План – конспект урока «Железо и его важнейшие соединения»

План – конспект урока «Железо и его важнейшие соединения»
1.Предмет
химия
2.Класс
9
3.Тема
«Металлы»
5.Номер урока
№ 61 (в теме «Металлы» № 9)
6.Дата проведения 26.04.2014г.
7.Учебник
Химия 9. Под редакцией проф. Н.Е. Кузнецовой. М., «Вентана-Граф», 2011г.
Цель урока: составить полное представление о химическом элементе и простом веществе
железе и его соединениях:






Повторить строение атома железа исходя из его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева
Рассмотреть нахождение железа в природе
Расширить, углубить и систематизировать знания о физических и химических свойствах
железа на основе строения его атома
Рассмотреть важнейшие соединения железа(II) и (III); расширить и уточнить знания о
свойствах соединений железа(II) и (III)
Изучить качественные реакции на ионы железа(II) и (III)
Выяснить, какое значение имеет железо, его сплавы и соединения для практической
деятельности человека и в живой природе.
Задачи урока:
1.Обучающие: (формирование познавательных УУД)




Продолжить формирование химических понятий
Продолжить формирование умений и навыков самостоятельно получать знания, работая
с текстом учебника и другими источниками информации
Продолжить формирование умений и навыков самостоятельной работы с химическим
оборудованием и химическими веществами, соблюдая правила техники безопасности и
охраны труда
Продолжить формирование умений и навыков самостоятельно делать выводы на
основании проведенного эксперимента и делать описание эксперимента.
2.Развивающие: (формирование регулятивных УУД)



Совершенствовать коммуникативные способности учащихся
Развивать интеллектуальные умения выделять главное, сравнивать, анализировать,
делать выводы, использовать ранее накопленные знания при изучении нового материала
Способствовать развитию речи у учащихся, умению логически излагать свои мысли и
вести диалог


Учить сравнивать результат своей деятельности с поставленной целью
Формировать навыки самостоятельности и способности к рефлексии
3.Воспитательные: ( формирование коммуникативных и личностных УУД)





Продолжить воспитание положительной мотивации обучения, правильной самооценки,
чувства ответственности
Содействовать формированию у учащихся умения осознавать собственную учебную
деятельность и осуществлять самоконтроль
Содействовать формированию у учащихся умения совместной работы в парах и группах,
умению внимательно слушать учителя и друг друга
Содействовать формированию у учащихся устойчивого интереса к изучению химии
Убедить в необходимости привлечения средств химии к пониманию процессов,
происходящих в окружающем мире.
Тип урока: урок изучения нового материала с использованием карты заданий
Формы, методы и приемы обучения:









Объяснительно-иллюстративный
Беседа-диалог учителя с учащимися
Решение проблемных ситуаций
Самостоятельная работа с текстом учебника, наглядными пособиями и картой заданий
Парная и групповая форма работы учащихся
Исследовательская работа учащихся при проведении лабораторного эксперимента
Проведение демонстрационного эксперимента
Использование ИКТ
Проведение входного и выходного контроля знаний
Оборудование:
1.Таблицы: «ПСХЭ Д.И. Менделеева», «Электрохимический ряд напряжений металлов»,
«Растворимость кислот, оснований и солей в воде», «Железо»; карты заданий для учащихся,
карточки с тестовыми работами.
2.Набор образцов природных соединений железа из коллекции «Минералы и горные породы»,
небольшие изделия из железа и его сплавов.
3.Компьютер, проектор, экран, видеофрагменты «Химические свойства железа», презентация
«Значение железа для практической деятельности человека и в живой природе».
4.Оборудование для проведения лабораторного и демонстрационного эксперимента: магниты,
штативы с пробирками, держатели для пробирок, спиртовки, спички.
5.Реактивы для проведения демонстрационного и лабораторного экспериментов: железо
(опилки, скрепки, гвоздь), растворы соляной и серной кислот, хлорида железа(II) и хлорида
железа(III), гидроксида натрия (или гидроксида калия), сульфата меди(II), роданида калия (или
роданида аммония), гексацианоферррата(III) калия(красной кровяной соли),
гексацианоферрата(II) калия (желтой кровяной соли), концентрированный раствор щелочи.
Ход урока:
I.Организация учащихся.
Ребята, мы продолжаем изучение темы «Металлы». Прежде чем перейти к изучению нового
материала по теме, мы проведем небольшую проверочную работу и узнаем, как вы усвоили
знания, полученные на предыдущих уроках.
II.Проведение входного контроля знаний (тестовая работа).
1.Учащиеся выполняют тестовую работу.
2.Учащиеся попарно меняются тестами и проверяют работы друг у друга, затем сдают работы на
проверку учителю.
III.Изучение нового материала.
1.Объявление темы урока, постановка цели и знакомство с планом урока (находится в картах
заданий учащихся)
2.Положение железа в ПСХЭ Д.И. Менделеева и строение его атома.
Учащиеся работают по заданию № 1 в карте заданий. Затем учитель и учащиеся в диалоге
обговаривают выполнение задания.
Проблема. Почему железо может проявлять не только степень окисления «+2», но и «+3» и
даже «+6»?
Объяснение учителем нового материала.
Нормальное (основное) состояние атома железа
3d6
4p0
 



