поурочные разработки химия 8 класс

О. Н. ЯСТРЕБОВА
ПОУРОЧНЫЕ
РАЗРАБОТКИ
ПО ХИМИИ
К УМК О.С. Габриеляна (М.: Дрофа)
ПОСОБИЕ ДЛЯ УЧИТЕЛЯ
2-е и з д а н и е, э л е к т р о н н о е
8 класс
МОСКВА
2020
УДК 372.854
ББК 74.262.4
Я85
Я85
Ястребова О.Н.
Поурочные разработки по химии. 8 класс : пособие
для учителя / О.Н. Ястребова. – 2-е изд., эл. – 1 файл pdf :
336 с. – Москва : ВАКО, 2020. – (В помощь школьному учителю). – Систем. требования: Adobe Reader XI либо Adobe
Digital Editions 4.5 ; экран 10″. – Текст : электронный.
ISBN 978-5-408-05369-8
Пособие содержит сценарии уроков, включающие все темы базового курса химии для 8 класса и составленные в соответствии с требованиями ФГОС основного (общего) образования. Учитель найдет здесь
подробные, методически обоснованные планы уроков, контрольные,
тестовые, самостоятельные работы и методику проведения лабораторных опытов.
Издание будет полезно как начинающим педагогам, так и преподавателям со стажем.
Подходит к учебникам "Химия" в составе УМК О.С. Габриеляна
2012–2018 гг. выпуска, также выходившим в качестве учебного пособия
в 2019–2020 гг.
УДК 372.854
ББК 74.262.4
Электронное издание на основе печатного издания: Поурочные разработки по
химии. 8 класс : пособие для учителя / О.Н. Ястребова. – Москва : ВАКО,
2019. – 336 с. – (В помощь школьному учителю). – ISBN 978-5-408-04363-7. –
Текст : непосредственный.
В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, установленных техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе требовать от нарушителя возмещения убытков или выплаты
компенсации.
ISBN 978-5-408-05369-8
© ООО «ВАКО», 2019
Пояснительная записка
Основное назначение данного пособия – методическая
помощь учителю в подготовке и проведении уроков, в распределении учебного материала по часам. Оно предназначено для
педагогов, работающих по программе курса химии 8 класса общеобразовательных организаций. Пособие особенно полезно для
начинающих специалистов, преподающих химию.
Книга содержит поурочные разработки к учебнику О.С. Габриеляна «Химия. 8 класс» (М.: Дрофа) и соответствует 68‑часовой
программе обучения химии (2 часа в неделю). Для каждого урока
определены тема, цель, оборудование, подробно описан ход изложения нового материала, приведено примерное домашнее задание.
Изучение химии в 8 классе начинается с введения. Школьники знакомятся с предметом химией как частью обществознания,
получают сведения о химических реакциях и физических явлениях, о роли химии в жизни человека. Им даются первоначальные сведения о Периодической системе химических элементов
Д.И. Менделеева.
Основной курс химии в 8 классе изучается в два этапа. На первом этапе (химия в статике) рассматриваются состав и строение
атома и вещества. Основу изучения составляют сведения о химическом элементе, атомах, изотопах, ионах, простых веществах
и важнейших классах неорганических соединений (оксидах, основаниях, кислотах, солях), а также о строении вещества (виды
химических связей и типы кристаллических решеток).
На втором этапе (химия в динамике) рассматриваются химические реакции как функции состава и строения веществ. Свойства кислот, оснований и солей изучаются в свете теории электролитической диссоциации. Свойства кислот и солей – в свете
окислительно-восстановительных процессов.
На этапе основного общего образования происходит включение школьников в проектную и исследовательскую деятельность.
Значительное место в содержании курса отводится химическому эксперименту, который формирует у обучающихся умения работать с химическими веществами, выполнять химические
опыты, учит безопасному и экологически грамотному обращению
с веществами в быту и на производстве.
4
Пояснительная записка
Требования к результатам обучения
Изучение химии в основной школе планирует достижение
личностных, метапредметных и предметных результатов.
Личностные результаты обучения
В ценностно-ориентационной сфере: российская гражданская
идентичность, патриотизм, чувство гордости за российскую химическую науку, гуманизм; ответственное отношение к труду, целеустремленность, трудолюбие, самостоятельность в приобретении
новых знаний и умений, навыки самоконтроля и самооценки;
усвоение правил индивидуального и коллективного безопасного
поведения в чрезвычайных ситуациях, угрожающих жизни и здоровью людей; понимание и принятие ценности здорового и безопасного образа жизни.
В трудовой сфере: готовность к осознанному выбору дальнейшей образовательной траектории.
В познавательной (когнитивной, интеллектуальной) сфере: целостное мировоззрение, соответствующее современному уровню
развития науки и общественной практики, учитывающее социальное, культурное, языковое, духовное многообразие современного мира; умение управлять своей познавательной деятельностью.
Метапредметные результаты обучения: овладение основными методами познания (наблюдение, измерение, эксперимент,
учебное исследование), их применение в системно-информационном анализе, моделировании; формулирование гипотез, анализ
и синтез, сравнение, обобщение, систематизация, выявление причинно-следственных связей, поиск аналогов; умение определять
цели и задачи деятельности, выбирать средства для реализации
цели и применять их; умение создавать идеи и определять средства, необходимые для их реализации; использовать различные
источники для получения химической информации.
Предметные результаты обучения:
• овладение понятийным аппаратом и символическим языком химии, первоначальными представлениями о веществах, их практическом применении;
• умение наблюдать и описывать неорганические соединения изученных классов простых и сложных веществ, демонстрируемые и самостоятельно проводимые эксперименты, а также химические реакции, протекающие в природе
и в быту, умение планировать и проводить химический
эксперимент;
Тематическое планирование учебного материала
5
• умение классифицировать изученные объекты и явления,
делать выводы и умозаключения из наблюдений, изученных химических закономерностей, прогнозировать свойства веществ, моделировать строение атомов и простейших
молекул;
• умение структурировать изученный материал и химическую
информацию, полученную из других источников;
• умение анализировать и оценивать последствия для окружающей среды бытовой и производственной деятельности
человека, связанной с переработкой веществ;
• овладение основами химической грамотности, навыками
безопасного обращения с веществами в повседневной жизни, использования веществ в соответствии с их предназначением и свойствами, описанными в инструкции по применению;
• умение оказывать первую помощь при отравлениях, ожогах
и других травмах, связанных с обращением с химическими
веществами и лабораторным оборудованием.
Тематическое планирование
учебного материала
№
урока
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Тема урока
Введение (4 ч)
Химия – часть естествознания. Предмет химии. Вещества
Превращения веществ. Роль химии в жизни человека.
Краткий очерк истории развития химии
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Знаки химических элементов
Химические формулы. Относительная атомная и молекулярная массы
Глава первая. Атомы химических элементов (8 ч)
Основные сведения о строении атомов. Изменения в составе
ядер атомов химических элементов. Изотопы
Строение электронных оболочек атомов
Изменение числа электронов на внешнем энергетическом
уровне атомов химических элементов
Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой.
Ковалентная неполярная связь
Ковалентная полярная химическая связь
Тематическое планирование учебного материала
6
№
урока
10
11
Тема урока
Металлическая химическая связь
Обобщение и систематизация знаний по теме «Атомы химических элементов»
12 Контрольная работа по теме «Атомы химических элементов»
Глава вторая. Простые вещества (6 ч)
13 Простые вещества – металлы
14 Простые вещества – неметаллы
15 Количество вещества
16 Молярный объем газов
17 Решение задач с использованием понятий: количество вещества, постоянная Авогадро, молярная масса, молярный объем
газов
18 Обобщение и систематизация знаний по теме «Простые вещества»
Глава третья. Соединения химических элементов (14 ч)
19 Степень окисления
20 Важнейшие классы бинарных соединений. Оксиды
21 Гидриды металлов и неметаллов
22, 23 Основания
24, 25 Кислоты
26, 27 Соли
28 Аморфные и кристаллические вещества. Кристаллические
решетки
29 Чистые вещества и смеси
30 Массовая и объемная доли компонентов смеси (раствора)
31 Обобщение и систематизация знаний по теме «Соединения
химических элементов»
32 Контрольная работа по теме «Соединения химических элементов»
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами (12 ч)
33 Физические явления в химии
34 Химические реакции
35 Химические уравнения
36, 37 Расчеты по химическим уравнениям
38 Реакции разложения
39 Реакции соединения
40 Реакции замещения
Тематическое планирование учебного материала
№
урока
41
42
43
7
Тема урока
Реакции обмена
Типы химических реакций на примере свойств воды
Обобщение и систематизация знаний по теме «Изменения,
происходящие с веществами»
44 Контрольная работа по теме «Изменения, происходящие с веществами»
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом (3 ч)
45 Практические работы 1–3. Приемы обращения с лабораторным оборудованием. Наблюдения за изменениями, происходящими с горящей свечой, и их описание. Анализ почвы
и воды
46 Практическая работа 4. Признаки химических реакций
47 Практическая работа 5. Приготовление раствора сахара и расчет его массовой доли в растворе
Глава пятая. Растворение. Растворы.
Свойства растворов электролитов (17 ч)
48 Растворение. Растворимость веществ в воде
49 Электролитическая диссоциация
50 Основные положения теории электролитической диссоциации
51 Ионные уравнения
52, 53 Кислоты, их классификация и свойства
54, 55 Основания, их классификация и свойства
56, 57 Оксиды, их классификация и свойства
58, 59 Соли, их классификация и свойства
60 Генетическая связь между классами веществ
61 Обобщение и систематизация знаний по теме «Растворение.
Растворы. Свойства растворов электролитов»
62 Контрольная работа по теме «Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов»
63, 64 Окислительно-восстановительные реакции
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов (3 ч)
65 Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований, оксидов
и солей
66, 67 Практическая работа 9. Решение экспериментальных задач
68 Резервный урок
ВВЕДЕНИЕ
У р о к 1. Химия – часть естествознания.
Предмет химии. Вещества
Цели урока: познакомить учащихся с понятиями: химия, наблюдение, эксперимент, моделирование; формировать представления о познаваемости окружающего мира; познакомить с основными правилами ТБ и ОТ при работе в химической лаборатории.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: знать определения
понятий атом, молекула, химический элемент, вещество, простое
вещество, сложное вещество, свойства веществ; описывать и сравнивать предметы изучения естественно-научных дисциплин,
в том числе химии; классифицировать вещества по составу (простые и сложные); характеризовать основные методы изучения (наблюдение, эксперимент, моделирование); различать тела и вещества, химический элемент и простое вещество; описывать формы
существования химических элементов, свойства веществ; выполнять наблюдения и анализ свойств веществ и явлений, с соблюдением правил ТБ; метапредметные: устанавливать причинноследственные связи; составлять сложный план текста; проводить
наблюдения; формулировать цель урока и задачи, необходимые
для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану; оформлять отчет; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: иметь познавательный интерес к химии, научное мировоззрение, мотивацию на получение
знаний; уметь применять знания в практической деятельности.
Урок 1. Химия – часть естествознания. Предмет химии. Вещества
9
Оборудование: справочные таблицы, прошнурованные тетради,
инструкция по ТБ и ОТ; изделия из стекла, железа, керамики;
пробирки; растворы гидрокарбоната натрия, уксусной кислоты,
гидроксида натрия, нитрата бария, серной кислоты; сахар, соль,
глюкоза, лимонная кислота, фенолфталеин.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
На первом уроке учитель проводит инструктаж по технике
безопасности (ТБ) и охране труда (ОТ) в кабинете химии и в лаборатории. Объясняет основные правила поведения при проведении
лабораторных и практических работ и правила работы с тетрадью
«Инструктаж по ТБ и ОТ». Учитель обращает внимание учащихся
на правила по ТБ и ОТ в учебнике (с. 198–199). К первому уроку
для каждого рабочего стола должна быть подготовлена прошнурованная тетрадь «Правила по ТБ и ОТ», страницы в ней пронумерованы, в конце тетради обязательно стоит подпись директора
школы и печать.
После заполнения таблицы в тетради учащиеся знакомятся
с § 1 учебника (с. 3–6). Внимательно читают и записывают в тетради определения важнейших методов познания при изучении
химии: наблюдение, эксперимент, моделирование. Для работы
с определениями и терминами учитель рекомендует учащимся
завести отдельную тетрадь «Химический словарь». Все определения необходимо записывать при подготовке домашнего задания.
Для успешной работы с учебником учитель знакомит учеников
со встречающимися символами, или условными обозначениями
(с. 5).
II. И
зучение нового материала
(В ходе объяснения нового учебного материала учитель рекомендует учащимся постоянно работать с текстом учебника
(с. 3–12).)
Что называется химией? Что изучает химия? Химия – это одна
из самых интересных наук. Ведь повсюду, куда бы мы ни обратили свой взор, нас окружают предметы и изделия, изготовленные
из веществ и материалов, полученных на химических заводах
и фабриках. В повседневной жизни, сам того не подозревая, человек осуществляет химические реакции. Например, умывание
с мылом, стирка с использованием моющих средств. Все пили
чай с лимоном? Пили и, наверное, не задумывались, что в чашке
при добавлении в нее лимона происходит самая настоящая химическая реакция.
Введение
10
–– Посмотрите, на столе два стакана чая, в одном из них кусочек лимона. Вы видите разницу? (Чай с кусочком лимона
стал светлый.)
Зажигая спичку, смешивая песок и цемент с водой, мы осуществляем настоящие химические реакции. Что такое химические
реакции, какими они бывают, от чего зависит их скорость и многое другое – все это вы узнаете на уроках химии.
– Как вы думаете, почему химию начинают изучать в 8 классе?
– Какие предметы вы начали изучать в 5–6 классах? (Биологию, историю и т. д.)
– Что является предметом изучения биологии? (Растения
и животные.)
– Что является предметом изучения физики? (Физические
тела.)
Напомню, что любой предмет, любое живое существо ученые
называют телом. Компьютер, книга, дерево, птица, кусок сахара,
проволока – это тела. Все физические тела, которых существует
бесчисленное множество, состоят из веществ.
– На столе вы видите физические тела – предметы: стакан,
гвоздь, линейку. Ответьте, из каких веществ они состоят.
(Гвоздь из железа, колба из стекла, линейка из пластмассы.)
Так что же такое вещество? Дадим определение понятия вещества.
Вещество – это то, из чего состоит физическое тело.
– А могут разные тела состоять из одного и того же вещества?
Если могут, приведите примеры. (Из стекла могут быть
изготовлены посуда, лампочки, оконные стекла. Из пластмассы – пеналы, линейки, ручки, штативы.)
– Приведите примеры тел, изготовленных стекла (рис. 3, с. 8)
и алюминия (рис. 6, с. 11). (Колба, самолет.)
– Как вы считаете, из каких веществ состоят перечисленные
в таблице тела? Установите соответствие.
Вещество
А. Алюминий
Б. Вода
В. Сахар
Г. Золото
Д. Железо
Е. Стекло
Тело
1. Стакан
2. Цепочка
3. Гвоздь
4. Карамель
5. Проволока
6. Айсберг
Ответ: А – 5, Б – 6, В – 4, Г – 2, Д – 3, Е – 1.
Урок 1. Химия – часть естествознания. Предмет химии. Вещества
11
– Назовите как можно больше веществ, из которых можно
сделать физическое тело – стакан. (Стекло, железо, пластмасса.)
Существует множество физических тел, сделанных из стекла,
полиэтилена, железа.
(Учитель обращает внимание школьников на то, что все вещества отличаются друг от друга еще и по внешним признакам.)
– Давайте подумаем, как называются эти признаки. (Эти признаки называются физическими свойствами.)
Вспоминаем из курса физики, какими свойствами обладают
вещества.
К физическим свойствам относятся: агрегатное состояние,
цвет, запах, блеск, плотность, растворимость, тепло- и электропроводность, твердость, пластичность, температуры кипения
и плавления.
Физические свойства изучает физика, однако у веществ есть
еще и химические свойства.
(Учитель показывает обучающимся опыты.)
– Что наблюдаем:
• при взаимодействии соды и уксусной кислоты? (Выделение
газа.)
• при взаимодействии гидроксида натрия и фенолфталеина?
(Малиновый цвет раствора.)
• при взаимодействии серной кислоты и нитрата бария? (Белый осадок.)
– Что произошло с веществами? Почему вы решили, что вещества прореагировали друг с другом? Какие изменения
веществ вы заметили? (Мы наблюдали выделение газа, изменение окраски, выпадение осадка. Это, видимо, химические
реакции.)
Да, верно. Мы с вами познакомились с некоторыми веществами, посмотрели на их чудесные превращения. А теперь попытайтесь ответить на вопрос, что же такое химия.
–– Давайте вместе попробуем закончить определение: «Химия – это…». (Химия – это наука о веществах и их превращениях.)
Более точно определение звучит так.
Химия – это наука о веществах, их свойствах и превращениях
(химических реакциях).
–– Из курса физики вам известно, что многие вещества состоят из мельчайших частиц. Назовите эти частицы. (Молекулы
и атомы.)
12
Введение
На данный момент известно уже более 118 видов атомов, которые называются химическими элементами.
(Учитель знакомит учащихся с определением химического
элемента на с. 8.)
– Каковы формы существования химического элемента?
Некоторые вещества состоят из отдельных изолированных атомов – это инертные, или благородные, газы: неон, аргон, гелий,
криптон. Рассмотрим рис. 4 на с. 9. Химический элемент водород
может существовать в виде разных форм – свободных атомов водорода, молекул водорода, атомов водорода в молекуле воды.
Обратите внимание на рис. 2 на с. 5. Среди моделей молекул
кислорода, серы, гелия, этилового спирта, метана, углекислого
газа, угарного газа есть простые и сложные вещества.
Вывод. Любой химический элемент может существовать
в виде свободных атомов, молекул простых веществ и молекул
сложных веществ.
(Учитель дает задание школьникам привести примеры по схеме.)
Химический элемент – молекула – вещество – тело. (Fe →
Fe → железо → гвоздь.)
Важно! Нельзя отождествлять понятие «химический элемент»
с понятием «простое вещество». Химический элемент входит в состав вещества, простого или сложного, состоящего из атомов или
молекул. Например, водород, как химический элемент, входит
в состав воды – сложного вещества, а также в состав водорода –
простого вещества. Когда мы говорим о том, что водород – это
экологически чистое топливо, то имеем в виду вещество.
Вы уже знаете, что все вещества отличаются друг от друга
свойствами. Свойства веществ – это признаки, по которым одни
вещества отличаются от других.
