Инфоурок Химия КонспектыПоурочные разработки курса химии 9 класса

Поурочные разработки курса химии 9 класса

Скачать материал

Выберите документ из архива для просмотра:

1 урок.doc 10 урок.doc 10.1.doc 100.doc 11 урок.doc 12 урок.doc 12.1 урок.doc 13 урок.doc 14 урок.doc 15 урок.doc 16-17 урок.doc 18 урок.doc 19 урок.doc 2 урок.doc 20 урок.doc 21 урок.doc 22 урок.doc 23 урок.doc 24 урок.doc 25 урок.doc 26 урок.doc 27 урок.doc 28 урок.doc 29 урок.doc 3 урок.doc 30 урок.doc 31 урок.doc 32 урок.doc 33 урок.doc 33.1 урок.doc 33.2 урок.doc 33.3. урок.doc 34 урок.doc 34.1. урок.doc 35 урок.doc 36 урок.doc 37 урок.doc 39 урок.doc 4 урок.doc 40 урок.doc 41 урок.doc 42 урок.doc 42 урок.pdf 43 урок.doc 44 урок.doc 45 урок.doc 46 урокl.doc 46.1 урок.doc 46.3 урок.doc 47 урок.doc 47.1 урок.doc 47.2 урок.doс.doc 48 урок.doc 49 урок.docx 5 урок.doc 50 урокl.doc 51 урок.doc 52 урок.doc 53 урок.doc 54 урок.doc 55 урок.doc 56 Урок Практическая работа №2 - 9 кл.doc 56 урок.doc 57 урок.doc 58 урок.doc 59 урок.doc 6 урок.doc 60 урок.doc 61 урок.doc 62 урок.doc 63 урок.doc 7 урок.doc 8 класс.doc 9 урок.doc chimi1.doc demonstracionnaja_rabota_metally.doc I вариант8 класс.doc sbornik_laboratornyh_rabot_po_himii_8_-_9kl..doc Sera_kislorod.doc Serovodorod.ppt urok9kl.doc Ximijaion.doc ximiy_11.doc Zanyatie_13.Azot_fosfor.doc Азотная кислота.ppt Аммиак. соли аммония.ppt Виды химической связи в неорганических веществах.ppt контр. работа.doc Контрольная работа по темам.docx Контрольная работа по теме Металлы.docx Металлургия.ppt Металлы. контрольная работа.9 класс.doc Практические работы.doc Свойства аммиака.pptx Сероводород.doc Урок 26.doc Урок виды химической связи повторение.doc Урок на тему.doc урок по химии.ppt Экзаменационный.doc

Выбранный для просмотра документ 1 урок.doc

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

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Методические разработки к Вашему уроку:

Получите новую специальность за 3 месяца

Нутрициолог

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 10 урок.doc

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.

      

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 10.1.doc

                                                                     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-

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 100.doc

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 sMgCl2 + H2ss
2H+ + 2Cl- +Mg sMg2+ + 2Cl- + H2ss
2H+ + MgsMg2+ + H2ss

2.кислота + основный оксид

2HCl + MgO sMgCl2 + H2O
2H+ + 2Cl- +MgO sMg2+ + 2Cl-+ H2O
2H+ +MgO sMg2+ + H2O

3. кислота + основание

HCl + NaOH sNaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- sNa++ Cl- + H2O
H+ +OH-sH2O

4. кислота + соль

HCl +AgNO3 sAgCls1 + HNO3 
H+ + Cl- + Ag+ + NO3- 
sAgCls1 + H+ +NO3-
Ag+ + Cl- 
sAgCls1

II.Химические свойства щелочей

1.щёлочь + кислота

NaOH +HCl sNaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- sNa++ Cl- + H2O
H+ +OH-sH2O

2.щёлочь + кислотный оксид

2NaOH +CO2s Na2CO3 + H2O 
2Na+ + 2OH- + CO2
s2Na+ + CO32- + H2O
2OH- + CO2
s CO32- + H2O

3.щёлочь + соль

2NaOH +MgCl2sMg(OH)2s1 + 2NaCl
2Na+ + 2OH-+ Mg2++ 2Cl- sMg(OH)2s1 +2 Na++2 Cl-
2OH-+ Mg2+sMg(OH)2s1

III.Химические свойства солей

1.соль + металл

Fe + CuSO4s FeSO4 + Cu 
Fe + Cu2+ +SO42-
s Fe2++SO42- + Cu 
Fe + Cu2+
s Fe2++ Cu

2.соль + щёлочь

( см. выше)

3.соль + кислота

(см. выше)

4.соль + соль

NaCl +AgNO3 sAgCls1 + NaNO3
Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- 
sAgCls1 + Na + +NO3-
Ag+ + Cl- 
sAgCls1

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 11 урок.doc

                                                                                                                                                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).

          2НС1+ Na2CO3 -” 2NaC I + Н2СО3         2Н+ + 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.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 12 урок.doc

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 sNaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- sNa++ Cl- + H2O
H+ +OH-sH2O

2.щёлочь + кислотный оксид

2NaOH +CO2s Na2CO3 + H2O 
2Na+ + 2OH- + CO2
s2Na+ + CO32- + H2O
2OH- + CO2
s CO32- + H2O

3.щёлочь + соль

2NaOH +MgCl2sMg(OH)2s1 + 2NaCl
2Na+ + 2OH-+ Mg2++ 2Cl- sMg(OH)2s1 +2 Na++2 Cl-
2OH-+ Mg2+sMg(OH)2s1

 

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

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 12.1 урок.doc

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  Na+ + Cl.

КNaSO4  К+ + Na+ + SO42– .

CaClBr Ca2+ + Cl + Br.

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

FeOHCl FeOH+ + Cl                   FeOH+ Fe2+ + OH.

[Cu(NH3)4]SO4 [Cu(NH3)4]2+ + SO42–                   [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 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)  окрашенное соединение.

AlCl3 + H2O  AlOHCl2 + HCl       Al3+ + H2O  AlOH2+ + H+

3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид: СаСO3 СаO + СО2­.  соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества: 2AgCl Ag + Cl2­. Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее: 2КNO3  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+ + SO42- ® 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 H2­ + 2NaOH + Cl2­.                         2NaClрасплав 2Na + Cl2­.

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

Na2CO3  + SiO2 СО2­ + Na2SiO3

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

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

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами: Na2O + ZnO  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 Na2ZnO2 + 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 Na2ZnO2 + 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 другом:    AgNO3 + KCl ® AgCl¯ + KNO3.

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

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 13 урок.doc

     «___» __________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

Na – 1e                       Na+

 

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

0

Cl2 + 2e                       2Cl -

 

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

Окислитель имеет отрицательную степень окисления:

 

                    +e

«жадненький»

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

                                       -e

«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

Al + HNO3                    Al (NO3)3+(NH)4NO3+H2O

 


0                          +3

Al - 3e                 Al   8

 

+5                       -3

N + 8e                 N    3

4-й этап. Расставляем  коэффициенты в данном уравнении.

  0             +5                             +3               -3

8Al + 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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 14 урок.doc

     «___» __________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

Na – 1e                       Na+

 

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

0

Cl2 + 2e                       2Cl -

 

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

Окислитель имеет отрицательную степень окисления:

 

                    +e

«жадненький»

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

                                       -e

«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

Al + HNO3                    Al (NO3)3+(NH)4NO3+H2O

 


0                          +3

Al - 3e                 Al   8

 

+5                       -3

N + 8e                 N    3

4-й этап. Расставляем  коэффициенты в данном уравнении.

  0             +5                             +3               -3

8Al + 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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 15 урок.doc

                           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-:

схема

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

СХЕМА

Реакция в нейтральной среде

схема

Реакция в щелочной среде

схема

 

 

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) × r1(р-ра) = 500 мл × 1,11 г/мл = 555 г

Составляется схема процесса.

 

 


10%            -              0%            =             х%

 

 

                                                                                                                                                               

                                            555 г                        100 г                          455г

Составляется уравнение и решается относительно х.

555×10 - 0×100 = 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:

2.   Масса сульфата меди в исходном растворе:

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

Масса оставшегося в растворе сульфата меди:

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

Масса раствора после электролиза будет равна:

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.

 или

,

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

 

 

Домашнее задание:

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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 16-17 урок.doc

                    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-:

схема

      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

СХЕМА

Реакция в нейтральной среде

схема

Реакция в щелочной среде

схема

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) × r1(р-ра) = 500 мл × 1,11 г/мл = 555 г

Составляется схема процесса.

 

 


10%            -              0%            =             х%

 

 

                                                                                                                                                               

                                            555 г                        100 г                          455г

Составляется уравнение и решается относительно х.

555×10 - 0×100 = 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:

2.   Масса сульфата меди в исходном растворе:

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

Масса оставшегося в растворе сульфата меди:

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

Масса раствора после электролиза будет равна:

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.

 или

,

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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Няня

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 18 урок.doc

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 (a) 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)« 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 (a) - 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 a 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 ac. Концентрация ионов NH4- и OH- - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна ac (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 ac, 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 = \é(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

 

\é(KD / c) = \é((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 = \é(ПРPbSO4) = \é(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 BaCO3BaCl2 + 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 учениковОсмысленное восприятие учебного материала

5. Домашнее задание.

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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 19 урок.doc

                                                                       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)3 ↓                 б)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   +  Cl2  →   FeCl3

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  + Н2  →  Cu + Н2O                 б) Al + I2 →  AlI3

  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    

 


                                                      

  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: SO+ O2  → SO3

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:

                                    S   →   SO    →    BaSO4   →   BaCl2

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  +HNH3   → Cu(NO3) +  S  + NO  + H2O

3.      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.

4.      Напишите уравнения  химических реакций соответственно схеме

                          СаS                     CaO                

 

                                                       Са3 (РО4)2

 


                             P                     Р2О5

5.      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.

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 2 урок.doc

 

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

Диктант:  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

ДО. 3  H2O2       катализат.          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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 20 урок.doc

                                                                         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)3 ↓                 б)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   +  Cl2  →   FeCl3

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 + O2CO2    S + 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 + O2                                                               Озон 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. 

I.       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:

 

3.      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.

4.                  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                                    

5.                  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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Няня

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 21 урок.doc

                         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:

I.  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

II.    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:

 

3.      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.

4.                  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                                   

5.                  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

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 22 урок.doc

                                                                            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).

2.    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.

2.    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 + H2SO4 →  FeSO4 +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 + Br02  S0 + 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.

В 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-

                                         HSO3- ↔ 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.
Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 23 урок.doc

                            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).

2.    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.

В 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-

                                         HSO3- ↔ 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)

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 24 урок.doc

                        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

 

 

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.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 25 урок.doc

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.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 26 урок.doc

                                 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:

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.

 

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 à 2Hg + + O2­

2KNO3 à 2KNO2 + O2­

 

 СПОСОБЫ СОБИРАНИЯ:

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 à 4Fe(OH)3

2HNO2 + O2 à 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 à 3N2O5

                                         3PbS + 4O3 à 3PbSO4

 3. Качественная реакция на озон – реакция с иодидом калия – появляется желто-коричневая окраска йода:     

2KI + O3 + H2O 2KOH + I2 + O2 

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 à Fe(OH)3

2KI + H2O2 + H2SO4 à I2 + K2SO4 + 2H2O

PbS + 4H2O2 à PbSO4 + 4H2O (сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr+3Cl3 + 3H2O2 + 10KOH à 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

 

 

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.

 2)  моноклинная ( - сера) - темно-желтые иглы

Устойчивая при температуре более 96С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)  пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

 

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 à 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

СЕРОВОДОРОД

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 à 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)

 

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 à 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)

 

          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 à 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).

 

Производство серной кислоты.

 

 

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 à Ca(H2PO4)2 + CaSO4

BaOHCl + H2SO4 à BaSO4 + H2O + HCl

8) Вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI)

NaNO3 (тв.) + H2SO4 à 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.

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 27 урок.doc

                                 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.

a.            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 2 р 3. В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.

b.            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

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 28 урок.doc

                          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 – N2         N = 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+H2http://festival.1september.ru/articles/511165/Image343.gifNH3     N2+O2 (2000o) —>NO       N2+F2 (эл. разряд) —> NF3                                Вывод: 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: NH4NO2http://festival.1september.ru/articles/511165/Image344.gifN2+ 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.

Водородной 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.

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:

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.

 

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.


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

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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 29 урок.doc

                                   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.

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: 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. (слайд № 6)

 

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

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 3 урок.doc

                                                      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=V1 γt2-t1∕10   ,где  γ    температурный коэффициент

При повы­шении тем­пературы на 10 °С в 2—4 раза увеличива­ется количе­ство актив­ных соударе­ний

Катализа­тор

В присутствии катализатора скорость реакции увеличивается

Катализато­ры снижают а, 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

 

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 30 урок.doc

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

 

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!

I.       Отметьте правильный ответ

1. Для аммиака характерны свойства:                 3. Цвет лакмуса в растворе аммиака:         

солей

 

оснований

 
 

 


                                                                                     

фиолетовый

 
 

 

 

 


2. Аммиак взаимодействует с                              4. Аммиак-восстановитель в реакции с

 

 

 

 

 

 

 

 


II «Третий лишний». К физическим свойствам аммиака не относятся:

Хорошо растворим в воде

 

Без цвета

 

Без запаха

 
 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 31 урок.doc

                           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

 

 


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)

 

(NH4)Po4                               хлорид  аммония

NH4NO3                                фосфат  аммония

NH4Cl                             гидросульфат  аммония

(NH4)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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 32 урок.doc

                                     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

Ø  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.

Ø    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.

Ø       Выполнение и проверка теста.

Ø       Домашнее задание

1.Напишите уравнения реакций, соответствующие схеме превращений

N 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    + NH4NO   + ………

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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 33 урок.doc

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)+ 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!

 


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

Овал: +Много 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:

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 33.1 урок.doc

                        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

Ø  называть соли азотной кислоты, окислитель и восстановитель;

Ø  определять:   степень окисления химических элементов в формулах солей; типы химических реакций;

Ø  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:

v  объяснения химических явлений, происходящих в природе, быту;

v  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?

Ø  называть соли азотной кислоты, определять какие свойства окислительные или  и восстановительные характерны для них;

Ø  определять:   степень окисления химических элементов в формулах солей; типы химических реакций, в которых они могут участвовать;

Ø  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

4.                       Составьте  в тетради молекулярные уравнения реакций получения  этих нитратов.

5.                  Закончите уравнения реакций и объясните, какие классы соединений при взаимодействии могут давать нитраты. 

ВаО + НNO3

ВаО + N2О5

Ba(NO3)2 + Na2SO4

6.                  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?

7. 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

8.                  Задание. Отметить признаки каждой реакции, тип реакции, записать молекулярные и ионные уравнения, соответствующие схемам:

Cu(NO3)2 + Zn

AgNO3 + HCl

Cu(NO3)2 + NaOH

AgNO3 + BaCl2

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 е  →                       окисление

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)

Окислитель  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 е  →                  1

                     2

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 +?

 

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:

Особое положение занимает нитрат аммония, разлагающийся без твердого остатка:

NH4NO3 (кр.) N2O + 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:

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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 33.2 урок.doc

Муниципальное общеобразовательное учреждение

«Средняя общеобразовательная школа с.Прималкинского»

Прохладненский район КБР

 

 

Разработка урока химии

в 9 классе

Тема:
 “Соли азотной 
кислоты - нитраты”.

 

 

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. 

Что 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:

 

 

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:

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

Овал: +Много 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.

4.                 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

       Патиссон

Лучше срезать верхнюю часть, примыкающую к плодоножке

    Огурец

Очистить огурец от кожицы и отрезать хвостик

   Капуста

Снимать верхние кроющие листья и выбрасывать кочерыжку

  Кабачки

Срезать кожицу

       Свёкла

Отрезать верхнюю и нижнюю часть корнеплода

    Картофель

Очищенный картофель залить на сутки 1%-ной поваренной соли или аскорбиновой кислоты

Морковь                                           

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)

2.                  Считаешь ли ты, что материал урока был полезным для тебя? (да/нет)

3.                  Где ты сможешь применять полученную информацию?

 

4.                  Будешь ли обсуждать  ты информацию, полученную на уроке со своими близкими:  (да/нет)

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 33.3. урок.doc

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. 

 

 

Учащиеся решают задачу:

Дано:                   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.

 

 

Овал: нитраты

 

 

 

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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 34 урок.doc

                               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.

 

2. 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

                        окислитель               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.

Са3Р+  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  +  3Н2О  =  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

 

3.      Рефлексия:

4.      Зачитать отрывок из рассказа Конан Дойля «Собака Баскервилей» - и попросить, чтобы ребята нашли ошибку в этом рассказе.

5.      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

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 34.1. урок.doc

        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

 


                           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

 


                                                                                                                -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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 35 урок.doc

                                         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 = NH3H2PO4                                              H3PO4 + 2NH3 = (NH3)2HPO4                                           H3PO4 + 3NH3 = (NH3)3PO4                                              6. 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.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 36 урок.doc

                                     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.

                                      Классификация удобрений

 


Органические                                                                     органоминеральные

 

                                   бактериальные                          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.

  )=           

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)

2.    Попробуйте распознать удобрение.

3.    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

2.    Для улучшения роста побегов растений применяют удобрения:

А) фосфорные                                      В) комплексные

Б) азотные                                            Г) калийные

3.     Установите соотношение между названием и формулой удобрения

А) калийная соль                          1.NH4NO3

Б) аммиачная селитра                2.Ca(H2PO4)2

B) двойной суперфосфат            3. КСL

4.    Питательной ценностью называют:

А) % содержание удобрения                        В) массовую долю удобрения

Б) массовую долю вносимых элементов   Г) норма на 1 га

5.    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 –…..

                         Классификация удобрений

 

 


Органические                                                                     

                                                      

                                                                

                                                                                                            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

2.    Для улучшения роста побегов растений применяют удобрения:

А) фосфорные                                      В) комплексные

Б) азотные                                            Г) калийные

3.     Установите соотношение между названием и формулой удобрения

А) калийная соль                          1.NH4NO3

Б) аммиачная селитра                2.Ca(H2PO4)2

B) двойной суперфосфат            3. КСL

4.    Питательной ценностью называют:

А) % содержание удобрения                        В) массовую долю удобрения

Б) массовую долю вносимых элементов   Г) норма на 1 га

5.    питательная ценность аммиачной селитры          

А) 55%          В) 45%

Б) 35%           Г) 25%

 


Выполните тест.

1.    Раздел химии, изучающий влияние минеральных веществ на растения называется:

А) неорганическая химия               В) мелиорация

Б) агрохимия                                      Г) органическая химия

2.    Для улучшения роста побегов растений применяют удобрения:

А) фосфорные                                      В) комплексные

Б) азотные                                            Г) калийные

3.     Установите соотношение между названием и формулой удобрения

А) калийная соль                          1.NH4NO3

Б) аммиачная селитра                2.Ca(H2PO4)2

B) двойной суперфосфат            3. КСL

4.    Питательной ценностью называют:

А) % содержание удобрения                        В) массовую долю удобрения

Б) массовую долю вносимых элементов   Г) норма на 1 га

5.    питательная ценность аммиачной селитры          

А) 55%          В) 45%

Б) 35%           Г) 25%

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 37 урок.doc

                             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.

o   Приветствие учащихся.

o   Определение отсутствующих на уроке.

o   Проверка готовности к началу урока.

o   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

2.         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:

CuSO4  → Cu(OH)2CuO  → Cu

3.         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

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 39 урок.doc

                                   _____.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 + 2H2 t˚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).

                ЗАДАНИЯ 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

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 4 урок.doc

                                                                      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 , BaCl(лишнее H2SO4- кислота)

               В) NaOHCa(OH)2 , Fe(OH)2 , KOH (Fe(OH)2- нерастворимое основание)

               Г) HNO3H2SO4 , H2SiO3 , H2SO(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:

                           Al            Al2O3           AlCl3          Al(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.

Какие кислоты находятся в организме человека?

С какими кислотами мы встречаемся в природе?

Где применяют кислоты?

 

  Эти вопросы были заданы вам в качестве домашнего задания.

  ( Учащиеся могли на них ответить устно или приготовить презентацию)

 

Слайд №10     Синквейн

                              

1-я строка   ХИМИЯ

2-я строка  два прилагательных

3-я строка три глагола

4-я строка краткая фраза, афоризм (отражает суть предмета)

5-я строка чувство (одно слово)

В течение нескольких минут учащиеся выполняют данное задание и затем учитель предлагает зачитать.

 

Подведение итога  урока, выставление оценок.

 

Домашнее задание: повторить таблицу с химическими свойствами

                      веществ, упр.7стр.141                      

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 40 урок.doc

                                  3.02.2014г.                      40 урок                       9 класс

Урок на тему: Оксид углерода (II), или угарный газ. Свойства, физиологическое действие на организм

Цели урока: Закрепить знания о строении и валентных возможностях атома углерода, повторить химические свойства углерода, изучить строение и свойства оксидов углерода, показать физиологическое действие оксида углерода ( II ) на организм человека, получить и собрать оксид углерода ( IV ), научиться его определять., полазать роль углекислого газа при создании “парникового эффекта”. Развивать самостоятельность и навыки самоанализа. Формировать умение выделять закономерности, развивать умение устанавливать причинно-следственные связи, сравнивать, делать выводы. Воспитывать чувство сопричастности общему делу, умение работать коллективно, развивать интеллектуальные качества личности. Воспитывать культуру химического эксперимента.

Ход урока

I. Повторить:

  1. Строение атома углерода
  2. Валентные возможности атома углерода
  3. Взаимодействие атома углерода с кислородом

http://festival.1september.ru/articles/312918/img1.gif

II. Изучить:

Оксид углерода( II )

http://festival.1september.ru/articles/312918/img2.gif

Оксид углерода(IV)

  1. Строение
  2. Физические свойства
  3. Химические свойства
  4. Оксид углерода( II ) - как яд
  1. Строение
  2. Физические свойства
  3. Химические свойства
  4. Получение
  5. Собирание
  6. Определение
  7. Углекислый газ и экология

III. Новый материал

1. Строение:  В молекуле СО атомы кислорода и углерода связаны тройной связью, из которых 2 связи образованы по обычной схеме, одна связь образована по донорно- акцепторному механизму. На доске схема образования молекулы СО:

http://festival.1september.ru/articles/312918/img3.gif

1. Строение:  Схема строения оксида углерода (IV) на доске.

Атом углерода связан с атомами кислорода четырьмя общими электронными парами.

http://festival.1september.ru/articles/312918/img4.gif

2. Физиологическое действие СО на организм человека

(сообщение ученика с использованием схемы №1)

2. Практическая часть. ( правила техники безопасности)

Каждому ученику выдается инструктивная карточка лабораторного опыта.

Лабораторный опыт №1.

Тема: Получение оксида углерода(IV)

Цель: Получить и собрать(IV), практически научиться его распознавать, изучить его свойства.

Ход работы:

1. Соберите прибор для получения газов.                             2. Поместите в пробирку карбонат магния.                        3. Прилейте немного разбавленной соляной кислоты.                                                                             4. Закройте пробкой с газоотводной трубкой.                5. Газоотводную трубку опустите в пустой стакан.

Вопросы для самоанализа:  Наблюдаете ли вы выделение газа? Как вы думаете, какой это газ? Как правильно собрать этот газ? Ваши предложения по определению этого газа? Опишите его физические свойства.                      Напишите уравнения реакции получения и распознавания газа.

Лабораторный опыт №2

Тема: Свойства оксида углерода(IV). Цель: Познакомиться со свойствами оксида углерода(IV). Опустите газоотводную трубку в стакан с водой, предварительно добавив в воду лакмус. Что наблюдаете? Какой вывод из этого можно сделать? Напишите уравнения реакции.

3. Физические свойства

3. Сообщение ученика о последствиях “ парникового эффекта”, с использованием схемы №2.

4. Химические свойства:

а) Какие степени окисления может проявлять углерод. Привести примеры соединений

http://festival.1september.ru/articles/312918/img5.gif

б) Закончить уравнения реакции. Указать окислитель и восстановитель. Какими свойствами обладает оксид углерода(II)?           СО + О2 =                                                               СО + СuО =                                                           Выводы ученики делают самостоятельно.

 

Вернемся к целям урока, в таблице минусы заменяем на плюсы если цели достигнуты.

Подведение итогов урока. Домашнее задание. § 26, № 14-17, с90, задача1 с.91

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 41 урок.doc

                                   8.02.2012г.                      40 урок                       9 класс

Урок на тему: Оксид углерода (IV), углекислый газ. Угольная кислота и её соли.

Цели урока: Закрепить знания о строении и валентных возможностях атома углерода, повторить химические свойства углерода, изучить строение и свойства оксидов углерода, показать физиологическое действие оксида углерода ( II ) на организм человека, получить и собрать оксид углерода ( IV ), научиться его определять., полазать роль углекислого газа при создании “парникового эффекта”. Развивать самостоятельность и навыки самоанализа. Формировать умение выделять закономерности, развивать умение устанавливать причинно-следственные связи, сравнивать, делать выводы. Воспитывать чувство сопричастности общему делу, умение работать коллективно, развивать интеллектуальные качества личности. Воспитывать культуру химического эксперимента.

Ход урока

I. Повторить:

  1. Строение атома углерода
  2. Валентные возможности атома углерода
  3. Взаимодействие атома углерода с кислородом

http://festival.1september.ru/articles/312918/img1.gif

II. Изучить:

Оксид углерода( II )

http://festival.1september.ru/articles/312918/img2.gif

Оксид углерода(IV)

  1. Строение
  2. Физические свойства
  3. Химические свойства
  4. Оксид углерода( II ) - как яд
  1. Строение
  2. Физические свойства
  3. Химические свойства
  4. Получение
  5. Собирание
  6. Определение
  7. Углекислый газ и экология

III. Новый материал

1. Строение:

В молекуле СО атомы кислорода и углерода связаны тройной связью, из которых 2 связи образованы по обычной схеме, одна связь образована по донорно- акцепторному механизму. На доске схема образования молекулы СО:

http://festival.1september.ru/articles/312918/img3.gif

1. Строение:

Схема строения оксида углерода (IV) на доске.

Атом углерода связан с атомами кислорода четырьмя общими электронными парами.

http://festival.1september.ru/articles/312918/img4.gif

2. Физиологическое действие СО на организм человека

(сообщение ученика с использованием схемы №1)

2. Практическая часть. ( правила техники безопасности)

Каждому ученику выдается инструктивная карточка лабораторного опыта.

Лабораторный опыт №1.

Тема: Получение оксида углерода(IV)

Цель: Получить и собрать(IV), практически научиться его распознавать, изучить его свойства.

Ход работы:

1. Соберите прибор для получения газов.

2. Поместите в пробирку карбонат магния.

3. Прилейте немного разбавленной соляной кислоты.

4. Закройте пробкой с газоотводной трубкой.

5. Газоотводную трубку опустите в пустой стакан.

Вопросы для самоанализа:

Наблюдаете ли вы выделение газа?

Как вы думаете, какой это газ?

Как правильно собрать этот газ?

Ваши предложения по определению этого газа?

Опишите его физические свойства.

Напишите уравнения реакции получения и распознавания газа.

Лабораторный опыт №2

Тема: Свойства оксида углерода(IV)

Цель: Познакомиться со свойствами оксида углерода(IV).

Опустите газоотводную трубку в стакан с водой, предварительно добавив в воду лакмус. Что наблюдаете? Какой вывод из этого можно сделать?

Напишите уравнения реакции.

3. Физические свойства

3. Сообщение ученика о последствиях “ парникового эффекта”, с использованием схемы №2.

4. Химические свойства:

а) Какие степени окисления может проявлять углерод. Привести примеры соединений

http://festival.1september.ru/articles/312918/img5.gif

б) Закончить уравнения реакции. Указать окислитель и восстановитель. Какими свойствами обладает оксид углерода(II)?

СО + О2 =

СО + СuО =

Выводы ученики делают самостоятельно.

 

Вернемся к целям урока, в таблице минусы заменяем на плюсы если цели достигнуты.

Подведение итогов урока. Домашнее задание. § 26, № 14-17, с90, задача1 с.91

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 42 урок.doc

                                           10.02.2014г.                            42 урок                       9 класс

 

Автор работы (Фамилия, Имя):_________________________________________________________

 

Практическая работа

Получение оксида углерода (IV)  и изучение его свойств. Распознавание карбонатов.

 

Цель работы:_________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Оборудование:________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________

Реактивы:

Название

Химическая формула

Мрамор

CaCO3

Соляная кислота

HCl

Известковая вода

Ca(OH)2

Карбонат натрия

Na2CO3

 

Меры предосторожности:_____________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Ход работы: Оформите результаты работы в виде  таблицы

Название опыта

Что делали?

Что наблюдали?

Уравнение химической реакции

(в молекулярном, полном, сокращённом ионном виде)

Опыт №1.

Получение углекислого газа и изучение его свойств

 

5

 

 

CaCO3 + HCl =

 

H2O + CO2

 

Н2CO3 + Ca(OH)2 =

Опыт №2. Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов

 

 

 

CO2 + Ca(OH)2 =

 

CaCO3 + CO2 + H2O ↔

 

Ca(HCO3)t˚C

Опыт №3. Распознавание карбонатов

 

 

Na2CO3 + HCl =

Вывод (заполните пропуски):

Оксид углерода (IV) в лаборатории можно получить________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Обнаружены следующие свойства CO2:

Физические__________________________________________________________________________Химические__________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

При пропускании углекислого газа через известковую воду сначала образуется _____________ карбонат кальция, который ________________ в избытке углекислого газа.

Гидрокарбонат кальция термически ____________________, при нагревании _______________ с образованием ______________________.

Все карбонаты могут вступать в реакцию с ________________ кислотами с образованием _________________, эта реакция является __________________________________________________________________________________.

 

 

ХОД РАБОТЫ

 

Опыт №1. Получение углекислого газа и изучение его свойств

1. Соберите прибор

5

2. Положите на прокладку, закрепленную на стебле воронки прибора, несколько кусочков мрамора и плотно закройте прибор. В воронку налейте столько соляной кислоты, чтобы она закрыла весь мрамор. Что наблюдаете?

Запишите уравнения реакции:

CaCO3 + HCl =

3. Наполните пробирку или стакан (на 1 см по высоте) раствором гидроксида кальция и пропускайте в него углекислый газ из прибора. Следите за изменением прозрачности раствора. Если вы будете внимательны, то должны увидеть два изменения. Почему происходят эти изменения?

Запишите уравнения реакций:

H2O + CO2

Н2CO3 + Ca(OH)2 =

Опыт №2. Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов

1. Конец газоотводной трубки опустите в пробирку с известковой водой. Пропускайте газ несколько минут. Раствор полученного гидрокарбоната кальция нагрейте в пламени спиртовки.

Почему  при пропускании газа через раствор известковой воды происходит сначала помутнение, а затем взвесь растворяется? Что происходит при нагревании раствора гидрокарбоната кальция?

Запишите уравнения реакций:

CO2 + Ca(OH)2 =

CaCO3 + CO2 + H2O ↔

Ca(HCO3)t˚C

Опыт №3. Распознавание карбонатов

1. В пробирку прилейте 1 мл карбоната натрия и добавьте по каплям соляную кислоту. Что наблюдаете?

Запишите уравнение реакции:

Na2CO3 + HCl =

 

Оформите отчёт и сдайте его на проверку.

 

Домашнее задание: § 27 -29, № 18, 19,20, 21*,с.90-91 задач 2-3,с.91

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 42 урок.pdf

Практическая работа №5

Получение углекислого газа и изучение его свойств.

Распознавание карбонатов.

Ø Цель: Научится опытным путем получать оксид углерода (IV) и изучить его свойства.

Ø Оборудование: пробирки, газоотводная трубка, штатив для пробирок.

Ø Реактивы: соляная кислота, мрамор (карбонат кальция),  известковая вода, карбонат натрия, растворы для анализа, нитрат серебра, хлорид бария.

Ход работы

Ø  Опыт №1 Получение углекислого газа .

Ø  Опыт №2 Изучение его свойств (пропускание СО2 через известковую воду – получение карбонатов и гидрокарбонатов)

Ø  Опыт №3 Распознавание веществ на основе качественных реакций (в трех пробирках прозрачные вещества: карбонат натрия, сульфат натрия и хлорид натрия). Определить в какой пробирке какое вещество.

Оформление работы

Что делали?       Что                      Вывод.

наблюдали?   Уравнения реакций.

Опыт №1 Опыт №2 Опыт №3

Общий вывод:                                                                    

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Няня

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 43 урок.doc

                          14.02.2014г.                                               43 урок                                                            9 класс

УРОК ПО  ТЕМЕ:  «КРЕМНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»

Цель урока

  1. Образовательная: формирование представлений о  кремнии, его соединениях, их физических и химических свойствах  на основании строения, значение кремния  в природе и для человека.
  2. Развивающая: установление причинно-следственных связей в ходе обсуждения вопроса, развитие логического мышления детей.

Урок сопровождается компьютерной  презентацией. Урок также анализируется с позиции элементов технологии здоровьесбережения, примененной на занятии.

                                                                Ход урока

Содержание урока

Анализ с позиции здоровьесбережения

1. Вхождение в тему.

Учитель     демонстрирует на слайдах изображение китайского погребального сосуда эпохи неолита, самородка опала, дюн на Куршской косе, кремниевый мушкет, растение хвоща, радиолярии, губки.

Учитель:    Что объединяет эти объекты между собой?

Учащиеся (предполагаемый ответ): Все они состоят из веществ, в состав которых входит кремний.

Учитель:    Какие ассоциации возникают у вас при слове «Кремний»?

Учащиеся: прочный, твердый, камень. Возможно, кто-то вспомнит выражение «не человек, а кремень».

Учитель:    Название «кремний» произошло от латинского «ляпис креманс», что означает – «камень, дающий огонь», или кремень. Кремень, по латыни «силекс», от этого слова происходит научное название элемента – силициум. 

                            

Учитель:  Тема нашего урока «Кремний и его соединения»

«Кремний – основа земной коры», – писал  академик А.Е. Ферсман

Кремний – самый распространенный элемент земной коры. После кислорода он занимает II место по массе.

В.И. Вернадский говорил, что «никакой организм не может существовать без кремния». У кремния особая роль. Он – пьезоэлемент. Кремний может превращать один вид энергии в другой: механическую в электрическую, световую в тепловую и др. При недостатке кремния в организме человека нарушается баланс обмена веществ, так как более 70 других элементов просто не усваиваются.

Далее учащимся предлагается самостоятельная работа по учебнику О.С. Габриеляна. На слайдах расположены задания. Предлагается в рабочих тетрадях охарактеризовать кремний как химический элемент и как простое вещество.

         1. Кремний как химический элемент

   (стр. 178, Химия-9, О.С. Габриелян)

         2. Кремний как простое вещество (стр. 180–185, Химия-9, О.С.Габриелян)

 

Кремний как химический элемент

         Положение в периодической системе

         Строение атома. Электронная формула

         Возможные степени окисления

         Распространенность в природе

 

Кремний как простое вещество

         Строение кремния

         Свойства кремния:

   физические

   химические

         Применение кремния и его соединений

         История открытия кремния

 

Для проверки понимания материала и закрепления учащимся предлагается выполнить упражнения (на выбор)

         Ответить на вопрос:

Почему отличаются физические свойства оксида углерода (IV) и оксида кремния?

         Осуществить превращения:

Кремний – оксид кремния – силикат натрия – кремниевая кислота – оксид кремния – фторид кремния

         Решить задачу:

При нагревании 60 кг оксида кремния с углеродом получили 20 кг кремния. Определить выход продукта от теоретически возможного.

         Творческое задание (можно задать на дом):

Представьте, что вы менеджер по снабжению в ресторане. Вам необходимо закупить чистящие средства для  работников кухни. Какие чистящие средства для мытья посуды, в частности стекла, хрусталя, вы приобретете? Почему?

Учащиеся получают тексты с указанием химического состава чистящих средств и используя текст учебника О.С. Габриеляна «Химия-9», стр. 182–184, дают обоснованный ответ.

1)      Чистящий порошок «Сорти».

Химический состав: Карбонат кальция, сульфат натрия, силикат натрия, сода кальцинированная.

2)      Гель «Сорти».

Химический состав: Вода, ПАВ, загуститель, комплексообразователь, регулятор кислотности.

3)      Чистящий порошок «Пемолюкс».

Химический состав: Карбонат кальция, сульфат натрия, оксид кремния, силикат натрия, сода.

Ответ учащегося:

«Стекло – это аморфное вещество. Атомы в аморфном веществе не образуют кристаллической решетки. Поэтому стекло можно рассматривать как жидкость с очень большой вязкостью.  Обычное стекло имеет следующий состав: 76% SiO2  ,13% Nа2O, 11% CаO. Если заменить оксид кальция на оксид свинца, то получится хрусталь – стекло с высоким коэффициентом преломления и сильным блеском.

Аморфное состояние стекла является причиной его основных недостатков: хрупкости и неустойчивости по отношению к действию абразивных материалов, которые оставляют на нем царапины. При этом стекло теряет свое оптическое свойство (прозрачность) и тускнеет. Царапины на стекле делают его также менее устойчивым к  температурному и механическому воздействию. 

В состав чистящего средства «Пемолюкс» входит оксид кремния. Оксид кремния – очень твердое вещество с атомной кристаллической решеткой (как у алмаза), поэтому в виде тонкоизмельченного песка применяется в производстве абразивов. Карбонат кальция, который входит в состав чистящего порошка «Сорти», является нерастворимым в воде веществом и так же может служить абразивом.

Вывод: для мытья стеклянной посуды лучше приобрести гель «Сорти».

На заключительной стадии урока учитель предлагает учащимся завершить фразу:

«Сегодня на уроке я узнал, что…, этому способствовало…»

 

Учитель задает

домашнее задание. Пов. § § 27 -29, правила ТБ

 

 

 

 

Выход на тему урока.

Тема формулируется совместно с учащимися. Создана конкретная ситуация, позволяющая учащимся выйти на основное содержание урока, осознать смысл овладения этим материалом, зародить интерес к изучаемому предмету. Все это позволяет  сформировать познавательные мотивы  у детей.

Скрытая подсказка, заключенная в изображениях на слайдах, использование знаний из других предметов, например, из биологии, истории, географии позволяет учащимся определить тему урока и, соответственно, испытывать чувство удовлетворения, радости от решения поставленной задачи.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сообщаемый учителем материал имеет личностный смысл для каждого ученика, т.к. имеет отношение к здоровью.

 

 

 

 

 

Самостоятельную работу  можно организовать с применением техник критического мышления. Например, по желанию учащихся (работают в парах) один готовит конспект параграфа, а другой – вопросы по тексту. Далее можно провести работу в парах и затем в классе. Учащиеся, которые готовили вопросы, задают их, те, кто готовил конспект – отвечают.

В изучение нового материала можно включить видиофрагмент по строению кремния и оксида кремния.  Результатом может явиться таблица или кластер по теме.

Использование методов свободного выбора и показа видиоматериалов способствуют активизации инициативы и творческого самовыражения учащихся. Эти же методы направлены на самопознание и развитие интеллекта, эмоций, общения, самооценки.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выбор заданий по уровню сложности.

Возможность работать в соответствии со своими возможностями и желаниями положительно влияют на здоровье учащихся, создавая оптимальный эмоциональный климат во время выполнения упражнений.

 

 

 

 

 

 

 

 

Творческое задание является профессионально-ориентированным и помогает школьникам соотнести профессиональную ситуацию с личными склонностями, интересами и возможностями.

Такие задания не только позволяют решить вопросы профориентации, но и являются практикоориентированными, то есть показывают значимость изучаемого материала для повседневной жизни человека. Можно сделать вывод, что тем самым повышается уровень мотивации к учебной деятельности, появляются желание больше узнать, радость от активной деятельности. Наличие положительных эмоций, полученных на уроке и в школе, оказывает позитивное воздействие  на здоровье как ученика, так и учителя.

 

 

 

 

 

 

В завершение урока учащиеся имеют возможность высказаться и задать вопросы.

Организация внутренней оценочной деятельности и внешней рефлексии собственной учебной деятельности дает уверенность, удовлетворенность результатами труда, формирует адекватную самооценку.

 

Учитель комментирует задание, дает рекомендации.

Спокойное завершение урока является желательным с точки зрения технологии здоровьесбережения.

 Выводы. На уроке использовались различные виды деятельности, которые чередовались: письмо, чтение, слушание, рассказ, рассматривание слайдов, постановка вопросов и ответы на вопросы, решение задачи, выполнение творческого задания. Все это  способствует снятию состояния утомления. В работе с классом использовались различные методы преподавания: словесный, наглядный, аудиовизуальный, самостоятельная работа. Учащиеся занимали активную позицию, они привлекались к определению темы урока, выбору заданий и способу действия. В содержание урока включен материал, связанный со здоровьем, профессиональным самоопределением, имеющий практическое значение. Благоприятный психологический климат на уроке достигался возможностью выбора заданий как при изучении нового материала, так и при закреплении и отработке изученного, включении в урок видеоматериалов.

Таким образом, если построить урок с элементами технологии здоровьесбережения, то ребенок получает положительные эмоции от своей деятельности, осознает значимость и необходимость изучаемого, ему интересно на уроке. Учащийся работает в силу своих возможностей, и воздействие школы на здоровье ребенка будет позитивным. Физические упражнения в содержание урока можно включать  при видимых признаках утомления.

                                                                                                            

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 44 урок.doc

                        17.02.2014г.                          44 урок                        9 класс

Урок на тему: Силикатная промышленность.

Цель урока: 1.Сформировать представления учащихся о ведущих отраслях силикатной промышленности. 2. Обеспечить развитие познавательного интереса ребят к учебной работе и самостоятельности в ней.

 

                                                                           Ход урока.

1.       Орг. момент.

2.      Вступительное слово учителя:

Дорогие ребята, прежде чем начать наш урок, я предлагаю вам отгадать три загадки:

1. В горах далёких Шао Линь

Копали глину – каолин.

Из этой глины с давних пор

В Китае делали …..                         ( Фарфор)

2. Такова моя природа:
Известняк, песок и сода
Много требуют огня,
Чтобы выплавить меня.
Я прозрачно и светло
И зовут меня…                                  (стекло)

3. Я – серый порошок,
пока мой дом – мешок.
Но лишь напьюсь воды  -
 в момент окаменею я…                      (цемент)

                                  

постановка проблемы:    Какое самое распространённое соединение кремния используется в строительстве, в производстве стекла, керамики, фарфора?

 

Над этой проблемой вы будите думать в течение нашего урока, тема которого: Силикатная промышленность и её направления

Подумайте и ответьте мне на вопрос, о чём мы будем сегодня разговаривать?  (….)

Правильно, целями нашего сегодняшнего урока являются:

      Ознакомится с ведущими отраслями силикатной промышленности, их историей.

      Изучить технологии производства, способы изготовления, виды изделий силикатной промышленности.

      Научиться применять на практике полученные знания.

 

В течение двух недель вы работали над своими творческими проектами, получили алгоритм выполнения работы: изучили литературу по заданной тематике, сделали выводы, научились применять полученные знания на практике. И  теперь пришла пора  вам показать результат вашей работы.

       Силикатную промышленность составляют производства         различных строительных материалов, стекла и керамики из природных силикатов

 (рассмотрим схему продукция силикатной промышленности)

    Силикатная промышленность основана на природных соединениях кремния и основным сырьём для неё служат природные силикаты.    (таблица)

        1.  Итак, производство стекла.

Старинная легенда приписывает изобретение стекла древним финикийцам, которые будто бы случайно сплавили  на костре соду(карбонат натрия Na2CO3) с песком (SiO2) в прозрачную тягучую массу, застывшую в твёрдые прозрачные куски стекла. Легенда не слишком правдоподобна: для получения стекла нужна очень высокая температура, которая вряд ли достигается в костре. 

Как же у людей появилось стекло? Какие процессы химические лежат в основе производства стекла, сейчас нам расскажут ребята.

 

2. Если спросите – откуда эта греческая ваза,

И кирпич, и черепица, и кувшин для молока,

Я скажу вам: из оврага; я поведаю вам сразу,

Это всё из красной глины, что считают просто грязью,

Всё – от вазы из музея  до цветочного горшка..

Добавляя щедро воду, долго месят эту глину;

Лепят разные вещицы (глина мягче пластилина)

Обжигают, чтобы сделать её каменной

И из глины получается  …..керамика.

Технологию производства изделий из керамики, историю развития этой промышленности, виды керамики изучала вторая группа. Вам слово.

3. Во всём мире получают огромные количества керамики, стекла и фарфора. Но если судить по массе продукта производства, на первом месте всё – таки будет цемент – главный материал для строительства.

Цемент – общее название многочисленных минеральных вяжущих веществ, обычно гидравлических, применяемых для изготовления строительных растворов и бетонов, для цементации, гидроизоляции и т. п. цемент представляет собой тонко молотый порошок соответствующего неорганического материала.

Цемент изготавливается на специальных заводах из тщательно подобранного минерального сырья путём дробления, перемешивания тонкого (мокрого или сухого) помола этого сырья, обжига его до спекания и тонкого помола обожжённого цементного клинкера с необходимыми добавками.
По химическому составу цемент представляет собой силикаты и алюмосиликаты кальция, реагирующие с водой.

 

Знаете ли вы?

В США создали технологию получения бетона из материалов грунтов на Луне. Для этой цели учёные воспользовались образцами лунных пород, доставленных на землю астронавтами. Оказалось, что из этих пород можно извлечь  все составные  части бетона, даже  воду, которая  воссоздаётся химическим путём. Лунный бетон – очень прочный материал. Он выдерживает большие колебания температуры – от минус 120 градусов до плюс 130.

 

Проблема: давайте подведем итог того, что вы узнали на сегодняшнем уроке, прослушав работы своих товарищей, постарайтесь ответить на проблему, поставленную в начале урока какое самое распространённое соединение кремния используется при строительстве, изготовлении стекла, керамики.

 

Рефлексия:  давайте подведём итог и ответим на вопрос: что нового, интересного, полезного вы узнали на сегодняшнем уроке?

 

Оценка результатов

 

        Домашнее задание:  § 30 – 33, № 5,7,9* с.101, задача 1

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 45 урок.doc

                   23.02.2012г.                          45 урок                        9 класс

Урок на тему: Систематизация и обобщение знаний по теме «Неметаллы».       

Задачи урока: обучающие: обобщить знания  свойств неметаллов и их соединений, знание качественных реакций, закрепить умения составлять уравнения реакций в ионной и молекулярной форме, определять окислительно-восстановительные реакции и составлять для них электронный баланс; повышать интеллект учащихся, формировать умения систематизировать и анализировать информацию, полученную на уроках химии. развивающие: развивать общеучебные умения и навыки (работы с учебником, обобщать), умение использовать свои знания для решения практических задач, навыки обращения с лабораторным оборудованием, умение работать в коллективе, где развиваются чувства доброжелательности и товарищества;   воспитательные: формировать условия для развития материалистического мировоззрения, формировать у учащихся чув­ство ответственности за выполненную работу.

Тип урока: обобщение и систематизация учебного материала с использованием информационно-коммуникационных технологий.

 

Вид урока: урок-состязание.

Оборудование: Таблицы: Периодическая таблица химических элементов Д.И. Менделеева, таблица растворимости; пульт для работы с таблицей ХЭ. Кристаллические решётки алмаза, графита, белого фосфора. Мультимедиа

Ход урока:

       I.            Организационный момент.

    II.            Актуализация учебного материала.  

- на фоне  музыки:  

Кто б ни был ты, прекрасный гений,
Твои творения окажутся пустыми,
Когда ты будешь сух и нелюдим.
И знай, тебе скажу без наставлений,
Будь ты биолог, физик или химик –
Ты должен быть искусством вдохновим.
Не станешь ты творцом открытий разных,
Не сможешь воплотить свои мечты,
Когда к литературе безучастен,
Поэзию не понимаешь ты.

    Как это ни странно, но сегодня мы попробуем объять необъятное – совместить в одном уроке такие разные предметы, как  химию, литературу, историю. Известный писатель А.Е.Арбузов сказал: «Не могу представить себе химика, незнакомого с высотами поэзии, с картинами живописи, с хорошей музыкой. Вряд ли он создаст что-либо значительное в своей области».

Задачи урока:

1. Систематизировать и обобщить знания особенностей строения атомов неметаллов, свойств простых веществ – неметаллов и  их соединений, закрепить понимание зависимости свойств от типа кристаллической решётки, вида химической связи, строения атома, степени окисления элемента; знания  о качественных реакциях на ионы.

2. Совершенствовать навыки составления уравнений реакций в молекулярном и ионном виде, электронного баланса ОВР, проведения и наблюдения химического эксперимента.

3. Продолжить формирование  умений анализировать, делать выводы, работать самостоятельно.

 

III.            Обобщение, систематизация, коррекция учебного материала.

1. Химическая разминка.

1 группа:

   Семен Исаакович Вольфкович (1896 – 1980) в одной из лабораторий Московского университета на Моховой получал это вещество в электрической печи при электротермической возгонке фосфоритов. Когда он поздно возвращался домой по почти не освещенным в то время улицам Москвы, его одежда излучала голубоватое свечение, а из–под ботинок высекались искры. Вскоре среди жителей Моховой улицы стали передаваться рассказы о “светящемся монахе”. Назовите вещество, которое получал Вольфкович.

(фосфор)

2 группа:

   У Куртуа был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина. Куртуа часто обедал в лаборатории. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около стола. В одной из бутылок находилась суспензия золы водорослей, а в другой – концентрированная серная кислота. Бутылки разбились и с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде черно-фиолетовых кристаллов с металлическим блеском. Так был открыт новый элемент…

(йод)

2. Работа с электронной таблицей (3 учащихся): характеристика углерода, серы, азота.

3. Работа с маршрутными листами.

Маршрутный лист «Неметаллы»

 

1.     Положение неметаллов в ПС.

- Где в ПС расположены неметаллы?

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

2.      Строение атомов неметаллов.

- Какое строение имеют атомы неметаллов?

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

 

 Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

   Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары.

 

3. Кристаллическое строение неметаллов - простых веществ. Аллотропия.

 

   Неметаллы имеют 2 типа кристаллических решёток:

- молекулярные (H2, O2, O3, N2, Cl2),

- атомные (алмаз, графит, кремний).

   Если металлы – простые вещества образованы  за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. 

   Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии -  способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ, а эти простые вещества называются  аллотропными видоизменениями или модификациями.

 

                              Причины  аллотропии:

 

 


Образование молекул с разным                    Образование различных

числом атомов (кислород  O2, озон O3)        кристаллических форм (алмаз, графит),                                                           

                                                                            разное строение кристаллических решёток

                                                                            Р4 – белый фосфор – молекулярная К.Р.,

                                                                            Р – красный фосфор – атомная К.Р.

 

 

4. Физические свойства неметаллов.

                                         Неметаллы

 

 

 

 


    В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

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

               * жидкость – Br2;

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

   Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода.

   Температуры плавления у графита – 3800, у азота - -210 градусов.

 

 

5. Химические свойства неметаллов.

- Кем являются неметаллы в химических реакциях?

 - Неметаллы в химических реакциях  могут быть и восстановителями,  и окислителями.

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах IV-VII групп  ПС

Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 4  до 8  электронов.

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

4) Высшие кислородные соединения неметаллов имеют  кислотный  характер.

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

 

4. Тест-экспресс:

1 группа – углерод,

2 группа – сера,

3 группа – азот:

1. Разновидности простого вещества,  образованного одним и тем же элементом.

2. Электронная формула атома.

3. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне.

4. Формула летучего водородного соединения.

5. Формула высшего оксида.

6. Масса 0,5 моль простого вещества.

7. Объём 2 моль газообразного оксида.

8. Высшая степень окисления элемента

9. Чего больше по массе в высшем оксиде: элемента или кислорода?

 

Ответы (на слайде)

«С»                                         «S»                                      «N»

1.аллотропные видоизм.      1. аллотропные видоизм.      1.аллотропия

2.1s22s22p2                             2.1s22s22p63s23p4                    2.1s22s22p3

3. 4                                         3. 6                                        3. 5

4.CH4                                    4.H2S                                    4.NH3

5.CO2 (12/44=0,27)                     5.SO3 (32/80=0,4)                    5.N2O5 (28/108=0,26)

6.6 г                                       6.16 г                                    6. 7 г

7.44,8л                                   7.44,8л                                  7. 44,8л

8.+4                                       8.+6                                      8. +5

9. кислорода                         9. кислорода                          9. кислорода

 

5. Химические свойства неметаллов и их соединений.

Задания для самостоятельной работы с учебником (групповая работа): вспомните и выпишите общие и отличительные свойства неметаллов и их соединений,  напишите уравнения реакций, характеризующие химические свойства

оксидов на примере оксида серы(VI) SO3 – команде «S»;

кислот (типичные свойства) на примере азотной кислоты HNO3 – команде «N»;

солей на примере карбоната кальция CaCO3 – команде «C».

   Одно из уравнений рассмотрите в свете ТЭД.

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

(фронтальная работа)

1.      С металлами

2.     С неметаллами

 

1.      Галогены вытесняют друг друга с растворов солей.

2.     Кислород реагирует со сложными веществами

3.     Углерод реагирует с оксидами металлов

4.     Углерод реагирует с углекислым газом

5.     Кремний реагирует с растворами щелочей

 

Кислотные оксиды – 1 группа

1.      С водой (кроме оксида кремния)

2.     С основными оксидами

3.     Со щелочами

 

1.      Углекислый газ и оксид кремния реагируют с магнием

2.     Оксид кремния реагирует с углеродом

3.     Оксид кремния реагирует с солями, вытесняя более летучие оксиды

 

Кислоты –

2 группа

1.      Изменяют окраску индикаторов

2.     Реагируют с металлами

3.     Реагируют с основными и амфотерными оксидами

4.     С основаниями и амфотерными гидроксидами

5.     С солями

 

1.      Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния

2.     Азотная и концентрированная серная кислоты по особому реагируют с металлами

3.     При нагревании разлагаются азотная, угольная, кремниевая кислоты

 

Соли – 3 группа

1.      С растворами солей

2.     С кислотами

3.     Со щелочами

4.     С металлами

 

 1. При нагревании разлагаются нитраты, соли аммония, карбонаты (кроме карбонатов щелочных металлов)

 

   Проверка заполнения таблицы производится учащимися самостоятельно, на экране – свойства неметаллов и их соединений.

6. Лабораторный практикум «А я опыты люблю».

Задание: Определить, в какой из пробирок находятся  хлорид натрия, сульфат натрия, карбонат натрия.

Реактивы

NaCl

Na2SO4

Na2CO3

AgNO3

 

 

 

BaCl2

 

 

 

HCl

 

 

 

- Проверка. Запись уравнений реакций на доске

7. Конкурс «Виртуальный эксперимент»

    Команды смотрят видеосюжеты.

1. «Взаимодействие алюминия с йодом».

2. «Взаимодействие концентрированной азотной кис­лоты с углем».

   После просмотра видеосюжетов по одному уча­щемуся от команды записывают уравнения реакций на доске и расставляют коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса.

 

2Al + 3I2 = 2AlI3 + Q

 

- Определите тип реакции по всем изученным признакам (соединения, ОВР, экзотермическая, гетерогенная).

 

С + 4HNO3 (конц.) = 2Н2О + СО2 + 4NO2

 

3. Йодный вулкан (демонстрация) Смешивают 10 г мелко истёртого йода с 2,5 г цинковой пыли. Смесь высыпают горкой на керамическую плитку. В вершине делают углубление, в которое вносят 2-3 капли разбавленной соляной кислоты, накрывают колоколом. Горка воспламеняется, выделяются фиолетовые пары йода.

Zn + I2 = ZnI2 + Q

   Выделяющаяся теплота способствует возгонке йода. Соляная кислота является инициатором реакции.

 

8. Конкурс «Открытия».

 

1.  В 1803 г. в лаборатории французского химика Клода Бертолле произошла занятная история. Один из учеников знаменитого химика обнаружил склян­ку с неизвестным красным порошком и спросил, как поступить с этим веществом? «Конечно, прежде все­го, надлежит испытать его!» - воскликнул Бертолле. Ученик взял  щепотку красного порошка и попытался растереть его с недавно полученной новой солью, по­лучившей имя Бертолле. Лучше бы он этого не делал - в лаборатории раздался взрыв. Однако ученик не по­страдал и смело продолжил испытания.

   Внеся красный порошок в азотную кислоту, он от­метил выделение красно-бурого газа; порошок при этом растворился.

   Бертолле по­хвалил ученика: задание было выполнено правильно.   Какое вещество находилось в склянке?

 

Ответ. Это был красный фосфор, кото­рый при контакте с хлоратом калия (бертоле­това соль) и механическом воздействии (рас­тирании) реагирует со взрывом:

6Р + 5КС1О3 = ЗР2О5 + 5КС1      (демонстрация)

   Азотная кислота превращает красный фосфор в ортофосфорную кислоту, при этом выделяется газ  NO-  «лисий хвост»

Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О             (демонстрация)

 

 

2. Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества пред­ставляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных названий. В 1772 г. шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд назвал его «ядови­тым воздухом». Английский химик Джозеф Пристли в том же году назвал его «дефлогистированным воз­духом».  В   1773  г.  шведский  химик-аптекарь Карл Вильгельм Шееле дал этому газу название «испорчен­ный воздух». А английский химик Генри Кавендиш в 1774 г. назвал его «удушливый воздух». Наконец,  в 1776 г. французский химик Антуан Лавуазье устано­вил, что все названные выше газы - одно и то же ве­щество, и предложил свое название, в переводе с гре­ческого означавшее «безжизненный воздух». Каково сейчас название этого неметалла?

 

Ответ. Это — неметалл азот. Название га­зообразному азоту дал Лавуазье

 (от греч. а -частица «не» и zoe - «жизнь» (т.е. «азот»,  зна­чит «безжизненный»).

- Дополнительный вопрос: в чём противоречие данного названия?

 

 

9. Конкурс «Расчетный».

 

Вариант 1. Послушайте отрывок из романа «Зате­рянный мир» Артура Конан Дойла.

«Сейчас посмотрите, - сказал Челленджер. - По­следние дни я напрягал все силы своего ума, чтобы разрешить задачу, как нам выбраться отсюда. Мы же убедились, что спуск по отвесным скалам невозможен, а туннеля больше не существует. Перебросить мост на утес нам, безусловно, не удастся. Что же тогда делать? Я как-то говорил нашему юному другу, что эти гейзе­ры выделяют водород в свободном состоянии. Отсюда логически вытекла мысль о воздушном шаре».

   Рассчитайте, какая масса цинка потребовалась бы, чтобы наполнить шар объемом 1 кубический метр, которым воспользовались бы участники неудавшейся экспедиции.

 

Ответ.                           

Zn + 2HC1 = ZnCl2 + Н2↑,

n (H2) = 1000 (л) / 22,4 (л/моль) = 44,64 моль,

n (Zn) = n (H2) = 44,64 моль,

m (Zn) = 44,64 (моль) • 65 (г/моль) = 2901,6 г, или 2 кг 902 г.

 

Вариант 2. Послушайте отрывок из фантастиче­ского произведения А.Р.Беляева «Голова профессора Доуэля».

  «Первый раз в жизни Артур Доуэль почувствовал, что не в состоянии овладеть чужой волей. Связанный, беспомощный, лежащий на полу человек издевался над ним. За дверью раздалось какое-то шипение. Доу­эль продолжал петь все громче, но вдруг поперхнулся. Что-то раздражало его горло. Доуэль потянул носом и почувствовал запах. В горле и носоглотке неприятно щекотало, вскоре к этому присоединилась режущая боль в глазах. Запах усиливался. Доуэль похолодел. Он понял, что Равино отравил его хлором.      Настал его смертный час. Затем свет погас, и Доуэль словно про­валился... Очнулся он от свежего ветра, который тре­пал его волосы».

   Рассчитайте, какой объем хлора потребуется для получения 1 кг поваренной соли.

Ответ.

2Na + С12 = 2NaCl,

n (NaCl) = 1000 (г) / 58,5 (г/моль) = 17,1 моль,

n (Cl2) = 1/2 • n (NaCl) = 8,55 моль,

V (C12) = 8,55 (моль) • 22,4 (л/моль) = 191,52 л.

 

8. Конкурс «Творческий».

  

Я предлагаю вам стихотворение, которое отражает генетический ряд неметаллов. Вам необходимо это стихотворение перевести на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена следует составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

 

Пусть эти превращения

Дадут вам уравнения.

Красный фосфор я сжигаю,

К дымку воду приливаю.

Проверяю лакмусом,

Станет сразу красным он!

Добавим натрия гидроксид —

Цвет фиолетовый в колбе возник.

Потом получаю фосфат серебра,

Цветом - лимонная кожура.

Растворяю осадок желтый

Добавлением кислоты азотной.

И на доске превращения эти

Вы запишите, умные дети!

 

Ответ. Генетический ряд фосфора выглядит следующим образом:

Р  →  Р2О5  →  Н3РО4  → Na3PO4  →  Ag3PO4  → Н3РО4.

1) 4Р+5О2 = 2Р2О5                                                              

2) Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

3) 3NaOH + Н3РО4 = Na3PO4+ 3H2O

3Na+ + 3ОН- + + + РО43-   =  3Na+   + РО43-  + 3H2O

ОН- +Н+=Н2О

4) Na3PO4 + 3 AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

3Na+  + РО43-  +3 Ag+ + 3NO3-  = Ag3PO4↓ + 3Na+ + 3NO3-

3 Ag+  + РО43-   = Ag3PO4

5) Ag3PO4+ 3HNO3 = H3PO4+ 3AgNO3.

 

- демонстрация 1-3 реакций, 4 и 5 реакции учащиеся проводят самостоятельно.

 

IV.            Контроль ЗУН учащихся.

 

Тест по теме «Неметаллы»

 

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

     Атомы ………………. в отличие от атомов………………….. легко принимают  наружные электроны, являются ……………………

2) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

     Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ………………………

      В группах неметаллические свойства элементов …………………….

 

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

    

 

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

 

6) Какую высшую степень окисления имеют  следующие элементы?

             Азот                         +6

             Хлор                        +5

             Сера                         +4

             Кремний                  +7

 

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

      H2+S=H2S

      S —

     2SO2 + O2 → 2SO3

     S

 

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

 а) 4       б) 5            в) 6         г) 7

 

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы

     а) серы

     б) фосфора

     в)  кремния

     г) хлора

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

      а) 2, 1

      б)  2, 8, 2

      в)  2, 8, 7

- Поменяйтесь тестом с товарищем и проверьте тест.

- Ответы – на экране.

 

   V.            Домашнее задание: Пов. материал по таблицам 13,14,15,17, 19,23-26

1. Создать  собственный  проект по теме «Неметаллы». Что это будет, решите вы сами: тезисы по уроку, план-конспект, стихотворение, рисунок, мини - сочинение, модель и т.д.

 

2. Для подготовки к контрольной работе я предлагаю вам дифференцированное задание (на карточках разного цвета):

 

1 уровень (красные карточки) - творческое задание:

    Перевести стихотворение  на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена  составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

 

Бросим мы в костер бревно

И получим вещество.

В кислороде он горит —

Получается оксид.

А затем оксид другой,

Догадайтесь вот, какой?

Есть он в воздухе и в нас.

В лимонаде тот же газ.

Ну, а если мы прибавим

Гидроксида натрия,

То получим очень скоро

Соль такую знатную.

Станет пышным с ней пирог,

И подумать кто бы мог!

Разлагаем эту соль

Мы при нагревании.

В результате получаем

Соль с другим названием.

Сыпем кальция хлорид,

Видим изменения,

Белый порошок возник –

Признак без сомнения.

Растворяем в кислоте,

Видим пузырьки на дне,

Газ какой-то или что же,

Кто ответит верно мне?

Смело пишем на доске

Чудо превращения.

Классы нам веществ нужны –

Все без исключения.

 

Ответ. Генетический ряд углерода выглядит следующим образом:

С → СО → СО2NaHCO3Na2CO3

 

1)2С+О2=2СО

2) 2СО + О2 = 2СО2

3) СО2 + NaOH = NaHCO3

4) 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

5) Na2CO3 + CaCl2 = CaCО3 + 2NaCl 

2Na+  CO32- + Ca2+ + 2C1-  = CaCO3 + 2Na+  + 2C1-

CO32-  +Са2+ = СаСО3

6) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

VI.            Оценки за урок.

 

Итак, ребята, наш урок заканчивается и я хочу отметить, что вы все сегодня замечательно поработали. Я говорю вам всем спасибо.

 

VII. Рефлексия.

 

  Заканчивая урок, продолжите фразу: «Уходя с урока, я хочу сказать …»

1.     Мне было комфортно на уроке.

2.     Я много узнал нового.

3.     Это мне пригодится в жизни.

4.     Я приняла активное участие в обсуждении темы.

5.     Мне это не интересно.

 

 

Я желаю вам хорошего настроения!

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Общие и специфические свойства неметаллов и их соединений

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

 

- С металлами

- С неметаллами

 

- Галогены вытесняют друг друга с растворов солей.

-  Кислород реагирует со сложными веществами

- Углерод реагирует с оксидами металлов

- Углерод реагирует с углекислым газом

- Кремний реагирует с растворами щелочей

 

Кислотные оксиды

- С водой (кроме оксида кремния)

- С основными оксидами

- Со щелочами

 

- Углекислый газ и оксид кремния реагируют с магнием

- Оксид кремния реагирует с углеродом

- Оксид кремния реагирует с солями, вытесняя более летучие оксиды

 

Кислоты

- Изменяют окраску индикаторов

- Реагируют с металлами

- Реагируют с основными и амфотерными оксидами

- С основаниями и амфотерными гидроксидами

- С солями

 

- Плавиковая (фтороводородная) кислота реагирует с оксидом кремния

- Азотная и концентрированная серная кислоты по особому реагируют с металлами

- При нагревании разлагаются азотная, угольная, кремниевая кислоты

 

Соли

- С растворами солей

- С кислотами

- Со щелочами

- С металлами

 

- При нагревании разлагаются нитраты, соли аммония, карбонаты (кроме карбонатов щелочных металлов)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Цель урока: систематизация, закрепление и обобщение знаний учащихся по заданной теме урока.

Задачи урока:

  1. Образовательные: развивать навыки самостоятельной работы, умения работать с большим объемом информации, выбирать главное, применять полученные знания при выполнении заданий.
  2. Развивающие: развитие мышления, совершенствование умственной деятельности.
  3. Воспитательные: формирование творческого подхода к решению познавательных и практических задач, умения контролировать свою деятельность.

Данный урок проводится после изучения темы “Неметаллы” (по программе Л.С.Гузей) в 10 классе с применением “проникающей” технологии компьютерного обучения.

“Не в количестве знаний заключается образование, а в полном понимании и искусном применении всего того, что знаешь”. (А.Дистервег)

Оборудование.

  1. Мультимедиа учебный курс “Общая и неорганическая химия”
  2. Учебник Л.С.Гузей. Химия. 10класс. М.: Дрофа, 2002.
  3. Таблица “Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева”

Ход урока

I. Организационный момент (объявление темы, цели и девиза урока)

II. Актуализация знаний. (эмоциональный настрой) - буквенный тест.

Задание: выберите букву, соответствующую правильному ответу, и прочтите фразу-напутствие на сегодняшний урок.

1.Где расположены химические элементы – неметаллы в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:

У) в главных подгруппах;
Ф) в побочных подгруппах;
Х) в главных и побочных подгруппах?

2.Какая электронная формула отражает строение атома металла:

Г)…2s1
Д) …3s23p5
E) …4s2 3d3 ?

3.Какой из атомов неметаллов не может переходить в возбужденное состояние:

А) азот
Б) хлор
В) сера?

4. Молекула аллотропного видоизменения углерода – графита:

Х) одноатомна
Ц) многоатомна
Ч) полимерна ?

5. Какой вид химической связи в простых веществах, образованных атомами неметаллов:

Ж) ковалентная полярная
З) ионная
И) ковалентная неполярная ?

6. Какой тип кристаллической решетки у (Si)n:

А) молекулярная
Б) ионная
В) атомная?

7. Какую степень окисления имеет азот в соединении HNO3:

П) +3
Р) +5
С) -3?

8. Какой из перечисленных элементов обладает наиболее ярко выраженными окислительными свойствами:

А) кислород
Б) хлор
В) сера?

9. Как изменяется химическая активность неметаллов в периоде:

А) уменьшается
Б) увеличивается
В) не изменяется?

10.Как изменяются кислотные свойства водородных соединений неметаллов в ряду: NH3 – H2S – HCl :

Н) ослабевают
О) усиливаются
П) не изменяются?

11.Какой из перечисленных оксидов обладает наиболее ярко выраженными кислотными свойствами:

Р) Br2O7
C) I2O7
T) Cl2O7?

12. Какая из перечисленных кислот самая сильная:

Е) HClO4
Ж) H2SO4
З) HIO4?

13.С каким настроением Вы пришли на урок:

!) хорошим
.) плохим
?) отвратительным?

Обсуждаем результаты работы и делаем проверку через проектоскоп.

(Ответ: Удачи в работе!)

Отметьте на листе самоконтроля результаты выполнения буквенного теста.

III. Работа с мультимедиа CD-ROM “Общая и неорганическая химия”.

Предлагаю занять места у компьютеров и включиться в работу по выполнению план-задания .

Выдаются план-задания разного уровня сложности.

Выдаются листы самоконтроля и самооценки знаний (приложение 1)

План-задание №1.

Цель: обобщить и закрепить знания о свойствах металлов и их соединений.

№ п/п

Этапы работы

Рекомендации

1.

Повторите раздел “Азотная кислота”.

Обратите внимание на особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами.

2.

Повторите разделы “Химические свойства хлора”,

“Кислородсодержащие кислоты хлора”.

Обратите внимание на взаимодействие хлора с холодным и горячим раствором щелочи.

3.

Включите меню “тест”, режим – “прохождение теста”.

 

4.

Выполните те задания теста, которые вы считаете более доступными для себя.

Пользуйтесь записями в тетради. Обсуждайте варианты ответов в парах.

Следите за временем!

5.

Отметьте на листе самоконтроля результаты тестирования.

 

6.

Пройдите тест повторно, используя карточку-подсказку.

Делайте в тетради необходимые записи.

7.

В листе самоконтроля выставьте итоговую отметку.

 

План-задание №2.

Цель: обобщить и закрепить знания о свойствах металлов и их соединений.

№ п/п

Этапы работы

Рекомендации

1.

Выполните последовательно задания 1-10 теста.

Если испытываете затруднения, попробуйте “полистать” теорию.

Следите за временем!

2.

Отметьте на листе самоконтроля результаты тестирования.

 

3.

Пройдите тест повторно, используя карточку-подсказку.

Делайте в тетради необходимые записи.

4.

В листе самоконтроля выставьте итоговую отметку.

 

План-задание №3.

Цель: обобщить и закрепить знания о свойствах металлов и их соединений.

№ п/п

Этапы работы

Рекомендации

1.

Включите меню “опыт” и выполните опыт №1.

Вспомните качественные реакции на ионы Fe3+, NH4+, Cl-, CO32-

2.

Оцените результаты своей работы в листе самоконтроля.

 

3.

Выполните последовательно все задания теста.

Пользуйтесь записями в тетради, теоретическим материалом электронного учебника.

4.

Отметьте на листе самоконтроля результаты тестирования.

 

5.

Пройдите тест повторно, используя карточку-подсказку.

Делайте в тетради необходимые записи.

6.

В листе самоконтроля проставьте итоговую отметку.

 

В ходе работы прерываемся на релаксационную паузу ( зарядка для глаз с цветовыми карточками) под музыку “Звуки природы”.

. Собираю листы самоконтроля и самооценки знаний.

IV. Домашнее задание: составить контрольную работу по теме “Неметаллы и их соединения”.

V. Рефлексия.

И, как всегда, уходя с урока, продолжите фразу: “Уходя с урока , я хочу сказать …”

Приложение 1.

Лист самоконтроля и самооценки знаний по теме “Неметаллы и их соединения”

ФИ учащегося ______________________

п/п

Задания

Количество ошибок

Оценка

1.

Буквенный тест

 

 

2.

Опыт №1 (для группы №3)

 

 

3.

Контрольный тест

 

 

Итоговая отметка

 

Приложение №2.

Карточка-подсказка.

1. С увеличением концентрации азотной кислоты восстановление идет в следующей последовательности: NH4NO3, N2, N2O, NO, NO2

2. Ответ № 2.

3.

HCl + P4O10

Cl2 + H2

Cl2 + KOH

KClO3 + t

HCl + MnO2

Cl2 + P4O6

KClO3 + t

KClO4 + t

4. FeSO4 • 7H2O

Красно-коричневый

Fe2O3

H2SO4

5. Вместо вопросов: 4, 2, MgCl2, SiH4, 4, 5, 2, N2, 6, H2O, 3, H2O, 6, NaCl, 3, CO2, 2

6. А – электролиз

B – H2

C – O2

D – H2O

E – CO2

F – Al2(SO4)3

7. Вместо вопросов: Cl2, HCl, NaOH, NaOCl, NaOH, H2O, NaOH, NaOH, H2O

8. Ответ № 2 и 4.

9. Na2O2, Na2O, NaN3

10. Вместо вопросов: Ca(ClO)2, H2O, Ca(ClO3)2, H2O, CaCl2

11. Ca2+, CaCO3, Mg2+, Mg(OH)2, MgO

12. CO2, 14CaO, 9Ca

Ответ № 3.

13. Ответ № 2.

 

 

 

 

Студент: Неметаллы – химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. К неметаллам обычно относят 22 элемента: газы – водород, азот, кислород, фтор, хлор и инертные газы, жидкость – бром, твердые тела – бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк, сера, селен, теллур, йод, астат.

Студент: Хлор относится к галогенам, это газ желто-зеленого цвета с резким запахом. При обычной температуре легко сжижается. Химически очень активен, токсичен. Применяется в производстве хлорсодержащих органических соединений, неорганических веществ, для отбелки целлюлозы и тканей, для санитарных нужд и обеззараживания воды.

Преподаватель химии: В первую мировую войну 22 апреля 1915 года хлор применили как оружие массового уничтожения на западном фронте недалеко от бельгийского города Ипра против англо-французских войск.

Вскоре для той же цели был применен другой удушающий газ – фосген – соединение хлора с оксидом углерода. В1917 году массовое применение нашел иприт, который тоже содержал хлор. К концу войны было разработано более 50 различных боевых отравляющих веществ, 95 % которых были производными хлора.

Преподаватель истории: Чтобы судить о действии отравляющих веществ на организм человека, достаточно указать, что в одной только английской армии, занимающей среди воюющих государств пятое место по численности, они вывели из строя с июля 1917г. по ноябрь 1918г. более 160 000 человек.

Преподаватель литературы: Послушайте отрывок из романа М.Шолохова “Тихий Дон”. “На рассвете 3 октября немцы, употребив удушливые газы, отравили три батальона 256-го полка и заняли первую линию наших окопов…

Валет, клацнув зубами, отпрыгнул, и на то место, где секунду назад стояли его ноги, спиленным деревом упал стоявший под сосной человек. Они перевернули его лицом вверх и тут только догадались, что под сосной нашел себе последний приют этот отравленный газами, бежавший от смерти, которую нес в своих легких, солдат одного из трех батальонов 256-го пехотного полка. Рослый, широкоплечий парень, он лежал, вольно откинув голову с лицом, измазанным при падении клейкой грязью, с изъеденными газом, разжиженными глазами, из стиснутых зубов его черным глянцевидным бруском торчал пухлый, мясистый язык.

Пойдем. Пойдем ради бога! Пусть он себе лежит, - шепнул товарищ, дергая Валета за руку.

Они пошли и сейчас же наткнулись на второй труп. Мертвые стали попадаться чаще. В нескольких метрах отравленные лежали копешками, иные застыли, сидя на корточках, некоторые стояли на четвереньках – будто паслись, а один, у самого хода сообщения, ведущего во вторую линию окопов, лежал, скрючившись калачиком, засунув в рот искусанную от муки руку”.

Преподаватель химии: А сейчас мы посмотрим фрагмент видеофильма об отравляющих веществах.

Преподаватель химии: Академик Н. Д, Зелинский, выдающийся химик, изобрел противогаз, действующий по принципу адсорбции. Это произошло в 1915 г. Использование угольного противогаза целиком освобождало вдыхаемый воздух от ядовитых примесей.

Студент: Древесный уголь – твердый, пористый, высокоуглеродистый продукт, образующийся при пиролизе древесины. Пиролиз – это получение древесного угля. При этом древесину нагревают без доступа воздуха. В результате ее разложения образуется уголь, горючий газ, в состав которого входят метан и другие продукты. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, активного угля, а также как топливо в быту. Древесный уголь при обычных условиях поглощает различные газы и растворенные вещества.

Преподаватель химии: В настоящее время древесный уголь, сохранивший в былых войнах миллионы людей от ужасных мучений и смерти, в знак благодарности демонстрируется на музейных стендах.

Преподаватель литературы: Я прочитаю вам отрывок из произведения Э. М. Ремарка “На западном фронте без перемен”.

“ Глухие хлопки химических снарядов смешивались с грохотом взрывов. Между разрывами слышно гудение набатного колокола: гонги и металлические трещотки возвещают далеко вокруг: “Газ, газ, газ!”.

В эти первые минуты решается вопрос жизни и смерти: герметична ли маска?

Я помню страшные картины в лазарете: отравленные газом, которые еще несколько долгих дней умирают от удушья и рвоты, по кусочкам отхаркивая перегоревшие легкие.

Я дышу осторожно, прижав губы к клапану…

Моя голова в противогазе звенит и гудит, она, кажется, вот-вот лопнет. Легкие работают с большой нагрузкой, им приходится вдыхать все тот самый горячий, уже не раз побывавший в них воздух, вены на висках вздуваются. Еще немного, и я, наверно, задохнусь.

…Ветер разогнал газ, воздух чист. Тогда и я тоже с хрипом срываю с себя маску и падаю. Воздух хлынул мне в грудь, как холодная вода, глаза вылезают из орбит, какая-то темная волна захлестывает меня и гасит сознание”.

В этом же романе говорится о том, что отравляющий газ особенно долго держится у земли. “Увидав наверху людей без противогазов, они (солдаты в воронке) тоже сняли свои маски и успели глотнуть достаточно газа, чтобы сжечь себе легкие. Сейчас их состояние безнадежно, они умирают медленной, мучительной смертью от кровохарканья и приступов удушья”.

Студент: Сера – химический элемент, желтые кристаллы. Устойчива в двух модификациях – ромбической и многоклинной. В воде нерастворима. Серу выплавляют из самородных руд, получают также окислением кислородом воздуха сероводорода, содержащегося в природном нефтяном, кокосовом газах. Около 50% серы идет на производство серной кислоты, 25% - на получение сульфидов, остальная - для борьбы с болезнями растений, вулканизации, производства спичек.

Преподаватель литературы: Константин Паустовский в одном из своих рассказов описывает, как белогвардейцы пытались уничтожить партизан, скрывавшихся в керченских каменоломнях. Заливая по трубам в шахты серную кислоту, они вызывали реакцию выделения углекислого газа, который при концентрации свыше 4% вызывает отравление, нарушение двигательных и речевых функций, а при концентрации свыше 10% - смерть от паралича дыхательного центра.

Студент: Фосфор – от греческого phosphorus – светоносный. Образует несколько модификаций – белый, красный и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор менее активен химически, ядовит. Добывается из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

Преподаватель химии: Специальными опытами было установлено, что кусочки фосфора загораются на воздухе при 40о С, а порошок, образующийся после испарения растворителей, - при 0о С. Это свойство фосфора и привлекло внимание военных.

Преподаватель истории: Во время второй мировой войны немцы применили против англичан “бомбы-листочки” для поджигания хлебов на корню, сельских построек, лесов. Такие же бесшумные диверсионные устройства сбрасывались на мирные города и села Кореи, Индонезии, Кубы.

Вся бомба представляет собой целлулоидную пластинку размером 10х15 см2, в центре которой укреплена таблетка белого фосфора, покрытая мокрой ватой. Хранят и перевозят их в банках с водой. Во время падения вода испаряется, и “бомба” загорается. Горение продолжается около одной минуты.

Раствор белого фосфора в сероуглероде и скипидаре применяется в огнеметах.

На вооружении американской армии имеются фосфорные снаряды, содержащие до 7 кг белого фосфора, и дымовые мины с таким же зарядом.

Во время второй мировой войны использовались зажигательные бутылки (раствор белого фосфора в сероуглероде). Подобные бутылки использовались в Анголе и Южном Вьетнаме.