4s2

1 возбужденное состояние атома железа
3d5

4p1




4s2 

2 возбужденное состояние атома железа
3d5

4p2




4s1 


Учитель: Какова степень окисления железа в химических соединениях?
Ответы учащихся:
Пояснения учителя: Железо – такой же восстановитель, как и другие металлы. Однако атомы
железа при окислении отдают не только электроны последнего уровня, приобретая степень
окисления «+2», но способны также к отдаче электронов с предпоследнего уровня, приобретая
при этом степень окисления «+3» и в некоторых соединениях «+6».
Учащиеся записывают в тетради.
Железо – металл, расположенный в побочной подгруппе. Относится к d-элементам.
Для железа наиболее характерны две основные степени окисления: «+2» и «+3»
Fe0 – 2e- → Fe+2
Fe0 – 3e- → Fe+3
3.Нахождение железа в природе.
Учащиеся работают по заданию № 2 в карте заданий в группах по четыре человека.
В тетрадях записывают вывод
Железо в природе встречается в виде соединений: руд и минералов, в состав которых входят
оксиды и сульфиды железа. В самородном виде железо встречается очень редко (метеоритное
происхождение). Природные соединения железа:
Fe3O4 (Fe2O3FeO) – магнитный железняк (магнетит)
Fe2O3 – красный железняк (гематит)
Fe2O3.H2O – бурый железняк (лимонит)
FeS2 – железный колчедан (пирит)
4.Физические свойства железа.
Учащиеся работают в группах по четыре человека по заданию № 3 в картах заданий.
5.Химические свойства железа.
Проблема: почему железо в процессе химического взаимодействия с разными веществами
образует соединения со степенью окисления «+2» и «+3»?
Пояснения учителя.
Железо –активный металл. Мы знаем, что оно проявляет в соединениях две основные степени
окисления: «+2» и «+3». Поэтому железо дает два ряда соединений, соответствующих этим
степеням окисления.
1) Образование соединений железа(II).
Демонстрация видеофрагмента «Взаимодействие железа с серой» и выполнение лабораторных
опытов по картам заданий. Учащиеся повторяют по карточкам «Правила ТБ и ОТ при работе в
химической лаборатории» основные правила техники безопасности и работают с заданием № 4
в парах.
Учитель открывает заранее приготовленную запись уравнений реакций и выводов на доске и
предлагает ученикам сравнить свои записи и исправить ошибки.
0
0
+2 -2
Fe + S = FeS
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Fe0 + 2H+ = Fe2+ + H20
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
Fe0 + 2H+ = Fe2+ + H20
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Fe0 + Cu2+ = Cu0 + Fe2+
-При взаимодействии железа с серой образуется сульфид железа(II) .
-При взаимодействии железа с растворами кислот образуются газ водород и соль железа(II) .
-При взаимодействии железа с растворами солей металлов, стоящих в ряду напряжений
металлов после железа образуются металл и соль железа(II) .
-Все данные реакции являются окислительно-восстановительными . Железо выступает в роли
восстановителя , приобретая в соединениях степень окисления +2 .
Затем совместно с учителем делается вывод и записывается в тетрадь.
Сравнительно слабые окислители (сера, растворы кислот и солей ) окисляют железо до степени окисления «+2».
2) Образование соединений железа(III).
Демонстрация видеофрагментов «Взаимодействие железа с хлором, кислородом и водой».
Учащиеся продолжают работать с заданием № 4.
Учитель открывает заранее приготовленную запись уравнений реакций и выводов на доске и
предлагает ученикам сравнить свои записи и исправить ошибки.
0
0
+3 -1
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
0
0
+2+3 -2
3Fe + 2O2 = Fe3O4
0
+1 -2
+2+3 -2
0
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
-При взаимодействии железа с галогенами образуются соединения железа со степенью
окисления +3 .
-При взаимодействии железа с кислородом и водой образуются смеси соединений железа со
степенями окисления +2 и +3 .
Затем совместно с учителем делаются выводы и записываются в тетрадь.
Сильные окислители (галогены, концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании)
окисляют железо до «+3». Иногда (при взаимодействии с кислородом и водой) Образуются
смеси соединений железа (II) и (III).
Степень окисления железа зависит от окислительной способности реагирующего вещества.
Запомните: железо не взаимодействует с концентрированными серной и азотной кислотой на
холоде из-за образования на поверхности металла плотной пленки нерастворимых в кислотах
соединений.
6. Соединения железа (II) и (III).
Учащиеся работают в парах с картой заданий, выполняя задание № 5.
Учитель открывает заранее приготовленную запись уравнений реакций и выводов на доске и
предлагает ученикам сравнить свои записи и исправить ошибки.
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl
Fe2+ +2OH- = Fe(OH)2
FeCl3 + 3NаOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O
