной карты (работа по группам)

Задание 1. Какие вещества называются удобрениями? Сформулируйте определение и заполните схему

Удобрения – это вещества, содержащие в своём составе необходимые для растений хим. элементы.

hello_html_m71286f5f.gifhello_html_a841ac0.gifhello_html_6d0fd233.gifКлассификация удобрений

hello_html_312b0e7f.gifhello_html_50fd13f7.gif

Органические органоминеральные



hello_html_77eddc60.gifhello_html_2596a535.gifhello_html_m41b33d8a.gifhello_html_98e573.gifбактериальные минеральные

азотные калийные фосфорные

комплексные

Какие признаки легли в основу классификации удобрений?

Происхождение и содержание основного элемента.

Задание 2. Какой показатель называют питательной ценностью удобрения? Для чего необходимо уметь рассчитывать питательную ценность?

Питательная ценность – это массовая доля (процентное содержание) азота(N2), оксида фосфора (Р2О5), оксида калия (К2О) в удобрении. Её нужно знать для расчета дозы удобрения.

hello_html_m476001eb.gifhello_html_m6c49d107.gif )=hello_html_34411642.gifhello_html_2a6fd980.gif

Задание 3. Какими свойствами должны обладать удобрения, чтобы не вызывать загрязнения водоёмов? Выберите из предложенного (нерастворимые в воде, нерастворимые в почвенных растворах, усваимые растениями, растворимые в воде, с низким содержанием пит. элементов, с высокой пит. ценностью, несовместимые, сочетаемые друг с другом)

Задание 4. Заполните таблицу

Элемент

азот

калий

фосфор

Влияние на растение

главная составная часть растительных белковых соединений. необходим для роста листьев и побегов, а также для образования зеленых клеток листа (хлорофилла).

.


Развитие корневой системы
поддержание водного баланса растения, способствует удерживанию воды в клетках. повышает сопротивляемость растений вредителям и способность переносить неблагоприятные условия

влияет на рост корней, почек и бутонов. необходим для созревания и окрашивания цветов, плодов и семян.


Недостаток в питании

мало новых побегов. Листья бледнеют, становятся светло-зеленого цвета, возможны также красноватые оттенки листьев, листья преждевременно опадают.

становится вялым, особенно в теплые и солнечные дни. Оно остается маленьким и приземистым, часто листья словно обожженные, серо-коричневые по краям

цветы не образуются или бледно окрашены Молодые листья остаются маленькими, и кончики их загибаются вверх.


Избыток в питании

Поникающие листья приостановка роста
слабые вытянутые стебли Сухие коричневые пятна; сухие края листьев

Повышается кислотность почвы

Не наблюдается из-за невысокой усваимости

Сделайте вывод о влиянии минеральных удобрений на рост и развитие растений.

Минеральные удобрения оказывают большое влияние на рост и развитие растений, являясь источником макро- и микро - элементов.

Задание 5. Как правильно вносить удобрения? Нужно ли учитывать тип почвы и биологические особенности растений?



Удобрения вносят в зависимости от:

  • Структуры почвы

  • Кислотности почвы (на кислых почвах не вносят калийные, известкование не совмещают с азотными и фосфорными удобрениями)

  • Совместимости компонентов

  • Биологических особенностей растения

  • Стадии развития растения (в период роста побегов – азотные; в период цветения и плодоношения – калийные и фосфорные, калийные в любое время, фосфорные до посева)

  • Доступности и усвоения удобрения растением

  • Частая и малыми дозами подкормка лучше, чем редкая и большими концентрациями

Задание 6. Предложите рациональные способы распознавания удобрений.

Удобрения распознают:

  • по внешнему виду,

  • цвету,

  • запаху,

  • растворимости в воде,

  • окрашиванию пламени,

  • действием специальных реактивов

Вы многое узнали о минеральных удобрениях. Попробуйте ответить на следующие вопросы:

  1. Какое из удобрений богаче калием – КСL или К2SO4?

  2. Можно ли смешивать аммиачную селитру с известью?

  3. Почему фосфорные удобрения сохраняют свои свойства несколько лет, а калийные нужно вносить каждый год?

  4. Можно ли обойтись без всякой химии, если органические удобрения распадаются на минеральные?

Можно ли заниматься земледелием не используя минеральные удобрения?