Лабораторный опыт 1. Сравнение свойств твердых кристаллических веществ и растворов
(Учитель предлагает составить сравнительную характеристику
свойств поваренной соли и уксусной кислоты по плану, который
описан в учебнике на с. 11.)
Демонстрационный эксперимент подтверждает физические
свойства уксусной кислоты и поваренной соли. (При этом учитель
обращает внимание учащихся на правила ТБ и ОТ.)
Сравниваем агрегатное состояние, цвет, запах веществ. Выясняем растворимость веществ в воде. При помощи ареометра определяем плотность веществ (жидкостей), по химическому справочнику – температуры плавления и кипения. Определяем запах.
Вспоминаем из жизненного опыта вкусы веществ. (Школьники
Урок 1. Химия – часть естествознания. Предмет химии. Вещества
13
зачитывают из учебника правило ТБ № 5 (с. 198), рассматривают
рис. 115. Учитель обращает внимание учащихся на правило ТБ
№ 3 (с. 198).) Ответы оформляются в виде таблицы.
Свойства вещества
Уксусная кислота
Агрегатное состояние Жидкое
Цвет и блеск
Бесцветное
Твердость и плотность (работа со справочными таблицами)
Пластичность, эластичность
Растворимость в воде
Температуры плавления и кипения
Электропроводность
1,05 г/см3
(при 100%-й концентрации раствора)
Не обладает такими
свойствами
Хорошая
16,75 °C; 118,1 °C
Запах
Вкус (по личным
наблюдениям)
Проводит ток при
сильном разбавлении
водой
Резкий
Кислое вещество
Поваренная соль
Твердое, кристаллическое
Кристаллы бесцветные, имеют блеск
Кристаллы хрупкие,
2,165 г/см3
Не обладает такими
свойствами
Хорошая
801 °C; 1465 °C
Проводит ток в растворенном виде
Не имеет
Соленое вещество
– Для чего нам необходимо знать свойства веществ? Найдите
ответ на этот вопрос в тексте учебника.
(Обучающиеся самостоятельно работают с учебником
(с. 11–12). Составляют характеристику свойств алюминия, отмечают области применения.)
Свойства вещества
Алюминий – металл
Агрегатное состояние Твердый
Цвет и блеск
Серебристо-белый,
металлический
Твердость и плотЛегкий металл,
ность (работа со спра- 2,7 г/см3
вочными таблицами)
Пластичность,
Пластичный
эластичность
Растворимость в воде
Нерастворимый, антикоррозийный
Области применения
Изготовление сплавов
Применение в самолето- и ракетостроении
Изготовление алюминиевой фольги,
проволоки
Можно изготавливать
конструкции для размещения в пресной
и морской воде
Введение
14
Свойства вещества
Температуры плавления и кипения
Электропроводность,
теплопроводность
Запах
Вкус (по личным наблюдениям)
Алюминий – металл
Области применения
Легкоплавкий металл,
660 °C; 2500 °C
Электропроводный,
Изготовление электеплопроводный
трических проводов
для ЛЭП, посуды,
емкостей
Не имеет
–
Не имеет
–
III. З
акрепление изученного материала
(Учитель просит учеников устно или письменно выполнить
задания 5, 6, 8 из учебника (с. 14) и ответить на вопрос.)
– Какие простые вещества вы встречали в магазинах? Назовите их, опишите физические свойства этих веществ.
IV. П
одведение итогов урока
1. Предметом изучения химии являются вещества.
2. Химия – наука о веществах, их свойствах и превращениях.
3. Вещества состоят из молекул, молекулы состоят из атомов.
4. Свободные атомы, молекулы простых и сложных веществ –
формы существования химического элемента.
5. Химический элемент и простое вещество не одно и то же
понятие.
6. Свойства веществ – признаки, по которым вещества отличаются друг от друга.
Домашнее задание
1. § 1, 2, выполнить задания 3, 4, 9, 10 (с. 13–14).
2. Составить сравнительную характеристику свойств сахарозы
и лимонной кислоты.
У р о к 2. Превращения веществ.
Роль химии в жизни человека.
Краткий очерк истории развития химии
Цели урока: составить представления о признаках химических
реакций; научить отличать химические явления от физических;
раскрыть роль химии в жизни человека.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, ин-
Урок 2. Превращения веществ. Роль химии в жизни человека
15
формационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: знать определения понятий химические явления, физические явления; объяснять сущность
химических явлений (с точки зрения атомно-молекулярного учения) и их отличия от физических явлений; характеризовать роль
химии в жизни человека; роль отечественных ученых в развитии
химии; метапредметные: устанавливать причинно-следственные
связи; определять признаки объекта; составлять сложный план
текста; получать информацию из различных источников; проводить наблюдение; формулировать цель урока и задачи, необходимые для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать результаты; работать по плану; оформлять отчет; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: иметь познавательный интерес к изучению химии, мотивацию на получение новых знаний;
уметь применять знания в практической деятельности.
Оборудование: фильтровальная бумага, спиртовка, пробирки, крахмал, растворы иода, питьевой соды, уксусной кислоты
и гидроксида кальция; этанол, одеколон, вода.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
(Учитель и ученики приветствуют друг друга, выявляются отсутствующие.)
II. А
ктуализация знаний
1. Проверка домашнего задания
(Учитель проводит опрос-беседу по заданиям учебника.)
2. Письменный опрос
Вариант 1
1. Из перечня выберите вещество.
1) покрышка;
3) монета;
2) ацетон*;
4) стакан.
2. Какое прилагательное характеризует вещество?
1) ровный;
3) твердый;
2) грязный;
4) короткий.
3. Из перечня выберите тело.
1) железо;
3) кислород;
2) колесо;
4) уксусная кислота.
* Здесь и далее: правильные ответы на задания выделены курсивом.
Введение
16
4. Распределите слова на две группы.
1) сера;
3) гвоздь;
2) алюминий;
4) медь;
Ответ
Тело
Вещество
Гвоздь
Ваза
Проволока
Сера
Медь
Алюминий
5) ваза;
6) проволока.
5. В каком предложении азот рассматривается как вещество?
1) Молекула азотной кислоты содержит один атом азота.
2) Азот входит в состав нуклеиновых кислот.
3) Азот – это бесцветный газ.
4) В составе многих белков есть азот.
6. Сложное вещество – это
1) смесь простых веществ;
2) смесь двух элементов;
3) соединение атомов разных химических элементов;
4) смесь газообразных соединений.
7. Из перечня слов выберите те, которые могут быть использованы для характеристики водяного пара.
4) летучий;
1) токсичный;
5) бесцветный;
2) хрупкий;
6) блестящий.
3) газообразный;
Вариант 2
1. Из перечня выберите вещество.
1) у ксусная кислота;
3) воздух;
2) проволока;
4) кувшин.
2. Какое прилагательное не характеризует вещество?
1) к
ороткий;
3) растворимый;
2) твердый;
4) бесцветный.
3. Из перечня выберите тело.
1) м
яч;
3) резина;
2) у глекислый газ;
4) озон.
4. Распределите слова на две группы.
1) кислород;
3) вода;
5) стержень;
2) железо;
4) перо;
6) спичка.
Ответ
Тело
Перо
Стержень
Спичка
Вещество
Кислород
Железо
Вода
Урок 2. Превращения веществ. Роль химии в жизни человека
17
5. В каком предложении фосфор рассматривается как химический элемент?
1) С
уществует фосфор красного цвета.
2) В состав фосфорной кислоты входит один атом фосфора.
3) Некоторые формы фосфора обладают свойством светиться в темноте.
4) При обычных условиях фосфор имеет твердое агрегатное
состояние.
6. Простое вещество – это
1) совокупность атомов разного вида;
2) вещество, состоящее из атомов одного химического элемента;
3) газообразное вещество;
4) одна молекула.
7. Из перечня слов выберите те, которые могут быть использованы для характеристики льда.
4) пластичный;
1) ковкий;
2) твердый;
5) ядовитый;
3) легкоплавкий;
6) бесцветный.
III. И
зучение нового материала
Из курса природоведения и физики вы знаете, что с телами и веществами происходят разнообразные изменения. Прежде чем приступить к изучению темы урока, предлагаю вам выполнить следующее задание. Не торопитесь с ответами, выполните задание до конца.
(Учитель предлагает вниманию школьников рисунки, на которых изображены химические и физические явления: дождь (гроза),
кипение воды в кастрюле, горение древесины в костре, ржавый
гвоздь, горение бытового газа, образование инея на деревьях.)
– Рассмотрите внимательно картинки и ответьте на вопрос:
где можно наблюдать явления, показанные на рисунках
и картинках? (В природе и в быту.)
– Дайте название каждому явлению. Определите, какие вещества участвуют в этих явлениях. Что происходит с каждым
веществом? Запишите ответы в таблицу.
Ответ
Название
явления
Вещество,
участвующее
в явлении
Выпаривание Вода
Горение дров Древесина
Изменения, происходящие с веществом
Переход из жидкого состояния в газообразное
Образование новых газообразных веществ, золы; выделение света, тепла
Введение
18
Название
явления
Гроза, дождь
Вещество,
участвующее
в явлении
Вода
Ржавление
Железо
гвоздя
Горение при- Природный
родного газа газ
Образование
инея
Вода
Изменения, происходящие с веществом
Переход микрочастиц льда в облаке
из твердого состояния в жидкое
Железо превращается в ржавчину
При горении образуются другие вещества: углекислый газ и водяные пары.
Выделяется свет и тепло
Переход из жидкого состояния в твердое
– Как называются явления, при которых образуются новые
вещества? (Химические явления.)
–– При каких явлениях не образуются новые вещества? (Физические явления.)
(Учитель предлагает ученикам дать собственные определения
физических и химических явлений, а затем сверить их с определениями в учебнике (с. 15).)
Понять, что произошла химическая реакция, и определить ее
признаки нам поможет химический эксперимент.
Лабораторный опыт 2. Сравнение скорости испарения воды,
одеколона и этилового спирта с фильтровальной бумаги
(Учитель предлагает обучающимся выполнить лабораторный
опыт: испарение летучих веществ с фильтровальной бумаги, их
диффузию. Ученики читают описание опыта в учебнике (с. 16),
обсуждают эти явления и классифицируют их как физические.
Выполняют опыт. Затем учитель показывает качественные реакции.)
Приготовим пробирку с крахмалом. Добавим немного воды,
перемешаем. Добавим несколько капель раствора иода.
– Что наблюдаете? (Изменился цвет – появилась синяя окраска.)
Разведем в пробирке с водой небольшое количество питьевой
соды. Добавим в пробирку уксусную кислоту.
– Что наблюдаете? (Выделение пузырьков газа.)
Пропустим выделившийся газ через известковую воду – раствор гидроксида кальция.
– Что наблюдаете? (Выпал белый осадок.)
Вывод. Признаки химической реакции: изменение цвета исходного вещества, появление запаха; выделение газа; выпадение
осадка; растворение осадка; выделение или поглощение тепла
и света.
Урок 2. Превращения веществ. Роль химии в жизни человека
19
IV. З
акрепление изученного материала
В живой и неживой природе протекает множество химических реакций. Организмы животного или растительного происхождения – это настоящая «фабрика» химических превращений
веществ.
(Учитель предлагает ученикам выполнить химический диктант.)
– К каким явлениям относятся процессы, описанные в стихотворениях? Укажите их признаки.
Унылая пора! очей очарованье!
Приятна мне твоя прощальная краса –
Люблю я пышное природы увяданье,
В багрец и в золото одетые леса.
А. Пушкин
(К химическим явлениям.)
И трещат сухие сучья,
Разгораясь жарко,
Освящая тьму ночную
Далеко и ярко!
И. Суриков
(К химическим явлениям.)
В декабре, в декабре
Все деревья в серебре.
Нашу речку, словно в сказке,
За ночь вымостил мороз.
С. Маршак
(К физическим явлениям.)
А если медь в печи нагреть,
То станет тяжелее медь
С окалиною вместе.
Не верите? Так взвесьте!
Е. Ефимовский
(К химическим явлениям.)
Что за звездочки резные
На пальто и на платке?
Все сквозные, вырезные,
А возьмешь – вода в руке?
Е. Благинина
(К физическим явлениям.)
На рукомойнике моем
Позеленела медь.
Но так играет луч на нем,
Что весело смотреть.
А. Ахматова
(К химическим явлениям.)
20
Введение
– Могут ли одни и те же вещества участвовать в физических
и химических явлениях? (Могут.)
– Что происходит с молекулами вещества при физическом
явлении? (Сохраняются.)
– Что происходит с молекулами вещества при химическом
явлении? (Разрушаются.)
V. П
одведение итогов урока
1. Явления бывают физические и химические.
2. Химические реакции отличаются от физических явлений
по признакам: выделение газа, выпадение осадка и др.
3. Достижения химии играют важную роль в жизни человека.
Химическое загрязнение окружающей среды наносит вред
всему живому на планете.
Домашнее задание
1. § 3, выполнить задания 1, 3 (устно), 2, 4, 5 (с. 22).
2. Посмотрите видеоэксперимент «Пропускание углекислого
газа через раствор гидроксида кальция». Какие явления вы
заметили?
3. Творческое задание. Создайте электронную презентацию
на тему «Физические и химические явления в нашей жизни,
их значение».
4. Коллективная работа по группам. Подготовьте сообщения
о жизни и деятельности М.В. Ломоносова, А.М. Бутлерова,
Д.И. Менделеева с использованием различных источников
информации.
У р о к 3. Периодическая система
химических элементов Д.И. Менделеева.
Знаки химических элементов
Цели урока: сформировать первоначальное представление
о Периодической системе (таблице) химических элементов
Д.И. Менделеева и ее структуре (периоды, группы, подгруппы);
познакомить со знаками (символами) химических элементов,
их произношением и написанием; научить определять периоды,
группы, подгруппы, порядковый номер химического элемента
в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Урок 3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
21
Планируемые результаты: предметные: знать определения
понятий химический знак (символ), коэффициенты, индексы; описывать табличную форму Периодической системы химических
элементов Д.И. Менделеева; описывать положение элемента
в таблице Д.И. Менделеева; метапредметные: устанавливать
причинно-следственные связи; составлять план текста, работать
с натуральными объектами; использовать знаковое моделирование: формулировать цель урока и задачи, необходимые для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее
результат; работать по плану; оформлять отчет с описанием наблюдения, результатов, выводов; строить речевые высказывания
в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать ответственное и самостоятельное
отношение к учебе, стремление к саморазвитию, самообразованию, приобретать навыки самоконтроля и самооценки.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Проверка домашнего задания
(Ученики выполняют проверочную тестовую работу. Задания
части А – базовый уровень сложности, задания частей В и С –
повышенный и высокий уровни сложности.)
Вариант 1
А1. Что является предметом изучения химии?
1) вещества;
2) вещества, их свойства и превращения;
3) вещества и тела;
4) тела.
А2. Аазотная кислота образована химическими элементами водородом, азотом и кислородом. К каким веществам она относится?
1) простым и сложным веществам;
2) сложным веществам;
3) простым веществам;
4) верно все перечисленное.
А3. Химический элемент – это
1) определенный вид одинаковых молекул;
2) определенный вид атомов;
3) простое вещество;
4) названия видов атомов.
Введение
22
А4. Определите, где в перечне указаны только названия тел.
1) кислота, сода;
3) стекло, стакан;
2) карандаш, чашка;
4) соль, спирт.
А5. К веществам относится
1) ложка;
3) гвоздь;
2) железо;
4) лопата.
А6. Какие из приведенных утверждений верны?
А. Физические явления сопровождаются изменением формы
тела, агрегатного состояния вещества.
Б. Плавление парафина относится к химическим явлениям.
1) верно только утверждение А;
2) верно только утверждение Б;
3) верны оба утверждения;
4) оба утверждения неверны.
B1. Установите соответствие между явлениями и признаками
явлений.
Явление
А. Подгорание картофеля
Б. Горение дров
В. Скисание молока
Г. Плавление кусочка льда
Признаки явления
1. И
зменение агрегатного состояния вещества
2. Изменение цвета
3. Выделение тепла, света
4. В
ыпадение осадка
Ответ: А – 2, Б – 3, В – 4, Г – 1.
B2. Какие признаки подтверждают то, что гниение соломы –
химическое явление? (Изменение цвета.)
C1. Замените пропуски подходящими по смыслу понятиями.
А. … (Молекула) кислорода состоит из … (атомов) одного …
(химического элемента), это … (простое) вещество.
Б. … (Молекула) угарного газа состоит из … (атомов) углерода
и кислорода, это … (сложное) вещество.
C2. Используя слово водород, составьте два предложения: в одном должно говориться о водороде как о химическом элементе,
в другом – как о простом веществе.
С3. В процессе нагревания пробирка с реакционной смесью
лопнула. Почему это могло произойти? Что ученик должен предпринять? (Сообщить учителю.)
Вариант 2
А1. Под свойствами вещества понимают:
1) признаки вещества;
2) признаки, по которым вещества отличаются друг от друга;
3) признаки, по которым вещества сходны между собой;
Урок 3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
23
4) признаки, по которым вещества отличаются друг от друга
или сходны между собой.
А2. Вода относится к сложным веществам, так как это вещество образовано:
1) химическими элементами;
2) атомами химических элементов;
3) атомами разных химических элементов;
4) атомами одного химического элемента.
А3. В результате химических явлений
1) из одних веществ образуются другие;
2) изменяются размеры, форма тел, агрегатное состояние
веществ, но их состав остается постоянным;
3) изменяются агрегатные состояния веществ;
4) не наблюдаются изменения веществ.
А4. В каком ряду расположены только вещества?
1) поваренная соль, сахар, свеча;
2) вода, железо, сера;
3) медь, гвоздь, кислород;
4) кирпич, медная монета, керамический стакан.
А5. Телом является
1) кислород;
3) линейка;
2) уксусная кислота;
4) кварцевый песок.
А6. Какие из приведенных утверждений верны?
А. В состав воды входят простые вещества водород и кислород.
Б. Пригорание масла во время приготовления пищи относится
к химическим явлениям.
1) верно только утверждение А;
2) верно только утверждение Б;
3) верны оба утверждения;
4) оба утверждения неверны.
B1. Установите соответствие между явлениями и их признаками.