Fe(OH)2 +2H+ = Fe2+ + 2H2O
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 +3H+ = Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH(конц.) = Na3[Fe(OH)6]
Fe(OH)3 + 3OH- = [Fe(OH)6]3- Гидроксид железа(II) реагирует с кислотой, но не вступает в реакцию со щелочью, так как он
проявляет основные свойства.
- Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотой и со щелочью, так как он проявляет амфотерные свойства.
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 – гидроксид железа(II) на воздухе быстро окисляется и переходит
в гидроксид железа(III).
Затем совместно с учителем делается вывод и записывается в тетрадь.
Железо образует два ряда соединений. Соединения железа (II) : FeO – оксид железа (II), Fe(OH)2
– гидроксид железа (II) , соли железа (II) (FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2 и другие)
Соединения железа (III) : Fe2O3 – оксид железа (III), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), соли железа
(III) (FeCl3, Fe2(SO4)3, Fe(NO3)3 и другие). Существует смесь соединений железа (II) и (III) –
Fe3O4(Fe2O3.FeO) – железная окалина.
7. Качественные реакции на ионы Fe2+и Fe3+
Рассказ учителя с элементами беседы. Демонстрация опытов.
Вопросы: 1.Как называются реакции, использующиеся для определения веществ или ионов?
2.Как называются вещества или ионы, используемые для определения других веществ или
ионов?
Ответы учащихся.
Учитель: Качественными реакциями на ионы Fe2+и Fe3+ могут служить реакции получения
гидроксидов железа (II) и (III) разной окраски, которые вы сегодня уже проводили. Но существуют еще специальные качественные реакции с ярким внешним проявлением, при помощи
которых можно легко определить ионы Fe2+и Fe3+.
Учитель демонстрирует опыты и вместе с учащимися записывает выводы.
Качественная реакция на ион Fe2+
Реактив –K3[Fe(CN)6] - красная кровяная соль(гексацианоферрат(III) калия)
Результат воздействия – синий осадок (турнбулевой сини)
K3[Fe(CN)6] + FeCI2 = 2KCI + KFe[Fe(CN)6]↓
Fe2+ + 2CI- +3K+ + [Fe(CN)6]3- → KFe[Fe(CN)6] + 2K+ + 2CIK+ + Fe2+ + [Fe(CN)6]3- → KFe[Fe(CN)6]
Качественные реакции на ион Fe3+
1) Реактив –K4[Fe(CN)6] - желтая кровяная соль(гексацианоферрат(II) калия)
Результат воздействия – синий осадок (берлинской лазури)
K4[Fe(CN)6] + FeCI3 = 3KCI + KFe[Fe(CN)6] ↓
Fe3+ + 3CI- +4K+ + [Fe(CN)6]4- → KFe[Fe(CN)6] + 3K+ + 3CIK+ + Fe3+ + [Fe(CN)6]4-→ KFe[Fe(CN)6]
2) Реактив – роданид калия(аммония) NaNCS (NH4NCS)
Результат воздействия – интенсивно- красный цвет.
FeCI3 + 3KNCS = Fe(NCS)3 + 3KCI
Fe3+ + NCS- = FeNCS2+
Примечание: берлинская лазурь и турнбулева синь – разные названия одного и того же
вещества - KFe[Fe(CN)6]
8. Значение железа для практической деятельности человека и в живой природе.
Цель: выяснить, какое значение имеет железо, его сплавы и соединения для практической
деятельности человека и в живой природе.
Просмотр слайдов презентации «Значение железа для практической деятельности человека и в
живой природе». Учащиеся в ходе просмотра слайдов презентации и беседы делают вывод о
важнейшем значении железа, его сплавов и соединений для человека и об огромной роли
железа в жизнедеятельности живых организмов.
IV.Подведение итогов урока. Домашнее задание.
Цель: проанализировать и оценить успешность достижения целей и задач урока.
1.Беседа с учащимися.
Учитель: прочитайте еще раз внимательно цель и план нашего урока и ответьте, достигли ли мы
сегодня поставленной цели - составить полное представление о химическом элементе и простом
веществе железе и его соединениях?
Ответы учащихся. Подведение итогов.
2.Домашнее задание(находится в карте заданий). Изучите § 54 До конца, выполните задания 3 и
4 на с. 254-255.
3.Рефлексный тест (находится в карте заданий).
V.Проведение выходного контроля знаний (тестовая работа)
Учащиеся выполняют проверочную работу
Учитель: общим итогом нашей совместной работы будут ваши оценки. Я благодарю вас за
хорошую работу на уроке. Вы трудились добросовестно, узнали много нового и многому
научились. Всего вам доброго!
Карта заданий к уроку «Железо и его важнейшие соединения»
Цель урока: составить полное представление о химическом элементе и простом веществе
железе и его соединениях.
План урока:
1.Положение железа в ПСХЭ и строение его атома
2.Нахождение железа в природе
3. Физические свойства железа
4.Химические свойства железа.
5.Соединения железа (II) и (III)
6.Качественные реакции на ионы Fe2+и Fe3+
7.Значение железа для практической деятельности человека и в живой природе
8.Итог урока.
Задание № 1.
Цель: 1.Повторить строение атома железа, исходя из его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
2.Объяснить степени окисления железа в его соединениях.
1.Определите положение железа в ПСХЭ. Заполните таблицу.