И минеральные и органические удобрения необходимы растениям. В избыточном количестве они наносят вред, загрязняя водоёмы и попадая в наш организм. Пользоваться удобрениями нужно разумно, зная свойства почвы и агротехнику растений. Нужно понять, что человек находится не над природой, а внутри неё, подобно любому другому живому существу и несёт ответственность за своё отношение к природе.

Лабораторная работа

Цель:

  1. Попробуйте себя в роли агронома.

Определите, в каком удобрении нуждается растение? (комнатный цветок)

  1. Попробуйте распознать удобрение.

  2. На следующем уроке мы будем распознавать удобрения с помощью воды, огня и угля.

В заключение урока проверим свои знания. Выполните тест.

  1. Раздел химии, изучающий влияние минеральных веществ на растения называется:

А) неорганическая химия В) мелиорация

Б) агрохимия Г) органическая химия

  1. Для улучшения роста побегов растений применяют удобрения:

А) фосфорные В) комплексные

Б) азотные Г) калийные

  1. Установите соотношение между названием и формулой удобрения

А) калийная соль 1.NH4NO3

Б) аммиачная селитра 2.Ca(H2PO4)2

B) двойной суперфосфат 3. КСL

  1. Питательной ценностью называют:

А) % содержание удобрения В) массовую долю удобрения

Б) массовую долю вносимых элементов Г) норма на 1 га

  1. питательная ценность аммиачной селитры

А) 55% В) 45%

Б) 35% Г) 25%

Домашнее задание - § 18, таблица 14, с. 51, упр.12-13, с.52, подготовить порядок определения удобрения Предложить проекты на тему »Минеральные удобрения и питание растений»


Справочные материалы

В то время уже не было недостатка в попытках повышения плодородия почвы. Первые успехи вскоре сменились разочарованием. Оказалось, что при внесении в почву только навоза или компоста урожайность удавалась повысить лишь до некоторого предела. Регулярное удобрение почвы зеленой массой растений требовало трехпольной системы ведения хозяйства, от которой стремились отказаться. Так называемое известкование почвы, удобрение ее глинистым или песчанистым известняком вначале повышало урожаи. Однако в дальнейшем урожайность быстро снижалась. Недаром стали говорить, что "известь обогащает отца, но разоряет сына". Таким образом, одна только известь тоже не годилась в качестве удобрения. Почве не хватало каких-то других веществ. Чего только не предлагали в качестве удобрения! Тут были и всевозможные отходы животного и растительного происхождения, и измельченная ветошь, и остатки кожи, и размолотые перья. При анализе любого растения в нем удавалось обнаружить углерод, водород, кислород и азот. В золе, которая оставалась после сжигания растений, Либих нашел соединения других элементов, в том числе калия, кальция, магния, фосфора, серы, железа и кремния. Растения могли получить их только из почвы. При анализе почв присутствие этих элементов подтвердилось. Так шаг за шагом Либих раскрыл существующую в природе закономерную связь явлений: растения постоянно извлекают из почвы минеральные вещества - человек убирает растения с поля - почва обедняется минеральными веществами - урожаи снижаются. "Продавая урожай со своего поля, крестьянин продает и само поле", - говорил Либих.

Меню для огурцов

Огурцам подкормки просто необходимы. На 10 л раствора берут стакан древесной золы, 0,5 г борной кислоты, 0,3 г сернокислого марганца, 10-15 г аммиачной селитры, 15 – 20 г суперфосфата на 15 – 20 растений.

Листья на кустах черной смородины какие-то светлые, а ягоды мелкие. В чем причина?

Черная смородина очень отзывчива на любые удобрения. Азотные удобрения способствуют росту побегов, завязей и увеличению размера ягод. Но более всего смородина любит калий, особенно на щелочных и нейтральных почвах. Лучшим является сернокислый калий, но можно внести золу. Калийную селитру вносят рано весной и в период наливания ягод.

Удобрения вырастим сами. Растения – сидераты – наилучший заменитель перегноя.

Дождевые черви при выращивании различных культур часто оказываются намного эффективнее многих удобрений.



Инструктивная карта

Прочтите внимательно тексты

1.В 1990 году наша семья стала обладательницей дачного участка. Место сказочное – водоём, белые лебеди, родники. Всё бы хорошо, но боюсь, что из-за нашей неразумной деятельности загубим этот райский уголок. Как-то мой знакомый рассказывал, как лихо удобрил свой картофель каким-то средством без названия и инструкции по применению. Но задумался ли мой знакомый о том, куда стекают талые воды с участка, что останется в его картошечке? Вот так и травим мы нашу несчастную землю, кто по неразумению, кто из жадности, из-за лишнего мешка картошки. Нас надо заново учить обращению с землёй, чем так хорошо владели наши предки, чтобы вообще не пользоваться минеральными удобрениями.