Преподаватель литературы: В “Повести временных лет” - летописном своде событий, составленном в Киеве, - описание похода князя Игоря заканчивается словами очевидцев: “Словно молнию…которая на небе, греки имеют у себя и пускали ее сжигая нас, поэтому мы и не одолели их”. Дружинники князя защищались от “греческого огня” мокрыми воловьими шкурами, кожаными щитами, но терпели поражение. Горящая смесь выбрасывалась греками через медные трубы, установленные на бортах византийских кораблей. Состав этой смеси греки держали в тайне.

Преподаватель химии: Предполагают, что в нее входили сера, нефть, горючие масла, смола, селитра, клей и вещества для окраски пламени. Погасить этот состав водой было трудно.

Преподаватель литературы: А теперь, ребята, давайте вернемся к вашим технологическим картам, которые лежат на столах у каждой группы и в которые занесены вопросы для изучения, рассмотренные на сегодняшнем уроке. Проверьте, все ли мы их разобрали. Вторым пунктом в технологической карте стоят задания по созданию проекта. Т.е. каждой группе необходимо создать свой собственный небольшой проект на одну из тем, предложенных вам в карте. Что это будет, решите вы сами: тезисы по уроку, план-конспект, стихотворение, рисунок, мини-сочинение, модель и т.д. В столах вы найдете необходимые инструменты для создания проекта: бумагу, карандаши, фломастеры, пластилин, спички. Пожалуйста преступайте, но не забывайте о защите своего проекта. (Студенты работают над заданием)Обсуждение проектов.

Преподаватель химии: Итак, ребята, наш урок заканчивается и я хочу отметить, что вы все сегодня замечательно поработали. Я говорю вам всем спасибо. Но мы забыли самое главное – поблагодарить ребят, которые подготовили для вас сегодняшнее занятие. Позвольте их представить. (Представление участников).

Преподаватель литературы: Сегодняшний урок прошел в нетрадиционной форме, и нам хочется узнать, понравился ли он вам. Поэтому в заключении каждый из вас должен выразить свое отношение к сегодняшнему уроку. Для этого вам необходимо выбрать один цвет из тех карточек, которые у вас в руках и сдать их мне.

А домашним заданием будет следующее: написать научно-фантастический рассказ с использованием прозвучавших на уроке терминов.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Маршрутный лист

Тема: Неметаллы. Общая характеристика неметаллов.

 

Условные обозначения:                                                     Словарь

ПС – периодическая система                                            1. Окислительные свойства

е – электрон                                                                         2. Электроотрицательность

неМе – неметалл                                                                 3. Аллотропия

Э.О. – электроотрицательность                                        4. Аллотропные видоизменения

А. – аллотропия                                                                     (модификации)

Х.р. – химическая реакция

 

3.      Положение неметаллов в ПС.

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

4. Строение атомов неметаллов.

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

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

 

3. Кристаллическое строение неметаллов-простых веществ. Аллотропия.

 

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

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

                   * жидкость – Br2;

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

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

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

 

                                             Причины А:

 

 


Образование молекул с разным                                  Образование различных

числом атомов (кислород, озон)                                 кристаллических форм (алмаз, графит)

 

4. Физические свойства неметаллов.

 

                                                    Неметаллы

 

 

 

 

 

 


5. Химические свойства неметаллов.

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

 

 

 

 

 

 

6. Водородные соединения неметаллов.

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

                        -4           -3             -2         -1

                        RH4  → RH3H2RHR

 Летучие водородные соединения неметаллов можно разделить на три группы: 

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

                     NH3H2OHCl

                     осн.        амф.      кисл.

 

HCl + H2O           [ H3O ]+ +Cl-

                       

NH3 + H2O           NH4++OH-

2) Соединения, разлагаемые водой: 

                             BH3 + 3H2O = H3BO3 + 3H2

3) Летучие водородные соединения

                       CH4, PH3,  которые не взаимодействуют с водой.

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

                          SiH4PH3H2SHCl

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах  ….. ….. ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от … до… электронов.

3) Неметаллические свойства элементов ………….. в периодах и ………….. в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.

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

5) Атомы элементов-неметаллов способны как ………… электроны, проявляя окислительные функции, так и ………….. их, проявляя восстановительные функции.

 

ТЕСТ

 

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

     Атомы ……… в отличие от атомов……. легко принимают  наружные электроны, являются …….

2) Вставьте слова , пропущенные в тексте.

     Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах …..

      В группах неметаллические свойства элементов ………

 

 

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

    

 

 

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

 

 

 

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

6) Какую высшую степень окисления имеют  следующие элементы?

             Азот                         +6

             Хлор                        +5

             Сера                         +4

             Кремний                  +7

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

      H2+S=H2S

      S —

     2SO2 + O2 → 2SO3

     S

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

 а) 4       б) 5            в) 6         г)7

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы…..

     • серы

     • фосфора

     • кремния

     • хлора

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

      • 2, 1

      • 2, 8, 2

      • 2, 8, 7

Поменяйтесь тестом с соседом и проверьте тест.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Вопросы разминки.

Первой группе:

   М.В. Ломоносов в статье, опубликованной в 1745 г., писал: “При растворении какого-либо неблагородного металла, особенно железа, в кислотах из отверстия склянки вырывается горючий пар”. Что это за вещество?

Второй группе:

   Семен Исаакович Вольфкович (1896 – 1980) в одной из лабораторий Московского университета на Моховой получал это вещество в электрической печи при электротермической возгонки фосфоритов. Когда он поздно возвращался домой по почти не освещенным в то время улицам Москвы, его одежда излучала голубоватое свечение, а из–под ботинок высекались искры. Вскоре среди жителей Моховой улицы стали передаваться рассказы о “светящемся монахе”. Назовите вещество, которое получал Вольфкович

Третьей группе:

   Шведский химик так описал один свой опыт, выполненный в 1774 г.: “Я поместил смесь черной магнезии (оксид марганца) с муриевой кислотой (соляной) в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее на песчаную баню. Пузырь наполнился газом. Газ имел желто-зеленный цвет, пронзительный запах”. Назовите этот газ.

Четвертой группе:

   У Куртуа был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина. Куртуа часто обедал в лаборатории. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около стола. В одной из бутылок находилась суспензия золы водорослей, а в другой – концентрированная серная кислота. Бутылки разбились и с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде черно-фиолетовых кристаллов с металлическим блеском. Так был открыт новый элемент…

2. Задания для работы с учебником – на работу 5–10 минут, отчеты групп – устно, на доске – уравнения (примеры реакций, характеризующие свойства), остальные на листах заполняют таблицу:

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

 

 

Оксиды

 

 

Кислоты

 

 

Соли

 

 

Задания для работы с учебником:

1.     Выписать химические общие и специфические свойства неметаллов

2.     Выписать химические общие и специфические свойства кислотных оксидов неметаллов

3.     Выписать химические общие и специфические свойства кислот

4.     Выписать химические общие и специфические свойства солей

Проверка заполнения таблицы производится учащимися самостоятельно, на экране высвечиваются свойства (слайды 7–12, приложение 3)

5.     Лабораторная работа.

Определить в какой из пробирок находятся иодид калия, хлорид калия, карбонат калия. На листах записываются – уравнения реакций. Проверка осуществляется самостоятельно (слайды 13–17, приложение 3).

6.     Самостоятельная работа.

Каждый учащийся составляет уравнения реакций в соответствии с цепочкой превращения, одно уравнение нужно записать в ионном виде, одно с электронным балансом (слайд 18, приложение 3). В каждой группе учащиеся получают разные варианты цепочек.

7.     Определение и инструктаж домашнего задания.

Домашнее задание: повторить параграф 24, доказать качественный состав соли хлорид аммония – 1 вариант, сульфат аммония – 2 вариант (слайд 19, приложение 3)

8.     .  Итог урока. Выставление отметок за работу групп (слайд 20, приложение 3)

При оценивании за ответы выставляются баллы, которые в конце урока переводятся в отметки.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Приложение № 1

Критерии для оценивания ответов

Критерии для оценивания ответов

Баллы

1. Устный полный ответ

2

2. Неполный устный ответ

1

3. Молекулярное уравнение, составленное без ошибок

2

4. Молекулярное уравнение, составленное с одной или двумя ошибками (неверно поставлен индекс или коэффициент)

1

5. Ионное уравнение, составленное без ошибок

3

6. Ионное уравнение, составленное с 1 или 2 ошибками (не написан или неверно записан заряд, индекс, коэффициент)

2

7. Ионное уравнение, составленное с 3 или 4 ошибками (не написан или неверно записан заряд, индекс, коэффициент)

1

8. Правильно определены все степени окисления

2

9. При определении степеней окисления допущена 1 или 2 ошибки

1

10. При составлении электронного баланса правильно определено количество отданных и принятых электронов

1

11. Правильно определены окислители и восстановители

1

12. При выполнении опыта соблюдение всех требований техники безопасности и правил обращения с оборудованием

2

13. Правильная формулировка вывода

2

14. Неудачная формулировка вывода

1

15. Недостатки в оформлении

- 1

Приложение № 2

Пример индивидуального листа опроса для заполнения учащимися

 

Индивидуальный лист опроса

Фамилия ___________________________________

Группа_____________________________________

Задание № 1: название вещества _______________

Задание № 2: при подготовке ответа заполнить таблицу:

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

1.

 

2.

1.

 

2.

 

3.

 

4.

 

5.

Оксиды (кислотные)

1.

 

2.

 

3.

1.

 

2.

 

3.

Кислоты

1.

 

2.

 

3.

 

4.

 

5.

1.

 

2.

 

3.

 

4.

 

5.

Соли

1.

 

2.

 

3.

1.

 

2.

 

Задание № 3. Лабораторная работа

Определить - в какой из пробирок находятся: хлорид натрия, иодид калия, карбонат натрия. Уравнения записать в молекулярной и ионной форме. Оформить результаты в виде таблицы:

Порядок выполнения

Что делал?

Что наблюдал?

Выводы. Уравнения реакций

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Задание № 4

Составить уравнения в соответствии с цепочкой превращения.

Уравнения, обозначенное цифрой 1 записать в ионном виде, а обозначенное цифрой 2 – с электронным балансом.

1        2

NH4Cl  NH3  NO NO2

 

 

 

Жить - значит узнавать.

Д.И.Менделеев

Знать - значит победить!

А.Н.Несмеянов

Просто знать — еще не все,

знания надо уметь использовать.

И.В.Гете

 

I. Конкурс «Викторина».

1. Один из этих двух элементов в виде простого ве­щества хорошо горит, другой - поддерживает горение, а соединение, состоящее из этих элементов, пригодно для тушения огня.

(Водород и кислород, которые вместе образуют воду.)

2.   Аллотропное видоизменение какого элемента пахнет чесноком?

(Белый фосфор.)

3. Какое простое вещество-неметалл издавна вклю­чали в состав мазей для лечения кожных заболеваний?

(Сера.)

4.  В атмосфере какого газа-неметалла хранят ста­ринные рукописи?

(Азот.)

5.  Это простое вещество используют для очистки воды и воздуха от нежелательных примесей, для уда­ления сивушных масел из спирта.

(Активированный уголь.)

6.  Каким элементом богата морская капуста - ла­минария?

(Йод.)

7.  Из этого вещества при высоких температуре и давлении получают искусственные алмазы.

(Графит.)

8. Какое простое вещество обладает способностью светиться в темноте?

(Белый фосфор.)

9.  Без этого элемента немыслима жизнь на Земле, ему обязана своим существованием органическая хи­мия, в природе он существует в виде нескольких алло­тропных модификаций, из них наиболее известные -три. О каком элементе идет речь?

(Углерод.)

10.  Образованное этим элементом простое веще­ство оказывает сильное раздражающее действие на слизистую  оболочку глаз и дыхательную  систему. О каком веществе идет речь?

(Хлор.)

11.  Этот неметалл издавна употребляли для изго­товления лекарственных препаратов, чернения ору­жия, приготовления черного пороха, в производстве спичек; оксид этого неметалла - для отбеливания тка­ней. О каком неметалле идет речь?

(Сера.)

12.  Второй элемент по распространенности в зем­ной коре, в свободном виде в природе не встречается, его соединения входят в состав растительных и живот­ных клеток, некоторые организмы обладают способ­ностью его накапливать. Что это за элемент?

(Кремний.)

13.  Впервые этот неметалл выделил Г.Кавендиш. В переводе с греческого его название означает «недея­тельный», «неработающий». Что это за неметалл?

(Инертный газ аргон.)

14. Этот газ нашел применение в рекламной инду­стрии, заполненные им стеклянные трубки дают ярко-красное свечение. Название этого газа в переводе с греческого означает «новый». Что это за газ?

(Неон.)

15.  Первенство открытия этого химического эле­мента принадлежит китайскому ученому VIII в. Мао Хао, который за 1000 лет до А.Л.Лавуазье установил, что в состав воздуха входит газ, поддерживающий го­рение и дыхание. О каком газе идет речь?

(Кислород.)

16.  Эту аллотропную модификацию серы можно получить в виде нитей.

(Пластическая сера.)

17. Этот неметалл считается самым активным сре­ди всех неметаллов.

(Фтор.)

18.  Какой химический элемент называют «элемен­том жизни и мысли»?

(Фосфор.)

19. Недостаток этого элемента в организме челове­ка приводит к кариесу зубов.

(Фтор.)

20. Какого элемента больше всего на Земле, а како­го в космосе?

(На Земле больше всего кислорода, в космосе — водорода.)

 

II. Конкурс «Виртуальный эксперимент».

1. Команды смотрят видеосюжеты. «Взаимодействие концентрированной азотной кис­лоты с фосфором».

«Взаимодействие концентрированной азотной кис­лоты с углем».

   После просмотра видеосюжетов по одному уча­щемуся от команды записывают уравнения на доске и расставляют коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса.

Ответ. Уравнения с коэффициентами выглядят так:

Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О

С + 4HNO, (конц.) = 2Н2О + СО, + 4NO,.

 

2. Команды смотрят видеофрагмент «Горение бело­го фосфора». Учащиеся записывают в тетрадях урав­нение реакции, а затем комментируют эту реакцию.

Ответ. 4Р + 502 = 2Р2О5.

 

III. Конкурс «Открытия».

1.  В 1803 г. в лаборатории французского химика Клода Бертолле произошла занятная история. Один из учеников знаменитого химика обнаружил склян­ку с неизвестным красным порошком и спросил, как поступить с этим веществом? «Конечно, прежде все­го, надлежит испытать его!» - воскликнул Бертолле. Ученик взял  щепотку красного порошка и попытался растереть его с недавно полученной новой солью, по­лучившей имя Бертолле. Лучше бы он этого не делал - в лаборатории раздался взрыв. Однако ученик не по­страдал и смело продолжил испытания.

   Внеся красный порошок в азотную кислоту, он от­метил выделение красно-бурого газа; порошок при этом растворился. При поджигании красного порошка появилось пламя, а потом — белый дым. Бертолле по­хвалил ученика: задание было выполнено правильно.   Какое вещество находилось в склянке?

Ответ. Это был красный фосфор, кото­рый при контакте с хлоратом калия (бертоле­това соль) и механическом воздействии (рас­тирании) реагирует со взрывом:

6Р + 5КС1О3 = ЗР2О5 + 5КС1.

   Азотная кислота превращает красный фосфор в ортофосфорную кислоту, а на воз­духе он горит, превращаясь в белый «дым» — частички оксида фосфора(V), который ги­гроскопичен и мгновенно реагирует с влагой воздуха с образованием мельчайших капелек ортофосфорной кислоты:

Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О,

4Р + 5О2 = 2Р2О5,

Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4.

 

2.   Студент Гейдельбергского университета Карл Левиг в 1825 г. изучал воды минеральных источников Германии. Одна из приготовленных им проб воды об­ладала интересной особенностью - она желтела под действием хлора. Левиг извлек неизвестное вещество, придававшее желтоватый цвет воде, с помощью диэтилового эфира, а после испарения эфира обнаружил красно-бурую жидкость с резким неприятным запа­хом.   Студент уже собирался опубликовать результаты своих опытов, но научный руководитель посоветовал повременить, чтобы иметь возможность детально ис­следовать новое вещество.

   Но именно в это время 23-летний химик Антуан Балар из Франции получил то же самое вещество и сразу отправил его образец в Парижскую академию наук. Известные химики Жозеф Гей-Люссак и Луи Тенар подтвердили открытие нового элемента (Балар назвал его «муридом»), но переменили название на дру­гое - bromos, которое в переводе с греческого означает «зловоние». О каком веществе идет речь?

Ответ. Левиг и Балар открыли бром. Воды некоторых соляных болот и озер содер­жат бромид натрия, из которого при обработке хлором выделяется бром:

2NaBr + С12 = 2NaCl + Br2

 

3. В начале 1915 г. около городка Ипр на западе Фландрии (Бельгия) впервые был использован отрав­ляющий газ. Он проникал во все щели и укрытия. Га­зовая атака привела к гибели 5000 английских солдат, более 15 000 стали калеками.

    История этого газа, враждебного всему живому, на­чинается с середины XVII в., когда голландский химик Ян Баптист ван Гельмонт едва не погиб, нагревая смесь некой соли с азотной кислотой. А шведский химик и аптекарь Карл Вильгельм Шееле надышался этого вредного газа, изучая реакцию минерала пиролюзита с соляной кислотой. О каком неметалле идет речь?

Ответ. Этот опасный газ - хлор.

   Гельмонт для его получения использовал реакцию хлорида аммония с азотной кислотой.

   А Шееле проводил реакцию соляной кис­лоты с диоксидом марганца:

MnO2 + 4HC1 = МпС12 + С12↑ +2Н2О.

 

4. Получение неметалла X первым осуществил в 1745 г. М.В.Ломоносов. Он действовал на железные опилки жидкостью состава X2SO4, разбавленной во­дой. Образовавшийся неметалл Ломоносов называл «флогистоном», что в переводе с греческого означает «горючий». Этот же способ выделения X применил в 1766 г. Генри Кавендиш. В 1787 г. Антуан Лавуазье по­лучил X, продувая струю газообразного оксида этого неметалла через нагретый до красного каления ружей­ный ствол.

   Позднее химики разных стран стали использовать для получения этого неметалла реакции алюминия или кремния со щелочами в водной среде или взаи­модействие бинарных соединений этого неметалла и кальция с водой. Какой это неметалл?

Ответ. Этот неметалл - водород. В зада­нии речь идет о следующих реакциях:

Fe + Н2О = FeO + Н2,

2А1 + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2,

Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiO3 + 2Н2,

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

 

5. Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества пред­ставляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных названий. В 1772 г. шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд назвал его «ядови­тым воздухом». Английский химик Джозеф Пристли в том же году назвал его «дефлогистированным воз­духом».  В   1773  г.  шведский  химик-аптекарь Карл Вильгельм Шееле дал этому газу название «испорчен­ный воздух». А английский химик Генри Кавендиш в 1774 г. назвал его «удушливый воздух». Наконец,  в 1776 г. французский химик Антуан Лавуазье устано­вил, что все названные выше газы - одно и то же ве­щество, и предложил свое название, в переводе с гре­ческого означавшее «безжизненный воздух». Каково сейчас название этого неметалла?

Ответ. Это — неметалл азот. Название га­зообразному азоту дал Лавуазье (от греч. а -частица «не» и zoe - «жизнь» (т.е. «азот»,  зна­чит «безжизненный»)).

 

6.  Первые исследователи, пытавшиеся получить неметалл Х2 в результате электролиза, жестоко по­платились своим здоровьем. Как только этот неметалл вступал в контакт с водородом, происходили сильные взрывы, в нем «горела» даже вода. А любые органи­ческие вещества (например, ткань, из которой были сделаны защитные перчатки экспериментаторов, или вазелиновая смазка пришлифованной аппаратуры) в атмосфере «опасного» неметалла вспыхивали и заго­рались.  Какой это неметалл?

Ответ. Это чрезвычайно агрессивный неметалл - фтор.

 

IV. Конкурс «Лаборатория».

   Недаром говорят, что теория проверяется практи­кой. Для проведения этого конкурса приглашаются по одному человеку от каждой команды к доске для вы­полнения практического задания.

1.  Соберите прибор для получения кислорода. По­лучите кислород и докажите его наличие. Какими ме­тодами собирают кислород?

Ответ. Проводят реакцию разложения перманганата калия:

2КМпО4 = К2Мп04 + МпО2 + О2

и проверяют тлеющей лучинкой: в кислороде она ярко вспыхивает.

 

2.  Соберите прибор для получения водорода. По­лучите водород и докажите его наличие. Какими мето­дами собирают водород?

 

   Аппарат Киппа (или аппарат Кирюшкина) – (лаборатор­ный прибор для получения газов действием жидкости на твердое вещество при ком­натной температуре)

Ответ. Проводят реакцию взаимодействия цин­ка с соляной кислотой в аппарате Кипа:

Zn + 2HC1 = ZnC12 + Н2.

Полученный газ проверяют так - к отверстию пробирки подносят горящую спичку,

раздается хлопок.

    Ответы учащихся проверяют, используя интерак­тивную доску.

 

V. Конкурс «Поэтический».

Учитель загадывает загадки, а команды по очереди отвечают.

 

• Тяжелый, жидкий и пахучий,

Подвижный, сильно ядовит.

Удушлив и весьма летучий

Сквозь поры пробки он летит.

В солях почти всегда бесцветен,

Есть в Сакском озере в Крыму,

Лечебным действием заметен

И всем известен потому.

(Бром.)

 

• Из меня состоит все живое,

Графит, антрацит и алмаз.

Я на улице, в школе и в поле,

Я в деревьях и в каждом из вас.

(Углерод)

 

• Я - газ легчайший и бесцветный,

Неядовитый и безвредный.

Рождаю воду, когда сгораю,

Аэростаты наполняю,

А с кислородом образую

Я смесь горящую, взрывную.

(Водород)

 

• Гулять в грозу - какой резон?

Подышим воздухом, дружище.

В природе словно стало чище,

Повсюду в воздухе ...

(Озон.)

 

• Я - коварный поджигатель,

Вы огня хотите - нате!

Я - всесильный окислитель,

Если только дров дадите.

(Кислород)

 

• Вы со мной уже встречались –

Я - космический скиталец,

Элементов прародитель

И отважный предводитель.

Я - любитель кислорода,

Вместе с ним даю я воду.

(Водород)

 

• Я светоносный элемент.

Я спичку вам зажгу в момент.

Сожгут меня, и под водой

Оксид мой станет кислотой.

(Фосфор)

 

• Предупреждаю вас заранее:

Я не пригоден для дыхания!

Но все как будто бы не слышат

И постоянно мною дышат.

(Азот)

 

• У меня дурная слава:

 Я - известная отрава.

Даже имя говорит,

Что я страшно ядовит.

(Мышьяк.)

 

• Рассеян по земле повсюду,

Немного есть в морской воде,

Рассказывать того не буду,

Как обнаружен он везде.

Летучий, темный, кристалличен,

Он мало растворим в воде.

Раствор спиртовый столь обычен,

В аптеках встретится везде.

(Йод.)

 

VI. Конкурс «Расчетный».

 

Задача 1. Послушайте отрывок из романа «Зате­рянный мир» Артура Конан Дойла.

«Сейчас посмотрите, - сказал Челленджер. - По­следние дни я напрягал все силы своего ума, чтобы разрешить задачу, как нам выбраться отсюда. Мы же убедились, что спуск по отвесным скалам невозможен, а туннеля больше не существует. Перебросить мост на утес нам, безусловно, не удастся. Что же тогда делать? Я как-то говорил нашему юному другу, что эти гейзе­ры выделяют водород в свободном состоянии. Отсюда логически вытекла мысль о воздушном шаре».

   Рассчитайте, какая масса цинка потребовалась бы, чтобы наполнить шар объемом 1 кубический метр, которым воспользовались бы участники неудавшейся экспедиции.

 

Ответ.                           

Zn + 2HC1 = ZnCl2 + Н2↑,

v(H2) = 1000 (л) / 22,4 (л/моль) = 44,64 моль,

v(Zn) = v(H2) = 44,64 моль,

w(Zn) = 44,64 (моль) • 65 (г/моль) = 2901,6 г, или 2 кг 902 г.

 

Задача 2. Послушайте отрывок из фантастиче­ского произведения А.Р.Беляева «Голова профессора Доуэля».

  «Первый раз в жизни Артур Доуэль почувствовал, что не в состоянии овладеть чужой волей. Связанный, беспомощный, лежащий на полу человек издевался над ним. За дверью раздалось какое-то шипение. Доу­эль продолжал петь все громче, но вдруг поперхнулся. Что-то раздражало его горло. Доуэль потянул носом и почувствовал запах. В горле и носоглотке неприятно щекотало, вскоре к этому присоединилась режущая боль в глазах. Запах усиливался. Доуэль похолодел. Он понял, что Равино отравил его хлором.      Настал его смертный час. Затем свет погас, и Доуэль словно про­валился... Очнулся он от свежего ветра, который тре­пал его волосы».

   Рассчитайте, какой объем хлора потребуется для получения 1 кг поваренной соли.

Ответ.

2Na + С12 = 2NaCl,

v(NaCl) = 1000 (г) / 58,5 (г/моль) = 17,1 моль,

v(Cl2) = 1/2 • v(NaCl) = 8,55 моль,

V (C12) = 8,55 (моль) • 22,4 (л/моль) = 191,52 л.

Ответы и решение задач осуществляются с помо­щью интерактивной доски.

 

VII. Конкурс «Творческий».

   Учитель читает стихотворение, которое отражает генетический ряд неметаллов. Вам необходимо это стихотворение перевести на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена следует составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

Задание 1.

Пусть эти превращения

Дадут вам уравнения.

Красный фосфор я сжигаю,

К дымку воду приливаю.

Проверяю лакмусом,

Станет сразу красным он!

Добавим натрия гидроксид —

Цвет фиолетовый в колбе возник.

Потом получаю фосфат серебра,

Цветом - лимонная кожура.

Растворяю осадок желтый

Добавлением кислоты азотной.

И на доске превращения эти

Вы запишите, умные дети!

 

Ответ. Генетический ряд фосфора выглядит следующим образом:

Р  →  Р2О5  →  Н3РО4  → Na3PO4  →  Ag3PO4  → Н3РО4.

1) 4Р+5О2 = 2Р2О5

2) Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

3) 3NaOH + Н3РО4 = Na3PO4+ 3H2O

3Na+ + 3ОН- + + + РО43-   =  3Na+   + РО43-  + 3H2O

ОН- +Н+=Н2О

4) Na3PO4 + 3 AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

3Na+  + РО43-  +3 Ag+ + 3NO3-  = Ag3PO4↓ + 3Na+ + 3NO3-

3 Ag+  + РО43-   = Ag3PO4

5) Ag3PO4+ 3HNO3 = H3PO4+ 3AgNO3.

 

Задание 2.

Бросим мы в костер бревно

И получим вещество.

В кислороде он горит —

Получается оксид.

А затем оксид другой,

Догадайтесь вот, какой?

Есть он в воздухе и в нас.

В лимонаде тот же газ.

Ну, а если мы прибавим

Гидроксида натрия,

То получим очень скоро

Соль такую знатную.

Станет пышным с ней пирог,

И подумать кто бы мог!

Разлагаем эту соль

Мы при нагревании.

В результате получаем

Соль с другим названием.

Сыпем кальция хлорид,

Видим изменения,

Белый порошок возник –

Признак без сомнения.

Растворяем в кислоте,

Видим пузырьки на дне,

Газ какой-то или что же,

Кто ответит верно мне?

Смело пишем на доске

Чудо превращения.

Классы нам веществ нужны –

Все без исключения.

 

Ответ. Генетический ряд углерода выглядит следующим образом:

С → СО → СО2NaHCO3Na2CO3

 

1)2С+О2=2СО

2) 2СО + О2 = 2СО2

3) СО2 + NaOH = NaHCO3

4) 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

5) Na2CO3 + CaCl2 = CaCО3 + 2NaCl 

2Na+  +  CO32- + Ca2+ + 2C1-  = CaCO3 + 2Na+  + 2C1-

CO32-  +Са2+ = СаСО3

6) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Маршрутный лист «Неметаллы»

 

 

5.     Положение неметаллов в ПС.

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

6.      Строение атомов неметаллов.

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

   Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

   Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары.

 

3. Кристаллическое строение неметаллов - простых веществ. Аллотропия.

 

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

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

               * жидкость – Br2;

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

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

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

 

 

                              Причины  аллотропии:

 

 


Образование молекул с разным                    Образование различных

числом атомов (кислород, озон)                   кристаллических форм (алмаз, графит)

 

4. Физические свойства неметаллов.

 

                                         Неметаллы

 

 

 

 

 

 


5. Химические свойства неметаллов.

 Неметаллы в химических реакциях  могут быть восстановителями и окислителями.

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах  ….. ….. ПС

Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от … до… электронов.

3) Неметаллические свойства элементов ………….. в периодах и ………….. в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.

4) Высшие кислородные соединения неметаллов имеют ………….. характер.

5) Атомы элементов-неметаллов способны как ………… электроны, проявляя окислительные функции, так и ………….. их, проявляя восстановительные функции.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тест по теме «Неметаллы»

 

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте:

     Атомы ………………. в отличие от атомов………………….. легко принимают  наружные электроны, являются ……………………

2) Вставьте слова, пропущенные в тексте:

     Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ………………………

      В группах неметаллические свойства элементов …………………….

 

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

    

 

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

 

6) Соотнесите, какую высшую степень окисления имеют  следующие элементы?

             Азот                         +6

             Хлор                        +5

             Сера                         +4

             Кремний                  +7

 

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

      H2+S=H2S

      S —

   

 2SO2 + O2 → 2SO3

     S

 

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

 а) 4       б) 5            в) 6         г) 7

 

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы

     а) серы

     б) фосфора

     в)  кремния

     г) хлора

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

      а) 2, 1

      б)  2, 8, 2

      в)  2, 8, 7

 

Характеристика азота:

 

Показатель

Значение

2 – радиус атома –

 

2 – радиус иона –

 

6 – содержание в земной коре

 

9 – температура плавления –

 

9 – температура кипения - 

 

13 – количество изотопов -

 

 

 

 

Характеристика углерода:

 

Показатель

Значение

2 – радиус атома –

 

2 – радиус иона –

 

6 – содержание в земной коре

 

9 – температура плавления –

 

9 – температура кипения - 

 

13 – количество изотопов -

 

 

 

 

Характеристика серы:

 

Показатель

Значение

2 – радиус атома –

 

2 – радиус иона –

 

6 – содержание в земной коре

 

9 – температура плавления –

 

9 – температура кипения - 

 

13 – количество изотопов -

 

 

 

Маршрутный лист «Неметаллы»

 

 

7.     Положение неметаллов в ПС.

- Где в ПС расположены неметаллы?

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

8.      Строение атомов неметаллов.

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

   Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

   Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары.

 

3. Кристаллическое строение неметаллов - простых веществ. Аллотропия.

 

   Неметаллы имеют 2 типа кристаллических решёток:

- молекулярные (H2, O2, O3, N2, Cl2),

- атомные (алмаз, графит, кремний).

 

 Если металлы – простые вещества образованы  за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. 

 

 Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии -  способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ, а эти простые вещества называются  аллотропными видоизменениями или модификациями.

 

 

 

                              Причины  аллотропии:

 

 


Образование молекул с разным                    Образование различных

числом атомов (кислород  O2, озон O3)        кристаллических форм (алмаз, графит),                                                           

                                                                            разное строение кристаллических решёток

                                                                            Р4 – белый фосфор – молекулярная К.Р.,

                                                                            Р – красный фосфор – атомная К.Р.

 

 

4. Физические свойства неметаллов.

                                         Неметаллы

 

 

 

 


    В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

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

               * жидкость – Br2;

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

 

  Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода.

  

Температуры плавления у графита – 3800, у азота - -210 градусов.

 

5. Химические свойства неметаллов.

- Кем являются неметаллы в химических реакциях?

 - Неметаллы в химических реакциях  могут быть и восстановителями,  и окислителями.

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах IV-VII групп  ПС

Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 4  до 8  электронов.

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

4) Высшие кислородные соединения неметаллов имеют  кислотный  характер.

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

 

 

 

 

 

1 уровень (красные карточки) - творческое задание:

    Перевести стихотворение  на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена  составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

 

Бросим мы в костер бревно

И получим вещество.

В кислороде он горит —

Получается оксид.

А затем оксид другой,

Догадайтесь вот, какой?

Есть он в воздухе и в нас.

В лимонаде тот же газ.

Ну, а если мы прибавим

Гидроксида натрия,

То получим очень скоро

Соль такую знатную.

Станет пышным с ней пирог,

И подумать кто бы мог!

Разлагаем эту соль

Мы при нагревании.

В результате получаем

Соль с другим названием.

Сыпем кальция хлорид,

Видим изменения,

Белый порошок возник –

Признак без сомнения.

Растворяем в кислоте,

Видим пузырьки на дне,

Газ какой-то или что же,

Кто ответит верно мне?

Смело пишем на доске

Чудо превращения.

Классы нам веществ нужны –

Все без исключения.

 

Ответ. Генетический ряд углерода выглядит следующим образом:

С → СО → СО2NaHCO3Na2CO3

 

1)2С+О2=2СО

2) 2СО + О2 = 2СО2

3) СО2 + NaOH = NaHCO3

4) 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

5) Na2CO3 + CaCl2 = CaCО3 + 2NaCl 

2Na+  CO32- + Ca2+ + 2C1-  = CaCO3 + 2Na+  + 2C1-

CO32-  +Са2+ = СаСО3

6) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

 

Выпишите  общие и специфические химические свойства веществ:

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые

вещества –

неметаллы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Оксиды –

1 группа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Кислоты –

2 группа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Соли –

3 группа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 46 урокl.doc

Контрольная работа по теме «Неметаллы».

I вариант.

Часть А. Тестовые задания с выбором ответа.

1. Символ элемента, образующего прос­тое вещество — неметалл:

             А) Са           Б) Сu           В) С            Г) Zn

2. Распределение электронов по энерге­тическим уровням в ионе хлора С1-:

А) 2ē, 8ē, 8ē.                                 В) 2ē, 8ē, 18ē, 6ē.

      Б) 2ē, 8ē, 6ē.                                 Г) 2ē, 8ē.

3. Формулы высшего оксида и летучего водородного соединения элемента Э с распреде­лением электронов по энергетическим уровням 2ē, 8ē, 6ē:

А) ЭО2 и ЭН4                               В) ЭО3 и Н2Э.

Б)  Э2О5 и ЭН3                              Г) Э207 и НЭ.

4. Способность атомов принимать электроны уменьшается в ряду:
            A) F—CI—Br—I.                       В
) Br—I—F—С1.

 Б) I—Br—CI—F.                       Г) CI—F—I—Вг.

5. Коэффициент перед формулой веще­ства X в схеме превращения

                                   N2 + О2 эл.ток → X:

А) 1                  Б) 2                    В) 3                 Г) 4

6. Закономерность изменения неметал­лических свойств атомов химических элементов в пределах главной подгруппы с увеличением порядкового номера:

A) Увеличивается.
Б) Уменьшается.

      B) Изменяется периодически.
      Г) Закономерности нет.

7. Оксид серы (VI) не взаимодействует с веществом, формула которого:

А) СО2          Б) H2О            В) КОН           Г) MgO.

8. Схеме превращения

                           +2         +4

                            N  →  N

    соответствует химическое уравнение:

A) N2 + 3Mg = Mg3N2                           В) N2 + О2 = 2NО

Б) N2 + ЗН2 = 2NH3                               Г) 2NО + О2 = 2NО2

9. Сера взаимодействует с каждым из веществ группы:

A) FeO, NaOH, CuO                              В) О2, Н2, Сu

Б) SО2, Н2, N2О                                     Г) Н2, О2, NH3

10. Ион SiO32- можно обнаружить с помощью раствора, содержащего катион:

А) Бария.                                               В) Кальция.

Б)  Водорода.                                         Г) Серебра.

Часть Б. Задания со свободным ответом.

11. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения согласно схеме:

Р   →  Zn3P2  → Р2О5  → H34  → Na34 → Ag34.

12. Превращение 2 из задания 11 рас­смотрите с точки зрения ОВР.

13. Из задания 11 выберите реакцию ионного обмена и запишите ее в ионном виде.

14. Химическая реакция возможна меж­ду веществами, формулы которых:

A) H2SО4 и СО2           В) H2SО4 и BaSО4

Б) H2SО4 и Аu             Г) H2SО4 и MgO

 

 

Задача 5,с.91

 

 

 

 

Контрольная работа по теме «Неметаллы».

II вариант.

Часть А. Тестовые задания с выбором ответа.

1. Символ элемента, образующего прос­тое вещество— неметалл:

A) Mg                  Б) Сu                В) Na                  Г) F

2. Распределение электронов по энерге­тическим уровням в ионе азота N3− :

     А) 2ē, 8ē, 8ē                               В) 2ē, 8ē, 18ē, 6ē

     Б) 2ē, 8ē, 6ē                                Г) 2ē, 8ē

3. Формулы высшего оксида и летучего водородного соединения элемента Э с распреде­лением

     электронов по энергетическим уровням 2ē, 8ē, 7ē:

А) ЭО2 и ЭН4                              В) ЭО3 и Н2Э

Б) Э2О5 и ЭН3                             Г) Э2О7 и НЭ

4. Способность атомов принимать элект­роны уменьшается в ряду:

     A) F—О—N—С                         В) N—F—О—С

            Б) С—N—О—F                          Г) О—N—F—С

5. Коэффициент перед формулой веще­ства X в схеме превращения

                                           Р + О2  →  X:

А) 1               Б) 2                В) 3                 Г) 4

6. Закономерность изменения электро­отрицательности атомов химических элементов в пределах периода с увеличением порядкового номера:

A) Увеличивается.
Б)  Уменьшается.

B) Изменяется периодически.
Г)  Закономерности нет.

7. Аммиак взаимодействует с вещест­вом, формула которого:

А) НС1                Б) NaOH                В) SiО2               Г) N2

8. Схеме превращения

                                                           -2         +4

                                                S   →  S

    соответствует химическое уравнение:

A) SО2 + Н2О= H2SО3

Б) H2 + S = H2S

B) 2SО2 + О2 = 2SО3
Г) 2
H2S + 3О2 = 2SО2 + 2Н2О     

9. Простое вещество азот взаимодействует с каждым из веществ группы.
            А)  
H2O, CO2, NaOH                         В)  Li, Н2, О2
            Б)  
Mg, НС1, О2                                Г)  Сu, H2SО4, Н2

10. Ион РО43- можно обнаружить с помощью раствора, содержащего катион:

А) Бария                                             В) Натрия

Б) Водорода                                       Г) Серебра

Часть Б. Задания со свободным ответом.

11. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения согласно схеме:

S    →   MgS    →   SО2  →  SО3   →    Na2SО4   → BaSО4

12. Превращение 2 из задания 11 рас­смотрите с точки зрения ОВР.

13. Из задания 11 выберите реакцию ионного обмена и запишите ее в ионном виде.

14. Химическая реакция возможна меж­ду веществами, формулы которых:

A) SiО2 и Н2О             В) Р2О5 и NaOH.

Б) СО2 и SО2               Г) H2SiО3 и Mg

 

 

 

Задача 5,с.91

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 46.1 урок.doc

Контрольная работа по теме: «Неметаллы»

                                                                          1- Вариант.

1.Осуществите цепочку превращений:

                         P    →Mg3P2        PH3     P2O5     →H3PO4   – Ca3(PO4)2 .

 Одну реакцию рассмотреть  в свете ТЭД

2. Сместите равновесие вправо:   

                                                2 NO   + O2    =   2NO2Q.

3.Уравнять ОВР  методом электронного баланса:  

                                                C + HNONO2 + CO2 + H2O

4. Определите  в каком соединении  массовая доля  фосфора максимальна: фосфат аммония, фосфат  калия, суперфосфат.

5.В 600г 15%  азотной кислоты растворили  20 мл аммиака. Вычислите массу  образовавшейся соли

 

 

Контрольная работа по теме: «Неметаллы»

                                                                         2- Вариант.

1.Осуществите цепочку превращений:  

                         Na 2S     → S  →  SO2   → SO3  → H 2 SO4   →Ba SO4

    Одну реакцию рассмотреть  в свете ТЭД

2. Сместите равновесие вправо:    

                                        2CO  + O =  2 CO2 + Q

3.Уравнять ОВР  методом электронного баланса:

                                             Si + NaOH  +H2ONa2SiO3 + H2

4. Определите  в каком соединении  массовая доля  азота максимальна: нитрат аммония, нитрат калия, натриевая селитра.

5. В 400г 10%  азотной кислоты растворили  15 мл аммиака. Вычислите массу  образовавшейся соли

 

 

Контрольная работа по теме: «Неметаллы»

Вариант 3

1.     Перечислите физические свойства и области применения аммиака.

2.    Закончите уравнения реакций, укажите для одной из них окислитель и восстановитель:

           N2 + H2                                               NH3 + H2SO4     

3.                  Определить массу раствора азотной кислоты с массовой долей  5%,  необходимого для получения кальций нитрата из кальций оксида массой 11,2 г.

4.                  Составьте уравнения реакций, соответствующих схеме:

H2SiO3       K2SiO3          SiO2        CO2        CO.

Для одной из реакций составьте уравнения в ионном виде, для другой покажите процессы окисления и восстановления.

5.                  Каков тепловой эффект реакции: N2+H2=NH3 – 546 кДж , если для реакции взяли 44,8л азота. Какова масса аммиака получится?

 

 

Контрольная работа по теме: «Неметаллы»

Вариант 4

1.    Рассчитайте массу оксида фосфора можно получить из 30 литров воздуха и фосфора, если известно, что в воздухе содержится 21% кислорода.

2.    Закончите уравнения реакций, составьте для одной из них окислитель и восстановитель:

         NH3 + O2                                                             Si + O2

3.    Опишите применение галогенов в быту и их биологическую роль в организме.

4.    Составьте уравнения реакций, соответствующих схеме:

    N2         N2O5          HNO3         Mg(NO3)2        MgCO3.

Для одной из реакций составьте уравнения в ионном виде, для другой покажите процессы окисления и восстановления.

5.                  Каков тепловой эффект реакции: Р +H2H3 + 347 кДж , если для реакции взяли 22,4л кислорода. Какова масса фосфина получится?

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 46.3 урок.doc

Контрольная работа по теме «Неметаллы»

 

Вариант 1.

 

  1. Расставьте коэффициенты методом  электронного баланса:

  А) Сu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO + H2O

  Б) H2SO4 + Mg = MgSO4 + H2S + H2O

 

  1. Закончите уравнения. Напишите полные ионные и сокращенные ионные уравнения

  А) AgNO3 + K3PO4 =

  Б) H2SO4 + CaCO3 =

3. Решите задачу10 г оксида магния обработали раствором, содержащим 40 г 5%-ной азотной кислоты. Какая масса соли образовалась при этом?

4. Какой объем аммиака (н.у.) можно получить, нагревая смесь 33 г сульфата аммония с избытком гидроксида кальция, если объемная доля выхода составляет 85%.

5. Осуществите цепочку превращений:

PP2O5H3PO4Ag3PO4

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Контрольная работа по теме «Неметаллы»

 

Вариант 2.

 

  1. Расставьте коэффициенты методом  электронного баланса:

  А) Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O

  Б) H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + H2O

 

  1. Закончите уравнения. Напишите полные ионные и сокращенные ионные уравнения

  А) K2SiO3 + BaCl2=

  Б) Na2CO3 + HCl  =

3. Решите задачу.

Какая масса нитрата цинка образуется при взаимодействии 16,2 г оксида цинка с раствором, содержащим 30 г 20%-ой азотной кислоты.

4.Азот объемом 56 л (н.у.) прореагировал с водородом, взятым в избытке. Массовая доля выхода аммиака составила 50 %. Рассчитайте объем полученного аммиака.

5. Осуществите цепочку превращений:

С→СO2H2CO3→Na2CO3

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Контрольная работа по теме «Неметаллы»

 

Вариант 1.

 

  1. Расставьте коэффициенты методом  электронного баланса:

  А) Сu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO + H2O

  Б) H2SO4 + Mg = MgSO4 + H2S + H2O

  В) SO2 + O2 = SO3

 

  1. Закончите уравнения. Напишите полные ионные и сокращенные ионные уравнения

  А) Na2SiO3 + HCl=

  Б) AgNO3 + K3PO4 =

  В) NH4Cl + LiOH =

  Г) H2SO4 + CaCO3 =

  Д) BaCl2 + Na2SO4 =

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Контрольная работа по теме «Неметаллы»

 

Вариант 2.

 

  1. Расставьте коэффициенты методом  электронного баланса:

  А) Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O

  Б) H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + H2O

  В) H2O + C = CO + H2

 

  1. Закончите уравнения. Напишите полные ионные и сокращенные ионные уравнения

  А) K2SiO3 + BaCl2=

  Б) Na2CO3 + HCl  =

  В) NH4NO3 + KOH =

  Г) K3PO4 + MgSO4 =

  Д) AgNO3 + NaCl  =

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 47 урок.doc

 

                  27.02.2012г.                               47 урок                                9 класс

Урок на тему: Анализ контрольной работы № 3, коррекция ЗУН учащихся, работа над ошибками  Положение металлов в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева. Металлическая связь. Нахождение в природе. Положение металлов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Общая характеристика металлов. Металлическая связь. Физические свойства.

Тип урока: изучение нового материала.

Вид урока: комбинированный.

Цели урока:

  • Обеспечить восприятие и осмысление  учащимися основных понятий темы «металл как элемент» и «металл как простое вещество», «металлическая связь».
  • Подвести учащихся к осознанию практической значимости металлов в жизни человека:
  • Создать условия для развития умения осознанно работать с источниками информации и с химическими терминами.

Задачи:

Обучающая:

  • создать условия для получения учащимися знаний о положении металлов в п.с.х..э. Д. И. Менделеева, металлической связи, физических свойствах металлов, нахождении в природе и значимости металлов в жизни человека; (в частности нашего региона)

развивающая:

  • способствовать развитию у учащихся логического мышления, умения анализировать и сравнивать, работать с дополнительной информацией.

воспитывающая:

  • содействовать формированию представлений о причинно-следственных связях и отношениях,
  • вырабатывать стремление к коллективизму;
  • формировать мировоззренческое понятие о познаваемости природы.

Планируемые результаты обучения:

Знать:

  • понятие металлической связи и металлической решетки;
  • физические свойства металлов;
  • «Роль металлов в развитии региона»
  •  «Руды черных и цветных металлов в области, их месторождения»
  •  Нахождение металлов в природе и значимость металлов в жизни человека;

Уметь:

  • Давать общую характеристику металлов как элемента по положению в ПС и строению атома;
  • Объяснять  физические свойства металлов исходя из строения металлической кристаллической решетки.

Средства обучения:

·         Компьютер,

·         мультимедийное сопровождение,

·         оборудование для лабораторного опыта,

·         Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.

·         Презентация «Общие свойства металлов»

 

                                           Ход урока:

I. Вводная часть: мотивация и целеполагание.

 

УЧИТЕЛЬ: Сегодня мы приступаем к изучению нового раздела неорганической химии – химии металлов. Тема нашего урока: «Положение металлов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Общая характеристика металлов. Металлическая связь. Физические свойства»

Нам также предстоит познакомиться с вопросами НРК. Уместно привести слова Георга Агриколы – ученого 16 века: «Человек не может обойтись без металлов…. Если бы ни металлы, человек влачил бы самую омерзительную и жалкую жизнь среди диких зверей».

М. В. Ломоносов также посвятил металлам вдохновенные строки:

«Металлы подают укрепление и красоту важнейшим вещам, в обществе потребным. Ими защищаемся от нападения неприятеля, ими утверждаются корабли и силою их связаны. Металлы отверзают недро земное к плодородию, служат нам в ловлении земных и морских животных для пропитания нашего…. И кратко сказать, ни едино художество, ни едино ремесло простое употребление металлов миновать не может».

I стадия ВЫЗОВ (дотекстовая дискуссия):

              2.     Что вы уже знаете об этом?

                   3.      Чего вы ожидали или испытываете потребность узнать?

                   4.      Почему вам это нужно знать?

Ребята отвечают на вопросы учителя.

УЧИТЕЛЬ: говорит о положении металлов в ПСХЭ

Чтобы ответить на эти вопросы мы должны с вами выполнить большую работу по изучению нового материала и приобретению знаний.

 

УЧИТЕЛЬ: С древних времён по средние века были известны только 7 металлов, которые соотносились с известными тогда планетами: Солнце – золото (Au),  Юпитер – олово (Sn), луна – серебро (Ag), Марс – железо (Fe), Меркурий – ртуть (Hg),  Сатурн – свинец (Pb), Венера – медь (Cu). Древние алхимики говорили: «Семь металлов создал свет по числу семи планет», - и полагали, что под влиянием лучей планет  в недрах Земли и рождаются металлы. (Слайды 1-4)

 

II. Исполнительная часть.

УЧИТЕЛЬ: Переходим к основной части нашего урока. И попробуем выделить ряд вопросов, которые нужно сегодня изучить на уроке. Ещё раз обращаю ваше внимание на планируемые результаты обучения.

Учащиеся выделяют следующие вопросы:

Вопросы  классу:

  1. Нахождение металлов в природе: в свободном состоянии и в виде соединений.
  2. Положение металлов в Периодической системе Д.И. Менделеева.
  3. Особенность электронного строения металлов?
  4. Окислительными или восстановительными свойствами обладают металлы?
  5. Типы химической связи,  характерный для соединений, в состав которых входят металлы? Виды кристаллических решёток.
  6. Физические свойства металлов. (Слайд)

Выполнение заданий учащиеся выполняют, работая в группах.

В классе создано 5 рабочих групп. Каждая группа получает задание.

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

1 группа.

 Нахождение металлов в природе: в свободном состоянии и в виде соединений.

  1. В виде, каких соединений  встречаются металлы в природе?
  2. Выпишите на доске формулы природных соединений калия, магния, хрома, цинка.

2 группа.

 Положение металлов в псхэ. Д. И. Менделеева и особенности строения их атомов.

  1. Как располагаются металлы в периодической системе Д. И. Менделеева? Почему?
  2. Чем отличается строение атомов металлов от атомов неметаллов?

3 группа.

Тип химической связи,  характерный для металлов? Виды кристаллических решёток.

  1. Какова сущность металлической связи?
  2. Чем отличаются по строению и свойствам кристаллические решетки металлов от ионных и атомных?

4 группа.

 Физические свойства металлов.

  1. Объясните физические свойства металлов, основываясь на представлениях о металлической связи.
  2. Проведение лабораторного опыта по теме: «Физические свойства алюминия» (по инструктивной карточке) (В приложении). Работа проводится в парах.

5 группа:

 НРК: 1. «Роль металлов в развитии региона»

2. «Руды черных и цветных металлов в области, их месторождения»

  1. Рудами, каких металлов (черных и цветных) богата наша область? Пользуясь атласом ЧЕЛЯБИНСКОЙ ОБЛАСТИ,  назовите основные их месторождения.
  2. Какую роль играют металлы в развитии региона?

 

Творческие группы в течение 10 минут работают по своему вопросу.

УЧИТЕЛЬ корректирует выполнение работы, направляет деятельность творческих групп.

III . Оценочно-рефлексивный этап.

Далее начинается  обсуждение поставленных вопросов. В ходе данной работы используется мультимедийное сопровождение.

От каждой группы выступают 2-3 человека поочередно, 1 человек выполняет требуемые записи на доске. В процессе выступления очередной группы члены других групп задают вопросы и делают краткие записи в своих тетрадях.

УЧИТЕЛЬ, по мере необходимости, дополняет ответы учащихся, анализирует работу в группах.

ВЫВОДЫ ПО САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЕ.

УЧИТЕЛЬ:

  1. Какие вопросы мы сегодня рассмотрели на уроке?
  2. Какие из этих вопросов вам показались наиболее трудными?
  3. Все ли планируемые результаты обучения нами достигнуты?

ОБЩИЙ ВЫВОД ПО ТЕМЕ:

·         Металлов в псхэ гораздо больше неметаллов;

·         Большинство металлов находятся в связанном состоянии, но есть и немногие которые встречаются и в самородном виде (золото, серебро)

·         Атомы металлов имеют в среднем большие по сравнению с атомами неметаллов размеры.

·         Общее в строении атомов всех металлов:  на внешнем электронном слое расположено 1-3 электрона.

·         Металлы легко отдают электроны внешнего слоя, так как  слабо связаны с ядром и проявляют восстановительные свойства.

Сегодня на уроке я

- узнал…

- учился…

- смог…, потому что …

- у меня не получилось…, потому что…

- дома надо узнать и потренироваться…

Закрепление:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ЗАПОЛНЕНИЕ КРОССВОРДА «МЕТАЛЛЫ»

 

Ж

 

 

1

 

Е

 

 

 

 

 

2

 

3

 

 

Л

 

 

 

 

 

 

 

Е

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

З

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5

 

 

 

 

 

 

 

Н

 

 

 

 

 

 

 

 

     6

 

 

 

 

 

 

Ы

 

 

7

 

 

 

 

 

 

 

Й

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

В

 

 

 

 

 

 

 

 

8

 

 

               9

 

 

 

Е

 

 

 

 

 

 

     10

 

 

 

 

К

 

 

 

  1. Каким веком в истории человечества сменился каменный век?
  2. Добыча, какого металла лидирует в настоящее время?
  1. Ковкие, пластичные вещества с характерным блеском, способные проводить тепло и электрический ток.

    5.   Важнейшее свойство металлов изменять свою форму при ударе.

  1. Самый пластичный металл.
  1. Способность проводить электрический ток.
  1. Самый электропроводный металл.

8. Благодаря какому свойству металлическая деталь нам всегда кажется холодной?

10. Характерный внешний вид металлов.

  1. Один из самых блестящих металлов.

 

IV. ИТОГИ УРОКА. ВЫСТАВЛЕНИЕ ОЦЕНОК.

V. ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ: читать свои записи в тетрадях;

§ 34., § 35, §  36.

ПРИГОТОВИТЬ СООБЩЕНИЯ:

  1. ВОПРОС НРК «Способы борьбы с коррозией – защитные покрытия другими металлами и добавки с целью получения нержавеющих сплавов»
  2. «Современные достижения в области создания новых сплавов, их применении в различных отраслях промышленности и хозяйства»

    (желающие могут приготовить презентацию)

 ПРИЛОЖЕНИЕ.

 

IV. ИТОГИ УРОКА. ВЫСТАВЛЕНИЕ ОЦЕНОК.

V. ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ: § 34-36, упр. 1-4, 8, 9 задача 1-2 (с. 112), читать свои записи в тетрадях;

§ 34., § 35, §  36.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 47.1 урок.doc

              29.02.2012г.                                                       47 урок                                                         9 класс     

Тема урока: Положение металлов в Периодической системе Д.И.Менделеева, строение их атомов. Физические свойства металлов.

Цели урока: Рассмотреть положение металлов в ПСХЭ, особенности строения их атомов. Повторить и обобщить сведения о металлической химической связи и кристаллической металлической решетке. Изучить общие физические свойства металлов, рассмотреть варианты классификации металлов.

Оборудование: коллекция из образцов различных металлов. Периодическая система химических элементов, таблицы, характеризующие физические свойства металлов (диаграммы электропроводимости, плотности, температур плавления и др.).

 

Задачи урока:

  1. Образовательная
    1. Обеспечение усвоения знаний.
    2. Формирование умений и навыков рассматривать положение металлов в ПСХЭ Д.И.Менделеева, особенности строения их атомов. Повторить и обобщить сведения о металлической химической связи и кристаллической металлической решётке. Изучить общие физические свойства металлов, рассмотреть варианты классификации металлов.
    3. Контроль за усвоением знаний.
  2. Воспитательная
    1. Формирование основных мировоззренческих идей.
    2. Нравственного воспитания.
    3. Эстетического воспитания.
  3. Развивающая
    1. Развитие интеллекта, воли, эмоций.
    2. Развитие умения выделять главное.
    3. Развитие речи.
    4. Развитие умения преодолевать трудности, воспитывать волю.
    5. Развитие логического мышления.
    6. Развитие эмоций.

 

Задача учителя: дополнять знания ребят новыми сведениями, но основной материал им известен с прошлого урока.

 

Тип урока: Закрепление изученного материала с элементами игровых ассоциаций.

 

                                                                               План урока.

1.      Организация начала урока.

2.      Сообщения учащихся.

3.      Работа в группах.

4.      Обсуждение результатов групповой работы, составление схемы.

5.      Подведение итогов.

6.      Контроль знаний.

7.      Информация о домашнем задании.

 

Планируемый результат:

  1. Знание.

Положение металлов в ПСХЭ, особенности строения их атомов. Повторить и обобщить сведения о металлической связи и кристаллической металлической решётке. Общие физические свойства металлов, варианты классификации металлов.

  1. Понимание.

Причину изменения восстановительных свойств металлов в ПСХЭ и физических свойств на основе строения атома.

  1. Применение.

Использует знания ПЗ и ПСХЭ для объяснения изменений свойств химических элементов и простых веществ на конкретных примерах.

  1. Анализ.

Сравнивает строение различных атомов металлов, анализируя изменения их свойств на основе знаний Периодического закона.

  1. Синтез.

Выводит общую формулу восстановительных свойств металлов, использует сходство строения для доказательства общих свойств металлов.

 

Ход урока.

Вопрос-сказка:

Удивительная страна.

Мы с вами побываем в одной Удивительной стране. Коренные жители этой страны назывались… Впрочем, догадайтесь сами по характеру ее жителей. Народ в этой стране был беден, но беспечен. Хотя в карманах у большинства из них не было ни одной свободной монеты (а «валюта» в стране называлась электронами), никто не горевал по этому поводу. Напротив, если у них заводился хоть один лишний электрончик, то характер их портился, они становились агрессивными и даже опасными, потому что скорее хотели от него избавиться, чтобы стать опять стать добрыми и веселыми.

Надо сказать, что «высшая знать» этой страны отличались от простых граждан своей скупостью. Свою «электронную валюту» они неохотно одалживали, и наоборот, при малейшей возможности стремились забрать ещё…скажите, кто были жители этой страны?

Объясните, почему «простые жители» и «знать» имели такие разные черты характера?

 

Угадайте названия химических элементов:

Овал: ОЛО
      1)                                            2)                             3)

 

 

 

 

 

Вопрос: как можно назвать все эти элементы?

Ответ: металлы и неметаллы

 

 

Тема урока: Металлы. (учащиеся записывают в тетради)

Эпиграф к уроку:

«Человек не может обойтись без металлов… Если бы не было металлов, люди влачили бы самую омерзительную и жалкую жизнь среди диких зверей».

Георг Агрикола,

1556 г.

? О каких металлах идет речь:


1)      Среди металлов самый славный,

Важнейший, древний элемент.

В тяжелой индустрии главный,

Знаком с ним школьник и студент.

Родился в огненной стихии,

Расплав его течёт рекой.

Важнее нет в металлургии –

Он нужен всей стране родной.

                  (железо)

2)      Прославлен всеми письменами

Металл, испытанный огнём

Манил к себе людей веками,

Алхимик жил в мечтах о нём.

Но как пример, был свергнут нами,

И блеск его нас не манит,

Ведь хорошо мы с вами знаем

Не всё то ценно, что блестит.

                             (золото)

3)      Давно известна человеку

Она тягуча и красна

Ещё и бронзовому веку

Знакома в сплавах всем она.

С горясей серной кислотою

Даёт вам синий купорос.

Он может и «болеть» порою

Когда? Ответьте на вопрос.

                             (медь)


 

Эти металлы: железо, золото и медь были известны человеку уже в глубокой древности.

А ещё какие металлы были известны, мы узнаем из сообщения «Век медный, бронзовый, железный».

После сообщения:

Рассмотрим положение металлов в ПСХЭ.

? Пользуясь ПСХЭ, ответьте на вопросы:

  1. Где в основном располагаются металлы?
  2. Изобразите строение атома:

1.      группа – литий

2.      группа – натрий

3.      группа – магний

4.      группа – алюминий

  1. Каковы особенности строения атомов металлов?
  2. Какой способностью восстановительной или окислительной обладают атомы металлов?

Ответы: Из 110 элементов – 88 металлов. В ПСХЭ Д.И.Менделеева каждый период, кроме 1 начинается с активного химического элемента – металла. Эти начальные элементы образуют главную подгруппу 1 группы и называются щелочными металлами.

Атомы щелочных металлов содержат на внешнем энергетическом уровне только 1 электрон, который они легко отдают при химических взаимодействиях, поэтому являются сильными восстановителями.

Строение атома лития и натрия:

 

 

Вот, что говорится об элементах 1 группы главной подгруппы ПСХЭ:

I группа

Электрон на внешнем слое

Еле держится у нас,

Отдаём его спокойно,

Кто захочет, в сей же час.

Мы с водой в соединенье

Щелочи всегда даем,

С хлором, фтором, бромом, йодом

Дружненько в солях живём!

Литий, натрий, калий, цезий, франций

И рубидий заодно,

Нас активней нету, братцы,

Это знают все давно!


 

Следующие за щелочными металлами элементы составляют главную подгруппу II группы, также являются типичными металлами, обладающими сильной восстановительной способностью. Са, Sr, Ba, Ra – щелочноземенльные металлы.

 

II группа

Мы идём за первой следом,

И валентность наша два,

Без стесненья, скажем смело –

О нас добрая молва.

Средь химического братства

Народ мы очень дружный:

Бериллий, магний, кальций,

Стронций, барий, радий.

С нами  трудно состязаться,

Каждый из нас в жизни архиважный,

Каждый из нас в жизни архинужный!

 

К металлам относятся и элементы главной подгруппы III группы, исключая бор.

 

III группа

Алюминий: Главное, ребята, вес удельный мой,

                     Потому в дюралях я главный составной,

                     Назван я «крылатым», так как самолёты

                     Надежно, легко отправляю в полёты.

Из элементов главных подгрупп следующих групп к металлам относят:

в IV группе – германий, олово, свинец;

в V группе – сурьма и висмут;

в VI группе – полоний.

Элементы побочных подгрупп – все металлы.

Условная граница между элементами –металлами и элементами – неметаллами проходит по диагонали:            B (бор) — Si (кремний) — As (мышьяк) — Te (теллур) — At ( астат)

Рассмотрим физические свойства металлов.

? Пользуясь коллекциями «Металлы» и диаграммами ответьте на вопрос: Каковы физические свойства металлов? (2-3 минуты на обсуждение).

Ответ:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Все важнейшие физические свойства металлов обуславливает металлическая связь.

 

? стр. 25 1 абзац

Составьте рисунок, отражающий сущность металлической связи:

Овал: +Овал: +Овал: +Овал: +                                                                                        

                                                                                         Схематично:

                                                                            

 

 

 

 

  1. Подведение итогов.

(учащиеся делают выводы)

1)      Из 109 химических элементов Периодической системы Д.И.Менделеева 87 элементов образуют в свободном состоянии простые вещества с металлической связью.

2)      Ещё в глубокой древности человек обратил внимание на особые свойства металлов. На часах человеческой истории каменный век сменился веком медным, затем – бронзовым, далее – железным.

3)      Металлы – это ковкие, пластичные, тягучие вещества, которые имеют металлический блеск и способности проводить тепло и электрический ток.

4)      Все важнейшие физические свойства металлов обуславливает металлическая связь.

5)      Самое характерное химическое свойство всех металлов – их восстановительная способность, т.е. способность атомов легко отдавать внешние электроны, превращаясь в положительные ионы.

  1. Контроль знаний: тест (см. на листочке).
  2. Информация о домашнем задании:

§ 34-36, упр. 1-4, 8, 9 задача 1-2 (с. 112). §5, 6 прочитать, упр.3 стр.25, упр 4,5 стр. 28 письменно.

По желанию: творческое задание на листочках.


Тест по теме «Металлы».

1.      Какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки металлов:

а.)    Только катионы металлов

б.)    Нейтральные атомы

в.)    Катионы и нейтральные атомы

г.)    Анионы и катионы

2.      Какой металл наименее электропроводен:


а.)    Вольфрам

б.)    Цинк

в.)    Хром

г.)    Серебро


3.      У какого металла наибольшая плотность:

а.)    Платина

б.)    Вольфрам

в.)    Железо

г.)    Свинец

4.      Назовите жидкий металл:


а.)    Na

б.)    Cs

в.)    Hg

г.)    Sn


5.      Какой металл самый лёгкий:


а.)    K

б.)    Sn

в.)    Al

г.)    Cu


6.      Какова электронная конфигурация атома калия?

а.)   

б.)   

в.)   

г.)   

7.      С каким космическим телом ассоциировалось в древности золото:

а.)    Луна

б.)    Венера

в.)    Солнце

г.)    Марс

8.      Сколько электронов содержит на внешнем энергетическом уровне атом магния:


а.)    Один

б.)    Два

в.)    Три

г.)    Четыре


9.      Как изменяются металлические свойства в ряду элементов

Si® Al ® Mg ® Na:

а.)    Не изменяются

б.)    Ослабевают

в.)    Усиливаются

г.)    Изменяются периодически

10.  К металлам не относятся элементы ряда:

а.)    B, As, Te

б.)    Ca, Na, Mg

в.)    Cu, Zn, Au

г.)    W, Ag, Os

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 47.2 урок.doс.doc

                       1.03.2012г.                                   47 урок                                     9 класс

 

Урок на тему: Периодическая таблица химических элементов. Группы и периоды. Характеристика химических элементов малых периодов по их положению в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и строению атома.

 

Цель урока: закрепить знания об изменении свойств элементов в периодах и группах, формировать и развивать умение пользоваться периодической системой для характеристики химических элементов малых периодов.

 

Развивающие задачи: - развивать познавательную активность, умение устанавливать связь между местом элемента в периодической таблице и строением его атома;

- развивать внимание, память, химическую речь, логическое мышление, умение анализировать, сравнивать, делать выводы, самостоятельно добывать знания по теме, работать с компьютером;

- формировать творческую, социальную и информационную компетентность.

 

Воспитательная цель: воспитывать культуру поведения во время урока, культуру взаимоотношений.

 

Учащиеся должны знать: - структуру периодической системы;

- технику безопасности работы с компьютером.

 

Уметь: анализировать информацию, заложенную в периодической системе и использовать её для характеристики химического элемента, составлять схемы строения их атомов, формулы высших оксидов, гидроксидов, определять характер их химических свойств.

 

Тип урока: повторение усвоенных знаний, усовершенствование умений и навыков.

 

Метод: проблемно-поисковый.

 

Место урока в учебной теме: поточный тринадцатый урок в теме « Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Строение атома».

 

Формы работы: групповая, парная, решение расчетных задач, работа с учебным диском, беседа, разноуровневая самостоятельная работа.

 

Оборудование: периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, таблица «Строение электронных оболочек атомов элементов малых периодов», компьютеры, электронный проектор, диск «Химия. Программно –методический комплекс обучающего предназначения для общеобразовательных учереждений (9 класс), карточки самостоятельных работ, таблица характеристики химических элементов.

«И каждый знак её взлелеяв

                                                                                 Суровым гением своїм,

                                                                                    Поведав миру Менделеев

                                                                                      В природе понятное им…»

 ( А. А.Чивилихин)

 

Структура урока.

I. Организационный этап.

II.Актуализация опорных знаний.

Фронтальная беседа:

1. Раскрыть физическую сущность порядкового номера, химического элемента, номера группы, периода.

2. Как изменяются свойства элементов в периодах и группах? Приведите примеры.

3. Чем отличаются между собой электронные конфигурации металлов и неметаллов?

4. Что общего в строении атомов элементов одной подгруппы? Одного периода?

5. Как изменяется радиус атома в периоде, группе? Почему? Приведите примеры.

Химическая игра  «Третий лишний», эстафета:

На карточках в вертикальных столбцах написаны формулы элементов, их  простых и сложных веществ. Учащиеся вычеркивают ту формулу вещества, которая не принадлежит к данной группе или подгруппе элементов, а также к классу веществ, образованных этими элементами. Учащиеся разделены на команды по 5-6 человек и работают по принципу эстафеты. Побеждает та команда, которая закончит игру.

I группа

1) Li     2)Cl2         3)Mg(OH)2         4)Ne        5)N2

   Na           Br2              NaOH                   F               O2

   Ba        H2                    KOH                    Ar               S

 

 

II группа

II группа

1) С      2) Ca         3) S           4)Ca(OH)2              5) F2

P               Mg           Se           Cr(OH)2                    O2

Si               Cu           I              Sr(OH)2                    Cl2

 

Ш группа

1)Mg      2)H2SiO3        3) Si        4)Kr                       5) H2Se

   Cu            H3AlO3   B          Xe                            HF

    Ag          H2CO3                   Al          Fe                            H2Te

 

III. Мотивация познавательной деятельности, сообщение темы, цели урока.

1) Мы с вами, ребята, уже достаточно вооружены знаниями о периодическом законе Д.И. Менделеева и теорией о строении атома. Сегодня на уроке мы закрепим наши умения и навыки в использовании периодической системы, а также знания об основных классах неорганических соединений.

   Сейчас вы сядете за компьютеры по парам и будете работать с учебным диском. (ПМК 9 класс урок №16). Внимательно прослушайте лекцию на тему: «Характеристика химических элементов по их положению в периодической системе и строению атома». После прослушивания вы продолжаете работать в парах, учитесь давать характеристику химического элемента самостоятельно по вариантам.

2)Согласно своему варианту заполните таблицу

 

 

I вариант

элемент №11

I вариант  элемент №16

I

Название элемента, символ.

 

 

II

Положение в периодической системе:

1)порядковый номер;

2)номер периода;

3)номер группы, подгруппы.

 

 

III

Строение атома:

1)заряд ядра;

2)количество р, п, е

3)электронная формула;

4)графическая электронная формула внешнего слоя;

5)количество электронов на внешнем слое.

 

 

IV

Характер простого вещества (металл или неметалл).Привести пример по одной реакции.

 

 

V

Формула высшего оксида, его характер (по одной реакции).

 

 

VI

Формула высшего гидроксида, его характер (по одной реакции).

 

 

VII

Формула летучего соединения с Гидрогеном.

 

 

 

После окончания заполнения таблицы, коллективное обсуждение. Учитель предлагает самостоятельно найти ошибки, и дополнить таблицу.

3) Затем учащиеся продолжают работать с компьютерной программой «Проверь знания» (тесты).

4)Следующий этап-это решение расчетных задач на нахождение элемента по периодической системе.

Три ученика работают у доски, а остальные на местах в парах.

Задача 1

Назвать элемент по таким данным: находится в III группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 102.

        а) Алюминий;  б)Скандий;   в)Галлий.

Дано:                                  Решение:                            

R2O3

Mr(R2O3)=102

Mr(R2O3)=102, Ar(O)=16

2x+16*3=102

2x=102-48

2x=54

x=27

R-?

 

Данная Аг соответствует элементу Al.

                             Ответ: Алюминий.

 

Задача 2.

Назвать элемент по таким данным: находится во II группе, относительная молекулярная масса гидроксида 235.

      а) Кальций;   б) Меркурий;     в) Стронций

 

Дано:                             Решение:

R(OH)2

Mr(R(OH)2

 

Mr(R(OH)2=235, Ar(O)=16, Ar(H)=1

R-?

 

x+34=235,

x=235-34=201

 

Данная Аг соответствует элементу Hg.

                        Ответ: Меркурий

 Задача 3.

Назвать элемент по таким данным: находится в IV группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 60.

          а) Станум;    б) Силиций;      в) Карбон

RO2

Mr(RO2)=60

Mr(RO2)=60, Ar(O)=16

x+32=60

x=60-32=28

R-?

 Дано:                            Решение:

 

 

 

 

 

 

 

                 Данная Аг соответствует элементу  Si.  

                                       Ответ: Силиций

 

 

Итог урока: оценить и поблагодарить учащихся за работу на уроке.

Домашние задание: § 37 (3 часть), § 34, дать характеристику элементу №14 и №19  по положению в периодической системе и строению атома.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 48 урок.doc

                              5.03.2012г.                              48 урок                          9 класс

Урок на тему: Физические и химические свойства металлов. Понятие о коррозии металлов. Повторение и обобщение знаний.

Тип урока: изучение нового материала с использованием презентаций.

Вид урока: комбинированный.

Цели урока:

  • Обеспечить восприятие и осмысление  учащимися основных понятий темы «металл как элемент» и «металл как простое вещество».
  • Подвести учащихся к осознанию химических свойств металлов и реакций, лежащих в их основе.
  • Совершенствовать знания учащихся о металлах, их соединениях, свойствах;
  • Создать условия для развития умения осознанно работать с источниками информации и с химическими терминами.

 

                                                        Ход урока:

I. Вводная часть. Организационный момент.

1.      Приветствие учащихся.

2.      Определение отсутствующих на уроке.

3.      Проверка готовности к началу урока.

4.      Организация внимания, постановка цели урока.

 

II. Актуализация и проверка знаний.

1 ФРОНТАЛЬНАЯ БЕСЕДА.

Вопросы и задания для  работы учащихся:

  • Где расположены металлы в ПС химических элементов?
  • Что общего имеется в строении атомов всех металлов?
  • Каковы окислительно-восстановительные свойства металлов?
  • Что такое металлическая связь?
  • Что такое металлические кристаллические решетки?
  • В каком виде встречаются в природе? Почему большинство металлов встречаются в виде соединений?
  • В чем особенность физических свойств? По возможности это объяснить.
  • Электропроводность, теплопроводность (объясняется наличием в металлических решетках свободных электронов, способных легко перемещаться);
  • Ковкость, пластичность металлов (способность так называемого «электронного газа», то есть свободных электронов связывать любые конфигурации атомов металлов)
  • Хрупкость металлов (на примере хрома и марганца)
  • Учащиеся со справочной литературы называют самые тугоплвкие и легкоплавкие металлы;
  • Самые лёгкие и самые плотные металлы;
  • Самые мягкие и самые твёрдые металлы;
  • Металлы  с максимальной и минимальной плотностью.

МП. ХИМИЯ 9 КЛАСС. Ю А. Гранкова, с. 134-135.

 

III. МОТИВАЦИЯ К ИЗУЧЕНИЮ НОВОЙ ТЕМЫ.

Организовать целенаправленную познавательную деятельность учащихся.

Сообщение темы, целей и задач изучения нового материала.

 

IV. ИЗУЧЕНИЕ НОВОГО МАТЕРИАЛА.

Объяснение учителя.

1. Работа в тетради (получение новой информации, осмысливание, запоминание)

  1. Атомы металлов  способны при химических реакциях отдавать валентные электроны превращаться в «+» ионы,  т. е. металлы, являются восстановителями.
  • Реагируют с галогенами
  • Кислородом
  • Серой. ЭО этих неметаллов велика,  по сравнению с металлами.

ПРИМЕРЫ:

1.      Ca0 + Cl2 0→ Ca+2Cl2-1

2.      2 Mg0 + O20 → 2 Mg+2O-2

3.      2 Na0 + S0 → Na2+1S-2

Работа у доски. Рассмотреть эти реакции как окислительно-восстановительные.

·         В этих реакциях окислителем является соответствующий неметалл.

 

2. Металлы могут окисляться также ионами водорода и ионами других металлов.

ПРИМЕРЫ:

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ:

2Na0 + 2H+1OH → 2Na+1OH + H20

 

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОТАМИ:

       Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

 

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С СОЛЯМИ:

  Fe + CuSO4FeSO4 + Cu

 

2. ВВЕСТИ ПОНЯТИЕ ОБ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОМ РЯДЕ НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ.

Заслуга Бекетова Н. Н. 1865 год. ПОРТРЕТ.

 

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА УЧАЩИХСЯ С УЧЕБНИКОМ.

С. 108-109 ЗНАКОМСТВО С ТАБЛИЦЕЙ.

Демонстрация  презентации по теме «КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ, ЕЁ ВИДЫ И СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ».

УЧИТЕЛЬ: В начале прошлого столетия по заказу одного американского миллионера была построена роскошная яхта «Зов моря». Днище ее было обшито сплавом  меди и никеля, а рама руля, киль и другие детали были изготовлены из стали. Когда яхту спустили на воду, оказалось, что она не пригодна к использованию. Еще до выхода в открытое море яхта полностью вышла из строя, так что «Зов моря» остался в истории мореплавания как пример конструкторской недальновидности и самонадеянного невежества. Разобраться, что же произошло, вам поможет сегодняшний не совсем обычный урок.

 Нам предстоит познакомиться с давним и очень опасным врагом большинства применяемых в технике и быту металлов. Коварство его в том, что он остается всегда целым и невредимым, а металлы и сплавы несут огромные потери: примерно до 15% всех производимых в мире металлов становятся ежегодно жертвами этого врага. Вы догадались, что это за враг?

 

3. Понятие о коррозии металлов и способах защиты от неё (обзорно) 

НРК.  «Способы борьбы с коррозией – защитные покрытия другими металлами и добавки с целью получения нержавеющих сплавов»

ПОНЯТИЕ «КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ» - это самопроизвольный процесс разрушения металлических материалов под химическим воздействием окружающей среды. (Запись в тетради)

Потери от коррозии:

Мировая потеря металла оценивается величиной 20 млн. т. в год.

Демонстрации слайдов по коррозии металлов.

Коррозия ( от лат. разъедать) - процесс разрушения металлов и сплавов  под действием окружающей среды.

Коррозия вызывается окислительно-восстановительными реакциями, в которых металл в результате взаимодействия с каким-либо веществом из своего окружения превращается в нежелательное соединение.

Различают несколько видов коррозии. ( Слайд 3)

 

А. По площади и характеру поражения: сплошная, точечная, язвенная, межкристаллическая.

http://him.1september.ru/2006/17/32-1.jpg

      1               2                3            4

ВИДЫ КОРРОЗИИ:

1.      Сплошная;

2.      Точечная;

3.       Язвенная

4.      Межкристаллическая.

По механизму возникновения различают коррозию

  1. Химическую
  2. Электрическую
  3. Электрохимическую.

 

РЯД НАПРЯЖЕНИЯ МЕТАЛЛОВ

Li, Rb, К, Ва, Sr, Са, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

 

Химическая коррозия. ( Запись  в тетради) (Слайд 6)

Химическая коррозия- разрушение металла при взаимодействии его с сухими газами или жидкостями, не проводящими ток (например, нефть), часто этот вид коррозии идет  при высоких температурах. Ей подвергаются арматура печей, детали двигателей внутреннего сгорания, лопатки газовых турбин, аппаратура химической промышленности.

При этом идет окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой металл окисляется, а присутствующий в среде окислитель восстанавливается, электроны переходят от металла к окислителю непосредственно без возникновения  в цепи электрического тока.

Демонстрация: Например, прокалим медную проволоку на воздухе. Что наблюдаете? (предполагаемый ответ: наблюдаем изменение окраски – появление черного налета, значит, прошла химическая реакция).

При взаимодействии меди с кислородом идет реакция:

 2Сu + О2=2 СuО  (запись  в тетради и на доске, у доски работает вызванный  ученик)

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидную пленку. Если эта пленка плотная, хорошо связана с поверхностью, то она защищает металл от дальнейшего разрушения.  Например, при коррозии алюминия в кислороде идет реакция:

4Al + 3O2 = 2Al2О3.  (запись в тетради и на доске)

Оксидная пленка плотно прилегает к поверхности металла, и нет дальнейшего допуска кислорода к металлу. Можно сказать, что для алюминия такое покрытие благоприятно, так как дальнейшего разрушения не происходит. Плотная оксидная пленка у цинка, никеля, хрома, олова, свинца и др.

В случае химической коррозии железа идет реакция:

3Fe + 2О2= Fe3О4 (FeOFe2О3) ( запись на доске и  в тетради)

Оксидная пленка железа очень рыхлая (вспомните какой-либо ржавый предмет – как только вы берете его в руки, остаются следы ржавчины) и не прилегает плотно к поверхности металла, поэтому кислород проникает все дальше и дальше, коррозия идет до полного разрушения предмета.

Электрохимическая коррозия.  ( запись  в тетради) ( Слайд 7)

Этот вид коррозии распространен гораздо шире, ей подвергаются паровые котлы, подводные части судов, металлические сооружения и конструкции под водой и в атмосфере, проложенные в грунте трубопроводы, оболочки кабелей  и т. д.