Заряд ядра атома железа
Величина Аr (Fe)
Число протонов в ядре атома
Число нейтронов в ядре атома
Число электронов в атоме
Номер группы
Подгруппа
Период
Число энергетических уровней
2.Электронная конфигурация атома железа: 1s22s22p63s23p64s23d6. Составьте в тетради
электронно-графическую схему расположения электронов в атоме железа в основном
состоянии.
Задание №2.(работа в группах по четыре человека)
Цель: 1.Выяснить распространенность железа в природе.
2.Познакомиться с важнейшими железными рудами.
1.Изучите текст учебника на с.251 ( до статьи «Физические свойства») в § 54 .
2.Рассмотрите внимательно выданную вам коллекцию природных соединений железа, отметьте
их основные характеристики.
3.Обсудите полученную информацию и сделайте вывод о том, в каком виде находится железо в
природе.
4. Запишите в тетрадь вывод о нахождении железа в природе и формулы и названия основных
природных соединений железа.
С.1
Задание № 3. (работа в группах по четыре человека)
Цель: познакомиться с особенностями физических свойств железа
1.Изучите текст статьи «Физические свойства» в учебнике на с.251 (§ 54 )
2.Рассмотрите выданные вам образцы железа и изделия из железа и его сплавов. Исследуйте
образцы магнитом.
3.Сделайте вывод о физических свойствах железа как представителя металлов и заполните
таблицу
1.Цвет
2.Блеск
3.Пластичность
4.Теплопроводность
5.Электропроводность
6.Магнитные свойства
7.Температура плавления
8.Температура кипения
Задание № 4. (работа в парах)
Цель: изучить химические свойства железа.
1.Повторите правила техники безопасности по карточкам «Правила ТБ и ОТ при работе в
химической лаборатории».
2.Проведите лабораторные опыты. . Будьте внимательны и аккуратны! Соблюдайте правила
техники безопасности при работе с кислотами!
Опыт1
В пробирках № 1 и № 2 находятся железные опилки. Прилейте в пробирку № 1 1-2 мл раствора
соляной кислоты, а в пробирку №2 1-2 мл раствора серной кислоты. Что вы наблюдаете?
Подожгите спичкой выделяющийся газ. Что вы наблюдаете?
Опыт2.
Налейте в чистую пробирку 1-2 мл раствора сульфата меди(II) и опустите туда железный гвоздь с
прикрепленной нитью. Через некоторое время выньте гвоздь из пробирки. Что вы наблюдаете?
3.На основании просмотра видеофрагмента и проделанных опытов допишите в тетрадях
уравнения реакций. Расставьте степени окисления и укажите окислитель и восстановитель.
Не забудьте расставить коэффициенты!
Fe + S =
Fe + HCl =
Fe + H2SO4 =
Fe + CuSO4 =
4.Перепишите в тетрадь и закончите выводы. Вставьте вместо точек нужные слова и
словосочетания
-При взаимодействии железа с серой образуется … .
-При взаимодействии железа с растворами кислот образуются газ… и … .
С.2
-При взаимодействии железа с растворами солей металлов, стоящих в ряду напряжений
металлов после железа образуются… и … .
-Все данные реакции являются …-… . Железо выступает в роли… , приобретая в соединениях
степень окисления… .
5.Сравните правильность своих записей с записью на доске, исправьте, если необходимо,
ошибки.
6.Изучите в учебнике статью «Химические свойства» на с.251-252 (§ 54 ). На основании
изученного текста и просмотра видеофрагментов опытов закончите в тетради уравнения
реакций. Расставьте степени окисления и укажите окислитель и восстановитель. Не забудьте
расставить коэффициенты!
Fe + Cl2 =
Fe + O2 =
Fe + H2O=
7.Перепишите в тетрадь и закончите выводы. Вставьте вместо точек нужные знаки.
-При взаимодействии железа с галогенами образуются соединения железа со степенью
окисления … .
-При взаимодействии железа с кислородом и водой образуются смеси соединений железа со
степенями окисления … и … .
8. Сравните правильность своих записей с записью на доске, исправьте, если необходимо,
ошибки.
Задание № 5. (работа в парах)
Цель: изучить важнейшие соединения железа(II) и (III); расширить и уточнить знания о свойствах
соединений железа(II) и (III).
1.Изучите в тексте § 54 статью «Важнейшие соединения железа» на с.252-253.
2.Проведите лабораторные опыты. . Будьте внимательны и аккуратны! Соблюдайте правила
техники безопасности при работе с кислотами и щелочами и со спиртовкой!
Опыт 1. Получение гидроксидов железа(II) и (III).
Налейте в две пробирки соответственно по 1 мл растворов хлорида железа(II) и хлорида
железа(III). Добавьте в каждую пробирку понемногу раствора щелочи. Что вы наблюдаете?
Сравните полученные осадки по внешнему виду.
Опыт 2.Исследование свойств гидроксидов железа(II) и (III).
Разделите каждый полученный осадок на две порции. К первой порции каждого осадка
прилейте понемногу раствора соляной кислоты. Отметьте, что вы наблюдаете.
Ко второй порции каждого осадка прилейте понемногу концентрированного раствора NaOH и
слегка подогрейте в пламени спиртовки. Отметьте, что вы наблюдаете.