Явление
А. Испарение воды
Б. Почернение серебряного
изделия
В. Скисание молока
Г. Растворение кусочка сахара
Признаки явления
1. И
зменение формы тела и агрегатного состояния вещества
2. И
зменение агрегатного состояния вещества
3. Изменение цвета
4. Выпадение осадка
Ответ: А – 2, Б – 3, В – 4, Г – 1.
B2. Какие признаки подтверждают то, что растворение поваренной соли в воде – физическое явление? (Изменение формы.)
24
Введение
C1. Замените пропуски подходящими по смыслу понятиями.
А. … (Молекула) водорода состоит из … (атомов) одного … (химического элемента), это … (простое) вещество.
Б. … (Молекула) метана состоит из … (атомов) разных … (химических элементов) углерода и водорода, это … (сложное) вещество.
C2. Используя слово железо, составьте два предложения:
в одном должно говориться о железе как о химическом элементе,
а в другом – как о простом веществе.
С3. Проводя лабораторные опыты по изучению свойств лимонной кислоты, учащийся попробовал ее на вкус. Какие правила
ТБ и ОТ он нарушил? (Нельзя пробовать вещества на вкус.)
III. И
зучение нового материала
Запишите тему урока: «Периодическая система Д.И. Менделеева. Знаки химических элементов». Сегодня на уроке вы познакомитесь с обозначениями химических элементов.
– Как осуществить запись химического явления?
(Учащиеся предлагают различные варианты.
Учитель подводит учеников к тому, что удобнее всего описать
химическое явление знаками, но какими?)
Эту же задачу решали и химики Средневековья. В то время
ученые, которых называли алхимиками, знали 10 химических
элементов – семь металлов (золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть) и три неметалла (серу, углерод и сурьму). Алхимики считали, что химические элементы связаны со звездами
и планетами, и давали им астрологические символы. Золото называлось Солнцем, а обозначалось кружком с точкой. Медь – Венерой, символ – «венерино зеркальце».
Алхимики долго обходились без химических формул. У них
в употреблении были различные значки, причем почти каждый
химик пользовался своей собственной системой обозначений
веществ. Это было очень неудобно: одни и те же химические реакции записывались разными знаками. Поэтому понадобилась
единая система обозначений. В XVIII в. укоренились обозначения элементов (которых в то время было известно уже три десятка) в виде геометрических фигур – кружков, полуокружностей,
треугольников, квадратов. Этот способ изображения элементов
символами придумал английский ученый, физик и химик Джон
Дальтон.
Современные обозначения химических элементов были предложены в 1814 г. шведским ученым – химиком Йенсом Якобом
Берцелиусом. Каждый элемент получил свой символ, понятный
химикам любой страны. Первая (прописная) буква символа – это
Урок 3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
25
первая буква полного латинского названия элемента. Однако есть
элементы, в латинских названиях которых начальные буквы одинаковые. Например, на букву С начинаются латинские названия
углерода – Carboneum, меди – Cuprum, кальция – Calcium, кобальта – Cobaltum. Чтобы их различать, Берцелиус добавил к начальной букве латинского названия вторую букву. Получилось,
что символ элемента кальция – Са (читается кальций), меди – Cu
(читается купрум), кобальта – Со (читается кобальт), углерода – С
(читается це).
Химический элемент – это определенный вид атомов. В XIX в.
было известно порядка 69 различных видов атомов. Химики предпринимали первые попытки классификации элементов по их
атомным весам и свойствам. Русский ученый Д.И. Менделеев
разработал такую классификацию химических элементов – периодическую систему (в форме таблицы), которую до сих пор
используют во всем мире.
(Ученики рассматривают периодическую таблицу на форзаце
учебника.)
Чтобы уметь пользоваться периодической системой, необходимо изучить химический «алфавит», т. е. знаки химических
элементов. С их помощью можно записывать формулы химических соединений и уравнения химических реакций. Как правило,
символом химического элемента является начальная буква латинского названия. Например, химический элемент водород имеет
латинское название Hydrogenium (гидрогениум). Его символом
будет буква Н (читается аш). Латинское название кислорода –
Oxigenium (оксигениум). Его символом будет буква O (читается о).
Как вы уже знаете, по системе Берцелиуса химические элементы, в названиях которых начальные буквы одинаковые, имеют
еще одну, вторую букву, добавленную из латинского названия.
(Учитель предлагает школьникам обратить внимание
на табл. 1 (с. 35) учебника, где записаны названия химических
элементов, их символы и произношение.)
Обратите внимание на то, что свойства химических элементов
отражены в их латинских названиях.
(Классу дается задание прочитать текст учебника на с. 30–32
и записать в тетрадь этимологию названий химических элементов.)
Рассматривая таблицу «Периодическая система Д.И. Менделеева», расшифруем обозначения на одной из старых карт.
Задача. В начале ХХ столетия геологи зашифровывали на картах места открытия руд ценных металлов при помощи координат химических элементов в Периодической системе. Арабской
26
Введение
цифрой указывали номер периода, а римской – номер группы.
Кроме того, в записях были еще буквы русского алфавита – А или
Б. На одной из старых карт нашли обозначения: 4VIБ; 4VIIБ; 6IБ;
6IIБ.
Ответ
4VIБ – четвертый период, шестая группа, побочная подгруппа – хром.
4VIIБ – четвертый период, седьмая группа, побочная подгруппа – марганец.
6IБ – шестой период, первая группа, побочная подгруппа –
золото.
6IIБ – шестой период, вторая группа, побочная подгруппа –
ртуть.
Откройте форзац вашего учебника. Перед вами ПСХЭ
Д.И. Менделеева. Познакомимся с ее структурой.
(Учащиеся работают с периодической таблицей.)
–– Определите число горизонтальных рядов – периодов. Чем
они отличаются? Какие из них малые, а какие – большие?
–– Где расположилось семейство химического элемента лантана (элементы-лантаноиды) и семейство химического элемента актиния (актиноиды)?
(По таблице ученики определяют число вертикальных столбцов – групп.)
Обратите внимание на разное расположение элементов
в группе.
(Учащиеся делают вывод, что каждая группа состоит из двух
подгрупп – главной и побочной.)
В главную подгруппу входят элементы и малых, и больших
периодов. В побочную – элементы только больших периодов.
(Для первичного осмысления полученных знаний учитель
предлагает ученикам выполнить упражнения.)
– Ответьте на вопросы:
1. Какие химические элементы входят в состав VI группы главной подгруппы?
2. Какие химические элементы входят в состав VI группы побочной подгруппы?
3. Каковы результаты расшифровки обозначений на одной
из старых карт?
4. Назовите химические элементы.
Зная структуру Периодической системы, можно охарактеризовать любой химический элемент на основе его положения
в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Урок 4. Химические формулы. Относительная атомная и молекулярная массы
27
– Устно выполните задание. Определите в периодической
системе координаты положения химических элементов
кальция, хлора, титана по плану: 1) название элемента;
2) номер периода; 3) тип периода; 4) номер группы; 5) тип
подгруппы; 6) порядковый номер; 7) металл, неметалл, переходный элемент.
IV. Подведение итогов урока
1. Все известные химические элементы имеют латинские названия и символы (знаки), их необходимо правильно записывать и произносить.
2. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева – научная классификация химических элементов.
3. ПСХЭ Д.И. Менделеева имеет определенную структуру. Химические элементы в ней расположены в периодах, группах
и подгруппах.
4. К аждый химический элемент расположен в ПСХЭ
Д.И. Менделеева под определенным порядковым номером.
Порядковый номер, номер периода и номер группы дают
важнейшую информацию о каждом химическом элементе.
Домашнее задание
1. § 5, выполнить задания 4, 5 (кальций, цинк, сурьма) (с. 38).
2. Выучить знаки химических элементов и их произношение
(табл. 1 на с. 35).
У р о к 4. Химические формулы. Относительная
атомная и молекулярная массы
Цели урока: сформировать знания об относительной атомной массе, атомной единице массы, химической формуле, индексе и коэффициенте, относительной молекулярной массе;
научить записывать химические формулы и вычислять относительную молекулярную массу, характеризовать вещество
по химической формуле (название вещества, качественный
и количественный состав, простое или сложное, относительная
молекулярная масса).
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Введение
28
Планируемые результаты: предметные: знать определения
понятий химическая формула, относительная атомная масса, относительная молекулярная масса, массовая доля элемента; вычислять относительную атомную и молекулярную массы вещества
и массовую долю химического элемента в соединениях; получать
информацию о веществе из его формулы; метапредметные: использовать знаковое моделирование; осуществлять качественное
и количественное описание объекта; формулировать цель урока
и задачи, необходимые для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными алгоритмами; оформлять отчет с описанием
наблюдения, результатов, выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; вести диалог и участвовать
в дискуссии; выражать и аргументировать свою точку зрения;
личностные: формировать ответственное и самостоятельное отношение к учебе, иметь готовность к саморазвитию и самообразованию, приобретать навыки самоконтроля и самооценки.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева; справочные таблицы;
шаростержневые модели молекул углекислого газа, кислорода,
метана.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Химический диктант
Вариант 1
1. Определите элемент по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева:
а) элемент расположен в 5-м периоде, IV группе, побочной
подгруппе (молибден);
б) элемент расположен в 6-м периоде, I группе, главной подгруппе (цезий);
2. Определите положение химического элемента в ПСХЭ
Д.И. Менделеева по его порядковому номеру: 5, 13, 29. (Бор,
алюминий, медь.)
3. Напишите символы и названия химических элементов
на основании их произношения: цинк, марганец, аш, кальций, иод, эн, эс, селен, фтор, цэ.
4. Напишите символы и произношение следующих химических элементов: фосфор, кремний, хлор, бром, мышьяк,
кислород, бор, золото, вольфрам, свинец, серебро, медь.
Урок 4. Химические формулы. Относительная атомная и молекулярная массы
29
Вариант 2
1. Определите элемент по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева:
а) элемент расположен в 4-м периоде, V группе, главной подгруппе (мышьяк);
б) элемент расположен в 6-м периоде, II группе, побочной
подгруппе (ртуть).
2. Определите положение химического элемента в ПСХЭ
Д.И. Менделеева по его порядковому номеру: № 19, 39, 55.
(Калий, иттрий, цезий.)
3. Напишите символы и названия химических элементов
на основании их произношения: хлор, силициум, пэ, натрий,
калий, феррум, барий, аргентум, плюмбум, вольфрам.
4. Напишите символы и произношение химических элементов: углерод, фтор, селен, сера, азот, иод, водород, марганец, хром, олово, ртуть, цинк.
Прежде чем приступить к изучению новой темы, подведем
итог ранее изученному. Полученные на предыдущем уроке знания
помогут отделить фальшивые сведения от истинных. Убедиться
в этом нам поможет следующая история.
Пергамент Элюара
Зная о высоких ценах на археологические находки, Жан Элюар,
владелец антикварной лавки в Париже, решил разбогатеть. Он нанес
на старинный пергамент фрагмент периодической системы химических
элементов, а затем «состарил» его (обработал так, чтобы придать ему вид
древнеегипетского манускрипта). После этого Элюару осталось только
инсценировать находку пергамента в песках у одной из египетских пирамид в присутствии толпы американских туристов. Он заявил, что нашел
вариант самой древней периодической системы. Эту сенсацию охотно
подхватили бульварные газеты. Но эксперт, приглашенный на аукцион
в Париже, где была выставлена находка, сразу же объявил манускрипт
грубой фальшивкой.
–– Как вы думаете, чем руководствовался эксперт, делая свое
заключение? (Ответ. Впервые символы химических элементов были введены в 1814 г. выдающимся шведским химиком
Йенсом Якобом Берцелиусом. Цифры перед символами –
порядковые номера элементов – были введены намного позже. Таким образом у Элюара обнаружили подделку.)
III. И
зучение нового материала
– Что вам известно о веществах? (Вещества состоят из молекул, а молекулы – из атомов. Вещества бывают простые
и сложные.)
30
Введение
– Рассмотрим шаростержневые модели молекул углекислого
газа, кислорода и метана. Как можно записать состав молекул углекислого газа, кислорода, метана и воды, зная,
из каких атомов они состоят?
(Учащимся на основании моделей предлагают формулы, используя символы элементов кислорода, углерода, водорода.)
Определим теперь понятие химической формулы. Химическая
формула – это условная запись состава молекул с помощью знаков
химических элементов и индексов.
Индекс – цифра, которая записывается снизу справа от элемента. Он показывает количество атомов элементов в молекуле.
(Учитель предлагает школьникам прочитать химические формулы.)
Химическая формула углекислого газа CO2 (читается цэ-одва). (Учащиеся записывают химические формулы веществ и их
произношение.) Химическая формула кислорода O2 (читается
о-два). Химическая формула метана СН4 (читается цэ-аш-четыре).
Химическая формула воды Н2О (читается аш-два-о).
Важно! Если в составе молекулы атом элемента только один,
то индекс 1 не пишется. Для записи количества молекул или атомов используют коэффициенты, которые без пробела ставят перед
химическими формулами. Но если молекула одна, коэффициент 1
опускают.
Например, 4Н2О – коэффициент 4 (читается четыре-ашдва-о). Запись означает: имеется четыре молекулы воды, каждая
из которых состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Чтобы определить количество атомов данного вида в молекулах воды, надо коэффициент умножить на индекс каждого
элемента.
Таким образом, в четырех молекулах воды содержится 8 атомов водорода и 4 атома кислорода. Так же записывается количество свободных атомов химического элемента. Например, 7N –
это семь атомов азота.
– Прочитайте формулы: 2HNO3, 5NaOH, 9Ca(OH)2, Cu(OH)2.
Мы изучили, что такое химическая формула, и научились составлять ее, зная символы химических элементов, узнали понятие
индекс.
(Учитель обращает внимание учеников на аналогию в русском
языке. Предлагает сравнить две цепочки.)
Русский язык → Буквы (33) → Слова → Предложения
Химический язык → Знаки химических элементов (118) → ? → ?
Урок 4. Химические формулы. Относительная атомная и молекулярная массы
31
– Как бы вы предложили завершить «химическую» цепочку,
заменив вопросительные знаки? (В русском языке – слова,
предложения, а в химии – химические формулы, уравнения
химических реакций.)
Таким образом, получаем: Химический язык → Знаки химических элементов (118) → Химические формулы → Уравнения
химических реакций.
– Можно ли вычислить массу молекулы, зная ее химическую
формулу? (Да, если известны массы атомов химических элементов, образующих эту молекулу. Массы атомов всех химических элементов определены.)
(Школьники работают с учебником. Обсуждают с учителем
текст на с. 40.)
Масса атома кислорода равна 2,667 · 10–23 г, масса атома водорода – 1,674 · 10–24 г, масса атома углерода – 1,993 · 10–23 г, масса
атома кислорода – 2,667 · 10–23 г.
Вычислим массу молекулы углекислого газа СО2. Она будет
равна сумме масс одного атома углерода и двух атомов кислорода:
1,993 · 10–23 г + 2 · 2,667 · 10–23 г = 7,327 · 10–23 г.
–– Удобно ли работать с такими «громоздкими» значениями
чисел? (Неудобно.)
Поэтому для микромира используют особую единицу измерения. Давайте рассчитаем, во сколько раз масса атома кислорода больше массы атома самого легкого элемента – водорода:
2,6667 · 10–23 г : 0,1674 · 10–23 г = 16, т. е. в 16 раз. Масса атома углерода больше массы атома водорода: 1,993 · 10–23 г : 0,1674 · 10–23 г = 12,
т. е. в 12 раз. Масса молекулы углекислого газа больше массы атома водорода: 7,327 · 10–23 г : 0,1674 · 10–23 г = 44, т. е. в 44 раза. Мы
получили относительные величины, целые и простые для вычислений.
В настоящее время во всем мире ученые приняли, что относительная атомная масса элемента – это величина, показывающая,
во сколько раз масса его атома больше 1/12 массы атома углерода
(объяснение этому мы получим несколько позже). Относительную
атомную массу элемента обозначают Аr, где r – начальная буква
английского слова relative, что означает относительный.
Вычислим 1/12 массы атома углерода – так называемую атомную единицу массы (а. е. м.): 1,993 · 10–23 г : 12 = 0,166 · 10–23 г.
Таким образом, 1 а. е. м. = 0,166 · 10 –23 г. Так, А r(О) = 16,
m(О) = 16 а. е. м.; Аr(Н) = 1, m(Н) = 1 а. е. м.
(Ученики работают с ПСХЭ Д.И. Менделеева.)
Введение
32
В каждой клетке мы видим символ химического элемента,
его название, порядковый номер, относительную атомную массу.
Есть в ней еще одна запись, о которой мы будем говорить позже.
Для удобства вычислений округлим относительные атомные массы: Аr(Сu) = 63,546 ≈ 64; Аr(Rb) = 85,47 ≈ 85; Аr(Cl) = 35,453 ≈ 35,5.
Относительная молекулярная масса вещества обозначается Мr, например, Мr(СО2) = 44, m(СО2) = 44 а. е. м. Чтобы узнать
относительную молекулярную массу вещества Мr, необязательно
делить массу его молекулы на а. е. м. Достаточно просто сложить
относительные атомные массы химических элементов, образующих вещество, с учетом их индексов.
Например, можно вычислить относительную молекулярную
массу и массу в а. е. м. железной окалины, формула которой
Fe3O4,
Мr(Fe3O4) = 3 · Аr(Fe) + 4 · Аr(O); Аr(Fe) = 56, Аr(O) = 16;
Мr(Fe3O4) = 3 · 56 + 4 · 16 = 232; m(Fe3O4) = 232 а. е. м.
По химической формуле вещества можно определить массовую долю элемента и соотношение масс элементов, составляющих
вещество.
Массовая доля элемента в веществе определяется по формуле
n ⋅ Ar (Э )
w(Э) =
,
M r (вещества)
где Э – элемент, w(Э) – массовая доля элемента Э в веществе, n –
индекс (число атомов элемента Э в веществе), Ar – относительная атомная масса элемента Э, Mr – относительная молекулярная
масса вещества.
Например, определим массовые доли элементов в оксиде натрия Na2O.
Д а н о:
Na2O
Ar(Na) = 23 а. е. м.
Ar(O) = 16 а. е. м.
w(Na) = ?
w(О) = ?
Р е ш е н и е:
Mr(Na2O) = 2 · 23 + 16 = 62 а. е. м.;
2 ⋅ Ar ( Na) 2 ⋅ 23
w(Na) =
=
= 0,74, или 74%;
62
M r (Na 2 O)
Ar (О )
16
=
= 0,26, или 26%.