2.Говорят, что садовый участок как в зеркале отражает особенности личности своего хозяина, его отношение к жизни, к природе, самому себе. Представим себе сад, где регулярно применяются минеральные удобрения. Ясно, что его хозяин хочет чувствовать себя «царём природы». И другой сад, владелец которого отказался от всякой химии на своём участке. Эти два подхода определяют 2 вида земледелия: химическое и органическое. Задача первого – получить как можно больше продукции, не очень заботясь о её качестве. Задача второго – получить овощи и фрукты экологически чистые, высокой питательной ценности. Важнейшей составляющей сада является живая почва – биогумус. Из неё растение берет то, что ему нужно, не больше и не меньше. Внесение минеральных удобрений создает в почве избыток элементов минерального питания. И растение вынуждено потреблять больше, чем нужно. Это вызывает усиленный рост и стимулирует образование плодов с повышенным содержанием нитратов.

3. Парадоксально, но факт: люди добросовестно, из года в год, не покладая рук «пашут» свой надел, а урожай получается так себе. Почему? Будем восстанавливать плодородие. Первым делом забудем все минеральные удобрения. Я не сразу понял, что всякая химия не только опустошает кошелек, но и ведет к оскудению почвы, т.к. уничтожает полезных обитателей почвы – червей. Они обладают замечательной способностью перерабатывать органические остатки в доступные для растений формы, рыхлить и удобрять почву. Свежий навоз, внесенный в почву, вызывает избыточный рост растений и делает их неустойчивыми к повреждениям. А так как без органических удобрений нам не обойтись, советую делать компост (из писем читателей журнала «Приусадебное хозяйство»).

Вопросы

  1. Каким образом растения и удобрения связаны между собой?

  2. Можно ли заниматься земледелием не используя минеральные удобрения?

  3. Какое отношение к природе выражают авторы писем?

Используя материал учебника стр204-219, справочные материалы выполните задания инструктивной карты

Задание 1. Какие вещества называются удобрениями? Сформулируйте определение и заполните схему

Удобрения –…..

hello_html_m71286f5f.gifhello_html_a841ac0.gifhello_html_6d0fd233.gifКлассификация удобрений

hello_html_312b0e7f.gifhello_html_50fd13f7.gif



Органические

hello_html_m54c52b3a.gifhello_html_me740cb7.gifhello_html_40f0a631.gifhello_html_1d82716d.gifhello_html_m34a40f9d.gif

комплексные

Какие признаки легли в основу классификации удобрений?

Задание 2. Какой показатель называют питательной ценностью удобрения? Для чего необходимо уметь рассчитывать питательную ценность?

Задание 3. Какими свойствами должны обладать удобрения, чтобы не вызывать загрязнения водоёмов? Выберите из предложенного (нерастворимые в воде, нерастворимые в почвенных растворах, усваимые растениями, растворимые в воде, с низким содержанием пит. элементов, с высокой пит. ценностью, несовместимые, сочетаемые друг с другом) Задание 4. Заполните таблицу

Элемент

азот

калий

фосфор

Влияние на растение


Развитие корневой системы

влияет на рост корней, почек и бутонов. необходим для созревания и окрашивания цветов, плодов и семян.

Недостаток в питании




Избыток в питании

приостановка роста
слабые вытянутые стебли Сухие коричневые пятна; сухие края листьев

Повышается кислотность почвы

Не наблюдается из-за невысокой усваимости

Сделайте вывод о влиянии минеральных удобрений на рост и развитие растений.

Задание 5. Как правильно вносить удобрения? Нужно ли учитывать тип почвы и биологические особенности растений? Задание 6. Предложите рациональные способы распознавания удобрений.

Выполните тест.

  1. Раздел химии, изучающий влияние минеральных веществ на растения называется:

А) неорганическая химия В) мелиорация

Б) агрохимия Г) органическая химия

  1. Для улучшения роста побегов растений применяют удобрения:

А) фосфорные В) комплексные

Б) азотные Г) калийные

  1. Установите соотношение между названием и формулой удобрения

А) калийная соль 1.NH4NO3

Б) аммиачная селитра 2.Ca(H2PO4)2

B) двойной суперфосфат 3. КСL

  1. Питательной ценностью называют:

А) % содержание удобрения В) массовую долю удобрения

Б) массовую долю вносимых элементов Г) норма на 1 га

  1. питательная ценность аммиачной селитры

А) 55% В) 45%

Б) 35% Г) 25%

hello_html_mc564eaf.gif

Выполните тест.