3.Закончите в тетради уравнения реакций в молекулярном виде и составьте ионные уравнения
(при необходимости можете воспользоваться текстом учебника)
FeCl2 + NaOH =
FeCl3 + NаOH =
Fe(OH)2 + HCl =
Fe(OH)3 + HCl =
Fe(OH)3 + NaOH(конц.) =
С.3
4.Закончите в тетради выводы. Вставьте вместо точек нужные слова.
- Гидроксид железа(II) реагирует с …, но не вступает в реакцию со …, так как он проявляет …
свойства.
- Гидроксид железа (III) взаимодействует с … и со …, так как он проявляет … свойства.
5.Ответьте на вопрос: как и почему изменяется окраска гидроксида железа (II) через небольшой
промежуток времени после его получения? Запишите уравнение химической реакции происходящего процесса (можете воспользоваться текстом учебника).
6. Сравните правильность своих записей с записью на доске, исправьте, если необходимо,
ошибки.
Задание № 6.
Цель: проанализировать и оценить успешность достижения целей и задач урока.
1. Прочитайте еще раз внимательно цель и план нашего урока и ответьте, достигли ли мы
сегодня поставленной цели - составить полное представление о химическом элементе и простом
веществе железе и его соединениях?
2.Запишите домашнее задание: изучите § 54 до конца , выполните задания 3 и 4 на с. 254-255.
3.Оцените свою деятельность на сегодняшнем уроке. Поставьте знак + в соответствующей графе.
Утверждение
Я узнал(а) много нового
На уроке было над чем подумать
Я люблю работать самостоятельно
Мне нравится работать в группе
На уроке я поработал(а) добросовестно
Мне было интересно на уроке
Да
Не совсем
Нет
Тестовые задания входного контроля (вариант 1)
I.Выберите один правильный ответ из четырех предложенных и обведите его кружком
1.Какой вид химической связи характерен для простых веществ металлов?
1) ионная 2) металлическая 3) ковалентная 4) водородная
2.Атомы металлов в химических соединениях могут проявлять степень окисления
1) только отрицательную
2) только положительную
3) и положительную, и отрицательную 4) ни положительную, ни отрицательную
3.Верны ли следующие суждения об элементах побочных подгрупп? А) Все элементы побочных
подгрупп являются металлами. Б) У элементов побочных подгрупп на внешнем
энергетическом уровне находятся два или один s-электрон.
1) верно только А
2) верно только Б
3) оба суждения верны 4) оба суждения неверны
4.Высшая степень окисления атома марганца в соединениях равна
1) +2 2) +8 3) +7 4) +5
5.Оксид Cr2O3 по характеру свойств является
1) кислотным 2) амфотерным 3) основным 4) несолеобразующим
6.В какой паре соединений атомы железа проявляют степень окисления только +3?
1) FeO и Fe(NO3)3 2) Fe2O3 и FeSO4 3) Fe(OH)3 и FeCl3 4) Fe(OH)2 и FeCl2
II.Из перечня суждений выберите три, относящиеся к d-элементам
1) расположены в побочных подгруппах
2) являются неметаллами
3) очередные электроны располагаются на d-подуровне предпоследнего уровня
4) расположены в главных подгруппах
5) являются металлами
6) проявляют постоянную степень окисления
Перечислите номера верных суждений через запятую в ответе.
Ответ:____________.
Тестовые задания входного контроля (вариант 2)
I.Выберите один правильный ответ из четырех предложенных и обведите его кружком
1.Какой тип кристаллической решетки характерен для простых веществ металлов?
1) ионная 2) атомная 3) металлическая 4) молекулярная
2.Атомы металлов – простых веществ могут выступать в химических реакциях в роли
1) окислителей
2) восстановителей
3) и окислителей, и восстановителей
4) ни окислителей, ни восстановителей
3.Верны ли следующие суждения о d-элементах? А) Многие d-элементы могут проявлять
высшую степень окисления равную номеру группы. Б) У d-элементов валентными являются
только электроны внешнего уровня.
1) верно только А
2) верно только Б
3) оба суждения верны 4) оба суждения неверны
4.Высшая степень окисления атома хрома в соединениях равна
1) +2 2) +6 3) +7 4) +4
5.Оксид Mn2O7 по характеру свойств является
1) кислотным 2) амфотерным 3) основным 4) несолеобразующим
6.В какой паре соединений атомы железа проявляют степень окисления только +2?
1) FeO и Fe(NO3)3 2) Fe2O3 и FeSO4 3) Fe(OH)3 и FeCl3 4) Fe(OH)2 и FeCl2
II.Из перечня суждений выберите три, относящиеся к элементам побочных подгрупп
1) относятся к р-элементам
2) являются неметаллами
3) очередные электроны располагаются на d-подуровне предпоследнего уровня
4) расположены в главных подгруппах
5) являются металлами
6) проявляют переменную степень окисления
Перечислите номера верных суждений через запятую в ответе.
Ответ:____________.
Задания выходного контроля (вариант 1)
I.Выберите один правильный ответ из четырех предложенных и обведите его кружком
1.Каково распределение электронов по энергетическим уровням атома железа?
1) 2, 8, 2, 10 2) 2, 8, 14, 2 3) 2, 8, 16, 8 4) 2, 8, 16, 4