M r (Na 2 O) 62
П р о в е р к а: 74% + 26% = 100%, или 0,74 + 0,26 = 1.
Определим соотношение масс элементов в соединении Na2O
(оксид натрия) по формуле
m(Na) : m(O) = (Ar(Na) · n) : (Ar(О)·n).
m(Na) : m(O) = (23 · 2) : (16 · 1) = 46 : 16 = 23 : 8.
О т в е т. На 23 весовых части Na приходится 8 весовых частей О.
w(Na) =
Урок 4. Химические формулы. Относительная атомная и молекулярная массы
33
Важно! Отношение масс элементов, образующих соединение,
постоянно и является характерным для этого соединения.
IV. З
акрепление изученного материала
Учащиеся выполняют задание по учебнику. По предложенному алгоритму (с. 42) характеризуют вещество Fe2O3 по формуле.
Ответ
1. Вещество – оксид железа.
2. Качественный состав – состоит из двух элементов: железа
и кислорода.
3. Тип вещества – сложное.
4. Количественный состав – молекула состоит из двух атомов
железа и трех атомов кислорода.
5. Относительная молекулярная масса
Mr(Fe2O3) = 56 ∙ 2 + 16 ∙ 3 = 160.
6. Соотношение масс элементов в этом веществе
m(Fe) : m(O) = 112 : 48 = 7 : 3.
7. Массовые доли элементов в оксиде железа
2 ⋅ Ar (Fe)
112
w(Fe) =
=
= 0,7, или 70%;
M r (Fe2 O3 ) 160
w(O) = 100% - 70% = 30%.
(Учитель дает ученикам интересное задание из старинного
учебника химии.)
Задание. Сравните атомные веса элементов попарно и определите, во сколько раз атомы первых элементов легче (или тяжелее)
вторых: а) Fe – N; б) Са – Si; в) Са – Hg. Перепишите это задание
в тетрадь, используя современные термины, и выполните с помощью данных из периодической таблицы.
V. П
одведение итогов урока
1. Химическая формула – это условная запись состава вещества с помощью знаков (символов) химических элементов
и индексов.
2. Относительная атомная масса химического элемента и относительная молекулярная масса вещества показывают,
во сколько раз масса атома элемента и масса молекулы вещества больше 1/12 массы атома углерода. Принято считать, что 1/12 массы атома углерода – это атомная единица
массы – 1 а. е. м.
3. Зная химическую формулу вещества, можно дать его характеристику (по плану).
Домашнее задание
§ 6, выполнить задания 7, 6.
34
Глава первая. Атомы химических элементов
Глава первая
АТОМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
У р о к 5. Основные сведения о строении атомов.
Изменения в составе ядер атомов химических
элементов. Изотопы
Цели урока: сформировать представления об истории открытия сложного строения атома, знания об элементарных частицах, входящих в состав атома, атомного ядра, и их основных
характеристиках; сформировать знания об изотопах водорода;
научить выявлять сходство и различие элементов по составу их
атомов, сравнивать состав атома химического элемента с составом его изотопа; научить характеризовать строение атома химического элемента на основании его порядкового номера в ПСХЭ
Д.И. Менделеева, а химический элемент – на основе его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: научиться давать определения понятий протон, нейтрон, электрон, химический элемент,
массовое число, изотоп; описывать состав первых 20 химических
элементов таблицы Д.И. Менделеева; метапредметные: использовать знаковое, аналоговое и физическое моделирование; делать
качественное и количественное описание объекта; уметь сравнивать, обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы; получать
информацию из различных источников; проводить наблюдение;
формулировать цель урока и задачи, необходимые для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными алгоритмами,
сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять отчет с описанием наблюдения, его результатов,
выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной
форме; вести диалог, выражать и аргументировать свою точку
зрения; личностные: иметь познавательный интерес к изучению
химии, мотивацию на получение новых знаний; понимать значимость фундаментальных знаний об атомно-молекулярном строении вещества для формирования целостной естественно-научной
картины мира.
Урок 5. Основные сведения о строении атомов
35
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, таблица «Строение
атома», справочные таблицы, пластинка жевательной резинки.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учитель анализирует результаты выполненной учениками
проверочной работы, акцентирует внимание учащихся на допущенных ошибках и объясняет решение заданий.)
1. Выполнение заданий
Вычислим относительные молекулярные массы Mr веществ
по их формулам.
Вариант 1
Вариант 2
Cl2 (71)
I2 (254)
CO2 (44)
NO2 (46)
N2 (28)
O2 (32)
–– Атом серы образует с атомами кислорода два сложных вещества (их называют оксидами) разного состава. Относительная молекулярная масса первого оксида равна 64, а второго – 80. Выведите формулы этих оксидов. (SO2 и SO3.)
– Не производя расчетов, а только на основании значений
относительных атомных масс (найдите их по таблице
Д.И. Менделеева) определите, у какого из веществ наибольшая, а у какого наименьшая относительная молекулярная
масса.
а) селеноводород H2Se;
в) теллуроводород H2Te;
б) вода Н2О;
г) сероводород H2S.
Ответ. Наибольшая относительная молекулярная масса
у теллуроводорода H2Te, наименьшая – у воды Н2О.
2. Решение задач
В состав оксида ртути входят два элемента – ртуть и кислород.
При нагревании 50 г этого вещества получается 46,3 г ртути и 3,7 г
кислорода.
Решение. В состав оксида ртути входят два элемента – ртуть
и кислород. По определению массовая доля кислорода в оксиде
ртути равна отношению массы кислорода к массе оксида
3,7 г
= 0,074, или 7,4%.
w(O) =
50 г
36
Глава первая. Атомы химических элементов
Рассчитаем массовую долю ртути в сложном веществе
46,3 г
w(Hg) =
= 0,926, или 9,26%.
50 г
III. И
зучение новой темы
1. Слово учителя
Вы узнали о том, что химический элемент представляет собой атомы определенного вида. Рассмотрим, что же такое атом.
Слово атом придумал очень давно, более 2500 лет назад, древнегреческий философ Демокрит. С греческого «атом» переводится
как неделимый. Долгое время считалось, что атом – неделимая,
наименьшая частица вещества.
В истории развития физики одна из самых интересных
и увлекательных страниц – это история открытия сложного
строения атома. Первые сведения о строении атома появились
только в конце XVIII – начале XIX в. В 1897 г. английский физик
Дж. Томпсон открыл электрон. Незадолго до этого французскими
физиками А. Беккерелем и П. и М. Кюри было открыто явление
радиоактивности, которое указывало на излучение атомами электронов. Эрнест Резерфорд, английский физик, в своих опытах десятилетием позже доказал присутствие ядра в атоме и предложил
планетарную модель строения атома.
– Рассмотрите рис. 30 учебника, опишите планетарную модель атома, дайте названия составляющим ее частицам.
(Планетарная модель атома: атомное ядро – протоны и нейтроны (нуклоны); электроны.)
Атом химического элемента – электронейтральная частица
(не имеющая электрического заряда). В центре атома расположено положительно заряженное ядро, заряд которого равен порядковому номеру химического элемента. В состав ядра входят
частицы: протоны и нейтроны (общее название для них – нуклоны, от лат. nucleus – ядро). Сумму чисел протонов и нейтронов
называют массовым числом (A). Например, массовое число атома
серы: A(S) = 32.
Протоны (p+) – положительно заряженные частицы, их количество соответствует порядковому номеру (Z) химического элемента. Масса протона равна 1. Нейтроны (n0) – нейтральные частицы, их количество соответствует разности значений массового
числа и числа протонов. Масса нейтрона также равна 1. Найдем
число нейтронов в атоме хлора: N(Cl) = A(Cl) - Z(Cl) = 35 - 17 = 18.
Число электронов (ē) и протонов в атоме одинаково и равно
порядковому номеру элемента, так как атом – электронейтральная частица.
Урок 5. Основные сведения о строении атомов
37
2. Работа с учебником
Обратите внимание на табл. 2 (с. 45) и рис. 31 (с. 47).
(Учитель предлагает ученикам выполнить задание, используя
информацию учебника на с. 45–46 и наглядный материал «Как
устроен атом» из серии электронных учебных пособий.)
–– Докажите сложность строения атома. Вставьте в предложения пропущенные слова.
1. Модель атома, предложенная Резерфордом, называется …
(планетарной).
2. Атом – это частица, состоящая из … (ядра и электронов).
3. В состав ядра атома входят … (протоны) и …(нейтроны).
4. Протон – элементарная частица, имеющая массу приблизительно … (1) и заряд, равный … (+1). Для протона принято
обозначение … (p+).
5. Я
дро атома имеет … (положительный) заряд.
6. Нейтрон – элементарная частица, имеющая массу приблизительно … (1) и заряд, равный … (0). Для нейтрона принято
обозначение … (n0).
7. Вокруг ядра постоянно движутся … (электроны), их заряд –
… (–1), а масса – … (1/1837).
8. Масса атома сосредоточена в … (ядре), так как массой …
(электрона) можно пренебречь.
9. Атом электронейтрален, так как … (число протонов и электронов равно).
10. По разности … (A – Z) определяют число нейтронов в атоме.
(Учитель проводит фронтальный опрос.)
– Как вы думаете, что будет, если изменить число протонов
в ядре атома? (Такой процесс приводит к образованию ядра
нового элемента и называется ядерным.)
– Изменится ли заряд ядра атома, если изменить число нейтронов в ядре? (Нейтроны не имеют заряда, поэтому заряд
ядра атома химического элемента не изменится, новый элемент не образуется.)
– Изменится ли при этом масса атома? (Так как нейтрон имеет массу, равную 1, массовое число атома будет изменяться.
С увеличением числа нейтронов растет массовое число атома.)
Таким образом, мы выяснили, что существуют разновидности
атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд Z (количество протонов в этих атомах одинаковое),
но разное массовое число A. Такие атомы называются изотопами.
Это разновидности атомов одного и того же химического элемента. Практически все химические элементы имеют изотопы.
38
Глава первая. Атомы химических элементов
Рассмотрим рис. 36 на с. 51. В природе известны три изотопа
углерода с массовыми числами 12, 13 и 14. Кислород также имеет
три изотопа с массовыми числами 16, 17 и 18. С учетом количества изотопов того или иного химического элемента вычисляется средняя относительная атомная масса элемента. Атомы хлора
в природе встречаются в виде изотопов с массовым числом 35 (их
в природе 75%) и изотопов с массовым числом 37 (25%). Поэтому
средняя относительная атомная масса хлора равна 35,5.
Химические свойства изотопов углерода, кислорода, хлора
и других элементов одинаковы, однако изотопы водорода сильно
различаются по физическим свойствам.
(Ученики рассматривают рис. 37 на с. 52.)
Изотопы водорода называются: протий 11Н; дейтерий 21Н или
2
D; тритий 31Н или 31Т.
1
Вспомним определение химического элемента. Химический
элемент – это определенный вид атомов. Однако у химического
элемента есть изотопы с разными массовыми числами и различными свойствами. Следовательно, химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Можно ли разглядеть атом? Достижения современной науки
позволили сделать это.
(Учитель предлагает ученикам рассмотреть и прочитать описание рис. 32–34 на с. 47–48.)
Лабораторный опыт 3. Моделирование принципа действия сканирующего микроскопа
Чтобы получить представление о работе сканирующего микроскопа, выполним лабораторный опыт, описанный в учебнике
на с. 48.
IV. З
акрепление изученного материала
Закрепляем изученный материал с помощью игры «Верю –
не верю».
– Верите ли вы, что только электроны входят в состав атома?
(Нет.)
–– Электроны – положительно заряженные частицы? (Нет.)
–– Количество нейтронов и электронов одинаковое? (Нет.)
–– Атомная масса равна количеству нейтронов? (Нет.)
–– У всех элементов одинаковое строение атома? (Нет.)
–– Число протонов в атоме водорода равно 1? (Да.)
–– Число электронов в атоме углерода равно 6? (Да.)
(Ученики выполняют задания 3, 4 на с. 49–50, задания 1, 2, 3
на с. 53 учебника).
Урок 6. Строение электронных оболочек атомов
39
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы по изученной теме.)
1. Атом имеет сложное строение. Планетарная модель Э. Резерфорда напоминает Солнечную систему. Атом – электронейтральная частица, имеющая положительно заряженное ядро
и отрицательно заряженные электроны. Электроны – частицы,
движущиеся в пространстве вокруг ядра. Ядро атома состоит
из протонов и нейтронов. Протоны – положительно заряженные
частицы с массой, равной 1. Нейтроны – нейтральные частицы
с массой, равной 1.
2. Порядковый номер химического элемента в ПСХЭ
Д.И. Менделеева имеет определенный физический смысл: соответствует заряду ядра атома, количеству протонов в ядре атома и количеству электронов; зная атомную массу химического элемента
(массовое число А) и его порядковый номер Z, можно вычислить
количество нейтронов N в ядре атома по формуле N = A - Z.
3. Изменение числа протонов в ядре атома приводит к изменению заряда ядра и образованию нового элемента. С изменением
числа нейтронов в ядре атома образуются изотопы. Изотопы водорода: протий (легкий), дейтерий (тяжелый), тритий (сверхтяжелый).
4. По положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева можно охарактеризовать химический элемент по плану:
1) Номер периода, большой или малый период; номер группы,
главная или побочная подгруппа.
2) Порядковый номер химического элемента.
3) Заряд ядра атома химического элемента.
4) Количество протонов и нейтронов в ядре атома химического элемента.
5) Количество электронов в атоме химического элемента.
Домашнее задание
§ 7, 8, выполнить задания 2 (с. 49) (натрий, фосфор) и 5 (с. 50)
(характеристика химического элемента 47 на основе его положения в ПСХЭ), задания 4–6 (с. 53).
У р о к 6. Строение электронных
оболочек атомов
Цели урока: объяснить физический смысл номера периода
и номера группы ПСХЭ Д.И. Менделеева; рассказать о распределении электронов в атоме по энергетическим уровням у элементов первых трех периодов; научить составлять схемы строения
Глава первая. Атомы химических элементов
40
электронных оболочек и электронные формулы атомов химических элементов.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: научиться давать определения понятий электронный слой, энергетический уровень; составлять схемы распределения электронов по электронным слоям
в электронной оболочке; метапредметные: использовать знаковое моделирование; осуществлять качественное и количественное
описание объекта; уметь сравнивать, обобщать, устанавливать
аналогии, делать выводы, получать информацию из различных
источников; формулировать цель урока и задачи, необходимые
для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными
алгоритмами, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; выражать и аргументировать свою точку зрения;
личностные: формировать познавательный интерес к изучению
химии; иметь мотивацию на получение новых знаний; понимать
значимость фундаментальных представлений об атомно-молекулярном строении вещества для формирования целостной естественно-научной картины мира.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, таблица «Строение
атомов химических элементов», справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальный опрос
– Что такое атом?
– Дайте описание планетарной модели атома.
– Какие частицы входят в состав атома?
– Что такое ядро атома? Какие частицы входят в его состав?
– Каков физический смысл порядкового номера элемента
в периодической системе?
– Как можно определить число нейтронов в атоме?
– К каким изменениям приводит изменение числа протонов
в ядре атома?
Урок 6. Строение электронных оболочек атомов
41
– К каким изменениям приводит изменение числа нейтронов
в ядре атома?
– Что такое изотопы?
2. Задание на умение дать обоснованный ответ
Вариант 1
В чем сходство и отличие в составе атомов химического элемента калия с массовыми числами 39 и 40? Дайте обоснованный
ответ.
Вариант 2
В чем сходство и отличие в составе атомов химического элемента хлора с массовыми числами 35 и 37? Дайте обоснованный
ответ.
III. Изучение нового материала
На предыдущих уроках мы изучили строение атома, напоминающее Солнечную систему. Это планетарная модель строения
атома. В центре атома расположено ядро, а вокруг него движутся
электроны. Частицы, входящие в состав атома, – протоны, нейтроны, электроны – объекты микромира. В микромире действуют
иные законы, чем в макромире, объекты которого мы можем наблюдать или непосредственно, или с помощью приборов.
Электроны в атоме химического элемента образуют электронную оболочку. Например, в атоме фосфора 15 электронов
образуют электронную оболочку, а в атоме водорода электронная
оболочка образована только одним электроном.
Нам с вами необходимо создать такую модель строения электронных оболочек атома, которая будет соответствовать современным взглядам ученых-химиков.
– Как, по-вашему, движутся электроны в атоме: хаотично
или в каком-то определенном порядке? (Электроны в атоме
движутся в определенном порядке.)
Расположение электронов в атоме определяется запасом
энергии электрона. Чем меньше энергия электрона, тем ближе
он находится к ядру атома и тем прочнее связан с ядром. Такие
электроны труднее всего удалить из электронной оболочки. Чем
больше энергия электронов, тем дальше они от ядра. Электроны
образуют электронные слои в оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии,
и поэтому его называют еще энергетическим уровнем.
Определим физический смысл номера группы и номера периода Периодической системы Д.И. Менделеева. Количество
энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода
Глава первая. Атомы химических элементов
42
в ПСХЭ Д.И. Менделеева, в котором находится химический элемент. У атомов элементов 1-го периода (водорода и гелия) электронная оболочка состоит из одного энергетического уровня.
У атомов элементов 2-го периода (от лития до неона) электронная оболочка состоит уже из двух энергетических уровней. В атоме фтора 9 электронов распределяются по двум энергетическим
уровням. У атомов элементов 3-го периода (от натрия до аргона)
электронная оболочка состоит из трех энергетических уровней.
Так, в атоме фосфора 15 электронов находятся на трех энергетических уровнях.
– Как вы думаете, число электронов на каждом энергетическом уровне одинаково? (Возможно, да.)
Максимальное число электронов на каждом энергетическом
уровне можно определить по формуле N = 2n2, где N – максимальное количество электронов, n – номер энергетического уровня,
считая от ядра.
Если n = 1, то N = 2; если n = 2, то N = 8; если n = 3, то N = 18;
если n = 4, то N = 32.
Важно! Последний энергетический уровень в атоме называется внешним. Количество электронов на внешнем энергетическом
уровне атома главной подгруппы ПСХЭ соответствует номеру
группы.
Определим, как происходит заполнение электронных слоев
атомов химических элементов. Составим схему строения электронных оболочек, руководствуясь алгоритмом.
1. Определим положение элемента в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Например, химический элемент азот расположен во 2-м (малом)
периоде в V группе, главной подгруппе, Аr(N) = 14.
2. Охарактеризуем строение атома азота.