  1. Раздел химии, изучающий влияние минеральных веществ на растения называется:

А) неорганическая химия В) мелиорация

Б) агрохимия Г) органическая химия

  1. Для улучшения роста побегов растений применяют удобрения:

А) фосфорные В) комплексные

Б) азотные Г) калийные

  1. Установите соотношение между названием и формулой удобрения

А) калийная соль 1.NH4NO3

Б) аммиачная селитра 2.Ca(H2PO4)2

B) двойной суперфосфат 3. КСL

  1. Питательной ценностью называют:

А) % содержание удобрения В) массовую долю удобрения

Б) массовую долю вносимых элементов Г) норма на 1 га

  1. питательная ценность аммиачной селитры

А) 55% В) 45%

Б) 35% Г) 25%





Выбранный для просмотра документ 37 урок.doc

библиотека
материалов

24.01.2014г. 37 урок 9 класс

ТЕМА УРОКА: Практическая работа: «Решение экспериментальных задач по теме «Элементы I А – III А – групп псхэ Д. И. Менделеева»

Тип урока: практическая работа

Вид урока: комбинированный с элементами практикума.

Цели и задачи урока: дать учащимся применить на практике полученные знания; совершенствовать навыки учащихся проводить химический эксперимент; предвидеть его результаты; проводить наблюдения.

Планируемые результаты обучения:

Уметь:

  • определять соединения металлов I А – III А – групп псхэ Д. И. Менделеева»

  • получать соединения щелочных металлов и кальция их имеющихся в наличии веществ;

  • проводить опыты между веществами в растворах,

  • наблюдать,

  • делать выводы,

  • записывать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Средства обучения:

  1. Компьютер для просмотра Виртуальных опытов.

  2. Диск «Виртуальная химическая лаборатория» (9 класс)

  3. Оборудование для лабораторного опыта их имеющихся в наличии веществ;

Оборудование: по работе.



Ход урока:

I. Вводная часть: организационный момент.

  • Приветствие учащихся.

  • Определение отсутствующих на уроке.

  • Проверка готовности к началу урока.

  • Организация внимания, постановка цели урока.

II. Выполнение практической работы № 6 «Решение экспериментальных задач по теме «Элементы I А – III А – групп псхэ Д. И. Менделеева»

Работа выполняется по вариантам.

Задания:

1 вариант: задание 1 А а, б, в, г. Задание 2 а) стр. 131 учебника

2 вариант: задание 1 Б а, б, в, г. Задание 2 б) стр. 131

Учитель вправе изменить задания к практической работы или внести корректировку.

  1. Просмотр виртуальных лабораторных опытов. Диск «Виртуальная химическая лаборатория» (9 класс). Обсуждение.

  2. Выполнение индивидуальных заданий от учителя. ВЫБОР КОНСУЛЬТАНТА ЛАБОРАТОРИИ. Во время работы он будет следить за работой своей лаборатории, оказывать помощь в затруднительных ситуациях.

  3. Получив задание, учащиеся продумывают ход решения задач, подбирают необходимые реактивы и оборудование.

  4. Беседа с учителем, обоснование своего выбора.

  5. Оформление результатов работы, уравнения реакций, выводы записывают в тетрадь.

  6. Для отчёта учащиеся вычерчивают в тетради следующую таблицу:

опыта

задание

Уравнения

реакций

Наблюдения

Выводы






Консультанты лаборатории могут воспользоваться технологическими картами в своих «лабораториях».

Технологическая карта «лаборатории № 1»

  1. Проведите реакции, в которых осуществляются записанные химические превращения. Составьте уравнения соответствующих реакций. Реакции ионного обмена запишите также в ионной форме:

MgCO3 → MgCl2 Mg(OH)2 MgSO4

  1. В выданных трёх пробирках содержатся растворы веществ:

А) гидроксид натрия;

Б) карбонат калия; в) хлорид бария

Опытным путём определите, в какой пробирке находится каждое из выданных вам веществ. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном виде.