2.Какое особое физическое свойство отличает железо от других металлов?
1) электропроводность 2) ковкость 3) теплопроводность 4) магнитные свойства
3.При взаимодействии железа с каким веществом не выделится водород?
1) с раствором серной кислоты
2) с раствором соляной кислоты
3) с разбавленной азотной кислотой 4) с водяным паром при высокой температуре
4.Укажите металл, более активный, чем железо
1) Ni 2) Hg 3) Al 4) Ag
5.Укажите характер свойств оксида железа(III)
1) основный 2) кислотный 3) амфотерный 4) несолеобразующий
6.Укажите вещество, взаимодействующее с оксидом железа(II)
1) вода 2) гидроксид натрия 3) серная кислота 4) оксид магния
II.Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции
Исходные вещества
А. Fe + CuSO4 →
Продукты реакции
1. FeCl2 + H2↑
Б. Fe + Cl2 →
2. FeCl2
В. Fe + O2 →
3. FeCl3 + H2↑
Г. Fe + HCl →
4. Fe3O4
5. Cu + FeSO4
6. FeCl3
А
Б
В
Г
III.Запишите уравнения реакций для осуществления цепочки превращений:
Fe → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3
Задания выходного контроля (вариант 2)
I.Выберите один правильный ответ из четырех предложенных и обведите его кружком
1.Каково строение атома железа?
1) 26 протонов, 26 нейтронов, зо электронов 2) 56 протонов, 26 нейтронов, 26 электронов
3) 26 протонов, 56 нейтронов, 26 электронов 4) 26 протонов, 30 нейтронов, 26 электронов
2.Восстановительные свойства у железа выражены сильнее, чем у
1) Mg 2) Zn 3) Cu 4) Al
3.При взаимодействии железа с каким веществом выделится водород?
1) с раствором серной кислоты
2) с концентрированной серной кислотой
3) с разбавленной азотной кислотой 4) с раствором щелочи
4.Пластинка металла, вытесняющая медь из растворов ее солей
1) серебряная 2) платиновая 3) железная 4) золотая
5.Укажите характер свойств оксида железа(II)
1) основный 2) кислотный 3) амфотерный 4) несолеобразующий
6.Укажите вещество, взаимодействующее с оксидом железа(III)
1) вода 2) гидроксид натрия 3) кислород 4) оксид цинка
II.Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции
Исходные вещества
А. Fe + CuCl2 →
Продукты реакции
1. FeSO4 + H2↑
Б. Fe + S →
2. FeS
В. Fe + F →
3. Fe(SO4)3 + H2↑
Г. Fe + H2SO4 →
4. Fe2S3
5. Cu + FeCl2
6. FeF3
А
Б
В
Г
III.Запишите уравнения реакций для осуществления цепочки превращений:
Fe →FeSO4 → Fe(OH)2 → FeCl2
Задания 1-6 – по одному баллу за правильный ответ. Задание II– 4 балла (по одному баллу за
каждый правильный ответ). Задание III – 3 балла (по одному баллу за каждое правильно
записанное уравнение реакции). Максимальный балл – 13.
«5» - 11-13 баллов
«4» - 9-10 баллов
«3» - 7-8 баллов
Опорные конспекты и схемы
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
В
П
Р
О
С
Т
Ы
Е
Е
Щ С
МЕТАЛЛЫ
Na -натрий
Mg -магний
Cu -медь
ОСНОВНЫЕ
Na2O-оксид натрия
MgO-оксид магния
CuO-оксид меди(II)
НЕМЕТАЛЛЫ
N2 -азот
C -углерод
P -фосфор
ОКСИДЫ
АМФОТЕРНЫЕ
КИСЛОТНЫЕ
BeO-оксид бериллия N2O5-оксид
азота(V)
ZnO-оксид цинка
CO2оксид
Al2O3-оксид
алюминия
Е Л
углерода(IV)
P2O5оксид
фосфора(V)
С
О
Ж
Т
ОСНОВАНИЯ
NaOH-гидроксид
натрия
Н
Mg(OH)2-
В Ы
Cu(OH)2-
гидроксид магния
гидроксид меди(II)
ГИДРОКСИДЫ
АМФОТЕРНЫЕ
КИСЛОТЫ
ГИДРОКСИДЫ HNO3-азотная
Be(OH)2гидроксид H2CO3-угольная
берилия
H3PO4-фосфорная
Zn(OH)2гидроксид
цинка
Al(OH)3гидроксид
алюминия
А Е
ОСНОВНЫЕ
Mg(OH)Cl-хлорид
гидроксомагния
(CuOH)2CO3карбонат
гидроксомеди(II)
СОЛИ
СРЕДНИЕ
КИСЛЫЕ
(НОРМАЛЬНЫЕ) NaHCO3гидрокарбонат
MgCl2-хлорид
магния
Na2CO3-карбонат
натрия
CuSO4-сульфат
меди(II)
натрия
Ca(H2PO4)2дигидрофосфат кальция
ОКСИДЫ
ОКСИДЫ- сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых
кислород
КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ
I.
Несолеобразующие
Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не
взаимодействуют ни с кислотами, ни со
щелочами и не образуют солей.
В их состав входят элементынеметаллы.
Например: оксиды азота(IиII)-N2O и NO,
Оксид углерода(II) –CO и другие.
Солеобразующие
Солеобразующими называются такие
оксиды, которые взаимодействуют с
кислотами или основаниями и образуют
при этом соль и воду. Им соответствуют
либо кислоты, либо основания.
Например: оксид натрия-Na2O(ему соответствует основание-NaOH),
оксид серы(VI)-SO3(кислота-H2SO4)
II.
Основные
Основными называются
оксиды, которым
соответствуют основания.
Образованы атомами
металлов с небольшими
степенями окисления(+1 и
+2)или валентностями(I и
II).
Например:
CuO- Cu(OH)2 –оксид меди(II)
Амфотерные
Амфотерными
называются оксиды,
которым соответствуют
амфотерные гидроксиды.
Образованы атомами металлов со степенями окисления от+2 до +4 или
валентностями( II, III, IV).
Например:
ZnO – Zn(OH)2-оксид цинка и
и гидроксид меди(II)
гидроксид цинка
Al2O3-Al(OH)3-оксид
алюминия и гидроксид
алюминия
K2O- KOH –оксид калия и
гидроксид калия
Кислотные
Кислотными называются
оксиды, которым