Характеристики
Порядковый номер элемента
Заряд ядра атома
Число протонов
Число нейтронов
Число электронов
Число энергетических уровней
Число электронов на внешнем
энергетическом уровне
Атом азота
7
+7
7
N(N) = A(N) - Z(N) = 14 - 7 = 7
7
2
5
3. Составим схему строения атома азота, применяя полученные знания.
Урок 6. Строение электронных оболочек атомов
43
В атоме азота 7 электронов распределены по двум энергетическим уровням. На первом энергетическом уровне максимально
размещаются 2 электрона. На втором энергетическом уровне –
оставшиеся 5 электронов. Это внешний энергетический уровень,
количество электронов на нем соответствует номеру группы периодической таблицы.
Схема показывает строение электронной оболочки атома азота: N +7)2)5, +7N 2ē,6ē, где скобка обозначает электронный слой,
а цифра справа – количество электронов на нем.
(Учащиеся знакомятся с текстом на с. 55–57, рассматривают
схемы строения атомов элементов 2-го и 3-го периодов и знакомятся с понятиями незавершенный и завершенный энергетический
уровень.)
Гелий, неон, аргон имеют завершенный внешний энергетический уровень, так как на этом энергетическом уровне размещено максимальное количество электронов (8). Литий, бериллий,
натрий и сера имеют незавершенный внешний энергетический
уровень.
S 2ē,8ē,6ē – в атоме серы внешний третий энергетический
+16
уровень близок к завершению. +11Na 2ē,8ē,1ē – в атоме натрия
внешний третий энергетический уровень далек от завершения.
Электроны движутся вокруг ядра с огромной скоростью, создавая электронные облака определенных форм: в виде сферы (s)
или объемной восьмерки (p) (рис. 39 на с. 58). Электронные облака занимают орбитали. Дадим определение понятия орбиталь.
Пространство вокруг ядра атома, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называют орбиталью.
Электронная орбиталь, имеющая сферическую форму, называется s-орбиталью, электронная орбиталь в форме восьмерки – p-орбиталью. Установлено, что на одной орбитали могут
находиться только два электрона. Орбитали электронов на одном
энергетическом уровне образуют подуровни. Число подуровней
соответствует номеру уровня. На первом энергетическом уровне
один подуровень – s-подуровень (одна орбиталь, два электрона).
На втором энергетическом уровне два подуровня – s-подуровень
(одна орбиталь, два электрона) и р-подуровень (три орбитали,
шесть электронов). Энергия электронов на s-подуровне меньше,
чем на р-подуровне.
На схеме цифры 1, 2, … обозначают номер энергетического
уровня, а буквы s, р – энергетический подуровень:
• первый энергетический уровень – 1s;
• второй энергетический уровень – 2s2р.
44
Глава первая. Атомы химических элементов
На основе схемы составим электронную формулу атома азота,
учитывая не только подуровни на энергетических уровнях атома,
но и количество электронов на каждом подуровне, обозначая их
верхним индексом-цифрой. Электронная формула атома азота:
1s22s22р3 (читается один-эс-два, два-эс-два, два-пэ-три).
Следует обратить внимание на местоположение азота в ПСХЭ
Д.И. Менделеева. Кроме символа, порядкового номера, относительной атомной массы и названия элемента в его клетке указана электронная формула внешнего энергетического уровня (для
элементов главных подгрупп).
–– Знания, полученные на уроке, помогут дать ответ на вопрос, почему свойства химических элементов повторяются периодически. (Все элементы главных подгрупп имеют
одинаковую электронную формулу внешнего энергетического
уровня, вследствие чего их свойства сходны.)
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1 (а), 2 (а) из учебника (с. 60).)
Ответы
№ 1 (а). Алюминий – химический знак Al. Схема строения
атома алюминия:
Al +13)2)8)3; +13Al 2ē,8ē,3ē. Электронная формула: +13Al,
13
1s22s22р63s23р1.
№ 2 (а). Азот +7N, электронная оболочка состоит из двух энергетических уровней.
Схема строения атома азота: 7N +7)2)5; +7N 2ē,5ē.
Электронная формула атома азота: +7N, 1s22s22р3.
Фосфор +15Р, электронная оболочка состоит из трех энергетических уровней.
Схема строения атома фосфора: +15Р +15)2)8)5; +15Р 2ē,8ē,5ē.
Электронная формула атома фосфора: +15Р, 1s22s22р63s23р3.
Азот и фосфор – элементы V группы, главной подгруппы. Они
имеют одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне, одинаковую электронную формулу внешнего
энергетического уровня: азот – 2s22р3, фосфор – 3s23р3. Отличие
заключается в том, что в атоме азота электроны распределены
по двум энергетическим уровням, а в атоме фосфора – по трем.
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Электроны в атоме обладают определенной энергией и находятся на разных энергетических уровнях и подуровнях: s, р.
Урок 7. Изменение числа электронов
45
2. Максимальное количество электронов на энергетическом
уровне определяется по формуле N = 2n2, где N – максимальное количество электронов, n – номер энергетического
уровня.
3. Форма орбиталей разная (s-орбиталь и p-орбиталь). Электроны на s-подуровне обладают меньшей энергией, чем
на р-подуровне. Количество энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, количество подуровней
на энергетическом уровне также соответствует номеру периода.
4. Внешний энергетический уровень атома может быть незавершенным и завершенным. Завершенный энергетический
уровень содержит максимальное количество электронов.
Незавершенный энергетический уровень (для элементов
главных подгрупп) содержит количество электронов, равное
номеру группы.
5. Элементы главных подгрупп обладают одинаковыми свойствами, так как имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня, которое периодически повторяется.
Домашнее задание
§ 9, выполнить задания 1 (б, в), 2 (б), 3, 4 (с. 60).
У р о к 7. Изменение числа электронов
на внешнем энергетическом уровне атомов
химических элементов
Цели урока: объяснить механизм образования ионной связи;
сформировать представление об устойчивости заполненного внешнего энергетического уровня (на примере атомов инертных газов) и взаимодействии положительно и отрицательно заряженных
частиц – ионов; научить определять соединения с ионной связью
и объяснять механизм ее образования.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий элементы-металлы, элементы-неметаллы, ионная связь,
ионы; объяснять закономерности изменения свойств химических
элементов в периодах и группах (главных подгруппах) периодической системы с точки зрения теории строения атома; состав-
Глава первая. Атомы химических элементов
46
лять схемы образования ионной связи; определять тип химической связи по формуле вещества; приводить примеры веществ
с ионной связью; характеризовать механизм образования ионной
связи; метапредметные: использовать знаковое моделирование;
уметь сравнивать, обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы, составлять тезисы; получать информацию из различных источников; формулировать цель урока и задачи для ее достижения;
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты;
работать в соответствии с изученными алгоритмами, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; выражать
и аргументировать свою точку зрения; личностные: иметь познавательный интерес к изучению химии, мотивацию на получение
новых знаний; понимать значимость фундаментальных представлений об атомно-молекулярном строении вещества для формирования целостной естественно-научной картины мира.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, слайды с таблицами
«Ионная связь», «Изменение свойств элементов в периодах», «Изменение свойств элементов в главных подгруппах».
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Прежде чем приступить к изучению новой темы, подведем
итог по изученным ранее темам.
Задание 1. Полученные вами знания помогут восстановить
пропавшие слова и цифры в тексте записи учащегося.
Атом … (брома) содержит в ядре 35 протонов и … (46) нейтронов. Число электронов в электронной оболочке равно числу
протонов, а также равно … (порядковому номеру) элемента. Число энергетических уровней определяется номером … (периода)
и равно … (четырем). Число внешних электронов определяется
номером … (группы) и равно … (семи).
Задание 2. Впишите в предложения пропущенные слова и
цифры.
Атом … (аргона) содержит в ядре 18 протонов и … (22) нейтрона. Число электронов в электронной оболочке, как и число
протонов, равно … (порядковому номеру) элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно …
(трем). Число внешних электронов определяется номером …
(группы) и равно … (восьми).
Урок 7. Изменение числа электронов
47
Задание 3. Изобразите схемы строения атома аргона и неона.
Ответ
Аргон +18Ar, электронная оболочка состоит из трех энергетических уровней. Схема строения атома аргона: 18Ar +18)2)8)8; +18Ar
2ē,8ē,8ē. Электронная формула атома аргона: +18Ar, 1s22s22р63s23р6.
Неон +10Ne, электронная оболочка состоит из двух энергетических уровней. Схема строения атома неона: 10Ne +10)2)8; +10Ne
2ē,8ē. Электронная формула атома неона: +10Ne, 1s22s22р6.
III. И
зучение нового материала
1. Изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах ПСХЭ Д.И. Менделеева
Обратите внимание на строение внешнего электронного слоя
инертных газов – атомов неона, аргона. На внешнем энергетическом уровне у атомов восемь электронов. Такой энергетический
уровень называется завершенным. Все атомы химических элементов стремятся к завершению своего внешнего энергетического
уровня. Для этого атом может либо отдать электроны, либо принять их.
Возникает вопрос: почему молекулы инертных газов одноатомные, молекулы водорода и кислорода двухатомные,
а формула поваренной соли NaCl, а не Na2Cl или NaCl3? Атомы
инертных газов на внешнем энергетическом уровне, кроме атома гелия, имеют октет (восемь) электронов. У атома гелия два
электрона на внешнем энергетическом уровне. Атомы инертных
газов устойчивы, химически инертны, поэтому их молекулы одноатомные.
Атомы элементов-металлов на внешнем энергетическом уровне имеют малое число электронов: от одного до трех. Такие атомы
в химических реакциях отдают электроны (понижается энергия
атома), увеличивая прочность (устойчивость) внешнего энергетического уровня. Атомы элементов-неметаллов на внешнем
энергетическом уровне имеют большое число электронов: от пяти
до восьми. Им энергетически выгодно в химических реакциях
принять электроны до завершения внешнего энергетического
уровня.
Металлические свойства проявляются в способности отдавать
электроны с внешнего энергетического уровня. Чем легче атом отдает электроны, тем ярче выражены у него металлические свойства.
Неметаллические свойства проявляются в способности принимать электроны на внешний энергетический уровень. Чем легче
атом принимает электроны, тем ярче выражены его неметаллические свойства.
Глава первая. Атомы химических элементов
48
(Учитель показывает классу слайды со справочными таблицами, комментирует изменение свойств химических элементов
в периодах и группах ПЭСХ.)
Изменения свойств химических элементов
в периодах периодической системы
Начинается
типичным
металлом
Предпоследнее
место в периоде
занимает типичный неметалл
Основные
Увеличиваются Увеличивается
особенности
заряды атомных число электростроения ато- ядер
нов на внешнем
мов химичеэнергетическом
ских элементов
уровне
Заканчивается
инертным газом
Изменения
Металличесвойств атомов ские свойства
химических
ослабевают
элементов
в периоде
Ответ.
Радиус атома
уменьшается
и электроны притягиваются ядром
сильнее
Период
Число заполняемых энергетических уровней
постоянно
в периоде
Почему?
Неметаллические свойства
усиливаются
Изменения свойств химических элементов в главных подгруппах
Главная подгруппа
УвеличиваОсновные особенно- ются
сти строения атомов заряды атомхимических элемен- ных
тов в подгруппе
ядер
Изменения свойств
атомов химических
элементов в главной
подгруппе
Металлические свойства
усиливаются
Неметаллические свойства ослабевают
Число заполняемых энергетических
уровней уве‑
личивается
Почему?
Число электронов
на внешнем
энергетическом уровне
постоянно
Ответ.
Радиус атома
увеличивается, электроны
притягиваются ядром
слабее
(Ученики работают с учебником, читают текст на с. 62–63.)
2. Образование ионной связи
Как мы уже выяснили, металлы отдают электроны, неметаллы – принимают. Если атомы металла и неметалла окажут-
Урок 7. Изменение числа электронов
49
ся рядом, между ними произойдет взаимодействие, т. е. переход
электронов, в результате которого образуется соединение. Рассмотрим, как это происходит.
Узнаем, как образуется поваренная соль NaCl, каков механизм образования соединения.
(Учитель предлагает учащимся рассмотреть схему превращения атомов натрия и хлора в ионное соединение хлорид натрия
на с. 64.)
Соединение образовано атомами натрия и хлора. Причиной
их объединения является стремление к наиболее устойчивому
энергетическому состоянию, которое достигается по завершении
внешнего энергетического уровня.
В процессе образования поваренной соли с атомами натрия
и хлора происходят следующие превращения.
Атом натрия
Атом хлора
Натрий – элемент-металл, коХлор – типичный неметалличеторому энергетически выгодно
ский элемент, атому хлора энерв химических реакциях отдать
гетически выгодно в химических
электрон и добиться прочности
реакциях принять электроны
внешнего энергетического уровня. и добиться прочности внешнего
Атом натрия отдает один элекэнергетического уровня.
трон с s-подуровня внешнего
Атом хлора принимает один элекэнергетического уровня и превра- трон на р-подуровень внешнего
щается в положительно заряжен- энергетического уровня и превраную частицу – ион натрия.
щается в отрицательно заряженЭлектронная формула иона наную частицу – ион хлора.
трия +11Na+ 1s22s22p6
Электронная формула иона хлора
Cl– 1s22s22p63s23p6
+17
Вывод. Натрий переходит в устой- Вывод. Хлор переходит в устойчивое состояние, так как у него
чивое состояние, так как у него
завершен внешний (второй) энер- завершен внешний (третий) энергетический уровень
гетический уровень
Заряженные частицы, полученные из атомов путем присоединения или отдачи электронов, называются ионами. Каждый
ион имеет заряд, равный разности между зарядом ядра и числом электронов. Противоположно заряженные частицы взаимно притягиваются, и между ними возникает химическая связь:
Na+ + Cl– → Na+Cl–.
–– Как бы вы назвали химическую связь между ионами? (Химическая связь, образующаяся между ионами, называется
ионной.)
Глава первая. Атомы химических элементов
50
IV. З
акрепление изученного материала
(Учитель дает задание ученикам составить схему образования
ионных связей между атомами лития и азота, алюминия и фтора.)
1. Литий и азот.
3Li ) )
7N ) )
25
21
ē
3
3
Li ) )
21
Li ) )
21
+
3 3Li )
2
ē
3–
7N ) )
28
ē
3Li0 - 3ē → 3Li+ N0 + 3ē → N3–
2. Алюминий и фтор.
13Al ) ) )
9F ) )
2 8 3 −1ē 2 7
9F ) )
−1ē 2 7
−1ē
F))
27
3+
13Al ) )
28
–
3 9F ) )
28
9
Al0 - 3ē → Al3+ 3F0 - 3ē → 3F–
V. Подведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Атомы инертных газов имеют устойчивый внешний энергетический уровень. Атомам металлов для прочности внешнего
энергетического уровня энергетически выгоднее отдать электроны и превратиться в положительно заряженную частицу.
Атомам неметаллов для прочности внешнего энергетического
уровня энергетически выгоднее принять недостающие электроны и превратиться в отрицательно заряженную частицу.
2. Положительно заряженные и отрицательно заряженные
частицы называются ионами. Между ионами возникает
ионная связь. Ионная связь, как правило, возникает между типичным металлом и типичным неметаллом. Чтобы
записать схему образования ионной связи в соединении,
можно воспользоваться алгоритмом.
Урок 8. Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой
51
3. Алгоритм записи схемы образования ионной связи:
1) составить схемы строения и электронные формулы атомов
химических элементов, образующих соединение;
2) определить принадлежность элементов к металлам и неметаллам;
3) составить схему перехода электронов и образования ионов;
4) составить ионное соединение – формульную единицу.
Домашнее задание
§ 10, выполнить задания 1 (б), 2 (б, в), 3, 4 (с. 66).
У р о к 8. Взаимодействие атомов
элементов-неметаллов между собой.
Ковалентная неполярная связь
Цели урока: сформировать знания о ковалентной неполярной
химической связи между элементами-неметаллами и механизме
ее образования; научить определять соединения с ковалентной
неполярной связью и объяснять механизм ее образования.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятия ковалентная неполярная связь; составлять схемы образования ковалентной неполярной связи; использовать знаковое
моделирование; определять вид химической связи по формуле
вещества; приводить примеры веществ с ковалентной неполярной связью; характеризовать механизм образования ковалентной
связи; устанавливать связь: состав вещества – вид химической
связи; метапредметные: использовать знаковое моделирование;
сравнивать, обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы,
получать информацию из различных источников; формулировать цель урока и задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными алгоритмами, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме, выражать и аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать познавательный
интерес к изучению химии, научное мировоззрение; иметь мотивацию на получение новых знаний; уметь применять полученные
Глава первая. Атомы химических элементов
52
знания в практической деятельности, понимать значимость фундаментальных представлений об атомно-молекулярном строении
вещества для формирования целостной естественно-научной картины мира.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочные таблицы,
таблица «Ковалентная неполярная связь».
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Устный опрос
– Что такое ионная связь? Объясните механизм образования
соединений с ионной связью.
2. Работа с терминологией
–– Установите соответствия между понятими и определениями.
Понятие
Определение понятия
А. Группа ПСХЭ
1. Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в пеБ. Номер периода
риодической зависимости от величины заряда
ядра их атомов
В. Ядерные
2. Процессы превращения атомов одних элеменреакции
тов в атомы других элементов
3. Вертикальный столбик химических элементов
Г. Изотопы
4. Горизонтальный ряд химических элементов,
который начинается щелочным металлом и заД. Период ПСХЭ
канчивается инертным газом
5. Разновидности атомов одного и того же элеЕ. Формулировка
мента, имеющих одинаковое число протонов
периодического
в ядре, но разную массу
закона
6. Число электронов на внешнем энергетическом
уровне
Ж. Номер группы 7. Число энергетических уровней в атоме
Ответ: А – 3, Б – 7, В – 2, Г – 5, Д – 4, Е – 1, Ж – 6.
–– Поясните, о каких понятиях идет речь.
1) Вид атомов с одинаковым зарядом ядра. (Химический элемент.)
2) Мельчайшая, химически неделимая частица. (Атом.)
3) В центре атома находится заряженное … (ядро).
4) Ядра атомов состоят из … (протонов и нейтронов).
5) Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются отрицательно заряженные … (электроны).
Урок 8. Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой
53
III. И
зучение нового материала
Рассмотрев образование ионной связи, которая возникает
между атомами типичных металлов и типичных неметаллов, выясним природу связи между атомами неметаллов.