При электрохимической коррозии возникает электрическая цепь.  Подвергаться коррозии может как один металл, так и металлы в контакте друг с другом. Рассмотрим, что происходит, если цинк положить в разбавленный раствор соляной кислоты (демонстрация опыта) Вопрос к классу:

 «Что наблюдаете?» ( Ответ: цинк реагирует с кислотой, при этом выделяется газ)

В кислой среде цинк отдает 2 электрона. При этом окисляется и переходит в раствор в виде ионов:

Zn – 2e- = Zn2+ ( запись на доске и в тетради)

Катионы водорода восстанавливаются, образуется газ – водород:

2 Н+ + 2 е - = Н(запись на доске и в тетради)

Уравнение реакции в ионном виде:

Zn + 2 Н+  = Н2 + Zn2+ ( запись на доске и в тетради)

Замечено, что сверхчистые металлы устойчивы к коррозии. Например, сверхчистое железо намного меньше корродирует по сравнению с обычным железом.   Знаменитая Кутубская колонна в Индии близ Дели  уже почти полторы тысячи лет стоит и не разрушается, несмотря на жаркий и влажный климат. Сделана она из железа, в котором почти нет примесей. Как удалось древним металлургам получить такой чистый металл, до сих пор остается загадкой.

 

 

СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ ОТ КОРРОЗИИ.

·         Протекторная защита

·         Защита менее активным металлом

·         Пассивация

·         Электрозащита

·         Создание сплавов, стойких к коррозии

·         Добавление ингибиторов

·         Различные покрытия.

СООБЩЕНИЕ УЧАЩИХСЯ. НРК.

  1. «Способы борьбы с коррозией – защитные покрытия другими металлами и добавки с целью получения нержавеющих сплавов»
  2. «Современные достижения в области создания новых сплавов, их применении в различных отраслях промышленности и хозяйства»

МАТЕРИАЛ ДЛЯ СООБЩЕНИЙ.

Сообщение  1. Протекторная защита. Металл, который необходимо защитить от коррозии покрывают более активным металлом. Тот металл, который заведомо будет разрушаться в паре, называется протектором. Примеры такой защиты – оцинкованное железо (железо – катод, цинк – анод),  контакт магния и железа (магний – протектор).

Железо часто покрывают другим металлом, например цинком или хромом, чтобы защитить от коррозии. ( Слайд 10, а также таблица «Методы защиты от коррозии).

Оцинкованное железо получают, покрывая его тонким слоем цинка. Цинк защищает железо от коррозии даже после нарушения целостности покрытия. В этом случае железо в процессе коррозии играет роль катода, потому что цинк окисляется легче железа:

Zn-2е- = Zn2+ ( запись на доске и в тетради)

На защищаемом железе идут процессы:

2H+ + 2e- = H2  (в кислой среде)

или

O2 + 2H2О + 4e- = 4OH- ( в нейтральной среде)

Zn2+ + 2 ОН- = Zn(ОН)( запись на доске и в тетради)

Защита железных водопроводных труб. (Слайд 11)

Магниевый анод окружают смесью гипса, сульфата натрия и глины, чтобы обеспечить проводимость ионов. Труба играет роль катода в гальваническом элементе  (рис. 5.  Защита железных водопроводных труб).

 

Сообщение 2. Защита металла менее активным металлом. Так называемую «белую жесть» получают, покрывая тонким слоем олова листовое железо. Олово защищает железо до тех пор, пока защитный слой остается неповрежденным. Стоит его повредить, как на железо начинают воздействовать воздух и влага, олово даже ускоряет процесс коррозии, потому что служит катодом в электрохимическом процессе.

Поэтому железо служит в этом случае анодом и окисляется.

 Электрозащита. Конструкция, находящаяся в среде электролита, соединяется с другим металлом (обычно куском железа, рельсом и т.п.), но через внешний источник тока. При этом защищаемую конструкцию подключают к катоду, а металл – к аноду источника тока. В этом случае электроны отнимаются от анода источником тока, анод (защищающий металл) разрушается, а на катоде происходит восстановление окислителя. Электрозащита имеет преимущество перед протекторной защитой: радиус действия первой около 2000 м, второй  50

 

Сообщение 3. Создание сплавов, устойчивых к коррозии. Если металл, например хром, создает плотную оксидную пленку, его добавляют в железо, и образуется сплав – нержавеющая сталь. Такие стали называются легированными. Большим достижением  металлургов в защите от коррозии стало создание коррозионно-стойкой стали. В результате снижения содержания углерода в нержавеющей стали до 0,1 % стало возможным изготовлять из нее листовой прокат. Типичная «нержавейка» содержит 18% хрома и 8% никеля. Первые тонны нержавеющей стали в нашей стране выплавили еще в 1924 г. в Златоусте. Сейчас создан широкий ассортимент сталей, устойчивых к коррозии. Это и сплавы на железохромоникелевой основе, и особо коррозионностойкие никелевые, легированные молибденом и вольфрамом. Эти сплавы производят и на нашем комбинате.

Многие сплавы, которые содержат незначительное количество добавок дорогих и редких металлов, приобретают замечательную устойчивость к коррозии и прекрасные механические свойства. Например, добавки родия или иридия к платине так сильно повышают ее твердость, что изделия из нее – лабораторная посуда, детали машин для получения стекловолокна – становятся практически вечными.

 

 Сообщение 4 Пассивация металла. Пассивация – это образование на поверхности металла плотно прилегающего оксидного слоя, защищающего от коррозии. Поверхность металла обрабатывают так, чтобы образовалась тонкая и плотная пленка оксида, которая препятствует разрушению основного вещества. Например, концентрированную серную кислоту можно перевозить в стальных цистернах, т.к. она образует на поверхности металла тонкую, но очень прочную пленку. Пассивация вызывается и другими сильными окислителями. Например, хранение лезвий безопасных бритв в растворе хромата калия позволяет дольше сохранить их острыми. В ином случае, пол действием влажного воздуха, железо окисляется и его поверхность ржавеет.

 

 

V. Закрепление нового материала. Подведение итогов. Рефлексия.

 

Упражнение 10. стр. 112 учебника устно.

Выставление оценок.

ВЫВОД.

 

VI. Домашнее задание.

§ 37, записи в тетради. Повторить  § 36. Обобщить материал по теме «Общие свойства  металлов»

Подготовка к следующему уроку.

1 группа: «Щелочные металлы»

2 группа: «Щелочно-земельные металлы»

3 группа: «Металлы III A группы»

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 49 урок.docx

                               7.03.2012г.                          49 урок                                9 класс

Урок на тему:  Понятие о металлургии. Способы получения металлов. Проблемы безотходных производств в металлургии и охрана окружающей среды. Сплавы.

Цели: Обобщить и систематизировать знания учащихся об особенностях получения металлов и их географии; сведения о научных принципах производства металлов и сплавов; о природе железа и цветных металлов как основе черной и цветной металлургии; Углубить знания учащихся, полученные в курсах химии и географии о магматических и осадочных породах, о продукции предприятий металлургического комплекса и влияния их на окружающую среду; Продолжить формирование навыков самостоятельной работы с учебником, дополнительной литературой. Развивать познавательную активность учащихся, способствовать выработке навыков наблюдения и делать выводы.

Оборудование: коллекция «Горные породы», «Металлы», карты, атласы, схемы в электронном виде, презентация, оценочный лист урока для учащихся, которые по ходу урока отмечают что понравилось, а что не понравилось.

Вводное слово учителя химии:Вся история человечества неразрывно связана с использованием  металлов и неслучайно важнейшие этапы в развитии человеческого общества получили название по применению металлов: медный, бронзовый, железный. Металл нужен всюду: металл – это машины, каркасы промышленных корпусов, мостов, плотин, электродвигателей. Металл – это трубы газонефтепроводов. Для развития металлургии наша страна практически обеспечена сырьем. (См. слайд 3). Цветные металлы очень разнообразны: их насчитывается около 70. Цветная металлургия России использует в основном отечественные ресурсы. В России сосредоточенно11% мировых запасов меди, 12% свинца, 16% цинка, 21% кобальта, 27% олова, 31% никеля. Но многие виды цветных металлов и их руд необходимо завозить: алюминиевые руды (бокситы), ртуть, сурьму. (См. слайд 5).

Учитель химии:

Ребята, давайте вспомним, в каком виде встречаются металлы в природе. (Ответ: в самородном виде золото, серебро, медь, в виде руд, оксидов, сульфидов). А теперь, ребята, выполним лабораторный опыт по теме: «Металлы в природе». В тетрадях записываем число, тему урока и лабораторного опыта. (Ребятам раздаются инструктивные карточки по выполнению лабораторного опыта).

Лабораторный опыт  №1.

Цель опыта: рассмотреть важнейшие руды, используемые для получения чугуна, стали, цветных металлов, записать формулы и отметить внешние признаки.

Оборудование: руды металлов, магниты.

 

                                                   Ход работы:

1.      Рассмотреть представленные образцы  руд и результаты занести в таблицу:

Название руды

Химическая формула

Окраска и блеск

Магнитные свойства

Магнитный железняк

Fe3 O4

 

 

Красный железняк

Fe2 O3

 

 

Бурый железняк

Fe2 O3 *H2 O

 

 

Свинцовый блеск

Pb S

 

 

 

2.      Какой можно сделать вывод? В виде чего можно встретить металлы в природе?( Ответ: В природе встречаются в виде соединений.) (См. слайд 6).

Ученик:

 Среди металлов самый славный

Важнейший древний элемент.

В тяжелой индустрии главный,

Знаком с ним школьник и студент,

Родится в огненной стихии,

Расплав его течет рекой,

Важнее нет в металлургии-

Он нужен всей стране родной. (См. слайд 7)

Учитель географии: К черным металлам относятся: марганец, хром, железная руда. Процесс производства черных металлов включает в себя: добычу и подготовку руд, плавка металла, производство вспомогательных материалов (огнеупоров, сплавов). ( См. слайд 8). Поэтому в металлургическом производстве широко развито комбинированное объединение на одном предприятии (комбинате) несколько технологически экономически связанных между собой производств различных отраслей черных металлов. В последние 10 лет производство значительно сокращено. РФ  обладает значительными запасами железных руд: ЦЧР, Восточно - Сибирский районы. Незначительно руды добывается в Западной Сибири.

Размещение большинства предприятий полного цикла ориентируются на источник топлива (кокса). Самый крупный производитель черных металлов Уральский экономический район, он дает 40% стали и проката страны. ( Работа с интерактивной картой).

Так как данное производство материалоемкое, то металлургические заводы полного цикла размещаются в районах добычи сырья и топлива. В настоящее время значительное количество стали  выплавляется из металлического лома  (более дешевый и качественный способ). Это электроплавление, производящие специальные сорта стали и ферросплавов. Их размещают в районах производства дешевой энергии, а также потребителя и источников сырья. (См. слайд 9).

Важнейшие задачи дальнейшего развития черной металлургии в РФ – обновление производственных мощностей, освоение новых технологических процессов оборудования для выплавки стали.

Особую роль в черной металлургии играет Череповецкий комбинат («Северсталь»). Сообщение ученика о комбинате.

Череповецкий металлургический комбинат основан 1955 году. Решение о строительстве было принято 20 июня 1940 году, но с началом ВОВ строительство было приостановлено и продолжено лишь семь лет спустя.

С января 1959 года завод стал предприятием с полным металлургическим циклом, а 23 июня 1983 году был  переименован в Череповецкий комбинат.

ЧМК является вторым по величине сталелитейным комбинатом России и входит в состав металлургического дивизиона ОАО «Северсталь».

Производство стали включает пять видов производств:

- производство кокса;

- доменное производство;

- сталеплавильное производство;

- производство плоского проката;

- производство длинномерных катаных изделий.

Таким образом, производство предлагает огромный ассортимент продукции: стальной прокат, гнутые профили, трубы, сортовой прокат, а также коксохимические и сопутствующие материалы. Выплавка стали составляет:11,1 млн. тонн, товарный прокат – 12 млн. тонн стали в год. Данное предприятие имеет выгодное ГП: располагается на стыке трех экономических районов - Европейский Север, Северо-Западный, Центральный. Имеются выгодные транспортные пути: ж\д Санкт-Петербург- Екатеринбург и Волга - Балтийский путь.

 

Учитель химии: Как можно определить качество стали? Для этого проведем лабораторный опыт. (Учащимся раздаются инструктивные карточки по выполнению опыта).

Лабораторный опыт №2. Определение качество стали.

Цель опыта: определить количество углерода, если мало, то сталь ломается.

Оборудование: швейные иглы, спиртовка, стакан с водой.

Инструкция по выполнению опыта:

1.Накалить иглу в пламени горелки.

2. Охладить ее на воздухе.

3.Согнуть иглу. Сделать вывод.

4. Снова накалить иглу и быстро опустить в воду.

5. Попробовать согнуть иглу. Сделать вывод.

Описание опыта: швейную иглу несколько раз накаливают в пламени горелки. После охлаждения иглу можно сгибать, как мягкое железо. Произошел отпуск стали. Иглу после первого опыта снова накалить и быстро опустить в воду. Теперь игла не гнется, ее можно сломать. Сталь при быстром охлаждении в воде закалилась.

Учитель географии: Цветная металлургия России производит разнообразные по физическим и химическим свойствам конструкционные материалы  для различных отраслей промышленности. В состав цветной металлургии входят медная, свинцово-никелевая, кобальтовая, алюминиевая, титаномагниевая, вольфрамомолибденовая, а также промышленность благородных и редких металлов.  (См. слайд 10).По стадиям технологического процесса металлургия делится на добычу и обогащение сырья, металлургическую обработку цветных металлов. (См. слайд 11). Тяжелые металлы в руде содержатся в очень малых количествах, например. Железа в руде от 25% до 45%, меди- 1-2%, олова – 1%. Для получения 1 тонны меди требуется более 100 т медной руды, из которых 99 т пустая порода. Для производства олова необходимо более 300т руды. Таким образом, следующей цепочкой является обогащение руды. Обогащенная руда в специальных печах плавится и превращается в черновой металл, который  подвергается черновой чистке от вредных примесей (рафинирование). Полученный рафинированный металл применяется в различных отраслях промышленности.

Сообщение  учащегося:  Области использования цветных металлов разнообразны: медь машиностроение, электроника и других отраслях промышленности, как в чистом виде, так и сплавах: бронза, дюралюминий, латунь, мельхиор идет на производство аккумуляторов, кабеля, используется в атомной промышленности; олово используется  для изготовления белой жести, никель - тугоплавкий металл, получают много сплавов никеля с другими металлами.; алюминий применяется в различных отраслях машиностроения: самолетостроение, электротехнике, строительстве, в производстве товаров народного потребления; магний применяется в радиотехнике, авиационной, химической, полиграфической и других отраслях промышленности; титан применяется в судостроении, а также при изготовлении реактивных двигателей, ядерных реакторов. Великое значение благородных металлов  -золота, серебра, платины. По запасам золота Россия занимает третье место в мире (по добыче шестое место).

Учитель географии: Размещение предприятий цветной металлургии происходит под влиянием многих природных и экономических факторов, среди которых особую роль играет сырьевой фактор. Другая особенность руд тяжелых руд  металлов - комплексное производство. Особый интерес представляет комбинирование предприятий цветной металлургии и основной химии. Например, при использовании сернистых газов в процессе производства цинка и меди. Очень важную роль в размещении предприятий по выплавке легких металлов играет топливно-энергетический фактор. ( Работа с интерактивной картой). По-разному влияет сырьевой и энергетический на размещение предприятий цветной металлургии:  -алюминиевая промышленность – более 75% выпуска продукции четыре крупны заводов: Братского, Красноярского, Новокузнецкого и Саянский Шелеховский. Размещают вблизи источников дешевой энергии (ГЭС); -медная, свинцово-цинковая, никелевая – месторождения сосредоточены на Урале, Западной Сибири, Дальнем Востоке, а также на Северном Кавказе и Восточной Сибири. Здесь важную роль играет сырье.

Учитель географии:

Подведем итоги. На размещения предприятий  цветной и черной металлургии очень важную роль играет сырьевой и энергетический  факторы.

Учитель химии: Ребята, вспомните, какие методы получения металлов вы знаете?

(  ответ: пирометаллургический – это восстановление металлов из их оксидов при высокой температуре. Ученик записывает на доске уравнение реакций:

Cu O + H2 =Cu + H2 O

CuO + CO=Cu + CO2

2CuO + C = 2Cu + CO2

Гидрометаллургический – основан на химических реакциях, протекающих в растворе.)

Учитель химии: Давайте проведем опыт по гидрометаллургии.

Лабораторный опыт №3. Выделение металла из раствора любым способом.

Цель опыта: выделить медь из раствора сульфата меди при помощи железа.

Оборудование: железный гвоздь, раствор медного купороса, пробирка.

Инструкция по выполнению опыта:

1.Опустите железный гвоздь в раствор медного купороса.

2. Через 1-2 минуты вынуть гвоздь и описать наблюдаемые явления и уравнения соответствующих реакций.

3. Результаты занести в таблицу.

                                        Ход опыта:

Выполняемые действия

Наблюдаемые явления, уравнения реакций

 

 

 

Вывод: (ответ: более активные металлы, выталкивают менее активные металлы в чистом виде из растворов их солей). Уравнение реакций записывают на доске:

CuSO4 + Fe = Fe SO4 + Cu

Учитель химии: Есть еще один способ получения цветных металлов - это электрохимический.

Сообщение учащегося: Электрометаллургия- это способ получения металлов с помощью электрического тока (электролиза). Этим способом получают в основном легкие и щелочные металлы. На Парижской выставке 1855 году алюминий демонстрировался как самый редкий металл. Он был тогда чуть ли не в 10 раз дороже золота. Даже после того как французский химик Анри Девиль разработал приемлемый способ получения довольно дорогого алюминия. Достаточно сказать, что из алюминия была сделана и торжественно преподнесена сыну Николая третьего погремушка и только богатые люди могли позволить себе есть из алюминиевых тарелок. В 1833 году его выработка во всем мире не достигала и трех тонн. Между тем химикам было известно, что алюминий третий по распространению на Земле элемент. Однако в природных соединениях – глиноземах он прочно связан с другими элементами и его извлечение из минералов потребует очень больших затрат энергии. Трудом многих ученых, среди которых видное место занимает разработанная теория электролитического способа получения алюминия - П.П.Федотьева. Сейчас таким способом получают 70% магния, большое количество калия, цинка, кальция, бария. Эти  металлы широко используются в авиации, космической и атомной промышленности, химической индустрии, на транспорте и в медицине.

Учитель географии: Важное значение в экономике страны имеет рациональное размещение отраслей черной и цветной металлургии. В металлургическом комплексе существуют особенности, влияющие на его географию. Для определения этих особенностей выполним практическую работу. « Факторы, влияющие на размещение металлургического комплекса».

Цель работы: формирование умений анализировать экономические карты, обосновывать принципы рационального размещения металлургии предприятий разного типа.

Задание 1: Используя карты атласа и учебник, определите наиболее крупные  центры размещения металлургии:

Типы металлургического производства

Крупные промышленные центры

Принципы размещения

Черная металлургия

1)Передельная

2)Полного цикла

3)Доменная

4)Бездоменная

 

 

Цветная металлургия

1)производство алюминия

2)меди

3)свинца и цинка

4)никеля

5)титана и магния

 

 

 

Задание 2: На контурную карту нанести главные центры черной и цветной металлургии.

Задание3: Назвать основные факторы размещения производств черной и цветной металлургии. (Оценивается отдельно после проверки и выставляется оценка в журнал на следующий урок).

Учитель химии: Получение стали из чугуна основано на химических процессах путем удаления окисления излишек примесей углерода, кремния, марганца и других элементов. Изобретен этот способ был англичанином Бессемером – получение железа при продувании воздуха в ковенртере через расплавленный чугун. Этот способ устранял необходимость применения специального топлива для поддержания чугуна в жидком состоянии. Таким топливом оказывались самовыгорающие из чугуна примеси. При продувании кислорода через расплавленный металл сначала происходит окисление железа, так как его содержится в чугуне больше чем, примесей: 2Fe + O2 = 2Fe O +Q

Далее идет восстановление  Fe из его оксидов:

2FeO + Si = 2Fe + SiO2 + Q

FeO + Mn = Fe + MnO + Q

FeO + C = Fe +CO

Все реакции, за исключением последней, идут с выделением тепла, вследствие чего, металл и остается при продувании кислорода в жидком состоянии. Процесс продувания  длится всего 15-18 минут. А теперь посмотрим видеофрагмент «Производство чугуна и стали».

Учитель химии: Итак, ребята, вы обратили внимание, что производство стали и чугуна связано с образованием сернистых газов, которые загрязняют окружающую среду. (См. слайд 12).

Сообщение учащегося: Металлургия – это крупный загрязнитель окружающей среды. На ее долю приходится больше всего промышленных выбросов в атмосферу и сточные воды. Ежегодно металлургические предприятия выбрасывают в атмосферу 10 млн. тонн вредных веществ и гигантское количество разнообразных металлов, только один  медепроизводящий завод в год 125 тыс. тонн меди, выбрасывает в атмосферу 43 тыс. тонн пыли. При этом теряются 6 тыс. тонн меди и сера, которая используется для приготовления 650 тыс. тонн серной кислоты. При открытой добыче изымаются десятки тысяч гектаров земли. Огромные средства расходуются на строительство очистных сооружений и рекультивацию нарушенных земель. С помощью биометодов добывают в год 300 тыс. тонн меди, в России  около 2, 5 тыс. тонн.

Учитель географии: Давайте подведем итог изученному.

Учащиеся работают с тестами, с помощью интерактивной системы опроса с использованием пультов дистанционного управления.

Учитель химии: Ребята, что вам понравилось на уроке? Что вызвало затруднение? (Ребята используют оценочный лист).

Домашнее задание: § 39, упр. 1-5, 7, 8 задачи 2-3 (с. 119)

Вариант 1.

Тесты:

1.                  Основные продукты черной металлургии:

А)  алюминий и сталь;

Б) сталь и чугун;

В) чугун и железо. Ответ: Б.

2. К местам дешевой энергии  тяготеет производство:

А) алюминия и меди;

Б) меди и титана;

В) титана и магния. Ответ: В.

3. Главными районами цветной металлургии в России являются:

А) Урал и Восточной Сибири;

Б) Восточная Сибирь и Поволжье;

В) Поволжье и Дальний Восток. Ответ: А.

4.  Уравнение реакции оксида меди двухвалентной с водородом    относится к:

А) пирометаллургии;

Б) гидрометаллургии;

В) электрометаллургии. Ответ: А.

5. Качество стали зависит от:

А) температуры;

Б) содержание углерода в сплаве;

В) химического состава руды. Ответ: Б.

6. В качестве восстановителей при производстве чугуна используется:

А) водород;

Б) углерод, кремний, марганец;

В) алюминий. Ответ: Б.

Вариант 2.

1.      Самый легкий металл (алюминий).

2.      В сталеплавильных печах плавят что? (сталь)

3.      Металл желтовато – красноватого цвета (медь).

4.      Самая грязная отрасль промышленности (металлургия).

5.      Редкоземельный металл (селен).

6.      Легкий металл, который используется в космической промышленности (титан).

7.      Первый этап технологической цепочки в металлургии – это добыча …(руды).

Вариант 3.

1.      Самый распространенный металл среди цветных металлов (медь).

2.      Где плавят металл? (печь).

3.      После плавки стали идет производство чего? ( Прокат).

4.      Желтый, драгоценный металл. (Золото).

5.      Металл, который используется в космической промышленности (титан).

6.      Благородный металл (платина).

7.      Металлургические…(базы).

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 5 урок.doc

Тема урока: Контрольная работа по теме «Классификация неорганических веществ. Типы химических реакций»

Цели урока:

повторение, обобщение и систематизация знаний учащихся о классах неорганических веществ; типах химических реакций, их сущности и классификации;

закрепление навыков составления уравнений реакций в молекулярном виде;

коррекция  знаний и умений учащихся по теме урока,

обращение внимания на те вопросы, которые  были недостаточно понятны, для наибольшей эффективности домашней подготовки к контрольной работе.

 

Тип урока: учебное занятие по обобщению и систематизации знаний и способов деятельности.

 

Форма урока: интенсивная подготовка к контрольной работе по следующим вопросам:

1)    классы неорганических веществ;

2)    составление уравнений реакций в молекулярном виде;

3)    решение задач по уравнению реакций;

4)    закон сохранения массы веществ, расставление коэффициентов;

5)    химические реакции, их сущность и классификация;

 

Оборудование: периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, дидактический материал.

 

Ход и содержание урока.

I. Организационно – мотивационный момент.

Задачи этапа:

·        обеспечить нормальную внешнюю обстановку для работы на учебном занятии;

·        психологически подготовить учащихся к общению  на учебном занятии.

II.  Подготовка учащихся к работе на основном этапе

Задачи этапа:

·        обеспечить мотивацию учения школьников, принятие ими целей урока

Название темы урока «Обобщение и систематизация знаний по теме «Классификация неорганических веществ. Типы химических реакций»

Постановка цели урока.

III.  Обобщение и систематизация знаний

Задачи этапа:

·        обеспечить формирование целостной системы ведущих знаний учащихся;

·        обеспечить установление учащимися внутрипредметных и межпредметных знаний;

·        обеспечить формирование у школьников обобщенных понятий.

I. Актуализация опорных знаний:

1)    Назовите классы неорганических веществ.

2)    Дайте определение классу неорганических веществ: оксидам.

3)    Дайте определение классу неорганических веществ: кислотам.

4)    Дайте определение классу неорганических веществ: основаниям.

5)    Дайте определение классу неорганических веществ: солям.

Учитель благодарит ребят за ответы и предлагает выполнить первое задание

1.     Задание на знание классов неорганических веществ

Распределите по классам следующие соединения: CO2, Al2(SO4)3, KOH, CuO, H2SO4, NaNO3, Ca(OH)2, MgO, HCl, H2CO3, K3PO4, N2O3, HNO3, Al(OH)3, CaCO3, Mg(OH)2.

2.Задание на знание написание формул солей

Приведите формулы солей: карбоната кальция, хлорида натрия, нитрата калия, фосфата алюминия, сульфата магния.

II. Перед выполнением третьего задания учитель проводит фронтальный опрос на знание типов химических реакций и уравнений реакций.

1.     Назовите, чем отличается химическое уравнение от химической реакции.

2.     Какую реакцию мы называем реакцией соединения?

3.     Какую реакцию мы называем реакцией разложения?

4.     Какую реакцию мы называем реакцией замещения?

5.     Какую реакцию мы называем реакцией обмена?

3.Задание по вариантам на составление химических уравнений

К А Р Т О Ч К А № 1

I вариант

Составьте химические уравнения следующих химических реакций:

а) P+ O2P2O5

б) CuOHCu2O+H2O

* Fe2(SO4)3 + KOH→Fe(OH)3 +K2SO4

 

К А Р Т О Ч К А № 1

II вариант

Составьте химические уравнения следующих химических реакций:

a) Al + Cl2→AlCl3

б) H2O→H2+O2

* H2SO4+ Al(OH)3→Al2(SO4)3+ H2O

 

4. Задание на определение типов химических реакций

К А Р Т О Ч К А № 2

I вариант

Определите тип химических реакций, под формулами напишите названия веществ, участвующих в реакции

1) Li + O2→LiO2

2) AgOH→Ag2O + H2O

3) Al + HCl→AlCl3 + H2

4) Na + N2→Na3N

5) Al(OH)3 + H3PO4AlPO4 + H2O

К А Р Т О Ч К А № 2

II вариант

Определите тип химических реакций, под формулами напишите названия веществ, участвующих в реакции

1) Al + O2→Al2O3

2) Fe2O3 + H2 →Fe + H2O

3) H3PO4→H2O+P2O5

4) Cu(NO3)2+Na3PO4→Cu3(PO4)2 + NaNO3

5)K+O2K2O

 

III. Перед выполнением пятого задания учащиеся повторяют алгоритм решения задач по уравнению реакций.

5. Решение задач по уравнению реакций

К А Р Т О Ч К А № 3

Решите задачу на «3»

Какая масса кислорода необходима для полного сжигания 36 г. углерода?

К А Р Т О Ч К А № 3

Решите задачу на «4»

Какая масса гидрооксида натрия может вступить в реакцию с 250 г. 20% раствора сульфата железа.

К А Р Т О Ч К А № 3

Решите задачу на «5»

Определите количество вещества, которое может быть получено при взаимодействии алюминия  на 150 г. 18% раствора нитрата железа.

 

V. Домашнее задание.

Задачи этапа:

·        обеспечить понимание учащимися  содержания и способов выполнения домашнего задания.

Повторение пройденного материала, подготовка к контрольной работе.

VI.  Подведение итогов занятия.                                                                     

·        дать качественную оценку работы класса и отдельных учащихся

Подведение итогов работы на уроке, как всего класса, так и отдельного ученика с учетом его индивидуальных способностей.

VII.   Рефлексия

Задача этапа:

инициировать и интенсифицировать рефлексию учащихся по поводу своего психо-эмоционального состояния, мотивации, своей деятельности и взаимодействия с учителем и одноклассниками.

Рефлексивно – оценочный тест

1.     На уроке мне  было над чем подумать.

2.     Мне было комфортно на уроке.

3.     На многие вопросы в ходе урока я получил(а) ответы.

Учащиеся ставят знаки «+» и «-» около каждого утверждения и сдают учителю.

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 50 урокl.doc

12.03.2012г.                    50 урок                           9 класс

 

Урок на тему:Щелочные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Применение.

Цели:

1.            изучить характерные особенности электрон­ного строения атомов металлов;

2.            обратить внимание на восстановительные свойства.металлов, их химическую активность с позиции электронного строения;

3.            сформулировать понятие взаимосвязи строения кри­сталлических металлических решеток и физических свойств.

Оборудование и реактивы: химическая посуда, вода, металлический натрий, спички, раствор соляной кис­лоты, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

ХОД УРОКА

  1-я УЧЕНИЦА.

"Алхимию постигнуть каждый рад:

Безумный идиот, старик и юный фат,

Портной, старуха, юркий адвокат,

Монах плешивый, пастырь и солдат ".

(Г.Дэви)

2-я УЧЕНИЦА (рассказывает и пишет общую ха­рактеристику щелочных металлов). Щелочные метал­лы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — находятся в главной подгруппе I группы периодической системы Д.И.Менделеева. Практически наиболее важ­ными из них являются натрий и калий. j      (Приводятся схемы строения атомов натрия и калия.)

 

 

Химический знак

 

Электронная формула

 

Размещение электронов по орбитам

 

 

 

Na

 

 

         2     2       6      1

1s 2s 2p 3s

 

      2            2                        6                       1

  1s     2s           2p           3s

  ↓↑    ↓↑     ↓↑  ↓↑  ↓↑      ↓

 

 

 

    

 

 

 

 

K

 

 

 

 

          2       6      10     1

…3s 3p 3d 4s

 

 

     2                       6                              10                          1

  3s          3p              3d              4s   

  ↓↑    ↓↑  ↓↑  ↓↑                            

 

3-Й УЧЕНИК. Немного истории. В ноябре 1807 г. в Лондоне Гемфри Дэви на заседании Королевского обще­ства объявляю об открытии им новых элементов —на­трия и kалия. Выявить эти элементы удалось с помо­щью электрического тока. Дэви первым изучил свойства Na и К, указав на воспламеняемость паров Na на возду­хе. Выделение щелочных металлов было выдающимся открытием в химии. Никто не знал, какую пользу мо­гут принести эти мягкие и очень активные металлы.

 

1-я УЧЕНИЦА. Почему они "едкие"? Едкими щело­чами называют хорошо растворимые в воде гидроксиды. Важнейшие из них NaOH и КОН - это белые, непро­зрачные, твердые кристаллические вещества, раство­ряющиеся в воде с выделением большого количества теп­лоты. В водных растворах диссоциированы и являются сильными щелочами. Водные растворы гидроксидов на­трия и калия поглощают оксид углерода:

NaOH + С02 -> NaHC03,

2Na0H + С02 -► Na2C03

 или в ионном виде:

     ОНֿ + СО2 = НСО3ֿ

                                 2-     

    2ОН־ + СО2 = СО3 + Н2О

 

 

В твердом состоянии на воздухе NaOH и КОН поглоща­ют влагу, благодаря чему используются как осушители.

 

2-я УЧЕНИЦА. По распространению на нашей пла­нете натрий занимает шестое место среди всех эле­ментов. Природные соединения натрия — это полевые шпаты, мирабилит, бура, нефелин и ультрамарин. Не­удивительно, что с соединениями натрия наши предки познакомились очень давно. Первобытному человеку хло­рид натрия был так же необходим, как и современному. В Ветхом Завете упоминается некое вещество "нетер ", употреблявшееся, по современной терминологии, как моющее средство. Скорее всего "нетер" — это сода, которая образовалась в соленых озерах с известковыми берегами. Это же вещество под названием "нитрон" встречается позже у греческих авторов. Аристотель, а затем Плиний Старший, упоминая это вещество, нaзывал его "нитрум". Арабские алхимики вместо "нитрум "употребляли термин "натрун ", от которого и про­исходит современное название "натрий".

В XVIII в. химикам было уже известно много различ­ных соединений натрия. Соли натрия широко применя­ются в медицине. Хотя о соединениях натрия знали очень много, сам элемент вплоть до XIX в. открыт не был. Слишком активен этот металл, чтобы его можно было выделить традиционными химическими способами.

 

3-й УЧЕНИК. Калий - химический элемент [груп­пы периодической системы элементов Д.И.Менделеева — принадлежит к подгруппе щелочных металлов. Имеет три изотопа. Человечество знакомо с калием более по­лутора веков. В лекции, прочитанной в Лондоне в нояб­ре 1807 г., Дэви сообщил, что при электролизе едкого калия был получен маленький шарик с сильным металли­ческим блеском.

           Калий замечательный металл, один из самых актив­ных, плавает в воде, "вскипает " со взрывом и горит, окрашивая пламя в фиолетовый цвет. Кроме того, калий незаменим для все­го живого и примечателен, как "меченый " металл. Обратим внимание: его атомный номер 19, относительная атомная масса 39, на внешнем электронном слое один элект­рон, степень окисления +1. Как считают химики, именно этим объясняется его исклю­чительная распространенность в природе. Калий входит в состав нескольких сотен минералов, находится в почве, растениях, организмах людей и животных.

 

 

 

 

 

 

 

4-я УЧЕНИЦА. Некоторые примеры на­хождения натрия и калия в природе    представ­лены в таблице.

 

Минерал

Химическая формула

Важнейшие месторождения

Хлорид натрия

 

Сульфат натрия (мирабилит)

 

 

Сильвинит

 

Карналлит

NaCI

 

 

Na2S04- 10H2O

 

 

NaCl·KCl

 

KCl·MgCl2·6H2O

 

Озера Эльтон и Баскун­чак, Соликамск, Арте-мовск, Илецк и др.

 

Залив Кара-Богаз-Гол

 

 

Соликамск, Солигорск и др.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Соли калия имеют очень большое значение для жиз­ни растений. В природе щелочные металлы в свободном виде не встречаются. Натрий и калий входят в состав различных соединений. Наиболее важным соединением является NaCI, который находится в залежах камен­ной соли (Донбасс, Соликамск). NaCI содержится так­же в морской воде. Обычно в залежах есть также ка­лийные соли, имеющиеся и в морской воде, однако в ко­личествах, значительно меньших, чем соли натрия.

Самые большие запасы калийных солей находятся на Урале и в районе Соликамска (см. таблицу). Разведаны и эксплуатируются крупные залежи ^калийных солей в Белоруссии. Натрий и калий образуют растворимые в воде соединения. Содержание натрия в земной коре со­ставляет 2,64, калия — 2,6%.

Натрий — типичный элемент верхней части земной коры, среднее содержание его в литосфере составляет 2,5%. В магматических породах образуются полевые шпаты (группа самых распространенных породообразу­ющих минералов), содержащие натрий и кальций.

Натрий плохо задерживается на материках и пе­реносится реками в моря и океаны, где его среднее со­держание составляет 1.035%. Натрии - главный эле­мент морской воды. При испарении на морских бере­гах, а также в степных озерах осаждаются соли на­трия. Натрий - важный биоэлемент, в живых организмах его содержится в среднем 0,02%. Это больше, чем в растениях.

 

5-я УЧЕНИЦА. Калий — распространенный элемент, его содержание в литосфере — 2,5%. В магматических процессах калий, как и натрий, накапливается в кис­лых магмах, из которых кристаллизируются, в частно­сти, граниты. В пород магния, калия бывает мало. При выветривании гор­ных пород калий частично попадает в воду, где его бы­стро захватывают различные организмы, поэтому воды рек бедны калием. В большинстве почв калия содержится также меньше, чем натрия, и культурные растения нуждаются в калийных удобрениях.

 

 

6-й УЧЕНИК. Натрий и калий получают путем электролиза расплавленных хлоридов и гидроксидов. При электролизе расплава NaCI на катоде выделяется на­трий, а на аноде — хлор:

Na+ + е -> Na°,

2С1-  2е -> С12°.

При электролизе расплава NaOH на катоде выделя­ется Na, а на аноде — кислород:

40Н   - 4е -> 2Н20 + О2°

Калий также можно получить электролизом рас­плавов КС1 и КОН. Современное промышленное получе­ние калия основано на следующих реакциях:

КС1 + Na -> NaCI + К,                                    (/)

КОН + Na -> NaOH + К.                                 (2)

 

 

По первому способу через расплавленный КС1 про­пускают пары натрия при температуре 800 °С, при этом выделяются пары калия. Во втором способе взаимодей­ствие расплавленного КОН и жидкого Na осуществля­ется при температуре 440 "С.

Натрий пробовали получать также взаимодействи­ем едкого натра с железом, нагретым до красного каления. Но этот способ не получил распространения. В 1824 г. с помощью натрия был выделен алюминий, и интерес к натрию сразу возрос. Потом для восстановления алю­миния стали использовать калий, и производство на­трия опять пошло на убыль.

Лишь через 32года А.Сент-Клер Девиль доказсы, что в производстве алюминия лучше применять натрий. Девиль получал натрий, восстанавливая соду углем в присутствии извести.

 

7-я УЧЕНИЦА (представляет физические свойства металлов в виде рекламы). Внимание! Ведется розыск! Д.И.Менделеев разыскивает из периодической системы элементы: зовут Натрий, в возрасте 11 лет (порядко­вый номер) и Калий в возрасте 19 лет; имеют серебрис­то-белый цвет, пластичны, энергичны, хранят в изоля­ции (керосин). Последний раз Натрий был обнаружен в виде хлорида натрия, а Калий — хлорида калия.

(Демонстрирует Na и К, доставая, их из склянок.)

 

 

4-я и 5-я УЧЕНИЦЫ рассказывают о химических свойствах и демонстрируют опыты: окисление Na на воздухе; взаимодействие Na с водой и серой.

 

Учитель подводит итоги урока и рассказывает о некоторых областях применения щелочных металлов.

 

В заключение ученица  читает соб­ственное стихотворение:

    «Первой группы элементы одинаково валентны,

    Легкоплавки и мягки, серебристы, как снежки.

Только с ними не зевай —

К ним воды не приливай.

Не послушаешь совета, и поплатишься за это.

Не услышишь мой призыв —              

Грянет в классе страшный взрыв.

И тогда ты, наш дружок,

Испытаешь жуткий шок,

Потому что двойку сразу

Ты получишь за урок.

Догадался наконец: "Калий, Натрий ".

Молодец!"

 

 

§ 40-41 (до с. 123), упр. 1-12, задачи 1-2 (с. 125)

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 51 урок.doc

           14.03.2012г.                                                 51 урок                                                           9 класс

Урок на тему: Щелочноземельные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Применение. Понятие о жёсткости воды.

Цель урока: Изучить естественное семейство сходных химических элементов главной подгруппы II группы периодической системы химических элементов, их свойства, выявить сходства и особенности, биологическую роль этих химических элементов.

Задачи: 1.Образовательные: продолжить работу формирования у учащихся умений давать характеристику хим. элемента по его положению в ПС, описывать физические, химические свойства элементов II группы главной подгруппы, расширить представления учащихся о  соединениях химических элементов.  2.Развивающие: повысить познавательный интерес учащихся, развить навыки работы учащихся с учебной литературой, интеллектуального труда, умения логически мыслить, умения выполнять умственные операции: обобщение, сравнение, анализ, делать вывод, навыки познавательной исследовательской деятельности, умения прогнозировать результат. 3.Воспитательные: прививать постоянный интерес к предмету, навыки коммуникативности, рефлексии, воспитывать нравственные качества: волю,  настойчивость, аккуратность, самостоятельность.

Тип урока: изучение новых знаний.

Методы и методические приемы: Проблемно-поисковый метод, беседа, самостоятельная работа с учебником. Работа по обсуждению результатов работы группы,  выполнение опытов, выводы. Подготовка отчетов групп, выполнение упражнений на отчетном листе, проверка, взаимопроверка.

Оборудование: учебник Химия-9 (Габриелян О.С.), инструкция по подготовке к отчету, дидактический лист – паспорт элементов изучаемой группы (каждому ученику), химическая посуда - стаканы, воронки, стеклянные палочки, ложечки, реактивы для демонстрации: натрий, кальций, вода, фенолфталеин, спички, реактивы для работы группы №3:  карбонаты, сульфаты, фосфаты, хлориды кальция и магния.

                                                                          Ход урока:

1.Организационый момент. Целеполагание.  Вступительное слово учителя. Мы изучаем тему: «Металлы». Вспомнив бронзовый и железный века на заре человечества и просто оглянувшись вокруг, мы можем осознать роль металлов в жизни людей. Металлы имеют много общего, но порой очень не похожи друг на друга. Почему одни металлы можно хранить на воздухе, а другие в специальной посуде? Почему некоторые металлы относят к макроэлементам (или биоэлементам), а другие -  к микроэлементам. В конце концов, как связаны между собой такие отрасли хозяйства как строительство и медицина, производство стекла и пищевая промышленность?

Цель нашего урока: познакомиться со сходными элементами семейства бериллия, магния и щелочноземельных металлов. Вспомним вопросы, которые важно рассмотреть, давая характеристику хим. элемента. Составим план изучения материала.                                                                                                       1. Строение на основе положения в периодической системе. Предсказание  свойств.  Физические свойства металлов главной подгруппы II группы ПС.                                                                                                 2.  Химические свойства металлов главной подгруппы II группы ПС.                                                                     3. Распространение в природе. Соединения магния и щелочноземельных металлов.                           4.Биологическая роль. История открытия изучаемых элементов.

Работать будем по группам. Самоуправление, выбор лидера. Время изучения материала 15 минут, по окончании - отчет группы. Каждый ученик  в течение урока заполняет  «паспорт»  химического элемента.

2.Изучение нового материала в группах. Задание 1 группе. Положение в периодической системе, строение атомов.

Изучить параграф 12 учебника. Стр. 50 (60) до слов: «Бериллий, магний, щелочноземельные металлы - простые вещества…»

1.Привести схемы строения атомов: Ве, Мg, Са, Sr.                                                                                                         2.Сделать выводы:                                                                                                                                                              а) что общего в строении атомов химических элементов?                                                                                                     б) какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляют?                                                                              в) какую проявляют степень окисления в соединениях?                                                                                              г) сравнить по активности элементы в подгруппе и в периоде.

От чего зависит активность металлов?

3.Подготовить отчет по данным вопросам.

Задание 2 группе. Химические свойства металлов.

Изучить материал учебника  на стр. 45 (60)  до слов: «Щелочноземельные металлы активно взаимодействуют…»

1.      Записать уравнения реакций в паспорт химического элемента и на доске, назвать продукты реакции. Составить окислительную схему к одной реакции.

2.      Подготовиться к рассказу о химических свойствах хим. элементов  у доски.

3.      Подготовиться к демонстрации опыта по сравнению скорости взаимодействия натрия и кальция с водой. Сделать вывод.

3 группа. Соединения химических элементов главной подгруппы II группы.

Читать и готовить рассказ со стр. 52-55 (62-65) до слов «Кальций имеет важное значение…»

1.Оксиды и  гидроксиды  бериллия, магния и щелочноземельных металлов.                                                 2.Карбонат кальция.                                                                                                                                            3.Другие соли.                                                                                                                                                                         4.Проведите опыт по установлению растворимости солей изучаемых металлов.

4 группа. Биологическая роль щелочноземельных элементов. История их открытия.

Прочитать текст учебника и подготовить рассказ об этом в классе.

3.Отчеты групп. Демонстрация опытов. Выводы. Заполнение паспортов бериллия, магния и щелочноземельных элементов.

4.Закрепление. Работа с дидактическими карточками, составление уравнений реакций и составление окислительно-восстановительных схем к ним.

5.Итог урока:

Ø  Рефлексия деятельности на уроке (что нового узнали ?)

Ø  Оценка деятельности учащихся: устные ответы, выполнение опытов, работа в группах.

 

6.Домашнее задание: § 41, упр. 13-14, задачи 3-4 (с. 125), параграф № 12, упр.5.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 52 урок.doc

           19.03.2012г.                                                 52 урок                                                           9 класс

 

Урок на тему: Алюминий. Нахождение в природе. Свойства алюминия.

Цель урока: 1) продолжить формирование системы знаний о строении и свойствах металлов; 2) расширить знания учащихся об алюминии, как элементе и веществе;

3) способствовать закреплению понимания взаимосвязи строения, свойств и применения веществ.

Задачи урока:

образовательные:  рассмотреть строение атома алюминия;

    изучить нахождение алюминия в природе, познакомить учащихся со способами

    получения, физическими и химическими свойствами, а также применением;

    продолжать учить учащихся самостоятельно проводить химический эксперимент и

    соблюдать ПТБ при работе в кабинете химии;

    развивать умения анализировать результаты лабораторных исследований.

развивающие:  развитие критического мышления, самостоятельности и способности к рефлексии,  

    обеспечение системности учения;

    продолжать развивать коммуникативные навыки.

воспитательные: воспитание положительной мотивации учения, правильной самооценки и чувства

    ответственности; воспитание культуры поведения, общения и культуры умственного труда.

Тип урока: комбинированный.

Методы работы: индивидуальная работа, рассказ учителя, фронтальная эвристическая беседа, дополнения учителя, лабораторная работа, демонстрация видеофрагментов, работа учащихся в парах.

Оборудование: ПК, медиапроектор,  спиртовка, пробиркодержатель, пробирки, спички.

Реактивы: твёрдые вещества: алюминий (гранулы, кусочки проволоки, полоски от упаковочной тары);

 растворы: соляной кислоты, гидроксида натрия, сульфата алюминия.

Средства обучения:  компьютерная презентация, таблица растворимости;  электрохимический ряд напряжения металлов; периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева;

 коллекция «Алюминий»; химическое оборудование и реактивы.

 

Ход урока:

Организационный момент – 1 минута. Слайд № 1.   

Цель этапа: создание положительного эмоционального настроя на усвоение учебного материала, формулирование целей и задач урока, ожидаемых результатов. Слайд №2.

Этап мотивации – 2 минуты.

Цель этапа: подготовка к осознанному восприятию материала, стимулирование познавательного интереса.

Проверка домашнего задания – 10 минут.

Цель этапа: письменный опрос с целью определения глубины понимания знаний предыдущего урока.

Работа по сборнику «Контрольные и проверочные работы. Химия-9» к учебнику  О.С. Габриеляна, с.155.

Этап актуализации опорных знаний - 5 минут.

Цель этапа:   активизация личного опыта каждого ученика и использование его в обучении, подготовка к восприятию нового материала, оценка учителем уровня подготовленности учащихся.

Некий изобретатель, имя которого история не сохранила, принёс императору Тиберию, правившему Римом в 14-27 гг. н. э., чашу из металла, напоминающего цветом серебро, но более лёгкого. Этот подарок стоил жизни мастеру. Тиберий приказал казнить его. А мастерскую уничтожить, поскольку боялся, что новый металл может обесценить серебро в императорской сокровищнице. Этот металл более 30 лет украшал пальцы, шеи и уши великосветских модниц. Так как первоначально килограмм этого металла стоил на 80 рублей дешевле равного веса золота.

Как вы думаете, о каком металле шла речь? (Ответ: алюминий)

Этап изучения нового материала - 20 минут.

Цель этапа: формирование новых знаний о строении атома алюминия, его физических и химических свойствах, получению и применению алюминия.

Учитель: Давайте составим с вами план изучения металла алюминия. Что нам нужно включить в план урока?

Ученики: нахождение в природе, получение, строение атома алюминия, физические и химические свойства, применение.

 

 

План изучения нового материала.

  1. Характеристика элемента алюминия по положению в периодической системе Д.И.Менделеева. Строение атома.
  2. Строение простого вещества. Физические свойства алюминия
  3. Химические свойства алюминия.
  4. Нахождение в природе. Способы получения.

5.      Применение алюминия.

1. Характеристика элемента алюминия по положению в периодической системе Д.И.Менделеева. Строение атома.

Учитель: итак, рассмотрим строение атома алюминия. Предлагаю вам определить пропущенные слова в тексте, который имеется у вас в рабочих листах. Слайд № 3.

  • Порядковый номер алюминия - _______.
  • Алюминий - элемент __________группы, __________ подгруппы
  • Заряд ядра атома алюминия равен ______
  • В ядре атома алюминия __________протонов.
  • В ядре атома алюминия _________нейтронов.
  • В атоме алюминия ________ электронов.
  • Атом алюминия имеет _________энергетических уровня.
  • Электронная оболочка имеет строение __________.
  • На внешнем уровне в атоме алюминия _________ электронов.
  • Степень окисления атома алюминия в соединениях равна ________.
  • Простое вещество алюминий является ____________.
  • Оксид и гидроксид алюминия имеют ___________________ характер.

Учитель: Правильно ли составлена схема строения атома алюминия на следующем слайде? Свой ответ обоснуйте, опираясь на схему. Слайд № 4.

Ученики: Схема составлена правильно. На внешнем уровне у атома алюминия 3 электрона (2s и 1p), следовательно, алюминий проявляет  степени  окисления +3, 0.

2. Строение простого вещества. Физические свойства алюминия.

Учитель: Какой вид  химической связи имеет металл алюминий? Тип кристаллической решетки?  Слайд № 5. Пользуясь коллекцией "Алюминий" и планом в рабочих листах, составьте характеристику физических свойств этого металла.

План характеристики физических свойств металла алюминия:

1. В каком агрегатном состоянии находится алюминий при нормальных  условиях? 2. Какого он цвета? Имеет ли блеск? 3. Имеет ли алюминий запах? 4. Проявляет ли данный металл пластичность, хрупкость, эластичность? 5. Растворяется ли в воде при обычных условиях? 6. Какова температура плавления? 7. Какова плотность вещества? 8. Обладает ли алюминий теплопроводностью и электропроводностью?

Проверьте свои результаты, посмотрев на слайд. Слайд № 6.                                                                   Физические свойства алюминия.      Слайд № 7.

3. Химические свойства алюминия.

Учитель:  Какими химическими свойствами должен обладать алюминий исходя из его положения в периодической системе Д.И. Менделеева и сравнивая строение атомов элементов III периода?    Слайд № 7, 8.

Ученики: в периоде с увеличением заряда ядра атома уменьшается радиус атома и способность элемента отдавать электроны, тоже уменьшается, поэтому алюминий проявляет более слабые восстановительные (металлические) свойства, чем натрий и магний, он относится к переходным металлам и занимает промежуточное положение между металлами и неметаллами, его соединения являются амфотерными.

Учитель:  определите место алюминия в электрохимическом ряду напряжений и сделайте вывод об его активности. (Учащиеся смотрят на электрохимический ряд напряжений).

Ученики: алюминий находится в начале ряда напряжений металлов. Поэтому он должен проявлять высокую химическую активность.

Учитель:  алюминий применяется в быту, из него изготавливают бытовые изделия. Известно, что ни кислород, ни вода на него не действуют (учитель опускает алюминиевую пластину в стакан с водой). В результате противоречий между знаниями и жизненными наблюдениями создается такая ситуация: почему алюминий, стоящий в начале ряда напряжений проявляет пассивность? Почему в алюминиевой кастрюле можно варить суп? А проблема заключается в том, что поверхность алюминия покрывается очень тонкой  оксидной плёнкой, которая защищает металл от воздействия воздуха и воды. Ребята, если алюминий – это переходный металл, как вы думаете, с какими веществами он будет взаимодействовать?

Ученики: С неметаллами (галогенами, серой, кислородом и другими). Слайд № 9. (видеофрагмент «Горение алюминия на воздухе»).

Задание №1  Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с кислородом:

Ученики:  4Al + 3O2 ->2Al2O3

Слайд № 10. (видеофрагмент «Взаимодействие алюминия с бромом»)

Задание №2  Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с бромом:

Ученики:  2Al +3Br2 -> 2AlBr3

Слайд № 11. (видеофрагмент «Получение йодида алюминия»)

Задание №3  Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с йодом:

Ученики:  2Al +3I2 -> 2AlI3

Слайд № 12. (видеофрагмент «Взаимодействие алюминия с серой»)

Задание №4  Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с серой:

Ученики:  2Al + 3S -> Al2S3

В уравнениях реакций ученики отмечают степени окисления алюминия до и после реакции и делают вывод, что алюминий в реакциях является восстановителем как и другие металлы.

Учитель:  А как же  алюминий взаимодействует  со сложными веществами? Если с поверхности алюминия удалить оксидную пленку, то он должен проявлять свойства аналогичные щелочно-земельным металлам.

Слайд № 13. (видеофрагмент «Взаимодействие алюминия с водой»)

               2Al + 6H2O -> 2Al(OH)3 + 3H2

Учитель:  Запомните, что в обычных условиях оксидная пленка защищает алюминий от разрушения (коррозии). Вспомните, с какими сложными веществами взаимодействуют металлы и алюминий в том числе?

Ученики:  С растворами кислот. Алюминий будет вытеснять водород, т.к. в ряду напряжения металлов он стоит правее водорода.

Учитель:  Действительно алюминий взаимодействует с растворами кислот с выделением водорода. А концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют поверхность алюминия, образуя на его поверхности прочную оксидную пленку, которая препятствует дальнейшему протеканию реакции. Поэтому эти кислоты перевозят в алюминиевых цистернах.

Проверьте себя.    Слайд № 14.

Основываясь на то, что алюминий - переходный металл, подумайте, с какими еще сложными веществами может взаимодействовать алюминий?

Ученики:  С растворами щелочей.

Учитель:  Давайте вместе запишем уравнение реакции взаимодействия алюминия с раствором гидроксида натрия. Что образуется в результате реакции?

Слайд № 15. (видеофрагмент «Взаимодействие алюминия с гидроксидом натрия»)

Ученики:  Данная реакция протекает с образованием алюмината натрия и выделением газообразного водорода. А сейчас осуществите эти две реакции на практике. При выполнении опыта соблюдайте правила по технике безопасности. (Инструкция в рабочих листах)

Инструкция по выполнению лабораторной работы

Цель: Изучить отношение алюминия к кислотам и щелочам.

Правила работы с кислотами и щелочами: Соблюдай осторожность при работе с кислотами и щелочами! В случае попадания на кожу - промой водой! При нагревании, прогрей сначала всю пробирку.

Опыт 1. В пробирку положите 2 кусочка алюминия и прилейте 3-4 мл раствора соляной кислоты. Пробирку слегка нагрейте.

Опыт 2. В пробирку положите 2 кусочка алюминия и прилейте 3-4 мл раствора гидроксида натрия. Пробирку слегка прогрейте.

Учитель:  Что такое алюминотермия?

Ученики:  Алюминотермия - это способ восстановления многих металлов из их оксидов с помощью алюминия, если в электрохимическом ряду напряжения металл расположен после алюминия.

Учитель:  Как вы думаете, будет ли протекать следующая реакция?  Al + Fe3O4 = ?

Ученики:  Данная реакция будет протекать, так как алюминий в электрохимическом ряду напряжений стоит правее железа, то есть он будет вытеснять железо из его оксида.

Учитель:  Составьте уравнение данной реакции в тетрадях.  Слайд № 16.

4. Нахождение в природе. Получение.  Задание 1. Рассмотрите диаграмму "Распространение элементов в природе".  Слайд № 17   и   определите, какое место занимает алюминий среди других элементов. Задание 2. Рассмотрите образцы природных соединений.  Слайд № 18. Сравните их по твердости, прочности, цвету.

Ученики:  алюминий - самый распространенный металл в земной коре. Его содержание в земной коре составляет 8,8 %. Он занимает 3 место по распространенности среди других элементов (после кислорода и кремния).

5. Получение алюминия.        Слайд № 19.

6. Применение алюминия.

Учитель:  В течение всего урока звучали отрасли применения алюминия. Как вы уже поняли, масштабы применения этого металла широки. И с каждым годом отрасли применения данного металла расширяются. Давайте рассмотрим основные области применения алюминия и его сплавов. Слайд № 20.

Этап первичного закрепления знаний и умений - 5 минут.

Цель этапа: репродуктивное воспроизведение изученного материала, его систематизация, контроль и самопроверка несложных упражнений на понимание материала.

Физкультминутка. Учащиеся работают в группах по 2 человека, выполняя задания самостоятельно, но при этом могут обратиться к учителю или товарищу, выполняющему такое же задание. Дети свободно перемещаются по классу и выбирают себе пару по желанию.

Найдите соответствие между реагентами и продуктами реакции.

1

Al

+ O2

А

Al С13 + Н2

2

Al

+ H2O

Б

А1С13

3

Al

+ С12

В

А1С13 + H2O

4

Al

+ HCI

Г

А1С13 + Hg

5

Al

+ NaOH

Д

А1С13 + HgCl2

6

Al

+ HgCl2

Е

Na А1O2 + H2

7

     Al

 + Fe3O4

   Ж

     А1(OH)3 + Н2

 

 

 

  З

    А1(ОН)3 + Na

 

 

 

  И

     А12О3 + Fe

 

 

 

  К

     А12О3

По истечению отведённого времени ученики проверяют задание.  Слайд № 21.

Этап подведения итогов занятия. Рефлексия - 2 минуты. Цель этапа: дать анализ и оценку успешности достижения цели и наметить перспективу последующей работы, оценить адекватность самооценки учащегося.

Графический диктант (+ -)

 

Вопрос

Ответ

1

Встречается в свободном виде

 

2

Легкий металл

 

3

Реагирует и с кислотами, и со щелочами

 

4

Подвергается коррозии

 

5

Восстанавливает металлы из оксидов

 

 

Слайд № 22. («Для самопроверки»).  Этап постановки домашнего задания.  Слайд № 23. Цель этапа: разъяснение, постановка.

 

Домашнего задания. § 42, упр. 1-11, задачи 1, 2, 3 (с. 131), §13, тетрадь на печатной основе: №4 с. 56, №10 с. 58, №13 с. 59.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 53 урок.doc

                                        22.03.2012г.                                    53 урок                                 9 класс

Урок на тему: Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. Соли алюминия.

 Цель:  обобщить знания учащихся об алюминии и его соединениях;
опытным путем изучить свойства амфотерности оксида и гидроксида алюминия, показать большое практическое значение алюминия и его соединений и отрасли их применения человеком.

                                                                            Ход урока:

Деятельность учителя

Деятельность учеников

Вызов

1. Целеполагание.

1. Совместно с учителем ставят цели урока.

2. Организует заполнение таблицы ЗХУ учащимися.

2. Заполняют таблицу ЗХУ

3. Заполняет таблицу на доске.

3. Фронтальная беседа.

Осмысление

4. Организует работу с текстом.

4. Чтение текста с пометками, индивидуальное заполнение в таблице графы “узнал”. Обсуждение друг с другом в группах результатов заполнения таблицы.

5. Заполняет со слов учащихся графу “узнал” на доске.

5. Фронтальная беседа.

Р е ф л е к с и я

6. Организует проведение лабораторных опытов.

6. Экспериментально доказывают свойства амфотерности гидроксида алюминия. Пишут уравнения в ионном виде на оценку.

7. Задает вопросы по тексту:

1) Почему алюминий был дорог в XIX веке?                                                                           2) Как будет выглядеть полное ионное уравнение взаимодействия гидроксида алюминия со щелочью?                                       3) Как гидроксид алюминия с точки зрения химии понижает кислотность желудочного сока?

7. Фронтальное обсуждение с опорой на текст. Заполняют IV графу в таблице “что бы еще хотели узнать о соединениях алюминия”.

8. Подводит итоги урока, возвращается к целям урока.

8. Составляют по группам кластер.

Текст для работы учащихся на уроке

“Люди гибнут за металл”      (В. Гете)

Алюминий – типичный р-металл.

Конечно, слова поэта В. Гете сказаны о золоте, но в ХIX веке алюминий тоже ценился на вес золота, так Д.И. Менделееву в знак его больших научных заслуг на международном съезде ученых химиков был вручен ценный подарок в виде большой алюминиевой кружки. Подумайте, почему алюминий так дорого ценился.

Алюминий – основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы. Свойства его аналогов – галлия, индия и таллия – во многом напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2np1 и поэтому все они проявляют степень окисления 3+.  Алюминий – серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Поверхность металла покрыта тонкой, но очень прочной пленкой оксида алюминия Al2O3. Алюминий весьма активен, если нет защитной пленки Al2O3. Эта пленка препятствует взаимодействию алюминия с водой. Если удалить защитную пленку химическим способом (например, раствором щелочи), то металл начинает энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

  Алюминий в виде стружки или порошка ярко горит на воздухе, выделяя большое количество энергии:

2Al + 3/2O2 = Al2O3 + 1676 кДж.  Эта особенность алюминия широко используется для получения различных металлов из оксидов путем восстановления алюминия. Метод получил название алюмотермии. Алюмотермией можно получить только те металлы, у которых теплоты образования оксидов меньше теплоты образования Al2O3, например:

Cr2O3 + 2 Al = 2 Cr + Al2O3 + 539 кДжПри нагревании алюминий реагирует с галогенами, серой, азотом и углеродом. Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

  Концентрированная серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + SO2 + 6H2O,

Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3 H2O.     В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода.

Соединения алюминия и их свойства. Амфотерность. Амфотерность – это способность оксида или гидроксида элемента-металла проявлять одновременно основные и кислотные свойства. Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и щелочами, давая при этом метаалюминаты.

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.         Гидрооксид алюминия – белое студенистое вещество, практически нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидрооксид алюминия может быть получен обработкой солей алюминия щелочами. Доказательством его амфотерности является его взаимодействие с кислотами и со щелочами.

Al(OH)3 + NaOH = NaH2AlO3 +H2O  орто-алюминат натрия.  Подумайте, а как будет выглядеть полное ионное уравнение этой реакции. Из гидрооксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и при этом сильно гидролизованы.

Применение алюминия и его соединений. Важнейший сплав алюминия – дюралюминий. Замечательный сплав дюралюминий получил свое название от города Дюрен в Германии. Отечественный сплав похожего состава одно время называли “кольчугалюминием” - по имени поселка металлургов Кольчугино во Владимирской области. Алюминиевые сплавы незаменимы для авиации – они почти в три раза легче стали и меди и вместе с тем тверды, жаростойки и прочны. Так, проволока из дюралюминия сечением 1 мм2 не рвется под грузом 50 кг. Оксид алюминия (корунд) находит широкое применение в производстве стекла и кристаллов для лазеров.  Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств: “маалокс”, “альмагель” и др., которые понижают кислотность желудочного сока. Подумайте, с точки зрения химии, как это происходит?

Домашнее задание: § 42, упр. 1-11, задачи 1, 2, 3 (с. 131)

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 54 урок.doc

                       2.04.2012г.                                             54 урок                                                9 класс

Урок на тему: Железо. Нахождение в природе. Свойства железа.

Цель:

1)      Мотивировать учащихся к учебной деятельности;

2)      Определить содержательные рамки урока: 1) Создание  условий для возникновения внутренней потребности включения ребёнка в деятельность («хочу») 2) Исходя из решенных ранее задач - создание ориентировочной основы действий («могу»)

Формы работы

Действия и вопросы учителя.

Цель нашего урока: Раскрыть особенности положения железа в ПС, его свойства, огромное значение, способы получения. (Размышление о значимости железа в нашей жизни. Диалог)

 

2. Актуализация  знаний (подготовка мышления детей, воспроизведение учебного содержания, необходимого и достаточного для восприятия ими нового материала, и указание ситуации, демонстрирующей недостаточность имеющихся знаний)

Цель:

1)      Актуализировать учебное содержание, необходимое и достаточное для восприятия нового материала (умение работать с ПСХЭ Д.И. Менделеева, давать характеристику химическому элементу на основе атомно-молекулярного учения, знание общих свойств металлов);

2)      Зафиксировать ситуацию, демонстрирующую недостаточность имеющихся знаний (указать существенное свойство задания, планируемого для организации учебного затруднения).

Организация учебного процесса на этапе 2:

Организация учебного процесса на этапе 3:

Формы работы (побуждающий или подводящий диалог; похвала...)

Посмотрите технологическую карту (см. приложение 2) нашего урока и скажите: «Что предстоит нам изучить на сегодняшнем уроке?» (Ответ:

  • «Историческая справка о железе.
  • Положение железа в периодической системе химических элементов и строение его атома.
  • Распространение в природе.
  • Получение железа. 
  • Физические свойства железа.
  • Химические свойства железа.
  • Применение железа.
  • Биологическое значение железа»)

Сможем ли мы сразу, без изучения нового материала ответить на некоторые вопросы нашей темы? (Ответ уч-ся: «Сможем дать характеристику железу по его  положению в ПСХЭ, строение атома, возможные степени окисления, некоторые физические свойства, которые вытекают из общих свойств Ме, общие способы получения»)

Какие знания о металлах нам  пригодились? (Ответ: «Характеристика Х.Э.- металлов по их положению в ПСХЭ, физическим и химическим свойствам, общим способам получения)

Достаточно ли нам тех знаний, что мы имеем для того, чтобы дать полную характеристику железу по тому плану, что положен в основу нашего урока? (Ответ: «Нет»).  В изучении нового материала нам сегодня будут помогать учащиеся, работавшие по вопросам темы, и представят свою работу в виде презентации.

Каждый из них готовил презентацию по отдельно взятым вопросам по теме «Железо». С помощью ваших презентаций мы узнаем об истории открытия железа, о положении железа в ПСХЭ, нахождении в природе, способах получения, физических и химических свойствах, биологической роли в организме человека, применении железа. После ваших выступлений вы будете выполнять компьютерное тестирование, и машина выставит вам отметку по результатам теста, а также укажет на допущенные ошибки и поможет вам сделать анализ вашей работы. Каждый, кто участвовал в подготовке презентации, получит отметку, выставленную слушателями и учителем на основе критериев оценки мультимедийной презентации (см. приложение 7).

Скажите, что вы слышали о происхождении слова «железо»? (Ответа нет). Тогда мы предоставим слово уч-ся 1 группы.

 

Презентация группы 1. Историческая справка о железе.

Задание учащимся класса: Прослушайте выступления группы 1 и за­пишите происхождение русского названия железа.

Презентация учащихся: «Слово «железо» произошло от санскритских слов «джальжа» (металл, руда) или «жель» (блистать, пылать).

         Люди впервые овладели железом в четвертом-третьем тысячелетиях до н. э., подбирая упавшие с неба камни — железные метеориты — и превращая их в украшения, орудия труда и охоты. Их и сейчас находят у жителей Северной и Южной Америки, Гренландии и Ближнего Востока, а также при археологических раскопках на всех континентах.

          Не случайно на некоторых древних языках железо именуется «небесным камнем».

         Самым древним предметом из железа считаются бусы из полых трубочек, найденные при раскопках египетских захоронений конца IV в. до н. э. Бусы выкованы из железа, содержащего 7,5 % никеля, что характерно для железа метеоритного происхождения.

         В Индии в 415 г. была изготовлена железная колонна в честь правителя древнего государства Чандрагупты II. Высота ее 7,3 м, диаметр у основания 41,6 см, у верха 29,5 см, масса 6,5 т.»

 

Вопрос: «Что вы сможете сказать о положении железа в периодической системе химических элементов и строении его атома?»  (Ответ: «Железо находится в побочной подгруппе VIII группы, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s23p63d64s2.  Обычно образует соединения в степенях окисления +2. +3»). Посмотрим и сравним наш ответ с вариантом  ребят, которые готовились по данному вопросу.

 

Презентация группы 2. «Положение железа в периодической системе химических элементов и строение его атома».

Задание учащимся класса: прослушав выступление группы 2, запи­шите строение атома железа.

Презентация учащихся (слайд 1-2): «Железо (Ferrum) 26Fе

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s23p63d64s2.  Обычно образует соединения в степенях окисления +2 и +3.

Изотопы железа 

Природные изотопы

Искусственные изотопы

56Fе  -  91, 68%

54Fе  -  5,84%

57Fе  -  2, 17%

58Fе  -  0,31%

55Fе  -  Т1/2  - 2,4 ч

59Fе  -  Т1/2 -  45,6 суток

 

 

Знаете ли вы из курса природоведения, географии в составе каких минералов может встречаться железо на нашей планете? (Ответ: «Красный железняк, магнитный железняк (без формул)»)

Послушаем третью группу.

Презентация группы 3. «Распространение в природе».

 Задание учащимся класса: слушая сообщения учащихся группы 3, заполните таблицу «Важнейшие природные соединения железа».

Презентация  уч-ся: «Распространение в природе»

Содержание в земной коре.

В земной коре содержится 4,65% (по массе) железа. По распространенности железо занимает 4-е место после кислорода, кремния, алюминия. Редко встречается самородное железо (метеоритного или земного       происхождения).

Важнейшие природные соединения железа

Название

минерала

магнетит (магнитный железняк)

 

гематит (красный железняк)

 

гидрогетит (бурые железняки)

 

сидерит (шпатовый железняк)

 

пирит

 

Химическая формула

Fе3О4

 

Fе2О3

 

НFеО2nН2О

 (n = 1- 4)

 

FеСО3

 

FеS2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

В виде каких соединений встречается железо в природе? (Ответ: «В виде оксидов»)

Как можно получить металл из его оксида? (Ответ: «Восстанавливая его восстановителями, например водородом»). Что нового мы узнаем о способах получения железа нам расскажут уч-ся четвертой группы.

 

Презентация группы 4. «Получение железа».

Задание учащимся класса: слушая выступления учащихся группы 4, запишите уравнения реакции получения железа

Презентация  уч-ся:

«Железо можно получить:

1.Восстановлением  железа из его оксидов, например, Fe2O3

а) водородом при нагревании

 Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

 б)   алюминием

Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3

 в)   оксидом углерода  (II) CO

   Fe2O3 + 3СО =2Fe + 3СО2

  г)  коксом  С

   Fe2O3 + 3С = 2Fe + 3СО

2. Электролизом водных растворов солей  железа (II

Вы наверняка знаете, как выглядит железо, и представляете его физические свойства. Расскажите о них на основе выполненной лабораторной работы.

 Лабораторная работа №1 «Изучение физических свойств железа» (инструкционная карта №1(см. приложение 3), инструкция по ТБ №1(см. приложение 5))

 (Ответ: «Металл, темного цвета, тугоплавкий, тяжелее воды, намагничивается»). Добавьте в свой портфель  знаний следующие сведения о физических свойствах железа.

Презентация группы 5. «Физические свойства железа».

Задание учащимся класса: посмотрите образец железа и запишите его физические свойства. Проверьте ваши предположения с ответом учащихся группы № 5.

Презентация  уч-ся: «Физические свойства железа:

         Чистое железо весьма пластичный

             металл серебристо-белого цвета.

         Плотность железа 7,87 г/см3 

         Температура плавления 15390 С.

         В отличие от многих других металлов железо обладает магнитными свойствами» 

Давайте вспомним, с чем реагируют металлы, в том числе и железо? (Ответ: «С неметаллами (серой, кислородом, галогенами), кислотами, водой, солями менее активных металлов»).

Презентация группы 6. Химические свойства железа.

Задания учащимся класса:

1. Прослушав выступление группы 6, запишите уравнения реак­ций в молекулярном виде; реакций с растворами кислот в моле­кулярном и ионном виде.

 

Презентация уч-ся: «Химические свойства железа»

«Чистое железо на воздухе устойчиво. На практике используют железо с примесями. Такое железо легко подвергается коррозии. 

Взаимодействие с простыми веществами:

3Fe+2O2=Fe+32O3 х Fe+2O  (Fe3O4)

2Fe+3Cl2=2Fe+3Cl3

Fe + S=Fe+2S

Взаимодействие со сложными веществами:

Fe+2HCl=Fe+2Cl2+H2

2Fe+6H2SO4(конц)=Fe+32 (SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+CuSO4=Fe+2SO4+Cu»

 

Где же мы сталкиваемся в нашей жизни с железом? (Ответ уч-ся: «Железные конструкции (сплавы) и т.д.»)

Презентация группы 7. Применение железа.

Задания учащимся класса: прослушав выступления учащихся груп­пы 7, перечислите области применения железа.

Презентация группы 7: «Применение железа»

«Чистое железо способно быстро намагничиваться и размагничиваться,  поэтому его применяют для изготовления сердечников, трансфо-, мембраноматоров, электромагнитов и мембран микрофонов. Больше всего на практике используют сплавы железа - чугуна и стали»

Знакома ли вам фраза: «Мне врачи прописали железо». Я думаю, что каждый из вас слышал подобные фразы. О чем они говорят? (Ответ: «Соединения железа прописывают врачи в ряде заболеваний»)

Какую же роль играет железо в нашем организме? На этот вопрос нам ответят ребята 8 группы.

Презентация группы 8. Биологическое значение железа.

Задание учащимся класса: прослушайте выступления учащихся группы 8 и запишите а) какие продукты питания богаты железом; б) биологическую роль железа; в) к чему приводит избыток и недостаток железа в организме человека.

Презентация уч-ся: «Содержание и формы существования железа в живых организмах».
 Биологическая роль»          

         Железо — наиболее распространенный в организме d-элемент. В организме человека его содержится около 5 г. Суточная потребность в железе составляет 0,02 г.

         Большая часть железа (около 70%) сосредоточена в гемоглобине крови.

         Гемоглобин — красный пигмент эритроцитов.

         В 100 мл крови в норме содержится около 15 г гемоглобина.

Строение гемоглобина:

         Гемоглобин представляет собой сложный белок, молекула которого содержит 4 полипептидных цепи (глобин), каждая из которых связана с небелковой группой (гемом). Гем — это комплекс железа (II) с полициклическим органическим веществом — порфирином.

Ферментативная роль железа.

         Железо входит также в состав большой группы ферментов, катализирующих процесс переноса электронов в митохондриях, это так называемые цитохромы (ЦХ).

         За одну секунду одна молекула каталазы разлагает около 50 тыс. молекул Н2О2.

         Ионы железа Fе3+ входят в активные центры ферментов каталазы и пероксидазы, которые защищают клетку от пероксида водорода, образующегося в организме. Эти ферменты разлагают пероксид водорода по реакции:

                             каталаза

                   202     à    2Н20 + О2

Применение железа и его соединений в медицине.

          Искусственные изотопы железа 55Fе и 59Fе применяют в качестве изотопных индикаторов.

В медицинской практике применяются различные соединения железа.

          Железный купорос FеSО4 • 7Н2О используют при лечении анемии, связанной с недостатком железа в организме.

          Карбонат железа (II) FеСО3 применяют при слабости и истощении.

          Восстановленное железо (Fе2+) назначают при слабости и истощении: оно входит в состав более 20 лекарственных средств, применяемых при лечении различных видов анемий.

          Гексагидрат хлорида железа (III) FеС13 • 6Н2О применяется наружно как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство.

          Таблетки «Бло» (содержат FеSО4) используют при лечении железодефицитной анемии»

4. Первичное закрепление

Цель:

Зафиксировать изученное содержание.

Ребята, давайте ещё раз повторим, что мы сегодня изучили.

Формы и способы организации учебной деятельности (по «цепочке» уч-ся повторяют все вопросы этого урока, используя слайды презентации учителя, составленные на базе презентаций учащихся)

Выявление возможных затруднений и способы их коррекции.

 Самоконтроль с самопроверкой

Цель:

Проверить на основе сопоставления с эталоном своё умение запоминать и ориентироваться в новом материале.

Задания самостоятельной работы и образцы их правильного решения (по типу «вопрос – ответ» с эталон ответов на экране)

 

ВОПРОС

ОТВЕТ

Какова плотность, цвет и температура  плавления железа?

Плотность железа - 7, 86 г/см3 

Цвет- серебристо-белый

Температура плавления 15390 С

Назовите положение железа в периодической системе химических элементов?

Железо находится в побочной подгруппе (VIII) группы.

 

Расскажите о нахождении железа в природе?

 

В природе железо находится в следующих минералах магнетит Fe3О4  (Fe2О3 х FeO) содержит до 72% железа. Гематит  (Fe2О3) содержит  до 65% . Лимонит содержит  до 60% железа. Пирит содержит примерно 47% железа.

 

Каким  способом  можно  получить  железо?

 

Восстановлением железа из его оксида, например, Fe2О3 водородом при нагревании; 

  2) Восстановлением железа из его оксидов Fe2О3 и  Fe3О4  алюминотермическим методом;  3) Электролизом водных растворов солей  железа 2-х валентного.

 

С  чем  реагирует  железо при комнатной  температуре, при  нагревании?

 

При комнатной температуре:

 1).  С кислородом во влажном воздухе образуется Fe2O3 х nH2O

 2).  C разбавленными кислотами и HCI, H2SO4:

   Fe + 2HCI à FeCI2+ H2                           

    3)  С солями в водном растворе:           

  Fe + CuSO4FeSO4 + Cu

При нагревании:

1) С кислородом                  

3Fe + 2O2 à Fe2O3 х FeO

2) С  хлором:

2Fe + 3Cl2 à2FeCl3

3) С серой:

Fe + S àFeS

4) С парами воды:

3Fe + 4H2O à Fe2O3хFeO + 4H2

5) С концентрированными кислотами H2SO4 и HNO3 при нагревании:

2Fe + 6H2SO4 àFe2(SO4)3 + 3SO2  + 6H2O.

Fe + 4HNO3 à Fe(NO3)3 + NO + 2H2O    

Где применяется железо?

для изготовления сердечников, трансфо-, мембраноматоров, электромагнитов и мембран микрофонов. Больше всего на практике используют сплавы железа - чугуна и стали

Насколько важно для нашего организма присутствие железа?

Железо относится к микроэлементам, и выполняет важную структурную и ферментативную роль.

Возможные ошибки и способы их коррекции (обратиться к первоисточнику, к записям в тетради)

5. Подведение итогов.  Выставление оценок . Д/З. §44-45 , стр.135 упр. 6 письм, упр. 11 а); б) желающим получить оценку.

Формы работы (индивидуальная)

ВОПРОС

ОТВЕТ

Будет протекать реакция замещения при внесении железа в разбавленный раствор:

1.      иодида калия

2.      иодоводорода

3.      сульфата натрия

4.      сульфата магния

Иодоводорода

 

Железо реагирует со следующими веществами:

  1. кислород
  2. медь
  3. хлор
  4. вода
  5. щелочь
  6. соляная кислота

Кислород

хлор

вода

соляная кислота

В цепочке превращений

      1               2                 3                   4

Fе à FеС12 à Fе(ОН)2 à Fе(ОН)3 à FеС13

использование соляной кислоты возможно на этапах

1

2

3

4

1

      4

Правильная формула валентных подуровней атома железа - это...

а)3d44s2      

б)3d54s1      

в)3d64s0      

г) 3d64s2

3d64s2

Железную стружку можно отделить от алюминиевой с помощью

  1. раствора  NaOH
  2. магнита
  3. раствора NH3
  4. HCl(конц)

Магнита

 

Железо будет вытеснять водород из…

  1. NaOH(конц)
  2. NH3*H2O(конц)
  3. HNO3(разб)
  4. H2SO4(разб)
  1. H2SO4(разб)

 

Укажите реакции получения хлорида железа (III):

1.      FеС12 + С12 à...

2.      FеS + НС1 (разб.) à ...

3.   Fе2(SО4)3 + ВаС12 à ...

FеС12 + С12 à...

Fе2(SО4)3 + ВаС12 à

 

Краткому ионному уравнению Fе2+ + S2- = FеS

 со­ответствуют реагенты

Fе(ОН)2 и К2S      

Fе(ОН)2 и Н2S

FеS04 и Н2                                                                                                                                                                                

FеS04 и К2S

FеS04 и К2S

 

 

7. Рефлексия учебной деятельности на уроке.

Цель:

1)      Зафиксировать новое знание, полученное на уроке

2)      Оценить собственную деятельность на уроке

3)      Оценить учебную деятельность класса

4)      Зафиксировать неразрешённые затруднения как направления будущей учебной деятельности

5)      Обсудить и записать домашнее задание

 

§ 43, упр. 1-3, задачи 1, 4 (с. 136)

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 55 урок.doc

                 4.04.2012г.                                             55 урок                                                9 класс

 

Урок на тему: Оксиды, гидроксиды и соли железа (II и III).

Тип: интегрированный урок химии и русского языка, с применением ИКТ.