соответствуют кислоты.
Образованы атомами
неметаллов и атомами
металлов со степенями
окисления от+5 и выше
или валентностями(от V и
выше).
Например:
CO2-H2CO3-оксид углерода(IV)
и угольная кислота
Mn2O7- HMnO4-оксид марганца(VII)и марганцевая кислота
III.
Твердые
Все оксиды металлов.
Оксиды некоторых
неметаллов(SiO2-оксид
кремния,P2O5оксид
фосфора(V)
Жидкие
Оксиды некоторых неметаллов(H2O-вода, SO3-оксид
серы(VI) –летучая жидкость)
Газообразные
Оксиды неметаллов
(NO2-оксид азота(IV)-бурый
газ, CO2-оксид углерода (IV)углекислый газ)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ
1. Взаимодействие с водой.
Основный оксид + вода→щёлочь(растворимое основание)
K2O + H2O = 2KOH(гидроксид калия)
CaO + H2O = Ca(OH)2 (гидроксид кальция)
C водой взаимодействуют т.н. растворимые оксиды.
Это оксиды щелочных и щелочноземельных металлов(Li2O, Na2O, K2O,
Rb2O, Cs2O, CaO, SrO, BaO). Образуются растворимые основаниящёлочи.
Оксиды остальных металлов с водой не взаимодействуют.
Кислотный оксид + вода → кислота
CO2 + H2O = H2CO3(угольная кислота)
P2O5 +2 H2O = 2H3PO4(ортофосфорная кислота)
Большая часть кислотных оксидов взаимодействует с водой.
Образуются соответствующие кислоты. Не взаимодействует с водой,
например, оксид кремния- SiO2 ,хотя ему соответствует кремниевая
кислота –H2SiO3.
2.Основный оксид + кислота→ соль + вода
3Na2O + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2O название соли-ортофосфат натрия
CuO + 2HNO3 =Cu(NO3)2 + H2O навание соли-нитрат меди(II)
3.Кислотный оксид + основание → соль + вода
SO3 + 2NaOH = Na2SO4+ H2O название соли-сульфат натрия
N2O5 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + H2O название соли-нитрат кальция
4.Основный оксид + кислотный оксид → соль
K2O + SO3 = K2SO4 название соли-сульфат калия
CaO + CO2 = CaCO3 название соли- карбонат кальция
ОСНОВАНИЯ
ОСНОВАНИЯ- сложные вещества, состоящие из атома металла,
связанного с одной или несколькими гидроксогруппами. Общая
формула:
Me(OH)n, где «n»=валентности металла, т.к. гидроксогруппа
одновалентна.
( OH- гидроксогруппа)
1.По числу гидроксогрупп
ОДНОКИСЛОТНЫЕ
Содержат одну гидроксогруппу:
NaOH, KOH, CuOH и др.
2.По растворимости
РАСТВОРИМЫЕ ОСНОВАНИЯ
(ЩЕЛОЧИ)
Образованы металлами 1А и 2А
групп(кроме Be и Mg).Эти металлы
называются щелочные(1А) и
щелочноземельные(2А).К ним
относятся:
LiOH-гидроксид лития
NaOH-гидроксид натрия
KOH-гидроксид калия
RbOH-гидроксид рубидия
CsOH-гидроксид цезия
Ca(OH)2-гидроксид кальция
Ba(OH)2-гидроксид бария
Sr(OH)2-гидроксид стронция
К щелочам относится раствор аммиака в воде
NH3.H2O
ДВУХКИСЛОТНЫЕ
Содержат две гидроксогруппы:
Ca(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2 и др.
НЕРАСТВОРИМЫЕ ОСНОВАНИЯ
Основания, образованные другими
металлами являются
нерастворимыми.
Например:
Fe(OH)2-гидроксид железа(II)
Mg(OH)2-гидроксид магния
Cr(OH)2-гидроксид хрома(II)
Pb(OH)2-гидроксид свинца(II)
Sn(OH)2-гидроксид олова(II) и
многие другие основания.
3.Названия оснований
Гидроксид + Название металла + Указание валентности металла
в род. Падеже
в скобках римскими цифрами(если
он имеет переменную валентность)
Cu (OH)2-гидроксид меди(II)
CuOH-гидроксид меди(I)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ
1.Основание + кислота → соль + вода
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Реакции обмена
(реакции между основанием и
кислотой называются реакциями
нейтрализации)
(щелочь)
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + H2O
(нерастворимое)
2.Щелочь + кислотный оксид → соль + вода
NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O
Реакции обмена
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
3.Щелочь + соль (раствор) → новое основание + новая соль
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ +K2SO4
выпал осадок гидроксида меди(II)
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaOH
выпал осадок сульфата бария
NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3↑ + H2O
выделился газ-аммиак
Реакции обмена
4.Нерастворимые основания при нагревании разлагаются
на соответствующий оксид и воду
𝑡𝑜
Fe(OH)2 = FeO + H2O
𝑡𝑜
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Реакции разложения
11
ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
I.Получение щелочей в лаборатории
1.Взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных
металлов с водой.
НАПРИМЕР:
Na2O + H2O = 2NaOH (при взаимодействии оксида натрия с водой
образуется щелочь- гидроксид натрия)
BaO + H2O = Ba(OH)2 (при взаимодействии оксида бария с водой
образуется щелочь- гидроксид бария)
2.Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с
водой.
НАПРИМЕР:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ + Q (при взаимодействии натрия с водой
образуется щелочь- гидроксид натрия, выделяется газ водород и