– Как поведут себя атомы неметалла при взаимодействии?
Рассмотрим самый простой пример – атом водорода. У него
на внешнем уровне один электрон; до завершения первого уровня
ему не хватает одного электрона, но «отобрать» его у точно такого
же атома водорода он не может, потому что электроны этих атомов с равной силой удерживаются ядром. Механизм завершения
внешнего энергетического уровня в этом случае – обобществление электронов. При сближении двух атомов водорода, у которых на внешнем энергетическом уровне по одному неспаренному
электрону, образующему s-орбиталь, происходит перераспределение электронной плотности орбиталей с образованием общей
области повышенного отрицательного заряда, в которой наиболее
вероятно нахождение двух общих электронов. Положительно заряженные ядра атомов притягиваются к ней, и в результате действия электрических сил возникает химическая связь. Схема связи
H
H
Общая электронная пара
Общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. У каждого атома имеется два электрона, и у каждого
из них энергетический уровень завершен. Образуется молекула
водорода. Химическая связь, образованная общими электронными парами, называется ковалентной.
Одна общая электронная пара соответствует одной связи. Такая связь называется простой или одинарной. Так как каждый
атом водорода с равной силой притягивает к себе электронную
пару, то связь будет неполярной ковалентной.
Рассмотрим механизм образования химической связи между
атомами фтора, кислорода, азота, следуя алгоритму.
1. Записать знак элемента. Определить по номеру группы число электронов на внешнем уровне.
2. Определить число неспаренных электронов (8 – номер
группы = число неспаренных электронов)
3. Расставить по четырем сторонам по одному электрону,
оставшиеся электроны ставить по одному в пару.
54
Глава первая. Атомы химических элементов
4. В зеркальном отображении изобразить такой же атом.
5. Обвести собственные электроны каждого атома и неспаренные электроны другого атома так, чтобы у атомов оказалось
по восемь электронов.
6. В общей обводке окажутся общие электронные пары.
По числу общих электронных пар определяется кратность
связи (простая, двойная, тройная).
Рассмотрим схему образования молекулы фтора
F + F →
F F
Связь – простая ковалентная неполярная. При сближении
двух атомов фтора, у которых на внешнем энергетическом уровне по три пары спаренных электронов и одному неспаренному,
неспаренные электроны становятся общими. У каждого атома
образуется завершенный внешний энергетический уровень.
Схема образования молекулы кислорода
O + O →
O
O
Две общие электронные пары – связь двойная.
Схема образования молекулы азота
N + N →
N
N
Три общие электронные пары – связь тройная.
(Учитель обращает внимание учеников на схемы (с. 67–69).)
Ковалентная связь характеризуется не только кратностью,
но и длиной, измеряемой в нанометрах (1 нм = 10–9 м). В молекулах фтора связь одинарная, длина между ядрами атомов составляет 0,14 нм. В молекулах азота связь тройная, длина – 0,11 нм.
Эти же электронные формулы можно изобразить в виде структурных формул
Н—Н
F—F
О—
N—
—
—О
—N
IV. З
акрепление изученного материала
–– Составьте алгоритм записи схемы образования ковалентной связи.
(Ученики составляют и записывают в тетрадь алгоритм.)
1. Составить схему строения атома химического элемента
и его электронную формулу. Определить число неспаренных электронов.
Урок 9. Ковалентная полярная химическая связь
55
2. Записать знаки химических элементов, обозначая пары
электронов и неспаренные электроны так, чтобы неспаренные электроны были обращены к знаку соседнего атома.
3. Составить электронную формулу молекулы, определить
кратность связи.
4. Составить структурную формулу молекулы.
–– Выполните задания 1, 5 из учебника (с. 70).
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы и завершают предложения.)
Ковалентная химическая связь возникает в результате образования общих электронных пар. Ковалентная неполярная связь возникает между атомами одного элемента неметалла. Между атомами
химических элементов, в зависимости от их строения, могут возникнуть ковалентные связи разной длины – простая (одинарная),
двойная или тройная. Химическая формула соединения может быть
записана в молекулярном, электронном и структурном виде.
Домашнее задание
§ 11, выполнить задания № 2–4 (с. 70).
У р о к 9. Ковалентная полярная
химическая связь
Цели урока: сформировать представления о свойствах элементов-неметаллов, электроотрицательности (ЭО) и ее изменении в периодах и группах ПСХЭ Д.И. Менделеева, структурных
формулах и валентности; познакомить с рядом ЭО и научить
им пользоваться; научить характеризовать элементы по их ЭО;
сформировать знания о механизме образования ковалентной полярной связи между элементами с разной ЭО, о форме молекул
в пространстве; научить определять соединения с ковалентной
полярной связью и объяснять механизм ее образования.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: уметь давать определения понятий ковалентная полярная связь, электроотрицательность, частичный заряд, бинарные соединения, структурная формула, валентность; составлять схемы образования ковалентной
полярной химической связи; использовать знаковое моделиро-
Глава первая. Атомы химических элементов
56
вание; определять тип химической связи по формуле вещества;
приводить примеры веществ с ковалентной полярной связью;
характеризовать механизм образования ковалентной связи; устанавливать связи: состав вещества – тип химической связи; составлять формулы бинарных соединений по валентности и определять
валентность элементов по формуле бинарного соединения; метапредметные: использовать знаковое и физическое моделирование;
сравнивать, обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы,
получать информацию из различных источников; формулировать цель урока и задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными алгоритмами, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме, выражать и аргументировать
свою точку зрения; личностные: иметь познавательный интерес
к изучению химии, мотивацию на получение новых знаний, научное мировоззрение; понимать значимость фундаментальных
представлений об атомно-молекулярном строении вещества для
формирования целостной естественно-научной картины мира.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, шаростержневые наборы; справочные таблицы, таблица «Ковалентная полярная связь».
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальный опрос
– Что такое ковалентная химическая связь?
– Как изменяются металлические свойства в периоде и группе? Почему?
– Как изменяются неметаллические свойства в периоде
и группе? Почему?
– Что такое ионы?
– Чем отличаются положительные и отрицательные ионы
друг от друга?
– Что такое ионная связь?
– Что такое индексы и коэффициенты?
2. Самостоятельная работа
Вариант 1
1. В каком ряду находятся вещества только с ионной связью?
Назовите их.
а) K2O, Na2S, LiCl; (Оксид калия, сульфид натрия, хлорид лития.)
Урок 9. Ковалентная полярная химическая связь
57
б) MgO, H2O, H2S;
в) H2SO4, CO2, HCl.
2. Напишите схему образования химической связи в молекуле AlCl3.
Вариант 2
1. В каком ряду находятся вещества только с ковалентной неполярной связью? Назовите их.
а) F2, N2, Cl2; (Фтор, азот, хлор.)
б) HCl, P2O5, Fe;
в) NaCl, CaO, K3PO4.
2. Напишите схему образования ионной связи в молекуле LiF.
Вариант 3
1. В каком ряду находятся вещества только с ионной связью?
Назовите их.
а) K2O, CaS, NaCl; (Оксид калия, сульфид кальция, хлорид натрия.)
б) Na2O, H2O, H2S;
в) H3PO4, CO2, Cl2.
2. Напишите схему образования ковалентной связи в молекуле O2.
Вариант 4
1. В каком ряду находятся вещества только с ковалентной неполярной связью? Назовите их.
а) Br2, H2, O2; (Бром, водород, кислород.)
б) K, HCl, HF;
в) NaF, K2SO4, Ca2N3.
2. Напишите схему образования ионной связи в молекуле
NaCl.
Дополнительное задание
(Учитель дает задание тем школьникам, которые справились
раньше всех.)
Электронная формула внешнего энергетического уровня атома химического элемента 4s2. Определите этот химический элемент. Найдите число неспаренных электронов в его атоме и кратность связи в простом веществе. (Кальций.)
III. И
зучение нового материала
1. Понятие электроотрицательности
Вспомним особенности строения атомов элементов-неметаллов. На их внешнем энергетическом уровне – более четырех электронов. К концу периода ПСХЭ Д.И. Менделеева с уменьшением
атомного радиуса усиливается электростатическое притяжение
внешних электронов положительно заряженным ядром.
Глава первая. Атомы химических элементов
58
Рассмотрим новое для вас понятие электроотрицательности
(ЭО) элементов. Что же такое ЭО химических элементов?
(Ученики читают определение электроотрицательности
на с. 71 учебника.)
Электроотрицательность характеризует способность атомов
химических элементов смещать к себе общие электронные пары,
участвующие в образовании химической связи.
У разных химических элементов ЭО разная. Смещать, «оттягивать на себя» общие электронные пары ядра атомов могут
«с разной силой», которая зависит от радиусов их атомов и зарядов ядер. Для сравнения ЭО элементов мы будем использовать
ряд ЭО (с. 71). Заметим, что в изменении значений ЭО, как и неметаллических свойств элементов, наблюдается периодичность,
связанная со строением атомов.
Ответить на вопрос, как изменяется ЭО атомов в периодах
и группах ПСХЭ, нам поможет таблица.
(Учитель обсуждает с классом таблицу с направлениями изменений ЭО, показанными стрелками.)
Вопрос
Ответ
К концу периода
? Возрастает Увеличивается число
электроотрицательзаряд ядра электронов на внешнем
ность усиливается
атома
энергетическом уровне
? Заряд
К началу группы
ядра атома
главной подгруппы
уменьшаусиливается
ется
Радиус
атома
уменьшается
Число
Число заэлектронов полняемых
на внеэнергешнем энер- тических
гетическом уровней
уровне по- уменьшастоянно
ется
Вывод. ЭО элемента зависит от его положения в ПСХЭ
Д.И. Менделеева: в периодах она возрастает с увеличением заряда
ядра атома (радиус атома уменьшается), а в группах – уменьшается сверху вниз (радиус атома увеличивается).
(Ученики читают материал учебника на с. 70–72.)
2. Образование ковалентной полярной связи
От значений ЭО зависит, какая в молекулах неметаллов образуется связь – полярная или неполярная. В молекулах простых
веществ: водорода, хлора, азота, кислорода – возникает ковалентная неполярная связь, так как у атомов, их образующих, одинаковая ЭО. Ковалентная полярная связь может возникнуть между
Урок 9. Ковалентная полярная химическая связь
59
атомами с разными значениями ЭО, например в молекулах H2O,
HCl, NH3, CH4.
– Сравните ЭО водорода и хлора. (ЭО хлора больше, чем ЭО
водорода, так как в ПСХЭ Д.И. Менделеева хлор расположен
в конце 3-го периода, а водород – в начале 1-го периода. Хлор
электроотрицательнее водорода.)
Между этими атомами возникает ковалентная полярная связь,
смещенная к атому хлора.
– Назовите самый электроотрицательный элемент. (Фтор
обладает самым высоким значением ЭО среди всех элементов
периодической таблицы, он более всех других элементов может смещать к себе электроны.)
Важно! Общие электронные пары всегда смещены к ядрам
атомов с большей ЭО.
(Школьники знакомятся с алгоритмом составления схемы образования ковалентной полярной связи в молекуле OF2
на с. 72–73.)
Электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода, –
в соединении OF2 две общие электронные пары сместятся к атому
фтора. Связь в этой молекуле – ковалентная полярная.
Алгоритм записи схемы образования ковалентной полярной связи
1. Составить схему строения атома химического элемента
и его электронную формулу. Определить число неспаренных электронов.
2. Записать знаки химических элементов, обозначая пары
электронов.
3. Составить электронную формулу молекулы, определить
кратность связи.
4. Составить структурную формулу молекулы.
5. По ряду ЭО атомов химических элементов определить более
электроотрицательный элемент, отразить полярность связи
в структурной формуле стрелкой и обозначить частичные
заряды.
– Рассмотрим молекулу воды. Какая у нее форма? (Уголковая.)
(Ученики выполняют задание: рассматривают рис. 40 и читают текст на с. 73.)
Модель молекулы воды показывает не только количество связей
и размер атомов, но и их расположение в пространстве (уголковая
форма). Заметим, что в молекуле воды каждый атом водорода способен образовывать определенное число ковалентных полярных
связей с атомом кислорода. Это число определяет валентность
каждого из атомов.
Глава первая. Атомы химических элементов
60
Существуют химические элементы с постоянной и переменной валентностью.
– Какие вы знаете элементы с постоянной, а какие – с переменной валентностью? (Калий, натрий, водород имеют
постоянную валентность, а сера, хлор – переменную.)
–– В соответствии с алгоритмом (с. 75–76) определите валентность хлора в соединении Cl2O7 и составьте формулу оксида
алюминия из атомов Al и O.
Запомните! Способ изображения молекулы, при котором
каждый атом записывается отдельно, а между атомами ставятся
черточки, обозначающие химические связи, называют структурной формулой.
Лабораторный опыт 4. Составление моделей молекул бинарных
соединений
(Учащиеся работают в группах.)
Цель опыта: развить представления о строении вещества, закрепить знания о ковалентной связи между атомами в молекулах.
Оборудование: набор «Модели атомов для составления молекул».
Выполним опыт. Возьмите шарики разных цветов. Сконструируйте модели молекул: водорода, воды, кислорода, хлороводорода, четыреххлористого углерода, азота, хлора, хлорида алюминия, сернистого газа, метана, этана. Можно сначала в тетради
составить структурные (графические) формулы молекул, а затем
конструировать модели. Атомы элементов имеют каждый свой
цвет (так принято в химии). Модель атома водорода – белый, хлора – зеленый, углерода – черный, кислорода – красный, серы –
желтый, азота – голубой.
–– Теперь заполните таблицы.
Вещества с ковалентной неполярной связью
Название,
химическая формула
Структурная
(графическая) формула
Рисунок модели
молекулы
Водород, Н2
Н—Н
—
…
…
…
Вещества с ковалентной полярной связью
Название, химическая
формула вещества
Структурная
(графическая формула)
Рисунок модели
молекулы
Хлороводород, HCl
H—Cl
—
…
…
…
Урок 9. Ковалентная полярная химическая связь
61
(Учитель просит учеников сделать вывод, вписать в текст пропущенные слова.)
Вывод. При образовании молекул простых и … (сложных) веществ атомы связываются между собой … (ковалентной) связью.
Ковалентные связи между … (атомами) могут быть … (одинарными, двойными, тройными). Ковалентной неполярной связью образованы молекулы … (простых) веществ. Ковалентной полярной
связью образованы молекулы … (сложных) веществ.
(Ученики вписывают пропущенные слова.)
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики письменно выполняют тестовое задание.)
1. Какую химическую связь называют ковалентной?
2. Из перечисленных формул выпишите соединения с ковалентной неполярной связью и с ковалентной полярной связью:
Н2, Н2О, Н2SO4, NaCl, O2, CO2, NH3, Cl2, MgO.
3. Напишите молекулярные формулы перечисленных веществ:
а) озон (молекула состоит из трех атомов кислорода) (O3);
б) угольная кислота (молекула состоит из двух атомов водорода, одного атома углерода и трех атомов кислорода).
(H2CO3).
4. Напишите структурные формулы следующих соединений:
а) HCl;
в) H2S;
д) NH3.
б) Cl2;
г) CO2;
5. Укажите, сколько электронных пар участвует в образовании
химических связей элементов с водородом:
а) в молекуле метана СН4; (4)
б) в молекуле аммиака NH3; (3)
в) в молекуле сероводорода H2S; (2)
г) в молекуле фтороводорода HF. (1)
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся c помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Ковалентная химическая связь образуется за счет общих
электронных пар. Ковалентная неполярная связь характерна для соединений атомов неметаллов с одинаковой ЭО.
Ковалентная полярная связь характерна для соединений
атомов неметаллов с разной ЭО.
2. Атомы химических элементов отличаются электроотрицательностью.
3. По числу общих электронных пар ковалентная связь бывает
одинарной, двойной или тройной.
62
Глава первая. Атомы химических элементов
4. Валентность – это число ковалентных связей, которые атом
образует с другими атомами.
5. Структурная формула описывает строение молекулы с помощью символов и черточек-связей.
Домашнее задание
§ 12, выполнить задания № 2–4 (с. 77).
У р о к 10. Металлическая химическая связь
Цели урока: сформировать знания о механизме образования
металлической химической связи, о сходстве и различиях металлической, ковалентной и ионной связей; научить характеризовать
элементы-металлы по строению атома, определять соединения
с металлической связью.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения понятий ионы, свободные электроны, металлическая связь; составлять
схемы образования металлической химической связи; определять
тип химической связи по формуле вещества; приводить примеры
веществ с металлической связью; характеризовать механизм образования металлической связи; устанавливать связи: состав вещества – тип химической связи; метапредметные: использовать знаковое моделирование; сравнивать, обобщать, устанавливать аналогии,
делать выводы, получать информацию из различных источников,
представлять информацию в виде таблиц, схем, опорного конспекта, в том числе с применением средств ИКТ; формулировать цель
урока и задачи, необходимые для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными алгоритмами, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания
в устной и письменной форме, выражать и аргументировать свою
точку зрения; личностные: иметь познавательный интерес к изучению химии, мотивацию на получение новых знаний, научное мировоззрение; понимать значимость фундаментальных представлений
об атомно-молекулярном строении вещества для формирования
целостной естественно-научной картины мира.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, таблица «Металлическая связь», справочные таблицы.
Урок 10. Металлическая химическая связь
63
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Фронтальная беседа
(Учитель читает утверждение, а ученики говорят, верное оно
или нет, и дают обоснованный ответ.)
– Ковалентная связь возможна в соединениях металлов с неметаллами. (Неверно.)
– В соединении Ca3P2 ионная связь. (Верно.)
– В соединениях HBr, NH3, H2O ковалентная полярная связь.
(Верно.)
– Кратность связи в молекуле азота N2 равняется двум. (Неверно.)
– Элементы F, Cl, Br, I расположены в порядке увеличения
ЭО. (Неверно.)
III. И
зучение нового материала
На карточках, лежащих на ваших партах, вы видите химические формулы:
NaCl, H2, Na, CO2, Mg, Cl2, HCl, Li2O, Al, OF2, N2, CaF2.
–– Предложите задание, которое можно выполнить, используя
эту карточку. (Можно отнести эти вещества к трем группам – по видам химических связей.)
–– Определите вид химической связи в каждом из веществ.
(Ответ. Формулы соединений: с ионной связью NaCl,
Li2O, CaF2; с ковалентной неполярной связью – H2, Cl2,
N2; с ковалентной полярной связью – CO2, OF2, HCl.)