Цели: Обучающие: развивать знания учащихся о свойствах железа  и его соединений, познакомить с качественными реакциями на катионы  Fe2+  и   Fe3+   , применением в быту и на производстве, закрепить знания учащихся о структурных особенностях сложноподчиненных предложений с придаточными определительными, изъяснительными и обстоятельственными, развивать умения определять вид и создавать схемы сложноподчиненных предложений, изучить новые словарные слова, развивать навыки устной речи ( при оценке ответа, построении сложноподчиненных предложений). Рассмотреть положительное и отрицательное влияние  соединений железа на организм человека. Развивающие: на основе межпредметных связей продолжить формирование умений устанавливать взаимосвязь   между составом и  свойствами соединений железа, способствовать развитию исследовательских навыков, на основе анализа – уметь правильно строить свою устную и письменную речь. Воспитательные: воспитание самостоятельной, грамотной личности, способной выражать свою точку зрения, подкрепленную научными исследованиями, воспитание любви к родному языку.

Оборудование: компьютер, проектор, муляжи фруктов и овощей.

Реактивы: растворы  FeSO4 , FeCl3, NaOH, K3 [Fe(CN)6 ], K4 [Fe(CN)6 ], KSCN, I2, NaCl.

 

                                                                       Ход  урока.

1. Организационный момент.

2. Цель и задачи (вступительное слово учителей).

Учитель русского языка. Огромная роль русского языка   в современном мире определяется его культурной ценностью, его мощью и величием. Русский язык всегда был предметом гордости русских писателей, любивших свой народ и свою родину. А.С. Пушкинвысоко ценил русскую народную речь, её «свежесть и простоту», характеризовал русский язык как язык «язык гибкий и мощный в своих оборотах и средствах». «Народ,  у которого такой язык, - народ великий»,- говорил один из прекрасных знатоков русского слова И.С.Тургенев. «Велик и могуч, правдив и свободен» наш  родной язык. Именно он приходит на помощь русскому человеку «во дни сомнений, во дни тягостных раздумий» - так считал известный русский писатель И.С.Тургенев, любя и уважая родную речь. Мы же, ребята, сегодня на уроке должны подтвердить великую правоту Тургенева, показав  силу и красоту родного языка на уроке химии. Прошу быть особенно внимательными к каждому слову на уроке, ведь именно они, яркие, точные, умные и необычные, придут  к вам на помощь. Будем работать, оформляя свои мысли в сложноподчиненные предложения с различными видами придаточных, подкрепляя их научными терминами и формулами.

Учитель химии. Научную точность слова мы пронаблюдаем, изучая железо и его соединения, с помощью исследований, проведенных вами, покажем положительное и отрицательное влияние ионов Fe2+  и   Fe3+    на организм человека, рассмотрим применение и значение  этих соединений в жизни человека, проведем грань: За и против, при этом продемонстрируем красоту и грамотность устной речи.  А сейчас проверим, как вы готовы к уроку. Проведем словарную зарядку Реакция соединения, научное мировоззрение, металлы, интересный эксперимент, использовать индикатор, добавить фенолфталеин, интенсивный процесс, химический элемент, лабораторный штатив, ионы железа, коррозия, гемоглобин. Ребята, помогут нам эти слова на уроке химии?

Конечно, ведь это научная терминология. И знание орфографии поможет вам и на уроках химии. А сейчас составьте как можно больше предложений, относящихся к теме «Соединения железа», которые включали бы в себя 3слова (словосочетания), указанные в задании. Примечание. Можно изменять падеж слов и использовать другие слова:

Слайд: (или напечатать на листочке)

  1. роль, железо, жизнь;
  2. кислота, коррозия, химически чистое;
  3. гемоглобин, железо, организм.
  4. химически чистое, намагничивание, металлы.

Проверка задания:

  1. Биохимики открыли важную роль железа в жизни растений, животных, человека.
  2. Химически чистое железо устойчиво к коррозии и хорошо сопротивляется действию кислот.
  3. В организме взрослого человека содержится 3грамма чистого железа, 75% которого входит в состав гемоглобина.
  4. Химически чистое железо, в отличие от других металлов, обладает способностью к намагничиванию. А что мы знаем о железе?  Где встречается железо в природе?

      По современным представлениям в 16-километровой толще земной коры содержится  4,5 % железа. В следующем слое, лежащем под земной корой, железа находиться  втрое больше. Центр земного шара состоит в основном из железа с примесью никеля и кобальта. В среднем же земной шар состоит на 34,6 % из железа. В составе Земли железо преобладает как по массе, так и по числу атомов. Оно является важнейшей составной  частью нашей планеты.

Слайд:

Важнейшие природные соединения железа:

* магнетит – Fe3O4 (Fe2O3 * FeО)(содержит до 72% Fe),  (Магнитогорск (Южный Урал), Курская магнитная аномалия);

*гематит -  Fe2O3 (содержит до 65% Fe)   (Украина, Криворожский район);

* пирит – FeS2  (содержит примерно 47% Fe)  (Урал).

Учитель химии. Железо – активный металл, поэтому встречается в природе в виде соединений. Известны оксиды, гидроксиды железа со степенями окисления +2, +3 : FeO, Fe2O3, Fe(OH)2 , Fe(OH)3   и различные соли железа. Сегодня нам необходимо с помощью качественных реакций научиться распознавать  ионы  Fe2+  и   Fe3+                 

Я осуществляю эксперимент, 2человека из творческих групп записывают уравнения  качественных реакций на ионы железа, а остальные должны составить несколько сложноподчиненных предложений, излагая суть данного эксперимента, записывая их на листочках.

Учитель русского языка.  Но прежде давайте вспомним, какие виды придаточных предложений вы знаете.

Ответы учащихся.

Ученик на доске пишет схемы сложноподчиненных предложений с придаточными. (Схемы можно написать на слайде)

 Сложноподчиненные предложения:

1.      [  ], (который?...)- придаточное определительное

  1. [  ], что (…)- придаточное изъяснительное
  2. [   ], потому что(…)- придаточное обстоятельственное причины

Придаточные обстоятельственные

времени (куда, пока, едва)

Причина(потому что, оттого что)

Условие(если, если бы)

Сравнение(как, как будто, словно)

Образа действия и степени(как, сколько, будто)

Места(где, куда)

Цели(чтобы, для  того чтобы)

Следствия(так что)

Уступки(хотя, несмотря на то что)

       Демонстрация опытов учителем химии, запись уравнений реакций учениками, учащиеся раскрывают суть эксперимента с помощью сложноподчиненных предложений, делают записи в тетради, анализируют составленные ими предложения (объясняют выбор союза или союзного слова, ставят смысловые вопросы от главного предложения к  придаточному, называют вид придаточного).

(Инструктивная карточка «Качественные реакции на ионы железа»).

  1. Качественные реакции на ионы железа (II).

а)  Налейте в пробирку 1мл  раствора сульфата железа (II). Добавьте к нему по каплям раствор гидроксида натрия до появления явных признаков химической реакции. Отметьте цвет образовавшегося осадка.

Запишите уравнение проведенной реакции.

Ученик:

FeSO4   +  2NaOH  = Fe(OH)2↓+ Na2SO4

                                               грязно –зеленый          (составьте ионные уравнения реакций)

б) Повторите опыт, заменив раствор гидроксида натрия раствором гексацианоферрата (III) калия  K3 [Fe(CN)6 ] (красная кровяная соль). Отметьте цвет. Запишите уравнение проведенной реакции.

 3FeSO4  +    2 K3 [Fe(CN)6 ] = Fe3[Fe(CN)6 ]2 ↓ + 3K2SO4

                                    темно –синий осадок – турнбулева синь

  1. Качественные реакции на ионы железа (III).

      Возьмите 3пробирки и налейте в каждую по  1мл раствора хлорида железа (III).

в)  К раствору в 1–й пробирке прилейте по каплям раствор гидроксида натрия до появления явных признаков химической реакции. Отметьте цвет образовавшегося осадка.

Запишите уравнение проведенной реакции.

Ученик:

FeCl3 + 3NaOH = Fe (OH)3 ↓ + 3NaCl

                            бурый осадок

(составьте ионные уравнения реакций)

г) Во 2-ю пробирку добавьте 1-2капли раствора  гексацианоферрата (II) калия

 K4 [Fe(CN)6 ] (желтая кровяная соль).  Перемешайте содержимое пробирки, отметьте цвет.

Запишите уравнение проведенной реакции.

Ученик:

4FeCl3    + 3 K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓  +12KCl

                                    темно-синий осадок – берлинская лазурь

д)  К раствору в 3-й пробирке добавьте 2мл  воды и одну каплю  роданида калия. Перемешайте                содержимое пробирки и рассмотрите на цвету. Отметьте цвет.

Запишите уравнение проведенной реакции.

Ученик:

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl

                      роданид железа(III), (тиоционат железа(III)), кроваво –красного цвета

Примеры сложноподчиненных предложений, составленных учащимися.

  1. Соли железа хранят в темных склянках, потому что они легко окисляются.
  2. Реакция взаимодействия солей железа протекает интенсивно, так как ион железа трехвалентного – окислитель.
  3. Цвет раствора изменился, так как в пробирку добавили щелочь.
  4. Кроваво – красный осадок свидетельствует о том, что в пробирке присутствуют ионы железа трехвалентного.
  5. Если цвет раствора изменился с желтого на бурый, то в нем присутствуют ионы железа трехвалентного.
  6. Грязно – зеленый осадок, который образовался в первом опыте, доказывает, в первой пробирке – ионы железа двухвалентного.
  7. Качественные реакции – это реакции, которые используются для распознавания различных веществ.

Схемы:

1. [   ], потому что (   ) – обстоятельственное причины

2. [   ], так как (   ) - обстоятельственное причины

3. [   ], потому что (   ) – обстоятельственное причины

4. […о том], что (   ) придаточное изъяснительное

5. Если (  ), [то]-  обстоятельственное условия

6. [  , (который …), …], что (  ) придаточные, обстоятельственное и изъяснительное

7. [    ], (которые …)

 

Вывод: реактивом на ионы железа (II) являются  щелочи  и раствор гексацианоферрата (III) калия  K3 [Fe(CN)6 ] (красная кровяная соль), а на ионы железа (III) – щелочи, раствор гексацианоферрата (II) калия   K4 [Fe(CN)6 ] (желтая кровяная соль) и роданиды.

Учитель химии. А теперь рассмотрим вопрос «Влияние соединений железа (II) и (III) на организм человека, их положительная и отрицательная роль»

Ученики  с помощью презентаций защищают свои творческие исследования, которые они провели, изучая данную тему.На столах учащихся находятся таблица, которую они должны заполнить по ходу выступлений.

                                                   Соединения железа

                      За

                     Против

 

 

Итог урока. Рефлексия.

Вот таким образом русский язык помог нам доказать, что соединения железа действительно играют огромную роль в жизни человека.

 Подводя итог уроку, обсудите в паре, какая информация оказалась полезной, какая неинтересной, какие дополнительные вопросы у вас возникли и заполните данную   таблицу:

        плюс

            минус

       вопрос

 

 

 

Занимательный опыт:

Учитель химии. Обрабатываю ученику руку  «иодом» (FeCl3 ), скальпель дезинфицирую в «спирте»  (раствор KSCN), «режем вену». Убираем кровь раствором NaCl.

 

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl

                      роданид железа(III), (тиоционат железа(III)), кроваво –красного цвета

Характерное свойство иона   Fe2+  - способность быстро окисляться на воздухе: Демонстрация разрезанного яблока.

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Подвести  итог уроку можно и с помощью пословиц  и поговорок.

Слайд: - Сделал дело – гуляй смело.

             - Не так страшен черт, как его малюют.

             - С глаз долой -  из сердца вон.

             - Придет время, прорастет и семя.

             - Узелок да памятца – то дело станется.

Слайд:     Всем спасибо! Все молодцы!

 

Домашнее задание: § 44, упр. 6-11, задача 3 (с. 136)

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 56 Урок Практическая работа №2 - 9 кл.doc

Практическая работа №2

Получение и свойства соединений металлов

Инструктаж по технике безопасности.

Цель работы: Опытным путем доказать амфотерность алюминия. Доказать качественный состав CaCO3.

Оборудование: Штатив с пробирками.

Реактивы: AlCl3, NaOH, HCl, CaCL2, AgNO3.

Вариант 1

Задание 1.Определить зависит ли результат реакции от порядка сливания реагентов.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-ния

1.

AlCl3 + NaOH =

 

2.

NaOH + AlCl3 =

 

Вывод:

Задание 2. Исследование свойств, полученного Al(OH)3.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

Al(OH)3 + НCl =

 

2.

Al(OH)3 + NaOH =

 

Вывод:

Задание3. Доказать качественный состав CaCL2

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

CaCL2 +

 

2.

CaCL2 +

 

Вывод:

Практическая работа №2

Получение и свойства соединений металлов

Инструктаж по технике безопасности.

Цель работы: Опытным путем доказать амфотерность алюминия. Доказать качественный состав FeSO4.

Оборудование: Штатив с пробирками.

Реактивы: AlCl3, NaOH, HCl, FeSO4, BaCl2, K3[Fe(CN)6].

Вариант 2

Задание 1.Определить зависит ли результат реакции от порядка сливания реагентов.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

AlCl3 + NaOH =

 

2.

NaOH + AlCl3 =

 

Вывод:

Задание 2. Исследование свойств, полученного Al(OH)3.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

Al(OH)3 + НCl =

 

2.

Al(OH)3 + NaOH =

 

Вывод:

Задание3. Доказать качественный состав FeSO4

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

FeSO4 + K3[Fe(CN)6] =

 

2.

FeSO4 +

 

Вывод:

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 56 урок.doc

 

9.04.2012г.                            56 урок                                        9 класс

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №2 «РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ»

Свойства металлов и их соединений

 

Практическая работа № 1

 

Тема: Осуществление цепочки химических превращений

 

Цель: Провести реакции для соответствующих химических превращений.

 

Оборудование: карбонат магния, раствор соляной кислоты (1: 3), гидроксид натрия, раствор серной кислоты (1:5), сульфат меди, спиртовка, чашечка для выпаривания, держатель, спички. 

Ход работы

 

Инструкция к выполнению практической работы.

 

Проведите анализ задач, данных в практической работе, и предложите план их решения. При необходимости обратитесь к учебнику.

Вариант 1.

 

MgCO3MgCl2Mg(OH)2MgSO4

Опыт 1.

К карбонату магния прилейте соляной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 2.

К полученному раствору добавьте гидроксид натрия. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3.

К полученному осадку прилейте серную кислоту. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

 

Вариант 2.

 

CuSO4Cu(OH)2CuOCuCl2

 

Проведите реакции, в которых осуществляются записанные химические превращения. Составьте уравнения соответствующих реакций. Реакции ионного обмена запишите также в ионной форме.

Составьте отчёт о проделанной работе.

Приведите в порядок рабочее место.

 

Практическая работа №2

Получение и свойства соединений металлов

Инструктаж по технике безопасности.

Цель работы: Опытным путем доказать амфотерность алюминия. Доказать качественный состав CaCO3.

Оборудование: Штатив с пробирками.

Реактивы: AlCl3, NaOH, HCl, CaCL2, AgNO3.

Вариант 1

Задание 1.Определить зависит ли результат реакции от порядка сливания реагентов.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-ния

1.

AlCl3 + NaOH =

 

2.

NaOH + AlCl3 =

 

Вывод:

Задание 2. Исследование свойств, полученного Al(OH)3.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

Al(OH)3 + НCl =

 

2.

Al(OH)3 + NaOH =

 

Вывод:

Задание3. Доказать качественный состав CaCL2

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

CaCL2 +

 

2.

CaCL2 +

 

Вывод:

Практическая работа №2

Получение и свойства соединений металлов

Инструктаж по технике безопасности.

Цель работы: Опытным путем доказать амфотерность алюминия. Доказать качественный состав FeSO4.

Оборудование: Штатив с пробирками.

Реактивы: AlCl3, NaOH, HCl, FeSO4, BaCl2, K3[Fe(CN)6].

Вариант 2

Задание 1.Определить зависит ли результат реакции от порядка сливания реагентов.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

AlCl3 + NaOH =

 

2.

NaOH + AlCl3 =

 

Вывод:

Задание 2. Исследование свойств, полученного Al(OH)3.

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

Al(OH)3 + НCl =

 

2.

Al(OH)3 + NaOH =

 

Вывод:

Задание3. Доказать качественный состав FeSO4

опыта

Уравнения реакций

Наблюде-

ния

1.

FeSO4 + K3[Fe(CN)6] =

 

2.

FeSO4 +

 

Вывод:

 

 

Закончить оформление ПР. (с. 147)

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 57 урок.doc

               11.04.2012г.                             57 урок                             9 класс

 

Урок на тему: Систематизация и обобщение знаний по теме «Металлы».

Цели урока: 1. В игровой форме обобщить полученные знания о металлах, их соединениях, физических и химических свойствах,  способах получения.________________________________________________

                          2. Закрепить умения и навыки в составлении уравнений реакций, отражающих химические свойства металлов; в решении экспериментальных и  расчетных задач различного типа._________

                         3. Привить интерес к химии и снять стрессовые состояния при словах  «зачет по теме»._____________________________________

 

Тип урока:     урок  обобщения и систематизации полученных знаний.__________

 

Методы:         урок-игра с решением экспериментальных и расчетных задач._____

 

Оборудование: флажки, карточки с условием расчетной и экспериментальной задач, «Черный ящик» с предметом из алюминия, три мини лаборатории, три кассеты с пронумерованными склянками, в которых следующие вещества: гидроксид натрия, хлорид алюминия, хлорид бария.____________________________________

 

Ход урока.

Методич. приемы.

I. Организационный момент.

    Взаимное приветствие друг друга, фиксация отсутствующих, проверка готовности к уроку.

 

II. Вступительное слово учителя.

  1. Сообщение темы и цели урока, что это не просто урок, а урок-игра, в которой будут соревноваться три команды.
  2. Деление класса на три команды.
  3. Сообщение условий игры: команды будут соревноваться в 4 турах, право ответа есть у той команды, которая первой поднимет флажок, выкрики будут наказываться штрафными баллами.

 

III. Игра «Брейн-ринг»

Мы живем в 21 веке и сейчас огромное значение имеют деньги. Сегодня мы тоже будем играть на деньги, но непростые, а химические – химы. Это конвертируемая валюта и в конце урока вы сможете обменять заработанные деньги на оценки.

 Итак, 1 тур «Вопрос – ответ».

За каждый правильный ответ команда зарабатывает 1 хим.

  1. Какой металл считается самым древним в использовании человеком? (медь).
  2. Как называются металлы 1 группы главной подгруппы? (щелочные).
  3. Какой металл самый легкий? (литий).
  4. Как называется сплав меди с оловом? (бронза).
  5. Перечислите физические свойства, общие для всех металлов. (электро-, теплопроводность, металлический блеск, пластичность).
  6. Как называется процесс восстановления металлов из их руды с помощью угля, угарного газа, водорода при нагревании? (пирометаллургия).
  7. Назовите металлы, которые относятся к благородным металлам. (серебро, золото, платина).
  8. Как называется разрушение металлов под воздействием внешней окружающей среды? (коррозия).
  9. Рубины, сапфиры, корунд, глинозем – с химической точки зрения что это? (оксид алюминия).
  10.  Какой металл способен намагничиваться и размагничиваться? (железо).
  11. При грунтовке потолков и стен используют раствор медного купороса. Можно ли его готовить и хранить в железных ведрах? (нет, т.к. железо более активный металл, чем медь и будет вытеснять её из раствора медного купороса).
  12.  Как получить гашеную известь из известняка? (известняк термически обработать, а затем добавить воды).
  13.  Как называется минерал, содержащий смешанный оксид железа II и III валентного. (магнетит или магнитный железняк).
  14.  Назовите процесс восстановления металлов из их растворов или расплавов под действием электрического тока. (электролиз).
  15. Какой металл входит в состав белка гемоглобина, участвующего в переносе кислорода в организме человека? (железо).

 

2 тур. Решить цепочку превращений. Максимально команда может заработать 5 химов (за каждое уравнение по 1 химу).

СuCuOCuCl2 → Cu(OH)2 → CuOCu

Для 1 и5 указать переход электронов, окислителя, восстановителя

Для 2 и 3– записать полное и сокращенное иное уравнение.

 

3 тур. Конкурс капитанов.  (3 хима).

Команды выбирают капитанов, которые на доске на время и правильность решают задачу:

 Какая масса алюминия потребуется для получения железа из 16,84 кг руды, содержащей 95% оксида железа(III)?

 

Решение: m (Fe2O3) = 16,84*0,95 = 16 кг

                 16 кг     х кг

                 Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

                1 к/моль  2к/моль

                160 кг  -  2*27=54кг       х = 16*54 / 160 = 5,4 кг.

        Ответ: 5,4 кг.

 

Пока капитаны решают задачу на доске, у каждой команды есть возможность заработать дополнительные химы в свою копилку.

«Черный ящик»:  в этом ящике находится предмет, выполненный из металла, который вам необходимо угадать. Первую подсказку я зачитываю бесплатно, если ни одна команда не отгадывает сразу этот металл, то последующие подсказки вы покупаете на заработанные уже деньги-химы, при чем право отгадать по подсказке будет у той команды, которая больше за нее заплатит. За правильно отгаданный металл команда получит 5 химов.

Подсказки: 1. Этот металл называют металлом ХХ века, хотя он известен еще с античных времен.

2. Еще недавно считалось, что этот достаточно активный металл не встречается в природе в свободном виде, как, например, золото, серебро или медь. Однако в 1978 г в породах Сибирской платформы был обнаружен  этот металл в самородном виде.

3. Существует легенда о том, что некий мастер, имя которого история не сохранила, принес римскому императору Тиберию (14-27 гг. н.э.) чашу из этого металла, напоминающего серебро, но более легкого. Подарок стоил жизни изобретателю: Тиберий приказал казнить его, а мастерскую уничтожить, поскольку боялся, что новый металл может обесценить серебро императорской сокровищницы.

3. Менделеев называл этот металл - металлом квасцов или глинием.

4. На всемирной выставке  в Париже на этот металл смотрели как на драгоценность, в то время  килограмм этого металла стоил 1200 долларов, дороже золота.

 

Проверка решений задачи на доске капитанов.

 

И наконец, 4 тур. «Вперед за экспериментом».

Распознать предложенные вещества: гидроксид натрия, хлорид алюминия, хлорид бария. На время и правильность. На доске представители команд записывают соответствующие уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. (в склянке №1 – хлорид бария, в склянке №2 – гидроксид натрия, в склянке №3 – хлорид алюминия).

 

IV. Подведение итогов: подсчет химов и выставление оценок.

VДомашнее задание:

   Повторить §§ 4-14 к контрольной работе.

   Стр.     №5, стр.     №

2 мин.

 

 

 

1-2 мин.

 

 

 

 

 

 

 

 

30 мин.

 

 

 

 

Устно с места команды отвечают на вопросы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

По 1 человеку с каждой команды по очереди записать 1 уравнение.

 

Капитаны решают задачу на доске.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Команды угадывают металл по подсказкам.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Команды выполняют опыты по распознава-

нию в-в.

 

 

3 мин.

1 мин.

 

 

 

Подготовка к зачету по теме:

«Металлы и их соединения».

Теория.

  1. Какой металл считается самым древним в использовании человеком?
  2. Как называются металлы 1 группы главной подгруппы?
  3. Какой металл самый легкий?
  4. Как называется сплав меди с оловом?
  5. Перечислите физические свойства, общие для всех металлов.
  6. Как называется процесс восстановления металлов из их руды с помощью угля, угарного газа, водорода при нагревании?
  7. Назовите металлы, которые относятся к благородным металлам.
  8. Как называется разрушение металлов под воздействием внешней окружающей среды?
  9. Рубины, сапфиры, корунд, глинозем – с химической точки зрения что это?
  10.  Какой металл способен намагничиваться и размагничиваться?
  11. При грунтовке потолков и стен используют раствор медного купороса. Можно ли его готовить и хранить в железных ведрах?
  12.  Как получить гашеную известь из известняка?
  13.  Как называется минерал, содержащий смешанный оксид железа II и III валентного.
  14.  Назовите процесс восстановления металлов из их растворов или расплавов под действием электрического тока.
  15. Какой металл входит в состав белка гемоглобина, участвующего в переносе кислорода в организме человека?
  16.  Почему концентрированную серную кислоту перевозят в железных цистернах?
  17.  Чем отличается чугун от стали?
  18.  Какой металл в середине 19 века стоил дороже золота?
  19.  Как распознать катионы металлов: меди, бария, алюминия, железа?

 

Осуществить цепочки превращений:

  1. СuCuOCuCl2 → Cu(OH)2 → CuOCu
  2. FeFeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe
  3. CaCaOCa(OH)2 → CaCO3 → CaOCa

 

Решить задачи:

1. Какая масса алюминия потребуется для получения железа из 16,84 кг руды, содержащей 95% оксида железа(III)?

2. Какая масса гашеной извести может быть получена из 2 т известняка, содержащего 25% примесей?.

3. Сколько потребуется алюминия, чтобы при реакции с соляной кислотой получить столько водорода (в г), сколько его выделится при взаимодействии 1 моль натрия с водой.

 

 

Сколько потребуется алюминия, чтобы при реакции с соляной кислотой получить столько водорода (в г), сколько его выделится при взаимодействии 1 моль натрия с водой.

 

 

Какая масса алюминия потребуется для получения железа из 16,84 кг руды, содержащей 95% оксида железа(III)?

 

Сколько потребуется алюминия, чтобы при реакции с соляной кислотой получить столько водорода (в г), сколько его выделится при взаимодействии 1 моль натрия с водой.

 

 

Какая масса алюминия потребуется для получения железа из 16,84 кг руды, содержащей 95% оксида железа(III)?

 

Сколько потребуется алюминия, чтобы при реакции с соляной кислотой получить столько водорода (в г), сколько его выделится при взаимодействии 1 моль натрия с водой.

 

 

Какая масса алюминия потребуется для получения железа из 16,84 кг руды, содержащей 95% оксида железа(III)?

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 58 урок.doc

               18.04.2012г.                                        58 урок                                         9 класс

 

Урок на тему: КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 2 «МЕТАЛЛЫ».

Тип урока: урок контроля знаний

Вид урока: письменная контрольная работа

Цели урока:

·         Систематизировать и обобщить сведения об элементах - металлах главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева их соединениях;

·         Закрепить навыки и умения учащихся по изученной теме.

Осуществить контроль знаний по данной теме «Общие свойства металлов»

·         «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

 

Средства обучения:

·         Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.

·         Справочные материалы по химии.

·         Индивидуальные задания по контрольной работе (дифференцированные)

 

Ход урока: I. Вводная часть. Организационный момент.

1.      Приветствие учащихся.

2.      Определение отсутствующих на уроке.

3.      Проверка готовности к началу урока.

4.      Организация внимания, постановка цели урока.

 

II. Выполнение контрольной работы по темам:    «Общие свойства металлов»

·         «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

·          

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

1 - уровень    1 -  вариант

Задание N 1

Где в периодической системе располагаются металлы, и, каковы особенности их строения?

Задание N 2

Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить

превращения:

Са + О2→СаО 2О→Са(ОН)2+СО2→ СаСО3 t→СО2

Задание N 3

Перечислите способы устранения жесткости воды.

_________________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

1 - уровень    II - вариант

Задание N 1

Перечислите важнейшие физические свойства металлов.

Задание N 2

Запишите уравнения реакций, позволяющие осуществлять следующие превращения:

Al +O2Al2O3+HCLAl Cl3+ NaOHAl(OH)3tAl2O3

Задание N3

Требуется скрепить железные детали, какими заклепками следует пользоваться - медными или цинковыми, чтобы замедлить коррозию. Почему?

_______________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

II – уровень  I - вариант

Задание N 1

На основании строения электронных оболочек атомов объясните, почему металлы обладают сходными химическими свойствами. Приведите примеры химических реакций. Покажите переход электронов.

Задание N 2

Составьте уравнения реакций при помощи, которых можно осуществить следующие превращения:

FeFeSO4Fe(OH)2Fe(OH)3Fe2O3Fe

Рассмотрите электролиз раствора сульфата железа (И) в нейтральной среде. Вычислите сколько л. кислорода (н.у) выделится на аноде, если на катоте отложилось 5,6 г. железа.

Задание N 3

Напишите молекулярные уравнения реакций для осуществления следующих превращений

Cuo Cu+2Cuo

Рассмотрите реакции с точки зрения окислительно - восстановительных.

_____________________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

II- В   Задание N 1

Составьте уравнения реакций взаимодействия натрия, магния и алюминия с соляной кислотой. Рассчитайте, в какой из трех реакций  выделится больше водорода, если каждый металл взять количеством вещества 1 моль.

Задание N2

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

MqMqCl2Mq(OH)2MqOMq

Рассмотрите электролиз раствора хлорида магния в нейтральной среде и рассчитайте массу металла выделившегося на катоде, если на аноде образуется 2,8 л. газа.

Задание N 3

Напишите молекулярные уравнения реакций для осуществления следующих превращений:

Fe°→ Fe2+  Fe°

Составьте схемы электронного баланса.

_________________________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

 

III уровень Bариант -I

Задание N 1

Составьте уравнения реакций, в которых алюминий восстанавливает: а) галогены, б) железо, в) ионы водорода, г) серу, д) кислород. Покажите переход электронов.

Задание N 2

имеется смесь порошков железа, алюминия и меди массой 16 г. На половину смеси подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида калия, получив газ объемом 3,36 л. К другой половине добавили избыток раствора соляной кислоты. При этом выделился газ объемом 4,4 л. Определите массовые доли металлов в смеси. Объемы газов приведены к нормальным условиям

Задание N 3

Какие окислительно-восстановительные процессы протекают при получении металлического калия, электролизом расплавленного гидроксида калия?

Почему нельзя для этой цели подвергать электролизу водные растворы этих веществ?

_____________________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

П –  вариант  Задание N 1

Как, исходя  из карбоната кальция получить металлический кальций. Запишите уравнения соответствующих реакций.

Задание N 2

Имеется смесь порошков металлов никеля, цинка и серебра. Часть этой смеси массой 4,58 г. обработали концентрированным раствором щелочи, получив газ объемом 224 мл. Другую часть той же смеси массой 11,45 г. обработали разбавленной серной кислотой. При этом выделился газ, занимающий объем 2,24 л. Определите массовые доли, металлов в смеси. Объемы газов приведены к нормальным условиям.

Задание N 3

Даны металлы медь, серебро, цинк, какой из них может в растворе восстанавливать Рb +2 до Рb 0 напишите уравнение реакции и составьте схему электронного баланса.

 

Реклама стекла.

Получено давным-давно,

Из соды и песка - стекло. Изготовление стекла,

Друзья, нам с вами знать пора: Вытягиванье, прессованъе,

Литьё, а так же выдуванье.                                            

Стеклу пройти всё предстоит

Пока красивый примет вид. Признанье чудного стекла Возникло в древние века: Бахметьев - крупный создаёт

В Калуге хрусталя завод;

По приказанию Петра Изготовлялись зеркала.

Стекло варилось, выливалось Полировалось, шлифовалось. Производилось в Шелембурге.

Во всех столицах и градах,

Стекло сверкало на балах.

Оно прошло земной весь круг, Стекло - наш самый лучший друг! Всё о стекле вам рассказали.

А вы уже судите сами:

Народу нужно ли стекло?

И много ль пользы от него? Полезность мы стекла докажем, Коль выставку свою покажем. Итак, на выставку стекла,

Вас приглашаем, господа!

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 59 урок.doc

                                 23.04.2012г.                                59 урок                                   9 класс

 

Тема урока:  МЕТАЛЛУРГИЯ

Цели и задачи: изучить особенности металлургии цветных металлов

 

Содержание  и  ход  урока

1. Повторение ранее изученного.

 

- какие типы предприятий черной металлургии вы знаете? (завод полного цикла, передельный завод, комбинат, завод малой металлургии)

- какие факторы оказывают наибольшее влияние на размещение метал.предприятий?

- к какому циклу Кондратьева относится черная металлургия? (2-ой, 19 в., старая отрасль)

- назвать метал.базы страны. Описать по плану: а) источники сырья, б) источники топлива, в) метал.центры.

 

2. Изучение нового материала.

Ц.м. производит металлы, которые обладают свойствами жаропрочности, электропроводности и др. Эти металлы исп-ся в атомной (уран), космич.пром-ти (титан), электротехнике (медь, серебро, золото) и т.п.

 

В РФ от мировых запасов нах-ся: 11 % запасов меди, 12 % свинца, 16 % цинка, 21 % кобальта, 27 % олова, 31 % никеля.

Не хватает запасов алюм.руд (бокситы, нефелины), ртути, сурьмы.

 

                                                          Цветные металлы

Тяжелые                   Легкие                    Благородные                 Редкоземельные

медь                         алюминий               золото                             цирконий

цинк                         магний                     платина                          селен

свинец                       титан                      серебро                          германий

 

Технолог.цепочка произ-ва:  добыча руды  --- обогащение --- плавка чернового металла---

плавка рафинир.(чистого металла) --- прокат

 

Тяж.металлы в руде содержатся в очень малом кол-ве: железа в руде от 25% до 45 %, меди – 1-2 %, олова менее 1 %

Н-р, для получения 1 т меди требуется более 100 т медной руды, из которых 99 т – пустая порода. Для произ-ва олова необходимо более 300 т руды.

На карте найти центры цветной металлургии (медь, никель, олово, цинк).

 

Легкие цветные металлы производят у источников дешевой энергии, т.е. у ГЭС.

Большая часть алюминия плавится в В.Сибири (Братск, Красноярск, Шелехов)

 

Благородные цв.металлы. Основная добыча ведется с В.Сибири и на Д.Востоке.

Магаданская обл.- 29 т в год, Красноярский край – 18 т, Якутия – 13 т, Иркутская – 12 т.

 

Проблемы: 1. Истощение месторождений меди, алюм.руд.

2. Отсутствие крупных месторождений марганцевых, хромитовых титановых и др.руд.

3. Сокращение производства с 1990 г на 50 %.

4. Низкое качество металла из-за старого оборудования и старых технологий.

5. Дороговизна металла (цены выше мировых на 20-40 %). Одна из причины – монополия заводов-гигантов.

6. Экологич.проблемы.

 

ТЭК дает 50% выбросов в атмосферу, металлургия – 37% и стоит на 2 месте по выбросам вредных веществ в атмосферу.

 

Перспективы: 1. Развитие Дальневосточной метал.базы (наиболее перспективно строительство завода на тер-рии Южно-Якутского угольного бас-на, г.Нерюнгри, месторождение Чульман. Рядом расположено местород-е ж/р Таежное. Через Нерюнгри проходит ж/д Тында-Алдан, будущая Амуро-Якутская магистраль. В этом р-не действуют 2 –е ТЭС  - Чульманская и Нерюнгринская).

2. Применение новых технологий добычи руды, позволяющих меньше загрязнять ОС. Разработаны гео-и биотехнологии добычи руды, которые позволяют сохранять ландшафты.

3. Создание автоматизированных мини-заводов, которые работают на металлоломе.

4. Использование  вторсырья. При плавке 1 т металлолома экономится 4 т ж/р, 530 т медной руды. Загрязнения атмосферы сокращаются в 7 раз, кол-во отходов в 16 раз.

 

3. Закрепление.

- в чем различие технол.цепочки произ-ва черных и цветных металлов? (бедные руды тяжелых цв.металлов обязательно обогащаются на ГОК, а ж/р не обязательно обогащать. Тяж.цв.металлы дважды очищают при плавке: сначала получают черновой металл, затем рафинированный).

 

- в чем различие в принципах размещения медеплавильных и алюминиевых заводов?

(Медеплав-ые – размещаются вблизи мест добычи сырья, и алюмин-ые – у источников дешевой энергии, т.е. у ГЭС)

 

- какое сырье поступает на метал.завод черной металлургии? (ж/р, марганц.руда, коксующийся уголь, газ, вода, известняк).

 

- заполнить схему межотраслевых связей металлургии

 

Строительство                                                                                                Ж/д транспорт

                              швелер                                        перевозка руды,

                                                                                   угля

                                                                                                                           рельсы

                                                          Металлургия

                             проволока      

                                                            энергия                            лист,

Электроэнергетика                                                                    уголок            Машиностроение

 

 

4. Задание  на  дом: § 35, 45-47 упр. 1-3, 5-6, 11, 14 задачи 3, 4, 6

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 6 урок.doc

Урок на тему: «Электролитическая диссоциация веществ в водных растворах. Электролиты и неэлектролиты»

 

Цели урока:

 

1.   Усвоить понятия «электролиты» и «неэлектролиты», «электролитическая диссоциация».

2.   Понять механизм диссоциации веществ с различным типом связи.

3.   Познакомиться с понятием «степень электролитической диссоциации» и классификацией электролитов.

Оборудование и реактивы: 

1.   Прибор для определения электропроводимости растворов с лампочкой.

2.   Растворы кислот, щелочей, солей.

3.   Компьютерная презентация.

4.   Дифференцированный раздаточный материал для групповой работы.

5.   CD: «1С: Химия. Базовый курс. 8–9 класс»

Входная диагностика:  (слайд №2)

1.   Какие виды химической связи вам известны?

2.   Перечислите типы кристаллических решёток.

3.   Перечислите важнейшие классы неорганических веществ.

4.   Приведите примеры веществ с ионной и молекулярной решёткой.

5.   Что такое электрический ток?

6.   Что такое ионы?

7.   Какие ионы называют катионами, анионами?

Сообщение темы и целей урока:

         Ребята, обратите внимание на тему урока: «Электролитическая диссоциация», в ней оба слова новые, незнакомые вам. Наша задача сегодня на уроке расшифровать эти два новых термина.

         Демонстрация опытов, показывающих электропроводимость растворов хлорида натрия, гидроксида натрия, соляной кислоты и отсутствия электропроводности в твёрдых солях и щелочах, растворах сахара, спирта, дистиллированной воде. В ходе демонстрации  учащиеся определяют вид химической связи и тип кристаллической решётки в исследуемых веществах.

 

Результаты наблюдений оформляются в таблице: 

                                                                                              Таблица №1 (слайд №3)

Исследуемые вещества

Вид химической

связи

Тип кристаллической

решётки

Наличие электропроводности

Соляная кислота

Ковалентная сильнополярная

Молекулярная

+

Гидроксид натрия

Ионная

Ионная

+

Хлорид натрия

Ионная

Ионная

+

Гидроксид натрия (тв.)

Ионная

Ионная

-

Хлорид натрия (тв.)

Ионная

Ионная

-

Сахар

Ковалентная слабополярная

Молекулярная

-

Спирт

Ковалентная слабополярная

Молекулярная

-

Дистилл. вода

Ковалентная

Молекулярная

-

 

Задание для 1 группы (сл)

         Пользуясь текстом учебника и данными таблицы №1, ответьте на следующие вопросы:

1.   На какие две группы можно разделить все вещества по их способности проводить электрический ток? Дайте определение электролитам и неэлектролитам.

2.   Какие классы соединений относятся к электролитам и неэлектролитам?

3.   Вещества с каким видом связи и типом кристаллической решётки относятся к электролитами и неэлектролитами?

Карточка-подсказка: (пустая схема)

 

Задание для 2 группы (ср.)

         Пользуясь текстом учебника ответьте на вопросы:

1.   Что такое электролитическая диссоциация?

2.   Кто является автором теории электролитической диссоциации (ТЭД)? В чём её недостатки?

3.   Какие учёные объяснили причину диссоциации веществ в растворе?

 

Задание для 3 группы (сил.)

         Пользуясь текстом учебника ответьте на вопросы:

1.   Что такое диполь? Почему молекула воды является диполем?

2.   Составьте схемы, отражающие механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью.

3.   Что такое степень электролитической диссоциации? Как классифицируют электролиты по степени электролитической диссоциации?

Проверка работы  групп (ответы групп сопровождаются демонстрацией слайдов)

1 группа – слайд №4

2 группа – слайд №5

3 группа – слайд №6,7; CD – слайд «Степень электролитической диссоциации»

 

Диагностика первичного усвоения материала

 

Задание для 1 группы (сл.):

          Впишите недостающие слова:

1) Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах делятся на ______________ и _____________. Процесс распада электролита на ионы называется _____________  _____________.  ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­В растворах электролиты диссоциируют на _____________ и _____________ионы. По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на _________ и __________.

2)  Все соли – электролиты, CuSO4 –  ________________.

     Все растворимые основания – сильные электролиты, NaOH –  __________________.

         

Задание для 2 группы (ср.):

         Покажите выигрышный путь, состоящий из названий веществ или растворов, которые:

 

а) проводят электрический ток

 

Хлорид натрия (р-р)

Раствор сахара

Сульфат натрия (р-р)

Вода, насыщенная O2

Серная кислота (р-р)

Спирт

Дисциллированная вода

Азотная кислота (р-р)

Гидроксид натрия (р-р)

 

б) не проводят электрический ток

 

Дисциллированная вода

Сахар (тв.)

Раствор сахара

Минеральная вода

Соляная кислота

Нитрат натрия (р-р)

Известковая вода

Гидроксид калия (р-р)

Карбонат кальция (тв.)

 

в) являются сильными электролитами

 

Раствор аммиака в воде

Сахар (тв.)

Серная кислота (р-р)

Гидроксид калия (р-р)

Соляная кислота

Нитрат натрия (р-р)

Угольная кислота

Дисциллированная вода

Карбонат кальция (тв.)

 

Задание для 3 группы (сил):

         Соотнесите:

1.    

A.  Электролиты                                           1) Кислоты

B.  Неэлектролиты                                      2) Оксиды

3) Простые вещества

4) Соли

5) Основания

2.    

A.  Сильные электролиты                                    1) Азотная кислота

B.  Слабые электролиты                            2) Вода

3) Гидроксид натрия

4) Соляная кислота

5) Гидроксид алюминия

 

3.    

  Электролиты:                                                        Ионы в растворе электролита:

A.  NaCl                                                          1) Cl¯

B.  KOH                                                          2) H +

C. HNO3                                                                                                             3) OH ¯

4) Na

5) NO3¯

6) K¯

 

Проверка результатов первичной диагностики, коррекция.

Задания проверяются на слайдах № 8-11, возможна взаимопроверка учащимися других групп.

 

 

Домашнее задание:

§ 17.1

·        упр.9,10 для слабых учеников

·        упр.11-13  для средних учеников

·        упр.15,16,21  для сильных учеников

 

Приложение №1  (для 1 группы)

         Схема классификации веществ по их способности проводить электрический ток в растворах

 

 

 

 

 

 


Вещества

 

     Электролиты –   _________________                 Неэлектролиты –  __________________

     _______________________________                  _________________________________

     _______________________________                  _________________________________

     Тип химической связи:                                          Тип химической связи:

     _______________________________                  __________________________________ 

     К ним относятся вещества:                                   К ним относятся вещества:

     _______________________________                  __________________________________

     _______________________________                  __________________________________                        

 

Приложение №2  (для 2 группы)

 

         Автором теории электролитической диссоциации (ТЭД) шведский учёный Свантэ Аррениус сделал простой логический вывод: чтобы лампочка загоралась, цепь должна замкнуться через раствор электролита. А это может произойти, если в водном растворе появится упорядоченное движение заряженных частиц. Такими частицами в растворах солей и кислот могут быть положительные и отрицательные  ионы. Значит, в воде молекулы кислот и кристаллы солей и щелочей распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Следовательно, диссоциация – это распад электролита на ионы.

         Будучи приверженцем физической теории растворов, С. Аррениус не смог ответить на вопрос: почему именно в водном растворе происходит диссоциация солей и щёлочей (ведь сухи соли электрического тока не проводят) и откуда берутся ионы в растворах кислот (ведь в отличие от солей и щёлочей, состоящих из ионов, у кислот молекулярное строение)? В этом недостатки теории Аррениуса.

         Ответ на этот вопрос дали русские химики И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский, которые применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д.И. Менделеева. Суть дополнений русских химиков к ТЭД С. Аррениуса состоит в том, что:

1)   причиной диссоциации электролита в растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды;

2)   ионы, которые образуются при диссоциации, связаны с молекулами воды химическими связями, т.е. являются гидратированными, и их свойства отличаются от свойств негидратированных ионов.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 60 урок.doc

                     25 .04.2012г.                                     60 урок                                          9 класс

 

Урок на тему: Первоначальные сведения о строении органических веществ. Основные положения теории строения органических соединений А.М. Бутлерова. Изомеры и гомолог.

Цели урока:

1.Сформировать представление о составе и строении органических соединений, их отличительных признаках.
2. Выявить причины многообразия органических веществ.
3. Продолжить формирование умения составлять структурные формулы на примере органических веществ.
4. Сформировать представление об изомерии и изомерах.

Оборудование урока: образцы органических соединений, спички, фарфоровая чашка, щипцы, шаростержневые модели представителей алканов, алкенов, циклоалканов.

                                                               Ход урока.

Что же такое “органическая химия” и как произошел термин “органические вещества”?

Органическая химия – наука об органических соединениях и их превращениях. Первоначально органическим считались вещества, найденные в живых организмах и животных. Такие, встречающиеся в живой природе вещества, обязательно содержат углерод. Долгое время считалось, что для получения сложных соединений углерода используется некая “движущая сила”, действующая только в живой материи. В лабораториях удавалось синтезировать лишь самые простые углеродосодержащие соединения, такие, как диоксид углерода CO2, карбид кальция CaC2, цианид калия KCN. Началом синтеза органических веществ по праву считается синтез мочевины из неорганической соли – цианата аммония NH4CNO, произведенный Вёлером в 1828 году. Это и повлекло за собой необходимость определения органических веществ. Сегодня к ним относятся более миллиона углеродосодержащих соединений. Некоторые из них выделены из растительных и животных источников, однако гораздо большее их число синтезировано в лабораториях химиками-органиками.

На каком основании органические вещества выделяют в отдельную группу? Каковы их отличительные признаки?

Так как углерод непременно присутствует во всех органических веществах, органическую химию с середины XIX века часто называют химией соединений углерода.

Термин “органическая химия” был введен шведским ученым Й. Берцелиусом в начале XIX века. До этого вещества классифицировали по источнику их получения. Поэтому в XVIII веке различали три химии: “растительную”, “животную” и “минеральную”. Еще в XVI веке ученые не делали различий между органическими и неорганическими соединениями. Вот, например, классификация веществ на основании знаний того времени:

  1. Масла: купоросное (серная кислота), оливковое;
  2. Спирты: винный, нашатырный, соляный (соляная кислота), селитряной (азотная кислота);
  3. Соли: поваренная, сахар и т.д.

Несмотря на то, что эта классификация, мягко говоря, не соответствует нынешней, многие современные названия пришли к нам из того времени. Например, название “спирт” (от   латинского “спиритус” – дух) присваивалось всем легколетучим жидкостям. Уже в XIX века химики не только вели интенсивный поиск новых веществ и способов их получения, но и уделяли особое внимание определению состава веществ. Список важнейших открытий органической химии того времени можно было бы представить следующим образом:

1845 год. Кольбе синтезирует в несколько стадий уксусную кислоту, используя в качестве исходных неорганические вещества: древесный уголь, водород, кислород, серу и хлор.
1854 год. Бертло синтезирует жироподобное вещество.
1861 год. Бутлеров, действуя известковой водой на параформальдегид (полимер муравьиного альдегида), осуществил синтез “метиленитана” - вещества, относящегося к классу сахаров.
1862 год. Бертло, пропуская водород между угольными электродами, получает  ацетилен.

Эти эксперименты подтверждали, что органические вещества имеют ту же природу, что и все простые вещества, и никакой жизненной силы для их образования не требуется.

Органические и неорганические вещества состоят из одних и тех же химических элементов и могут быть превращены друг в друга.

Учитель приводит примеры органических веществ, называет их молекулярную формулу (формулы записаны заранее на доске и закрыты): уксусная кислота CH3-COOH, этиловый спирт CH3CH2OH, сахароза C12H22O11, глюкоза C6H12O6, ацетилен HC=CH, ацетон ацетон

Вопрос: Что общего вы заметили в составе этих веществ? Какое химическое свойство вы можете предположить для этих веществ?

Учащиеся отвечают, что во все перечисленные соединения входят углерод и водород. Предполагают, что они горят. Учитель демонстрирует горение спиртовки ( C2H5OH ), обращает внимание на характер пламени, вносит последовательно в пламя спиртовки, уротропина и свечи фарфоровую чашку, показывает, что от пламени свечи образуется копоть. Далее обсуждается вопрос о том, какие вещества образуются в ходе горения органических веществ. Учащиеся приходят к выводу, что образоваться может углекислый или угарный газ, чистый углерод ( сажа, копоть ). Учитель сообщает, что не все органические вещества способны гореть, но все они разлагаются при нагревании без доступа кислорода, обугливаются. Учитель демонстрирует обугливание сахара при нагревании. Учитель просит определить вид химической связи в органических веществах, исходя из их состава.

Далее ученики в тетрадях записывают признаки органических веществ:

1. Содержат углерод.
2. Горят и (или) разлагаются с образованием углеродсодержащих продуктов.
3. Связи в молекулах органических веществ ковалентные.

Вопрос: Как вы думаете, сколько органических соединений сейчас известно? (Учащиеся называют предполагаемое количество известных органических веществ. Обычно эти числа занижены по сравнению с фактической численностью органических веществ). В 1999 году зарегистрировано 18-миллионное органическое вещество.

Вопрос: В чем же причины многообразия органических веществ? Учащимся предлагается попытаться найти их в том, что уже известно о строении органических веществ. Ученики называют такие причины, как: соединение углерода в цепи разной длины; соединение атомов углерода простыми, двойными и тройными связями с другими атомами и между собой; множество элементов, входящих в состав органических веществ. Учитель приводит еще одну причину – разный характер углеродных цепей: линейные, разветвленные и циклические, демонстрирует модели бутана, изобутана и циклогексана.

Учащиеся в тетради записывают: Причины многообразия органических соединений.

1. Соединиение атомов углерода в цепи разной длины.
2. Образование атомами углерода простых, двойных и тройных связей с другими атомами и между собой.
3. Разный характер углеродных цепочек: линейные, разветвленные, циклические.
4. Множество элементов, входящих в состав органических веществ.
5. Явление изомерии органических соединений.

Вопрос: Что же такое изомерия?

Это было известно с 1823 года. Берцелиус (1830 год) предложил назвать изомерами вещества, имеющие качественный и количественный состав, но обладающие различными свойствами. К примеру, было известно около 80 разнообразных веществ, отвечающих составу C6H12O2. В 1861 году загадка изомерии была разгадана.

На съезде немецких естествоиспытателей и врачей был прочитан доклад, называвшийся “Нечто в химическом строении тел”. Автором доклада был профессор Казанского университета Александр Михайлович Бутлеров.

Именно это самое “нечто” и составило теорию химического строения, которая легла в основу наших современных представлений о химических соединениях.

Теперь органическая химия получила прочную научную основу, обеспечившую ее стремительное развитие в последующее столетие вплоть до наших дней. Предпосылками для ее создания послужили успехи в разработке атомно-молекулярного учения, представлений о валентности и химической связи в 50-е годы XIX века. Эта теория позволила предсказывать существование новых соединений и их свойства.

Понятие о химическом строении или, в конечном итоге, о порядке связи атомов в молекуле позволило объяснить такое загадочное явление, как изомерия.

Определения понятий “химическое строение”, “изомеры” и “изомерия” записываются в тетрадь.

Умение строить структурные формулы изомеров отрабатываются на примерах:

C2H6O (этанол и диметиловый эфир), C4H10 (бутан и изобутан). Учитель показывает, как можно записать краткую структурную формулу

Рисунок 1

На доске – плакат с изображением изомеров бутана и пентана.

Рисунок 2

Учитель предлагает построить изомеры состава C6H14, если известно, что их существует пять. После вынесения всех изомеров на доску, учитель обращает внимание учащихся на методику построения изомеров: уменьшение с каждым разом главной цепи и увеличение числа радикалов.

Домашнее задание: выучить записи в тетради, построить все возможные изомеры состава C7H16.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 61 урок.doc

                     2 .05.2012г.                                     61 урок                                          9 класс

 

Урок на тему: Спирты и карбоновые кислоты. Сложные эфиры.

Цель урока: познакомить учащихся с некоторыми производными углеводородов.

Задачи урока:

  1. Познакомить учащихся с производными углеводородов- спиртами, кислотами, простыми и сложными эфирами;
  2. Ввести понятие “функциональная группа”, “реакции этерификации”;
  3. Выяснить отличительные черты данных классов веществ;
  4. Научить писать реакции этерификации.

Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор.

Ход урока

I. Подготовка к восприятию нового материала. Фронтальная беседа по вопросам:

  1. Как называются органические вещества, которые мы изучали последние несколько уроков?
  2. На какие группы делятся изученные углеводороды?
  3. Какие углеводороды называют предельными? Почему?
  4. Какие углеводороды называют непредельными? Почему?
  5. Какие классы непредельных углеводородов вы знаете? В чём их особенность?

II. Изучение нового материала. Каждый класс веществ отличается наличием каких-либо атомов. Например, в неорганической химии: кислоты – наличием иона водорода Н+ , основания – наличием гидроксо-группы ОН-. Также и в органической химии производные углеводородов отличаются друг от друга различными атомами – функциональной группой.

Функциональная группа - совокупность атомов, определяющая характерные химические свойства данного класса веществ.

Если заменить атом водорода в углеродной цепи на какую-либо функциональную группу, получаются производные углеводородов. Наличие определённой функциональной группы определяет принадлежность соединений к определённому классу органических веществ. На сегодняшнем уроке мы с вами должны познакомиться и выяснить отличительные особенности, а также некоторые химические свойства 3 важнейших классов органических веществ – кислот, спиртов, эфиров (простых и сложных)

Задание: Напишите структурную формулу этана и один атом водорода замените на ОН группу.

Вопросы:

  1. Какое вещество получилось? (СН3 – СН2 – ОН)
  2. Как назвать это вещество? (спирт)
  3. Как можно отличить спирты от других классов органических веществ? (по ОН- группе)
  4. Какое определение спиртов вы можете предложить?

Спирты – органические вещества, в молекулах которых содержится одна или несколько гидроксогрупп (ОН).

Спирты подразделяются на несколько групп.

Классификация спиртов:  1. По числу гидроксильных групп: одноатомные (одна группа -ОН), многоатомные (две и более групп -ОН)

2. По строению радикалов:

  • предельные (например, СH3 - CH2–OH)
  • непредельные, (CH2=CH–CH2–OH)
  • ароматические (C6H5 - CH2–OH)

3. В зависимости от того, с каким атомом углерода (первичным, вторичным или третичным) связана гидроксогруппа:

  • первичные   R–CH2–OH,
  • вторичные   R2 -CH–OH,
  • третичные    R3 - C–OH

На сегодняшнем уроке мы познакомимся с предельными одноатомными спиртами.

Общая формула предельных одноатомных спиртов R–OH или СпН2п-1ОН

Вопрос: что такое R? (углеводородный радикал)

Названия предельных одноатомных спиртов составляется двумя способами:

1. По названию углеводорода с добавлением суффикса -ол и цифры, указывающей положение гидроксогруппы:

Нумерация ведется от ближайшего к ОН-группе конца цепи.

2. От названий радикалов с добавлением слова "спирт". приведенные выше соединения называют: метиловый спирт, этиловый спирт, н-пропиловый спирт, изопропиловый спирт.

Задание: Напишите структурные формулы и назовите спирты с:

1 вариант: 4 атомами углерода;

2 вариант: 5 атомами углерода;

1 вариант: СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – ОН (С4Н9ОН – бутанол или бутиловый спирт)

2 вариант: СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 - ОН (С5Н11ОН) – пентанол или пентиловый спирт

(Проверка через мультимедийный проектор)

Химические свойства спиртов разнообразны. Остановимся с одной из важнейших реакций – реакцией дегидратации.

Вопросы:

1. Какие реакции называются реакциями дегидратации?

2. Как идёт реакция дегидратации?

Дегидратация (отщепление воды) от двух молекул спирта.

3. Какие связи разрываются в данной реакции? (В одной молекуле спирта разрывается связь О-Н, а в другой - связь С-О)

4. Для чего в реакции участвует серная кислота? (Для отщепления воды). В результате данных реакций образуются простые эфиры.

Вопрос: Какое определение вы можете дать простым эфирам?

Простые эфиры - органические вещества, молекулы которых состоят из углеводородных радикалов, соединенных атомом кислорода: R'–O–R", где R' и R" - различные или одинаковые радикалы.

Названия этих соединений строятся из названий радикалов (в порядке возрастания молекулярной массы) и слова "эфир":

СН3 – О – СН3 - диметиловый эфир; СН3 – О – С2Н5 - метилэтиловый эфир

Задание классу: Написать реакции получения из спиртов:

1 вариант: пропилбутилового эфира

2 вариант: дипропилового эфира

В это время два ученика у доски выполняют задание: 1 ученик: Написать реакцию дегидратации между пропанолом 1 и бутанолом – 1. Назвать образовавшийся эфир.

2 ученик: Написать реакцию дегидратации между 2 молекулами пропанола. Назвать образовавшийся эфир.

(Правильность выполнения задания класса сравнивается с записями учеников на доске)

Следующий класс производных углеводородов, с которыми мы должны познакомиться – карбоновые кислоты.

Карбоновые кислоты - органические соединения, содержащие одну или несколько карбоксильных групп  или (СООН), связанных с углеводородным радикалом.

Вопросы:

1. Что является функциональной группой спиртов?

2. Почему органические кислоты называются карбоновыми?

Карбоновые кислоты, как и спирты, делятся на несколько групп по различным признакам:

Классификация карбоновых кислот:

1. По числу карбоксильных групп

одноосновные

многоосновные

2. По характеру углеводородного радикала:

  • предельные (например, CH3 - CH2 - CH2 - COOH);
  • непредельные (CH2=CH - CH2 - COOH);
  • и ароматические (R - C6H4 - COOH)

Самые простые по строению – предельные одноосновные карбоновые кислоты.

Их общая формула: СnН2n+1СООН или R – COOH.

Названия предельных одноосновных карбоновых кислот составляются двумя способами:

по названию соответствующего углеводорода с добавлением суффикса -овая и слова кислота.

тривиальные (исторические) названия.

Примеры некоторых предельных одноосновных карбоновых кислот:

Простейшие карбоновые кислоты

Название

Формула

Муравьиная кислота (метановая)

HCOOH

Уксусная кислота (этановая)

Пропионовая кислота (пропановая)

Из многообразия химических свойств рассмотрим реакции этерификации.

Реакции этерификации - реакции между спиртами и кислотами, в результате которых образуются сложные эфиры и выделяется вода (от лат. ether - эфир).

Вопросы:

1. Как иначе можно назвать эту реакцию?

2. Каким образом идёт отщепление воды?

В результате реакции этерификации образуются сложные эфиры.

Сложные эфиры - соединения с общей формулой R–COOR', где R и R' - углеводородные радикалы.

Названия сложных эфиров составляются из названий соответствующих спиртов и кислот:

 или этиловый эфир уксусной кислоты.

Задание: Составить формулы и дать названия эфирам, образованным

1 вариант: бутановой кислотой и метиловым спиртом;

2 вариант: метановой кислотой и пропиловым спиртом;

(проверка осуществляется через мультимедийный проектор)

III. Закрепление:

1. Назвать вещества и класс, к которому они принадлежат:

1 вариант

2 вариант:

а) С10Н22;

а) С4Н8;

б) С2Н5СООН;

б) С2Н5ОН;

в) С2Н2;

в) С7Н16;

г) СН3ОН;

г) С3Н7СООН

2. Закончите реакцию, назовите полученные вещества:

1 вариант:

2 вариант:

С5Н11СООН + С4Н9ОН —>

С7Н13СООН + С2Н5ОН —>

3. Закончите определение:

1 вариант:

2 вариант:

Изомеры – вещества, имеющие…

Гомологи – вещества, имеющие…

4. Из перечня веществ: СnН2n+1СООН;

СnН2n+2;

R-О-R;

СnН2n;

СnН2n-2;

R – COO – R;

СnН2n+1ОН; выписать общие формулы:

1 вариант:

2 вариант:

а) кислот;

а) спиртов;

б) алкенов;

б) алкинов;

Если времени для такого закрепления не хватает, можно провести фронтальный опрос учащихся, а в начале следующего урока провести самостоятельную работу по пройденной теме, используя ранее предложенный тест.

Фронтальный опрос:

  1. С какими классами веществ мы сегодня познакомились?
  2. Что такое функциональная группа?
  3. Какая функциональная группа спиртов? Кислот?
  4. Как составлять названия кислот? Спиртов?
  5. В каких реакциях образуются простые эфиры? Сложные?
  6. Какие реакции называются реакциями этерификации?
  7. Как ещё можно назвать реакции этерификации? Почему?

IV. Домашнее задание: Пов. материал §§ 39 -44

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 62 урок.doc

                 14.05.2012г.                                                  62 урок                                              9 класс

Урок на тему: Белки – биополимеры. Понятие о ферментах и гормонах. Синтетические полимеры в нашей жизни..

Цель урока: учащиеся самостоятельно в группах изучают функции, состав, строение, свойства белков и закрепляют новый материал по схеме-конспекту.

Оборудование: компьютер, мультипроектор, интерактивная доска; на доске – схема-конспект, таблица «Важнейшие аминокислоты»; на столах – информационные учебные тексты в файлах/                                                                                                                              Ход урока.

       Современная наука представляет жизнь как переплетение сложнейших химических процессов взаимодействия белков между собой и другими веществами. Следует подчеркнуть, что отдельные очищенные белки не имеют характерных признаков живого. Эту точку зрения можно подтвердить высказыванием члена Королевского общества Британской Академии наук Джона Д.Бернала:

«Нельзя приписывать свойство жизни какому-либо одному соединению, оно лишь проявляется в результате многообразных реакций, в которых участвуют различные соединения».

Учащиеся работают в составе трёх групп. На интерактивную доску высвечивается три блока схемы-конспекта, выделенных определённым цветом (1 блок – жёлтый, 2 блок – зелёный, 3 блок – синий).

Для самостоятельной работы группам выданы учебные тексты по блокам соответствующего цвета. После каждого учебного текста приведены разноуровневые вопросы и задания к нему. Вопросы первого уровня составлены по тексту, готовят учащихся к осмыслению и воспроизведению его. Вопросы второго уровня ставят перед учащимися познавательные задачи и требуют применения знаний. В конце занятия учитель предлагает выполнить тестовые задания по изученной теме не компьютере.

Алгоритм работы учащихся с учебными текстами:

1)     прочитайте текст;

2)     соотнесите информацию текста соответствующим блоком опорного конспекта;

3)     определите её место в этом блоке;

4)     ответьте на вопросы, обсудите ответы в группе;

5)     приготовьтесь к комментарию изученного материала по схеме-конспекту (выберете комментатора).

Функция белков.

Консультант – учитель биологии.

Биологическое значение белков очень велико.

  1. Ферментативная функция белков.

В каждой живой клетке непрерывно происходит сотни биохимических реакций, в ходе которых идут распад и окислению поступающих извне питательных веществ.

  1. Регуляторная функция белков.

Гормоны производятся в особых клетках мозга, находящихся в гипоталамической части и в гипофизе, например гормон роста, а также в железах внутренней секреции, например в клетках поджелудочной железы (инсулин и глюкагон).

  1. Транспортная функция белков.

Некоторые белки выполняют транспортные функции и переносят молекулы или ионы в места синтеза или накопления.

  1. Строительная (структурная) функция белков.

Белки – это строительный материал клеток. Из них построены опорные, мышечные, покровные ткани (коллаген, фиброин).

  1. Иммунная (защитная) функция белков.

Белки играют важную роль в иммунной системе организма. Существуют специфические белки (антитела), которые способны распознавать и связывать чужеродные объекты – вирусы, бактерии, чужие клетки.

  1. Рецепторная функция белков.

Белки-рецепторы воспринимают и передают сигналы, поступающие от соседних клеток или из окружающей среды. Например, действие света на сетчатку глаза воспринимается фоторецептором родопсином. Рецепторы, активизируемые низкомолекулярными веществами типа ацетилхолина, передают нервные импульсы в местах соединения нервных клеток.

Белки выполняют и другие разнообразные биологические функции, например, двигательные (миозин), запасные (казеин, альбумин, глиадин) и другие.

Белки – основа биомембран, важнейшей составной части клетки и клеточных компонентов. Они играют ключевую роль в жизни клетки, составляя как бы материальную основу её химической деятельности. Исключительное свойство белка – самоорганизация структуры, то есть его способность самопроизвольно создавать определённую, свойственную только данному белку пространственную структуру. По существу, вся деятельность организма (развитие, движение, выполнение им различных функций и многое другое) связана с белковыми веществами. Без белков невозможно представить себе жизнь. Белки – важнейшая составная часть пищи человека и животных, поставщик  необходимых им аминокислот.

Состав и строение белков.

Вещества белковой природы известны с древних времён. Начало их изучения положено в середине XVIII века итальянцем Я.Беккари, но только через 100 лет учёным удалось систематизировать свойства изученных белков, определить их состав и сделать вывод, что белки – это главный компонент живых организмов. Затем из белковых гидролизатов были получены продукты расщепления и возникли гипотезы о строении белков из аминокислот. Немецкий химик Эмиль Фишер первым выяснил как построены молекулы белков, и заложил основы их химического синтеза. В начале XX века Фишер доказал пептидную теорию строения белков, синтезировав полипептиды, состоящие из 3 – 18 аминокислотных остатков.

Вопросы для вывода:

  1. В чём причина многообразия белков?
  2. К какому классу органических веществ можно отнести белки?
  3. Какой уровень организации белка определяет его биологическую активность?

Затем группы начинают работать с учебными текстами и учебником  §27. Белки. Химия 10 для профильных классов. О.С. Габриелян, Ф.Н. Маскаев, С.Ю. Пономарёв, В.И. Теренин.

После самостоятельного изучения текста §27 стр. 226 – 230 учебника, учащиеся приступают к изучению дополнительных материалов, выданных учителем.

Можно выделить четыре уровня в строении полипептидной цепи.

Первичная структура белка.

Определяющее значение в формировании более высоких уровней организации белковых молекул имеет их первичная структура. Первичная структура белка – это конкретная последовательность аминокислот в полипептидной цепи. Установлено, что причина тяжёлого наследственного заболевания крови – серповидной клеточной анемии, при которой эритроциты принимают форму серпа, заключается в изменении молекулы белка крови – гемоглобина.

Вторичная структура белка. Учитывая различные виды ограничений вращения вокруг a-связей, Л.Полинг и Р.Кори (1950) расчётным путём показали, что для полипептидной цепи одной из наиболее выгодных конформаций является расположение в пространстве в виде правозакрученной спирали, названной ими a-спиралью.

Третичная структура белка. Полипептидная цепь, включающая элементы той или иной вторичной структуры, способна вся целиком укладываться определённым образом в пространстве, то есть приобретает третичную структуру.

Четвертичная структура белка. Несколько отдельных полипептидных цепей способны укладываться в более сложные образования, называемые также комплексами или агрегатами.

Разноуровневые вопросы и задания.

Первый уровень.

1)     Как из аминокислот образуются молекулы белка?

2)     Что такое первичная структура белка?

3)     Что представляет собой вторичная структура белка?

4)     За счёт чего молекула белка удерживается в данной структуре?

5)     Что такое третичная структура белка?

6)     За счёт чего молекулы некоторых белков могут закручиваться в клубок и удерживаться в этом виде?

7)     Что такое четвертичная структура белка?

Второй уровень.

1)     Напишите уравнение реакции получения трипептида из дипептида (изпользуйте формулу цистеина или серина), назовите полученный трипептид.

2)     Сколько дипептидов может быть получено из двух аминокислот: аланина и лизина? Приведите структуры этих пептидов.

3)     Могут ли измениться свойства белка при нарушении последовательности аминокислотных звеньев в линейной полимерной цепи?

4)     Чем отличается вторичная структура белка от первичной?

5)     Чем отличается третичная структура от вторичной и первичной?

Свойства белков.

Алгоритм работы учащихся по блоку №3 несколько отличается от приведённого выше. Так, учащиеся первой и второй групп должны разделиться на две подгруппы для проведения опытов 1 и 2, 3 и 4. (Результаты каждого опыта обязательно обсуждаются в группе).

  1. Денатурация белков.

Важное свойство растворов белков – денатурация. Пространственная структура белков способна нарушаться под влиянием ряда факторов – повышенной температуры, изменения рН среды, облучения УФ- или рентгеновскими лучами, механическом воздействии (например сильном перемешивании растворов). Разрушение природной (нативной) макроструктуры белка называется денатурацией. Первичная структура белка при денатурации сохраняется.

Денатурация может быть обратимой (ренатурация). Ренатурация приводит к легко восстанавливаемому изменению в структуре. Обратимая денатурация происходит в результате высаливания (выделение белка из раствора выделением соли) или коагуляции (нарушение структуры гидратных оболочек макромолекул белка, приводящее к выпадению гелеобразного осадка). На примере рибонуклеазы (фермента, гидролизующего РНК) было показано, что дисульфидные связи могут восстанавливаться. Денатурированная полипептидная цепь рибонуклеазы теряет при этом ферментативную активность. После отмывания от реагентов денатурированная цепь рибонуклеазы постепенно окисляется кислородом воздуха и возвращается к исходной пространственной структуре. При этом у ренатурированной цепи рибонуклеазы почти полностью восстанавливается ферментативная активность.

Необратимая денатурация часто происходит при тепловом воздействии (например свёртывание яичного белка альбумина при варке яиц). У денатурированных белков снижается растворимость, а главное – исчезает биологическая активность.

При денатурации водородные связи легко разрушаются под действием некоторых реагентов, например мочевины; гидрофобные связи – при внесении в раствор поверхностно-активных веществ; дисульфидные связи – в присутствии органических восстановителей.

  1. Горение.

Белки горят с образованием азота, углекислого газа и воды, а также некоторых других веществ. Горение сопровождается характерным запахом жжёных перьев.

  1. Качественные (цветные) реакции на белок.

Для белков известны несколько качественных реакций. Все соединения, содержащие пептидную связь, дают фиолетовую окрашивание при действии на них солей меди (II) в щелочном растворе. Эта реакция называется биуретовой. Белки, содержащие остатки ароматических аминокислот (фенилаланина, тирозина), дают жёлтое окрашивание при действии концентрированной азотной кислоты (ксантопротеиновая реакция).

 

Гидролиз белка – это необратимое разрушение первичной структуры в кислом или щелочном растворе с образованием аминокислот. Пептиды и белки гидролизуются с образованием либо более коротких цепей – частичный гидролиз, либо смеси a-аминокислот при полном гидролизе. Щелочной гидролиз практически не используется из-за неустойчивости многих a-аминокислот в этих условиях. Обычно гидролиз осуществляется в кислой среде. В организме белки пищи расщепляются полностью, поскольку для жизнедеятельности используются только свободные a-аминокислоты. Биологическая ценность белков зависит от содержания незаменимых аминокислот. Недостаточность белков или нарушение процессов их усвоения (переваривание и всасывание) приводят к заболеванию внутренних органов, болезням крови и ослаблению иммунитета.

Гидролиз белка в организме человека:

1)     под действием белков-ферментов в желудке происходит расщепление белковых молекул до мелких полипептидов;

2)     в кишечнике под действием ферментативного гидролиза происходит распад полипептидов до отдельных аминокислот;

3)     смесь аминокислот всасываются слизистой оболочкой тонкого кишечника и через систему воротной вены попадают в печень, откуда разносятся кровью по всем органам.

Аминокислоты расходуются на синтез белка (увеличение белковой массы, рост, обновление организма) и нуклеиновых кислот; часть аминокислот в процессе жизнедеятельности распадается.

Разноуровненвые вопросы и задания. Первый уровень

  1. Задача.

В одном из белков содержится 0,32% серы. Определите относительную молекулярную массу данного белка, если предположить (упрощённо), что в молекуле содержится один атом серы.

  1. Задача.

Известно, что для взрослого человека необходимо 1,5г белка на 1кг массы тела в день. Зная свою массу, определите суточную норму потребления белка для своего организма.

  1. Задача.

Известно, что при продолжительности жизни 70 лет обновление белков в организме происходит в среднем 200 раз. Предположите, сколько раз произошло обновление белков в вашем организме.

  1. Задача.

Закончите уравнение гидролиза трипептида:

                      O                    O

                       ||                     ||

NH2 – CH2 – C – N – CH – C – N – CH – COOH  +  2H2O    →    ...

                             |       |               |      |

                            H     CH3         H    CH2 – SH

  1. Какая структура белка разрушается при гидролизе?

 

  1. Обратима ли реакция гидролиза?

 

  1. Каково значение качественных реакций на белки? Почему их называют цветными?

Второй уровень.

 

  1. Определите по тексту значения понятий «высаливание», «денатурация»,  «коагуляция»; сравните результаты опытов, сделайте вывод о токсичности солей различных металлов.

 

  1. Можно ли использовать белки как противоядие при отравлениях?

 

  1. В каких случаях и с какой целью можно было бы применить качественные реакции в жизни?

 

  1. В чём заключается сущность гидролиза?

 

  1. Предположите, можно ли пищевые белки заменить другими компонентами рациона (например, углеводами и жирами), чтобы обеспечить важнейшие процессы в организме. Почему?

По окончанию работы с учебными текстами и выступлений учащихся преподаватели обобщают и дополняют их сообщения, оценивают их ответы. Для закрепления новых понятий проводится логический брифинг. Каждая группа получает одинаковое число формулировок, во время ответа участники других групп могут исправлять ошибки и дополнять ответы.

1.      Группы атомов, обусловливающие амфотерные свойства аминокислот.

2.      Связь, соединяющая аминокислотные остатки в полимерную цепь.

3.      Мономеры, составляющие основу первичной структуры белка.

4.      Структура белка представляющая собой спираль.

5.      Частичное разрушение пространственной структуры белка.

6.      Качественные реакции на белок.

7.      Гормоны поджелудочной железы.

8.      Гормоны гипофиза.

9.      Гормоны щитовидной железы.

10.  Ферментативный гидролиз белка.

Домашнее задание: § 48 – 49, № 1

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 63 урок.doc

                    16.05.2012г.                                      63 урок                                             9 класс

Урок на тему: Лекарства.

Цел и:

1.  Показать значимость лекарств и  лекарственных растений в поддержа­нии здоровья людей.

2.  Научить использовать лекарственные растения для помощи людям.

 

                                                   План урока

1.Организационный момент(3 мин.)

2.Сообщение темы и цели (5 мин.)           

3.Работа над новым материалом (22 мин.)                                                                          

4.Закрепление изученного (10 мин.)

5.Итог урока(5 мин.)

 

Ход урока

I. Организация класса.

П. Работа над новым материалом.

Учитель. Еще наши предки знали о целебных свойствах многих растений: алоэ, подорожника, можжевельника. Первая китайская книга о лечебных травах написана в 2000 г. до н. э. В ней дана характеристика более 1500 средств, приготовленных из лекар­ственных растений.

Сейчас в нашей стране используется для лечения около 3000 различных веществ и препаратов, причем 1/3 медикаментов выра­батывается из лекарственных растений.

Лечебные растения действуют на организм человека гораздо мягче, чем синтетические лекарственные средства, они менее ток­сичны, не являются допингами.

Травы можно применять длительно, так как к ним организм привыкает медленно. Они действуют комплексно - влияют на це­лые системы организма. Правда, этими преимуществами обладают лишь те растения, которые используются в виде настоев и отваров.

Перед тем как отправиться за «лекарством» в лес, надо нау­читься распознавать лекарственные растения. При сборе растений необходимо знать:

1)  какие части того или иного лекарственного растения име­ют применение в народной медицине;

2)  в какое время должен производиться сбор;

3)  как сушить растения;

4)  какие меры должны быть приняты для лучшего сохране­ния заготовленного сырья.

Важно помнить о необходимости охраны лекарственных рас­тений.

Многие люди заготавливают лекарственные растения, а потом сдают их в аптеку. Нельзя срывать все растения какого-либо вида, ста­райтесь взять столько, чтобы на 4 м2 осталось 9 самых сильных расте­ний. При сборе однолетних растений на 1 м2 нужно оставлять 3-5 хо­рошо развитых экземпляров для семенного возобновления. Если лекар­ственные травы заготавливают целиком, то на участке нужно оставлять их до 30 %. Запрещен сбор растений, включенных в Красную книгу.

Помните: «лесные лекарства» требуют точных знаний! Надо быть уверенными, что вы сорвали именно то растение, которое помогает, иначе больному может стать еще хуже. Сегодня мы ознакомимся с некоторыми лекарственными растениями и ме­тодами их применения.

Подорожник. Останавливает кровь, снимает боль, помогает заживлению ран. Листья подорожника надо промыть в воде, растереть до появления сока или размельчить, а потом приложить к больному месту и забинтовать. Отвар листьев рекомендуется как отхаркивающее средство при кашле. Сок подорожника незаменим при сильных ушибах и растяжениях связок, а также при укусах ос и шмелей.

Крапива. Листья крапивы способствуют свертыванию крови и стиму­лируют заживление тканей. Сок и измельченные листья используют при лечении нагноившихся ран. При кашле отвар корневищ ис­пользуют как отхаркивающую микстуру.

Настой крапивы используют как кровоостанавливающее средство при внутренних кровотечениях. Его принимают внутрь как помогающее заживлению ран и как противолихорадочное сред­ство.

Зверобой. Важнейшие свойства зверобоя - снижение интенсивности воспалений и кровотечений. Настоем, приготовленным из цветков и стеблей, промывают ожоги, пользуются для полоскания рта при кровотечениях десен. Компрессы из зверобоя накладывают на раны и язвы. Зверобой заваривают как чай.

Ромашка. Две столовые ложки цветков залить двумя стаканами воды и настоять 25-30 минут. Этот настой применяют как обеззаражи­вающее средство, им лечат ожоги, фурункулы.

Кора ясеня. Содержит большое количество дубильных веществ, которые оказывают противовоспалительное действие. Кора прикладывается сочной стороной к ране.

Медуница. Жгучий красноватый сок медуницы может заменить йод.

Тысячелистник. Для остановки кровотечения из небольших ран можно ис­пользовать сок из свежесорванного тысячелистника или кашицу из его листьев.

Пух иван-чая, льняная и конопляная пакля, сердцевина ка­мыша используются как вата, а кора молодой сосны или ели заменит бинт.

Успокоит боль и остановит кровь гриб-дождевик, если его беловатое тело разрезать и приложить к поврежденному месту.

Ожоги кожи лечат сухими листьями клевера, которые следу­ет обдать кипятком и завернуть в марлю.

Богата «лесная аптека» растениями, помогающими при про­студных заболеваниях: это плоды и сухие цветки бузины, цветки калины, корни девясила. Их отвар после десятиминутного кипяче­ния приобретает целебные свойства.

Желудочно-кишечные заболевания можно успешно лечить отварами из коры дуба, плодов черемухи, плодов и листьев облепихи, гореца птичьего, а также соком и свежими плодами рябины.  Отличный тонизирующий эффект дает китайский лимон­ник. Стоит пожевать его плоды и молодые листья, как чувствуешь прилив бодрости и энергии.

АНАЛЬГИН   (  Analginum  ). 1-Фенил-2,3-диметил-4-метиламинопиразолон-5-N-метансульфонат натрия.

НОВОКАИН   (  Novocainum  ). b  -Диэтиламиноэтилового эфира пара- аминобензойной кислоты гидрохлорид.

  АСПАРКАМ   (  Аsparcam  ). Отечественный препарат, соответствующий панангину.                       

     Выпускается в виде таблеток, содержащих по 0,175 г калия аспарагината и магния аспарагината (соответственно 36,2 мг иона калия и 11,8 мг иона магния), а также в виде раствора для инъекций в ампулах по 5 и 10 мл, содержащих в 1 мл по 0,045 г (45 мг) калия аспарагината и 0,04 г (40 мг)       

 магния аспарагината.                       

     По показаниям и   противопоказаниям к применению не отличается от панангина. Внутрь назначают взрослым по 1 - 2 таблетки 3 раза в день после еды в течение 3 - 4 нед.                 

     Внутривенно вводят по 10 - 20 мл 1 - 2 раза в день в течение 5 дней.

 Содержимое 1 - 2 ампул предварительно разводят в 100 - 200 мл 5 % раствора  глюкозы или стерильной воды для инъекций. Вводят со скоростью 25 капель в минуту. Можно развести содержимое 1 ампулы в 20 мл 5% раствора глюкозы или стерильной воды для инъекций и ввести струйно (не более 5 мл в минуту).                                

     Формы выпуска: таблетки в упаковке по 50 штук; в ампулах по 5 и 10 мл в упаковке по 10 ампул.

     Хранение: в защищенном от света месте.