Технологическая карта «лаборатории № 2»

  1. Проведите реакции, в которых осуществляются записанные химические превращения. Составьте уравнения соответствующих реакций. Реакции ионного обмена запишите также в ионной форме:

CuSO4Cu(OH)2CuOCu

  1. В выданных трёх пробирках содержатся растворы веществ:

А) карбонат кальция;

Б) сульфат натрия; в) хлорид калия

Опытным путём определите, в какой пробирке находится каждое из выданных вам веществ. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном виде.

III. Подведение итогов работы. Вывод по работе.

IV. Домашнее задание: Пов. § 22, задачи 3,4, с.70 правила ТБ







Выбранный для просмотра документ 39 урок.doc

библиотека
материалов

_____.02.2013г. 39 урок 9 класс

Урок на тему: Химические свойства углерода. Адсорбция.

Цели урока: Образовательная - формирование представлений о строении, свойствах и применении аллотропных видоизменений углерода; повторение строения атома углерода; характеристика химических свойств углерода; Дать понятие адсорбции. Развивающая - установление причинно-следственных связей (строение свойства - применение); развивать логическое мышление, умение сравнивать, выбирать главное. Воспитательная - воспитание культуры общения, культуры труда; воспитание желания активно, с интересом учиться.


Задачи: - расширение кругозора, познавательной деятельности, усовершенствование навыков в

практической деятельности учащихся; - развитие самостоятельности учащихся в работе с учебником, с научно-популярной литературой, художественными произведениями, материалами периодической печати; - воспитание самостоятельности, формирование сотрудничества, общительности, коммуникативности; - развитие внимания, памяти, речи, воображения, творческих способностей, развитие мотивации учебной деятельности;


Тип урока: самостоятельная работа с учебником и дополнительной литературой.

Оборудование и реактивы. Модели кристаллических решеток алмаза и графита, периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, компьютер, проектор, компьютерный диск «Химия общая и неорганическая 10-11 класс», химический словарь под редакцией Ефимова, учебник под редакцией Рудзитиса, лабораторный штатив, пробирки, уголь, пробка с газоотводной трубкой, спиртовка, спички, колба с оксидом азота (IV).


Ход урока.

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

С – восстановитель

С0 – 4 е-→ С+4 или С0 – 2 е-→ С+2

С – окислитель

С0 + 4 е-→ С-4

1)     с кислородом

C0 + O2  t˚C→ CO2      углекислый газ

Опыт

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ:

2C0 + O2  t˚C→ 2C+2O   

2)     со фтором

С + 2F2 → CF4

3)     с водяным паром

C0 + H2t˚C→  С+2O + H2      водяной газ

4)     с оксидами металлов

С + MexOy = CO2 + Me

C0 + 2CuO  t˚C → 2Cu + C+4O2

5)     с кислотами – окислителями:

C0 + 2H2SO4(конц.) →  С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O

С0 + 4HNO3(конц.) →  С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O

1)     с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C0   t˚C→    Al4C3-4

Ca + 2C t˚C→    CaC2-1

2)     с водородом

C0 + 2H2t˚C →  CH4

 

Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества. Опыт. Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.

Применение адсорбции. Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.

Применение углерода. Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов. Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике. Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях. Древе́сный у́голь — микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5—34 МДж/кг).

hello_html_m806d304.jpg hello_html_mac4e128.jpg hello_html_m65d4ccf.jpgЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ №1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:

С+О2 (изб) =

С+О2 (недост)=

С + H2 =

C + Ca =

C + Al =

№2. Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании угля со следующими оксидами: оксидом железа (III) и оксидом олова (IV). Составьте электронный баланс для каждой реакции, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.

Домашнее задание: § 25, таблица 23, упр. 8, с.90

Выбранный для просмотра документ 4 урок.doc

библиотека
материалов

Урок №4 9 класс

Урок по теме: «Основные классы неорганических веществ»


ЦЕЛИ УРОКА : создать условия для обобщения и систематизации знаний

учащихся по составу и свойствам веществ, способствовать формированию навыков в составлении уравнений химических реакций, умению называть вещества, работать с химическими реактивами, развивать познавательную активность,

монологическую речь учащихся и интерес к предмету.

ОБОРУДОВАНИЕ:

1) периодическая система химических элементов,

2) индикаторы (лакмус, фенолфталеин), растворы КОН, Н2SО4, в пронумерованных пробирках кислота, вода, щелочь;

3) презентация по теме «Основные классы неорганических веществ»

ХОД УРОКА

Организационный момент и подготовка к обобщению знаний.