(Учащиеся, выполнив работу, проверяют ее по образцу на доске. Обсуждают результаты работы.)
– Формулы каких веществ остались неподчеркнутыми? (Na,
Mg, Al.)
– Что вы можете сказать о них, используя ПСХЭ? (Это металлы.)
–– Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны.
Хорошо, если есть неметалл, который их примет. А если
нет?
(Учащиеся высказывают свои предположения и определяют
проблему урока: «Как взаимодействуют между собой атомы металлов?» С помощью учителя формулируют тему и цель урока.)
Мы изучили виды химической связи, которые могут возникать между атомами неметаллов и между атомами металлов и неметаллов.
64
Глава первая. Атомы химических элементов
(Учитель дает задание ученикам прочитать в учебнике материал об особенностях строения металлов, механизме образования
связи между атомами металлов, формулировку определения металлической химической связи на с. 77–79.)
В металлах химическая связь особая – в кристалле положительно заряженные ионы атома металла образуют решетку, а между ними свободно перемещаются электроны, образуя своеобразный «электронный газ». Дадим определение металлической связи:
связь в металлах и сплавах между ионами атомов посредством
обобществленных электронов называется металлической связью.
Металлическая связь в металлах обусловливает их свойства:
пластичность, электропроводность, теплопроводность.
– Работая в паре, проверьте друг друга по «Листу рассказа».
Выпишите в тетрадь схему металлической связи.
–– Что обозначает буква n? (Число электронов.)
Атомы большинства металлов содержат на внешнем энергетическом уровне 1–3 электрона. Эти электроны легко отрываются,
а атомы превращаются в … (положительные ионы). Оторвавшиеся
электроны перемещаются от одного … (иона) к другому, связывая
их в единое целое. При присоединении электронов к иону временно образуются … (атом), затем электроны снова отрываются
от атома, и он снова превращается в … (ион). Атомы металла так
и называют – «атом-ионы». Связь в металлах между атом-ионами посредством … (обобществленных электронов) называется …
(металлической).
– Составьте схемы образования металлической связи для
кальция, алюминия.
Ответ
1) Ca0 – 2ē → Ca+2;
2) Al0 – 3ē → Al+3.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1, 2 из учебника (с. 80).)
Ответы
№ 1. Сходство: наличие обобществленных электронов. Различия: в случае ковалентной связи эти электроны принадлежат
только двум атомам; в случае металлической связи в обобществлении электронов участвуют все атомы металла.
№ 2. Сходство: наличие положительно и отрицательно заряженных частиц – ионов и электронов. Различия: в случае ионной
связи образуются стабильные ионы; для металлической связи характерны свободно движущиеся электроны, нестабильные атомионы.
Урок 10. Металлическая химическая связь
65
Металлическая связь свойственна металлам в твердом и жидком состоянии. В парообразном состоянии молекулы металлов
могут быть одноатомными и двухатомными. В двухатомных молекулах металлов возникает ковалентная неполярная связь.
(Ученики выполняют тестовое задание.)
– Дополните предложения.
• Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется … (металлической связью).
• Знак заряда иона, образованного атомом металла, – … (положительный).
– Выберите правильный ответ.
1. Число электронов на внешнем энергетическом уровне
у большинства атомов металлов равно
1) 1;
3) 1, 2, 3;
2) 1, 2;
4) 1, 2, 3, 4.
2. Сходство металлической и ковалентной связи заключается
в обобществлении
1) электронов;
2) электронов двух атомов;
3) внешних электронов атомов;
4) всех электронов атомов.
3. Характерное физическое свойство вещества с металлической связью:
1) прозрачность;
3) запах;
2) хрупкость;
4) пластичность.
4. Укажите вещество с металлической связью.
1) кислород;
3) натрий;
2) азот;
4) водород.
5. Свойства веществ с металлической связью:
1) хрупкость;
2) пластичность, электропроводность;
3) металлический блеск;
4) пластичность, электропроводность, металлический блеск.
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Для всех металлов характерна металлическая связь.
2. Металлическая связь возникает между атом-ионами металла и свободными электронами.
3. Общие физические свойства металлов обусловлены металлической связью.
66
Глава первая. Атомы химических элементов
4. В молекулах металлов в парообразном состоянии возникает
ковалентная неполярная связь.
Домашнее задание
§ 13, выполнить задания № 3, 4 (с. 80); повторить § 6–11.
У р о к 11. Обобщение и систематизация знаний
по теме «Атомы химических элементов»
Цели урока: обобщить и систематизировать знания по основным вопросам темы «Атомы химических элементов»: строение
атома химического элемента, изотопы, строение электронных
оболочек атомов, электронные формулы, механизмы образования ковалентной неполярной связи, ковалентной полярной связи,
ионной связи, металлической связи; закрепить умения характеризовать химический элемент по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева и по строению атома, определять вид химической связи
в соединениях и объяснять механизм ее образования.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: применять полученные
знания в соответствии с задачей; раскрывать смысл важнейших
изученных понятий; составлять формулы бинарных соединений
по известной валентности; рассчитывать относительную молекулярную массу по формуле вещества, массовую долю элемента
в сложном веществе; определять вид химической связи по формуле
вещества; составлять схемы образования ковалентной полярной
и неполярной, ионной и металлической связей; метапредметные:
использовать знаковое моделирование; сравнивать, классифицировать, обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы, формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать
свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать в соответствии с изученными алгоритмами, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки самостоятельно; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; вести диалог
и участвовать в дискуссии; выражать и аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать добросовестное отношение
к учению и умение управлять своей познавательной деятельностью.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочные таблицы,
карточки с заданиями и эталонами ответов.
Урок 11. Обобщение и систематизация знаний
67
Ход урока
I. О
рганизационный момент
(Работа по обобщению пройденного материала осуществляется в парах, группах. Так ученики смогут лучше подготовиться
к контрольной работе на следующем уроке. В ходе работы учащиеся обсуждают теоретические вопросы, вместе с учителем
выполняют задания и оформляют ответы. Задания по вариантам
учащиеся выполняют самостоятельно. Ученикам предоставляется
возможность сверить свои решения с эталонами ответов, чтобы
убедиться в правильности выполнения заданий.)
II. Р
абота по теме урока
Задание 1. Тема «Состав атома. Основные характеристики элементарных частиц атома». Определите, какие величины, характеризующие строение атома и положение химического элемента
в периодической таблице, численно равны между собой. Буквы,
соответствующие правильным ответам, образуют название химического элемента, обнаруженного в 1868 г. астрономами Ж. Жансеном и Н. Локьером в солнечном спектре.
Строение атома
Заряд ядра
Число электронов в атоме
Число протонов в ядре
атома
Число электронов
в наружном слое
Число электронных слоев
Положение химического элемента
в Периодической системе Д.И. Менделеева
Порядковый
Номер
Номер
номер
периода
группы
Г
Е
Л
Е
З
В
Д
К
М
О
А
И
Р
Й
Я
Ответ: гелий.
Задание 2. Тема «Определение числа протонов, нейтронов
и электронов в атоме». Заполните таблицу по вариантам (работа
в паре). Взаимопроверка результатов.
Вариант 1
Знак
Название
Число
протонов
Число
нейтронов
Число
электронов
S
Аl
Si
Сера
Алюминий
Кремний
16
13
14
16
14
14
16
13
14
Глава первая. Атомы химических элементов
68
Вариант 2
Знак
Название
Число
протонов
Число
нейтронов
Число
электронов
P
К
Ca
Фосфор
Калий
Кальций
15
19
20
16
20
20
15
19
20
Задание 3. Тема «Виды химической связи». Заполните в тетради таблицу и ответьте на вопрос: в чем заключается единая
природа химической связи? (Связь имеет электрическую природу.)
Примеры
веществ
Вид связи
СвязыСвязываемые
ваемые
элементы
частицы
Механизм
образования связи
NaCl,
Li2O,
CaF2
Ионная
Металлнеметалл
H2, Cl2,
N2
Ковалентная неполярная
Ковалентная полярная
Один и тот Атомы Образование общих элекже элементтронных пар
неметалл
Разные
Атомы Образование общих
неметаллы
электронных пар со смещением их в сторону
атомов с большей ЭО
Металлы
Атом- Обобществление внеионы
шних электронов
CO2,
HCl,
OF2
Na, Mg, МеталлиAl
ческая
Ионы
Переход электронов
от атомов металлов
к атомам неметаллов
Задание 4. (Ученики работают в четырех группах.)
Определите тип химической связи в каждом из веществ ряда, разделите вещества из каждого ряда на четыре группы (по типу связи).
1. PCl3, N2, H2O, NaCl, Al, MgO, O2;
2. MgBr2, N2, Ca, HCl, I2, NaBr, PCl3;
3. KF, Fe, CaO, Cl2, SO2, Br2, K;
4. Zn, F2, CaO, H2, H2S, Mg, CO2.
Ответы
Вид химической связи
1-я группа
Ионная связь
Ковалентная
неполярная связь
Ковалентная
полярная связь
Металлическая связь
NaCl, MgO MgBr2, NaBr KF, CaO
N2, I2
Cl2, Br2
N2, O2
2-я группа
3-я группа
CaO
H2, F2
4-я группа
PCl3, H2O
PCl3, HCl
SO2
H2S, CO2
Al
Ca
Fe, K
Zn, Mg
Урок 11. Обобщение и систематизация знаний
69
Задание 5. Тема «Строение электронной оболочки атома».
S- и р-орбитали и их форма. Завершенные и незавершенные энергетические уровни. Схема строения атома и электронная формула
атома. Определение элемента по электронной формуле внешнего
энергетического уровня.
1. Составьте схему строения атома, электронную формулу
атома элемента:
а) № 17; (17Cl +17)2)8)7, +17Cl 2ē,8ē,7ē, электронная формула:
Cl,
1s22s22р63s23р5.)
+17
б) № 14; (14Si +14)2)8)4, +14Si 2ē,8ē,4ē, электронная формула:
Si,
1s22s22р63s23р2.)
+14
в) № 11; (11Na +11)2)8)1, +11Na 2ē,8ē,1ē, электронная формула:
Na,
1s22s22р63s1.)
+11
2. Определите химический элемент на основании электронной формулы его внешнего энергетического уровня: а) 2s 2р5;
(Фтор.) б) 2s22p3; (Азот.) в) 2s22p1. (Бор.)
Задание 6. Фронтальное обсуждение. Тема «ПСХЭ Д.И. Менделеева».
1. Что такое периодичность? Почему свойства химических
элементов в ПСХЭ Д.И. Менделеева повторяются периодически?
Как и почему изменяются свойства химических элементов:
а) в пределах периода;
б) в пределах главной подгруппы?
2. Дайте обоснованный ответ.
а) Усиление каких свойств наблюдается в ряду Na, Mg, Al,
Si, P? (Неметаллических.)
б) Ослабление каких свойств наблюдается в ряду Be, Mg,
Ca, Sr? (Неметаллических.)
3. Сравните: металлические свойства химических элементов
№ 19 и 37 (вариант 1); неметаллические свойства химических элементов № 8 и 7 (вариант 2).
4. Опишите пути завершения внешнего энергетического уровня: для атомов химических элементов – металлов; для атомов химических элементов – неметаллов.
5. Опишите пути завершения внешнего энергетического уровня химических элементов:
а) № 37; (Для завершения внешнего энергетического уровня
требуется либо отнять один электрон, тогда завершенным будет
4-й слой: 4s24p6, либо присоединить 7 электронов до завершения
5-го слоя.) б) № 12 (вариант 1); в) № 17 (вариант 2).
Задание 7. Фронтальное обсуждение. Тема «Механизм образования химической связи».
70
Глава первая. Атомы химических элементов
1. Что такое ионы? Как образуются положительно и отрицательно заряженные ионы? Чем отличается процесс образования иона от процесса образования изотопа?
2. Дайте определение ионной связи. Опишите механизм образования ионной связи.
3. Напишите схему образования химического соединения
с ионной связью по схеме: А0 + 2Б0 = А2+ Б2–. Выберите для
этого химические элементы из списка: кальций, хлор, фтор,
литий, сера, кислород, магний, фосфор. (Например, кальций
и хлор; соединение – хлорид кальция CaCl2.)
4. Составьте схему образования ионной связи между атомами
элементов: а) № 12 и 9 (вариант 1); б) № 3 и 16 (вариант 2).
Задание 8. Фронтальное обсуждение. Тема «ЭО атомов химических элементов».
– Как изменяется ЭО химических элементов в пределах:
а) одного периода; б) главной подгруппы?
Задание 9. Тема «Химическая связь».
1. Составьте схемы образования ковалентной связи: а) между
атомами элемента № 17, между атомами элементов № 7 и 1 (вариант 1); в) между атомами элемента № 7, между атомами элементов
№ 17 и 1 (вариант 2).
2. Определите вид химической связи в веществах: H2O, CuO,
N2, PH3, NaI, O3, Mn, H2. Дайте обоснованный ответ.
III. П
одведение итогов урока
(Учитель выставляет учащимся оценки за работу на уроке.)
Домашнее задание
1. Подготовить сообщение на тему «Металлы в жизни человека».
2. Подготовиться к контрольной работе по теме «Атомы химических элементов», повторить § 7–13.
3. Выполнить домашнюю самостоятельную работу. (Ученики выполняют работу на отдельных листах и на следующем
уроке сдают учителю на проверку.)
Домашняя самостоятельная работа
Вариант 1
1. Дайте характеристику элементам № 15 и 11 по их положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева и строению атома. Какая химическая связь может возникнуть между элементами № 15
и 11? (Ионная связь между металлом и неметаллом.)
2. Определите вид химической связи в веществах: H2S, Li2O,
K, S8, PCl5 , NaF, Fe. (H2S, PCl5 – ковалентная полярная;
Урок 12. Контрольная работа по теме «Атомы химических элементов»
71
Li2O, NaF – ионная; K, Fe – металлическая; S8 – ковалентная
неполярная.)
3. Составьте схему образования химической связи между элементами № 1 и 9.
4. Даны химические элементы: F, B, O, Li, N, C. Расположите
их в порядке усиления ЭО. (Li → B → C → N → O → F.)
Вариант 2
1. Охарактеризуйте элементы № 1 и 17 по их положению
в ПСХЭ Д.И. Менделеева, по строению атома. Какая химическая связь может возникнуть между элементами № 1 и 17?
(Ковалентная полярная связь между двумя неметаллами.)
2. Определите вид химической связи в веществах: Na2S, Сa, P4,
NH3, O2, LiBr, Mg. (Na2S, LiBr – ионная; Сa, Mg – металлическая; P4, O2 – ковалентная неполярная; NH3 – ковалентная
полярная.)
3. Составьте схему образования химической связи между элементами № 3 и 9.
4. Даны химические элементы: I, H, Ba, Si, As, Cs. Расположите их в порядке усиления ЭО. (Cs → Ba → H → Si → As → I.)
У р о к 12. Контрольная работа по теме
«Атомы химических элементов»
Цели урока: проверка знаний и умений учащихся, степени
усвоения ими учебного материала.
Тип урока: урок развивающего контроля.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения.
Планируемые результаты: предметные: самостоятельно применять знания, полученные при изучении темы; раскрывать
смысл важнейших изученных понятий; составлять формулы
бинарных соединений по валентности, определять валентность
по формуле; рассчитывать относительную молекулярную массу
по формуле вещества, массовую долю элемента в сложном веществе; определять вид химической связи по формуле; составлять
схемы образования ковалентной полярной и неполярной, ионной
и металлической связей; метапредметные: использовать знаковое
моделирование; сравнивать, классифицировать, обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы; иметь навыки самоконтроля, самооценки, принятия решений в учебной и познавательной
деятельности; письменно излагать материал; личностные: фор-
Глава первая. Атомы химических элементов
72
мировать ответственное отношение к учению, готовность к саморазвитию и самообразованию, иметь мотивацию к обучению.
Оборудование: карточки с заданиями, справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Контрольная работа по теме «Атомы химических элементов»
Вариант 1
1. Строение какого атома отображает схема: +х)2)8)4? (Кремния.)
2. Какой атом имеет заряд ядра + 8? (Атом кислорода.)
3. По два электронных слоя имеют атомы:
1) гелия и лития;
3) бора и кислорода;
2) бериллия и магния;
4) алюминия и натрия.
4. И азот, и фосфор имеют
1) одинаковое число электронов на внешнем электронном слое;
2) одинаковое число протонов в ядре;
3) одинаковое число нейтронов в ядре;
4) одинаковое число электронов в атоме.
5. Чем отличается ион кислорода от атома кислорода? Ответ
объясните. (Количеством электронов.)
6. Определите ряд элементов, расположенных в порядке усиления их металлических свойств.
1) литий, натрий, калий;
2) натрий, магний, алюминий;
3) водород, литий, бериллий;
4) кальций, магний, бериллий.
7. Ионная химическая связь образуется между:
1) кислородом и серой;
2) водородом и углеродом;
3) водородом и кислородом;
4) калием и фтором.
8. Соотнесите вид химической связи и вид атомов.
Вид связи
А. Ионная
Б. Ковалентная
полярная
В. Ковалентная
неполярная
Г. Металлическая
Атомы с данным видом связи
1. Атомы одного элемента – металла
2. Атомы одного элемента – неметалла
3. А
томы разных химических элементов –
неметаллов
4. А
томы элементов-металлов и элементовнеметаллов
Ответ: А – 4, Б –3, В – 2, Г –1.
Урок 12. Контрольная работа по теме «Атомы химических элементов»
73
9. Определите валентность элементов в соединениях с формулами: H2O; CuO; Al2O3; SO3; P2O5.
10. Подсчитайте по формуле P2O3 относительную молекулярную массу оксида фосфора, вычислите массовые доли химических
элементов P и O.
11. Какие из приведенных утверждений верны?
А. Физические явления сопровождаются изменением формы
тела, агрегатного состояния вещества. (Верно.)
Б. Плавление олова относится к химическим явлениям. (Неверно.)
12. Химический элемент – это
1) определенный вид одинаковых молекул;
2) определенный вид атомов;
3) простое вещество;
4) названия видов атомов.
13. Что является предметом изучения химии?
1) вещества;
2) тела;
3) тела и вещества;
4) вещества, их свойства, превращения и явления, сопровождающие эти превращения.
Вариант 2
1. Строение какого атома отображает схема: +х)2)6? (Кислорода.)
2. Какой атом имеет заряд ядра +16? (Атом серы.)