III. Закрепление изученного материала.

Учитель. Что изучает наука фитотерапия?

Учащиеся. Фитотерапия - наука о лечении лекарствен­ными растениями.

Учитель. Назовите 2 правила, которыми необходимо ру­ководствоваться при сборе и применении лекарственных растений.

Учащиеся: 1-е правило: «лесные лекарства» требуют точных знаний. Надо быть уверенным, что вы сорвали именно то растение, которое помогает. Иначе больному может стать хуже.

2-е правило: нельзя срывать все растения данного вида на ка­кой-либо территории: нужно обеспечить растению возможность возобновления.

 

IV. Итог урока. Учитель. Перечислите, с какими представителями «лес­ной аптеки» вы сегодня познакомились и при каких заболеваниях они применяются?

(Учащиеся перечисляют лекарственные растения.)

 

IV. Домашнее задание. § 57, упр. 8-10, задача 5 с. 173

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 7 урок.doc

 Тема урока: «Электролитическая диссоциация кислот, солей, оснований»

 

Цели урока:

 

  1. Усвоить понятия «электролиты» и «неэлектролиты», «электролитическая диссоциация».
  2. Понять механизм диссоциации веществ с различным типом связи.
  3. Познакомиться с понятием «степень электролитической диссоциации» и классификацией электролитов.

Оборудование и реактивы: 

1.      Прибор для определения электропроводимости растворов с лампочкой.

2.      Растворы кислот, щелочей, солей.

3.      Компьютерная презентация.

4.      Дифференцированный раздаточный материал для групповой работы.

5.      CD: «1С: Химия. Базовый курс. 8–9 класс»

Входная диагностика: 

1.      Какие виды химической связи вам известны?

2.      Перечислите типы кристаллических решёток.

3.      Перечислите важнейшие классы неорганических веществ.

4.      Приведите примеры веществ с ионной и молекулярной решёткой.

5.      Что такое электрический ток?

6.      Что такое ионы?

7.      Какие ионы называют катионами, анионами?

Сообщение темы и целей урока:

           

Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении. Этот процесс изображают с помощью уравнений диссоциации:

NaCl = Na+ + Cl-

HCl = H+ + Cl-

Na2SO4 = 2Na+ + SO42-

Если через раствор или расплав электролита пропускать электрический ток, то положительные ионы будут двигаться к отрицательному электроду – катоду. Положительные ионы получили название катионы.

Отрицательные ионы будут двигаться к положительному электроду – аноду, и называются анионами.

Следовательно, при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка (в состав солей могут входить и другие ионы). При диссоциации кислот образуются в качестве катионов ионы водорода, и анионы кислотных остатков.

Механизм диссоциации электролитов при растворении в воде:

Многие соли – вещества с ионной связью, состоят из положительных и отрицательных ионов, связанных за счет притягивания противоположных зарядов. При растворении в воде происходит гидратация ионов – взаимодействие ионов с полярными молекулами воды. Это уменьшает притяжение между ионами соли и делает возможным переход гидратированных, т.е. связанных с молекулами воды, ионов в раствор (этому способствует тепловое движение частиц).

При выпаривании соли из раствора часть воды может оставаться в составе получаемых кристаллов – кристаллизационная вода. Например, сульфат меди (II) при выпаривании из раствора образует медный купорос (синего цвета), содержащий 5 моль воды на 1 моль соли. Формула медного купороса записывается как CuSO4•5H2O – точка обозначает связь между молекулами воды и ионами в составе сульфата меди(II).

При длительном нагревании медного купороса кристаллизационная вода улетучивается и соль приобретает белый цвет. Синий цвет растворов, содержащих  ионы меди (II), свидетельствует о том, что в растворе находятся гидратированные ионы.

У оснований механизм диссоциации такой же, как и у солей. Растворимые основания – щелочи, – диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-ионов:

NaOH = Na+ + OH

Кислоты содержат ковалентные полярные связи. Так, молекула хлороводорода поляризована:

Hδ+Clδ-

(δ+ и δ- означают частичные заряды, меньше единицы). При растворении в воде в результате гидратации поляризация молекулы усиливается и происходит разрыв связи между водородом и кислотным остатком с образованием положительного иона водорода и отрицательного иона кислотного остатка.

Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H3O+, но для простоты записывают H+

Согласно экспериментальным данным, в растворах не обнаружены частицы H3O+. Анализ показывает наличие катионов, включающих две молекулы воды: H5O2+

Основатель теории диссоциации электролитов в растворах – шведский ученый Сванте Аррениус. Гидратная теория растворов разработана Д.И.Менделеевым

При расплавлении электролитов разрыв связей с образованием ионов происходит за счет увеличения энергии частиц при нагревании.

Домашнее задание:

§ 17.1

  • упр.9,10 для слабых учеников
  • упр.11-13  для средних учеников
  • упр.15,16,21  для сильных учеников

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 8 класс.doc

9 класс

 Тема урока: «Электролитическая диссоциация». Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации

Цели урока: дать понятие об электролитической диссоциации, электролитах и неэлектролитах. Рассмотреть механизм диссоциации веществ с различным типом связи. Познакомить со степенью электролитической диссоциации и классификацией электролитов.

Основные понятия: электролитическая диссоциация, электролиты, неэлектролиты, степень диссоциации.

 Методы обучения: диалогическое изложение, беседа, объяснение, химический эксперимент.

Ход урока.

1.      Электролитическая диссоциация.

Рассмотрим опыты Изучение электрической проводимости водных растворов различных веществ.

Опыт:  Электролиты и неэлектролиты

Вывод по опыту: Все вещества по их способности проводить электрический ток в водных растворах можно разделить  на два  типа:

  • Электролиты – вещества, растворы которых проводят электрический ток.
  • Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток.

Вопрос:  как вы думает, почему растворы электролитов проводят электрический ток?

Объяснение учителя.  С . Аррениус высказал предположение, что  причиной электропроводности растворов различных веществ, является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада  электролита на ионы называется электролитической диссоциацией.

  В работах Менделеева, Каблукова и Кистяковского были  высказаны и развиты идеи о том, что в водном растворе происходит взаимодействие молекул воды и электролита, что приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы.

Рассмотрим  механизм диссоциации веществ с различным типом связи.

(см. слайд)

Молекулы воды представляют собой диполи,

 так как атомы водорода расположены под углом 104,50 , благодаря чему молекула имеет угловую форму. 1

Диссоциация веществ с ионным типом связи происходит в три стадии:

  1.  ориентация молекул – диполей воды около ионов кристалла;
  2.  гидратация (взаимодействие) молекул воды с противоположными ионами поверхностного слоя кристалла;
  3.  диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Пример: диссоциация хлорида натрия.

 


NaCl = Na + + Cl -

 

Закрепление. Запишите уравнение диссоциации веществ:

Хлорида меди(II), нитрата серебра, сульфата калия.

Диссоциация веществ с ковалентной полярной связью:

1.      ориентация  молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;.

2.      гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита;

3.      ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4.      диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

 

Пример: диссоциация соляной кислоты.

 

HCL = H+ + CL-

 

Закрепление: Запишите уравнение диссоциации веществ:

Азотной кислоты, серной кислоты.

 

Сильные и слабые электролиты.

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (α).

 

Степень диссоциации – это отношение числа частиц, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных частиц

Рассмотрим опыт «Зависимость электропроводности растворов от концентрации»  http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/86b30026-9748-4500-f80a-c28045f5ebe5/index.htm -

Сделайте вывод, от каких факторов зависит степень диссоциации.

Факторы:

  1. Природа электролита.
  2. От концентрации раствора слабого электролита. С разбавлением раствора степень электролитической диссоциации  увеличивается.

 

Сильные электролиты – при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. Значение степени диссоциации, у таких электролитов, стремится к единице.

Слабые электролиты – при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы.

Домашнее задание §35, ворп. 2,5.

 

В приложении представлены дополнительные материалы:

1.      Презентация к уроку «Растворы. Растворимость веществ в воде».

2.      Презентация к уроку «Электролитическая диссоциация».

3.      Тесты к урокам.

4.      Конспект урока по теме «Растворы. Растворимость веществ в воде» 8 класс.

5.      Конспект урока по теме «Электролитическая диссоциация».

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ 9 урок.doc

                                                                                                                                      9 класс

Тема: 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, дисциплинироанность.

 

                                                      ОБОРУДОВАНИЕ:

 

  1. Растворы веществ: хлорид железа, гидроксид натрия,соляная кислота, карбонат натрия, индикатор-фенол- фталеин.
  2. Экран ( белый), химические стаканы.
  3. 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.

 

  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.

 

 

  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 (     ) 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.

 

 

4. Домашнее задание: §4, таблица 3, с.14-15, таблица 4, с.17, упр. 1-2, с. 22     

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ chimi1.doc

Обобщающий урок химии по теме "Неметаллы»

Задачи урока:

  • обучающие: обобщить знания  свойств неметаллов и их соединений, знание качественных реакций, закрепить умения составлять уравнения реакций в ионной и молекулярной форме, определять окислительно-восстановительные реакции и составлять для них электронный баланс; повышать интеллект учащихся, формировать умения систематизировать и анализировать информацию, полученную на уроках химии.
  • развивающие: развивать общеучебные умения и навыки (работы с учебником, обобщать), умение использовать свои знания для решения практических задач, навыки обращения с лабораторным оборудованием, умение работать в коллективе, где развиваются чувства доброжелательности и товарищества;
  • воспитательные: формировать условия для развития материалистического мировоззрения, формировать у учащихся чув­ство ответственности за выполненную работу.

Тип урока: обобщение и систематизация учебного материала с использованием информационно-коммуникационных технологий.

 

Вид урока: урок-состязание.

Оборудование:

  • учебник: Габриелян О.С. Химия. 9 класс. М.: Дрофа, 2010.
  • Таблицы: Периодическая таблица химических элементов Д.И. Менделеева, таблица растворимости; пульт для работы с таблицей ХЭ.
  • Книги А.К.Дойла. А.Р.Беляева.
  • Кристаллические решётки алмаза, графита, белого фосфора.
  • Мультимедиа
  • Раздаточный материал: маршрутные листы по теме «Неметаллы», тест «Неметаллы», таблица «Химические свойства неметаллов и их соединений», дифференцированные домашние задания (на карточках разного цвета), стихотворения для творческого задания.
  • Реактивы в лабораториях: раствор нитрата серебра, раствор соляной кислоты, в пробирках с номерами – растворы: 1 – хлорида натрия, 2 – сульфата натрия,            3 - карбоната натрия.
  • В лаборатории учителя: красный фосфор, бертолетовая соль, азотная кислота, порошок цинка, кристаллический йод, сера,  бром, активированный уголь, графитовый карандаш.
  • Названия 3 групп: С, N, S.

Ход урока:

       I.            Организационный момент.

    II.            Актуализация учебного материала.  

- на фоне  музыки:  

Кто б ни был ты, прекрасный гений,
Твои творения окажутся пустыми,
Когда ты будешь сух и нелюдим.
И знай, тебе скажу без наставлений,
Будь ты биолог, физик или химик –
Ты должен быть искусством вдохновим.
Не станешь ты творцом открытий разных,
Не сможешь воплотить свои мечты,
Когда к литературе безучастен,
Поэзию не понимаешь ты.

    Как это ни странно, но сегодня мы попробуем объять необъятное – совместить в одном уроке такие разные предметы, как  химию, литературу, историю. Известный писатель А.Е.Арбузов сказал: «Не могу представить себе химика, незнакомого с высотами поэзии, с картинами живописи, с хорошей музыкой. Вряд ли он создаст что-либо значительное в своей области».

Задачи урока:

1. Систематизировать и обобщить знания особенностей строения атомов неметаллов, свойств простых веществ – неметаллов и  их соединений, закрепить понимание зависимости свойств от типа кристаллической решётки, вида химической связи, строения атома, степени окисления элемента; знания  о качественных реакциях на ионы.

2. Совершенствовать навыки составления уравнений реакций в молекулярном и ионном виде, электронного баланса ОВР, проведения и наблюдения химического эксперимента.

3. Продолжить формирование  умений анализировать, делать выводы, работать самостоятельно.

III.            Обобщение, систематизация, коррекция учебного материала.

1. Химическая разминка.

1 группа:

   Семен Исаакович Вольфкович (1896 – 1980) в одной из лабораторий Московского университета на Моховой получал это вещество в электрической печи при электротермической возгонке фосфоритов. Когда он поздно возвращался домой по почти не освещенным в то время улицам Москвы, его одежда излучала голубоватое свечение, а из–под ботинок высекались искры. Вскоре среди жителей Моховой улицы стали передаваться рассказы о “светящемся монахе”. Назовите вещество, которое получал Вольфкович.

(фосфор)

2 группа:

   У Куртуа был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина. Куртуа часто обедал в лаборатории. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около стола. В одной из бутылок находилась суспензия золы водорослей, а в другой – концентрированная серная кислота. Бутылки разбились и с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде черно-фиолетовых кристаллов с металлическим блеском. Так был открыт новый элемент…

(йод)

 

2. Работа с электронной таблицей (3 учащихся): характеристика углерода, серы, азота.

 

3. Работа с маршрутными листами.

Маршрутный лист «Неметаллы»

 

 

1.     Положение неметаллов в ПС.

- Где в ПС расположены неметаллы?

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

2.      Строение атомов неметаллов.

- Какое строение имеют атомы неметаллов?

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

 

 Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

   Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары.

 

3. Кристаллическое строение неметаллов - простых веществ. Аллотропия.

 

   Неметаллы имеют 2 типа кристаллических решёток:

- молекулярные (H2, O2, O3, N2, Cl2),

- атомные (алмаз, графит, кремний).

   Если металлы – простые вещества образованы  за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. 

   Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии -  способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ, а эти простые вещества называются  аллотропными видоизменениями или модификациями.

 

                              Причины  аллотропии:

 

 


Образование молекул с разным                    Образование различных

числом атомов (кислород  O2, озон O3)        кристаллических форм (алмаз, графит),                                                           

                                                                            разное строение кристаллических решёток

                                                                            Р4 – белый фосфор – молекулярная К.Р.,

                                                                            Р – красный фосфор – атомная К.Р.

 

 

4. Физические свойства неметаллов.

                                         Неметаллы

 

 

 

 


    В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

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

               * жидкость – Br2;

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

   Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода.

   Температуры плавления у графита – 3800, у азота - -210 градусов.

 

5. Химические свойства неметаллов.

- Кем являются неметаллы в химических реакциях?

 - Неметаллы в химических реакциях  могут быть и восстановителями,  и окислителями.

Выводы:

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах IV-VII групп  ПС

Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 4  до 8  электронов.

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

4) Высшие кислородные соединения неметаллов имеют  кислотный  характер.

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

 

4. Тест-экспресс:

1 группа – углерод,

2 группа – сера,

3 группа – азот:

1. Разновидности простого вещества,  образованного одним и тем же элементом.

2. Электронная формула атома.

3. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне.

4. Формула летучего водородного соединения.

5. Формула высшего оксида.

6. Масса 0,5 моль простого вещества.

7. Объём 2 моль газообразного оксида.

8. Высшая степень окисления элемента

9. Чего больше по массе в высшем оксиде: элемента или кислорода?

 

Ответы (на слайде)

«С»                                         «S»                                      «N»

1.аллотропные видоизм.      1. аллотропные видоизм.      1.аллотропия

2.1s22s22p2                             2.1s22s22p63s23p4                    2.1s22s22p3

3. 4                                         3. 6                                        3. 5

4.CH4                                    4.H2S                                    4.NH3

5.CO2 (12/44=0,27)                     5.SO3 (32/80=0,4)                    5.N2O5 (28/108=0,26)

6.6 г                                       6.16 г                                    6. 7 г

7.44,8л                                   7.44,8л                                  7. 44,8л

8.+4                                       8.+6                                      8. +5

9. кислорода                         9. кислорода                          9. кислорода

 

5. Химические свойства неметаллов и их соединений.

Задания для самостоятельной работы с учебником (групповая работа): вспомните и выпишите общие и отличительные свойства неметаллов и их соединений,  напишите уравнения реакций, характеризующие химические свойства

оксидов на примере оксида серы(VI) SO3 – команде «S»;

кислот (типичные свойства) на примере азотной кислоты HNO3 – команде «N»;

солей на примере карбоната кальция CaCO3 – команде «C».

   Одно из уравнений рассмотрите в свете ТЭД.

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

(фронтальная работа)

1.      С металлами

2.     С неметаллами

 

1.      Галогены вытесняют друг друга с растворов солей.

2.     Кислород реагирует со сложными веществами

3.     Углерод реагирует с оксидами металлов

4.     Углерод реагирует с углекислым газом

5.     Кремний реагирует с растворами щелочей

 

Кислотные оксиды – 1 группа

1.      С водой (кроме оксида кремния)

2.     С основными оксидами

3.     Со щелочами

 

1.      Углекислый газ и оксид кремния реагируют с магнием

2.     Оксид кремния реагирует с углеродом

3.     Оксид кремния реагирует с солями, вытесняя более летучие оксиды

 

Кислоты –

2 группа

1.      Изменяют окраску индикаторов

2.     Реагируют с металлами

3.     Реагируют с основными и амфотерными оксидами

4.     С основаниями и амфотерными гидроксидами

5.     С солями

 

1.      Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния

2.     Азотная и концентрированная серная кислоты по особому реагируют с металлами

3.     При нагревании разлагаются азотная, угольная, кремниевая кислоты

 

Соли – 3 группа

1.      С растворами солей

2.     С кислотами

3.     Со щелочами

4.     С металлами

 

 1. При нагревании разлагаются нитраты, соли аммония, карбонаты (кроме карбонатов щелочных металлов)

 

   Проверка заполнения таблицы производится учащимися самостоятельно, на экране – свойства неметаллов и их соединений.

   

6. Лабораторный практикум «А я опыты люблю».

Задание: Определить, в какой из пробирок находятся  хлорид натрия, сульфат натрия, карбонат натрия.

Реактивы

NaCl

Na2SO4

Na2CO3

AgNO3

 

 

 

BaCl2

 

 

 

HCl

 

 

 

- Проверка. Запись уравнений реакций на доске

7. Конкурс «Виртуальный эксперимент»

    Команды смотрят видеосюжеты.

1. «Взаимодействие алюминия с йодом».

2. «Взаимодействие концентрированной азотной кис­лоты с углем».

   После просмотра видеосюжетов по одному уча­щемуся от команды записывают уравнения реакций на доске и расставляют коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса.

 

2Al + 3I2 = 2AlI3 + Q

 

- Определите тип реакции по всем изученным признакам (соединения, ОВР, экзотермическая, гетерогенная).

 

С + 4HNO3 (конц.) = 2Н2О + СО2 + 4NO2

 

3. Йодный вулкан (демонстрация) Смешивают 10 г мелко истёртого йода с 2,5 г цинковой пыли. Смесь высыпают горкой на керамическую плитку. В вершине делают углубление, в которое вносят 2-3 капли разбавленной соляной кислоты, накрывают колоколом. Горка воспламеняется, выделяются фиолетовые пары йода.

Zn + I2 = ZnI2 + Q

   Выделяющаяся теплота способствует возгонке йода. Соляная кислота является инициатором реакции.

 

8. Конкурс «Открытия».

 

1.  В 1803 г. в лаборатории французского химика Клода Бертолле произошла занятная история. Один из учеников знаменитого химика обнаружил склян­ку с неизвестным красным порошком и спросил, как поступить с этим веществом? «Конечно, прежде все­го, надлежит испытать его!» - воскликнул Бертолле. Ученик взял  щепотку красного порошка и попытался растереть его с недавно полученной новой солью, по­лучившей имя Бертолле. Лучше бы он этого не делал - в лаборатории раздался взрыв. Однако ученик не по­страдал и смело продолжил испытания.

   Внеся красный порошок в азотную кислоту, он от­метил выделение красно-бурого газа; порошок при этом растворился.

   Бертолле по­хвалил ученика: задание было выполнено правильно.   Какое вещество находилось в склянке?

 

Ответ. Это был красный фосфор, кото­рый при контакте с хлоратом калия (бертоле­това соль) и механическом воздействии (рас­тирании) реагирует со взрывом:

6Р + 5КС1О3 = ЗР2О5 + 5КС1      (демонстрация)

   Азотная кислота превращает красный фосфор в ортофосфорную кислоту, при этом выделяется газ  NO-  «лисий хвост»

Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О             (демонстрация)

 

 

2. Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества пред­ставляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных названий. В 1772 г. шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд назвал его «ядови­тым воздухом». Английский химик Джозеф Пристли в том же году назвал его «дефлогистированным воз­духом».  В   1773  г.  шведский  химик-аптекарь Карл Вильгельм Шееле дал этому газу название «испорчен­ный воздух». А английский химик Генри Кавендиш в 1774 г. назвал его «удушливый воздух». Наконец,  в 1776 г. французский химик Антуан Лавуазье устано­вил, что все названные выше газы - одно и то же ве­щество, и предложил свое название, в переводе с гре­ческого означавшее «безжизненный воздух». Каково сейчас название этого неметалла?

 

Ответ. Это — неметалл азот. Название га­зообразному азоту дал Лавуазье

 (от греч. а -частица «не» и zoe - «жизнь» (т.е. «азот»,  зна­чит «безжизненный»).

- Дополнительный вопрос: в чём противоречие данного названия?

 

 

9. Конкурс «Расчетный».

 

Вариант 1. Послушайте отрывок из романа «Зате­рянный мир» Артура Конан Дойла.

«Сейчас посмотрите, - сказал Челленджер. - По­следние дни я напрягал все силы своего ума, чтобы разрешить задачу, как нам выбраться отсюда. Мы же убедились, что спуск по отвесным скалам невозможен, а туннеля больше не существует. Перебросить мост на утес нам, безусловно, не удастся. Что же тогда делать? Я как-то говорил нашему юному другу, что эти гейзе­ры выделяют водород в свободном состоянии. Отсюда логически вытекла мысль о воздушном шаре».

   Рассчитайте, какая масса цинка потребовалась бы, чтобы наполнить шар объемом 1 кубический метр, которым воспользовались бы участники неудавшейся экспедиции.

 

Ответ.                           

Zn + 2HC1 = ZnCl2 + Н2↑,

n (H2) = 1000 (л) / 22,4 (л/моль) = 44,64 моль,

n (Zn) = n (H2) = 44,64 моль,

m (Zn) = 44,64 (моль) • 65 (г/моль) = 2901,6 г, или 2 кг 902 г.

 

Вариант 2. Послушайте отрывок из фантастиче­ского произведения А.Р.Беляева «Голова профессора Доуэля».

  «Первый раз в жизни Артур Доуэль почувствовал, что не в состоянии овладеть чужой волей. Связанный, беспомощный, лежащий на полу человек издевался над ним. За дверью раздалось какое-то шипение. Доу­эль продолжал петь все громче, но вдруг поперхнулся. Что-то раздражало его горло. Доуэль потянул носом и почувствовал запах. В горле и носоглотке неприятно щекотало, вскоре к этому присоединилась режущая боль в глазах. Запах усиливался. Доуэль похолодел. Он понял, что Равино отравил его хлором.      Настал его смертный час. Затем свет погас, и Доуэль словно про­валился... Очнулся он от свежего ветра, который тре­пал его волосы».

   Рассчитайте, какой объем хлора потребуется для получения 1 кг поваренной соли.

Ответ.

2Na + С12 = 2NaCl,

n (NaCl) = 1000 (г) / 58,5 (г/моль) = 17,1 моль,

n (Cl2) = 1/2 • n (NaCl) = 8,55 моль,

V (C12) = 8,55 (моль) • 22,4 (л/моль) = 191,52 л.

 

8. Конкурс «Творческий».

  

Я предлагаю вам стихотворение, которое отражает генетический ряд неметаллов. Вам необходимо это стихотворение перевести на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена следует составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

 

Пусть эти превращения

Дадут вам уравнения.

Красный фосфор я сжигаю,

К дымку воду приливаю.

Проверяю лакмусом,

Станет сразу красным он!

Добавим натрия гидроксид —

Цвет фиолетовый в колбе возник.

Потом получаю фосфат серебра,

Цветом - лимонная кожура.

Растворяю осадок желтый

Добавлением кислоты азотной.

И на доске превращения эти

Вы запишите, умные дети!

 

Ответ. Генетический ряд фосфора выглядит следующим образом:

Р  →  Р2О5  →  Н3РО4  → Na3PO4  →  Ag3PO4  → Н3РО4.

1) 4Р+5О2 = 2Р2О5                                                              

2) Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

3) 3NaOH + Н3РО4 = Na3PO4+ 3H2O

3Na+ + 3ОН- + + + РО43-   =  3Na+   + РО43-  + 3H2O

ОН- +Н+=Н2О

4) Na3PO4 + 3 AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

3Na+  + РО43-  +3 Ag+ + 3NO3-  = Ag3PO4↓ + 3Na+ + 3NO3-

3 Ag+  + РО43-   = Ag3PO4

5) Ag3PO4+ 3HNO3 = H3PO4+ 3AgNO3.

 

- демонстрация 1-3 реакций, 4 и 5 реакции учащиеся проводят самостоятельно.

 

IV.            Контроль ЗУН учащихся.

 

Тест по теме «Неметаллы»

 

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

     Атомы ………………. в отличие от атомов………………….. легко принимают  наружные электроны, являются ……………………

2) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

     Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ………………………

      В группах неметаллические свойства элементов …………………….

 

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

    

 

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

 

6) Какую высшую степень окисления имеют  следующие элементы?

             Азот                         +6

             Хлор                        +5

             Сера                         +4

             Кремний                  +7

 

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

      H2+S=H2S

      S —

     2SO2 + O2 → 2SO3

     S

 

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

 а) 4       б) 5            в) 6         г) 7

 

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы

     а) серы

     б) фосфора

     в)  кремния

     г) хлора

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

      а) 2, 1

      б)  2, 8, 2

      в)  2, 8, 7

- Поменяйтесь тестом с товарищем и проверьте тест.

- Ответы – на экране.

 

   V.            Домашнее задание:  

 

1. Создать  собственный  проект по теме «Неметаллы». Что это будет, решите вы сами: тезисы по уроку, план-конспект, стихотворение, рисунок, мини - сочинение, модель и т.д.

 

2. Для подготовки к контрольной работе я предлагаю вам дифференцированное задание (на карточках разного цвета):

 

1 уровень (красные карточки) - творческое задание:

    Перевести стихотворение  на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена  составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

 

Бросим мы в костер бревно

И получим вещество.

В кислороде он горит —

Получается оксид.

А затем оксид другой,

Догадайтесь вот, какой?

Есть он в воздухе и в нас.

В лимонаде тот же газ.

Ну, а если мы прибавим

Гидроксида натрия,

То получим очень скоро

Соль такую знатную.

Станет пышным с ней пирог,

И подумать кто бы мог!

Разлагаем эту соль

Мы при нагревании.

В результате получаем

Соль с другим названием.

Сыпем кальция хлорид,

Видим изменения,

Белый порошок возник –

Признак без сомнения.

Растворяем в кислоте,

Видим пузырьки на дне,

Газ какой-то или что же,

Кто ответит верно мне?

Смело пишем на доске

Чудо превращения.

Классы нам веществ нужны –

Все без исключения.

 

Ответ. Генетический ряд углерода выглядит следующим образом:

С → СО → СО2NaHCO3Na2CO3

 

1)2С+О2=2СО

2) 2СО + О2 = 2СО2

3) СО2 + NaOH = NaHCO3

4) 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

5) Na2CO3 + CaCl2 = CaCО3 + 2NaCl 

2Na+  CO32- + Ca2+ + 2C1-  = CaCO3 + 2Na+  + 2C1-

CO32-  +Са2+ = СаСО3

6) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

VI.            Оценки за урок.

 

Итак, ребята, наш урок заканчивается и я хочу отметить, что вы все сегодня замечательно поработали. Я говорю вам всем спасибо.

 

VII. Рефлексия.

 

  Заканчивая урок, продолжите фразу: «Уходя с урока, я хочу сказать …»

1.     Мне было комфортно на уроке.

2.     Я много узнал нового.

3.     Это мне пригодится в жизни.

4.     Я приняла активное участие в обсуждении темы.

5.     Мне это не интересно.

 

 

Я желаю вам хорошего настроения!

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Общие и специфические свойства неметаллов и их соединений

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

 

- С металлами

- С неметаллами

 

- Галогены вытесняют друг друга с растворов солей.

-  Кислород реагирует со сложными веществами

- Углерод реагирует с оксидами металлов

- Углерод реагирует с углекислым газом

- Кремний реагирует с растворами щелочей

 

Кислотные оксиды

- С водой (кроме оксида кремния)

- С основными оксидами

- Со щелочами

 

- Углекислый газ и оксид кремния реагируют с магнием

- Оксид кремния реагирует с углеродом

- Оксид кремния реагирует с солями, вытесняя более летучие оксиды

 

Кислоты

- Изменяют окраску индикаторов

- Реагируют с металлами

- Реагируют с основными и амфотерными оксидами

- С основаниями и амфотерными гидроксидами

- С солями

 

- Плавиковая (фтороводородная) кислота реагирует с оксидом кремния

- Азотная и концентрированная серная кислоты по особому реагируют с металлами

- При нагревании разлагаются азотная, угольная, кремниевая кислоты

 

Соли

- С растворами солей

- С кислотами

- Со щелочами

- С металлами

 

- При нагревании разлагаются нитраты, соли аммония, карбонаты (кроме карбонатов щелочных металлов)

 

Цель урока: систематизация, закрепление и обобщение знаний учащихся по заданной теме урока.

Задачи урока:

  1. Образовательные: развивать навыки самостоятельной работы, умения работать с большим объемом информации, выбирать главное, применять полученные знания при выполнении заданий.
  2. Развивающие: развитие мышления, совершенствование умственной деятельности.
  3. Воспитательные: формирование творческого подхода к решению познавательных и практических задач, умения контролировать свою деятельность.

Данный урок проводится после изучения темы “Неметаллы” (по программе Л.С.Гузей) в 10 классе с применением “проникающей” технологии компьютерного обучения.

“Не в количестве знаний заключается образование, а в полном понимании и искусном применении всего того, что знаешь”. (А.Дистервег)

Оборудование.

  1. Мультимедиа учебный курс “Общая и неорганическая химия”
  2. Учебник Л.С.Гузей. Химия. 10класс. М.: Дрофа, 2002.
  3. Таблица “Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева”

Ход урока

I. Организационный момент (объявление темы, цели и девиза урока)

II. Актуализация знаний. (эмоциональный настрой) - буквенный тест.

Задание: выберите букву, соответствующую правильному ответу, и прочтите фразу-напутствие на сегодняшний урок.

1.Где расположены химические элементы – неметаллы в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:

У) в главных подгруппах;
Ф) в побочных подгруппах;
Х) в главных и побочных подгруппах?

2.Какая электронная формула отражает строение атома металла:

Г)…2s1
Д) …3s23p5
E) …4s2 3d3 ?

3.Какой из атомов неметаллов не может переходить в возбужденное состояние:

А) азот
Б) хлор
В) сера?

4. Молекула аллотропного видоизменения углерода – графита:

Х) одноатомна
Ц) многоатомна
Ч) полимерна ?

5. Какой вид химической связи в простых веществах, образованных атомами неметаллов:

Ж) ковалентная полярная
З) ионная
И) ковалентная неполярная ?

6. Какой тип кристаллической решетки у (Si)n:

А) молекулярная
Б) ионная
В) атомная?

7. Какую степень окисления имеет азот в соединении HNO3:

П) +3
Р) +5
С) -3?

8. Какой из перечисленных элементов обладает наиболее ярко выраженными окислительными свойствами:

А) кислород
Б) хлор
В) сера?

9. Как изменяется химическая активность неметаллов в периоде:

А) уменьшается
Б) увеличивается
В) не изменяется?

10.Как изменяются кислотные свойства водородных соединений неметаллов в ряду: NH3 – H2S – HCl :

Н) ослабевают
О) усиливаются
П) не изменяются?

11.Какой из перечисленных оксидов обладает наиболее ярко выраженными кислотными свойствами:

Р) Br2O7
C) I2O7
T) Cl2O7?

12. Какая из перечисленных кислот самая сильная:

Е) HClO4
Ж) H2SO4
З) HIO4?

13.С каким настроением Вы пришли на урок:

!) хорошим
.) плохим
?) отвратительным?

Обсуждаем результаты работы и делаем проверку через проектоскоп.

(Ответ: Удачи в работе!)

Отметьте на листе самоконтроля результаты выполнения буквенного теста.

III. Работа с мультимедиа CD-ROM “Общая и неорганическая химия”.

Предлагаю занять места у компьютеров и включиться в работу по выполнению план-задания .

Выдаются план-задания разного уровня сложности.

Выдаются листы самоконтроля и самооценки знаний (приложение 1)

План-задание №1.

Цель: обобщить и закрепить знания о свойствах металлов и их соединений.

№ п/п

Этапы работы

Рекомендации

1.

Повторите раздел “Азотная кислота”.

Обратите внимание на особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами.

2.

Повторите разделы “Химические свойства хлора”,

“Кислородсодержащие кислоты хлора”.

Обратите внимание на взаимодействие хлора с холодным и горячим раствором щелочи.

3.

Включите меню “тест”, режим – “прохождение теста”.

 

4.

Выполните те задания теста, которые вы считаете более доступными для себя.

Пользуйтесь записями в тетради. Обсуждайте варианты ответов в парах.

Следите за временем!

5.

Отметьте на листе самоконтроля результаты тестирования.

 

6.

Пройдите тест повторно, используя карточку-подсказку.

Делайте в тетради необходимые записи.

7.

В листе самоконтроля выставьте итоговую отметку.

 

План-задание №2.

Цель: обобщить и закрепить знания о свойствах металлов и их соединений.

№ п/п

Этапы работы

Рекомендации

1.

Выполните последовательно задания 1-10 теста.

Если испытываете затруднения, попробуйте “полистать” теорию.

Следите за временем!

2.

Отметьте на листе самоконтроля результаты тестирования.

 

3.

Пройдите тест повторно, используя карточку-подсказку.

Делайте в тетради необходимые записи.

4.

В листе самоконтроля выставьте итоговую отметку.

 

План-задание №3.

Цель: обобщить и закрепить знания о свойствах металлов и их соединений.

№ п/п

Этапы работы

Рекомендации

1.

Включите меню “опыт” и выполните опыт №1.

Вспомните качественные реакции на ионы Fe3+, NH4+, Cl-, CO32-

2.

Оцените результаты своей работы в листе самоконтроля.

 

3.

Выполните последовательно все задания теста.

Пользуйтесь записями в тетради, теоретическим материалом электронного учебника.

4.

Отметьте на листе самоконтроля результаты тестирования.

 

5.

Пройдите тест повторно, используя карточку-подсказку.

Делайте в тетради необходимые записи.

6.

В листе самоконтроля проставьте итоговую отметку.

 

В ходе работы прерываемся на релаксационную паузу ( зарядка для глаз с цветовыми карточками) под музыку “Звуки природы”.

. Собираю листы самоконтроля и самооценки знаний.

IV. Домашнее задание: составить контрольную работу по теме “Неметаллы и их соединения”.

V. Рефлексия.

И, как всегда, уходя с урока, продолжите фразу: “Уходя с урока , я хочу сказать …”

Приложение 1.

Лист самоконтроля и самооценки знаний по теме “Неметаллы и их соединения”

ФИ учащегося ______________________

п/п

Задания

Количество ошибок

Оценка

1.

Буквенный тест

 

 

2.

Опыт №1 (для группы №3)

 

 

3.

Контрольный тест

 

 

Итоговая отметка

 

Приложение №2.

Карточка-подсказка.

1. С увеличением концентрации азотной кислоты восстановление идет в следующей последовательности: NH4NO3, N2, N2O, NO, NO2

2. Ответ № 2.

3.

HCl + P4O10

Cl2 + H2

Cl2 + KOH

KClO3 + t

HCl + MnO2

Cl2 + P4O6

KClO3 + t

KClO4 + t

4. FeSO4 • 7H2O

Красно-коричневый

Fe2O3

H2SO4

5. Вместо вопросов: 4, 2, MgCl2, SiH4, 4, 5, 2, N2, 6, H2O, 3, H2O, 6, NaCl, 3, CO2, 2

6. А – электролиз

B – H2

C – O2

D – H2O

E – CO2

F – Al2(SO4)3

7. Вместо вопросов: Cl2, HCl, NaOH, NaOCl, NaOH, H2O, NaOH, NaOH, H2O

8. Ответ № 2 и 4.

9. Na2O2, Na2O, NaN3

10. Вместо вопросов: Ca(ClO)2, H2O, Ca(ClO3)2, H2O, CaCl2

11. Ca2+, CaCO3, Mg2+, Mg(OH)2, MgO

12. CO2, 14CaO, 9Ca

Ответ № 3.

13. Ответ № 2.

Студент: Неметаллы – химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. К неметаллам обычно относят 22 элемента: газы – водород, азот, кислород, фтор, хлор и инертные газы, жидкость – бром, твердые тела – бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк, сера, селен, теллур, йод, астат.

Студент: Хлор относится к галогенам, это газ желто-зеленого цвета с резким запахом. При обычной температуре легко сжижается. Химически очень активен, токсичен. Применяется в производстве хлорсодержащих органических соединений, неорганических веществ, для отбелки целлюлозы и тканей, для санитарных нужд и обеззараживания воды.

Преподаватель химии: В первую мировую войну 22 апреля 1915 года хлор применили как оружие массового уничтожения на западном фронте недалеко от бельгийского города Ипра против англо-французских войск.

Вскоре для той же цели был применен другой удушающий газ – фосген – соединение хлора с оксидом углерода. В1917 году массовое применение нашел иприт, который тоже содержал хлор. К концу войны было разработано более 50 различных боевых отравляющих веществ, 95 % которых были производными хлора.

Преподаватель истории: Чтобы судить о действии отравляющих веществ на организм человека, достаточно указать, что в одной только английской армии, занимающей среди воюющих государств пятое место по численности, они вывели из строя с июля 1917г. по ноябрь 1918г. более 160 000 человек.

Преподаватель литературы: Послушайте отрывок из романа М.Шолохова “Тихий Дон”. “На рассвете 3 октября немцы, употребив удушливые газы, отравили три батальона 256-го полка и заняли первую линию наших окопов…

Валет, клацнув зубами, отпрыгнул, и на то место, где секунду назад стояли его ноги, спиленным деревом упал стоявший под сосной человек. Они перевернули его лицом вверх и тут только догадались, что под сосной нашел себе последний приют этот отравленный газами, бежавший от смерти, которую нес в своих легких, солдат одного из трех батальонов 256-го пехотного полка. Рослый, широкоплечий парень, он лежал, вольно откинув голову с лицом, измазанным при падении клейкой грязью, с изъеденными газом, разжиженными глазами, из стиснутых зубов его черным глянцевидным бруском торчал пухлый, мясистый язык.

Пойдем. Пойдем ради бога! Пусть он себе лежит, - шепнул товарищ, дергая Валета за руку.

Они пошли и сейчас же наткнулись на второй труп. Мертвые стали попадаться чаще. В нескольких метрах отравленные лежали копешками, иные застыли, сидя на корточках, некоторые стояли на четвереньках – будто паслись, а один, у самого хода сообщения, ведущего во вторую линию окопов, лежал, скрючившись калачиком, засунув в рот искусанную от муки руку”.

Преподаватель химии: А сейчас мы посмотрим фрагмент видеофильма об отравляющих веществах.

Преподаватель химии: Академик Н. Д, Зелинский, выдающийся химик, изобрел противогаз, действующий по принципу адсорбции. Это произошло в 1915 г. Использование угольного противогаза целиком освобождало вдыхаемый воздух от ядовитых примесей.

Студент: Древесный уголь – твердый, пористый, высокоуглеродистый продукт, образующийся при пиролизе древесины. Пиролиз – это получение древесного угля. При этом древесину нагревают без доступа воздуха. В результате ее разложения образуется уголь, горючий газ, в состав которого входят метан и другие продукты. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, активного угля, а также как топливо в быту. Древесный уголь при обычных условиях поглощает различные газы и растворенные вещества.

Преподаватель химии: В настоящее время древесный уголь, сохранивший в былых войнах миллионы людей от ужасных мучений и смерти, в знак благодарности демонстрируется на музейных стендах.

Преподаватель литературы: Я прочитаю вам отрывок из произведения Э. М. Ремарка “На западном фронте без перемен”.

“ Глухие хлопки химических снарядов смешивались с грохотом взрывов. Между разрывами слышно гудение набатного колокола: гонги и металлические трещотки возвещают далеко вокруг: “Газ, газ, газ!”.

В эти первые минуты решается вопрос жизни и смерти: герметична ли маска?

Я помню страшные картины в лазарете: отравленные газом, которые еще несколько долгих дней умирают от удушья и рвоты, по кусочкам отхаркивая перегоревшие легкие.

Я дышу осторожно, прижав губы к клапану…

Моя голова в противогазе звенит и гудит, она, кажется, вот-вот лопнет. Легкие работают с большой нагрузкой, им приходится вдыхать все тот самый горячий, уже не раз побывавший в них воздух, вены на висках вздуваются. Еще немного, и я, наверно, задохнусь.

…Ветер разогнал газ, воздух чист. Тогда и я тоже с хрипом срываю с себя маску и падаю. Воздух хлынул мне в грудь, как холодная вода, глаза вылезают из орбит, какая-то темная волна захлестывает меня и гасит сознание”.

В этом же романе говорится о том, что отравляющий газ особенно долго держится у земли. “Увидав наверху людей без противогазов, они (солдаты в воронке) тоже сняли свои маски и успели глотнуть достаточно газа, чтобы сжечь себе легкие. Сейчас их состояние безнадежно, они умирают медленной, мучительной смертью от кровохарканья и приступов удушья”.

Студент: Сера – химический элемент, желтые кристаллы. Устойчива в двух модификациях – ромбической и многоклинной. В воде нерастворима. Серу выплавляют из самородных руд, получают также окислением кислородом воздуха сероводорода, содержащегося в природном нефтяном, кокосовом газах. Около 50% серы идет на производство серной кислоты, 25% - на получение сульфидов, остальная - для борьбы с болезнями растений, вулканизации, производства спичек.

Преподаватель литературы: Константин Паустовский в одном из своих рассказов описывает, как белогвардейцы пытались уничтожить партизан, скрывавшихся в керченских каменоломнях. Заливая по трубам в шахты серную кислоту, они вызывали реакцию выделения углекислого газа, который при концентрации свыше 4% вызывает отравление, нарушение двигательных и речевых функций, а при концентрации свыше 10% - смерть от паралича дыхательного центра.

Студент: Фосфор – от греческого phosphorus – светоносный. Образует несколько модификаций – белый, красный и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор менее активен химически, ядовит. Добывается из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

Преподаватель химии: Специальными опытами было установлено, что кусочки фосфора загораются на воздухе при 40о С, а порошок, образующийся после испарения растворителей, - при 0о С. Это свойство фосфора и привлекло внимание военных.

Преподаватель истории: Во время второй мировой войны немцы применили против англичан “бомбы-листочки” для поджигания хлебов на корню, сельских построек, лесов. Такие же бесшумные диверсионные устройства сбрасывались на мирные города и села Кореи, Индонезии, Кубы.

Вся бомба представляет собой целлулоидную пластинку размером 10х15 см2, в центре которой укреплена таблетка белого фосфора, покрытая мокрой ватой. Хранят и перевозят их в банках с водой. Во время падения вода испаряется, и “бомба” загорается. Горение продолжается около одной минуты.

Раствор белого фосфора в сероуглероде и скипидаре применяется в огнеметах.

На вооружении американской армии имеются фосфорные снаряды, содержащие до 7 кг белого фосфора, и дымовые мины с таким же зарядом.

Во время второй мировой войны использовались зажигательные бутылки (раствор белого фосфора в сероуглероде). Подобные бутылки использовались в Анголе и Южном Вьетнаме.

Преподаватель литературы: В “Повести временных лет” - летописном своде событий, составленном в Киеве, - описание похода князя Игоря заканчивается словами очевидцев: “Словно молнию…которая на небе, греки имеют у себя и пускали ее сжигая нас, поэтому мы и не одолели их”. Дружинники князя защищались от “греческого огня” мокрыми воловьими шкурами, кожаными щитами, но терпели поражение. Горящая смесь выбрасывалась греками через медные трубы, установленные на бортах византийских кораблей. Состав этой смеси греки держали в тайне.

Преподаватель химии: Предполагают, что в нее входили сера, нефть, горючие масла, смола, селитра, клей и вещества для окраски пламени. Погасить этот состав водой было трудно.

Преподаватель литературы: А теперь, ребята, давайте вернемся к вашим технологическим картам, которые лежат на столах у каждой группы и в которые занесены вопросы для изучения, рассмотренные на сегодняшнем уроке. Проверьте, все ли мы их разобрали. Вторым пунктом в технологической карте стоят задания по созданию проекта. Т.е. каждой группе необходимо создать свой собственный небольшой проект на одну из тем, предложенных вам в карте. Что это будет, решите вы сами: тезисы по уроку, план-конспект, стихотворение, рисунок, мини-сочинение, модель и т.д. В столах вы найдете необходимые инструменты для создания проекта: бумагу, карандаши, фломастеры, пластилин, спички. Пожалуйста преступайте, но не забывайте о защите своего проекта. (Студенты работают над заданием)Обсуждение проектов.

Преподаватель химии: Итак, ребята, наш урок заканчивается и я хочу отметить, что вы все сегодня замечательно поработали. Я говорю вам всем спасибо. Но мы забыли самое главное – поблагодарить ребят, которые подготовили для вас сегодняшнее занятие. Позвольте их представить. (Представление участников).

Преподаватель литературы: Сегодняшний урок прошел в нетрадиционной форме, и нам хочется узнать, понравился ли он вам. Поэтому в заключении каждый из вас должен выразить свое отношение к сегодняшнему уроку. Для этого вам необходимо выбрать один цвет из тех карточек, которые у вас в руках и сдать их мне.

А домашним заданием будет следующее: написать научно-фантастический рассказ с использованием прозвучавших на уроке терминов.

Маршрутный лист

Тема: Неметаллы. Общая характеристика неметаллов.

 

Условные обозначения:                                                     Словарь

ПС – периодическая система                                            1. Окислительные свойства

е – электрон                                                                         2. Электроотрицательность

неМе – неметалл                                                                 3. Аллотропия

Э.О. – электроотрицательность                                        4. Аллотропные видоизменения

А. – аллотропия                                                                     (модификации)

Х.р. – химическая реакция

 

3.      Положение неметаллов в ПС.

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

4. Строение атомов неметаллов.

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

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

 

3. Кристаллическое строение неметаллов-простых веществ. Аллотропия.

 

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

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

                   * жидкость – Br2;

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

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

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

 

                                             Причины А:

 

 


Образование молекул с разным                                  Образование различных

числом атомов (кислород, озон)                                 кристаллических форм (алмаз, графит)

 

4. Физические свойства неметаллов.

 

                                                    Неметаллы

 

 

 

 

 

 


5. Химические свойства неметаллов.

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

 

 

 

 

 

 

6. Водородные соединения неметаллов.

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

                        -4           -3             -2         -1

                        RH4  → RH3H2RHR

 Летучие водородные соединения неметаллов можно разделить на три группы: 

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

                     NH3H2OHCl

                     осн.        амф.      кисл.

 

HCl + H2O           [ H3O ]+ +Cl-

                       

NH3 + H2O           NH4++OH-

2) Соединения, разлагаемые водой: 

                             BH3 + 3H2O = H3BO3 + 3H2

3) Летучие водородные соединения

                       CH4, PH3,  которые не взаимодействуют с водой.

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

                          SiH4PH3H2SHCl

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах  ….. ….. ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от … до… электронов.

3) Неметаллические свойства элементов ………….. в периодах и ………….. в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.

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

5) Атомы элементов-неметаллов способны как ………… электроны, проявляя окислительные функции, так и ………….. их, проявляя восстановительные функции.

 

ТЕСТ

 

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.

     Атомы ……… в отличие от атомов……. легко принимают  наружные электроны, являются …….

2) Вставьте слова , пропущенные в тексте.

     Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах …..

      В группах неметаллические свойства элементов ………

 

 

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

    

 

 

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

 

 

 

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

6) Какую высшую степень окисления имеют  следующие элементы?

             Азот                         +6

             Хлор                        +5

             Сера                         +4

             Кремний                  +7

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

      H2+S=H2S

      S —

     2SO2 + O2 → 2SO3

     S

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

 а) 4       б) 5            в) 6         г)7

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы…..

     • серы

     • фосфора

     • кремния

     • хлора

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

      • 2, 1

      • 2, 8, 2

      • 2, 8, 7

Поменяйтесь тестом с соседом и проверьте тест.

 

 

 

 

 

 

2. Вопросы разминки.

Первой группе:

   М.В. Ломоносов в статье, опубликованной в 1745 г., писал: “При растворении какого-либо неблагородного металла, особенно железа, в кислотах из отверстия склянки вырывается горючий пар”. Что это за вещество?

Второй группе:

   Семен Исаакович Вольфкович (1896 – 1980) в одной из лабораторий Московского университета на Моховой получал это вещество в электрической печи при электротермической возгонки фосфоритов. Когда он поздно возвращался домой по почти не освещенным в то время улицам Москвы, его одежда излучала голубоватое свечение, а из–под ботинок высекались искры. Вскоре среди жителей Моховой улицы стали передаваться рассказы о “светящемся монахе”. Назовите вещество, которое получал Вольфкович

Третьей группе:

   Шведский химик так описал один свой опыт, выполненный в 1774 г.: “Я поместил смесь черной магнезии (оксид марганца) с муриевой кислотой (соляной) в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее на песчаную баню. Пузырь наполнился газом. Газ имел желто-зеленный цвет, пронзительный запах”. Назовите этот газ.

Четвертой группе:

   У Куртуа был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина. Куртуа часто обедал в лаборатории. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около стола. В одной из бутылок находилась суспензия золы водорослей, а в другой – концентрированная серная кислота. Бутылки разбились и с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде черно-фиолетовых кристаллов с металлическим блеском. Так был открыт новый элемент…

2. Задания для работы с учебником – на работу 5–10 минут, отчеты групп – устно, на доске – уравнения (примеры реакций, характеризующие свойства), остальные на листах заполняют таблицу:

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

 

 

Оксиды

 

 

Кислоты

 

 

Соли

 

 

Задания для работы с учебником:

1.     Выписать химические общие и специфические свойства неметаллов

2.     Выписать химические общие и специфические свойства кислотных оксидов неметаллов

3.     Выписать химические общие и специфические свойства кислот

4.     Выписать химические общие и специфические свойства солей

Проверка заполнения таблицы производится учащимися самостоятельно, на экране высвечиваются свойства (слайды 7–12, приложение 3)

5.     Лабораторная работа.

Определить в какой из пробирок находятся иодид калия, хлорид калия, карбонат калия. На листах записываются – уравнения реакций. Проверка осуществляется самостоятельно (слайды 13–17, приложение 3).

6.     Самостоятельная работа.

Каждый учащийся составляет уравнения реакций в соответствии с цепочкой превращения, одно уравнение нужно записать в ионном виде, одно с электронным балансом (слайд 18, приложение 3). В каждой группе учащиеся получают разные варианты цепочек.

7.     Определение и инструктаж домашнего задания.

Домашнее задание: повторить параграф 24, доказать качественный состав соли хлорид аммония – 1 вариант, сульфат аммония – 2 вариант (слайд 19, приложение 3)

8.     .  Итог урока. Выставление отметок за работу групп (слайд 20, приложение 3)

При оценивании за ответы выставляются баллы, которые в конце урока переводятся в отметки.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Приложение № 1

Критерии для оценивания ответов

Критерии для оценивания ответов

Баллы

1. Устный полный ответ

2

2. Неполный устный ответ

1

3. Молекулярное уравнение, составленное без ошибок

2

4. Молекулярное уравнение, составленное с одной или двумя ошибками (неверно поставлен индекс или коэффициент)

1

5. Ионное уравнение, составленное без ошибок

3

6. Ионное уравнение, составленное с 1 или 2 ошибками (не написан или неверно записан заряд, индекс, коэффициент)

2

7. Ионное уравнение, составленное с 3 или 4 ошибками (не написан или неверно записан заряд, индекс, коэффициент)

1

8. Правильно определены все степени окисления

2

9. При определении степеней окисления допущена 1 или 2 ошибки

1

10. При составлении электронного баланса правильно определено количество отданных и принятых электронов

1

11. Правильно определены окислители и восстановители

1

12. При выполнении опыта соблюдение всех требований техники безопасности и правил обращения с оборудованием

2

13. Правильная формулировка вывода

2

14. Неудачная формулировка вывода

1

15. Недостатки в оформлении

- 1

Приложение № 2

Пример индивидуального листа опроса для заполнения учащимися

 

Индивидуальный лист опроса

Фамилия ___________________________________

Группа_____________________________________

Задание № 1: название вещества _______________

Задание № 2: при подготовке ответа заполнить таблицу:

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые вещества – неметаллы

1.

 

2.

1.

 

2.

 

3.

 

4.

 

5.

Оксиды (кислотные)

1.

 

2.

 

3.

1.

 

2.

 

3.

Кислоты

1.

 

2.

 

3.

 

4.

 

5.

1.

 

2.

 

3.

 

4.

 

5.

Соли

1.

 

2.

 

3.

1.

 

2.

 

Задание № 3. Лабораторная работа

Определить - в какой из пробирок находятся: хлорид натрия, иодид калия, карбонат натрия. Уравнения записать в молекулярной и ионной форме. Оформить результаты в виде таблицы:

Порядок выполнения

Что делал?

Что наблюдал?

Выводы. Уравнения реакций

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Задание № 4

Составить уравнения в соответствии с цепочкой превращения.

Уравнения, обозначенное цифрой 1 записать в ионном виде, а обозначенное цифрой 2 – с электронным балансом.

1        2

NH4Cl  NH3  NO NO2

 

 

 

Жить - значит узнавать.

Д.И.Менделеев

Знать - значит победить!

А.Н.Несмеянов

Просто знать — еще не все,

знания надо уметь использовать.

И.В.Гете

 

I. Конкурс «Викторина».

1. Один из этих двух элементов в виде простого ве­щества хорошо горит, другой - поддерживает горение, а соединение, состоящее из этих элементов, пригодно для тушения огня.

(Водород и кислород, которые вместе образуют воду.)

2.   Аллотропное видоизменение какого элемента пахнет чесноком?

(Белый фосфор.)

3. Какое простое вещество-неметалл издавна вклю­чали в состав мазей для лечения кожных заболеваний?

(Сера.)

4.  В атмосфере какого газа-неметалла хранят ста­ринные рукописи?

(Азот.)

5.  Это простое вещество используют для очистки воды и воздуха от нежелательных примесей, для уда­ления сивушных масел из спирта.

(Активированный уголь.)

6.  Каким элементом богата морская капуста - ла­минария?

(Йод.)

7.  Из этого вещества при высоких температуре и давлении получают искусственные алмазы.

(Графит.)

8. Какое простое вещество обладает способностью светиться в темноте?

(Белый фосфор.)

9.  Без этого элемента немыслима жизнь на Земле, ему обязана своим существованием органическая хи­мия, в природе он существует в виде нескольких алло­тропных модификаций, из них наиболее известные -три. О каком элементе идет речь?

(Углерод.)

10.  Образованное этим элементом простое веще­ство оказывает сильное раздражающее действие на слизистую  оболочку глаз и дыхательную  систему. О каком веществе идет речь?

(Хлор.)

11.  Этот неметалл издавна употребляли для изго­товления лекарственных препаратов, чернения ору­жия, приготовления черного пороха, в производстве спичек; оксид этого неметалла - для отбеливания тка­ней. О каком неметалле идет речь?

(Сера.)

12.  Второй элемент по распространенности в зем­ной коре, в свободном виде в природе не встречается, его соединения входят в состав растительных и живот­ных клеток, некоторые организмы обладают способ­ностью его накапливать. Что это за элемент?

(Кремний.)

13.  Впервые этот неметалл выделил Г.Кавендиш. В переводе с греческого его название означает «недея­тельный», «неработающий». Что это за неметалл?

(Инертный газ аргон.)

14. Этот газ нашел применение в рекламной инду­стрии, заполненные им стеклянные трубки дают ярко-красное свечение. Название этого газа в переводе с греческого означает «новый». Что это за газ?

(Неон.)

15.  Первенство открытия этого химического эле­мента принадлежит китайскому ученому VIII в. Мао Хао, который за 1000 лет до А.Л.Лавуазье установил, что в состав воздуха входит газ, поддерживающий го­рение и дыхание. О каком газе идет речь?

(Кислород.)

16.  Эту аллотропную модификацию серы можно получить в виде нитей.

(Пластическая сера.)

17. Этот неметалл считается самым активным сре­ди всех неметаллов.

(Фтор.)

18.  Какой химический элемент называют «элемен­том жизни и мысли»?

(Фосфор.)

19. Недостаток этого элемента в организме челове­ка приводит к кариесу зубов.

(Фтор.)

20. Какого элемента больше всего на Земле, а како­го в космосе?

(На Земле больше всего кислорода, в космосе — водорода.)

 

II. Конкурс «Виртуальный эксперимент».

1. Команды смотрят видеосюжеты. «Взаимодействие концентрированной азотной кис­лоты с фосфором».

«Взаимодействие концентрированной азотной кис­лоты с углем».

   После просмотра видеосюжетов по одному уча­щемуся от команды записывают уравнения на доске и расставляют коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса.

Ответ. Уравнения с коэффициентами выглядят так:

Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О

С + 4HNO, (конц.) = 2Н2О + СО, + 4NO,.

 

2. Команды смотрят видеофрагмент «Горение бело­го фосфора». Учащиеся записывают в тетрадях урав­нение реакции, а затем комментируют эту реакцию.

Ответ. 4Р + 502 = 2Р2О5.

 

III. Конкурс «Открытия».

1.  В 1803 г. в лаборатории французского химика Клода Бертолле произошла занятная история. Один из учеников знаменитого химика обнаружил склян­ку с неизвестным красным порошком и спросил, как поступить с этим веществом? «Конечно, прежде все­го, надлежит испытать его!» - воскликнул Бертолле. Ученик взял  щепотку красного порошка и попытался растереть его с недавно полученной новой солью, по­лучившей имя Бертолле. Лучше бы он этого не делал - в лаборатории раздался взрыв. Однако ученик не по­страдал и смело продолжил испытания.

   Внеся красный порошок в азотную кислоту, он от­метил выделение красно-бурого газа; порошок при этом растворился. При поджигании красного порошка появилось пламя, а потом — белый дым. Бертолле по­хвалил ученика: задание было выполнено правильно.   Какое вещество находилось в склянке?

Ответ. Это был красный фосфор, кото­рый при контакте с хлоратом калия (бертоле­това соль) и механическом воздействии (рас­тирании) реагирует со взрывом:

6Р + 5КС1О3 = ЗР2О5 + 5КС1.

   Азотная кислота превращает красный фосфор в ортофосфорную кислоту, а на воз­духе он горит, превращаясь в белый «дым» — частички оксида фосфора(V), который ги­гроскопичен и мгновенно реагирует с влагой воздуха с образованием мельчайших капелек ортофосфорной кислоты:

Р + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О,

4Р + 5О2 = 2Р2О5,

Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4.

 

2.   Студент Гейдельбергского университета Карл Левиг в 1825 г. изучал воды минеральных источников Германии. Одна из приготовленных им проб воды об­ладала интересной особенностью - она желтела под действием хлора. Левиг извлек неизвестное вещество, придававшее желтоватый цвет воде, с помощью диэтилового эфира, а после испарения эфира обнаружил красно-бурую жидкость с резким неприятным запа­хом.   Студент уже собирался опубликовать результаты своих опытов, но научный руководитель посоветовал повременить, чтобы иметь возможность детально ис­следовать новое вещество.

   Но именно в это время 23-летний химик Антуан Балар из Франции получил то же самое вещество и сразу отправил его образец в Парижскую академию наук. Известные химики Жозеф Гей-Люссак и Луи Тенар подтвердили открытие нового элемента (Балар назвал его «муридом»), но переменили название на дру­гое - bromos, которое в переводе с греческого означает «зловоние». О каком веществе идет речь?

Ответ. Левиг и Балар открыли бром. Воды некоторых соляных болот и озер содер­жат бромид натрия, из которого при обработке хлором выделяется бром:

2NaBr + С12 = 2NaCl + Br2

 

3. В начале 1915 г. около городка Ипр на западе Фландрии (Бельгия) впервые был использован отрав­ляющий газ. Он проникал во все щели и укрытия. Га­зовая атака привела к гибели 5000 английских солдат, более 15 000 стали калеками.

    История этого газа, враждебного всему живому, на­чинается с середины XVII в., когда голландский химик Ян Баптист ван Гельмонт едва не погиб, нагревая смесь некой соли с азотной кислотой. А шведский химик и аптекарь Карл Вильгельм Шееле надышался этого вредного газа, изучая реакцию минерала пиролюзита с соляной кислотой. О каком неметалле идет речь?

Ответ. Этот опасный газ - хлор.

   Гельмонт для его получения использовал реакцию хлорида аммония с азотной кислотой.

   А Шееле проводил реакцию соляной кис­лоты с диоксидом марганца:

MnO2 + 4HC1 = МпС12 + С12↑ +2Н2О.

 

4. Получение неметалла X первым осуществил в 1745 г. М.В.Ломоносов. Он действовал на железные опилки жидкостью состава X2SO4, разбавленной во­дой. Образовавшийся неметалл Ломоносов называл «флогистоном», что в переводе с греческого означает «горючий». Этот же способ выделения X применил в 1766 г. Генри Кавендиш. В 1787 г. Антуан Лавуазье по­лучил X, продувая струю газообразного оксида этого неметалла через нагретый до красного каления ружей­ный ствол.

   Позднее химики разных стран стали использовать для получения этого неметалла реакции алюминия или кремния со щелочами в водной среде или взаи­модействие бинарных соединений этого неметалла и кальция с водой. Какой это неметалл?

Ответ. Этот неметалл - водород. В зада­нии речь идет о следующих реакциях:

Fe + Н2О = FeO + Н2,

2А1 + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2,

Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiO3 + 2Н2,

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

 

5. Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества пред­ставляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных названий. В 1772 г. шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд назвал его «ядови­тым воздухом». Английский химик Джозеф Пристли в том же году назвал его «дефлогистированным воз­духом».  В   1773  г.  шведский  химик-аптекарь Карл Вильгельм Шееле дал этому газу название «испорчен­ный воздух». А английский химик Генри Кавендиш в 1774 г. назвал его «удушливый воздух». Наконец,  в 1776 г. французский химик Антуан Лавуазье устано­вил, что все названные выше газы - одно и то же ве­щество, и предложил свое название, в переводе с гре­ческого означавшее «безжизненный воздух». Каково сейчас название этого неметалла?

Ответ. Это — неметалл азот. Название га­зообразному азоту дал Лавуазье (от греч. а -частица «не» и zoe - «жизнь» (т.е. «азот»,  зна­чит «безжизненный»)).

 

6.  Первые исследователи, пытавшиеся получить неметалл Х2 в результате электролиза, жестоко по­платились своим здоровьем. Как только этот неметалл вступал в контакт с водородом, происходили сильные взрывы, в нем «горела» даже вода. А любые органи­ческие вещества (например, ткань, из которой были сделаны защитные перчатки экспериментаторов, или вазелиновая смазка пришлифованной аппаратуры) в атмосфере «опасного» неметалла вспыхивали и заго­рались.  Какой это неметалл?

Ответ. Это чрезвычайно агрессивный неметалл - фтор.

 

IV. Конкурс «Лаборатория».

   Недаром говорят, что теория проверяется практи­кой. Для проведения этого конкурса приглашаются по одному человеку от каждой команды к доске для вы­полнения практического задания.

1.  Соберите прибор для получения кислорода. По­лучите кислород и докажите его наличие. Какими ме­тодами собирают кислород?

Ответ. Проводят реакцию разложения перманганата калия:

2КМпО4 = К2Мп04 + МпО2 + О2

и проверяют тлеющей лучинкой: в кислороде она ярко вспыхивает.

 

2.  Соберите прибор для получения водорода. По­лучите водород и докажите его наличие. Какими мето­дами собирают водород?

 

   Аппарат Киппа (или аппарат Кирюшкина) – (лаборатор­ный прибор для получения газов действием жидкости на твердое вещество при ком­натной температуре)

Ответ. Проводят реакцию взаимодействия цин­ка с соляной кислотой в аппарате Кипа:

Zn + 2HC1 = ZnC12 + Н2.

Полученный газ проверяют так - к отверстию пробирки подносят горящую спичку,

раздается хлопок.

    Ответы учащихся проверяют, используя интерак­тивную доску.

 

V. Конкурс «Поэтический».

Учитель загадывает загадки, а команды по очереди отвечают.

 

• Тяжелый, жидкий и пахучий,

Подвижный, сильно ядовит.

Удушлив и весьма летучий

Сквозь поры пробки он летит.

В солях почти всегда бесцветен,

Есть в Сакском озере в Крыму,

Лечебным действием заметен

И всем известен потому.

(Бром.)

 

• Из меня состоит все живое,

Графит, антрацит и алмаз.

Я на улице, в школе и в поле,

Я в деревьях и в каждом из вас.

(Углерод)

 

• Я - газ легчайший и бесцветный,

Неядовитый и безвредный.

Рождаю воду, когда сгораю,

Аэростаты наполняю,

А с кислородом образую

Я смесь горящую, взрывную.

(Водород)

 

• Гулять в грозу - какой резон?

Подышим воздухом, дружище.

В природе словно стало чище,

Повсюду в воздухе ...

(Озон.)

 

• Я - коварный поджигатель,

Вы огня хотите - нате!

Я - всесильный окислитель,

Если только дров дадите.

(Кислород)

 

• Вы со мной уже встречались –

Я - космический скиталец,

Элементов прародитель

И отважный предводитель.

Я - любитель кислорода,

Вместе с ним даю я воду.

(Водород)

 

• Я светоносный элемент.

Я спичку вам зажгу в момент.

Сожгут меня, и под водой

Оксид мой станет кислотой.

(Фосфор)

 

• Предупреждаю вас заранее:

Я не пригоден для дыхания!

Но все как будто бы не слышат

И постоянно мною дышат.

(Азот)

 

• У меня дурная слава:

 Я - известная отрава.

Даже имя говорит,

Что я страшно ядовит.

(Мышьяк.)

 

• Рассеян по земле повсюду,

Немного есть в морской воде,

Рассказывать того не буду,

Как обнаружен он везде.

Летучий, темный, кристалличен,

Он мало растворим в воде.

Раствор спиртовый столь обычен,

В аптеках встретится везде.

(Йод.)

 

VI. Конкурс «Расчетный».

 

Задача 1. Послушайте отрывок из романа «Зате­рянный мир» Артура Конан Дойла.

«Сейчас посмотрите, - сказал Челленджер. - По­следние дни я напрягал все силы своего ума, чтобы разрешить задачу, как нам выбраться отсюда. Мы же убедились, что спуск по отвесным скалам невозможен, а туннеля больше не существует. Перебросить мост на утес нам, безусловно, не удастся. Что же тогда делать? Я как-то говорил нашему юному другу, что эти гейзе­ры выделяют водород в свободном состоянии. Отсюда логически вытекла мысль о воздушном шаре».

   Рассчитайте, какая масса цинка потребовалась бы, чтобы наполнить шар объемом 1 кубический метр, которым воспользовались бы участники неудавшейся экспедиции.

 

Ответ.                           

Zn + 2HC1 = ZnCl2 + Н2↑,

v(H2) = 1000 (л) / 22,4 (л/моль) = 44,64 моль,

v(Zn) = v(H2) = 44,64 моль,

w(Zn) = 44,64 (моль) • 65 (г/моль) = 2901,6 г, или 2 кг 902 г.

 

Задача 2. Послушайте отрывок из фантастиче­ского произведения А.Р.Беляева «Голова профессора Доуэля».

  «Первый раз в жизни Артур Доуэль почувствовал, что не в состоянии овладеть чужой волей. Связанный, беспомощный, лежащий на полу человек издевался над ним. За дверью раздалось какое-то шипение. Доу­эль продолжал петь все громче, но вдруг поперхнулся. Что-то раздражало его горло. Доуэль потянул носом и почувствовал запах. В горле и носоглотке неприятно щекотало, вскоре к этому присоединилась режущая боль в глазах. Запах усиливался. Доуэль похолодел. Он понял, что Равино отравил его хлором.      Настал его смертный час. Затем свет погас, и Доуэль словно про­валился... Очнулся он от свежего ветра, который тре­пал его волосы».

   Рассчитайте, какой объем хлора потребуется для получения 1 кг поваренной соли.

Ответ.

2Na + С12 = 2NaCl,

v(NaCl) = 1000 (г) / 58,5 (г/моль) = 17,1 моль,

v(Cl2) = 1/2 • v(NaCl) = 8,55 моль,

V (C12) = 8,55 (моль) • 22,4 (л/моль) = 191,52 л.

Ответы и решение задач осуществляются с помо­щью интерактивной доски.

 

VII. Конкурс «Творческий».

   Учитель читает стихотворение, которое отражает генетический ряд неметаллов. Вам необходимо это стихотворение перевести на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена следует составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

Задание 1.

Пусть эти превращения

Дадут вам уравнения.

Красный фосфор я сжигаю,

К дымку воду приливаю.

Проверяю лакмусом,

Станет сразу красным он!

Добавим натрия гидроксид —

Цвет фиолетовый в колбе возник.

Потом получаю фосфат серебра,

Цветом - лимонная кожура.

Растворяю осадок желтый

Добавлением кислоты азотной.

И на доске превращения эти

Вы запишите, умные дети!

 

Ответ. Генетический ряд фосфора выглядит следующим образом:

Р  →  Р2О5  →  Н3РО4  → Na3PO4  →  Ag3PO4  → Н3РО4.

1) 4Р+5О2 = 2Р2О5

2) Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

3) 3NaOH + Н3РО4 = Na3PO4+ 3H2O

3Na+ + 3ОН- + + + РО43-   =  3Na+   + РО43-  + 3H2O

ОН- +Н+=Н2О

4) Na3PO4 + 3 AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

3Na+  + РО43-  +3 Ag+ + 3NO3-  = Ag3PO4↓ + 3Na+ + 3NO3-

3 Ag+  + РО43-   = Ag3PO4

5) Ag3PO4+ 3HNO3 = H3PO4+ 3AgNO3.

 

Задание 2.

Бросим мы в костер бревно

И получим вещество.

В кислороде он горит —

Получается оксид.

А затем оксид другой,

Догадайтесь вот, какой?

Есть он в воздухе и в нас.

В лимонаде тот же газ.

Ну, а если мы прибавим

Гидроксида натрия,

То получим очень скоро

Соль такую знатную.

Станет пышным с ней пирог,

И подумать кто бы мог!

Разлагаем эту соль

Мы при нагревании.

В результате получаем

Соль с другим названием.

Сыпем кальция хлорид,

Видим изменения,

Белый порошок возник –

Признак без сомнения.

Растворяем в кислоте,

Видим пузырьки на дне,

Газ какой-то или что же,

Кто ответит верно мне?

Смело пишем на доске

Чудо превращения.

Классы нам веществ нужны –

Все без исключения.

 

Ответ. Генетический ряд углерода выглядит следующим образом:

С → СО → СО2NaHCO3Na2CO3

 

1)2С+О2=2СО

2) 2СО + О2 = 2СО2

3) СО2 + NaOH = NaHCO3

4) 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

5) Na2CO3 + CaCl2 = CaCО3 + 2NaCl 

2Na+  +  CO32- + Ca2+ + 2C1-  = CaCO3 + 2Na+  + 2C1-

CO32-  +Са2+ = СаСО3

6) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Маршрутный лист «Неметаллы»

 

 

5.     Положение неметаллов в ПС.

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

6.      Строение атомов неметаллов.

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

   Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

   Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары.

 

3. Кристаллическое строение неметаллов - простых веществ. Аллотропия.

 

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

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

               * жидкость – Br2;

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

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

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

 

 

                              Причины  аллотропии:

 

 


Образование молекул с разным                    Образование различных

числом атомов (кислород, озон)                   кристаллических форм (алмаз, графит)

 

4. Физические свойства неметаллов.

 

                                         Неметаллы

 

 

 

 

 

 


5. Химические свойства неметаллов.

 Неметаллы в химических реакциях  могут быть восстановителями и окислителями.

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах  ….. ….. ПС

Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от … до… электронов.

3) Неметаллические свойства элементов ………….. в периодах и ………….. в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.

4) Высшие кислородные соединения неметаллов имеют ………….. характер.

5) Атомы элементов-неметаллов способны как ………… электроны, проявляя окислительные функции, так и ………….. их, проявляя восстановительные функции.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тест по теме «Неметаллы»

 

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте:

     Атомы ………………. в отличие от атомов………………….. легко принимают  наружные электроны, являются ……………………

2) Вставьте слова, пропущенные в тексте:

     Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ………………………

      В группах неметаллические свойства элементов …………………….

 

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

    

 

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

 

6) Соотнесите, какую высшую степень окисления имеют  следующие элементы?

             Азот                         +6

             Хлор                        +5

             Сера                         +4

             Кремний                  +7

 

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

      H2+S=H2S

      S —

   

 2SO2 + O2 → 2SO3

     S

 

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

 а) 4       б) 5            в) 6         г) 7

 

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы

     а) серы

     б) фосфора

     в)  кремния

     г) хлора

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

      а) 2, 1

      б)  2, 8, 2

      в)  2, 8, 7

 

Характеристика азота:

 

Показатель

Значение

2 – радиус атома –

 

2 – радиус иона –

 

6 – содержание в земной коре

 

9 – температура плавления –

 

9 – температура кипения - 

 

13 – количество изотопов -

 

 

 

 

Характеристика углерода:

 

Показатель

Значение

2 – радиус атома –

 

2 – радиус иона –

 

6 – содержание в земной коре

 

9 – температура плавления –

 

9 – температура кипения - 

 

13 – количество изотопов -

 

 

 

 

Характеристика серы:

 

Показатель

Значение

2 – радиус атома –

 

2 – радиус иона –

 

6 – содержание в земной коре

 

9 – температура плавления –

 

9 – температура кипения -  

 

13 – количество изотопов -

 

 

 

Маршрутный лист «Неметаллы»

 

 

7.     Положение неметаллов в ПС.

- Где в ПС расположены неметаллы?

 B           

              неМе

          

                        At

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

 

8.      Строение атомов неметаллов.

 

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

B

1s22s22p1

 

2p1

C

1s22s22p2

 

  2p2               

N

1s22s22p3

 

     2p3

O

1s22s22p4

 

2p4

F

1s22s22p5

 

2p5

 

Ne

1s22s22p6

 

2p6

2s2

 

 

2s2

 

2s2

2s2

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

2s2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

 

 

   Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов характерны:

* меньший атомный радиус;

* четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне.

   Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары.

 

3. Кристаллическое строение неметаллов - простых веществ. Аллотропия.

 

   Неметаллы имеют 2 типа кристаллических решёток:

- молекулярные (H2, O2, O3, N2, Cl2),

- атомные (алмаз, графит, кремний).

 

 Если металлы – простые вещества образованы  за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. 

 

 Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии -  способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ, а эти простые вещества называются  аллотропными видоизменениями или модификациями.

 

 

 

                              Причины  аллотропии:

 

 


Образование молекул с разным                    Образование различных

числом атомов (кислород  O2, озон O3)        кристаллических форм (алмаз, графит),                                                           

                                                                            разное строение кристаллических решёток

                                                                            Р4 – белый фосфор – молекулярная К.Р.,

                                                                            Р – красный фосфор – атомная К.Р.

 

 

4. Физические свойства неметаллов.

                                         Неметаллы

 

 

 

 


    В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

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

               * жидкость – Br2;

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

 

  Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода.

  

Температуры плавления у графита – 3800, у азота - -210 градусов.

 

5. Химические свойства неметаллов.

- Кем являются неметаллы в химических реакциях?

 - Неметаллы в химических реакциях  могут быть и восстановителями,  и окислителями.

 

Выводы:

 

1) Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах IV-VII групп  ПС

Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.

2) На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 4  до 8  электронов.

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

4) Высшие кислородные соединения неметаллов имеют  кислотный  характер.

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

 

 

 

 

 

1 уровень (красные карточки) - творческое задание:

    Перевести стихотворение  на язык химии и записать уравнения соответствующих реакций (для реакций ионного обмена  составить полные и сокра­щенные ионные уравнения).

 

Бросим мы в костер бревно

И получим вещество.

В кислороде он горит —

Получается оксид.

А затем оксид другой,

Догадайтесь вот, какой?

Есть он в воздухе и в нас.

В лимонаде тот же газ.

Ну, а если мы прибавим

Гидроксида натрия,

То получим очень скоро

Соль такую знатную.

Станет пышным с ней пирог,

И подумать кто бы мог!

Разлагаем эту соль

Мы при нагревании.

В результате получаем

Соль с другим названием.

Сыпем кальция хлорид,

Видим изменения,

Белый порошок возник –

Признак без сомнения.

Растворяем в кислоте,

Видим пузырьки на дне,

Газ какой-то или что же,

Кто ответит верно мне?

Смело пишем на доске

Чудо превращения.

Классы нам веществ нужны –

Все без исключения.

 

Ответ. Генетический ряд углерода выглядит следующим образом:

С → СО → СО2NaHCO3Na2CO3

 

1)2С+О2=2СО

2) 2СО + О2 = 2СО2

3) СО2 + NaOH = NaHCO3

4) 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

5) Na2CO3 + CaCl2 = CaCО3 + 2NaCl 

2Na+  CO32- + Ca2+ + 2C1-  = CaCO3 + 2Na+  + 2C1-

CO32-  +Са2+ = СаСО3

6) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

 

2 уровень  (зелёные карточки): осуществите цепочку превращений и на основании электронных балансов сделайте вывод об окислительно- восстановительных возможностях вещества:

 «С»              С0    ←    С2+     →     С4+

 «S»              S2-   ←     S6+      →   S4+

 «N»              N2+      ←  N3-     →   N0

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

3 уровень  (жёлтые карточки): докажите наличие генетической связи между классами неорганических соединений, осуществив цепочку превращений:

«С»   C   →  CH4   →    CO2  →     CaCO3   →    Ca(HCO3)2

«S»   S   →     H2S   →     SO2    →     SO3      →       H2SO4

«N»  NH4Cl →    NH3  →     NO   →      NO2     →      НNO3

 

 

 

Выпишите  общие и специфические химические свойства веществ:

Вещества

Общие свойства

Отличительные свойства

Простые

вещества –

неметаллы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Оксиды –

1 группа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Кислоты –

2 группа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Соли –

3 группа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ demonstracionnaja_rabota_metally.doc

Контрольная работа по теме «Металлы»   9 «___» класс

 

«__»________2012г.________________________________________

                       ф.и.о. уч-ся

 

Демонстрационный вариант

Часть 1

 

1.   Заряд ядра атома калия

 

1)      +5      

2)     +15                 

3)      +19                

4)      +11    

 

2.   В ряду Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 свойства

гидроксидов изменяются от

 

1)     основных к кислотным

2)     кислотных к основным

3)     кислотных к амфотерным

4)     амфотерных к кислотным

 

3.   Химическая связь в оксиде калия

 

1)      ковалентная полярная

2)      ковалентная неполярная

3)      ионная

4)      металлическая

 

4.   Валентность железа в соединениях FeO и Fe2O3

 

1)     II и IV

2)      I и II

3)      II и III

4)      III и II

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5.   Выберите наиболее сильный восстановитель.

 

1)      Na                  

2)      Zn                  

3)      K        

4)      Cu

 

6.   Какое вещество в растворе полностью распадается на ионы?

 

1)      хлорид бария

2)      гидроксид алюминия

3)      сахароза

4)      вода

 

7.   Какое из указанных уравнений соответствует реакции ионного обмена?

 

1)      Mg + CuSO4 = MgSO4 + Cu

2)      CaO + CO2 = CaCO3

3)      AgNO3+ NaCl = AgCl + NaNO3

4)      Zn(OH)2 = ZnO + H2O

 

8.   Раствор гидроксида натрия реагирует с

 

1)      оксидом серы IV

2)      нитратом калия

3)      углеродом

4)      оксидом меди II

 

9.   Взаимодействие магния с соляной кислотой относится к реакциям

 

1)      разложения              

2)      обмена          

3)      замещения

4)   соединения

 

Часть 2

 

1.   В ряду Al → Mg → Na  

 

1)      увеличивается число электронов на внешнем электронном слое

2)      увеличивается радиус атома

3)      ослабевают металлические свойства

4)      уменьшается электроотрицательность

5)      увеличивается число электронных слоев

 

Ответ запишите в виде последовательности двух цифр в порядке их возрастания (например: 35).