Ребята! Мы с вами закончили изучать самую большую тему «Основные

классы неорганических веществ», в которой мы подробно рассмотрели

состав и свойства веществ. Вспомним, какие классы веществ вы изучили?

(оксиды, основания, кислоты и соли).

Пожалуйста, вспомним состав оксидов, кислот, оснований и солей.

(учащиеся вспоминают состав)

Итак, записываем тему урока- урока обобщения знаний.

Слайд №1 Обобщающий урок по теме «Основные классы

неорганических веществ» цели урока (формулируют сами учащиеся)

Слайд №2 Аварская пословица. Свой урок я хочу продолжить аварской пословицей «Наука - лучшая казна, не украдут, не сгорит, не сгниет, не пропадет- всегда при себе». Пусть эта пословица послужит девизом к нашему уроку.

Слайд №3 Укажите «лишнее» вещество в каждом ряду


Ребята! Вам предлагается выполнить первое задание. В каждом ряду вы должны найти лишнее вещество и ответ свой пояснить.

А) Mn2O7, MnO, CrO3 , SO3 (лишнее МnО- основный оксид)

Б) K2SO4, H2SO4 , Na2CO3 , BaCl2 (лишнее H2SO4- кислота)

В) NaOH, Ca(OH)2 , Fe(OH)2 , KOH (Fe(OH)2- нерастворимое основание)

Г) HNO3 , H2SO4 , H2SiO3 , H2SO3 (HNO3-одноосновная кислота)

Переходим к следующему заданию, для выполнения которого вам

необходимо вспомнить свойства щелочей. Внимание на экран.


Слайд №4 Даны вещества: оксид серы(6), магний, гидроксид

железа(2), фосфорная кислота, оксид кальция. С какими из них будет взаимодействовать гидроксид натрия?

Записать уравнения возможных реакций.

Ученик у доски записывает уравнения возможных реакций, а учащиеся на месте выполняют данное задание и называют полученные вещества. (гидроксид натрия взаимодействует с оксидом серы(6) и фосфорной кислотой)

Вы правильно справились с этим заданием.


Слайд №5 Осуществите превращения: Зная свойства веществ и способы их получения, вы должны осуществить данное превращение:

hello_html_m295c6c43.gifhello_html_m295c6c43.gifhello_html_m295c6c43.gifAl Al2O3AlCl3Al(OH)3

Сейчас каждый из вас самостоятельно выполнит задание, а затем мы проверим его у доски. (один из учеников, после самостоятельной работы, проверяет данное задание у доски)


Слайд №6 Генетический ряд веществ

Ребята, сейчас в строчку запишите формулы следующих веществ: нитрата натрия, оксида фосфора(5), хлорида цинка серной кислоты, фосфата калия, оксида цинка, фосфорной кислоты, фосфора, оксида серы(6). Используя необходимые вещества составьте генетический ряд фосфора, запишите уравнения необходимых реакций для осуществления данного превращения веществ. ( учащиеся записывают генетический ряд)

Слайд №7 Химический эксперимент

Ребята, вам сейчас предстоит провести небольшой опыт. Обратите внимание на микролаборатории. У каждого из вас в трех пронумерованных пробирках находятся растворы гидроксида калия, азотной кислоты и вода. Как используя лакмус распознать эти вещества?

(учащиеся поясняют это задание и выполняют его) Верно. А какой индикатор нельзя брать для выполнения этого задания?

Слайд №8 Химический эксперимент

Скажите, какую реакцию мы называем реакцией нейтрализацией?

Какие вещества необходимо взять для данной реакции?

(щелочь, фенолфталеин, кислоту)

Сейчас каждому из вас предстоит провести реакцию нейтрализации.

Ребята, находим в миколабораториях необходимые веществ и соблюдая правила по технике безопасности проводим данную реакцию. (консультация учителя по данному опыту)

(учащиеся, выполняют задание)

У всех получился эксперимент? Молодцы! А теперь давайте запишем уравнение химической реакции, которую мы сейчас осуществили.

(учащиеся у доски и на месте записывают химическое уравнение) Ребята, а скажите, к какому типу химических реакций относится данная реакция? Конечно, верно!

Слайд № 9 А знаете ли вы?

Кислоты являются наиболее распространенными веществами. Вы должны сейчас ответить на некоторые вопросы.