большое количество тепла)
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑ + Q (при взаимодействии кальция с водой
образуется щелочь- гидроксид кальция, выделяется газ водород и
большое количество тепла)
II.Получение нерастворимых оснований
Нерастворимые основания получают взаимодействием растворов
солей соответствующего металла с раствором щелочи.
НАПРИМЕР:
CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl (при взаимодействии раствора соли
меди со щелочью образуется осадок гидроксида меди(II) )
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4 (при взаимодействии раствора
соли железа со щелочью образуется осадок гидроксида железа(II) )
АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ
Амфотерными называются оксиды и гидроксиды, которые проявляют
двойственные свойства. При взаимодействии с кислотами проявляют
свойства оснований, а при взаимодействии со щелочами проявляют
свойства кислот.
НАПРИМЕР:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
Оксид цинка и оксид алюминия
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
проявляют основные свойства
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
Оксид цинка и оксид алюминия
Al2O3 + 6KOH = 2K3AlO3 + 3H2O
проявляют кислотные свойства
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
Гидроксид цинка и гидроксид алюминия
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
проявляют основные свойства
H2ZnO2
Zn(OH)2 + 2KOH = K2ZnO2 + 2H2O Гидроксид цинка и гидроксид алюминия
H3AlO3
Al(OH)3 + 3KOH = K3AlO3 + 3H2O
проявляют кислотные свойства
К амфотерным соединениям относятся оксиды и гидроксиды металлов , в
которых металлы проявляют валентность равную (III), (IV), иногда (II).
ПРИМЕРЫ:
ZnO-Zn(OH)2
BeO-Be(OH)2
Al2O3-Al(OH)3
Cr2O3-Cr(OH)3
SnO2-Sn(OH)4
PbO-Pb(OH)4
Оксид и гидроксид цинка
Оксид и гидроксид бериллия
Оксид и гидроксид алюминия
Оксид и гидроксид хрома(III)
Оксид и гидроксид олова(IV)
Оксид и гидроксид свинца(IV)
КИСЛОТЫ
КИСЛОТЫ – сложные вещества, состоящие из одного или нескольких
атомов водорода, связанных с кислотным остатком(КО).
КО может состоять из одного атома или нескольких атомов.
НАПРИМЕР: HCl-соляная кислота(КО из одного атома)
H2SO4-серная кислота(КО из нескольких атомов)
1.По основности
Одноосновные
HCl-хлороводородная
HNO2-азотистая
HNO3-азотная
HI-иодоводородная
HBr-бромоводородная
Двухосновные
H2SO4-серная
H2SO3-сернистая
H2S-сероводородная
H2CO3-угольная
H2SiO3-кремниевая
2.По наличию кислорода
Бескислородные
Растворы газообразных
водородных соединений
HCl, HI, HBr,H2S
Трехосновные
H3PO4-ортофосфорная
(фосфорная)
H3AsO4-мышьяковая
Кислородсодержащие
Гидроксиды кислотных оксидов
HNO3 - N2O5, H2SO4 - SO3,
H2CO3 - CO2, H3PO4 - P2O5
3.Некоторые кислоты и названия их солей
Кислота
Название кислоты
HCl
Хлороводородная(соляная)
HF
Фтороводородная(плавиковая)
HI
Иодоводородная
H2 S
Сероводородная
H2SO4
Серная
H2SO3
Сернистая
HNO3
Азотная
HNO2
Азотистая
H2CO3
Угольная
H2SiO3
Кремниевая
H3PO4
Ортофосфорная(фосфорная)
КО
Cl
F
I
S
SO4
SO3
NO3
NO2
CO3
SiO3
PO4
Название солей
Хлориды
Фториды
Иодиды
Сульфиды
Сульфаты
Сульфиты
Нитраты
Нитриты
Карбонаты
Силикаты
Ортофосфаты(фосфаты)
Атомы водорода в кислоте могут замещаться атомами металлов. При этом
образуются соли. Кислотные остатки не разрушаются и без изменений переходят в
продукты реакции. Валентность КО определяется числом атомов водорода в
кислоте.
I
II
III
HNO3 H2SO4 H3PO4
СОЛИ
Соли- это вещества, состоящие из атомов металлов, связанных с
кислотными остатками.
Общая формула солей:
Ме x А y
, где x-число атомов металла
y- число кислотных остатков
Примеры: KNO3 x=1, y=1 ( читается «калий-эн-о три»)
Mg3(PO4)2 x=3, y=2 (читается «магний-три-пэ-о-четыре-дважды» )
ПОРЯДОК СОСТАВЛЕНИЯ ФОРМУЛ СОЛЕЙ
ПОРЯДОК ДЕЙСТВИЙ
1.Записать химические знаки металла и кислотного
остатка, указать их валентности
2.Найти наименьшее общее кратное значений валентности
3.Разделить полученное число:
а) на валентность металла и записать индекс справа внизу
от знака металла;
б) на валентность кислотного остатка и записать индекс
кислотного остатка
ПРИМЕРЫ
II III
CaPO4
II I
CuNO3
II.III=6
II.I=2
6:II=3
II III
Ca3PO4
2:II=1
II I
CuNO3
6:III=2
2:I=2
Ca3(PO4)2
4.Проверка: произведение значения валентности металла
на его индекс должно быть равно аналогичному
произведению для кислотного остатка
5.Составление названий солей:
НАЗВАНИЕ КИСЛОТНОГО ОСТАТКА + НАЗВАНИЕ МЕТАЛЛА
(В РОД. ПАДЕЖЕ) + УКАЗАНИЕ ВАЛЕНТНОСТИ МЕТАЛЛА
(ЕСЛИ ОНА ПЕРЕМЕННАЯ)
II.3=III.2=6
Ортофосфат
(фосфат)
кальция
Cu(NO3)2
II.1=I.2=2
Нитрат
меди(II)
Рассмотренные соли относятся к группе: нормальные или средние соли.
Многие соли являются растворимыми. Сведения о растворимости
содержатся в «Таблице растворимости солей».