 

2.   В реакцию с оксидом натрия вступают

 

1)      кислород

2)      оксид серы (VI)

3)      гидроксид калия

4)      серная кислота

5)      хлорид калия

 

Ответ запишите в виде последовательности двух  цифр в порядке их возрастания (например: 35).

 

3.   К окислительно-восстановительным реакциям относятся между

 

1)      Na2SO4 и Ba(NO3)2

2)      K2O и SiO2

3)      Fe и CuSO4

4)      HNO3 и Zn

5)      NaOH и H3PO4

 

Ответ запишите в виде последовательности двух цифр в порядке их возрастания (например: 35).

 

 

Часть 3

 

1.   Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

 

Al2(SO4)3 Al(OH)3   Al2O3 AlCl3

 

2.   Какая масса осадка образуется, при взаимодействии избытка раствора нитрата бария с 196 г раствора серной кислоты с массовой долей растворенного вещества 5%?

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ I вариант8 класс.doc

Итоговая контрольная работа по химии МБОУ СОШ с.Беркат-Юрт                                     за 1 четверть 2013-2014 учебный год

                                                             I вариант                            

                                                                  9 класс

 

 

 

________________________________________________________________________

 

1. Распределите по классам следующие соединения: CO2, Al2(SO4)3, KOH, CuO, H2SO4, NaNO3, Ca(OH)2, MgO, HCl, H2CO3, K3PO4, N2O3, HNO3, Al(OH)3, CaCO3, Mg(OH)2.

2. Приведите формулы солей: карбоната кальция, хлорида натрия, нитрата калия, фосфата алюминия, сульфата магния.

3. Составьте химические уравнения следующих химических реакций:

а) P+ O2P2O5

б) CuOHCu2O+H2O

 

4. Определите тип химических реакций, под формулами напишите названия веществ, участвующих в реакции

1) Li + O2→LiO2

2) AgOH→Ag2O + H2O

3) Al + HCl→AlCl3 + H2

4) Na + N2→Na3N

5) Al(OH)3 + H3PO4→AlPO4 + H2O

 

5. Какая масса гидрооксида натрия может вступить в реакцию с 250 г. 20% раствора сульфата железа.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Итоговая контрольная работа по химии МБОУ СОШ с.Беркат-Юрт                                     за 1 четверть 2013-2014 учебный год

 

                                                               II вариант                              

                                                                      9 класс

 

 

 

__________________________________________________________________________________________________________

 

1. Распределите по классам следующие соединения: CO2, Al2(SO4)3, KOH, CuO, H2SO4, NaNO3, Ca(OH)2, MgO, HCl, H2CO3, K3PO4, N2O3, HNO3, Al(OH)3, CaCO3, Mg(OH)2.

2. Приведите формулы солей: карбоната кальция, хлорида натрия, нитрата калия, фосфата алюминия, сульфата магния.

3. Составьте химические уравнения следующих химических реакций:

a) Al + Cl2→AlCl3

б) H2O→H2+O2

 

4. Определите тип химических реакций, под формулами напишите названия веществ, участвующих в реакции

1) Al + O2→Al2O3

2) Fe2O3 + H2 →Fe + H2O

3) H3PO4→H2O+P2O5

4) Cu(NO3)2+Na3PO4→Cu3(PO4)2 + NaNO3

5)K+O2K2O

 

5. Определите количество вещества, которое может быть получено при взаимодействии алюминия  на 150 г. 18% раствора нитрата железа.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ sbornik_laboratornyh_rabot_po_himii_8_-_9kl..doc

Лабораторная работа № 1

«Изучение свойств металлов I группы главной подгруппы и их соединений»

 

1.   В кристаллизатор, либо в колбу наливают немного воды. Кусочек металла достают пинцетом и промачивают фильтровальной бумагой от остатков масла. Просушенный кусочек металла опускают в воду и наблюдают за происходящим.

2.   Индикатором определяют реакцию раствора образовавшегося после реакции металла с водой.

3.   В полученный раствор, по каплям добавить кислоты, определить изменение цвета индикатора.

4.   Слегка намочить стеклянную палочку, или железную проволоку, в дистиллированной воде и обмокнув в соль поместить её в пламя горелки.

5.   Запишите ваши наблюдения.

6.   Зарисуйте опыты

7.   Записать уравнение реакции металла с водой.

8.   Записать уравнение реакции полученного раствора с кислотой

9.   Сделать выводы из проделанных опытов

 

 

Лабораторная работа № 2

«Щелочноземельные металлы. Металлы II группы главной подгруппы»

 

1. В пробирку налить немного холодной воды. Поместить туда кусочек магния. Затем в эту же пробирке капнуть несколько капель кислоты.

2. В другую пробирку налить так же воды и добавить кусочек магния. Пробирку подогреть.

3. В третью пробирку налить воды и опустить туда горошек кальция.

4. Индикатором проверить реакцию полученных растворов в трёх пробирках.

5. В пробирку положить оксид кальция, или карбонат кальция, капнуть на неё кислоту.

 

Оформление работы:

 

  1. Описать наблюдения в каждом из опытов
  2. Перечислить посуду и оборудование используемых при проведении опытов
  3. Перечислите реактивы (химические вещества)
  4. Запишите уравнения реакций
  5. Почему магний не вступает в реакцию с холодной водой?
  6. Какой металл активней?

 

 

Лабораторная работа № 3 «Алюминий»

 

Опыт № 1    Горение алюминия

 

Описание опыта. Поджигают сухое горючее на асбестовом листе. Взяв шпателем немного алюминиевой пудры, небольшими порциями ссыпают ее сверху в пламя горелки. Металл вспыхивает ярким пламенем, разбрасывая искры и выделяя белый дым (аэрозоль оксида алюминия). При сгорании алюминия выделяется большое количество теплоты:

 

  1. Перечислите используемые реактивы
  2. Перечислите используемое оборудование и посуду
  3. Записать уравнение реакции
  4. Зарисовать опыт

 

Опыт № 2     Взаимодействие пероксида натрия с алюминием

 

Описание опыта. На керамическую пластинку при помощи шпателя насыпают в равных объемах пероксид натрия и алюминиевую пудру и осторожно перемешивают их, делая горку высотой 1- 2 см с углублением на вершине. В углубление вносят 2- 3 капли воды и сразу же убирают руки подальше. Через 5- 10 секунд смесь воспламеняется и сгорает со вспышкой:

 

  1. Закончить и уравнять уравнения реакций:

 Al +  Na2O2 =

 

Al2O3 + Na2O =

  1. Перечислить используемые реактивы.
  2. Перечислить используемое оборудование и посуду

 

Опыт № 3   Амфотерность

 

Очистить несколько кусочков алюминия от оксидной плёнки наждачной бумагой. Поместить по одному очищенному кусочку алюминия в 2 пробирке и добавить в одну пробирку раствор гидроксида натрия, а в другую раствор кислоты. Реакции идут быстрее при нагревании.

 

  1. Записать наблюдения
  2. Записать уравнения реакций и назвать вещества
  3. Вывод

 

Опыт № 4  Амфотерность соединений алюминия

 

В раствор соли алюминия добавить (осторожно) раствор нашатырного спирта (NH4OH). Разделить полученный раствор на две пробирки. В первую добавить раствор гидроксида натрия, а во вторую раствор кислоты.

 

  1. Записать свои наблюдения
  2. Записать уравнения реакций и назвать вещества
  3. вывод.

 

Опыт № 5

В пробирку налить раствор хлорида меди. Затем добавьте алюминий. Реакция идёт медленно и требует время. Если взять нитрат серебра (ляпис) и в его раствор опустить алюминиевую фольгу, можно получить серебро.

 

  1. Записать наблюдения.
  2. Записать уравнения реакций
  3. какой тип реакции наблюдаете?

 

 

Лабораторная работа №4

«Изучение свойств углерода и кремния и их соединений»

 

Результаты опытов записать в виде таблицы:

№ опыта

Реактивы

Оборудование

Уравнение реакции

Наблюдения

Вывод

 

№ 1

В пробирку засыпать соль угольной кислоты и капнуть на неё несколько капель любой кислоты.

 

№ 2

В пробирку, где была произведена реакция опустим горящую лучинку.

 

№ 3

Пропустить полученный газ через раствор известкового молока (гидроксида кальция), или продуть собственный выдыхаемый воздух через этот раствор.

 

№ 4

К 4 - 5 каплям раствора силиката натрия добавить 6 - 7 капель 2 н. соляной кислоты.

 

№ 5

В три пробирки внести по 3 - 4 капли растворов хлорида бария, хлорида никеля(II) и сульфата меди(II). Добавить в каждую пробирку по 2 - 3 капли раствора силиката натрия.

 

№ 6

С помощью универсальной индикаторной бумаги установить среду раствора силиката натрия. Написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде.

Объяснить, почему среда раствора Na2SiO3 более щелочная, чем раствора Na2CO3.

 

Лабораторная работа №5 «Соединения азота»

 

Все данные оформляем в виде таблицы:

 

№ опыта

Реактивы

Оборудование

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

 

Аммиак бесцветен, но, тем не менее, он легко обнаруживается различными способами: 1) по запаху; 2) с помощью окрашивания влажной индикаторной бумаги; 3) с помощью газообразного хлороводорода, с которым аммиак соединяется, образуя кристаллический хлорид аммония в виде белого дыма

 

Опыт 1. Получение и обнаружение аммиака

В лабораториях для получения аммиака используют реакции между солями аммония (например, NH4Cl) и щелочами. Реагенты берутся в виде твердых веществ, либо в виде концентрированных растворов. В обоих случаях реакция протекает в две стадии: 1) образование гидроксида аммония; 2) его разложение с выделением NH3.

    Смесь кристаллических NH4Cl и NaOH (или KOH), помещенную в пробирку, осторожно нагреть на спиртовке. Выделение аммиака установить с помощью влажной индикаторной бумаги (универсальной или красно - лакмусовой) или с помощью стеклянной палочки, смоченной концентрированной соляной кислотой.

 

Опыт 2. Восстановительные свойства раствора аммиака

Аммиак обладает восстановительными свойствами. В газообразном состоянии при нагревании он восстанавливает металлы из оксидов, а в растворенном, в кислой среде, обесцвечивает раствор перманганата и изменяет окраску дихромата калия, образуя соли марганца (II) и хрома (III); аммиак при этом окисляется с образованием молекулярного азота.

   В две пробирки поместить по 5 - 6 капель растворов перманганата калия и дихромата калия, подкислить их серной кислотой и прибавлять по каплям раствор аммиака до обесцвечивания первого и изменения окраски второго.

 

Опыт 3 получение нашатыря, обнаружение аммиака

Стакан смачивают изнутри концентрированной хлороводородной кислотой и накрывают им ватку, пропитанную нашатырным спиртом (концентрированным водным раствором аммиака), которая помещена на блюдце. Дым появляется у стенок стакана, и вскоре все его внутреннее пространство оказывается задымленным

Опыт 4 «Кислородные соединения азота».

Как известно, при нагревании азотнокислых солей щелочных металлов выделяется кислород. На этом свойстве селитры основан следующий опыт. Готовим 20–30 мл. С помощью деревянной палочки делаем насыщенным раствором нитрата натрия или калия какую-либо надпись на листе плотной бумаги. В надписи не должно быть пересекающихся линий. Сделанный селитрой рисунок тщательно высушиваем. Надписью укрепляем в вертикальном положении и к началу надписи прикасаемся тлеющим концом тонкой лучины. По бумаге пробегает слабый огонек, и надпись проявляется.
Необходимо обратить внимание на технику безопасности и противопожарную безопасность при работе с нитратами щелочных металлов. 

Опыт 5 «Гидрат аммиака»

1.   гидрат аммиака (разб,5к) + Инд универсальный = рН.

2.   катион магния (2к) + гидрат аммиака (разб, 4к) = осадок.

3.   катион алюминия (2к) + гидрат аммиака (разб, 4к) = осадок.

катион железа(III) (2к) + гидрат аммиака (разб, 4к) = осадок (метагидроксид железа).

 

Лабораторная работа «Кислород, сера и их соединения»

 

  1. Получение кислорода

А) разложение кислородсодержащих  солей.

Б) разложение пероксидов

2. Свойства кислорода

А) способ собирания кислорода

Б) горение в кислороде

 

3.Получение озона

А) реакция на йодкрахмальный раствор (йодный индикатор)

Б) горение в озоне

 

4.   Окислительно-восстановительные свойства серы

А) нагревание с металлом (Рb)

Б) нагревание с концентрированной азотной кислотой

 

5.   Получение сероводорода и его свойства

А) Нагревание серы с парафином

Б) Пропустить сероводород через подкисленные раствора перманганата и дихромата

В) определить кислотность

 

6.   Свойства серной кислоты

А) определение кислотности и качественной реакции (соли свинца и бария)

 

Оформить работу в виде таблицы

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Sera_kislorod.doc

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:

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.

 

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 à 2Hg + + O2­

2KNO3 à 2KNO2 + O2­

 

 СПОСОБЫ СОБИРАНИЯ:

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 à 4Fe(OH)3

2HNO2 + O2 à 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 à 3N2O5

                                         3PbS + 4O3 à 3PbSO4

 3. Качественная реакция на озон – реакция с иодидом калия – появляется желто-коричневая окраска йода:     

2KI + O3 + H2O ® 2KOH + I2 + O2 

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 à Fe(OH)3

2KI + H2O2 + H2SO4 à I2 + K2SO4 + 2H2O

PbS + 4H2O2 à PbSO4 + 4H2O (сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr+3Cl3 + 3H2O2 + 10KOH à 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

 

 

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 = 445°С

 

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ:

1)     ромбическая (a - сера) - S8

Наиболее устойчивая модификация.

 2)  моноклинная (b - сера) - темно-желтые иглы

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)  пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

 

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 à 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

СЕРОВОДОРОД

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 à 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)

 

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 à 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)

 

          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 à 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"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

 

Производство серной кислоты.

 

 

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 (450°С – 500°С; 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 + H2SO4 ® СаSO4 + CO2 + H2O

CaHPO4 + H2SO4 à Ca(H2PO4)2 + CaSO4

BaOHCl + H2SO4 à BaSO4 + H2O + HCl

8) Вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI)

NaNO3 (тв.) + H2SO4 à 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.

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Serovodorod.ppt

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Неорганическая химияСероводород

    1 слайд

    Неорганическая химия
    Сероводород

  • 

С Е Р О В О Д О Р ОД

    2 слайд




    С Е Р О В О Д О Р ОД

  • Сероводоро́д, сернистый водород (H2S) — бесцветный газ с резким запахом.Химич...

    3 слайд

    Сероводоро́д, сернистый водород (H2S) — бесцветный газ с резким запахом.
    Химическая формулаH2S
    Отн. молек. масса34.082 а. е. м.
    Молярная масса34.082 г/моль
    Температура плавления-82.30 °C
    Температура кипения-60.28 °C
    Плотность вещества1.363 г/л г/см3
    Растворимость0.25 (40 °C) г/100 мл
    pKa6.89, 19±2
    Состояние (ст.усл)бесцветный газ
    номер CAS7782-79-8

  • Нахождение в природеВстречается в природе в составе нефти, природного газа, в...

    4 слайд

    Нахождение в природе
    Встречается в природе в составе нефти, природного газа, вулканического газа и в горячих источниках.

  • СвойстваТермически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на...

    5 слайд

    Свойства
    Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2), ядовитый газ тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц. Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S — газ. Насыщенный водный раствор H2S является сероводородной кислотой.

  • ПолучениеВ лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульф...

    6 слайд

    Получение
    В лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды:

    FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

    Или при добавлении к сульфиду алюминия воды:
    Al2S3 + H2O = 2Al(OH)3 + H2S

    (реакция отличается чистотой полученного сероводорода)

  • ПрименениеСероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение...

    7 слайд

    Применение
    Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.
    В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагент для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы
    В медицине — в составе сероводородных ванн
    Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов
    Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов
    В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья.

  • ТоксикологияОчень токсичен. При высокой концентрации однократное вдыхание мож...

    8 слайд

    Токсикология
    Очень токсичен. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При небольших концентрациях довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц», и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус [2]

    При большой концентрации не имеет запаха.

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ urok9kl.doc

Разработка   урока по химии в 9 классе на тему : «  Азотная кислота ,строение, свойства, применение»

 

Урок   построен  в форме игры- путешествия и так , чтобы, изучая новый материал,  учащиеся могли привлечь   ранее приобретенные  знания: строение атома азота,типы химической связи, электролитическая диссоциация, ОВ реакции, техника безопасности  при проведении  эксперимента.

 

Тип урока :  комбинированный урок.

Место урока  в системе обучения.  Урок проводится в 9 классе  после изучения азота , аммиака до изучения солей  азотной кислоты.

Цели. 1) Рассмотреть  оксиды азота, на их примере повторить  классификацию и свойства оксидов.Изучить  свойства азотной кислоты , отметить  ее особенности  взаимодействия  с металлами.Рассмотреть применение  азотной кислоты.

           2)Способствовать   развитию у учащихся  интереса  к химической науке; развивать умения выделять главное, сравнивать   изучаемые факты, логично излагать мысли и делать выводы.

            3) Воспитывать  умение  работать в атмосфере  поиска, творчества, прививать  чувство ответственности  за выполненную работу.

Методы и методические приемы. Рассказ с элементами беседы; словесные; наглядные;  эксперимент.

Оборудование и реактивы. На каждом столе перед учащимися схема взаимодействия азотной кислоты с металлами , тесты для закрепления изученного материала,  растворы азотной кислоты(конц. и разб.), медь, стеклянная и фарфоровая посуда.

 План урока.

- Остановка №1 «Оксиды азота»( повторение)

- Остановка №2 «Состав и строение молекулы азотной кислоты»

-Остановка №3 « Физические свойства азотной кислоты и химические свойства азотной кислоты»

-Остановка №4 « Получение азотной кислоты и ее применение»

- Оставновка №5 « Закрепление материала( тест по вариантам)»

 

 Ход урока.

Учитель  сообщает тему урока(на доске), цели урока , а также о том, что сегодня урок необычный , а в виде путешествия ( на каком транспорте учащиеся выбирают сами), в результате которого мы познакомимся и изучим  азотную кислоту.Итак  поехали.

 На  остановке№1 задание: Вспомнить и написать  формулы оксидов азота.Какие  оксиды называются солеобразующими, какие – несолеобразующие?

Один из учеников записывает на доске, остальные самостоятельно  в тетрадях  - формулы пяти оксидов азота , называют их , устанавливают  соответствие между оксидами и кислотами.

Остановка №2. Задание: записать  на доске  молекулярную формулу  азотной кислоты, вычислить ее  молекулярную массу и отметить степени окисления элементов. Составить  структурную формулу ее.

                     O             Тип химической связи- ковалентная полярная.

 Н – О—N

                      O          

Остановка №3.Учитель демонстрирует флаконы  с разбавленной  и конц. кислотой. Опишите  физические  свойства , которые вы наблюдаете.

 Ученики описывают азотную кислоту как  жидкость  тяжелее воды, желтоватого цвета, с резким  запахом . Раствор  азотной кислоты без цвета и запаха. Учитель добавляет , что температура кипения кислоты  + 83 С, при хранении  она желтеет, т.к под действием света или при нагревании частично  разлагается . Записать уравнения реакции разложения кислоты :

     4HNO3=2H2O +4NO2 + O2

 Задание. Вспомнить и перечислить   с какими веществами  реагирует  азотная кислота? При взаимодействии металлов   с азотной кислотой  выделения водорода не происходит.Учащиеся называют и записывают в тетрадях  уравнения  реакций   в свете ТЭД. Вспомнить и повторить  правила техники безопасности при работе с кислотами.

 Учитель   предлагает обратиться к специфическим свойствам  азотной кислоты и демонстрирует опыт : взаимодействие конц. азотной кислоты с медью. Записываем уравнение реакции, составляем электронный баланс:

  Cu + 4HNO3= Cu(NO3)2 + 2NO2+2H2O

 N+5+ 1e ---  N+4     2

 Cuo – 2e --  Cu +2    1

 

                              Не реагирует  с азотной кислотой(люб. конц.) платина и золото.

 Не реагируют  с конц.  кислотой :                   Разбавлен. Азотная кислота с малоактивными

  Алюминий, хром, железо.                               Ме  с выделением NO, с активными МЕ с выде

С   металлами остальными с выделением     лением N2O.

  NO2.

 

                Очень разбавленная азотная кислота  с МЕ  с выделением N2, NH3, NH4NO3/

 

Остановка №4 .Лабораторный  способ: действие концентрированной серной кислоты на нитраты     Na NO3  +  H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

 В промышленности   кислоту в основном получают аммиачным способом. В Росси  история  получения азотной кислоты связана с именем  химика- технолога И.И Андреева(1880- 1919).Он  в 1915г.  создал первую установку по производству кислоты из аммиака   и реализовал  разработанный способ  в заводском масштабе  в 1917г. Первый  завод  был построен в Донецке.

       Далее учитель рассказывает о том где используется кислота: для производства  азотных удобрений( аммиачной селитры), взрывчатых веществ,  красителей, нитратов, о которых речь пойдет на следующем уроке.

 

Остановка № 5 .Выполнить варианты тестовых  заданий.

Вариант1

  1. какой ряд чисел соответствует  распределению  по энергетическим уровням в атоме азота? А)2.8.1;  Б)2.8.2 ;  В) 2.4 ;  Г)2.5.
  2. Отрицательная степень окисления проявляется азотом в соединении:

А) N2O,  Б)   NO  , В)  NO2 ,Г) Na3N.

3. Взаимодействие  медной стружки с концентрированной азотной кислотой приводит к образованию :

    А)NO2 ,  Б)    NO ,   В)  N2,  Г)  NH3.

Вариант2

  1. Значение высшей валентности  азота равно: А) 1; Б)2; В) 5; Г) 4.
  2.  Концентрированная азотная кислота не реагирует с : А) углекислым газом; Б) соляной кислотой, В) углеродом, Г) гидроксидом бария.
  3. При взаимодействии  очень разбавленной кислоты  с магнием образуется: А) NO2,   Б)  NO ,  В) N2O ,  Г) NH4NO3.

 

Подведение итогов урока – выставление оценок.

Домашнее  задание : Прочитать  по учебнику « Химия-9»(Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.:Просвещение, 2008)параграф 19 , упр . 7 ; повторить конспект урока и схему взаимодействия кислоты с металлами.

     Урок разработала  учитель химии МОУ «СОШ п. Садовый» Филатова Н.В.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Ximijaion.doc

Тема  урока: «Ионные  уравнения  реакций».

 

                Тип  урока:   Комбинированный.

               

Цель  урока:  Сформировать  новые  знания  о  процессах, происходящих  в  растворах  электролитов.  Выявить  условия, при которых  реакции  ионного  обмена идут  необратимо.

 

Задачи  урока:

          образовательные:  Проверить  глубину  и  прочность  усвоения  учащимися  основных  вопросов  и  понятий  изученной  темы: «Диссоциация  кислот, солей  и  оснований». Выявление  типичных  ошибок  и  их  устранение.  Формирование  новых  знаний  о  процессах, происходящих  в  растворах  электролитов.  Закрепление  новых  знаний  фронтально  и  при  выполнении  самостоятельной  работы.  Обеспечить  контроль  усвоения.

          развивающие:  Формировать  умения  выделять  главное, существенное, логически  излагать  материал.  Обеспечить  эмоциональное  восприятие  происходящего, создавая  ситуации  вызывающие  интерес.

          воспитательные:  Проконтролировать  усвоение  учащимися  основных  мировозренчиских  идей  о  материальности  мира, его  развитии, о  причинно – следственных  связях  явлений.  Развивать  самостоятельность, волю, умение  преодолевать трудности  в  учении.

 

                                      Ход  урока.

 

                                 Организационный  момент.

 

     Проверка  и  учёт  знаний.

 

·        Химический  тренажёр. (Разминка)

Повторение  основных  понятий  темы.

·        Работа  по  карточкам.

                                

   Карточка  №  1

 

1)  Дайте  определение  кислот  в  свете  теории  электролитической  диссоциации.

2)  Запишите  уравнения  электролитической  диссоциации  следующих  веществ:

а)  H2SO→             ;  б)  HNO→               ;  в)  H3PO→               . 

 

                                  

  Карточка  №  2

1)  Дайте  определение  оснований в свете  теории  электролитической  диссоциации.

2)  Запишите  уравнения  электролитической  диссоциации  следующих  веществ:

а)  NaOH  →             ;  б)  КОН  →                ;  в)  Са(ОН)→           .

 

                                    

 Карточка  №  3

1)  Дайте  определение  солей  в  свете  теории  электролитической  диссоциации.

2)  Запишите  уравнения электролитической  диссоциации  следующих  веществ:

А)  Na2SiO3  →         ;  б)  Al(NO3)3  →          ;  в)  K3PO4  →              .

 

·        Составьте  4  уравнения  электролитической  диссоциации  веществ, образующих  в  качестве  анионов  только  сульфат – ионы  (SO42−)

1)                                                     3)

 

2)                                                     4)

·        Подберите  для  катионов  (слева)  подходящую  пару  для  анионов  (справа).

      3K+                 SO42−                     Составьте  из  этих  пар

          2Na+              3Cl−                         химические  формулы  веществ

      Al3+          2OH                      электролитов.

      Ca2+               PO43−                            ∑  +    и    −    величин  равны.

 

 

 

                       Формирование  новых  знаний.

 

Многие  видные  учёные  того  времени  не  поняли  и  не  признавали   теории  Сванте  Аррениуса  о  возможности  диссоциации  многих  веществ.  Так, например,  академик  Клеве  при  защите  диссертации  С.  Аррениуса  воскликнул: «Это  чистая  фантазия!  Возможно  ли, чтобы  калий  самостоятельно  существовал  в  растворе?  Ведь  любой  ученик  знает, что  калий бурно  реагирует  с  водой…».

…Однако  идеи  Аррениуса  победили, и  в  1903  году  ему  была  присуждена  Нобелевская  премия.

Опровергните  восклицание  Клёве.  Может  ли  калий самостоятельно существовать  в  растворе?  И  почему?     

 

         К            ) ) ) )        К             ) ) ) ) 

         e = 19          2    8   8    1                     e−  =  18           2    8    8     0        

 

                          Сравните  по  строению  и  свойствам  

         1) Al0      →   Al3+                                               2) O0   →   O2−

        

         Вам  известно, что  в водных  растворах  все  электролиты  в  той  или  иной  степени  распадаются  на  ионы.  А  разноимённо-заряженные  частицы  обладают  притягиваться  друг  к  другу, и  как  следствие  возможно  взаимодействие  между  ними.  Вот  сегодня  нам  и  предстоит  выяснить:

§  Что  может  происходить  в  растворе  между  ионами?

§  Какие  взаимодействия  между  ними  возможны?

Опыт  1

Если  взять  безводный  CuSOи  кристаллический  КОН  и смешать  их, то  никаких  изменений  не  наблюдается.  Если  слить  растворы этих  веществ, то  реакция  протекает  быстро, и  выпадает  осадок.  Ионы  в  твёрдых  веществах  находятся  в  узлах  кристаллической  решётки  и  не  могут  перемещаться  свободно, чтобы  обменяться  ионами, в  растворе  это становится  возможным.

         Большинство  химических  реакций  протекает  в  растворах.  Растворы  электролитов  содержат  ионы, поэтому  реакции  в  растворах  электролитов  сводятся  к  реакциям  между  ионами.

         Запись  в тетрадь.

         Реакции между  ионами  называются  ионными  реакциями.

         Уравнения  таких  реакций – ионными  уравнениями.

                                               Опыт  2

                                                                                   CO2

                   Na2CO+  2KCl  →  2NaCl  +  H2CO3 

                                                                                   H2

                                 Молекулярное  уравнение.

 

2Na+  CO32−  +  2H+  2Cl  →  2Na+  +   2Cl  +  CO2↑ +  H2O

                                  Полное  ионное  уравнение.

                              CO32−   +  2H+  →  CO2↑  +  H2O                                       

                            Сокращённое  ионное  уравнение.

Овал: газ↑                 

                                                                   

 

 

                                               Опыт  2

  

                     KOH + фенолфталеин  +HCl  →  KCl  +  H2O

                                 Молекулярное  уравнение.

                      KOH  +  HCl →  KCl  +  H2O  

                                 Полное  ионное  уравнение.

                                           HOH−  →  H2O

                              Сокращённое  ионное  уравнение.

Овал:   М
 Н2О
 

 

 

 

 

                                               Опыт  3

 

                          Na2SOBaCl→  2NaCl  +  BaSO4

                                 Молекулярное  уравнение.

         2Na+  +  SO42−  +  Ba2+  +  2Cl  →  2Na+  +  2Cl  +  BaSO4

                               Полное ионное  уравнение.

                                 Ba2+  +  SO42−  →  BaSO4

                            Сокращённое  ионное  уравнение.

Овал:   Н
   ↓
 

 

 

 

 

                                               Опыт  4

 

                            Na2SO+  2KOH  →  2NaOH  +K2SO4

                                    Молекулярное  уравнение.

        2Na+  +  SO42−  +  2K+  +  2OH  →  2Na+  +  2OH  +  2K+  +  SO42− 

                                  Полное  ионное  уравнение.

    

        Данная  реакция  не  идёт  до конца, т.к.  процесс  обратимый.

 

 

 

                                  Правило  Бертолле.

Реакции  между  растворами  являются  необратимыми, если  протекают  с  образованием  газообразного  продукта, воды  или  нерастворённого  вещества.

Запись  в  тетрадь.

Реакции  ионного  обмена  в  растворах  электролитов  практически  необратимо  протекают  только  в  том  случае, если в результате  образуется  осадок, газ  или  малорастворимое  вещество.

 

          (мнемонический  приём)

         Если  выделится  газ – это раз,

         Иль  получится  вода – это  два,

         А  ещё  нерастворимый

         Осаждается  продукт.

         «Есть осадок», - говорим  мы

         Это  третий  важный  пункт.

 

         Правило  составления  ионных  уравнений  реакций.

 

Ø Сильные  электролиты  записывают  в  виде ионов.

 

Ø Формулы  слабых  электролитов  (в  том  числе и  воды), нерастворимых  и  газообразных  веществ  записываются  в  молекулярной  форме.

 

Ø Если  вещество  выпадает  в осадок, то рядом с его формулой  ставят  стрелку, направленную  вниз  (↓); а  если  в  ходе  реакции  выделяется  газообразное  вещество, то  рядом  с  его формулой  ставят  стрелку, направленную  вверх  (↑).

 

                 Закрепление.

 

·       «Меткий  стрелок».

Выпишите  ионы, которые  попадут  в  цель.

 

Овал:  Н↓ 

                    K+       Ba2+       Al3+                     

 


                    SO42−     Cl     OH−                    

 

 

1)  Ba2+  +  SO42−  →  BaSO4↓    2)  Al3+  +  3OH−  →  Al(OH)3

 

 

·        Запишите  молекулярные  и  ионные  уравнения  практически  осуществимых  реакций, воспользовавшись  правилом.

1)  NaOH  +  H3SO4  → …

2)  KNO3  +  Na2SO4  →  …

3)  K2SO+  2HNO→  …

4)  ZnCl+  Ba(OH)2  →  …

 

·        Тест  «Пятёрочка».

 

1.  Какие  из  перечисленных  ниже  веществ  могут  образоваться  в  ходе  реакции  ионного  обмена?

а)  Na3PO4;        б)  CaCO3;      в)  Fe(OH)3;      г)  H2O;      д)  KOH.  

 

2.  Газ  выделяется  в  результате  взаимодействия  ионов

а)  Ba2+  и  CO32− ;    б)  2Н+  и  СО32− ;    в)  Н+  и  ОН;                                      г)  СО32−  и  Са2+;     д)  2Н+  и  SiO32−.

 

3.  Могут  одновременно  находится  в  растворе  ионы

а)  Al3+  и  PO43−;    б)  Na+  и  NO3;      в)  K+   и  ОН;      

г)  Н+  и  Cl;          д)   Agи  Cl.

 

4.  Наибольшее  число  ионов  образуется  при  диссоциации  электролита

a)  K2SO4;    б)  LiOH;   вН3РО4г)  Al2(SO4)3д)  Na3PO4 .

 

5)  Не  могут  одновременно  находиться  в  растворе  ионы

а)  Ba2+  и  ОН ;  б)  Pl2+  и  Cl ;  в)  Hg2+  и  PO43−

г)  Mn2+  и  ОН ;  д)  Zn2+  и  NO3 .

                                           а          б       в        г        д

1

 

  

 

  • 

  •

  •

 

2

 

 

  •

 

 

 

3

 

 

  •

  •

  •

 

4

 

 

 

 

  •

 

5

 

 

  •

  •

  •

 

                                      

      Итог  урока.

               

Домашнее  задание.  § 37.  Упр.  № 1,2  стр. 155.

           

 Задание  для  любознательных  «Не  дай  себе  засохнуть» 

Изучить  этикетки  от бутылок  с  минеральной  водой.  На  них  записан  состав  воды  в  виде  ионов.  Составить  формулы  веществ  и  дать  им  название.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ ximiy_11.doc

Тема 1.Электролитическая диссоциация кислот, оснований  и солей.

 

Диссоциация - распад веществ с ионной и ковалентной полярной связью на ионы в растворе и в расплаве.

Ионы – частицы с ЗАРЯДОМ.

Катион -положительно заряженный  ион.

Анион - отрицательно заряженный ион.

 

Электролиты -вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.  Электрический ток -  движение заряженных частиц. В растворе это ИОНЫ.

 

Электролиты - это  вещества, диссоциирующие на ионы в растворе или расплаве.

 

Задание 1-1.Написать схему диссоциации веществ и нарисовать, к какому электроду будет двигаться каждая частица:

К3РО4

 

Са(NO3)2

 

 

 

+                               -              

 

 

 

+                           -                          

 

 

Задание1-2. Написать ступенчатую диссоциацию слабых кислот. Назвать получающиеся ионы, зная, что  атом Н называют, добавляя приставку “гидро-“:

Пример: СO32- - карбонат, НСО3 - - гидрокарбонат.

H2SO3

H3PO4

1 ст.

1 ст.

2ст.

2 ст

Ионы:

3ст

 

Ионы:

 

 

 

 

 

 Задание 1-3. Написать ступенчатую диссоциацию  двух любых слабых оснований ( малорастворимых в воде - см. табл. растворимости):

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Задание1-4. Выписать 5 солей, для которых нельзя написать схему диссоциации (нерастворимые):

 

 

 


Тема 2. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации.

Кислоты и их свойства:

Силь-ные

Слабые

 устойчи-вые

Слабые

неустой-чивые

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Кислота - вещество, при диссоциации которого образуются катионы ВОДОРОДА и анионы КИСЛОТНОГО  ОСТАТКА:

HNO3 Û H+ + NO3-

 

 

 

Основание - вещество, при диссоциации которого образуются  катионы МEТАЛЛА

и анионы гидроксила(ОН-):

KOH Û  K+  +   OH-

 

 

 

Соль  -   это вещество, при  диссоциации которого образуются катионы МEТАЛЛА и анионы КИСЛОТНОГО ОСТАТКА:

К2СО3Û+  + СО32-

 

Задание2-1. Составить  формулы 5 веществ, при диссоциации которых могут образоваться  только перечисленные ионы:

Катионы: K+, Al3+;

Анионы: OH-, NO3-, SO42-

 

 

 

 

 

 

Задание2-2. Какие два вещества растворили в воде, если в растворе обнаружены ионы:

а) катионы только К+ и анионы ОН- и СО32-

 

 

б) катионы К+  и Н+, анионы только РО4 3-

 

 

Задание 3. Какие ионы находятся в растворе и из какого вещества они получены, если:

А) Лакмус окрашивается в красный цвет, с раствором нитрата бария получается белый осадок:

 _____________________________________

Б) Раствор имеет голубую окраску, при действии раствора нитрата серебра образуется белый творожистый осадок:

________________________________________

 Тема. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

Реакции ионного обмена - это реакции кислот, оснований и солей в растворе между собой, в результате которых вещества меняются своими составными частями: KCl +AgNO3ÛAgCl¯+KNO3

Реакции ионного обмена -это реакции между ионами.

Они происходят только если:

·     выпадает осадок НEРАСТВОРИМОГО

вещества (соль, основание)

( ОБОЗНАЧАЮТ ¯)

·     образуется ГАЗ   ( ОБОЗНАЧАЮТ ­)

·     образуется ВОДА

Пример:

KCl + NaOH Û

     KOH + NaCl

CuCl2 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯+ 2NaCl

Все  4 вещества растворимы в воде. Ничего не будет происходить при сливании этих двух растворов -

реакция не идёт

При сливании раствора хлорида меди и гидроксида натрия выпадет осадок нерастворимого гидроксида

меди

 


Реакцию ионного обмена можно записать в ИОННОЙ форме, разделив на ионы те вещества, которые диссоциируют ( это все , кроме Cu(OH) 2 ); сократив все не изменившиеся ионы, получим сокращённую ионную форму:

CuCl2 + 2NaOH ®Cu(OH) 2¯+ 2NaCl

Полная молек. форма

Сu2++2Cl- +2Na+ +2OH-àCu(OH) 2¯+ 2Na+ +2Cl-

Полная ионная форма

Сu 2++2OH-®Cu(OH) 2¯

Сокращенная ионная форма

Образование осадка.

Упражнение1. Пользуясь таблицей растворимости, определить, дописать и уравнять те реакции, которые пойдут до конца ( среди продуктов реакции должен быть ОСАДОК):

а) ...KCl + ...NaNO3 à  ______________________                        

б) ...Na3PO4 + ...KNO3 à_____________________

в) ...K2SO4 + ...BaCl2 à______________________

г) ...Na3PO4 + ...CaCl2 à_____________________

д) ...K2SO4 + ...HCl à _______________________

 е) ...Cu(NO3)2 + ...H2S à_____________________

Упражнение 2. Написать уравнения реакций в трёх формах ( молекулярной, полной ионной и сокращённой ионной), уравняв их:

а)....K2S  +....AgNO3 à

 

 

б) .... AlCl3 + ....KOH à

 

 


Образование воды

Реакция между кислотой и основанием идёт до конца, т.к. образуется ВОДА  из Н+ и ОН-

Пример: HCl + NaOH à NaCl + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH-   à Na + + Cl-+ H2O

              H+ + OH- à H2O

   Задание 3. Написать в трёх формах и уравнять реакции (подчёркнутые молекулы не  разбивать на ионы):

а) ...NaOH + ... H3PO4 à

 

 

б) ... Ca(OH) 2 + ...H2SO4 à

 

 

в) ... Al(OH) 3 + ... HCl à

 

 

г) ... Cu(OH) 2+ ... HNO3 à

 

 

Образование газов

-газы выделяются, если образуются слабые  неустойчивые кислоты или гидроксид  аммония:

Н2S­ - газ

H2SO3®

H2O+SO2­

H2CO3®

H2O+CO2­

NH4OH®

NH3­ + H2O

 

 


Пример: Na2SO3+2HNO3à2NaNO3 +H2SO3           

                                                            ¯   î

                                                         H2O    SO2­

Задание4. Написать уравнения реакций:       

а) K2CO3 + HCl à

 

 

б) Na2SO3 + H2SO4à

 

 

 

Задание5.Написать уравнения реакций и указать причину, по которой реакции протекают до  конца. Написать реакции в трёх формах  (помните, что ОКСИДЫ, ОСАДКИ и СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ НЕ РАЗБИВАЮТ НА ИОНЫ):

а) Сa (NO3) 2 + Na2CO3 à

 

 

б) ZnS + HCl à

 

 

в) CaO + HNO3 à

 

 

г) H2S + CuCl2 à

 

 

 


Упражнение 6:Написать уравнения реакций, объяснить причину протекания этих реакций:

а/CaCl2 +Na2CO3®

 

 

б/K2S + HNO®

 

 

в/CuCl2 + NaOH®

 

 

г/Na2CO3 + HCl ®

 

 

д/K2S + CuSO®

 

 

е/CaSO3 + H3PO4 ®

 

 

 

Упражнение 7:  Написать по 2 полных уравнения реакций, соответствующих данному сокращенному уравнению:

а/ Ca+2  + CO3-2 ®     

б/ H+ + OH- ®  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Задания ЕГЭ.

Тесты.   1.Электролитическая диссоциация.

1-1.  Раствор хлороводорода проводит электрический ток по причине

1) полярности молекул хлороводорода       2) хорошей растворимости этого газа

3) наличия ковалентной связи в его молекуле     

 4) электролитической диссоциации

1-2.   Укажите вещество с наибольшей степенью диссоциации в растворе:  

1)НF     2) НСl     3)НNO2  4)NH3

1-3. Наиболее слабым электролитом является:  1) HF    2) HBr    3) HCl   4) HI

1-4. В   разбавленном   растворе   серной кислоты наиболее высока концентрация частиц       1) Н     2) SO42-      3) HSO4-           4) H2SO4

1-5. В растворе фосфата калия больше всего ионов 1)К+     2)РО43-     3)ОН-       4)Н+

1-6.В качестве катионов только ионы Н+ образуются при диссоциации

1)NaOH              2)NaH2PO4                3)H2SO4                   4)СH4

1-7.Диссоциация по трем ступеням возможна в растворе

  1) хлорида алюминия                       2) нитрата алюминия

 3) ортофосфата калия                       4) ортофосфорной кислоты

1-8.   При полной диссоциации одного моля вещества образу­ется 3 моля ионов. Формула этого вещества       1)НNO3     2)LiOН        3) Са(NO3)2          4) Fе(NO3)3

1-9. При диссоциации 1 моль К3РО4 образуются

1)   1 моль ионов калия и 1 моль фосфат-ионов

2)   3 моль ионов калия и 1 моль фосфат-ионов

3)   3 моль ионов калия и 4 моль фосфат-ионов

4)   3 моль ионов калия, 1 моль ионов фосфора и 4 моль ионов кислорода

1-10. При диссоциации 1 моль Аl2(SО4)3 образуются     

1)   1 моль ионов алюминия и 1 моль сульфат-ионов

2)   1 моль ионов алюминия и 3 моль сульфат-ионов 

3)   2 моль ионов алюминия и 3 моль сульфат-ионов

4)   2 моль ионов алюминия, 3 моль ионов серы и 12 моль ионов кислорода

1-11. При диссоциации 1 моль (NН4)2SО4 образуются 

1)   2 моль ионов аммония и 1 моль сульфат-ионов

2)   2 моль аммиака, 2 моль ионов водорода, 1 моль сульфат-ионов

3)   1 моль ионов аммония и 1 моль сульфат-ионов

4)  2 моль азота, 8 моль водорода, 1 моль серы, 4 моль кислорода.

Таблица ответов на тестовые задания:

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Реакции ионного обмена.

2-1.  Реакция бромида натрия с нитратом серебра в растворе протекает до конца, потому что

1) образующийся нитрат натрия растворяется в воде     

2) исходные вещества относятся к солям

3) исходные вещества - сильные электролиты                

4) бромид серебра не растворяется в воде

2-2.  Реакция хлороводорода с нитратом серебра в растворе протекает до конца, потому что

1) раствор хлороводорода является кислотой

2) нитрат серебра является солью

3) исходные вещества - сильные электролиты

4) хлорид серебра не растворяется в воде

2-3.Осадок образуется при взаимодействии растворов веществ:

1) Zn(NO3)2 и Na2SO4                        2) Ba(OH)2 и NaCl

3) KCl и AgNO3                                     4) MgCl2 и K2SO4

2-4.   В схеме реакции  … + 2NaOH = Na2SO3 + … , протекающей до конца в водном растворе, точками обозначены вещества:

1)К2SО3, КОН   2) ВаSО3, Ва(ОН)2     3) SО22О     4) SО3, Н2О2

2-5. В схеме реакции ZnS + ... = ZnSО4+..., протекающей до конца в водном растворе, обозначены вещества

1) К2SО4, К2S    3) А12(SО4)3, А12S3   2) Н2SО4, Н2S   4) ВаSО4, ВаS

2-6. Укажите пару веществ, которые могут одновременно находиться в водном растворе, не вступая в реакцию друг с другом.

1) MgCl2, Na2CO3              2) KH2PO4, KOH   

3) Ва(NO3)2, СН3СООН    4) СО2, Sr(ОН)2

2-7. Взаимодействию сульфата меди и сероводорода отвечает сокращенное ионное уравнение:

1) Cu2+ + Н2S = CuS + 2Н+               2) CuSO4 + 2Н+ = Cu2+ + Н2SO4

3) CuSO4 + S2– =  CuS + SO42–            4) Cu2+ + S2–  = CuS

2-8. Укажите пару веществ, которые могут одновременно на­ходиться в водном растворе, не вступая в реакцию друг с другом.

1) Са(ОН)2, Н2SО4         3) NаНСО3, Na2SО4    

2) FеС12, К2S                 4) HI, НNO3

2-9.При сливании растворов каких веществ происходит реакция, описываемая сокращенным ионным уравнением H+ + OH-  = H2O:

1)  Гидроксид бария и азотная кислота 

 2)  Гидроксид меди и серная кислота

3)  Гидроксид натрия и уксусная кислота       

4)  Гидрокарбонат натрия и гидроксид натрия

2-10. Сокращенное ионное уравнение     Ca2+ + CO32– ® CaCO3   соответствует взаимодействию

1)хлорида кальция и карбоната натрия        

2) сульфида кальция и углекислого газ

3)гидроксида кальция и углекислого газа     

4) фосфата кальция и карбоната калия

2-11. Сокращенное ионное уравнение  Fe2+ + 2OH = Fe(OH)2  соответствует взаимодействию веществ:

1) Fe(NO3)3  и  KOH             2) FeSO4  и  LiOH        

3) Na2и  Fe(NO3)2             4) Ba(OH)2  и  FeCl3

2-12. Сокращенное ионное уравнение ОН- + Н+ = Н2O соответствует молекулярному уравнению:

1) Сu(ОН)2 + 2НСl = СuСl2 + 2Н2О          2) Ва(ОН)2 + Н2SО4 = ВаSO4 + 2Н2О

3) Ва(ОН)2 + 2НСl = ВаСl2 + 2Н2О           4) 2КОН + Н2SiO3 = К2SiO3 + 2Н2О

2-13.С каким веществом реагирует нитрат меди согласно сокращенному уравнению реакции     Cu2+ + S2-  = CuS:

1)Сероводородом                        2)  Сульфатом натрия  

 3)  Гидросульфидом натрия     4)  Сульфидом натрия

2-14.Сокращенное ионное уравнение реакции Ba2+ + SO42-   = BaSO4 соответствует взаимодействиям таких веществ:

1)Гидроксида бария с оксидом серы (VI)  2) Хлорида бария с сульфатом натрия

3) Оксида бария с сульфатом калия        4) Карбоната бария с серной кислотой

2-15.  Левая часть краткого ионного уравнения реакций 2H+ + S2- =  соответствует взаимодействию в растворе:

1) сульфида железа (II) и серной кислоты          2) водорода и серы                                   

3) сульфида натрия и соляной кислоты            4) воды и оксида серы (IV)

           1) 4         2) 5         3) 6          4) 7

 

Таблица ответов на тестовые задания:Часть2.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Zanyatie_13.Azot_fosfor.doc

Тема 13.

Азот и его соединения.

Фосфор и его соединения.

 

V группа, главная подгруппа.

Общая электронная формула

ns2np3

Азот, фосфор, мышьяк

неметаллы

Сурьма и висмут

металлы

Электроотрицательности:

N - 3

P - 2,2

As - 2,1

Наиболее характерные степени окисления:

+5, +3, 0, -3.

 

Оксиды Э2O5  и Э2O3

Кислотные оксиды.

Водородное соединение:

ЭН3

Азот

Часть 1. Простое вещество.

 

:NN:

Связь – ковалентная неполярная. В молекуле имеются одна  сигма и две пи- связи.

 

Степени окисления:

–3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

 

Электронная формула: 1s22s22p3

  2s           2p

 

Физические свойства:

Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде.

Получение азота:

1) разложение нитрита аммония:

 NH4NO2 -t N2 + 2H2O

2) горение аммиака:

  4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

3) В промышленности азот получают из воздуха.

Нахождение в природе:

Азот является основной частью ВОЗДУХА (79% по объёму).

В земной коре встречается в основном в виде нитратов.

В живых организмах входит в состав аминокислот, белков и нуклеиновых кислот.

 

 

 

Химические свойства:

1) из-за тройной связи азот очень малоактивен. При обычных условиях с кислородом не реагирует.

Реагирует с кислородом только при высокой температуре, электрическая дуга, 20000С (в природе – во время грозы): 

N20 + O2 2N+2O - Q

2) Реагирует с металлами: литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании: 

N2 + 6Li = 2Li3N – нитрИД лития.

          N2 + 3Ca -t Ca3N2

3) С водородом – при высоком давлении и в присутствии катализатора:  

N2 + ЗН2 2NH3 (t,p,kat)

 

 

Часть2. Соединения азота(‑3)

 

1. Нитриды металлов:

твёрдые, легко гидролизующиеся вещества.

Получение:

N2 + 6Li = 2Li3N

Свойства: гидролизуются водой и кислотой.

Ca3N2 + 6H2O =3Са(OH)2 +2NH3

Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

 

2. Аммиак  NH3

Бесцветный газ с резким запахом, бесцветный, легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

В молекуле аммиака – ковалентные полярные связи, атом азота находится в состоянии sp3-гибридизации.

    

 

Способы собирания газов:

А) Вытеснением воздуха для газов легче воздуха;

Б) Вытеснением воды (для газов, малорастворимых в воде).

В) Вытеснением воздуха для газов тяжелее воздуха.

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и  хорошо растворим в воде.

 

 

Свойства аммиака:

1.Молекула аммиака – частица-основание. Принимая протон, она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе:

:NH3 + H2O NH4+  + OH-  (в растворе);

:NH3 + H+  = NH4+    (в растворе);

:NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр) (в газ. фазе).

2.Реагирует с кислотами, образуя СОЛИ АММОНИЯ:

NH3 + H2SO4 = NH4HSO4

                   – гидросульфат аммония

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

                   – сульфат аммония.

3. Реагирует с солями тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды: 

FeSO4 + NH3 + H2O = Fe(OH)2 + (NH4)2SO4

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы:

4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4

2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

4NH3•H2O+Ag2O =2[Ag(NH3)2]OH+3H2O

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду. Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то образуется NO:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O  

(горение аммиака),

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

  (каталитическое окисление).

6. Аммиак способен восстанавливать  не очень активные металлы из их оксидов:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

 

7. Аммиак в реакциях является восстановителем

2NH3 + 3Вr2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O

8. Жидкий аммиак способен реагировать с активными металлами.

2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2

 

Получение аммиака:

1. В промышленности:         

 N2 + 3Н2 (t, p, кат) 2NH3

 

2. В лаборатории:  

а) вытеснение щелочами из солей аммония 2NH4Cl+Са(OH)2 -tCaCl2+ 2NH3+2Н2O

б) гидролиз нитридов: Ca3N2 + 6H2O = ЗСа(OH)2 + 2NH3

 

ОСНОВЫ  ПРОМЫШЛЕННОГО ПРОИЗВОДСТВА АММИАКА.

Химизм процесса можно представить с помощью уравнения реакции:

N2 + 3H2 2NH3 + Q

Реакция является обратимой, экзотермической, идущей с уменьшением объёма.          

         Поскольку эта реакция экзотермическая, то понижение температуры будет смещать равновесие в сторону образования аммиака, но при этом снижается скорость химической реакции.

        Поэтому синтез проводят при температуре 500-5500С и в присутствии катализатора.       

        В соответствии с принципами смещения равновесия для противодействия влиянию повышенной температуры используют давление. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния.

    Отрицательно на скорость образования аммиака влияют вредные примеси: вода, сероводород, оксид углерода (II). Они отравляют катализатор, снижая его активность. Поэтому азото-водородную смесь тщательно очищают. Однако и при этих условиях только часть смеси превращается в аммиак. Для полного использования исходных веществ не прореагировавшую часть смеси вновь направляют в реактор.

Схема производства аммиака.

схема производства аммиака

 

Аппарат

Назначение аппарата, процессы, протекающие в нём.

1

трубопровод

Подаётся предварительно подготовленная смесь, состоящая из 3 объёмов водорода и 1 объёма азота.

2

турбо-
компрессор

Азотоводородная смесь сжимается до определённого давления, необходимого для данного процесса.

3

колонна синтеза

Колонна синтеза предназначена для проведения процесса синтеза аммиака. В контактном аппарате расположены полки с катализатором. Процесс синтеза является сильно экзотермическим, протекает с большим выделением тепла, часть которого расходуется на нагревание поступающей азотоводородной смеси. Смесь, выходящая из колонны синтеза, состоит из аммиака (20-30%) и не прорегировавших азота и водорода.

4

холодильник

Предназначен для охлаждения смеси Аммиак легко сжимаем и при высоком давлении превращается в жидкость. При выходе из холодильника образуется смесь, состоящая из жидкого аммиака и непрореагировавшей азотводородной смеси.

5

сепаратор

Предназначен для отделения жидкого аммиака от газообразной фазы. Аммиак собирается в сборник, расположенный в нижней части сепаратора.

6

циркуляционный насос

Предназначен для возвращения не прореагировавшей смеси в контактный аппарат. Благодаря циркуляции удаётся довести использование азотводородной смеси до 95%.

7

аммиако-
провод

Предназначен для транспортировки жидкого аммиака на склад.

 

 

3. СОЛИ АММОНИЯ

 

Получение:  

 

1)Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота à

NH3 + HNO3 à NH4NO3 (нитрат аммония)

2NH4OH + H2SO4 à (NH4)2SO4(сульфат аммония) + 2Н2O

NH3 + H2SO4 à NH4НSO4(гидросульфат аммония)

 

2) В обменных реакциях между солями:

NH4Cl + AgNO3 à AgCl + NH4NO3

 

3)Из кислой соли добавлением аммиака:

NH4НSO4+ NH3 à (NH4)2SO4

 

 

Химические свойства.

                                                   

1.      Сильные электролиты (диссоциация)

NH4Cl NH4+ + Cl-

2.      Разложение при нагревании.

a)     если кислота летучая

b)     если анион проявляет окислительные свойства

а)NH4Cl  NH3­ + HCl­

   NH4HCO3 =NH3­ + Н2O­ + CO2­

b) NH4NO3  = N2O­ + 2Н2

    NH4NO2  = N2­ + 2Н2

   (NH4)2Cr2O7 = N2­ + Cr2O3 + 4Н2

3. Реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями (если выделяется осадок, газ)

a) (NH4)2CO3 +2НCl =2NH4Cl + Н2O + CO2­

        CO32- + 2H+ = Н2O + CO2­

b) (NH4)2SO4+Ba(NO3)2= BaSO4 +2NH4NO3

        Ba2+ + SO42- = BaSO4

с) NH4NO3 + KOH à KNO3 + NH3 + H2O

             NH4+ + OH ¯ à NH3 + H2O

4.Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH4Cl + Н2O NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O NH4OH + H+

 

 

 

Часть 3. ОКСИДЫ АЗОТА

 

N2+1O

 

ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"

N+2O

 

ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА

 

N2+3O3

 

ОКСИД АЗОТА (III),
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N+4O2

 

ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ»

N2+5O5

 

ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

Бесцветный газ

Бесцветный газ

темно-синяя жидкость (при низких температурах).

бурый газ

крист. вещество, легко плавится (ок.40 °)

несолеобра-зующий

 

 

несолеобра-зующий

кислотный

кислотный* (даёт 2 кислоты)

кислотный

 

N2O Несолеобразующий оксид.

Получение:

NH4NO3 =N2O + 2Н2O

Химические свойства:

 1.  Разлагается при 700°C с выделением кислорода:   2N2O = 2N2+ O2

 2.  Окислитель, поддерживает горение, как кислород.

С водородом:  N2O + H2 = N2 + Н2O,

с углеродом:  N2O + C à N2 + CO

с фосфором: 5N2O + 2Р à 5N2 + Р2O5

 

NO  - Несолеобразующий

Получение:

1.  Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

      4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O

2. 3Cu + HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2 +2NO­+4H2O

3.  N2 + O2 =2NO (в природе, во время грозы, 2000 градусов)

Химические свойства:

 1.  Легко окисляется кислородом и галогенами

 2NO + O2 = 2NO2

2NO + Cl2 = 2NOCl

                (хлористый нитрозил)

2.Окислитель

 2NO + 2SO2 =2SO3 + N2

 

N2O3 - азотистый ангидрид – кислотный оксид.

Получение:

NO2 + NO N2O3

(при охлаждении)

Химические свойства: 

1)Выше t кип. разлагается на NO и NO2

2) N2O3 + 2NaOH =2NaNO2+ H2O

                                (нитрит натрия)

3) N2O3 + H2O =2НNO(азотистая кислота)

4) N2O3 + К2O =2КNO(нитрит калия)

 

NO2  -бурый газ, ядовит.

Химические свойства

1. Кислотный оксид, образует две кислоты сразу:

 

А) с водой:   2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

                        4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Б) со щелочами:  2NO2 +2NaOH =NaNO2+NaNO3 +H2O

 2. Окислитель:

NO2 + SO2 = SO3 + NO

2NO2 + 2С = 2СO2 + N2

5NO2 + 2Р = Р2O5 + 5NO

3.  Димеризация:

 2NO2(бурый газ) N2O4(бесцветная жидкость) – димер.

 

 Получение:       1.   2NO + O2 = 2NO2

2.      Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O

3.      Разложение  нитратов: Cu(NO3)2 –tà CuO + 2NO2­ + O2

N2O5 - азотный ангидрид

Получение:

 1.  Окисление диоксида азота:

  2NO2 + O3 = N2O5 + O2

2. Обезвоживание азотной кислоты:

 2HNO3 +P2O5 = 2HPO3 + N2O5

Химические свойства:

1.      Кислотный оксид:

a) С водой: N2O5 + H2O = 2HNO3

b) С основаниями: N2O5 + 2КОН = 2KNO3 + H2O

c) С оксидами металлов: N2O5 + CaO = Ca(NO3)2

2. Сильный окислитель: 2N2O5 + S = SO2 +4NO2

3. Легко разлагается (при нагревании – со взрывом):       2N2O5 = 4NO2 + O2

 

Часть 4. КИСЛОТЫ АЗОТА.

 

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO2

 

ПолучениеВытеснение из нитритов сильной кислотой:

                              AgNO2 + HCl = HNO2 + AgCl

 

 Химические свойства:

1. Слабая неустойчивая кислота;:

                        HNO2 + NaOH = NaNO2 + H2O

2.    Разлагается:

при нагревании:   3HNO2 = HNO3 + 2NO­ + H2O

без нагревания:    2HNO2 = NO2 + NO­ + H2O

3.      Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)   

              2НNO2 + 2KI + 2H2SO4 = K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

 4.  Сильный восстановитель:   HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl

                                                   HNO2 + Н2O2 = HNO3 + H2O

 

 Нитриты:

1.   Нитриты устойчивы к нагреванию, кроме нитрита аммония.

2.   Получение:

2КОН + NO2 + NO à 2KNO2 + H2O

3.   Могут быть и окислителями, и восстановителями:

             2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

          5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

            2NaNO2 + Na2S + 2H2SO4 = 2Na2SO4 + S + 2NO + 2H2O

 

 

 

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3

Сильная, одноосновная, летучая, нестойкая кислота.

 

Получение:

 1.  Лабораторный способ 

KNO3 + H2SO4(конц) t  KHSO4 + HNO3­

2.  Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

a)  Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

4NH3 + 5O2  –500,Pt  4NO + 6H2O

b) Окисление кислородом воздуха NO до NO2

 2NO + O2  2NO2

c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

 4NO2 + О2 + 2H2O 4HNO3

 

 

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1. Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO3 H+ + NO3-

 

2. Реагирует с основными оксидами

CuO + 2HNO3Cu(NO3)2 + H2O

или CuO + 2H+Cu2+ + H2O

 

3. Реагирует с с основаниями

HNO3 + NaOHNaNO3 + H2O

или H+ + OH-H2O

 

4. Вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO3 + Na2CO3 2NaNO3 + H2O+CO2­

2H+ + СO32-H2O + CO2­

 

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

 

1.      Разлагается на свету и при нагревании

4HNO3  –t,h  2H2O + 4NO2­ + O2­

 

2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

 

3.      При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород!

металл + HNO3 à соль азотной кислоты + вода + газ (или соль аммония)

 

4.     С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих высших кислот:  

S+ 6HNO3(конц) H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S+ 2HNO3 H2SO4 + 2NO

B + 3HNO3(конц) H3BO3 + 3NO2

3P + 5HNO3 + 2H2O 5NO + 3H3PO4

3С + 4HNO3 3СО2 + 4NO + 2H2O

 

5. Окисляет сложные вещества

ZnS + 8HNO3(конц) ZnSO4 + 8NO2 + 4H2O

6HCl + 2HNO3 2NO + Cl2 + 4H2O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

HNO3 с металлами

 

концентрированная

разбавленная

Fe, Al, Cr- пассивирует (без нагревания)

Au, Pt – не реагирует.

с тяжелыми металлами

 

 

NO2

со щелочными и щел.зем. металлами

N2O

с малоактивными  металлами
и средней активности

 

NO

со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe
 
N2(cред. разб)   NH4NO3(оч.разб)

 

Cu, Ag, Zn,

Mg(при любой конц), Са(при сред разб тоже), Sr и Ва(как Са),Al(разб),

Li, Be, Cu, Ag, Mn, Fe, Co, Ni

Са(оч.разб), Sr и  Ва(оч.разб),Al, Zn, Fe,

 

 

 

НИТРАТЫ

Твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде. При нагревании разлагаются.

Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители:

2KNO3 + S + 3C à K2S + N2 + 3CO2

 

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

1. Металлы  левее магния кроме лития.

KNO3tà  КNO2            +     O2

           нитрит металла  +  кислород

2. От магния

до меди + литий

Mg(NO3) 2tà MgO         + NO2    + O2

             оксид  металла  + NO2  + O2

3. После меди

AgNO3tàAg   + NO2   +  O2

             металл  + NO+ O2

4. Нитрат аммония и нитрит аммония

NH4NO3  –tà  N2O­  +  2H2

NH4NO2  –tà  N2­  +  2H2

 


ФОСФОР

Электронная конфигурация Р 1s22s22p63s23p3

              1s     2s         2p            3s         3p             3d                             

↑↓

 

↑↓

 

↑↓

↑↓

↑↓

 

↑↓

 

 

 

 

 

 

 

                                                         образование возбужденного состояния.

Возможные валентности: - в невозбужденном состоянии: III

                                      - в возбужденном состоянии: V

 

Характерные степени окисления.

+5

+3

+1

-3

Оксид: P2O5

Кислоты: HPO3 (метафосфорная кислота)

H4P2O7 (пирофосфорная кислота)

H3PO4 (ортофосфорная кислота)

Соли: фосфаты Ca3(PO4)2

Гидрофосфаты К2НРО4

Дигидрофосфаты КН2РО4

Галогенангидриды: PОCl3, PCl5

Оксид: P2O3

Кислота:   H3PO3 - двухосновная фосфористая

Соли:

фосфиты  Na2HPO3

Галогенангидрид: PCl3

 

Кислота:   H3PO3 - одноосновная фосфорноватистая

Соль:

гипофосфит NaH2PO2

 

Фосфиды металлов: Ca3P2

 

Водородное соединение: фосфин PH3­

 

ВАЖНЕЙШИЕ АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ.

Белый фосфор. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t пл.= 44°С, летуч. Молекулярная кристаллическая решетка. Очень реакционноспособен, самовоспламеняется  на воздухе, в темноте светится.

Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка. Устойчив. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-3000 без доступа воздуха.

Чёрный фосфор – полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник, устойчив.

 Нахождение в природе

Встречается только в виде соединений. В основном это фосфаты (например, Ca3(PO4)2) и апатиты 3Ca3(PO4)2*СаF2

 

ПОЛУЧЕНИЕ:

Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи): 

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C(спл) = 3CaSiO3 + 5CO­ + 2P­ .

 

Красный и черный фосфор получают из белого.

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА.

1. Реакции с кислородом:

 

4P + 5O2  =  2P2O5

4P + 3O2  =  2P2O3

2. С галогенами и серой:

 

2P + 3Cl2 = 2PCl3

2P + 5Cl2 = 2PCl5

2P + 5S  =  P2S5

3. С азотной кислотой:

3P + 5HNO3 + 2H2O =3H3PO4 + 5NO­

4.  С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления -3:

2P + 3Mg = Mg3P2

3Li + P = Li3P

5.      Со щелочью (диспропорциронирование:

4P + 3NaOH + 3H2O = PH3­ + 3NaH2P+1O2

                          (гипофосфит натрия)

6. С водородом непосредственно не взаимодействует.

 

Фосфиды металлов.

Получение:

2P + 3Mg = Mg3P2

Свойства:

Разлагаются водой и кислотами:

 Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3­         

Mg3P2 + 6H2O =3Mg(OH)2 + 2PH3­

 

ФОСФИН PH3  – газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворим в воде, нестоек, ядовит. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются.

                          

 

Получение: из фосфидов:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3­

Ca3P2+ 6H2O = Ca(OH)2+ 2PH3­

Свойства:

1)  Разлагается при нагревании:

2PH3  = 2P + 3H2

2)   Проявляет очень слабые основные свойства:

PH3 + HI = [PH4]+I-  йодид фосфония

          – менее устойчив, чем соли аммония.

3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется:   

2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О   или

РН3 + 2О2 = H3PO4

 

P2O3 - Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

 

Белые кристаллы, в парах состоит из молекул P4O6. Кислотный оксид.

Получение.

Окисление фосфора при недостатке кислорода:   4P + 3O2 = 2P2O3

Химические свойства.

1.  Кислотный оксид ДВУХОСНОВНОЙ фосфористой кислоты:

P2O3 + 3H2O = 2H3PO3

P2O3+ 4NaOH = 2Na2HPO3+ H2O

2. Сильный восстановитель: 

O2 + P2O3 = P2O5

 

H3PO3 Фосфористая кислота

Бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение: гидролиз хлорида фосфора (III) или реакция оксида фосфора (III) с водой.

PCl3+ 3H2O =H3PO3+ 3HCl

P2O3 + 3H2O = 2H3PO3

 

Химические свойства.

1)  Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):    H3PO3+ 2NaOH = Na2HPO3+ 2H2O

2)  При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:  4H3PO3 = 3H3PO4+ PH3

 3)  Восстановительные свойства: 

              H3P+3O3+ HgCl2+ H2O = H3+5PO4+ Hg + 2HCl

 

P2O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

 

Белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

 

Получение:  4P + 5O2 = 2P2O5

 

 

Химические свойства.

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами.

 1)  Реакция с водой

P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)

P2O5 + 2H2O =H4P2O7 (пирофосфорная кислота)

P2O5 +3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

 

2) Реакция с оксидами металлов     P2O5 + 3BaO = Ba3(PO4)2

 

3) реакция с основаниями   P2O5 + 6KOH = 2K3PO4+ 3H2O

 

4) P2O5 - сильное водоотнимающее средство, можно использовать для получения ангидридов сильных кислот:

 P2O5+ 2HNO3 = 2HPO3 + N2O5

 P2O5+ 2HClO4 = 2HPO3+ Cl2O7

 

H3PO4 Ортофосфорная кислота.   

  Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде.

                Кислота трехосновная, прочная, нелетучая.      

 

Получение:

1)  P2O5+ 3H2O = 2H3PO4

2) 3P + 5HNO3+ 2H2O = 3H3PO4+ 5NO­

3)   Промышленный способ:  обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:    

Ca3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) = 2H3PO4+ 3CaSO4

 

 

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

Кислота средней силы и даже слабая по второй и третьей ступеням. Образует три вида солей: фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1) Диссоциация: Ортофосфорная кислота - слабая, трехосновная.

H3PO4 H+ + H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO42-

HPO42- H+ + PO43-

2) При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.  

2H3PO4  =  H4P2O7 + H2O.

3) Реагирует с металлами до Н

3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + H2

                                 Ортофосфат магния

Mg + H3PO4 = MgНPO4 + H2

           Гидроортофосфат магния

Mg + 2H3PO4 = Mg2PO4)2 + H2

            Дигидроортофосфат магния.

4) Реагирует с оксидами металлов

3MgО + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 3H2О

MgО + H3PO4 = MgНPO4 + H2О

MgО + 2H3PO4 = Mg2PO4)2 + H2О

5) Реагирует с гидроксидами металлов

3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O

Тоже возможно образование кислых солей.

6) Вступает в обменные реакции с солями

3Na2CO3 + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3CO2 + 3H2O

3CuCl2 + 2H3PO4 = Cu3(PO4)2 + 6 HCl

 

Качественная реакция на  анионы PO43- :

добавление нитрата серебра

3Ag+ + PO43- =Ag3PO4 (ярко-желтый осадок)

 

Фосфорные удобрения

Это кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
                                       простой суперфосфат

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2

                                        двойной суперфосфат

 H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 • 2H2O

                                   преципитат

Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают:

аммофос – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4, содержащий N и P.

диаммофос – (NH4)2HPO4

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Азотная кислота.ppt

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Урок на тему«Азотная кислота»9 класс
Автор: Мусханов Иса Хамидович,...

    1 слайд


    Урок на тему
    «Азотная кислота»
    9 класс

    Автор: Мусханов Иса Хамидович,
    учитель химии МОУ СОШ с.Беркат-Юрт

  • На уроке мы:-продолжим изучать соединения азота
-подробно рассмотрим свойства...

    2 слайд

    На уроке мы:
    -продолжим изучать соединения азота
    -подробно рассмотрим свойства HNO3
    -будем совершенствовать навыки написания уравнений реакций
    -узнаем об областях практического применения HNO3 и ее солей

  • Химическая разминка:1.Формула аммиака: а)NH2 б) NH4 в)NH3 г) N2

2.Аммиак: а)...

    3 слайд

    Химическая разминка:
    1.Формула аммиака: а)NH2 б) NH4 в)NH3 г) N2

    2.Аммиак: а)легче воздуха, б)тяжелее воздуха, в)не легче и не тяжелее

    3.Аммиак является: а)окислителем, б)восстановителем, в)и тем,и другим.

    4.Ион аммония а)NH2+ б)NH4+ в)NH3– г)NH3

    5.Донором электронов при образовании иона
    аммония является а) атом азота, б)ион водорода, в)ион аммония

    6.Степень окисления азота в аммиаке: а)0, б)-3, 4)+3, 5)8

  • Химическая разминка   Определите степени окисления азота в каждом оксиде

    4 слайд

    Химическая разминка
    Определите степени окисления азота в каждом оксиде

  • Азотная кислота HNO3 –одна из наиболее сильных кислотФизические свойства:
-бе...

    5 слайд

    Азотная кислота HNO3 –одна из наиболее сильных кислот
    Физические свойства:
    -бесцветная жидкость
    - на воздухе «дымит»,tкип= 84оС, tпл = -42оС
    -на свету желтеет из-за выделения NO2:
    4HNO3 =2H2O +4NO2 + O2

  • Получение HNO3

    6 слайд

    Получение HNO3

  • Химические свойстваТипичные свойства кислот

    7 слайд

    Химические свойства
    Типичные свойства кислот

  •  Химические свойстваС металлами реагирует особо:

    8 слайд

    Химические свойства
    С металлами реагирует особо:

  • 9 слайд

  • Химические свойства:Взаимодействие с неметаллами

    10 слайд

    Химические свойства:
    Взаимодействие с неметаллами

  • Для любознательных:

    11 слайд

    Для любознательных:

  • Применение солей HNO3-в сельском хозяйстве


-для крашения тканей


-в медици...

    12 слайд

    Применение солей HNO3
    -в сельском хозяйстве


    -для крашения тканей


    -в медицине


    -в пиротехнике

  • Проверь себя:Степень окисления азота в HNO3  а)-3 б)0 в)+5 г)+4
При хранении...

    13 слайд

    Проверь себя:
    Степень окисления азота в HNO3 а)-3 б)0 в)+5 г)+4
    При хранении на свету HNO3 а) краснеет б) желтеет в) остается бесцветной
    Азотная кислота является: а)окислителем, б)восстановителем, в)и тем,и другим.
    Проявляет ли HNO3 общие с другими кислотами свойства? а)да б)нет в)зависит от погоды
    Царская водка- это а)концентрированный спирт б)3 объема HCl и 1 объем HNO3
    в) концентрированная азотная кислота

  • Закончите предложения:-сегодня на уроке я узнал…
-я потренировался…
-я увидел…

    14 слайд

    Закончите предложения:
    -сегодня на уроке я узнал…
    -я потренировался…
    -я увидел…

  • Домашнее задание:Выучить теорию: стр. 118-121
Упражнения 2, 3,4 стр.121

    15 слайд

    Домашнее задание:
    Выучить теорию: стр. 118-121
    Упражнения 2, 3,4 стр.121

Получите профессию

Технолог-калькулятор общественного питания

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Аммиак. соли аммония.ppt

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Урок на тему:«Аммиак. Соли аммония»
9 класс...

    1 слайд

    Урок на тему:
    «Аммиак. Соли аммония»
    9 класс



    Автор: Мусханов Иса Хамидович,
    учитель химии МОУ СОШ с.Беркат-Юрт





  • Что мы должны узнать:Что такое аммиак и каково его строение?
Как строение мол...

    2 слайд

    Что мы должны узнать:
    Что такое аммиак и каково его строение?
    Как строение молекулы аммиака влияет
    на его свойства?
    Каковы физические и
    химические свойства аммиака?
    Как можно получить аммиак?
    Каково его применение?
    Что такое соли аммония?

  • Изучим аммиак по плану:

    3 слайд

    Изучим аммиак по плану:

  • Аммиак NH3   Аммиак- бесцветный газ с резким запахом,
    t пл= - 33оС
   лег...

    4 слайд

    Аммиак NH3
    Аммиак- бесцветный газ с резким запахом,
    t пл= - 33оС
    легче воздуха, хорошо растворим в воде(раствор аммиака в воде называется НАШАТЫРНЫМ СПИРТОМ)

  • Химические свойства аммиака   Какова окраска фенолфталеина в водном растворе...

    5 слайд

    Химические свойства аммиака
    Какова окраска фенолфталеина в водном растворе аммиака? Почему?
    Какие свойства проявляет аммиак?

  • Получение аммиакаCa(OH)2+2NH4Cl=CaCl2+2NH3 (газ)+2H2O

    6 слайд

    Получение аммиака
    Ca(OH)2+2NH4Cl=CaCl2+2NH3 (газ)+2H2O

  • Получение аммиака в промышленности    Приведите 
    условия 
    для
    сме...

    7 слайд

    Получение аммиака в промышленности
    Приведите
    условия
    для
    смещения
    равновесия
    в сторону
    получения
    аммиака

  • Применение аммиака

    8 слайд

    Применение аммиака

  • Образование иона аммонияпо механизму донорно-акцепторной связидонор электрон...

    9 слайд

    Образование иона аммония
    по механизму донорно-акцепторной связи
    донор электронов акцептор ион аммония

  • Ион аммония (NH4)+ образует соли аммония: NH4Cl, NH4NO3       Свойства солей...

    10 слайд

    Ион аммония (NH4)+ образует соли аммония: NH4Cl, NH4NO3
    Свойства солей аммония:

  • Проверь себя:1.Формула аммиака: а)NH2 б) NH4 в)NH3 г) N2

2.Аммиак: а)легче в...

    11 слайд

    Проверь себя:
    1.Формула аммиака: а)NH2 б) NH4 в)NH3 г) N2

    2.Аммиак: а)легче воздуха, б)тяжелее воздуха, в)не легче и не тяжелее

    3.Аммиак является: а)окислителем, б)восстановителем, в)и тем, и другим.

    4.Ион аммония а)NH2+ б)NH4+ в)NH3– г)NH3

    5.Донором электронов при образовании иона
    аммония является а) атом азота, б)ион водорода, в)ион аммония

    6.Степень окисления азота в аммиаке: а)0, б)-3, 4)+3, 5)8

  • Проверь себя:1)В
2)А
3)Б
4)Б
5)А
6)Б
Домашнее задание: 
-выучить теорию стр.1...

    12 слайд

    Проверь себя:
    1)В
    2)А
    3)Б
    4)Б
    5)А
    6)Б
    Домашнее задание:
    -выучить теорию стр.111-118
    -упражнения:№5,2 стр.116, №1б стр.118

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Виды химической связи в неорганических веществах.ppt

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Виды химической связи в неорганических веществах Урок-повторение

    1 слайд

    Виды химической связи в неорганических веществах
    Урок-повторение

  • Знатьопределение понятия химическая связь,
виды химической связи,
механизмы о...

    2 слайд

    Знать
    определение понятия химическая связь,
    виды химической связи,
    механизмы образования каждого вида связи.

  • Уметьопределять вид связи по формуле вещества,
записывать схему образования к...

    3 слайд

    Уметь
    определять вид связи по формуле вещества,
    записывать схему образования каждого вида связи.

  • Проверочная работа   Согласно плану-алгоритму, дайте характеристику элементу...

    4 слайд

    Проверочная работа
    Согласно плану-алгоритму, дайте характеристику элементу :
    1 вариант – натрий,
    2 вариант – кремний,
    3 вариант - сера.

  • Химическая связь – взаимодействие между атомами, приводящее к образованию уст...

    5 слайд

    Химическая связь – взаимодействие между атомами, приводящее к образованию устойчивой системы

  • Химическая связь
      ↓		            ↓			       ↓
 ионная	  к...

    6 слайд

    Химическая связь
    ↓ ↓ ↓
    ионная ковалентная металлическая

    (полярная связь,
    неполярная связь)

  • Параметры характеристики связиТип связи
Тип связываемых элементов
Вид взаимод...

    7 слайд

    Параметры характеристики связи
    Тип связи
    Тип связываемых элементов
    Вид взаимодействующих частиц
    Механизм образования связи

  • Характеристика типов связи

    8 слайд

    Характеристика типов связи

  • Характеристика типов связи

    9 слайд

    Характеристика типов связи

  • Характеристика типов связи

    10 слайд

    Характеристика типов связи

  • Характеристика типов связи
Игра
 «Крестики-нолики»

    11 слайд

    Характеристика типов связи

    Игра
    «Крестики-нолики»

  • Выигрышный путь «Ковалентная неполярная связь»

    12 слайд

    Выигрышный путь
    «Ковалентная неполярная связь»

  • Выигрышный путь «Ковалентная полярная связь»

    13 слайд

    Выигрышный путь
    «Ковалентная полярная связь»

  • Выигрышный путь             «Ионная связь»

    14 слайд

    Выигрышный путь
    «Ионная связь»

  • Выполните задание    Для приведенных веществ определите тип связи, изобразите...

    15 слайд

    Выполните задание
    Для приведенных веществ определите тип связи, изобразите схемы образования связей в молекулах:
    H2,
    NaF,
    OF2

  • Самостоятельная работа

    16 слайд

    Самостоятельная работа

  •    Домашнее задание 
  повторить 
  § 18 – 21, 
  § 38 - 41

    17 слайд

    Домашнее задание
    повторить
    § 18 – 21,
    § 38 - 41

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ контр. работа.doc

Муниципальное общеобразовательное учреждение

«Беркат-Юртовская средняя общеобразовательная школа

Грозненского муниципального района Чеченской Республики»

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ОБОБЩЕНИЕ И СИСТЕМАТИЗАЦИЯ ЗНАНИЙ ПО ТЕМЕ: «КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ». Контрольная работа

(УРОК ХИМИИ В 9 КЛАССЕ)

 

 

 

 

 

Подготовила:

Мусханов И.Х.

учитель химии

МОУ «СОШ Беркат-Юрт»

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2011 год

 

Тема урока: «Обобщение и систематизация знаний по теме «Классификация неорганических веществ. Типы химических реакций»

Цели урока:

повторение, обобщение и систематизация знаний учащихся о классах неорганических веществ; типах химических реакций, их сущности и классификации;

закрепление навыков составления уравнений реакций в молекулярном виде;

коррекция  знаний и умений учащихся по теме урока,

обращение внимания на те вопросы, которые  были недостаточно понятны, для наибольшей эффективности домашней подготовки к контрольной работе.

Тип урока: учебное занятие по обобщению и систематизации знаний и способов деятельности.

Форма урока: интенсивная подготовка к контрольной работе по следующим вопросам:

1)       классы неорганических веществ;

2)       составление уравнений реакций в молекулярном виде;

3)       решение задач по уравнению реакций;

4)       закон сохранения массы веществ, расставление коэффициентов;

5)       химические реакции, их сущность и классификация;

  Оборудование: периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, дидактический материал

Ход и содержание урока.

I. Организационно – мотивационный момент.

Задачи этапа:

  • обеспечить нормальную внешнюю обстановку для работы на учебном занятии;
  • психологически подготовить учащихся к общению  на учебном занятии.

II.  Подготовка учащихся к работе на основном этапе

Задачи этапа:

  • обеспечить мотивацию учения школьников, принятие ими целей урока

Название темы урока «Обобщение и систематизация знаний по теме «Классификация неорганических веществ. Типы химических реакций»

Постановка цели урока.

III.  Обобщение и систематизация знаний

Задачи этапа:

  • обеспечить формирование целостной системы ведущих знаний учащихся;
  • обеспечить установление учащимися внутрипредметных и межпредметных знаний;
  • обеспечить формирование у школьников обобщенных понятий.

I. Актуализация опорных знаний:

1)       Назовите классы неорганических веществ.

2)       Дайте определение классу неорганических веществ: оксидам.

3)       Дайте определение классу неорганических веществ: кислотам.

4)       Дайте определение классу неорганических веществ: основаниям.

5)       Дайте определение классу неорганических веществ: солям.

Учитель благодарит ребят за ответы и предлагает выполнить первое задание

  1. Задание на знание классов неорганических веществ

Распределите по классам следующие соединения: CO2, Al2(SO4)3, KOH, CuO, H2SO4, NaNO3, Ca(OH)2, MgO, HCl, H2CO3, K3PO4, N2O3, HNO3, Al(OH)3, CaCO3, Mg(OH)2.

2.Задание на знание написание формул солей

Приведите формулы солей: карбоната кальция, хлорида натрия, нитрата калия, фосфата алюминия, сульфата магния.

II. Перед выполнением третьего задания учитель проводит фронтальный опрос на знание типов химических реакций и уравнений реакций.

    1. Назовите, чем отличается химическое уравнение от химической реакции.
    2. Какую реакцию мы называем реакцией соединения?
    3. Какую реакцию мы называем реакцией разложения?
    4. Какую реакцию мы называем реакцией замещения?
    5. Какую реакцию мы называем реакцией обмена?

3.Задание по вариантам на составление химических уравнений

К А Р Т О Ч К А № 1

I вариант

Составьте химические уравнения следующих химических реакций:

а) P+ O2→P2O5

б) CuOHCu2O+H2O

* Fe2(SO4)3 + KOH→Fe(OH)3 +K2SO4

 

К А Р Т О Ч К А № 1

II вариант

Составьте химические уравнения следующих химических реакций:

a) Al + Cl2→AlCl3

б) H2O→H2+O2

* H2SO4+ Al(OH)3→Al2(SO4)3+ H2O

 

4. Задание на определение типов химических реакций

К А Р Т О Ч К А № 2

I вариант

Определите тип химических реакций, под формулами напишите названия веществ, участвующих в реакции

1) Li + O2→LiO2

2) AgOH→Ag2O + H2O

3) Al + HCl→AlCl3 + H2

4) Na + N2→Na3N

5) Al(OH)3 + H3PO4→AlPO4 + H2O

К А Р Т О Ч К А № 2

II вариант

Определите тип химических реакций, под формулами напишите названия веществ, участвующих в реакции

1) Al + O2→Al2O3

2) Fe2O3 + H2 →Fe + H2O

3) H3PO4→H2O+P2O5

4) Cu(NO3)2+Na3PO4→Cu3(PO4)2 + NaNO3

5)K+O2→K2O

 

III. Перед выполнением пятого задания учащиеся повторяют алгоритм решения задач по уравнению реакций.

5. Решение задач по уравнению реакций

К А Р Т О Ч К А № 3

Решите задачу на «3»

Какая масса кислорода необходима для полного сжигания 36 г. углерода?

К А Р Т О Ч К А № 3

Решите задачу на «4»

Какая масса гидрооксида натрия может вступить в реакцию с 250 г. 20% раствора сульфата железа.

К А Р Т О Ч К А № 3

Решите задачу на «5»

Определите количество вещества, которое может быть получено при взаимодействии алюминия  на 150 г. 18% раствора нитрата железа.

 

V. Домашнее задание.

Задачи этапа:

  • обеспечить понимание учащимися  содержания и способов выполнения домашнего задания.

Повторение пройденного материала, подготовка к контрольной работе.

VI.  Подведение итогов занятия.                                                                                                                                              

  • дать качественную оценку работы класса и отдельных учащихся

Подведение итогов работы на уроке, как всего класса, так и отдельного ученика с учетом его индивидуальных способностей.

VII.   Рефлексия

Задача этапа:

  • инициировать и интенсифицировать рефлексию учащихся по поводу своего психо-эмоционального состояния, мотивации, своей деятельности и взаимодействия с учителем и одноклассниками.

Рефлексивно – оценочный тест

    1. На уроке мне  было над чем подумать.
    2. Мне было комфортно на уроке.
    3. На многие вопросы в ходе урока я получил(а) ответы.

Учащиеся ставят знаки «+» и «-» около каждого утверждения и сдают учителю.

 

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Контрольная работа по темам.docx

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

1 - уровень    1 -  вариант

Задание N 1

Где в периодической системе располагаются металлы, и, каковы особенности их строения?

Задание N 2

Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить

превращения:

Са + О2→СаО 2О→Са(ОН)2+СО2→ СаСО3 t→СО2

Задание N 3

Перечислите способы устранения жесткости воды.

_________________________________________________________________

 

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

1 - уровень    II - вариант

Задание N 1

Перечислите важнейшие физические свойства металлов.

Задание N 2

Запишите уравнения реакций, позволяющие осуществлять следующие превращения:

Al +O2Al2O3+HCLAl Cl3+ NaOHAl(OH)3tAl2O3

Задание N3

Требуется скрепить железные детали, какими заклепками следует пользоваться - медными или цинковыми, чтобы замедлить коррозию. Почему?

_______________________________________________________________

 

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

II – уровень  I - вариант

Задание N 1

На основании строения электронных оболочек атомов объясните, почему металлы обладают сходными химическими свойствами. Приведите примеры химических реакций. Покажите переход электронов.

Задание N 2

Составьте уравнения реакций при помощи, которых можно осуществить следующие превращения:

FeFeSO4Fe(OH)2Fe(OH)3Fe2O3Fe

Рассмотрите электролиз раствора сульфата железа (И) в нейтральной среде. Вычислите сколько л. кислорода (н.у) выделится на аноде, если на катоте отложилось 5,6 г. железа.

Задание N 3

Напишите молекулярные уравнения реакций для осуществления следующих превращений

Cuo Cu+2Cuo

Рассмотрите реакции с точки зрения окислительно - восстановительных.

_____________________________________________________________________

 

 

 

 

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

II- В   Задание N 1

Составьте уравнения реакций взаимодействия натрия, магния и алюминия с соляной кислотой. Рассчитайте, в какой из трех реакций  выделится больше водорода, если каждый металл взять количеством вещества 1 моль.

Задание N2

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

MqMqCl2Mq(OH)2MqOMq

Рассмотрите электролиз раствора хлорида магния в нейтральной среде и рассчитайте массу металла выделившегося на катоде, если на аноде образуется 2,8 л. газа.

Задание N 3

Напишите молекулярные уравнения реакций для осуществления следующих превращений:

Fe°→ Fe2+  Fe°

Составьте схемы электронного баланса.

_________________________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

 

III уровень Bариант -I

Задание N 1

Составьте уравнения реакций, в которых алюминий восстанавливает: а) галогены, б) железо, в) ионы водорода, г) серу, д) кислород. Покажите переход электронов.

Задание N 2

имеется смесь порошков железа, алюминия и меди массой 16 г. На половину смеси подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида калия, получив газ объемом 3,36 л. К другой половине добавили избыток раствора соляной кислоты. При этом выделился газ объемом 4,4 л. Определите массовые доли металлов в смеси. Объемы газов приведены к нормальным условиям

Задание N 3

Какие окислительно-восстановительные процессы протекают при получении металлического калия, электролизом расплавленного гидроксида калия?

Почему нельзя для этой цели подвергать электролизу водные растворы этих веществ?

_____________________________________________________________________

Контрольная работа по темам:    «Общие свойства металлов»

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

П –  вариант  Задание N 1

Как, исходя  из карбоната кальция получить металлический кальций. Запишите уравнения соответствующих реакций.

Задание N 2

Имеется смесь порошков металлов никеля, цинка и серебра. Часть этой смеси массой 4,58 г. обработали концентрированным раствором щелочи, получив газ объемом 224 мл. Другую часть той же смеси массой 11,45 г. обработали разбавленной серной кислотой. При этом выделился газ, занимающий объем 2,24 л. Определите массовые доли, металлов в смеси. Объемы газов приведены к нормальным условиям.

Задание N 3

Даны металлы медь, серебро, цинк, какой из них может в растворе восстанавливать Рb +2 до Рb 0 напишите уравнение реакции и составьте схему электронного баланса.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

HR-менеджер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Контрольная работа по теме Металлы.docx

Контрольная работа по темам «Металлы».

«Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

1 - уровень    1 -  вариант

Задание N 1

Где в периодической системе располагаются металлы, и, каковы особенности их строения?

Задание N 2

Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить

превращения:

Са + О2→СаО 2О→Са(ОН)2+СО2→ СаСО3 t→СО2

Задание N 3

Перечислите способы устранения жесткости воды.

_________________________________________________________________

 

 

 

Контрольная работа по темам «Металлы».

 «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

1 - уровень    II - вариант

Задание N 1

Перечислите важнейшие физические свойства металлов.

Задание N 2

Запишите уравнения реакций, позволяющие осуществлять следующие превращения:

Al +O2Al2O3+HCLAl Cl3+ NaOHAl(OH)3tAl2O3

Задание N3

Требуется скрепить железные детали, какими заклепками следует пользоваться - медными или цинковыми, чтобы замедлить коррозию. Почему?

_______________________________________________________________

 

 

 

Контрольная работа по темам «Металлы».

 «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

II – уровень  I - вариант

Задание N 1

На основании строения электронных оболочек атомов объясните, почему металлы обладают сходными химическими свойствами. Приведите примеры химических реакций. Покажите переход электронов.

Задание N 2

Составьте уравнения реакций при помощи, которых можно осуществить следующие превращения:

FeFeSO4Fe(OH)2Fe(OH)3Fe2O3Fe

Рассмотрите электролиз раствора сульфата железа (И) в нейтральной среде. Вычислите сколько л. кислорода (н.у) выделится на аноде, если на катоте отложилось 5,6 г. железа.

Задание N 3

Напишите молекулярные уравнения реакций для осуществления следующих превращений

Cuo Cu+2Cuo

Рассмотрите реакции с точки зрения окислительно - восстановительных.

_____________________________________________________________________

 

 

 

 

 

 

Контрольная работа по темам «Металлы».

 «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

II- В   Задание N 1

Составьте уравнения реакций взаимодействия натрия, магния и алюминия с соляной кислотой. Рассчитайте, в какой из трех реакций  выделится больше водорода, если каждый металл взять количеством вещества 1 моль.

Задание N2

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

MqMqCl2Mq(OH)2MqOMq

Рассмотрите электролиз раствора хлорида магния в нейтральной среде и рассчитайте массу металла выделившегося на катоде, если на аноде образуется 2,8 л. газа.

Задание N 3

Напишите молекулярные уравнения реакций для осуществления следующих превращений:

Fe°→ Fe2+  Fe°

Составьте схемы электронного баланса.

_________________________________________________________________________

 

 

 

Контрольная работа по темам «Металлы».

 «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

 

III уровень Bариант -I

Задание N 1

Составьте уравнения реакций, в которых алюминий восстанавливает: а) галогены, б) железо, в) ионы водорода, г) серу, д) кислород. Покажите переход электронов.

Задание N 2

имеется смесь порошков железа, алюминия и меди массой 16 г. На половину смеси подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида калия, получив газ объемом 3,36 л. К другой половине добавили избыток раствора соляной кислоты. При этом выделился газ объемом 4,4 л. Определите массовые доли металлов в смеси. Объемы газов приведены к нормальным условиям

Задание N 3

Какие окислительно-восстановительные процессы протекают при получении металлического калия, электролизом расплавленного гидроксида калия?

Почему нельзя для этой цели подвергать электролизу водные растворы этих веществ?

_____________________________________________________________________

 

 

 

Контрольная работа по темам «Металлы».

 «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

П –  вариант  Задание N 1

Как, исходя  из карбоната кальция получить металлический кальций. Запишите уравнения соответствующих реакций.

Задание N 2

Имеется смесь порошков металлов никеля, цинка и серебра. Часть этой смеси массой 4,58 г. обработали концентрированным раствором щелочи, получив газ объемом 224 мл. Другую часть той же смеси массой 11,45 г. обработали разбавленной серной кислотой. При этом выделился газ, занимающий объем 2,24 л. Определите массовые доли, металлов в смеси. Объемы газов приведены к нормальным условиям.

Задание N 3

Даны металлы медь, серебро, цинк, какой из них может в растворе восстанавливать Рb +2 до Рb 0 напишите уравнение реакции и составьте схему электронного баланса.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Металлургия.ppt

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Металлургия. Получение  металлов.Авторы: 
учитель химии МОУ «Воронежская кад...

    1 слайд

    Металлургия.
    Получение металлов.
    Авторы:
    учитель химии МОУ «Воронежская кадетская школа им. А.В. Суворова»
    Милованова Т.Е
    учитель географии МОУ «Воронежская кадетская школа им. А.В. Суворова» Смынтына В.А

  • Цель урока:   

   Обобщить и систематизировать знания об особенностях получе...

    2 слайд

    Цель урока:

    Обобщить и систематизировать знания об особенностях получения металлов и их географии, научных принципах производства металлов и значения их для народного хозяйства страны.

  • 3 слайд

  • 4 слайд

  • 5 слайд

  • 6 слайд

  • 7 слайд

  • Доля стран-лидеров в мировой добыче железной руды.

    8 слайд

    Доля стран-лидеров в мировой добыче железной руды.

  • Доля России в мировой добыче цветных металлов.

    9 слайд

    Доля России в мировой добыче цветных металлов.

  • Физические свойства руд.

    10 слайд

    Физические свойства руд.

  • Железо

    11 слайд

    Железо

  • Производство черной металлургии.добыча железной руды
(в карьерах)

обогащение...

    12 слайд

    Производство черной металлургии.
    добыча железной руды
    (в карьерах)

    обогащение руды
    (на горнообогатительных комбинатах)

    плавка чугуна
    (в доменных печах)

    плавка стали
    (в сталеварных печах)

    производство проката
    (в прокатном цехе на прокатных станах)

  • Кислородный 
конвертер 
в действии

    13 слайд

    Кислородный
    конвертер
    в действии

  • Череповецкий металлургический комбинат.

    14 слайд

    Череповецкий металлургический комбинат.

  • ЛегкиеБлаго-родныеРедко-
земельные

    15 слайд

    Легкие
    Благо-родные
    Редко-
    земельные

  • Технологическая цепочка производства цветной металлургииДобыча рудыГОК (обога...

    16 слайд

    Технологическая цепочка производства цветной металлургии
    Добыча руды
    ГОК (обогащение)
    Плавка чернового
    металла
    Плавка рафинированного
    (чистого) металла
    Прокат

  • Применение меди.

    17 слайд

    Применение меди.

  • Применение бронзы.

    18 слайд

    Применение бронзы.

  • Применение латуни.

    19 слайд

    Применение латуни.

  • Применение мельхиора.

    20 слайд

    Применение мельхиора.

  • Применение алюминия.

    21 слайд

    Применение алюминия.

  • Братский алюминиевый завод.

    22 слайд

    Братский алюминиевый завод.

  • Красноярский алюминиевый завод.

    23 слайд

    Красноярский алюминиевый завод.

  • Новокузнецкий алюминиевый завод.

    24 слайд

    Новокузнецкий алюминиевый завод.

  • Саянский алюминиевый завод.

    25 слайд

    Саянский алюминиевый завод.

  • 26 слайд

  • 27 слайд

  • Загрязняющие атмосферу веществаОксид углерода
(СО)Диоксид серы
(SO2)Оксиды аз...

    28 слайд

    Загрязняющие атмосферу вещества
    Оксид углерода
    (СО)
    Диоксид серы
    (SO2)
    Оксиды азота
    (N2O3, N2O5)

    Взвешенные вещества
    Парниковый эффект
    Кислотные осадки
    Заболевания верхних дыхательных путей

  • ЗСМК – 44%Шахта «Абашевская-Н» - 11,5%НКАЗ – 6,4%Муниципальные котельные – 2,...

    29 слайд

    ЗСМК – 44%
    Шахта «Абашевская-Н» - 11,5%
    НКАЗ – 6,4%
    Муниципальные котельные – 2,7%
    Абагурская аглофабрика – 16,4%
    Предприятия ОАО «КМК» - 7,3%
    Зап-Сиб ТЭЦ – 6,4%
    Прочие – 5, 3%
    44%
    16,4%
    11,5%
    7,3%
    6,4%
    6,4%
    2,7%
    5,3%
    Вклад крупных предприятий в общегородские валовые выбросы в атмосферу

  • Меры по снижению выбросовВведение малоотходного производства сталиИспользован...

    30 слайд

    Меры по снижению выбросов
    Введение малоотходного производства стали
    Использование комплексной переработки сырья
    Система очистки газов и сточных вод
    Повышение степени утилизации шлаков

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Металлы. контрольная работа.9 класс.doc

                                                                 9класс.

Контрольная работа №2 по теме: «Металлы».

Вариант 1.

Часть А.

При выполнении заданий выберите номер одного правильного ответа.

1.Наиболее ярко металлические свойства проявляет

1)K            2)Be             3)Al            4)Na

2.Ряд, в котором элементы расположены в порядке возрастания их атомного радиуса:

1)AlMgNa                         3)KNaLi

2)CaBaBe                          4)KCaAl

3.Электронная конфигурация внешнего электронного слоя….3s23p1 соответствует атому

1)алюминия        2)бора         3)скандия         4)калия

4.Реактивом на ион  является ион

 1)             2)         3)       4)

5.Наиболее активно с водой при комнатной температуре будут взаимодействовать оба металла из пары

 1)Na  и Cu            2) Na и K          3)K и Zn         4)Cu и Hg

6.С растворами кислот будут взаимодействовать оба металла

 1)Na  и Cu           2)  K и Hg        3)K и Zn         4)Cu и Hg

 7.При взаимодействии цинка с водой при нагревании образуется

1)Соль и вода                                  3)оксид металла и водород     

2)основание и водород                   4)реакция не протекает

8.С водой с образованием основания и водорода будет взаимодействовать

1)Na                    2)Zn                   3)Cu               4)Ag

9.Амфотерный оксид образуется при взаимодействии кислорода и

 1)натрия                                    3)алюминия     

 2)магния                                    4)бария

10.Для вытеснения меди из раствора её соли можно использовать

 1)кальций                                3)цинк           

 2)литий                                  4) серебро

 

Часть В.

В1.Установите соответствие между правой и левой частями уравнений

              

1) NaCl+AgNO3

А)Fe(OH)3↓+3NaCl

2)CuSO4+BaCl2

Б)Cu↓+FeCl2

3)Fe+CuCl2

B)Fe(OH)2+2NaCl

4)2NaOH+FeCl2

Г)NaNO3+AgCl

 

Д)CuCl2+BaSO4

В2.Напишите уравнения реакций, соответствующих превращениям, укажите условия их протекания:

FeFeCl2Fe(OH)2Fe(OH)3Fe2O3Fe2(SO4)3

                                              ↓

                                           FeCl3

В3.Какая масса меди образуется при взаимодействии 2 моль железа с раствором, содержащим 16г сульфата меди(II)?

 

 

 

 

 

                                                                 9класс.

Контрольная работа №2 по теме: «Металлы».

Вариант 2.

Часть А.

При выполнении заданий выберите номер одного правильного ответа.

1.Наиболее ярко металлические свойства проявляет

1)Ca            2)Be             3)Mg         4)K

2.Ряд, в котором элементы расположены в порядке уменьшения  их атомного радиуса:

1)AlMgNa                         3)KNaLi

2)CaBaBe                         4)CaKAl

3.Электронная конфигурация внешнего электронного слоя….2s22p1 соответствует атому

1)алюминия        2)бора         3)скандия         4)калия

4.Реактивом на ион  является ион

 1)             2)         3)       4)

5.Наиболее активно с водой при комнатной температуре будут взаимодействовать оба металла из пары

 1)K  и Cu            2) Na и K           3)Na и Zn         4)Cu и Hg

6.С растворами кислот будут взаимодействовать оба металла

 1)K  и Cu           2)  Na и Hg        3)K и Mn          4)Cu и Hg

 7.При взаимодействии магния с водой  образуется

1)Соль и вода                                  3)оксид металла и водород     

2)основание и водород                   4)реакция не протекает

8.С водой с образованием оксида металла и водорода при нагревании будет взаимодействовать

1)Na                    2)Zn                   3)Cu               4)Ag

9.Амфотерный оксид образуется при взаимодействии кислорода и

 1)натрия                                     3)алюминия     

 2)магния                                      4)бария

10.Для вытеснения меди из раствора её соли можно использовать

 1)калий                                   3)железо           

 2)золото                               4) натрий

 

Часть В.

В1.Установите соответствие между правой и левой частями уравнений

              

1) CaCl2+2NaOH→

А)FeCl2+H2

2)2K+2H2O→

Б) FeCl3+H2

3)3NaOH+FeCl3

B)Ca(OH)2↓+2NaCl

4)2HCl+Fe→

Г)3NaCl+Fe(OH)3

 

Д)2KOH+H2

В2.Напишите уравнения реакций, соответствующих превращениям, укажите условия их протекания:

Al→Al2O3→AlCl3→Al(OH)3→Al2(SO4)3→Al(NO3)3

                                        ↓

                                    NaAlO2

В3.Какая масса осадка образуется при взаимодействии 4г гидроксида натрия с 2 моль хлорида железа (II)?

 

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Практические работы.doc

 

Практикум по неорганической химии.

9 класс

Химический практикум II

Свойства соединений неметаллов

 

Практическая работа № 4.

Тема: « Получение соляной кислоты и изучение её свойств»

Цель: Получить соляную кислоту и изучить её свойства.

  Оборудование и реактивы: металлический штатив с лапкой, две пробирки, пробирка с газоотводной трубкой, спиртовка, лопаточка, влажный тампон; раствор серной кислоты (1:1), хлорид натрия, индикатор, нитрат серебра (1%).

 

Инструкция к выполнению практической работы.

 

  Поместите в сухую пробирку две лопаточки хлорида натрия и прилейте 4-5 капель раствора серной кислоты. К пробирке присоедините газоотводную трубку, её конец должен быть погружён в пробирку с 1мл воды, в которую опускают кусочек лакмусовой бумажки. Проследите за тем, чтобы конец газоотводной трубки был на расстоянии нескольких миллилитров от поверхности воды (ни в коем случае не погружайте её в воду! Почему?). Пробирку, в которую будет поступать хлороводород, прикройте влажным ватным тампоном (почему?).

    Смесь слабо нагрейте и, когда изменится окраска лакмусовой бумажки, прекратите нагревание (следите, чтобы кислоту не перебросило во вторую пробирку с водой). Вынув тампон и лакмусовую бумажку, прилейте к жидкости 2-3 капли нитрата серебра. Что наблюдаете? Напишите уравнения происходящих реакций, наблюдаемых при получении соляной кислоты.

 

Химические свойства соляной кислоты

 

Оборудование и реактивы: спиртовка, четыре пробирки; раствор соляной кислоты (1:3), цинк, оксид меди (II), гидроксид натрия, карбонат натрия.

 

Экспериментальные задачи

 

  Для решения задач используйте малые количества веществ: 5-10 капель раствора, одну лопаточку твёрдого вещества.

  1. Получите из цинка хлорид цинка, какой газ при этом выделяется. Запишите уравнение реакции. Составьте схему электронного баланса.

  2. Исследуйте, как реагирует соляная кислота с оксидом меди. Полученный раствор немного нагрейте. Что наблюдаете?

  3. Наберите 8-10 капель раствора гидроксида натрия в пробирку и проведите их нейтрализацию (в присутствии индикатора) раствором соляной кислоты.

  4. К раствору  карбоната натрия добавьте раствор соляной кислоты. Что наблюдаете?

Напишите уравнения проведённых вами реакций в молекулярном и ионном виде.

Составьте отчёт о работе. Сделайте вывод.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 5.(9 класс)

Тема: «Получение аммиака и изучение его свойств»

Цель: Получить аммиак и ознакомиться со свойствами водного раствора аммиака.

Оборудование и реактивы: спиртовка, металлический штатив, пробка с газоотводной трубкой, лопаточка, фарфоровая чашечка, стеклянная палочка, 5 пробирок, ватный тампон, кристаллизатор, наполненный наполовину  водой, фенолфталеиновая бумажка; хлорид аммония, гидроксид кальция, раствор аммиака (1%), раствор серной кислоты (1:5), растворы сульфатов цинка и алюминия (W = 0,5), раствор соляной кислоты (1:3).      

Инструкция к выполнению практической работы.

  Повторите по учебнику вопросы: получение и свойства аммиака, аммиачной воды и солей аммония. После этого приступайте к работе.

Опыт №1. Получение аммиака.

  Соберите прибор для получения аммиака.

  В фарфоровую чашечку насыпьте четыре лопаточки хлорида аммония и две лопаточки гидроксида кальция. Смесь перемешайте лопаточкой и насыпьте в сухую пробирку. Закройте её пробкой с газоотводной трубкой и укрепите в лапке штатива (обратите внимание на наклон пробирки со смесью). На газоотводную трубку наденьте сухую пробирку для собирания аммиака и отверстие её закройте ватным тампоном.

  Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция слегка прогрейте (2-3 движениями пламени), а затем нагревайте в том месте, где находится смесь. Для обнаружения аммиака поднесите к отверстию перевёрнутой вверх дном пробирки влажную фенолфталеиновую бумажку. Обнаружив аммиак, поднесите к отверстию пробирки стеклянную палочку, смоченную раствором соляной кислоты. Что наблюдаете? Каков химический состав образующихся твёрдых частиц (дыма)? Напишите уравнение реакции.

  Прекратите нагревание смеси. Пробирку, в которой собран аммиак, осторожно снимите с газоотводной трубки, держа её вверх дном (конец газоотводной трубки сразу же после снятия с неё пробирки с аммиаком закройте кусочком мокрой ваты).

  Немедленно закройте отверстие снятой пробирки большим пальцем и опустите в сосуд с водой. Палец отнимите только под водой. Что наблюдаете? Почему вода поднялась в пробирке? Снова закройте пальцем отверстие пробирки под водой и выньте её из сосуда.

Ответьте на вопросы

  1. Почему пробирку со смесью веществ для получения аммиака нужно укреплять в лапке штатива наклонно с приподнятым дном?

  2. Почему аммиак собирают в перевёрнутую вверх дном пробирку? Какие ещё газы можно собирать таким способом?

  3. Как доказать, что в водном растворе аммиака содержатся гидроксид-ионы?

С полученным водным раствором аммиака проделайте следующие опыты.

Изучение свойств водного раствора аммиака

Опыт № 1. В пробирку налейте 2-3мл водного раствора аммиака и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Каков цвет раствора? Нагрейте этот раствор до кипения. Как изменится окраска раствора? Чем вызвано это изменение?

Опыт № 2. Налейте в пробирку 2-3мл водного раствора аммиака. Добавьте 2-3 капли фенолфталеина и приливайте по каплям раствор серной кислоты до исчезновения малиновой окраски. Почему исчезла окраска? Напишите ионные уравнения реакции.

Опыт № 3. В пробирку налейте 2-3мл водного раствора сульфата алюминия (хлорида алюминия, сульфата цинка) и добавьте 1-2 капли раствора аммиака до помутнения. Испытайте, растворяется ли полученный амфотерный гидроксид в избытке раствора аммиака. Напишите полное и сокращённое ионные уравнения реакций.

Составьте отчёт о работе. Сделайте вывод.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 6.(9 класс)

Тема: «Получение оксида углерода (IV) и изучение его свойств. Распознавание карбонатов».

Цель: Получить и собрать оксид углерода (IV), провести его качественное подтверждение, определить по характерным реакциям карбонаты.

Оборудование и реактивы: пробирка с газоотводной трубкой, стакан объёмом 50мл, спиртовка, лучинка, 3 пробирки, кусочки мрамора; раствор соляной кислоты (1:1), известковая вода, Растворы карбоната натрия и гидроксида натрия (W=0,5), фенолфталеин.

Инструкция к выполнению практической работы.

При подготовке к работе повторите вопросы: получение и свойства оксида углерода(IV), угольная кислота и её соли, распознавание углекислого газа и карбонатов.

Получение оксида углерода (IV) и изучение его свойств.

Соберите прибор для получения оксида углерода (IV) из пробирки и газоотводной трубки. В пробирку внесите несколько кусочков мрамора и прилейте немного разбавленной соляной кислоты.

Опыт №1. Соберите оксид углерода (IV) и докажите его наличие в сосуде.

Опыт № 2. Пропустите оксид углерода (IV) в пробирку с 1-2мл известковой воды. Что наблюдаете? Теперь продолжайте пропускать газ в эту пробирку до образования прозрачного раствора. Как объяснить растворение осадка?

Составьте уравнения происходящих реакций.

Опыт № 3. Опустите трубку в пробирку с 2-3мл дистиллированной воды и пропустите через неё газ. Через несколько минут выньте трубку из раствора, добавьте к полученному раствору несколько капель раствора синего лакмуса. Что наблюдаете?

Опыт № 4. В 1мл воды внесите каплю раствора гидроксида натрия и каплю фенолфталеина. В раствор пропускайте оксид углерода (IV) до исчезновения окраски.

Ответьте на вопросы

1. Что происходит, если на мрамор действуют соляной кислотой?

2. Почему при пропускании углекислого газа через известковую воду происходит сначала помутнение раствора, а затем растворение осадка.

3. Что происходит при пропускании оксида углерода (IV) через дистиллированную воду?

Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращённом ионном виде.

Распознавание карбонатов.

В трёх пробирках под номерами находятся растворы веществ: хлорид натрия, карбонат натрия, сульфат натрия. Определите в какой пробирке какое вещество.

Рассуждения по анализу содержания задачи и её решению следует записать в таблицу.

 

Вещество

Реактив

Ba2+

H+

№ пробирки

NaCl

 

 

 

Na2CO3

 

 

 

Na2SO4

 

 

 

 

Составьте уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращённом ионном виде.

При практическом выполнении задачи необходимо помнить следующее:

1. Нельзя проводить реакции в пробирках, в которых даны исследуемые вещества. Нужно помнить, что часто приходится пользоваться несколькими реактивами при установлении одного и того же вещества.

2. Для распознавания берётся проба раствора исследуемого вещества с помощью пипетки (примерно 5 капель).

Сделайте вывод о проделанной работе. Уберите рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 7 (9 класс)

 

Экспериментальные задачи по теме: «Подгруппа азота»

 

Цель: Закрепить умения по распознаванию нитратов и солей аммония.

Оборудование: хлорид аммония, сульфат аммония, сульфат меди, нитрат бария, оксид меди, раствор азотной кислоты (1:2), гидроксид натрия, хлорид бария, нитрат серебра, хлорид натрия, хлорид алюминия, пробирки с удобрениями(аммофос, аммиачная селитра, сульфат калия).

Ход работы

Инструкция к проведению опытов.

Для решения предложенных задач следует повторить тему « Азот», особенно вопросы: азотная кислота и её соли, аммиак и соли аммония. Продумайте решение каждой задачи. При анализе задачи на распознавание веществ целесообразно вначале обдумать план её решения, отразив его в виде таблицы, написать все уравнения реакций, выбрать наиболее рациональный путь решения задачи. Только после этого приступайте к работе.

 

Задача 1. Докажите опытным путём, что: а) в состав хлорида аммония входят ионы аммония и хлорид- ионы, б) в состав сульфата аммония входят ионы аммония и     сульфат-ионы.

 

Реактивы

AgNO3

BaCl2

NaOH (нагрев.)

NH4Cl

+

+

(NH4)2SO4

+

+

Напишите уравнения реакций в молекулярном  и ионном виде.

 

Задача 2. Вам выданы образцы следующих удобрений: аммофос, аммиачная селитра и сульфат калия. С помощью характерных реакций определите, в какой пробирке находится каждое из выданных веществ.

 

Удобрения

BaCl2

AlCl3

Номер пробирки

NH4H2PO4

+

+

 

NH4NO3

 

К2SO4

+

 

 

При решении указанной экспериментальной задачи можно пользоваться таблицей «Распознавание удобрений».  Необходимо приготовить растворы удобрений, брать пробу каждого удобрения в отдельности на один и тот же реактив, чтобы можно было сравнивать между собой удобрения.

Задача 3. Получите нитрат меди (II) двумя способами, используя для этого реакции обмена.

Опыт № 1. К сульфату меди (II) добавьте раствор нитрата бария. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Опыт № 2. К оксиду меди (II) прилейте раствор азотной кислоты. Что наблюдаете? запишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Задача 4. Проведите реакции, которые выражаются следующими сокращенными ионными уравнениями:

 

H+ + OH → H2O

Ba2+ + SO42- → BaSO4

Ag+ + Cl→ Ag Cl↓

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практикум по неорганической химии.

9 класс

Химический практикум I

 

Свойства металлов и их соединений

 

Практическая работа № 1

 

Тема: Осуществление цепочки химических превращений

 

Цель: Провести реакции для соответствующих химических превращений.

 

Оборудование: карбонат магния, раствор соляной кислоты (1: 3), гидроксид натрия, раствор серной кислоты (1:5), сульфат меди, спиртовка, чашечка для выпаривания, держатель, спички. 

 

Ход работы

 

Инструкция к выполнению практической работы.

 

Проведите анализ задач, данных в практической работе, и предложите план их решения. При необходимости обратитесь к учебнику.

 

Вариант 1.

 

MgCO3MgCl2Mg(OH)2MgSO4

Опыт 1.

К карбонату магния прилейте соляной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 2.

К полученному раствору добавьте гидроксид натрия. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3.

К полученному осадку прилейте серную кислоту. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

 

Вариант 2.

 

CuSO4Cu(OH)2CuOCuCl2

 

Проведите реакции, в которых осуществляются записанные химические превращения. Составьте уравнения соответствующих реакций. Реакции ионного обмена запишите также в ионной форме.

Составьте отчёт о проделанной работе.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 2. (9 класс)

Тема: Экспериментальные задачи по распознаванию и получению веществ.

Цель: С помощью качественных реакций определить каждое из предложенных веществ, получить вещества в две-три стадии.

Оборудование: карбонат кальция, сульфат натрия, хлорид калия, хлорид бария, нитрат серебра, гидроксид натрия, раствор соляной кислоты(1:3) и серной кислоты(1:5).

Ход работы.

Инструкция к выполнению практической работы.

Повторите тему «Металлы», особенно вопросы: химические свойства металлов и их соединений. Продумайте решение задач, составьте уравнения соответствующих реакций, выберите наиболее оптимальный путь выполнения заданий и после этого приступайте к работе.

Задача 1.

В выданных вам трёх пробирках находятся: карбонат кальция, сульфат натрия, хлорид калия. Опытным путем определите, в какой пробирке находится каждое из выданных веществ. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращённом ионном виде.

Реактивы

H+

Ba2+

Ag+

№ пробирки

Na2SO4

+

 

CaCO3

+

 

KCl

+

 

 

При практическом выполнении задачи необходимо помнить следующее:

1. Нельзя проводить реакции в пробирках, в которых даны исследуемые вещества. Нужно помнить, что часто приходится пользоваться несколькими реактивами при установлении одного и того же вещества.

2. Для распознавания берётся проба веществ в небольших количествах (примерно 5 капель).

Задача 2.

Получение гидроксидов железа, взаимодействие их с кислотами.

Оборудование и реактивы: 2 пробирки; растворы хлорида железа (II и III) , гидроксид натрия (W=0,5), раствор соляной(1:3) или серной(1:5) кислоты.

Опыт 1.

В одну пробирку налейте 1-2мл раствора соли железа(II), в другую – раствора соли железа(III). К растворам обеих солей добавьте по 1-2мл щелочи. Каков цвет образовавшихся осадков? Составьте ионные уравнения реакций получения гидроксидов железа (II) и (III) .

Опыт 2.

К полученным гидроксидам железа прибавьте по 1-2мл раствора соляной или серной кислоты, встряхивая при этом содержимое пробирок. Что наблюдаете? Составьте ионные уравнения реакций гидроксидов железа с кислотой.

Задача 3. Качественные реакции на двух - трёхзарядные ионы железа.

Опыт 3. К 4-5 каплям раствора хлорида железа (III) добавьте 1-2 капли роданида калия. Как изменилась окраска раствора?

К нескольким каплям раствора хлорида железа (II) добавьте 1-2 капли раствора красной кровяной соли. Какого цвета выпавший осадок?

 

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe+3[Fe+2(CN)6] + KCl

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe+3[Fe+2(CN)6] + KCl

 

Составьте отчёт о проделанной работе.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 3. (9 класс)

 

Тема: Качественные реакции на ионы металлов.

 

Цель: Исследовать характерные свойства металлов и их соединений.

 

Оборудование: раствор хлорида алюминия, гидроксида натрия (W=0,5), раствор соляной кислоты (1:3), серной (1:5) кислоты, спиртовка, кусочки железа, хлорид железа (II), хлорид железа (III), растворы роданида калия, красной кровяной соли, сульфат меди(II).

 

Ход работы.

Инструкция к выполнению практической работы.

 

Задача 1. Получение гидроксида алюминия и изучение его свойств.

Задание:  Исследуйте характерные свойства гидроксида алюминия, отличающие его от других гидроксидов.

  В две пробирки внесите по 1-2ил хлорида алюминия и не более 3 капель гидроксида натрия. К образовавшемуся студенистому осадку в одной пробирке прилейте 1-2 капли соляной кислоты и содержимое пробирки встряхните до полного растворения осадка.

  К студенистому осадку во второй пробирке приливайте по каплям гидроксид натрия, каждый раз встряхивая содержимое пробирки, пока не произойдёт растворение осадка.

  Составьте уравнения реакций получения гидроксида алюминия и взаимодействия его с кислотой и щёлочью. Уравнения реакций запишите в молекулярном и ионном виде. Объясните результаты.

Задача № 2. Железо и его соединения.

Опыт 1.Взаимодействие железа с кислотами.

  В пробирку опустите 2-3 кусочка железа, прилейте к нему 1мл раствора соляной кислоты и растительного масла слоем 2-3 мл. Смесь нагрейте в течение 1-2мин, после чего раствор испытайте на наличие в нем ионов Fe2+. Запишите уравнения проведенных реакций в молекулярной и ионной формах. Укажите, какова роль растительного масла в реакции.

Опыт 2.Получение гидроксидов железа.

   В одну пробирку налейте 1-2мл раствора соли железа (II), в другую – раствора соли железа (III). К растворам обеих солей добавьте по 3-4 капли щелочи. Каков цвет образовавшихся осадков? Составьте уравнения реакций получения гидроксидов       железа (II) и (III) в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3.Взаимодействие гидроксидов железа с кислотами.

   К полученным гидроксидам железа  прибавьте по 2-3 капли раствора соляной кислоты, встряхивая при этом содержимое пробирок. Что наблюдаете? Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Задача № 3. Получите сульфат железа (II) не менее чем тремя способами.

Опыт 1.

  В пробирку опустите 2-3 кусочка железа. Прилейте 1-2мл раствора сульфата меди(II). Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции. Составьте схему электронного баланса.

Опыт 2.

  В пробирку опустите 2-3 кусочка железа. Прилейте 1-2мл раствора соляной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции. Составьте схему электронного баланса.

Опыт 3.

  В пробирку налейте 1-2мл раствора хлорида железа(II) и добавьте к нему 3-4 капли раствора гидроксида натрия. К полученному осадку прилейте раствор серной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Сделайте отчет о проделанной работе.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

Практикум по неорганической химии

8 класс

Химический практикум I

 

Практическая работа № 2

Тема: « Признаки химических реакций»

Цель: Выяснить признаки химических реакций.

Оборудование и реактивы: спиртовка, спички, пробирки, держатель, лучинка, химический стакан; медная проволока, раствор соляной кислоты (1:3), раствор серной кислоты (1:5), мрамор, раствор сульфата натрия, раствор хлорида бария, железный гвоздь, раствор хлорида меди.

Ход работы.

Инструкция к выполнению практической работы.

Повторите вопросы: Физические и химические явления, правила техники безопасности, химическое оборудование и обращение с ним.

Опыт 1.

 Прокаливание медной проволоки и взаимодействие оксида меди(II) с серной кислотой.

  Зажгите спиртовку. Возьмите тигельными щипцами медную проволоку и внесите её в пламя. Через некоторое время выньте проволоку из пламени и счистите с неё образовавшийся чёрный налёт на лист бумаги. Опыт повторите несколько раз. Поместите полученный черный налёт в пробирку и прилейте в неё раствор серной кислоты. Подогрейте смесь. Что наблюдаете?

  Образовалось ли новое вещество при накаливании меди? Запишите уравнение химической реакции и определите её тип. Какие признаки химической реакции вы наблюдали? Образовалось ли новое вещество при взаимодействии оксида меди (II) с серной кислотой? Определите тип реакции и запишите её уравнение.

Опыт 2.

 Взаимодействие мрамора с кислотой.

  Положите в небольшой стакан 1-2 кусочка мрамора. Прилейте в стакан столько соляной кислоты, чтобы ею покрылись кусочки. Стакан прикройте картоном. Через 1 минуту внесите в него зажженную лучину. Что наблюдаете? Образовалось ли новое вещество при взаимодействии мрамора с кислотой? Какие признаки химических реакций вы наблюдали? Запишите уравнение химической реакции и укажите её тип.

Опыт 3.

  Взаимодействие сульфата натрия с хлоридом бария.

  В пробирку налейте 2мл раствора сульфата натрия. Затем добавьте несколько капель раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Запишите уравнение химической реакции и укажите её тип.

Опыт 4.

 Реакция замещения меди в растворе хлорида меди (II) железом.

  В пробирку налейте 1,5мл раствора хлорида меди (II). Рассмотрите его цвет. Погрузите в раствор железный гвоздь. Через минуту извлеките гвоздь из раствора, обратите внимание на ту часть, которая находилась в растворе, и снова опустите его. Окончательный вывод о продуктах реакции сделайте через 5мин, сравнивая цвет полученного раствора с исходным.

  Напишите уравнение реакции взаимодействия хлорида меди (II)с железом, учитывая, что при этом образуется хлорид железа (II).

Оформите отчет о проделанной работе. Сделайте вывод.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 3  (8 класс)

 

Тема: «Получение водорода и изучение его свойств»

 

Цель: Получить водород и определить его свойства.

 

Оборудование и реактивы: металлический штатив, спиртовка, пробирки, пробка с газоотводной трубкой, стеклянная пластинка; гранулированный цинк, раствор соляной кислоты (1:3), порошок оксида меди(II).

 

Инструкция к выполнению практической работы.

Повторите по учебнику вопросы: получение водорода в лаборатории, его физические и химические свойства.

Ход работы

 

Опыт 1.

Получение водорода действием кислот на металлы.

  В пробирку поместите 2-3 гранулы цинка и прилейте 2мл раствора соляной кислоты. Пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и наденьте на неё ещё одну пробирку кверху дном. Подождите некоторое время, чтобы она заполнилась водородом.

  Проверьте водород на «чистоту». Для этого плавно приподнимите пробирку с водородом и, держа её вверх дном, закройте пальцем. Пробирку поднесите в горизонтальном положении к пламени и откройте её. Сгорание чистого водорода сопровождается слабым хлопком. Только убедившись в чистоте водорода, его можно поджечь. Составьте уравнение реакции и укажите её тип.

 

Опыт 2.

  Горение водорода.

  Подожгите водород, выделяющийся из изогнутой газоотводной трубки и опустите её конец в химический стакан. Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции и укажите её тип.

 

Опыт 3.

 Взаимодействие водорода с оксидом меди(II).

  Соберите прибор для получения водорода: положите в пробирку 4-5 гранул цинка, прилейте 3-4мл раствора соляной кислоты. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Укрепите прибор в штативе. Опустите конец газоотводной трубки в пробирку с оксидом меди (II) так, чтобы её конец был над веществом.

  Пробирку с оксидом меди нагрейте пламенем спиртовки в том месте, где находится вещество. Что вы наблюдаете на стенках пробирки и на поверхности кристаллов оксида меди (II)?

  После появления красного налёта нагревание прекратите, пробирку с трубки не снимайте до полного её охлаждения.

  Слейте с цинка раствор кислоты в чистую пробирку, одну-две капли его поместите на стеклянную пластинку и выпарьте. Пластинку держите высоко над пламенем, а не в пламени во избежание её растрескивания.

  Прекратите выпаривание, как только появятся первые кристаллы.

  Составьте уравнения реакций и укажите их типы.

Составьте отчет о проделанной работе.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 4 (8 класс)

 

Тема: Получение и свойства кислорода.

 

Цель: Познакомиться со способами собирания кислорода и его свойством поддерживать горение.

 

Оборудование и реактивы: металлический штатив, спиртовка, пробка с газоотводной трубкой, лучина, пробирки, вата; перманганат калия, сера, уголёк.

 

Ход работы

 

Инструкция к выполнению практической работы.

Повторите по учебнику физические и химические свойства кислорода, получение его в лаборатории.

 

Опыт 1.

  Получение и собирание кислорода.

 

 Перманганат калия поместите в сухую пробирку. У её отверстия положите комок ваты, который будет задерживать твёрдые частицы. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и укрепите прибор в лапке штатива. Газоотводную трубку опустите в химический стакан так, чтобы конец её доходил до дна.

  Прогрейте сначала всю пробирку с перманганатом калия, а затем нагревайте только то место, где находится вещество. Через некоторое время  проверьте тлеющей лучинкой заполнение химического стакана кислородом.

 

Опыт 2.

 Горение в кислороде угля.

 

  Положите в железную ложечку кусочек древесного угля и раскалите его в пламени. Затем ложечку с тлеющим углём внесите в сосуд с кислородом и наблюдайте за происходящим. Когда горение прекратится, влейте в сосуд немного известковой воды и взболтайте. Почему происходит помутнение? Запишите уравнение реакции горения угля

 

Опыт 3.

Горение в кислороде серы.

 В железную ложечку положите кусочек серы и подожгите его в пламени. Наблюдайте, как сера горит на воздухе. Затем поместите горящую серу в сосуд с кислородом. Как изменилось пламя? Почему? Запишите уравнение реакции горения серы.

 

Оформите отчет о проделанной работе.

 

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 5 (8 класс)

Тема: Приготовление раствора соли с определённой массовой долей растворённого вещества.

Цель: Приготовить раствор соли заданной концентрации.

 

Оборудование: стакан объёмом 50мл, стеклянная палочка, весы с разновесами, стеклянная лопаточка, мерный цилиндр, соль, вода.

 

Инструкция к выполнению практической работы.

 

При выполнении работы придерживайтесь следующей последовательности:

1. Произведите расчёты: определите какую массу соли и воды потребуется взять для приготовления раствора, указанного в условии задачи.

 

W(соли) ═  m(соли) / m(р-ра)

 

m(р-ра)  ═  m(cоли)  + m(воды)

 

2. Отвесьте соль и поместите её в стакан. Отмерьте измерительным цилиндром необходимый объём воды и вылейте в стакан. Содержимое перемешайте палочкой.

 3. В отчёте приведите расчеты, последовательность ваших действий.

 

Задача 1.

    Приготовьте 20гр водного раствора поваренной соли с массовой долей соли 5%.

 

Задача 2.

     Приготовьте 25гр водного раствора поваренной соли с массовой долей соли 4%.

 

Задача 3.

    Приготовьте  10гр водного раствора поваренной соли с массовой долей соли 10%.

 

Ответьте на вопросы:

 

1. Какой раствор называется насыщенным, ненасыщенным?

2. Что называется растворимостью вещества?

3. Что называется массовой долей растворённого вещества?

 

Рассчитайте, сколько молекул соли содержится в полученном растворе, используя известные вам соотношения:

 

N(мол.соли) = NAn(соли)

 

n(соли) = m(соли) / М(соли)

 

Где А - постоянная Авогадро.

 

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практикум по неорганической химии

8 класс

Химический практикум II

 

Практическая работа № 6

 

Тема: Ионные реакции

Цель: Закрепить умения распознавать вещества, с помощью качественных реакций на ионы.

Оборудование и реактивы: Пробирки, индикатор; растворы хлорида натрия, карбоната натрия, сульфата алюминия, хлорид бария, нитрат серебра, раствор соляной кислоты.

Ход работы.

 

Задача 1.

Распознавание солей соляной кислоты нитратом серебра.

В пробирку внесите 3-5 капель раствора хлорида натрия. К содержимому пробирки прибавьте 1 каплю нитрата серебра. Обратите внимание на внешний вид осадка.

Напишите уравнения реакций в ионном и молекулярном  виде.

 

Задача 2.

Распознавание карбонатов.

В пробирку налейте 1-2мл раствора карбоната натрия. Прилейте к нему соляной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

 

Задача 3.

Распознавание сульфат - ионов.

Налейте в пробирку раствор сульфата натрия. Прибавьте к нему раствор хлорида бария. Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.

 

Экспериментальная задача.

В трех пробирках под номерами даны растворы веществ: сульфат магния, хлорид калия, карбонат калия. Установите, в какой пробирке какая соль.

Вначале на исследуемые соли действуем кислотой и устанавливаем карбонат калия по выделению газа, затем к другим солям прибавляем соль бария. При этом определяем сульфат-ион, подтверждать наличие хлорид-иона в хлориде нецелесообразно, так как уже два вещества твердо установлены.

 

Вещество

Реактив

Ba2+

H+

№ пробирки

MgSO4

K2CO3

KCl

BaSO4

BaCO3

CO2

 

 

Прочерк ставят в том случае, если не образуется и не выделяется осадок и газ.

Записать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

При практическом выполнении задачи необходимо помнить следующее:

1. Нельзя проводить реакции в пробирках, в которых даны исследуемые вещества. Нужно помнить, что часто приходится пользоваться несколькими реактивами при установлении одного и того же вещества.

2. Для распознавания берется небольшая проба исследуемого вещества.

Сделать вывод о проделанной работе.

Привести в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа № 7 (8 класс)

 

Тема: Условия протекания химических реакций до конца.

 

Цель: Выяснить при каких условиях реакции ионного обмена идут до конца.

 

Оборудование: пробирки, растворы хлорида меди(II), хлорида (сульфата) железа(III), карбоната натрия, гидроксида натрия(С= 0.5моль/л), раствор соляной кислоты(1:3), раствор серной кислоты(1:5), раствор нитрата натрия.

 

Инструкция к выполнению практической работы.

 

Повторить тему: « Реакции  ионного обмена». При выполнении опытов воспользуйтесь таблицей « Растворимость оснований, солей и кислот в воде».

 

Ход работы

 

Опыт 1.

   В пробирку внесите 5 капель раствора хлорида меди(II) и прибавьте 5 капель раствора гидроксида  натрия. Что наблюдаете? Составьте полное и сокращенное ионные уравнения реакций.

 

Опыт 2.

   В пробирку налейте 1мл раствора карбоната натрия и прибавьте 3-4 капли раствора соляной кислоты. Содержимое пробирки взболтайте. Что наблюдаете? Составьте полное и сокращенное  ионные уравнения реакций.

 

Опыт 3.

  В пробирку внесите 7-8 капель раствора гидроксида натрия и одну каплю фенолфталеина. Какая окраска раствора? Прибавьте 1-2капли серной кислоты. Объясните, почему исчезает окраска раствора. Составьте полное и сокращенное  ионные  уравнения реакций.

 

Опыт 4.

   В пробирку внесите 3-4 капли раствора хлорида железа(III) и прибавьте столько же капель раствора нитрата натрия. Наблюдается ли реакция? Составьте полное ионное уравнение реакции. Можно ли сущность этой реакции выразить сокращенным ионным уравнением?

 

Сделайте вывод о проделанной работе.

Приведите в порядок рабочее место.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая работа 8  (8 класс)

Тема: Свойства кислот, оснований, солей

Цель: Ознакомиться со свойствами кислот, оснований и солей

 

Инструкция по выполнению практической работы

Повторите свойства кислот, оснований, солей и оксидов.

 

Опыт 1. Реакция обмена между оксидом меди (II) и серной кислотой.

На дно сухой пробирки поместите немного порошка оксида меди (II) и прилейте 5 капель раствора серной кислоты. Содержимое пробирки взболтайте. Какого цвета образуется раствор? Если реакция не наблюдается, нагрейте слегка пробирку. Каплю полученного раствора поместите на предметное стекло и нагрейте до выделения первых голубых кристаллов.

Напишите уравнение реакции между оксидом меди (II) и серной кислотой в молекулярном и ионном виде.

Оборудование и реактивы: металлический штатив с кольцом, спиртовка, держатель, воронка, фарфоровая чашечка, пробирка, фильтровальная бумага, раствор серной кислоты(1:10), порошок оксида меди.  

 

Опыт 2. Получение нерастворимых в воде оснований.

Оборудование и реактивы: пробирка, держатель, спиртовка, чашечка для выпаривания; раствор сульфата  меди(II), раствор гидроксида натрия (С=0,5моль/л), раствор соляной кислоты(1:3).

В пробирку налейте 1-3мл раствора сульфата меди(II) и прилейте 1-2 капли гидроксида натрия. Что наблюдаете? Отфильтруйте свежеосажденный гидроксид меди. Поместите гидроксид меди в чашечку для выпаривания и нагрейте его. Что наблюдаете? К порошку черного цвета добавьте раствор соляной кислоты. Что наблюдаете?

Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

 

Опыт 3. Взаимодействие щелочей с кислотами (реакция нейтрализации)

Оборудование и реактивы: пробирка, раствор гидроксида  натрия( С=0,5моль/л), раствор соляной кислоты(1:9).

В пробирку внесите 5 капель раствора гидроксида натрия и каплю фенолфталеина. Какого цвета получился раствор? К раствору добавьте каплю раствора соляной кислоты. Если не произошло обесцвечивания, добавляйте еще по каплям  кислоту.

Составьте уравнение проделанной реакции в молекулярном и ионном виде.

 

Опыт 4. Взаимодействие солей друг с другом.

Оборудование и реактивы: пробирка, раствор хлорида бария, раствор сульфата натрия.

В пробирку налейте 1-3мл раствора сульфата натрия. Добавьте к нему 1-2 капли раствора хлорида бария. Что наблюдаете?

Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Приведите в порядок рабочее место.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Методист-разработчик онлайн-курсов

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Свойства аммиака.pptx

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Свойства 
аммиакаNH303.05.2022Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунт...

    1 слайд

    Свойства
    аммиака
    NH3
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Состав вещества+7N )  )
      2   52s22p3электронная формула2s21s21s22p3вален...

    2 слайд

    Состав вещества
    +7N ) )
    2 5
    2s2
    2p3
    электронная формула
    2s2
    1s2
    1s2
    2p3
    валентные возможности
    III,
    IV
    +1H )
    1
    1s1
    1s1
    I
    неметалл
    неметалл
    NH3
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • HСтроениеNHH••Есть возможность образовать 
донорно – акцепторную связьМолекул...

    3 слайд

    H
    Строение
    N
    H
    H
    ••
    Есть возможность образовать
    донорно – акцепторную связь
    Молекула образована
    ковалентной полярной связью
    N
    H
    H
    H
    ••
    + H+
    N
    H
    H
    H
    ••
    H
    +
    АКЦЕПТОР
    ДОНОР
    Состав
    NH3
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Применение аммиака03.05.2022Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтае...

    4 слайд

    Применение аммиака
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Производство
 азотной
 кислотыNH3 → NO → NO2 →HNO303.05.2022Колмакова Н.М., у...

    5 слайд

    Производство
    азотной
    кислоты
    NH3 → NO → NO2 →HNO3
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Производство удобренийАзотные удобренияНитратыФосфат
аммонияМочевина03.05.202...

    6 слайд

    Производство удобрений
    Азотные удобрения
    Нитраты
    Фосфат
    аммония
    Мочевина
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Производство 
взрывчатых веществнитроглицерин03.05.2022Колмакова Н.М., учител...

    7 слайд

    Производство
    взрывчатых веществ
    нитроглицерин
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Холодильные установкиПри  испарении жидкого 
аммиака поглощается 
большое ко...

    8 слайд

    Холодильные установки

    При испарении жидкого
    аммиака поглощается
    большое количество теплоты.
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Производство
 волокон и пластмассСлужит сырьем
 для синтеза
 пластмасс и
 иск...

    9 слайд

    Производство
    волокон и пластмасс
    Служит сырьем
    для синтеза
    пластмасс и
    искусственных
    волокон
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • В медицинеПроизводство
 лекарствРезкий запах аммиака
 может вывести человека...

    10 слайд

    В медицине
    Производство
    лекарств
    Резкий запах аммиака
    может вывести человека
    из состояния обморока
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Производство 
средств бытовой химииВ основном средства для чистки стекла 03.0...

    11 слайд

    Производство
    средств бытовой химии
    В основном средства для чистки стекла
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Молекулярная 
кристаллическая 
решеткаСвойства физическиеСтроениеГаз, 
с хара...

    12 слайд

    Молекулярная
    кристаллическая
    решетка
    Свойства физические
    Строение
    Газ,
    с характерным
    запахом.
    Легче воздуха
    Хорошо растворим в воде
    H2O
    NH3
    NH3
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Химические свойстваNH3  +  H2O        NH4OHГидроксид аммонияNH4ОН  +  HCl ...

    13 слайд

    Химические свойства
    NH3 + H2O  NH4OH
    Гидроксид аммония
    NH4ОН + HCl  NH4Cl + Н2О
    Хлорид аммония
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Химические свойства   NH3  +  О2    N2 + Н2О NH3 + О2            NО + Н2Ока...

    14 слайд

    Химические свойства
    NH3 + О2  N2 + Н2О
    NH3 + О2  NО + Н2О
    катализатор
    NH3 - восстановитель
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

  • Домашнее задание§ 19, в.803.05.2022Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Т...

    15 слайд

    Домашнее задание
    § 19, в.8
    03.05.2022
    Колмакова Н.М., учитель Высшей категории Турунтаевской СОШ №1

Получите профессию

Менеджер по туризму

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Сероводород.doc

Сероводород - важнейшее водородное соединение серы. Это бесцветный газ с запахом тухлых яиц, очень ядовит, так как взаимодействует с гемоглобином крови. При отравлении сероводородом необходимо вдыхать свежий воздух или кислород с примесью хлора. Признак отравления сероводородом - потеря обоняния, запах перестает ощущаться.

Получение.

1. Сероводород можно получить синтезом  из серы и водорода:

 H +   S   =>  H2S

2. В лаборатории сероводород получают взаимодействием сульфида железа с соляной или разбавленной серной кислотами:

 FeS   +   H2SO  =>   FeSO4   +   H2S

Химические свойства.

Сероводород содержит атомы серы с низшей степенью окисления  -2, а потому является сильным восстановителем.

1. Горит голубоватым пламенем с появлением резкого запаха диоксида серы - полное окисление:

 2H2S   +   3O2   =>   2H2O   +   2SO2

2. При недостатке кислорода или внесении в пламя горящей серы холодного предмета образуется свободная сера в виде желтого налета и пары воды - неполное окисление:

 2H2S   +   O2   =>   2H2O   +   S

3. Сероводород малорастворим в воде и образует слабую сероводородную кислоту, ее соли называются сульфидами. Многие сульфиды окрашены:

CdS   -   ярко-желтый

CuS   PbS   -   черные

SnS   -   оранжевый

HgS   -   красный

4. При одновременном пропускании в воду сероводорода и диоксида серы выпадает осадок свободной серы:

 2H2S   +   SO2   =>   2H2O   +   3S

5. При пропускании сероводорода в растворы солей металлов (кроме щелочных) выпадают осадки сульфидов:

 CuSO4   +   H2S   =>   CuS   +   H2SO4

Pb(NO3)2   +   H2S   =>   PbS   +   2HNO3

Вторая реакция является качественной на сероводород и сульфид-ион.

6. Сероводород и сульфиды можно окислить озоном или пероксидом водорода до серной кислоты или сульфатов:

 H2S   +   4H2O2   =>   H2SO4   +   4H2O

Na2S   +   4O3   =>   Na2SO4   +   4O2

7. Сероводород может взаимодействовать с концентрированной серной кислотой:

 H2S   +   H2SO  =>   SO2   +   2H2O   +   S

Применение.

Окрашенные сульфиды служат основой для изготовления красок, в том числе светящихся. Они же используются в аналитической химии. Сульфиды калия, стронция и бария используются в кожевенном деле для удаления шерсти со шкур перед их выделкой.

 

Удобный способ.

   Однажды на лекции демонстрировался опыт: плавление серы в пробирке. Вдруг все почувствовали отвратительный запах. Лекция была сорвана.

   Все оказалось просто: в пробирку с серой попали кусочки парафина с пробковой крышки склянки, в которой хранился порошок серы. Смесь парафина и серы при нагревании выделяет сероводород:

 C20H42   +   21S   =>   21H2S   +   20C

   Чем сильнее нагревается смесь, тем активнее выделяется газ. Если нагревание превратить, то реакция останавливается, и сероводород не выделяется. Поэтому реакция очень удобна для получения сероводорода в учебных лабораториях.

 

Откуда сероводород в Черном море?

   Сероводород постоянно образуется на дне Черного моря при взаимодействии растворенных в морской воде  сульфатов с органическими веществами:

 CaSO4   +   CH4   =>   CaS   +   CO2   +   2H2O

CaS   +   H2O   +   CO2   =>   CaCO3   +   H2S

В этих реакциях участвуют сульфатвосстанавливающие бактерии. До верхних слоев воды сероводород не доходит, так как на глубине около 150 м он встречается с проникающим сверху кислородом. На этой же глубине обитают серобактерии, помогающие окислить сероводород до серы:

 2H2S   +   O2   =>   2H2O   +   2S

В последние годы в связи с катастрофическим загрязнением Черного моря верхняя граница пребывания сероводорода постепенно поднимается, убивая на своем пути все живое. Смертельная граница уже достигла глубина 40 м.

 

Вопросик:

О каких соединениях упоминал Пушкин в стихотворении?:

"Тогда услышал я (о, диво!), запах скверный,

Как будто тухлое разбилося яйцо,

Или карантинный страж курил жаровней серной.

Я, нос себе зажав, отворотил лицо..."

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Урок 26.doc

Урок 26. Неметаллы в периодической системе. Строение их атомов

 Задачи урока: на примере строения атомов неметаллов продолжить формирование знаний учащихся о взаимосвязи строения и свойств атомов.

 Оборудование: периодическая таблица, ЦОРы №№ 1, 3, 18, 73, образцы неметаллов (уголь, бром, йод, сера).

 

Поскольку большая часть урока строится на работе учащихся с периодической таблицей химических элементов, учителю отводится роль управляющего их самостоятельной учебной деятельностью. С этой целью желательно, чтобы на доске был представлен план урока.

В связи с этим тип настоящего урока может квалифицироваться как урок применения знаний (т. е. урок-упражнение).

Учитель, ознакомив учащихся с темой и задачами предстоящего урока, в качестве актуализации знаний просит учащихся вспомнить физический смысл обозначений в периодической таблице и закономерности изменения строения атомов и свойств химических элементов в периодах и группах. Основными моментами должны стать: заряд ядра, число валентных электронов, радиус атомов, электроотрицательность, металлические и неметаллические свойства химических элементов.

Далее целесообразно организовать самостоятельную деятельность учащихся. Для этого учитель просит учащихся составить сообщение, тема которого «Химические элементы- неметаллы», пользуясь планом:

  1. Положение в периодической системе.
  2. Особенности строения атомов.
  3. Число внешних (валентных) электронов.
  4. Электроотрицательность.
  5. Типы образуемых химических связей.

Обычно ученики довольно быстро справляются с подобным заданием. Учитель предоставляет им слово, а затем (в качестве подтверждения правильности высказанных ими гипотез) передает на экран ЦОРы №№ 3 и 1. Учащиеся записывают примеры, данные в № 3.

После этого можно создать проблему, решение которой несколько расширит представления учащихся об относительности понятий «металл-неметалл»: почему атомы бора и алюминия, имеющие по 3 электрона на внешнем уровне, относят к разным типам химических элементов?

Учащиеся обычно ограничиваются предположением о разнице в радиусе данных атомов. Учитель может добавить, что это влечет за собой разную электроотрицательность этих атомов. Поэтому атом бора образует ковалентные химические связи в простых веществах, а атом алюминия – металлическую химическую связь.

В качестве подтверждения своих слов учитель передает на экран ЦОРы №№ 18 и 73 и просит учащихся написать схемы образования молекул хлора и азота.

Желательно акцентировать внимание учащихся на том, что ковалентные связи в данных случаях образуются по обменному механизму, т. е. за счет неспаренных внешних электронов.

Для закрепления материала урока учитель предлагает учащимся выполнить упр. № 3 после п. 14. Учащиеся комментируют данное упражнение.

Домашнее задание: §§14, 15, упр. 2, 4 после §15.

Урок 27. Свойства простых веществ-неметаллов в зависимости от особенностей химической связи и типа кристаллической решетки

Задачи урока: на основании знаний учащихся о строении атомов-неметаллов и типов химической связи показать связь между физическими свойствами веществ и типом кристаллической решетки.

Оборудование: ЦОРы №№ 3, 8, 9, 10, 13, образцы серы, брома, йода, красного фосфора, хлора (собранного в колбу), активированный уголь, графит, спиртовка, пробирки, зажим, предметное стекло, источник постоянного тока, принадлежности для сбора электроцепи.

 

Урок логично начать с характеристики положения неметаллов в периодической системе и строения их атомов. В качестве поддержки ответов учащихся учитель передает на экран ЦОР № 3.

Учащиеся должны сделать вывод, что атомы химических элементов-неметаллов с такими же атомами образуют ковалентные химические связи.

На этом этапе учитель может дополнить представления учащихся о взаимодействии атомов, акцентируя внимание на пространственном строении образуемых атомами молекул, а также количестве химических связей, характерных для атомов-неметаллов, имеющих разное число валентных электронов.

Учитель предлагает образцы простых веществ-неметаллов и просит охарактеризовать агрегатное состояние и некоторые физические свойства этих веществ (цвет, температуру плавления – высокая, низкая; твердость). Здесь целесообразно провести некоторые опыты: плавление серы, нагревание графита, возгонка йода, проверка образцов на электропроводность с помощью источника постоянного тока и последовательно собранной цепи, применяемой для демонстрации опытов при изучении электролитической диссоциации.

После обсуждений гипотез, предложенных учащимися, можно вывести на экран ЦОР № 13 и записать данные в конспект. Учащиеся должны прийти к выводу о том, что строение неметаллов характеризуется молекулярной или атомной кристаллической решеткой.

Важно, чтобы ученики не путали понятия «межмолекулярные и химические связи»: при слабой связи между молекулами в молекулярных кристаллах связи между атомами в молекулах остаются прочными.

На следующем этапе учитель выводит на экран ЦОРы №№ 9, 10. Учащиеся просматривают видеоролики, после чего учитель предлагает им определить тип кристаллической решетки алмаза и графита. В качестве помощи можно вывести на экран ЦОР № 8. Путем умозаключений учащиеся должны прийти к следующим выводам:

1)     Типичные неметаллы имеют молекулярное строение.

2)     Молекулы их состоят из двух, реже из большего числа атомов.

3)     Для «пограничных неметаллов» (С, Si, B) характерна атомная кристаллическая решетка.

4)     Отсутствие свободных электронов определяет и отсутствие электропроводности большинства неметаллов.

В заключение урока можно решить следующую проблему: зависимость температуры плавления и кипения от строения неметалла и массы молекул.

Домашнее задание: §16, ответить на вопросы после параграфа.

Урок 28. Аллотропия неметаллов

Задачи урока: познакомить учащихся с понятием «аллотропия», аллотропными модификациями некоторых неметаллов, закрепить знания учащихся о взаимосвязи строения вещества и его свойств.

Оборудование:  табл. 10 (стр. 164 учебника), ЦОРы №№ 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10; сера кристаллическая, пробирка, стакан с водой, спиртовка, зажим пробирочный, тигельные щипцы.

 

Урок можно начать с повторения положения атомов-неметаллов в таблице Д. И. Менделеева и особенностей строения их атомов. Учащимся предлагают ответить на вопросы:

1. Какое место в периодической таблице занимают атомы неметаллов? 2. Чем отличаются эти атомы от атомов металлов? 2. Какие типы химических связей могут формировать данные атомы? 3. Какие из видов химических связей наблюдаются в простых веществах, образуемых данными атомами? 4. На одном примере охарактеризуйте взаимосвязь строения простого вещества и его свойств. (Учащимся наиболее знаком кислород, поэтому можно конкретизировать данный вопрос: дайте характеристику кислороду как типичному представителю неметаллов).

После обсуждения вопросов следует уточнить число атомов неметаллов (22) и задать следующий вопрос: Кому известно количество простых веществ-неметаллов? Такой вопрос вызовет учебное затруднение учащихся, что позволит перейти непосредственно к новой теме.

Желательно новый для учащихся материал конспектировать в виде таблицы «Свойства аллотропных модификаций», заготовленной заранее.

Веще-ство

Тип химической связи между атомами

Тип кристалли-ческой решетки

Химическая активность

Физические свойства

Цвет

Запах

Растворимость в воде

Электропро-водность

 

Учитель демонстрирует на экране ЦОРы №№ 5 и 8. Учащиеся должны сделать вывод о том, что явление аллотропии – это природное явление, характерное практически для атомов всех химических элементов. Оно отчасти объясняет причину многообразия веществ в природе. Логично расшифровать смысл термина «аллотропия», выведя на экран ЦОР № 6, а затем записать его в конспект урока. С помощью карточки вещества (ЦОР № 4) учащиеся заносят сведения о кислороде в свою таблицу. Как правило, сведения об озоне у ребят отрывочные и требуется помощь учителя при характеристике этого вещества. Рассказ учителя можно вести параллельно с видеороликом ЦОРа № 7. Можно дополнить сведения об озоне естественной реакцией его разрушения в атмосфере: O3 + NO = O2 + NO2 (NO образуется при взаимодействии кислорода с азотом во время грозы). Далее учитель знакомит учащихся с аллотропными модификациями атома углерода – алмазом и графитом, сопровождая свой рассказ видеороликами (ЦОРы №№ 9, 10).

Для закрепления полученного материала учитель демонстрирует опыт «превращения» серы кристаллической в серу пластическую. Учащиеся делают вывод о том, что явление аллотропии распространено в природе.

В качестве задания на дом кроме § 17 учебника и докладов (по желанию) об открытии, применении алмаза, графита, а также кислорода и озона, можно предложить учащимся заполнить таблицу, начатую на уроке, относительно аллотропии серы (при изучении серы данный материал им пригодится).

 

 Урок 29. Кислотные свойства хлороводорода и основные свойства аммиака

 

Задачи урока: путем наблюдений подвести учащихся к выводу о зависимости кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов от порядкового номера химического элемента в таблице Д. И. Менделеева.

 

Оборудование: на столах учащихся растворы хлороводорода (соляной кислоты), аммиака, две пробирки, лакмус, ЦОРы №№ 14, 27, 28, 76, 78, 79.

 

В начале урока полезно вспомнить, что атомы неметаллов способны образовывать химические связи посредством общих электронных пар и повторить образование связи атомов азота и хлора с атомами водорода. Здесь демонстрируем  на экране ЦОР № 76.

Далее учитель ставит перед учащимися проблему: как практически получить хлороводород?

 После гипотез, выдвинутых учащимися, учитель передает на экран видеоролик из ЦОРа № 27, и учащиеся записывают уравнение химической реакции (можно с определением окислителя и восстановителя).

 Учитель сообщает, что подобным образом, но при определенных условиях, можно получить другие водородные соединения. Для одних такой способ является промышленным (NH3, HCl) , для других имеет лишь научное значение (CH4,H2O, H2S). Учащиеся сами могут дать необходимые пояснения по данному вопросу.

Возвращаясь к опыту получения хлороводорода, учитель просит вспомнить, какие правила техники безопасности соблюдались при выполнении этого опыта (если учащиеся не обратили внимание, можно еще раз просмотреть видеоролик), и задает вопрос: с чем это связано? Учащиеся выдвигают гипотезу о том, что хлороводород опасен.

Как подтверждение данной гипотезы учитель передает на экран ЦОР № 28 (растворение хлороводорода в воде). Вопрос, прозвучавший в конце просмотра видеоролика, приводит к обсуждению сущности процесса растворения как электролитической диссоциации и образования кислой среды в растворе.

Для дальнейшего осознанного усвоения материала логично будет на этом этапе рассмотреть образование иона гидроксония в растворе хлороводорода. Как подтверждение этому учитель просит учащихся провести лабораторный опыт (проверить с помощью индикатора свойства соляной кислоты) и записать уравнение диссоциации.

Далее переходим к изучению свойств аммиака. Для этого учитель просит провести лабораторный опыт (проверить индикатором свойства раствора аммиака) и передает на экран видеоролик из ЦОРа № 78 (свойства аммиака). Далее можно с помощью гипотез учащихся решить проблему: почему в растворе аммиака наблюдается избыток гидроксид-анионов?

Если учащиеся затрудняются, то можно обсудить эту проблему после просмотра ЦОРа № 79.

Итоги обсуждения заносятся в конспект в виде уравнения взаимодействия аммиака с водой и следующего вывода: ковалентная связь может образовываться посредством обобществления электронной пары, принадлежащей одному из взаимодействующих атомов, т.е. по донорно-акцепторному механизму.

В конце урока учитель еще раз обсуждает с учащимися положение изученных атомов неметаллов в таблице Д. И. Менделеева и делает совместно с ними вывод:

Строение атома определяет свойства не только простых веществ, но и свойства сложных соединений данного атома.

На этом этапе можно вывести на экран ЦОР № 14. Учащиеся слушают, а затем записывают его в тетрадь.

Домашнее задание: §18, упр.2, 3.

Урок 30. Водородные соединения неметаллов

Задачи урока: обобщить знания о водородных соединениях неметаллов, показать закономерности в изменении кислотно-основных свойств в зависимости от положения химического элемента в периодической системе.

Оборудование: ЦОРы №№ 27, 58, 78, таблица 11 (п. 18), периодическая таблица.

 

Урок можно начать с повторения закономерностей в изменении строения внешнего электронного слоя в атомах неметаллов. Соответственно следует обратить внимание учащихся на изменение заряда ядра атомов, радиуса и электроотрицательности в периоде.

Здесь правомочен вопрос учителя: как изменяется низшая валентность, проявляемая данными атомами в периоде? Учащиеся сами выдвинут гипотезы для объяснения того, почему уменьшение значения низшей валентности атомов происходит слева направо.

На данном этапе урока необходимо подвести учащихся к выводу о том, что слева направо с увеличением электроотрицательности атомов будет увеличиваться полярность ковалентной связи в соединениях с водородом. В связи с этим можно обсудить ее прочность, дав возможность ученикам самим предположить, как будут вести себя водородные соединения неметаллов одного периода (например, 3-го) в воде.

Учащиеся уже видели видеоролики в ЦОРах №№ 78 и 28.

На данном уроке полезно еще раз их просмотреть с другой целью: чтобы обобщить полученные сведения об аммиаке и хлороводороде применительно к другим неметаллам (например,  фтороводороду, бромоводороду, фосфину). С этой целью можно создать учебное затруднение.

Моделируем ситуацию: предположим, имеются три колбы, заполненные силаном, фосфином, сероводородом. Как, не прибегая к реактивам, распознать содержимое колб?

Если позволяет время урока, то можно обсудить вопрос о том, почему метан не растворяется в воде? Это укрепит осознание учащимися взаимосвязи строения атома и свойств образуемых им соединений.

Разрешение учебного затруднения приведет учащихся к выводу о взаимосвязи строения атомов и свойств растворов водородных соединений данных атомов. Здесь же можно разрешить проблему силы сероводородной и соляной кислот.

С помощью таблицы 11 учебника учащиеся составляют представление о влиянии радиуса атомов неметаллов на электроотрицательность, прочность молекул водородных соединений неметаллов в группе.

Для разрешения вопроса о получении водородных соединений неметаллов учитель передает  на экран ЦОРы №№ 58, 27 и просит учащихся составить уравнения химических  реакций, указав окислитель и восстановитель в данных конкретных случаях. При наличии времени учитель может дополнить сведения о получении водородных соединений неметаллов, записав необходимые уравнения реакций.

Водородные соединения неметаллов образуются при реакциях гидролиза солей бескислородных кислот.

На следующем этапе урока можно разрешить проблемную ситуацию:  одинакова ли сила кислот, образующихся при растворении водородных соединений неметаллов 7-й группы и оснований, образуемых водородными соединениями неметаллов 5-й группы?

С этой целью можно разделить класс на варианты для самостоятельного выполнения этой работы с последующим обсуждением и корректированием гипотез учащихся по данному вопросу.

      

Для закрепления изученного на уроке материала учитель предлагает учащимся выполнить упражнение по написанию уравнений реакций, характеризующих свойства водородных соединений Н2S и РН3.

Домашнее задание: § 18, упр. 1–3, повторить классификацию и химические свойства оксидов.

 

Урок 31. Высшие оксиды неметаллов

 

Задачи урока: на основании знаний строения атомов неметаллов выявить зависимость кислотных (окислительных) свойств их высших оксидов от степени окисления атома, расширить представления учащихся о возможностях атомов неметаллов.

 

Оборудование: ЦОРы №№ 52, 61, 63, 100, 101, 102, стеклянная трубка, раствор гидроксида кальция.

 

Проверку домашнего задания можно провести в виде фронтальной беседы по вопросам предыдущего урока, попросив учащихся дать характеристику водородного соединения серы, селена, фосфора, брома и т. д. в сравнении.

План характеристики может быть таким: строение атома; валентность, проявляемая в водородном соединении; прочность химической связи; физические характеристики; отношение к воде. Для сравнения учащиеся берут подобные соединения соседних с характеризуемым атомом химических элементов.

Подобный подход учит их анализировать, сопоставлять, обобщать полученные сведения.

Учитель может также спросить учащихся, как отражается на силе бескислородных кислот строение атомов неметаллов 6-й группы, и т. д. Здесь же можно провести и небольшую проверочную работу по данной теме.

Далее учитель просит составить формулы высших оксидов элементов неметаллов 2-го и 3-го периодов. Учащиеся легко справляются с заданием, поэтому не стоит на данном этапе задерживаться.

Учитель предлагает составить генетические ряды некоторых неметаллов (например, C, S, N2). Эту работу можно провести по рядам с последующими записями на доске.

На данном этапе учащиеся должны сделать вывод о способах получения оксидов путем сжигания простых или сложных веществ.

Учитель может дополнить вывод учащихся: подобным способом нельзя получить оксиды галогенов. Их, как и некоторые другие, можно получить разложением солей кислородсодержащих кислот. Учащиеся должны записать 2 способа получения.

С этой целью учитель передает ЦОРы №№ 63 и 61, а также 100.

Учитель обращает внимание учащихся на генетические ряды серы и азота (в результате окисления этих неметаллов кислородом не образуются высшие оксиды). Каков их характер?

Таким образом, создается учебное затруднение. Разрешается оно при помощи учителя, который обратит внимание учащихся на:

1)     строение атомов неметаллов (точнее, внешних электронных оболочек), их способность отдавать разное число электронов при окислении;

2)     высокую электроотрицательность этих атомов.

С проблемной ситуацией (как получить высшие оксиды) учащиеся в состоянии справиться самостоятельно. Учитель лишь корректирует их гипотезы и вместе с ними дополняет генетические ряды:

а)     C   →     CO2   →     H2CO3  →    СaCO3 (карбонаты);

                        

                       CO   кислоты не существует.

 

б)     S       SO2        SO3    H2SO4    BaSO4 (сульфаты)

                        

                      H2SO3     Na2SO3  (сульфиты)

 

в)      N2    NO     NO2     HNO3     KNO3  (нитраты)

                       ↓+NO2

                     N2O3      HNO2   NaNO2 (нитриты).

Желательно на данном этапе не рассматривать уравнения превращений в целях экономии времени урока. Это задание можно дать учащимся в качестве домашнего.

Выводом этого этапа урока должна стать классификация оксидов (солеобразующие и несолеобразующие) и доказательство их кислотного характера. Для этого учитель передает на экран ЦОР № 101 и 102. Если позволяет время урока, то учитель демонстрирует с их помощью взаимодействие известковой воды с углекислым газом (продувание известковой воды с помощью стеклянной трубки) и записывает уравнение реакции.

Для закрепления этого этапа можно предложить следующее: учитель просит предложить способы определения характера оксида серы (IV) или оксида фосфора (V).

Учащиеся должны предложить не менее двух способов: растворение оксида в воде и проба раствора на индикатор и взаимодействие оксида со щелочью. При этом важно обратить внимание учащихся на то, что данные реакции не являются окислительно-восстановительными, степень окисления атома неметалла в оксиде равна степени окисления этого неметалла в кислоте или образующейся соли.

В заключение урока необходимо рассмотреть окислительно-восстановительные свойства кислотных оксидов. Желательно, чтобы учащиеся сами вспомнили значение терминов «окислитель» и «восстановитель» и предложили свои гипотезы по данному вопросу.

Отметим, что учащиеся легче ориентируются в предложенной проблеме, если есть опорная схема в виде числовой оси с отраженными степенями окисления атомов.

Учащиеся делают вывод: высшие оксиды неметаллов – окислители, сила которых возрастает вместе с увеличением степени окисления атома неметалла в оксиде.

Вопрос о принадлежности оксида неметалла, содержащего атом в промежуточной степени окисления, является учебным затруднением. В его разрешении может помочь ЦОР № 52, который учитель передает на экран после выдвижения учащимися своих гипотез и просит записать на ее основании вывод: в зависимости от реагента оксиды неметаллов в промежуточной степени окисления могут проявлять окислительные и восстановительные свойства.

Домашнее задание: § 19, упр. 1, написать уравнения химических превращений согласно схемам, записанным на уроке или в упр. 7.

 

Урок 32. Кислородсодержащие кислоты

Задачи урока: обобщить знания учащихся о кислотах, познакомить с правилами составления формул кислородсодержащих кислот и определения их силы.

Оборудование: концентрированные растворы кислот, ЦОРы №№ 65, 88, 103, на столах учащихся: раствор серной кислоты, цинк, оксид меди (II), раствор гидроксида натрия, фенолфталеина, хлорида (или нитрата) бария, спиртовка, пробирки, зажим, лакмус.

На уроке важно не только исследовать свойства кислородсодержащих кислот, но и повторить ранее изученные соединения неметаллов. С этой целью можно провести проверочную работу, задания которой отвечают данной цели  (учитель подбирает их индивидуально), рассчитывая работу не более чем на 5–7 минут урока, или провести фронтальный опрос по домашнему заданию. При устном опросе особое внимание учитель уделяет закономерностям изменения окислительных свойств высших оксидов неметаллов.

После уточнения понятия «солеобразующие оксиды» следует перейти к теме урока.

Учитель демонстрирует концентрированные кислоты и рассматривает их как производные реакций соединения кислотного оксида с водой.

С этой целью он выводит на экран ЦОРы №№ 88, 65, 103. Учащиеся с помощью символов составляют структурные формулы данных кислот. Затем можно вывести на экран  ЦОРы №№ 82 и 68, чтобы ученики сравнили и скорректировали свои записи.

Обсуждение вопроса о том, что общего в строении кислородсодержащих кислот, приведет их к выводу об общности свойств, определяемых наличием атомов водорода.

На следующем этапе можно предложить составить формулы менее известных учащимся кислот (борная, селеновая, хлорная). Создается учебное затруднение, которое разрешается с помощью учителя.

Если позволяет время урока, то можно пояснить основные правила составления формул кислот. Хорошо, если для этого будет заготовлен специальный транспарант, который может выглядеть так:

Число атомов кислорода в кислотном остатке зависит от того, в каком периоде периодической таблицы стоит данный элемент (неметалл).

 

Номер периода, в котором находится элемент

Число атомов кислорода в кислотном остатке

II

3

III, IV

4

V

6

Сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю.

Степень окисления: водорода = +1, кислорода = -2, неметалла = № группы.

Обозначив число атомов водорода через «Х», вычисляем их.

Примеры : 

Название кислоты

№ периода, в котором стоит атом неметалла, высшая степень окисления

Число атомов кислорода в кислотном остатке

Число атомов водорода

Формула кислоты

Азотная

II, +5

3

Х+5+(-2)*3=0

Х=1

HNO3

Фосфорная

III, +5

4

Х+5+(-2)*4=0

Х=3

Н3РО4

 

Путем умозаключений учащиеся делают вывод о том, что с уменьшением неметаллических свойств уменьшаются окислительные свойства неметаллов, их оксидов и, следовательно, кислот. Здесь также существует свое правило (учитель рассматривает его, если позволяет время урока):

Чем больше число, получаемое при отношении с.о. центрального атома к числу атомов кислорода в кислоте, тем больше сила кислоты.

Учитель предлагает небольшой тренинг в сравнении свойств отдельно взятых кислот в качестве закрепления данного этапа урока.

Следующий этап урока отводится для выполнения учащимися лабораторных опытов в качестве закрепления материала урока.

   С целью экономии времени урока задания для опытов необходимо заранее поместить на рабочих столах учащихся.

Домашнее задание: § 19, упр. 2, 4, 5.

 

 

Урок 33. Повторение и обобщение знаний по теме «Неметаллы и их соединения»

Задачи урока: обобщить знания по теме, закрепить умения составлять уравнения реакциий с участием неметаллов, проконтролировать уровень усвоения данной темы.

Оборудование: ЦОРы №№ 2, 15.

На столах учащихся приборы и реактивы, необходимые для проведения данного урока.

 

Урок можно провести в форме семинара (фронтального или группового).

С учащимися необходимо обсудить следующие вопросы:

1) Положение неметаллов в периодической системе химических элементов и строение их атомов.

2) Строение и физические свойства простых веществ.

Этот вопрос можно представить в виде решения проблемы. Для этого надо предоставить учащимся образцы неметаллов (причем названия не произносятся, учащиеся должны сами назвать их), с тем чтобы они описали их физические характеристики и на этом основании пояснили строение веществ. Здесь учитель отслеживает знания учащихся обратной связи: свойства – строение, а ученик выступает в роли исследователя.

3) Состав, закономерности изменения кислотно-основных свойств бинарных соединений: водородных и оксидов.

Данный вопрос можно разнообразить, если учитель попросит учащихся провести эксперименты, ранее рассматриваемые на уроках (исследование свойств раствора аммиака, хлороводорода, оксида фосфора или серы), и на этом основании сделать необходимые выводы.

На этом этапе учитель может предложить работу с ЦОРом № 2.

4) Состав и свойства кислородсодержащих кислот.

Думается, что не лишним на данном этапе будет рассмотрение правил техники безопасности при работе с кислотами.

Для анализа свойств кислот необходимо предложить учащимся провести эксперименты по выявлению раствора кислоты из трех предложенных растворов; по определению характерных химических реакций кислот.

Для закрепления данного этапа можно обсудить вопрос: что общего в свойствах кислот и чем они отличаются (это даст возможность обсудить причины разной силы кислот в периоде и группе).

Итогом семинара должна стать проверочная работа, для которой учитель может воспользоваться ЦОРом № 15.

Домашнее задание: повторить §§ 3, 11.

 

 

 

 

 

Урок 34. Галогены в периодической системе химических элементов и строение их атомов и молекул

 

Задачи урока: закрепить знания учащихся о зависимости свойств атомов от их строения на примере характеристики галогенов.

 

Оборудование: периодическая таблица химических элементов, ЦОРы №№ 16, 17.

 

Урок логично начать с повторения учащимися физического смысла всех параметров таблицы химических элементов и закономерностей изменения свойств атомов.

Учитель сообщает учащимся, что среди химических элементов изначально были выделены яркие «семейства» элементов, схожих по своим свойствам и свойствам соединений.

После этого учитель ставит задачу учащимся (проблемный вопрос урока): выяснить, почему атомы химических элементов 7-й группы главной подгруппы объединили в одно «семейство» галогенов?

Учитель предлагает учащимся, пользуясь планом характеристики химического элемента, данном в п. 11, составить таблицу и занести в нее сравнительные данные относительно атомов галогенов. Эту работу можно провести по вариантам с последующими комментариями таким образом, чтобы у всех учащихся была полная картина обо всех атомах галогенов. При этом учитель объясняет (можно с помощью ЦОРа № 16) происхождение термина «галоген», а также почему не рассматривается астат, стоящий в группе с галогенами.

Таблица может выглядеть следующим образом:

Сравнительная характеристика атомов галогенов.

 

Характеристика

Фтор

Хлор

Бром

Йод

1.Химический знак

 

 

 

 

2.Положение элемента в ПС:

а) атомный номер

б) период

в) группа

 

 

 

 

3.Атомная масса

 

 

 

 

4.Вид элемента

 

 

 

 

5.Заряд ядра

 

 

 

 

6.Общее число электронов

 

 

 

 

7.Число электронов на внешнем уровне

 

 

 

 

8.Число электронных слоев

 

 

 

 

9.Валентность:

а) в соединениях с кислородом

б) в летучих водородных соединениях

 

 

 

 

 

После работы над таблицей учитель просит учащихся сделать вывод о том, как изменяются свойства атомов галогенов, с чем это связано и что общего у данных элементов.

Эти выводы помогут учащимся ответить на самый главный вопрос урока и справиться с домашним заданием.

Домашнее задание: § 20, упр.1–5.

 

 

 

 

 

Урок 35. Химические свойства галогенов – простых веществ – как окислителей

 

Задачи урока: закрепить понятие «окислитель» на примере рассмотрения химических свойств галогенов.

Оборудование: ЦОРы №№ 25, 26, 27; на демонстрационном столе учителя: пробирка – реактор, 1 грамм перманганата калия, концентрированная соляная кислота, концентрированные растворы бромида калия и йодида калия, ватные тампоны, спиртовка, штатив.

 

Урок традиционно начинаем с проверки домашнего задания в качестве подготовки к усвоению нового материала (упр. 1–5). Итог проверки: вывод о химической активности галогенов как окислителей и практическая невозможность существования в природе в виде простых веществ.

На данном этапе правомочен вопрос учителя: одинакова ли окислительная способность галогенов?

Учитель просит объяснить этимологию названия «галогены» и переходит к рассмотрению их химических свойств.

Сначала учащиеся выдвигают гипотезы предполагаемых свойств простых веществ галогенов, которую заносят в конспект в виде схемы:

                                                    металлы

 


 Галоген                                     неметаллы, атомы которых менее электроотрицательны

 

 

                                                    сложные вещества (какие?); примеры веществ учащиеся

                                                    допишут в конце урока

 

 

В начале изложения нового материала учитель сообщает, что все работы с галогенами нужно проводить с большой аккуратностью, опыты – в вытяжном шкафу.

Если позволяет время урока, то можно попросить учеников объяснить правила работы с галогенами самостоятельно, используя знания о строении простых веществ.

 

Учитель выводит на экран видеоролик взаимодействия хлора с медью и железом (ЦОР № 25).

Желательно мотивировать учащихся вопросом: укажите после просмотра признаки и условия происходящей реакции, запишите уравнение реакции хлора с медью.

 

Реакции анализируют с точки зрения окислительно-восстановительного процесса.

Далее предлагаем записать уравнение реакции хлора с железом. При этом одного ученика просим работать с интерактивным упражнением на компьютере (ЦОР № 26), а затем проводим коррекцию записей учащихся, выведя на экран данное упражнение.

Учащиеся делают вывод: галогены выступают в роли окислителей, а в результате образуются соли бескислородных кислот.

Учитель демонстрирует на экране видеоролик взаимодействия хлора с водородом (ЦОР № 27) и просит учащихся определить признаки и условия данной реакции. Учащиеся самостоятельно записывают уравнение реакции, определяя роль галогена как окислителя.

 

Учитель обращает внимание учащихся на то, что раствор хлороводорода является кислотой (в этом учащиеся убедились на предыдущем уроке), следовательно, обладает всеми свойствами кислот.

Если позволяет время урока, то устно учащиеся проговаривают возможные свойства соляной кислоты.

 

Далее учитель переходит к рассмотрению реакций взаимодействия галогенов со сложными веществами, акцентируя внимание учащихся на реакции с водой, суть которой можно определить следующей схемой: Г2 + Н2О = НГ + НГО (кроме фтора!). Надо добавить, что галогены плохо растворяются в воде, а их растворы имеют резкий неприятный запах соответствующего галогена и даже пары могут вызвать ожоги или отравления.

Вывод о технике безопасности при проведении подобных опытов учащиеся сделают сами.

 

Далее учитель переходит к демонстрации разной окислительной способности галогенов, проводя опыт вытеснения галогенами друг друга из растворов их солей.

Наиболее удачной нам представляется постановка данного опыта, приведенная в методическом пособии О. С. Габриеляна.

Пробирка-реактор с помощью маркера делится на 3 части; на дно пробирки опускается 1 г кристаллического перманганата калия и добавляется 2 капли концентрированной соляной кислоты; против нижней отметки маркера помещают ватный тампон, смоченный концентрированным раствором бромида калия; против другой отметки – тампон с йодидом калия. Пробирку медленно нагревают, реакция перманганата калия и соляной кислоты приводит к выделению хлора, который, проходя через тампон с бромидом калия, реагирует с ним, в результате чего на тампоне выделяется бром в виде бурого окрашивания. То же происходит на следующем тампоне (выделяется свободный йод). Для безопасности опыта в пробирку сверху кладут марлевый мешочек с активированным углем.

После наблюдения учащиеся под руководством учителя записывают уравнения реакций.

 

Учитель обсуждает восстановительные свойства галогенов и помогает им определить возможные положительные степени окисления галогенов и соответствующие формулы оксидов, а также их характер.

В данном моменте уместен вопрос: какой из галогенов ни при каких обстоятельствах не сможет стать восстановителем и почему?

 

После оформления схемы, приведенной в начале урока (она же служит закреплением темы) учитель дает домашнее задание: § 21, упр. 3. Можно предложить доклады учащимся (по выбору) на темы «Галогены в природе», «Значение солей в жизни человека» и т. д.

 

Урок 36. Галогены в природе. Применение галогенов и их соединений

 

Задачи урока: рассмотреть наиболее важные соединения галогенов, их значение в промышленности и в жизни человека; изучить качественные реакции на галогенид-ионы.

Оборудование: ЦОРы №№ 41, 43, 44, 45; кристаллическая соль хлорид калия, йодид калия, раствор нитрата серебра, пробирка, стакан с водой, стеклянная палочка.

 

Урок целесообразно начать с повторения материала предыдущего урока. Для этого можно вызвать учащегося, чтобы он выполнил домашнее упражнение на доске. В это время остальные учащиеся могут выполнять упражнение 4 учебника с последующими комментариями и коррекцией.

Далее можно предложить учащимся выступить с докладами (класс в это время выступает в качестве жюри, выбирая самый лучший доклад) или провести беседу о значении наиболее известных галогенидов в природе и жизни человека, используя ЦОРы №№ 43, 44 в качестве слайдов к рассказу учителя. Особое внимание в рассказе необходимо уделить таким соединениям галогенов, как хлориды натрия и калия, соединения фтора (составляющим не только зубной эмали, но и хладагентов и аэрозольных упаковок, которые способствуют разрушению озонового экрана).

 

На следующем этапе целесообразно вывести на экран видеоролик опыта обнаружения хлорид-анионов (ЦОР № 41). Для уточнения данного опыта (вид осадка) учитель проводит демонстрационный опыт с хлоридом калия и йодидом калия.

Выводы, которые должны сделать учащиеся при поддержке таблицы растворимости: галогениды металлов – в основном растворимые соли, в осадок выпадают галогениды серебра, свинца и ртути; осадок хлорида серебра – белый творожистый.

Учащиеся делают необходимые записи в конспектах.

 

Следующий этап урока можно отвести закреплению изученного материала. Для этого, разделив упражнения (например, по три) теста ЦОРа № 45, пригласить учащихся к выполнению данных упражнений на компьютере. Остальные могут выполнять печатный вариант этих же упражнений или упражнения из учебника № 6, 7 после п. 21.

Домашнее задание § 22 (до решения задач по химическим уравнениям), упр.1, 2, 3.

 

 

 

 

Урок 39. Халькогены в периодической системе химических элементов и строение их атомов и молекул

 

Задачи урока: на примере характеристики халькогенов закрепить знания учащихся о взаимосвязи строения атомов и свойств соединений, образуемых ими.

 

Оборудование: ЦОРы №№ 46, 47, 48, периодическая таблица химических элементов.

 

В начале урока учитель просит учащихся определить положение кислорода в периодической таблице. Учащиеся делают вывод о принадлежности кислорода к атомам неметаллов и определяют химические элементы, стоящие с ним в одной подгруппе.

Учитель уточняет название элементов данной подгруппы и с помощью ЦОРа № 46 этимологию названия этой группы элементов.

На данном этапе урока можно рекомендовать еще раз повторить с учениками основные закономерности изменения свойств атомов элементов в пределах одной подгруппы, а именно:

  • заряд ядра
  • радиус атома
  • число валентных электронов
  • окислительные свойства атомов

Далее учитель выводит на экран ЦОРы №№ 47 и 48. Учащиеся делают соответствующие записи в конспектах.

Можно задать и «провокационный» вопрос: почему атом кислорода не проявляет валентность, равную 6?

 

На следующем этапе можно предложить учащимся попробовать определить электроотрицательность, например, серы в сравнении с другими атомами неметаллов и схематизировать в тетради.

Схема может выглядеть следующим образом:

          Э.О.                                         Э.О.                                 Э.О.

  Ме, Неме:                                          S                                    Неме:

P, H, C, Si, Se, Te                                                                   N, O, Галогены.

 

 

 

            Окислитель                    двойственность               Восстановитель

            S0 + 2e = S-2                                                               S0 – 6e = S+6

 

Основной вывод, который должен прозвучать на этом этапе, может быть таким:

свойства простых веществ зависят от строения соответствующего атома химического элемента.

 

Следующий этап урока отводится для решения упражнений, подобных тем, что есть после § 23 учебника, и расчетных задач.

 

Урок 41. Физические свойства серы. Аллотропия серы

 

Задачи урока: дать характеристику серы, рассмотреть аллотропные модификации, показать возможность перехода из одной в другую.

Оборудование: ЦОРы №№ 49, 50, образец кристаллической серы, пробирка, зажим пробирочный, спиртовка, кристаллизатор с водой.

 

Урок традиционно начинается с проверки домашнего задания в качестве актуализации знаний учащихся, которая может проходить фронтально экспресс-опросом или посредством письменных заданий, рассчитанных на 10 минут.

На следующем этапе учитель демонстрирует образец серы и просит учащихся описать его свойства.

Для этого можно предложить учащимся самим сделать пробы на хрупкость вещества, на растворимость в воде и попросить их дать объяснение тому, что сера тонет в воде, а ее порошок остается на поверхности.

Комментарии учителя (сера тяжелее воды, однако в виде порошка она не тонет, т.к. не смачивается водой) необходимы только в том случае, если учащиеся не смогли дать самостоятельного объяснения.

 

Можно предложить учащимся вопрос: сколько простых веществ могут образовать атомы серы?

Затем учитель демонстрирует опыт «превращения» серы ромбической в пластическую и просит учащихся описать новое вещество.

На следующем этапе учитель передает на экран ЦОР № 49 и, поясняя таблицу, предлагает учащимся построить гипотезу относительно устойчивости молекул ромбической и пластической серы, с тем чтобы привести их к выводу о том, какая модификация более распространена в природе.

Далее учитель выводит на экран ЦОР № 50 (А знаете ли вы?) и вместе с учащимися обсуждает возможности распространения серы в природе.

 

Следующий этап урока можно отвести на решение задач.

 

Домашнее задание может быть таким: § 24, упр. после параграфа.

 

 

 

 

Урок 42. Химические свойства серы

 

Задачи урока: рассмотреть химические свойства серы как типичного представителя халькогенов.

Оборудование: железо (порошок), сера (порошок), тигель, спиртовка, щипцы тигельные, палочка, ЦОРы №№ 47, 50, 53, 54, 56, 57, 58, 59, 61, 63, 64.

 

В начале урока необходимо повторить положение серы в периодической таблице, определив окислительно-восстановительные возможности атома по сравнению с другими атомами халькогенов. С этой целью можно вывести на экран ЦОР № 47.

 

Далее можно предложить учащимся воспользоваться схемой, составленной на уроке 29, для выдвижения гипотезы: с какими простыми веществами сера должна реагировать в первую очередь.

Учитель выводит на экран видеоролик взаимодействия ртути с серой (ЦОР № 53) и просит записать уравнение реакции, после чего с целью коррекции выводит на экран ЦОР № 54 и рассматривает данную реакцию с точки зрения окислительно-восстановительного процесса. С помощью выведенного на экран ЦОРа № 57 учащиеся обращают внимание на образование ионного соединения.

Для закрепления знаний по этой части урока следует вывести ЦОР № 56 и попросить учащихся выполнить упражнение (при этом одного ученика можно пригласить выполнить упражнение на компьютере).

По окончании работы учитель с помощью ЦОРа № 58 акцентирует внимание учащихся на том, что сера окисляет не только металлы, но и некоторые неметаллы (какие?). Учащиеся записывают химическое уравнение данного процесса, просматривают химическую формулу образовавшегося вещества (сероводорода) – ЦОР № 59.

 

Следующий этап урока отводится на изучение восстановительных свойств серы. Здесь учитель выводит на экран ЦОР № 63 и просит учащихся ответить на вопрос диктора, а также сделать вывод о растворимости полученного оксида серы, после чего он выводит на экран ЦОР № 64 для более детального рассмотрения полученного вещества.

Учащиеся изучают ЦОР № 61 и делают конспективные записи, рассматривая окислительно-восстановительную суть реакции.

 

С целью закрепления изученного на уроке материала учитель выводит на экран ЦОР № 50. Учащиеся сверяют и дополняют свои записи.

Основные выводы о свойствах серы советуем дать проговорить учащимся самостоятельно, так как при этом учитель сможет сделать вывод об осознанном восприятии материала урока.

Можно химические свойства серы конспектировать в виде опорной таблицы, которая может выглядеть таким образом:

Сера – окислитель

Сера – восстановитель

Уравнения реакций

Уравнения реакций

 

Домашнее задание (§ 25, упр. 2) можно дополнить творческими заданиями учащихся подготовить доклады по теме «Соединения серы», «Кислотные дожди» и др., которые впоследствии могут быть использованы на уроке 44 «Кислород и халькогены в природе».

 

 

 

 

Урок 43. Окислительно-восстановительные возможности соединений серы в зависимости от степени окисления

 

С точки зрения более прочного усвоения знаний данной темы и развития понятийного аппарата, а значит, и осмысления данного материала желательно отвести 2 часа на эту тему урока за счет 1 часа, отведенного на тему «Кислород и халькогены в природе. Практическое значение соединений неметаллов VI группы», которую можно рассматривать параллельно в остальных уроках темы «Халькогены».

 

Задачи урока: на примере соединений серы показать учащимся зависимость окислительно-восстановительных свойств соединений от степени окисления атома в соединении.

Оборудование: ЦОРы №№ 48, 60, 62, 67, растворы сернистой и серной кислот.

Урок целесообразно начать с повторения строения внешних электронных оболочек атомов 6 группы (ЦОР № 48). При этом обращаем внимание учащихся на окислительно-восстановительные возможности атома серы (атом может «отдавать» такое количество внешних электронов, чтобы их внешний электронный слой был таким же, как у ближайшего инертного газа), т.е. кроме низшей (-2) и высшей (+6) для серы характерна промежуточная степень окисления (+4).

Учащиеся могут самостоятельно сделать выводы о том, с какими веществами сера проявляет соответствующие степени окисления.

Учащиеся на предыдущем уроке познакомились с процессом горения водорода в парах серы – можно еще раз просмотреть видеоролик (ЦОР № 58), – поэтому на данном уроке следует подробнее остановиться на его свойствах.

Для этого учитель передает на экран ЦОР № 59 и с помощью беседы подводит учащихся к выводу о том, что раствор сероводорода проявляет кислотные (окислительные) свойства за счет катиона Н +.

Если позволяет время урока, то можно предложить учащимся выдвинуть свои гипотезы относительно силы сероводородной кислоты в сравнении с другими бескислородными кислотами и обсудить их.

Далее учитель акцентирует внимание учащихся на том, что восстановленный атом серы может только «отдавать» внешние электроны, поэтому вещество, в состав которого входит такой атом, может быть только восстановителем.

На этом этапе можно задать вопрос, создавая учебное затруднение: какие вещества могут окислить сероводород?

С целью разрешения учебного затруднения и  закрепления этого этапа урока учитель выводит на экран ЦОР № 60. Учащиеся с помощью учителя заносят необходимые записи в конспект.

Желательна следующая запись в тетради:

  • Только восстановительные свойства проявляют элементы, находящиеся в низшей степени окисления.

На следующем этапе правомочен вопрос учителя: если соединение серы со степенью окисления -2 – восстановитель, то какое соединение может быть окислителем? Учащиеся без труда назовут высший оксид серы.

Желательна следующая запись в тетради:

  • Только окислительные свойства проявляют элементы, находящиеся в высшей степени окисления.

Здесь очень уместным кажется следующее учебное затруднение: как его можно получить? Учащиеся могут выдвинуть свои гипотезы и вместе с учителем обсудить их.

 

На предыдущем уроке учащиеся наблюдали опыт горения серы в кислороде, поэтому для экономии времени урока необходимо открыть на экране ЦОРы №№ 62 и 67. При конспектировании главный акцент учителя должен быть направлен на двойственность свойств соединений серы с промежуточной степенью окисления.

На следующем этапе рассматривается возможный переход S+4        S+6.

Здесь не стоит рассматривать процесс окисления сернистого газа кислородом с точки зрения обратимости реакции и условий смещения равновесия. Следует обратить внимание учащихся на характер образующегося оксида и обсудить его растворимость в воде, а также характер гидроксида.

Можно задать проблемный вопрос: сравните окислительные возможности оксидов серы (IV) и (VI).

Закрепление нового материала можно предложить провести устно с помощью комментариев к схеме 3 п. 26.

 Домашнее задание: § 26, упр. 1, 2, 5, 6.

 

 

 

 

Урок 43 (продолжение). Окислительно-восстановительные возможности соединений серы в зависимости от степени окисления. Серная кислота

Задачи урока: продолжить формирование знаний учащихся об окислительных свойствах соединений серы со степенью окисления +6.

 

Оборудование: ЦОРы №№ 65, 66, 71, серная кислота (раствор и концентрированная), медная проволока, цинк, оксид меди (II), кристаллическая сода, концентрированная серная кислота, сахар (20 г), стакан, палочка, спиртовка, пробирки, зажим пробирочный, штатив.

 

Урок можно начать с проверки домашнего задания с помощью компьютерного теста (ЦОР №71), а также выполнения учащимися задания, подобного домашнему упражнения № 5 – составление уравнений химических превращений: SO3         H2SO4        CuSO4. После этого учитель объявляет тему и цель урока.

Полезно вывести на данном этапе модель серной кислоты (ЦОР № 65) на экран, чтобы обсудить тип химической связи и ее прочности в молекуле.

Учитель демонстрирует раствор серной кислоты и проводит некоторые опыты, характеризующие свойства раствора. После записи уравнений реакций следует вывести на экран ЦОР № 66: учащиеся корректируют свои выводы и записывают их.

Полезна также запись: кислотные свойства раствора серной кислоты обусловлены наличием катионов Н +.

 

Для демонстрации концентрированной серной кислоты можно предложить провести опыт взаимодействия раствора и концентрированной кислоты с медью, предварительно обратив внимание учащихся на то, что в электрохимическом ряду медь стоит после водорода.

Пользуясь ЦОРом № 66, учащиеся делают записи в конспектах.

 

Главное, на что должен обратить внимание учитель, – это наличие трех продуктов реакции концентрированной серной кислоты с медью, причем водород не выделяется (учитель проверяет образующийся газ либо с помощью лучинки, либо смоченным водой универсальным индикатором).

Создается учебное затруднение: почему не выделяется водород?

Учитель рассматривает окислительно-восстановительный баланс данной реакции и может создать новое учебное затруднение, предложив составить уравнение химической реакции концентрированной серной кислоты, например, с цинком.

Разрешение этого учебного затруднения позволит учащимся сделать вывод, который полезно записать:

  • Реакция концентрированной серной кислоты с металлами происходит по следующей схеме: Ме + Н2SО4 = соль + Н2О + «А», где А = SO2, S, H2S.(S+6 восстанавливается).
  • Чем более активен металл, тем более глубоким будет восстановление S+6.

Далее учитель рассказывает о том, что концентрированная серная кислота окисляет не только металлы, но и неметаллы до соответствующих кислот, показывает опыт обугливания органического вещества и демонстрирует обугливание сахара концентрированной серной кислотой.

Будет уместным одновременное обсуждение с учениками техники безопасности при работе с концентрированной кислотой, а также способ разбавления концентрированной серной кислоты.

На этапе закрепления данного этапа урока учитель открывает на экране ЦОР № 66. Учащиеся конспектируют материал под руководством учителя.

 

Домашнее задние: упр. №№ 3, 4 после § 26.

 

 

 

 

Урок 47. Положение азота и фосфора в периодической системе химических элементов. Строение их атомов и молекул

 

Задачи урока: на примере строения атомов неметаллов V группы обобщить знания учащихся о зависимости строения и свойств атомов от положения в периодической системе химических элементов.

 

Оборудование: ЦОРы №№ 72, 73,74, 99, периодическая таблица химических элементов.

 

 

Урок логично начать с повторения учащимися физического смысла всех параметров таблицы химических элементов и закономерностей изменения свойств атомов.

Учитель сообщает учащимся тему и цель урока.

После этого учитель ставит задачу учащимся (проблемный вопрос урока): выяснить, почему атомы химических элементов 5-й группы А-подгруппы называют подгруппой азота?

 

Учитель предлагает учащимся, пользуясь планом характеристики химического элемента, данном в п. 11, составить таблицу и занести в нее сравнительные данные относительно атомов элементов 5-й группы. Эту работу можно провести по вариантам с последующими комментариями таким образом, чтобы у всех учащихся была полная картина обо всех атомах рассматриваемой группы. При этом учитель выводит на экран ЦОР № 72.

На данном этапе урока можно повторить на конкретном примере 5-й группы закономерности изменения строения атомов и их свойств.

Учащиеся делают выводы о валентных возможностях атомов азота, фосфора и окислительно-восстановительных свойствах (рекомендуем обратить внимание учащихся на ЭО атома азота). При этом необходимо составить схемы возможных окислительных и восстановительных процессов атомов, отметив, что азот может являться восстановителем только для атомов кислорода и фтора.

На следующем этапе необходимо рассмотреть возможности соединения атомов азота и фосфора в простых веществах. С этой целью учитель выводит на экран ЦОРы №№ 73 и 99.

Следует обратить внимание учащихся на разное агрегатное простых веществ, соответствующих данным атомам, а также на возможность существования аллотропных модификаций.

 

Затем – для отработки умений составлять электронный баланс окислительно-восстановительных реакций – можно предложить учащимся тренировочные упражнения на написание подобных уравнений (на примере химических элементов 5-й группы).

 

Домашнее задание: § 28, упр. 1, 2, 3.

 

 

 

 

Урок 48. Физические и химические свойства азота и фосфора.

Задачи урока: дать характеристику азота и фосфора, рассмотреть аллотропные модификации фосфора как одну из причин многообразия веществ в природе.

Оборудование: ЦОРы №№ 73, 75, 97, 98, 99.

 

В начале урока целесообразно повторить с учащимися положение и особенности строения атомов элементов 5-й группы, а также валентные возможности атомов.

Учитель обращает внимание учащихся не только на кратность образуемых химических связей, но и на их длину.

Далее учитель выводит на экран ЦОР № 73 и просит учащихся прокомментировать возможность образования такой же молекулы у атома фосфора.

Важно подвести учащихся к выводу о стабильности образуемых атомами азота и фосфора молекул простых веществ. Здесь же можно ввести учебное затруднение: для атомов какого из данных химических элементов возможно образование нескольких простых веществ? Учащиеся должны выдвинуть свои гипотезы.

На следующем этапе учитель выводит на экран ЦОР № 99 и вместе с учащимися анализирует строение молекулы фосфора.

Для ознакомления учащихся с аллотропными модификациями фосфора учитель пользуется ЦОРом № 98.

Очень часто учащихся интересует возможность перехода из одной модификации в другую. Рекомендуем обсудить этот вопрос с ними и занести в конспект в виде схемы:

                         При нагревании                                  t0 = 2000, высокое давление

Р (красный)                                       Р4 (белый)                                                             Р (черный)

 

На следующем этапе целесообразно остановиться на химических свойствах азота и фосфора. При этом химические свойства можно отразить в сравнительной таблице, в которой учащиеся запишут уравнения химических реакций.

Задача, которую учитель ставит перед учащимися, следующая: определить общее и отличное в химических свойствах азота и фосфора.

На этапе закрепления материала можно вывести последовательно на экран ЦОРы №№ 75 и 97. Учитель может организовать на данном этапе самостоятельную работу с информацией ЦОР с последующим обсуждением.

Домашнее задание: § 29, 30, упр.2, 3 (после § 29,), упр. 2 (после § 30).

 

 

 

 

 

Урок 49. Окислительно-восстановительные возможности соединений азота в зависимости от степени окисления

В целях лучшего усвоения материала данной теме необходимо отвести 2 часа учебного времени. Час учебного времени появится, если при верном методическом подходе объединить уроки 51 и 52.

Задачи урока: на основании строения атома азота выявить возможные степени окисления атома, наиболее важные соединения и рассмотреть свойства водородного соединения – аммиака.

Оборудование: ЦОРы №№ 76, 77, 78, 79, 80, 10%-ный раствор аммиака, концентрированная соляная кислота, стеклянная палочка.

 

Урок следует начать с проверки домашнего задания. После выполнения на доске упр. 2 (п. 30) можно перейти к актуализации знаний учащихся с помощью вопроса: можно ли считать устойчивым соединение NO?

Обсуждение этой проблемы приведет учащихся к выводу: атом азота может иметь несколько степеней окисления (от -3 до +5). Учащиеся также самостоятельно могут сделать гипотезы о составе этих соединений (положительные степени окисления атом азота проявляет только с атомами кислорода и фтора).

С помощью учителя учащиеся записывают схему 5 (п. 31) и обсуждают возможности превращения соединений азота.

Следующий этап может быть посвящен актуализации знаний об окислительно-восстановительных возможностях соединений азота. Учащиеся должны самостоятельно прийти к выводу, данному в схеме 5 п. 31.

Далее рассматриваются строение и свойства аммиака. С этой целью учитель последовательно, с комментариями (в т.ч. и самих учащихся) передает на экран ЦОРы №№ 76, 78, 79.

Здесь важно акцентировать внимание учащихся на:

а) строении молекулы аммиака и возможности образовывать водородные связи между молекулами;

б) «странном» поведении аммиака в воде (образовании ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму).

После этого учащиеся довольно легко справляются с проблемной ситуацией, требующей ответа на вопрос: каким будет поведение аммиака при реакции с кислотой?

Учитель демонстрирует опыт и вместе с учащимися обсуждает его результат, делая запись уравнения химической реакции и называя продукт (образование комплексного иона аммония уже было рассмотрено ранее). Учитель обращает внимание учащихся на то, что в рассмотренных реакциях атом азота не изменяет степени окисления.

Однако соединение, содержащее атом в низшей степени окисления, должно являться восстановителем. Можно предложить учащимся построить гипотезы относительно окислителя аммиака и возможных продуктов его окисления.

После обсуждения учитель записывает вместе с учениками уравнение горения  аммиака, рассматривая его с точки зрения окислительно-восстановительного процесса.

Если позволяет время урока, можно привести в качестве примера окислителя аммиака оксид металла (например, CuO) и рассмотреть данную реакцию.

Затем учитель уточняет, что присутствие катализатора (платины) может привести к другому продукту окисления и  передает на экран ЦОР № 77. Можно предложить учащимся самостоятельно выполнить данное в нем упражнение.

Необходимо записать вывод: с участием катализатора процесс окисления более глубокий.

Для закрепления материала урока можно предложить учащимся решить проблему получения аммиака в лаборатории и, в зависимости от возможностей урока, провести опыт получения и идентификации аммиака или воспользоваться ЦОРом № 80 для самостоятельной работы учащихся с последующей коррекцией. Учитель предлагает построить гипотезу относительно промышленного способа получения аммиака и кратко уточняет его.

 

Домашним заданием может быть § 31 (только аммиак), упр. 2, 3, 4.

 

 

 

 

Урок 49. (продолжение) Окислительно-восстановительные возможности соединений азота в зависимости от степени окисления. Оксиды азота и азотная кислота.

 

Задачи урока: на примере кислородных соединений азота повторить классификацию и свойства оксидов, изучить свойства азотной кислоты, ее особенности, значение в природе ее производных.

 

Оборудование: растворы азотной кислоты, гидроксида натрия, фенолфталеина, карбоната натрия, оксид меди (II); ЦОРы №№ 85, 86, 88, 82, 83, 92, 91, 93, 94.

 

В качестве проверки домашнего задания можно предложить учащимся осуществление цепочки превращений с необходимыми пояснениями:

 N2 → NH3→  (NH4)2HPO4 → NH4Cl  → NH4NO3 → N2O

             

            NO

Учащиеся делают вывод о разнообразии соединений азота, после чего учитель объявляет тему настоящего урока.

Для большей наглядности учитель вместе с учащимися выписывает на доске:

а) положительные степени окисления азота;

б) химические формулы оксидов азота;

в) соответствующие оксидам кислоты (азотистая и азотная).

Учитель создает учебное затруднение с помощью вопроса: какая кислота может соответствовать оксиду азота (IV)?

Разрешение данного учебного затруднения позволяет познакомить учащихся с внутримолекулярным типом окислительно-восстановительных реакций – диспропорционирования (название можно и не проговаривать): H2O + NO2HNO2 + HNO3 и сделать вывод, что оксид азота (IV) – «смешанный».

В качестве мотивации к обучению можно предложить описание физических свойств оксидов азота (если позволяет время урока). Как правило, интерес к исследованию соединений азота возрастает.

На следующем этапе учитель останавливается на сравнении окислительно-восстановительных возможностей оксидов азота и с помощью учащихся записывает необходимые выводы.

Вопрос о необходимости изучения свойств азотной кислоты желательно пояснить:

Живым организмам необходимы соединения азота. Однако находящийся в атмосфере азот не может ими усваиваться. Как в природе оказался возможен этот процесс?

Учитель в данном случае может использовать ЦОРом № 85 для просмотра и обсуждения и ЦОРом № 86 для конспектирования посредством самостоятельной работы учащихся.

Для этого можно вызвать учащегося к компьютеру для выполнения упражнения ЦОРа №86, остальные работают с ним с экрана.

После этого учитель выводит на экран ЦОР № 88 и просит учащихся представить гипотезы о реакции раствора азотной кислоты. Обсудив их, учитель, используя ЦОРы №№ 82 и 83 записывает структурную формулу, обозначая степень окисления азота в ней, и уравнение диссоциации кислоты в растворе.

Учащиеся самостоятельно должны предположить свойства кислоты, а учитель подтверждает их демонстрационными опытами с оксидом меди (II), гидроксидом натрия и фенолфталеином, карбонатом натрия. Учащиеся делают вывод о том, что азотная кислота является сильной кислотой и характеризуется основными кислотными свойствами.

Далее учитель с помощью демонстрации взаимодействия кислоты с металлом показывает, что выделяющийся в процессе реакции газ не является водородом. Таким образом создает учебное затруднение. Для его разрешения учитель может использовать ЦОРы №№ 92 и 91.

В процессе обсуждения взаимодействия азотной кислоты с металлами учащиеся должны записать схему данной реакции: HNO3 + Me → соль (нитрат Ме) + Н2О + А, где «А» – продукт восстановления N+5: NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH3 (NH4NO3); а также вывод: чем более активен металл и разбавлена кислота, тем глубже восстановление атома азота в азотной кислоте.

Как видим, материал данного урока более чем насыщен, поэтому этап закрепления можно провести, выведя на экран ЦОРы №№ 92, 93 и 94. Учитель пояснит их и попросит записать уравнение реакции азотной кислоты с медью.

 

Домашнее задание: § 31, упр. 1, 5, 7.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Секретарь-администратор

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Урок виды химической связи повторение.doc

Урок-повторение

Тема: Виды химической связи в неорганических веществах.

Цели: актуализировать, обобщить и систематизировать основные понятия темы; совершенствовать навыки определения вида связи по формуле вещества, составления схемы образования различных видов связи.

Оборудование: таблицы «Виды химической связи», периодическая система химических элементов, карточки с заданиями.

 

Ход и содержание урока.

 

1.     Оргмомент. Цели и задачи урока.

2.     Контроль знаний.

Проверочная работа  по теме «Характеристика химического элемента».

Согласно плану-алгоритму, обучающиеся дают характеристику элементам по вариантам:

1 вариант –  натрий,

2 вариант –  кремний,

3 вариант -  сера.

План-алгоритм выдается на каждый ученический стол.

План-алгоритм характеристики элемента:

- Знак элемента.

- Положение элемента в ПС.

- Состав атома (протоны, нейтроны, электроны)

- Строение атома (распределение электронов по уровням, электронная и графическая формулы).

- Свойства элемента (металл или неметалл, окислитель или восстановитель).

- Изменение свойств элемента (в сравнении с рядом лежащими элементами)

а) в периоде,

б) в группе.

- Формула высшего оксида, его характер.

- Формула высшего гидроксида, его характер.

- Формула летучего водородного соединения, его характер.

 

3.     Рассмотрение материала урока.

Фронтальная беседа с классом.

По мере освещения важнейших вопросов темы, составляется опорный конспект.

- Понятие химической связи.

Ответ: Взаимодействие между атомами, приводящее к образованию устойчивой системы.

- Перечислите основные виды химической связи.

Ответ:

Химическая связь

                       ↓                            ↓                                      ↓

ионная           ковалентная              металлическая

                                          (полярная связь,

                                          неполярная связь)

- Охарактеризуйте каждый вид связи по следующим параметрам:

·        Тип связи

·        Тип связываемых элементов

·        Вид взаимодействующих частиц

·        Механизм образования связи

Каждый ряд характеризует один вид связи, заполняем общую таблицу:

 

Характеристика основных типов связи

 

Тип связи

Тип связываемых элементов

Вид

взаимодействующих частиц

Механизм образования связи

Ионная связь

металл-неметалл

ионы

Передача электронов от одного атома другому, образование ионов, электростатическое взаимодействие ионов

Ковалентная полярная связь

неметалл-неметалл

разные

атомы

Образование общих электронных пар, смещение общей пары к более электроотрицательному атому

Ковалентная неполярная связь

неметалл-неметалл

одинаковые

атомы

Образование общих электронных пар, размещение пары посередине между атомами

 

Игра «Крестики-нолики»

 

1.     Выигрышный путь «Ковалентная неполярная связь»

 

N2

I2

HF

S8

HCl

F2

H2

Cl2

HI

Ответ:  N2 S8 H2

 

2.     Выигрышный путь «Ковалентная полярная связь»

 

H2O

I2

NaF

N2

HCl

NH3

H2

Cl2

HI

Ответ: H2O HCl  HI

 

3.     Выигрышный путь «Ионная связь»

 

H2O

I2

CaCl2

HCl

KCl

KBr

Cl2

NH3

Li2S

Ответ:  CaCl2 KBr  Li2S

 

Выполните задание.

Для приведенных веществ определите тип связи, изобразите схемы образования связей в молекулах: H2, NaF, OF2.

Ответы:

а) H2

     H       H

 неме + неме  |  ковалентная

одинаковые    | неполярная связь

    H •  +  • H   →  H  :  H;    H – H

 

б) NaF

Na      F

ме  +  неме |   ионная связь

                . .                         . .

Na •  +  • F :  →   Na+ + [ : F :]-   → [ NaF]0

                        .  .                                         .  .

                                 катион   анион

 

в) OF2

     O     F

неме + неме  |  ковалентная

разные           | полярная связь

   ..          ..            ..             ..      ..      ..              δ-       δ+      δ-

: F •  + • О •   + • F :  →  : F :    О   : F :  ;      F  ← О → F   

   . .                 . .                  . .                     . .          . .          . .

 

Самостоятельная работа.

Работа предлагается на шесть вариантов. Обучающиеся, испытывающие затруднения,  во время выполнения работы могут  получить консультацию  учителя. Обучающиеся, выполнившие работу полностью самостоятельно, сдают ее учителю на проверку (по желанию).

 

Вариант

Формулы веществ

1

CaCl2

Cl2

CS2

2

Na2O

O2

CH4

3

Br2

CO2

BaI2

4

N2

SiF4

MgO

5

CCl4

K2O

S2

6

P2

SF2

BaO

 

 

 

Домашнее задание.

1) повторить § 18 – 21, 38 - 41

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Урок на тему.doc

Урок на тему: "Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции"

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

Прогнозируемая деятельность учеников

Готовность класса к работе.

2. Подготовка к основному этапу усвоения учебного материала. Активизация опорных знаний и умений (Слайд 1, см. презентацию к уроку).

Тема урока «Скорость химических реакций.  Факторы, влияющие на скорость химической реакции».

Задача: выяснить, что есть скорость химической реакции, и от каких факторов она зависит. В ходе урока познакомимся с теорией вопроса по вышеназванной теме.  На практике подтвердим некоторые наши теоретические предположения.

Прогнозируемая деятельность учеников

Активная работа учащихся показывает их готовность к восприятию темы урока. Нужны знания учащихся о скорости химической реакции из курса 9 класса (внутрипредметная связь).

Обсудим следующие вопросы (фронтально, слайд 2):

  1. Зачем нужны знания о скорости химических реакций?
  2. Какими примерами можно подтвердить то, что химические реакции протекают с различными скоростями?
  3. Как определяют скорость механического движения? Какова единица измерения этой скорости?
  4. Как определяют скорость химической реакции?
  5. Какие условия необходимо создать, чтобы началась химическая реакция?

Рассмотрим два примера (эксперимент проводит учитель).

На столе – две пробирки, в одной раствор щелочи (КOH), в другой – гвоздь; в обе пробирки приливаем раствор CuSO4.  Что мы наблюдаем?

Прогнозируемая деятельность учеников

На примерах учащиеся судят о скорости реакций и делают соответствующие выводы. Запись на доске проделанных реакций (двое учащихся).

В первой пробирке реакция произошла мгновенно, во второй – видимых изменений пока нет.

Составим уравнения реакций (два ученика записывают на доске уравнения):

  1. CuSO+ 2КOH = Cu(OH)2 + К2SO4 ; Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
  2. Fe + CuSO= FeSO4 + Cu ;  Fe0 + Cu2+  = Fe2++ Cu0

Какой вывод по проведённым  реакциям мы можем сделать? Почему одна реакция идёт мгновенно, другая медленно? Для этого необходимо вспомнить, что есть химические реакции, которые протекают во всём объёме реакционного пространства (в газах или растворах), а есть другие, протекающие лишь на поверхности соприкосновения веществ (горение твёрдого тела в газе, взаимодействие металла с кислотой, солью менее активного металла).

Прогнозируемая деятельность учеников

По результатам демонстрированного эксперимента учащиеся делают вывод: реакция 1 – гомогенная, а реакция

2– гетерогенная.

Скорости этих реакций будут математически определяться по-разному.

Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

3. Усвоение новых знаний и способов действий (Слайд 3)

Скорость реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени

В единице V

(для гомогенной)

На единице поверхности соприкосновения веществ S (для гетерогенной)

Очевидно, что при таком определении величина скорости реакции не зависит от объёма в гомогенной системе и от площади соприкосновения реагентов – в гетерогенной.

Прогнозируемая деятельность учеников

Активные действия учащихся с объектом изучения. Занесение таблицы в тетрадь.

Из этого следуют два важных момента (слайд 4):

1) по приведённым формулам можно рассчитать лишь некоторую среднюю скорость данной реакции в выбранном интервале времени (ведь для большинства реакций скорость уменьшается  по мере их протекания);

2) рассчитанная величина скорости будет зависеть от того, по какому веществу её определяют, а выбор последнего зависит от удобства и лёгкости измерения его количества.

Например, для реакции 2Н2 2 = 2Н2О:    υ (по Н2) = 2 υ (по О2) = υ (по Н2О)

4. Закрепление первичных знаний о скорости химической реакции

Для закрепления рассмотренного материала решим расчетную задачу.

Прогнозируемая деятельность учеников

Первичное  осмысление полученных знаний о скорости реакции. Правильность решения задачи.

Задача (слайд 5). Химическая реакция протекает в растворе, согласно уравнению: А+В = С. Исходные концентрации:  вещества А – 0,80 моль/л, вещества В – 1,00 моль/л. Через 20 минут концентрация вещества А снизилась до 0, 74 моль/л. Определите: а) среднюю скорость реакции за этот промежуток времени;

б) концентрацию вещества В через 20 мин. Решение (приложение 4, слайд 6).

5. Усвоение новых знаний и способов действий (проведение  лабораторной работы в ходе повторения и изучения нового материала, поэтапно, приложение 2).

Нам известно, что на скорость химической реакции влияют разные факторы. Какие?

Прогнозируемая деятельность учеников

Опора на знания 8-9 классов, запись в тетради по ходу изучения материала. Перечисляют (слайд 7):

-природа реагирующих веществ;

-температура;

-концентрация реагирующих веществ;

- действие катализаторов;

-поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях).

Влияние всех перечисленных факторов на скорость реакции можно объяснить, используя простую теорию – теорию столкновений (слайд 8). Основная идея её такова: реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.

Отсюда можно сделать выводы:

  1. Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
  2. К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Но для этого частицы должны обладать достаточной энергией.

Минимальный избыток энергии (над средней энергией частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации  Еа.

Прогнозируемая деятельность учеников

Осмысливание понятия и запись определения в тетрадь.

Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеется некоторый энергетический барьер, равный энергии активации. Если он маленький, то находится много частиц, которые успешно его преодолевают. При большом энергетическом барьере необходима дополнительная энергия для его преодоления, иногда достаточно хорошего «толчка». Я зажигаю спиртовку – я сообщаю дополнительную энергию Еа, необходимую для преодоления энергетического барьера в реакции взаимодействия молекул спирта с молекулами кислорода.

Рассмотрим факторы, которые влияют на скорость реакции.

1) Природа реагирующих веществ (слайд 9). Под природой реагирующих веществ понимают их состав, строение, взаимное влияние атомов в неорганических и органических веществах.

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

Рассмотрим таблицу (приложение 1, на столах), зависимости скорости реакции от природы реагирующих веществ.

Проводим опыт 1 из лабораторной работы (приложение 2), оформляем результаты в отчёте.

Прогнозируемая деятельность учеников

Начало работы в протоколах по проведению практической работы (приложение 2).

В качестве закрепления знаний выполняем задание (слайд 10).

-Объясните разную скорость взаимодействия цинка и магния с уксусной кислотой; цинка с соляной и уксусной кислотой. Напишите соответствующие реакции (в протоколе).

2) Температура (слайд 11). Учащиеся знают, что в большинстве случаев при повышении t скорость  реакции увеличивается.

Учитель просит объяснить эту закономерность на основе теории столкновений.

Прогнозируемая деятельность учеников

Предположения учащихся, аргументированные высказывания.

Предполагаемый ответ связан со столкновениями и эффективными соударениями.

Два предположения:

  • частицы реагирующих веществ начинают интенсивнее двигаться и чаще сталкиваться;
  • удачных, эффективных соударений становится больше, так как увеличивается доля «активных» частиц (энергия которых достаточна для преодоления энергетического барьера).

Учитель отмечает, что учащиеся рассуждают правильно, но всё-таки большее значение имеет второй фактор, так как расчёты показывают, что при увеличении температуры на каждые 100С общее число столкновений увеличивается только на  1,6 %, а скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (на 100-300%)!

Прогнозируемая деятельность учеников

Осмысливают определение и записывают его в тетрадь.

Последнее заключение на основе экспериментальных исследований сделал в прошлом веке голландский физикохимик Я. Вант-Гофф (первый нобелевский лауреат по химии).

Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 100С, называют температурным коэффициентом.

Правило Вант-Гоффа математически выражается следующей формулой:

,

где υ2–скорость реакции при температуре t2, υ1– скорость реакции при температуре t1, γ – температурный коэффициент.

Решим задачу с использованием правила Вант – Гоффа.

Прогнозируемая деятельность учеников

Практическое применение полученных знаний.

Задача (слайд 12):

Определите, как изменится скорость некоторой реакции: а) при повышении температуры от 10 до 500С; б) при понижении температуры от 100 – 00 С. Температурный коэффициент реакции равен 3. Решение (приложение 4, слайд 13)

Проведение опыта  № 2 из практической работы.

3) Концентрации реагирующих веществ (слайд 14).

Известно, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. Дайте этому объяснение.

Ответ. Непременным условием химического взаимодействия является столкновение частиц исходных веществ, чем больше концентрация, тем больше число столкновений, а среди них и эффективных соударений.

Уточняем. Термин «концентрация» обычно используется по отношению к растворам, но его можно применить и к газам. В этом случае о концентрации судят по давлению газов.

Проведение опыта 4 из практической работы. Выводы.

 На основе большого экспериментального материала в 1867 г. норвежские учёные К. Гульдберг, и П Вааге и независимо от них в 1865 г. русский учёный Н.И. Бекетов сформулировали основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Этот закон ещё называют  законом действующих масс (слайд 15).

По закону действующих масс скорость реакции, уравнение которой А+В=С может быть вычислена по формуле:       v1= k1CACB, а скорость реакции, уравнение которой А+2В=D, может быть вычислена по формуле:

v2= k2CACB2.

В этих формулах: CAи CB – концентрации веществ А и В (моль/л), k1 и k2 – коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей реакции. Эти формулы также называют кинетическими уравнениями.

Константа скорости реакции, конечно, зависит от температуры, ведь чем больше температура, тем больше скорость реакции при тех же самых концентрациях реагирующих веществ. Закон действующих масс учитывает лишь концентрации газообразных или растворённых веществ и не учитывает концентрации твёрдых веществ (так как они считаются постоянными).

Для закрепления рассмотренного материала выполняются следующие задания.

Прогнозируемая деятельность учеников

Самостоятельное решение в парах, взаимное консультирование (слайд 16).

Задание 1. Составьте кинетические уравнения для следующих реакций:

А) H2+I2=2HI;    
Б) 2 Fe + 3CI2= 2 FeCI3.

Задание 2.

Как изменится скорость реакции, имеющей кинетическое уравнение

 v= kCA2CB, если  А) концентрацию вещества А увеличить в 3 раза;

Б) концентрацию обоих веществ  увеличить в 2 раза.  Решение (прил. 4, слайд 17).

4) Действие катализаторов (слайд 18).

Прогнозируемая деятельность учеников

Учащиеся без особого труда вспоминают ответы на заданные вопросы.

1.Что такое катализатор и каталитические реакции?

2. Приведите примеры известных вам каталитических реакций из органической и неорганической химии. Укажите названия веществ – катализаторов.

3. Выскажите предположение о механизме действия катализаторов (на основе теории столкновений).

4. Каково значение каталитических реакций? 

Уточняем второе задание. Реагенты и катализатор могут находиться в одном агрегатном состоянии, тогда говорят, что речь идет о гомогенном катализе. Например, ферментно-каталитические реакции в клетках организма проходят в водном растворе. Напротив, во многих важных промышленных процессах используется гетерогенный катализ, при котором реагенты и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях. Обычно это смесь жидкости или газов, реагирующих в присутствии твердого катализатора.

Демонстрация коллекции катализаторов (активированный уголь, железо, медь, оксид марганца IV, оксид хрома III, хлорид алюминия, сульфат меди II, вода, дрожжи и др.)

Уточняем третье задание. Катализатор доставляет реагирующим частицам необходимую энергию для эффективных соударений. Но в этом случае тепловые эффекты катализируемой реакции и той же реакции без участия катализатора отличались бы, но они одинаковые. Катализатор снижает необходимую для реакции энергию активации,  предоставляя реагентам альтернативный путь разрушения и образования связей. Тогда большая часть молекул реагирующих веществ сможет преодолеть энергетический барьер и образовать продукты - реакция пойдет быстрее.

Существуют катализаторы - ферменты. Об их эффективности можно судить на основании приведенной в учебнике таблицы (О.С. Габриелян , 11 класс).

Прогнозируемая деятельность учеников

Учащиеся прослушивают сообщение учащегося по ферментам (3 мин). Задают вопросы выступающему. Проводят эксперимент по действию катализатора на скорость химической реакции, оформляют протокол, делают выводы.

Каталитические явления широко распространены в природе: дыхание, усвоение питательных веществ клетками, синтез белков и др.- это процессы, регулируемые биологическими катализаторами - ферментами. Каталитические процессы - основа жизни в той форме, которая существует на земле.

Кроме катализаторов ускоряющих реакции, есть другие вещества противоположного действия. Это ингибиторы, они реагируют с активными частицами с образованием малоактивных соединений, а потому замедляют протекание реакций. И такие вещества тоже нужны, чтобы предотвращать нежелательные процессы.

Демонстрация опыта с применением ингибитора.

В два цилиндра с соляной кислотой (1:2) опускают очищенные от ржавчины железные гвозди или стружку. Когда выделение пузырьков газа водорода становится заметным, добавляют в один из цилиндров 1-2 мл  40% - ного раствора формалина. Скорость выделения газа в этом цилиндре заметно уменьшится.

5) Поверхность соприкосновения реагирующих веществ (слайд 19).

- В каком случае следует обсуждать этот фактор, влияющий на скорость реакции?

Предположительный ответ. Этот фактор, очевидно, связан с гетерогенными реакциями, которые протекают на поверхности соприкосновения реагирующих веществ: газ - твердое вещество, газ - жидкость, жидкость - твердое вещество, жидкость - другая жидкость, твердое вещество - другое твердое вещество, при условии, что они не растворимы друг в друге.

Приведите примеры гетерогенных реакций:

С(т)2(г)=СО2
Zn(т)+2HCI(ж)à ZnCI2+H2

Вспоминаем формулу для вычисления средней скорости гетерогенной реакции:

При таком определении величина скорости гетерогенной реакции не зависит от площади этой поверхности, т.е. степени измельчения. Такая формула удобна в научных целях при изучении скорости реакции.

Прогнозируемая деятельность учеников

Лабораторный опыт с наблюдением и выводом. Заполнение протокола. Проведение лабораторного опыта № 5 обсуждение наблюдений, выводы.

Есть и другие причины, способствующие изменению скорости реакций в гетерогенных процессах (помимо площади соприкосновения реагентов):

  • большая реакционная способность частиц на поверхности образующихся при измельчении кристаллов;
  • подвод реагентов и отвод продуктов из зоны реакции (свинец практически не взаимодействует с серной кислотой, так как этому мешает продукт реакции – нерастворимый сульфат свинца II, костёр горит интенсивнее, если есть ветерок).

6. Подведение итогов лабораторной работы

Приводим рабочие места в порядок и продолжим урок.

Обсудим выводы, к которым вы пришли, наблюдая за протеканием реакций

(В протокол работы заложена цель выполнения каждого пункта, поэтому формулировка выводов не вызывает затруднений)

Учащиеся четко формулируют выводы.

7. Контроль и самопроверка знаний

Цель: проверить качество усвоения учебного материала.

Проведение тестирования на компьютерах (CD-диск «Кирилл и Мефодий»), сетевая версия. Оценка выставляется компьютером.

8. 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

9. Домашнее задание.

Составить обобщающую таблицу. Приложение 3.

Инструктаж.

Самостоятельная формулировка выводов (приложение 3 дома)

Хронометраж урока - в приложении 5.

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Бухгалтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ урок по химии.ppt

Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Описание презентации по отдельным слайдам:

  • Тема урока: Свойства щелочных металлов

    1 слайд

    Тема урока:

    Свойства щелочных металлов

  • Дать представления о свойства щелочных металлов Цель урока

    2 слайд

    Дать представления о свойства щелочных металлов
    Цель урока

  • Знать
положение элементов в периодической системе;
электронные формулы элемен...

    3 слайд

    Знать
    положение элементов в периодической системе;
    электронные формулы элементов;
    физические и химические формулы элементов;
    способы получение металлов;
    распространение в природе данных элементов.

    Уметь
    составлять электронные формулы;
    составлять химические формулы;
    составлять уравнения реакции;
    работать с учебником и справочниками;
    ориентироваться в периодической системе химических элементов.
    Знания и умения

  • Адрес металла.
Почему его так зовут?
Где находятся электроны?
Какой он, метал...

    4 слайд

    Адрес металла.
    Почему его так зовут?
    Где находятся электроны?
    Какой он, металл щелочной?
    С кем дружит металл и что из этого получается?
    Как получить металл?
    Где его применить?
    Ход урока

  • В ходе урока вы должны заполнить таблицуСвойства натрия и калия

    5 слайд

    В ходе урока вы должны заполнить таблицу
    Свойства натрия и калия

  • -1 группа главная подгруппа
-

    6 слайд

    -1 группа главная подгруппа
    -

  • 2.

    7 слайд

    2.

  • 8 слайд

  • Валентность щелочных металлов одинакова - 1первой группы элементы одинаковы в...

    9 слайд

    Валентность щелочных металлов одинакова - 1
    первой группы элементы одинаковы валентны

  • 4. Физические свойства металлов- легкоплавки и мягки,   серебристы как сне...

    10 слайд


    4. Физические свойства металлов
    - легкоплавки и мягки,
    серебристы как снежки,
    плавают по верх воды
    Эти свойства объясняются слабыми металлическими связями в кристаллических решетках этих элементов

  • Температура плавления и кипения уменьшается
 с увеличением порядкового номера...

    11 слайд

    Температура плавления и кипения уменьшается
    с увеличением порядкового номера металла,
    а плотность, наоборот, возрастает.
    Температура плавления и кипения
    Плотность
    Но есть особенности – плотность Li меньше, чем
    у Na и K
    Все щелочные металлы плавятся при температуре
    ниже температуры кипения воды;
    Щелочные металлы прекрасные проводники
    электричества
    Li Na K Cs

  • Цвет пламени металлов так же варьируетПламя натрияПламя лития  Пламя цезия

    12 слайд

    Цвет пламени металлов так же варьирует
    Пламя натрия
    Пламя лития
    Пламя цезия

  • ?Из справочника выпишите основные
 физические константы для заданных элементов

    13 слайд

    ?
    Из справочника выпишите основные
    физические константы для заданных элементов

  • 5.Химические свойства щелочных металлов
  Щелочные металлы – сильные восстано...

    14 слайд

    5.Химические свойства щелочных металлов

    Щелочные металлы – сильные восстановители

  • Щелочные металлы активно реагируют почти со всеми неметаллами

    2Me0 + H20...

    15 слайд

    Щелочные металлы активно реагируют почти со всеми неметаллами

    2Me0 + H20 = 2Me+!H-1 гидрид
    2Me0 + Cl20 = 2Me+1Cl-1 хлорид
    2Me0 + S0 = Me2+1S сульфид

    В реакциях с кислородом при горении только литий образует оксид

    4Li0 + O20= 2Li2+1O-2

    Остальные металлы образуют пероксиды

    2Na0 + O20= Na2O2

    Щелочные металлы легко окисляются
    на воздухе, поэтому их хранят под керосином

  • скоростьЩелочные металлы вступают в реакции обмена 
с кислотами и солями 
2Me...

    16 слайд

    скорость
    Щелочные металлы вступают в реакции обмена
    с кислотами и солями
    2Me0 + 2H+Cl- = 2Me+Cl- + H20
    Li Na K Cs

  • 6. Получение щелочных металлов путем электролиза

    17 слайд

    6. Получение щелочных металлов путем электролиза

  • ?О применении щелочных металлов
 прочитайте в учебнике и заполните 
соответст...

    18 слайд

    ?
    О применении щелочных металлов
    прочитайте в учебнике и заполните
    соответствующую

  • Итак, закрепим изученное на урокеКласс делится на 3 группы

    19 слайд

    Итак, закрепим изученное на уроке
    Класс делится на 3 группы

  • Таблица: Свойства металлов Na (натрия) и K (калия)

    20 слайд

    Таблица: Свойства металлов Na (натрия) и K (калия)

  • 
Написать небольшую сказку о щелочных металлах 
  Домашнее задание:

    21 слайд


    Написать небольшую сказку о щелочных металлах

    Домашнее задание:

Получите профессию

Копирайтер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Выбранный для просмотра документ Экзаменационный.doc

 

 

 

 

Экзаменационный

реферат по химии

на тему:

«Фосфор и его соединения»

 

 

 

 

 


 

План:

Введение…………………………………………………………………………….

3

История развития фосфора………………………………………………………...

3

Природные соединения и получение фосфора…………………………………...

4

Химические свойства………………………………………………………………

4

Аллотропные изменения…………………………………………………………...

5

а) белый……………………………………………………………………………..

6

б) красный…………………………………………………………………………..

7

в) черный…………………………………………………………………………….

7

Оксиды фосфора……………………………………………………………………

7

Ортофосфорная кислота…………………………………………………………...

9

Ортофосфаты……………………………………………………………………….

11

Фосфор в организме человека……………………………………………………..

11

Спички……………………………………………………………………………….

12

Фосфорные удобрения……………………………………………………………..

12

Заключение………………………………………………………………………….

14

1. Значение фосфора………………………………………………………………..

14

2. Применение фосфора……………………………………………………………

15

Список используемой литературы………………………………………………...

17

 


Введение

 Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента                                   азот и  фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым типическими  элементами наблюдается значительное различие в свойствах.

В состоянии простых  веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти два  вещества  получили  большую  область  применения,  хотя  когда  азот впервые   был   выделен  из   воздуха  его   посчитали  вредным  газом,  а  на продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светится в темноте).

История открытия фосфора

По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получали его из … мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль (XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год. Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью алхимии поправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», считавшейся основой  философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей.

Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое красное «уринное   масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка. Нагревая последний, без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившего в темноте. Бранд назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец».

Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете и был известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году.

В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO), поваренной солью (NaCl), поташом (K2CO3) и углем (C). Лишь 1777 году К.В.Шееле заработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са3(РО4)2. Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в состав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особенно богаты фосфором мозговые клетки.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема:

Ca3(PO4)2+3SiO2+5C®3CaSiO3+5CO­+P2­.

Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

Химические свойства

Электронная конфигурация атома фосфора

1S22S22P63S23P33d0

Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом  уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность фосфора равна 3.

Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки d-орбиталей, поэтому при переходе в возбужденное состояние 3S-электроны будут разъединяться, переходить на d подуровень, что приводит к образованию 5-ти неспаренных элементов.

Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5.

В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5, реже +3, -3.

1. Реакции с кислородом:

4P0 + 5O2  2P2+5O5

(при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 2P2+3O3)

2. С галогенами и серой:

2P0 + 3Cl2 ® 2P+3Cl3

P0 + 5S P2+5S5

(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:

PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O
® H3PO4 + 5HCl)

3. С азотной кислотой:

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2O

4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3

(фосфид магния легко разлагается водой Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3 (фосфин))

3Li + P ® Li3P-3

5. Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3­ + 3NaH2PO2

В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования.

Фосфор может быть как восстановителем, так и окислителем.

Аллотропные изменения

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений. Это объясняется тем, что атомы фосфора способны, взаимно соединяясь, образовывать кристаллические решетки различного типа.

 

Таблица  1

Физические свойства фосфора

Аллотропная модификация

Плотность,

г/см3

tпл,

0C

Tкип,

0C

Внешний вид и характерные признаки

Белый

 

1,73

 

44,1

 

280,5

 

Белый кристаллический порошок, ядовит, самовоз­горается на воздухе. При 280—300°С переходит в красный

Красный

 

2,3

 

590

 

Возгоняет­ся около 400°С

 

Красный кристаллический или аморфный порошок, неядовит. При 220°С и   12 × 108 Па переходит в чер­ный фосфор. Загорается на воздухе только при поджигании

Черный

 

2,7

 

При нагревании переходит в красный фосфор

 

Графитоподобная структу­ра. При нормальных условиях — полупроводник, под давлением проводит электрический ток как ме­талл

 

 

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4 (рис.1). Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется   в  неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.

Около 80%  от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей.

Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд. Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO4 или песком. Обоженную кожу следует промыть раствором KmnO4 или CuSO4. Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый  раствор CuSO4.

При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске:  она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи (рис.2).

Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном производстве.

Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при t=2200C и повышенным давлением. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.3). Черный  фосфор – это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый фосфор.

Оксид фосфора (V)

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))

Белые кристаллы, t0пл.= 5700С, t0кип.= 6000C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O2 ® 2P2O5

 

Химические свойства

 Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами

 1)                                  P2O5 + H2O ®2HPO3   (метафосфорная кислота)

P2O5 + 2H2O ® H4P2O(пирофосфорная кислота)

P2O5 + 3H2O ® 2H3PO(ортофосфорная кислота)

 

2)                            P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2

 

В зависимости от избытка щелочи образует средние и кислые  соли:

                           

                         

           гидрофосфат натрия

          дигидрофосфат натрия

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышлен­ной технике в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием ее ангидрида:

Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, со­держащих фосфор. Важнейшая из них — ортофосфорная кислота Н3РО4 (Рис.5).

Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,350С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

НО             ОН

                                                                  Р

О                ОН

В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим.

1. В основе экстракционного метода лежит обработка  измельченных природных фосфатов серной кислотой:

Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

2. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу ортофосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).

Физические свойства. Ортофосфорная кислота — твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл.2:

 

Таблица 2

Химические свойства ортофосфорной кислоты

Общие с другими кислотами

Специфические

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато:

Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего – по третьей

2. Реагирует с металлами, расположенными в вытеснительном ряду до водорода:

3. Реагирует с основными оксидами:

4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если кислота взята в избытке, то образуются кислые соли:

гидрофосфат натрия

 

дигидрофосфат натрия

 

5. Реагирует с солями слабых кислот:

1.     При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

двуфосфорная

кислота

 

2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок:

желтый

  осадок

3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ.

При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.

 

 

 

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл.3).

Таблица 3

Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы

одновалентные

двухвалентные

трехвалентные

 

Ме3РО4

 

Ортофосфаты

Ме3(РО4)2

Ме3РО4

 

Ме2НРО4

Гидроортофосфаты

МеНРО4

 

 

Ме2(НРО4)3

 

МеН2РО4

Дигидроортофосфаты

Ме(Н2РО4)2

 

Ме(Н2РО4)3

 

Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группа аммония: (NH4)3PO4 - ортофосфат аммония;

(NH4)2HPO4—гидроортофосфат аммония; NH4H2PO4 – дигидро-ортофосфат аммония.

Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко ис­пользуют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия — для осаждения из воды солей кальция.

Фосфор в организме человека

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфора участвуют в энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра.

Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1,5¸1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Спички

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO2, KСlO3, BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется:

Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века.

Фосфорные удобрения

Минеральные удобрения – источник различных питательных элементов для растений и свойств почвы, в первую очередь азота, фосфора и калия, а затем кальция, магния, серы, железа.

Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений.

Сырьем для производства фосфорных удобрений, фосфора и всех фосфорных соединений служат апатитовые и фосфоритовые руды. Состав апатитов чаще всего выражается формулой Са5(РО4)3F (фторапатит). Фосфориты  отличаются от фторапатитов тем, что в них вместо ионов F- содержатся ионы ОН- или . Фосфориты обычно содержат больше примесей, чем фторапатит.

В дореволюционной России были известны и разрабатывались лишь маломощные месторождения фосфоритов низкого качества. Поэтому событием огромного народнохозяйственного значения было открытие в 20-х годах месторождения апатита на Кольском полуострове в Хибинах. Здесь построена крупная обогатительная фабрика, которая разделяет добываемую горную породу на концентрат с высоким содержанием фосфора и примеси – «нефелиновые хвосты», используемые для производства алюминия, соды, поташа и цемента.

Мощные месторождения фосфоритов открыты в Южном Казахстане, в горах Каратау.

Самое дешевое фосфорное удобрение – это тонко измельченный фосфорит – фосфоритная мука. Фосфор содержится в ней в виде нерастворимого в воде фосфата кальция Са3(РО4)2. Поэтому фосфориты усваиваются  не всеми растениями и не на всех почвах. Основную массу добываемых фосфорных руд перерабатывают химическими методами в вещества, доступные всем растениям на любой почве. Это водорастворимые фосфаты кальция:

Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом – серый мелкозернистый порошок).

Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:

По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО4 и является значительно концентрированным удобрением (содержит до 50% Р2О5).

Преципитат – содержит 35-40% Р2О5.

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:

Применяется на кислых почвах.

Аммофоссложное  удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58% Р2О5) в виде NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

Раньше в течение более 100 лет в качестве фосфорного удобрения широко использовали так называемый простой суперфосфат, который образуется при действии серной кислоты на природный фосфат кальция:

В этом случае в реакцию с фосфатом кальция вступает относительно меньше серной кислоты, чем при получении из него фосфорной кислоты. Получается смесь дигидрофосфата кальция и сульфата кальция. Это удобрение с массовой долей Р2О5 не выше 20%. Сейчас простой суперфосфат производится в сравнительно небольших масштабах на ранее построенных заводах.

Примеры фосфорных удобрений даны в табл.4.

Таблица 4

Удобрения, содержащие фосфор

Название удобрения

Химический состав

Простые

Суперфосфат двойной

Суперфосфат простой

Фосфоритная мука

Костяная мука

Преципитат

Шлак мартеновский печей

Сложный состав. Содержит P,Ca, Si, C, Fe и др. элементы

Комплексные

Аммофос

Аммофоска

Нитроаммофос

 

 Заключение

1.             Значение фосфора

Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизненно важных частей - семян и плодов.

Производные ортофосфорной кислоты очень нужны не только растениям, но и животным. Кости, зубы, панцири, когти, иглы, шипы у большинства живых организмов состоят, в основном, из ортофосфата кальция. Кроме того, ортофосфорная кислота, образуя различные соединения с органическими веществами, активно участвуют в процессах обмена веществ живого организма с окружающей средой. В результате этого производные фосфора содержатся в костях, мозге, крови, в мышечных и соединительных тканях организмов человека и животных. Особенно много ортофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток, что позволило А.Е. Ферсману[1], известному геохимику, назвать фосфор "элементом мысли". Весьма отрицательно (заболевание животных рахитом, малокровие, и др.) сказывается на состоянии организма понижение содержания в рационе питания соединений фосфора или введение их в неусвояемой форме.

2.             Применение фосфора

Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее время довольно широко. Основным ее потребителем служит производство фосфорных и комбинированных удобрений. Для этих целей ежегодно добывается во всем мире фосфоросодержащей руды около 100 млн. т. Фосфорные удобрения не только способствуют повышению урожайности различных сельскохозяйственных культур, но и придают растениям зимостойкость и устойчивость к другим неблагоприятным климатическим условиям, создают условия для более быстрого созревания урожая в районах с коротким вегетативным периодом. Они также благоприятно действуют на почву, способствуя ее структурированию, развитию почвенных бактерий, изменению растворимости других содержащихся в почве веществ и подавлению некоторых образующихся вредных органических веществ.

Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая промышленность. Дело в том, что на вкус разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие ее добавки в мармелады, лимонады и сиропы заметно улучшают их вкусовые качества. Этим же свойством обладают и некоторые соли фосфорной кислоты. Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор входят в хлебопекарные порошки, улучшая вкус булочек и хлеба.

Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности. Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солями делают дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы.

Различные соли фосфорной кислоты широко применяют во многих отраслях промышленности, в строительстве, разных областях техники, в коммунальном хозяйстве и быту, для защиты от радиации, для умягчения воды, борьбы с котельной накипью и изготовления различных моющих средств.

Фосфорная кислота, конденсированные кислоты и дегидротированные фосфаты служат катализаторами в процессах дегидратирования, алкилирования и полимеризации углеводородов.

Особое место занимают фосфорорганические соединения как экстрагенты, пластификаторы, смазочные вещества, присадки к пороху и абсорбенты в холодильных установках. Соли кислых алкилфосфатов используют как поверхностно-активные вещества, антифризы, специальные удобрения, антикоагулянты латекса и др. Кислые алкилфосфаты применяют для экстракционной переработки урановорудных щелоков.

                    Список использованной литературы:

1.        Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзитис. ХИМИЯ. Учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. – М., 5-е издание, ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997.

2.        ХИМИЯ. Справочные материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, - М., ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984.

3.        ХИМИЯ. Справочник школьника, - М., 1995.

4.        ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000.

5.        Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., - М., 1963.

6.        Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/



[1] Ферсман Александр Евгеньевич [27.10 (8.11).1883, Петербург, - 20.5.1945, Сочи], советский геохимик и минералог, академик АН СССР (1919). Ученик В. И. Вернадского.

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Поурочные разработки курса химии 9 класса"

Получите профессию

Интернет-маркетолог

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Получите профессию

Экскурсовод (гид)

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Краткое описание документа:

В предлагаемом пособии представлены поурочные разработки курса химии 9 класса, ориентированные на учебник Г. Е. Рудзитиса, Ф. Г. Фельдмана «Химия, 9» (11-е изд., перераб. — М. : Просвещение, 2007, и последующие издания). Основное назначение пособия — оказать учителю методическую помощь в подготовке к уроку, в организации его проведения, в распределении учебного материала по часам. Для каждого урока определены: тема, цель, впервые вводимые основные понятия, планируемые результаты обучения, краткое содержание урока, домашнее задание. Разработки уроков, кроме методических рекомендаций и советов, включают дидактический материал: контрольные работы в двух вариантах, тестовые задания, самостоятельные и проверочные работы, алгоритмы составления химических формул, уравнений химических реакций, решения расчетных задач. При использовании данного пособия следует иметь в виду, что каждый урок является лишь примерным. Учитель вправе использовать различные формы организации учебной деятельности учащихся: лекции, семинарские занятия, обобщающие уроки, конференции, ролевые игры. Поэтому учитель может заимствовать предлагаемые разработки уроков либо полностью, либо частично, встраивая в собственный план урока, корректируя его, исходя из конкретных условий. В любом случае использование различных методов и приемов должно быть направлено на индивидуализацию учебного процесса и повышение доли самостоятельности учащихся при изучении химии. Представленные в данном пособии перечни химических опытов для проведения на уроках носят также рекомендательный характер. В пособии даются ссылки на таблицы, схемы, задания из учебника Г. Е. Рудзитиса и Ф. Г. Фельдмана «Химия, 9», а также на электронное пособие «Электронная библиотека „Просвещение“. Химия. 8 класс».

Скачать материал

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

6 653 589 материалов в базе

Скачать материал

Другие материалы

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

  • Скачать материал
    • 13.01.2015 44584
    • RAR 10.5 мбайт
    • 345 скачиваний
    • Рейтинг: 4 из 5
    • Оцените материал:
  • Настоящий материал опубликован пользователем Мусханов Иса Хамидович. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

    Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

    Удалить материал
  • Автор материала

    Мусханов Иса Хамидович
    Мусханов Иса Хамидович
    • На сайте: 9 лет и 3 месяца
    • Подписчики: 0
    • Всего просмотров: 313024
    • Всего материалов: 11

Ваша скидка на курсы

40%
Скидка для нового слушателя. Войдите на сайт, чтобы применить скидку к любому курсу
Курсы со скидкой

Курс профессиональной переподготовки

Интернет-маркетолог

Интернет-маркетолог

500/1000 ч.

Подать заявку О курсе

Курс профессиональной переподготовки

Биология и химия: теория и методика преподавания в образовательной организации

Учитель биологии и химии

500/1000 ч.

от 8900 руб. от 4450 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 325 человек из 67 регионов
  • Этот курс уже прошли 1 137 человек

Курс профессиональной переподготовки

Химия: теория и методика преподавания в профессиональном образовании

Преподаватель химии

600 ч.

9500 руб. 4750 руб.
Подать заявку О курсе
  • Этот курс уже прошли 34 человека

Курс повышения квалификации

Методика реализации образовательного процесса и мониторинг эффективности обучения по дисциплине «Химия» в соответствии с требованиями ФГОС СПО

72 ч. — 180 ч.

от 2200 руб. от 1100 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 87 человек из 35 регионов
  • Этот курс уже прошли 573 человека

Мини-курс

Фокусировка и лидерство: достижение успеха в условиях стресса и перемен

4 ч.

780 руб. 390 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 21 человек из 13 регионов

Мини-курс

История архитектуры: от классицизма до конструктивизма

3 ч.

780 руб. 390 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 32 человека из 18 регионов
  • Этот курс уже прошли 16 человек

Мини-курс

Финансовое моделирование и управление инвестиционными проектами

10 ч.

1180 руб. 590 руб.
Подать заявку О курсе