3. По два электрона на внешнем энергетическом уровне имеют атомы:
1) гелия и лития;
2) бериллия и магния;
3) бора и кислорода;
4) алюминия и натрия.
4. Натрий и хлор имеют:
1) одинаковое число электронных слоев;
2) одинаковое число протонов в ядре;
3) одинаковое число нейтронов в ядре;
4) одинаковое число электронов в атоме.
5. Какие ионы имеют электронные оболочки такие же, как
у инертного газа неона?
1) Li+ и F–;
2) Cl– и Na+;
3) F– и Na+;
4) F– и Cl–.
Глава первая. Атомы химических элементов
74
6. Определите ряд элементов, расположенных в порядке усиления их неметаллических свойств.
1) литий, натрий, калий;
2) сера, фосфор, кремний;
3) углерод, азот, кислород;
4) бор, алюминий, магний.
7. При помощи ковалентной полярной связи образовано вещество
1) О2;
2) BaCl2;
3) CO2;
4) K2O.
8. Соотнесите вид химической связи и вещества.
Вид связи
А. Ионная
Б. Ковалентная полярная
В. Ковалентная неполярная
Г. Металлическая
Вещества с данным видом связи
1. Хлорид фосфора
2. Оксид кальция
3. Цезий
4. Азот
Ответ: А – 2, Б –1, В – 4, Г –3.
9. Составьте формулы соединений следующих элементов: K,
Ba, Al, P(V), Mg с хлором, зная, что он в этих соединениях одновалентен. (KCl, BaCl2, AlCl3, PCl5, MgCl2.)
10. Подсчитайте по формуле P2O5 относительную молекулярную массу оксида фосфора, вычислите массовые доли химических
элементов P и O.
11. Какие из приведенных утверждений верны?
А. Все химические явления сопровождаются изменением
формы тела, агрегатного состояния вещества. (Неверно.)
Б. Пригорание масла во время приготовления пищи относится к химическим явлениям. (Верно.)
12. В каком ряду расположены только вещества?
1) поваренная соль, сахар, свеча;
2) вода, железо, сера;
3) медь, гвоздь, кислород;
4) кирпич, медная монета, стакан керамический.
13. Определите формы существования химического элемента.
1) свободные атомы;
3) простые вещества;
2) сложные вещества;
4) верно все перечисленное.
Домашнее задание
1. Подготовить сообщения на тему «Металлы в жизни человека».
2. Пользуясь научно-популярной литературой, подготовьте
сообщение по одной из тем: «Физические свойства металлов», «Роль металлов в технике», «Металлы в нашем доме».
Урок 13. Простые вещества – металлы
75
Глава вторая
ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА
У р о к 13. Простые вещества – металлы
Цели урока: обобщить знания о строении атомов металлов
и металлической связи, физических свойствах металлов; расширить представления о значимости металлов в жизни человека;
познакомить с характеристиками металла (твердость, хрупкость,
тягучесть, пластичность, температура плавления, плотность, электро- и теплопроводность); на примере олова познакомить с аллотропией и с относительностью деления элементов на металлы
и неметаллы; научить описывать физические свойства металлов.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, развития
критического мышления, информационно-коммуникационные,
развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий металлы, пластичность, теплопроводность, электропроводность, аллотропия; описывать положение элементов-металлов
в ПСХЭ Д.И. Менделеева; классифицировать простые вещества
на металлы и неметаллы; характеризовать общие физические
свойства металлов; устанавливать связи между строением атома
и химической связью в простых веществах – металлах; метапредметные: устанавливать причинно-следственные связи; составлять
сложный план текста; осуществлять наблюдение; получать информацию из различных источников; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять
отчет, включающий описание наблюдения, результаты, выводы;
строить речевые высказывания в устной и письменной форме,
аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать
познавательный интерес к изучению химии; иметь мотивацию
на получение новых знаний; формировать научное мировоззрение.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочная литература, коллекция «Металлы и их сплавы»; изделия из алюминия
(кружка, проволока, фольга), ложечки из алюминия, серебра, стали; колокольчик из металла; скальпель, стеклянная пластинка,
стаканы, пробирки, спиртовка; вода, раствор глюкозы, аммиачный раствор оксида серебра (I), натрий, белое и серое олово.
Глава вторая. Простые вещества
76
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Анализ результатов контрольной работы. Учитель обращает
внимание на ошибки учащихся и объясняет им правильное решение некоторых заданий. Затем предлагает ученикам сделать
работу над ошибками.)
III. И
зучение нового материала
1. Простые вещества – металлы
Семь металлов создал свет
По числу семи планет.
Дал нам Космос на добро
Медь, железо, серебро,
Злато, олово, свинец…
Сын мой, сера – их отец.
И спеши мой сын, узнать:
Всем им ртуть – родная мать.
– Ребята, вы прослушали стихотворение, в котором говорится о теме сегодняшнего урока. Сформулируйте тему урока.
(Ученики формулируют тему урока и делают сообщения
о значении металлов в жизни человека.)
Из 118 химических элементов периодической системы 95 химических элементов – металлы. (В учебнике на с. 81 приведены
не последние данные. В настоящее время открыты еще четыре
химических элемента. – Прим. ред.)
– Какие металлы вы знаете? (Железо, медь, цинк и др.)
Металлы играют большую роль в становлении цивилизации
на планете Земля. Примерно 7000–5000 лет до н. э., когда огонь
уже применяли для обработки руд, люди научились отделять металлы от примесей. Первыми металлами, используемыми человеком, были золото, серебро, ртуть, медь, железо, олово и свинец.
Эти элементы можно назвать «доисторическими», так как они
служили человеку еще до изобретения письменности. В древности
астрологи утверждали, что каждой планете на небе соответствует
свой металл на земле, например, красноватому Марсу – гремящее
в боях железо. Особыми знаками обозначали не только планеты,
но и «родственные» этим планетам металлы.
На часах человеческой истории каменный век сменился медным веком, а затем – бронзовым и железным. Сегодня, в век новейших технологий, металлы еще больше составляют фундамент
нашего общества. Без них не обходится ни автомобиле-, ни само-
Урок 13. Простые вещества – металлы
77
летостроение, ни строительство, ни производство бытовых изделий. Возьмем электрическую лампочку накаливания. В ней светится раскаленная проволочка из вольфрама, ток к которой ведут
провода из чистой меди. Патрон лампочки сделан из цинка, а ее
цоколь закреплен припоем – сплавом олова со свинцом и сурьмой.
В домашней аптечке хранится термометр, заполненный ртутью – единственным жидким металлом при обычных условиях.
Подойдем теперь к зеркалу – и увидим свое отражение в тончайшем слое металлического серебра, нанесенного на стекло. На кухне мы увидим кастрюлю из нержавеющей стали (сплав железа
и хрома), покрытую блестящим слоем никеля. Заглянем в электрический чайник. Его нагревательный элемент сделан из нихрома (сплав никеля и хрома) и упрятан в спиральный защитный
кожух – трубочку из сплава алюминия с магнием и медью или
из титана. Сахар в чашке будем размешивать ложкой из мельхиора – сплава меди и никеля. А сколько деталей из самых разных
металлов и сплавов в часах, телевизоре, калькуляторе, автомобиле!
Вспомним, каковы особенности строения атомов металлов.
Задание 1. Рассмотрите положение элементов-металлов
в ПСХЭ. Какие периоды содержат металлы? В каких группах они
расположены?
Вывод. Металлы в ПСХЭ расположены в левой нижней части от диагонали бор – астат, а также в четных рядах больших
периодов.
(Учащиеся выполняют задания самостоятельно в рабочих тетрадях, разбившись на группы.)
Задание 2. Определите распределение электронов по энергетическим уровням элементов: натрия, калия, рубидия, магния
и алюминия.
–– Как изменяются радиусы атомов элементов с ростом порядкового номера в периодах и группах? (Радиусы атомов
в периодах уменьшаются, а в группах – увеличиваются с ростом порядкового номера элемента.)
Задание 3. Какую химическую связь называют металлической?
Механизм ее образования покажите на примере атома натрия.
Ответ: Na0 – 1ē → Na+.
(Учащиеся записывают в тетради определения и выводы.)
Металлические элементы образуют простые вещества – металлы, для которых характерна металлическая связь. Металлическая
связь обусловливает общие физические свойства всех металлов:
металлический блеск, пластичность, ковкость, электро- и теплопроводность.
78
Глава вторая. Простые вещества
(Учитель проводит фронтальную беседу с комментариями.)
– Какие оптические свойства характерны для металлов? (Непрозрачность, металлический блеск, цвет.)
Если поверхность физического тела отражает солнечные
лучи, – мы видим его белым или блестящим. Свойство металлов
отражать световые лучи выражается в характерном металлическом блеске, который создают свободные электроны. «На первом месте» по блеску среди металлов – серебро, ртуть и палладий.
Способность серебра отражать световые лучи совершенна: свет
отражается в зеркалах от тоненького слоя серебра, нанесенного
на заднюю поверхность стеклянной пластины. Из ртути в Средние
века создавали венецианские зеркала. Многие металлы поглощают лучи примерно одинаково и поэтому видятся нам серебристо-серыми или серебристо-белыми. Два металла отличаются:
медь желто-красного цвета и золото – желтого. Условно металлы
делят на черные (железо и его сплавы) и цветные (все остальные
металлы).
Металлическое серебряное зеркало мы можем получить прямо
в классе.
(Учитель проводит реакцию «серебряного зеркала», слегка
нагревая раствор глюкозы с аммиачным раствором оксида серебра (I). На стенках пробирки появляется серебряный налет.)
2. Физические свойства металлов
–– Какие механические свойства характерны для металлов?
(Например, пластичность.)
Работаем с учебником.
(Учитель обращает внимание учащихся на текст учебника
на с. 82. Учащиеся выписывают в тетрадь понятие пластичности.)
Пластичность – свойство всех металлов. Обобществленные
электроны укрепляют связи в кристалле. Даже под ударами молота металлы не дробятся на куски (расплющиваются). Металлы
могут вытягиваться в тонкую проволоку. Самый пластичный металл – золото, 1 грамм его можно вытянуть в проволоку длиной
2 километра.
(Учитель показывает изделия из алюминия: кружку, проволоку, фольгу. Запись в тетрадях: пластичность и ковкость металлов
связана со способностью слоев кристаллической решетки смещаться
друг относительно друга.)
– Для металлов характерны электропроводность и теплопроводность? (Металлы проводят электрический ток и тепло.)
Такие свойства им обеспечивают обобществленные электроны. Лучшие проводники электричества и тепла – золото, серебро,
Урок 13. Простые вещества – металлы
79
медь и алюминий. Плохо проводят электрический ток и тепло
ртуть, свинец и вольфрам.
Опыт 1. В три стакана помещаем ложечки, изготовленные
из алюминия, серебра и стали. Нальем в стаканы горячую воду.
Определим, какая ложечка быстрее нагреется.
На практике очень важны физические свойства металлов:
плавкость, твердость и др. Металлы бывают легкоплавкие и тугоплавкие, легкие (плотность меньше 5 г/см3) и тяжелые (плотность
больше 5 г/см3).
(Учащиеся знакомятся с металлами из коллекции «Металлы
и сплавы», вместе с учителем работают с рис. 45 на с. 83, выписывают в тетрадь названия металлов, обозначая в скобках их плотности и температуры плавления.)
– Подумайте: почему из вольфрама сделана нить накаливания в лампочке, а ртутью наполняют термометр? (Вольфрам
тугоплавкий, ртуть жидкая.)
В широком диапазоне изменяется и твердость металлов.
Металлы бывают твердые и мягкие. Твердость металлов вошла
в поговорку. Про волевого, сильного человека говорят, что у него
«железный характер». Но в мире металлов «пальма первенства»
принадлежит хрому, который по твердости немного уступает
алмазу. Твердые металлы – это хром, титан, а мягкие – литий,
натрий, калий, олово. (Натрий настолько мягок, что его, как пластилин, режут ножом.)
Опыт 2. Разрезание ножом металлического натрия.
– Подумайте, на каком свойстве металлов основано их применение в производстве колоколов. Зачем на Руси в сплавы
для колоколов добавляли серебро и золото? (Металлы способны издавать при ударе звонкие звуки.)
Это свойство используется для изготовления колокольчиков
и колоколов. Самые звонкие металлы – золото, серебро, медь.
Густой, гудящий звон меди называют малиновым, в честь голландского города Малина, откуда церковные колокола вначале
привозили в Россию. Чистый, высокий и долгий звук имеют изделия из чистого золота.
Металлы могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Белое олово имеет металлический блеск, характерный для всех металлов, это металл. А серое олово не имеет
металлического блеска, это неметалл. Белое и серое олово – аллотропные видоизменения (модификации) элемента олова. Способность атомов одного химического элемента образовывать
несколько простых веществ называется аллотропией. Незнание
Глава вторая. Простые вещества
80
законов химии или невнимание к ним стало причиной гибели
Р. Скотта, отправившегося к Южному полюсу в 1912 г. Экспедиция потеряла горючее, которое хранилось в баках, запаянных оловом: при низкой температуре белое олово (металл) превратилось
в серое олово (неметалл) – порошок и рассыпалось.
IV. З
акрепление изученного материала
– Мы получили теоретические знания, а сейчас применим
их на практике. Выполним лабораторную работу, соблюдая
технику безопасности. Результаты оформим в тетради.
Лабораторная работа 5. Ознакомление с коллекцией металлов
(Ученики читают описание работы в учебнике на с. 84.)
Инструктивная карта по выполнению лабораторной работы
1. Внимательно рассмотрите образцы и установите, твердыми
или жидкими являются металлы.
2. О
пределите цвет каждого из металлов.
3. Поднесите образцы металлов на расстояние 10 см от лица
и, вдыхая воздух, определите запах металлов.
4. Несколько раз перегните образцы металлов и установите,
пластичны ли они?
5. Опустите образцы металлов в стакан с теплой водой на 10 с,
затем выньте их, протрите салфеткой и прикоснитесь образцами к тыльной стороне ладони. Что можете сказать о теплопроводности металлов?
–– По каждому из пунктов запишите результат.
Свойство металла
Медь
Алюминий
Железо
Агрегатное состояние
Цвет
Запах
Пластичность
Теплопроводность
–– Какой вывод о свойствах металлов вы сделаете?
Вывод. Металлы имеют общие свойства: они твердые, без запаха, проводят тепло, пластичны, имеют разный цвет.
(Ученики устно выполняют задания 1–3 из учебника на с. 85.)
– Вспомните пословицы, в которых упоминаются металлы.
(Куй железо, пока горячо. Не все золото, что блестит. Слово – серебро, молчание – золото. Железо ржа съедает, а завистливый от зависти погибает.)
В завершение темы прослушайте стихи о металле.
Урок 14. Простые вещества – неметаллы
81
Металл – это точность,
Металл – это прочность,
Скорость, высота,
Блеск и красота. <…>
Он в проводах несет нам свет,
Металл – коньки, велосипед,
Метро, трамвай, будильник,
Утюг и холодильник.
Е. Ефимовский
V. П
одведение итогов урока
1. На внешнем энергетическом уровне атомов металлов –
малое количество электронов: от одного до трех. Атомы
металлов имеют сравнительно большой атомный радиус.
В ПСХЭ Д.И. Менделеева металлические свойства элементов усиливаются к началу периода и к концу группы (главной подгруппы).
2. Металлическая связь обусловливает физические свойства
металлов: металлический блеск, пластичность, ковкость,
электро- и теплопроводность.
3. Кроме металлов и неметаллов существуют переходные элементы. Аллотропия – способность элемента существовать
в виде нескольких простых веществ.
Домашнее задание
1. § 14, выполнить задания 4, 5 (с. 85).
2. § 15, прочитать текст об олове (с. 90–91, рис. 51).
3. Подготовить краткие сообщения на темы: «Инертные газы»,
«Аллотропные видоизменения кислорода», «Аллотропные
видоизменения углерода», «Аллотропные видоизменения
фосфора».
У р о к 14. Простые вещества – неметаллы
Цели урока: закрепить знания о строении атомов-неметаллов,
о ковалентной связи в неметаллах, об их физических свойствах;
расширить представления о значимости неметаллов в жизни человека; познакомить со сравнительной характеристикой физических
свойств неметаллов и металлов; на примере кислорода, углерода,
фосфора закрепить понятие аллотропии; научить характеризовать
неметаллы по их положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева и по строению атома, описывать физические свойства неметаллов.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Глава вторая. Простые вещества
82
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, развития
критического мышления, информационно-коммуникационные,
развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: научиться давать
определения понятий неметаллы, аллотропия, аллотропные видоизменения; описывать положение элементов-неметаллов в ПСХЭ
Д.И. Менделеева; определять принадлежность неорганических
веществ к одному из изученных классов веществ; доказывать относительность деления простых веществ на металлы и неметаллы;
устанавливать причинно-следственные связи между строением
атома и химической связью в простых веществах-неметаллах;
объяснять многообразие простых веществ таким фактором, как
аллотропия; метапредметные: уметь сравнивать по аналогии,
составлять сложный план текста, проводить наблюдение, получать информацию из различных источников; формулировать
цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать
ошибки; оформлять отчет, включающий описание наблюдения,
его результаты, выводы; строить речевые высказывания в устной
и письменной форме, аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии; иметь мотивацию на получение новых знаний; формировать
научное мировоззрение, понимать значимость естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева; прибор для получения
газа; сера (крист.), красный фосфор, иод (крист.), бром, уголь
активированный, графит, перманганат калия, серная кислота
(конц.), оксид марганца (IV), соляная кислота, раствор иодида
калия, крахмальный клейстер.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Выполнение теста – вариант 1, устный ответ – вариант 2
Вариант 1
1. Среди перечисленных веществ укажите те, которые являются металлами.
1) Si;
3) B;
5) K;
7) S;
2) Be;
4) Al;
6) Ar;
8) Sn.
Урок 14. Простые вещества – неметаллы
83
2. Какое из утверждений неверно?
1) Все металлы обладают пластичностью, ковкостью.
2) Все металлы обладают металлическим блеском.
3) Все металлы обладают электропроводностью.
4) Все металлы – летучие вещества.
3. Какие из утверждений верны?
А. Атомы металлов имеют небольшое число электронов (1–3)
на внешнем уровне.
Б. Для металлов характерны два вида связи: ионная и металлическая.
1) верно утверждение А;
2) верно утверждение Б;
3) верны утверждения А и Б;
4) оба утверждения неверны.
4. Установите соответствие между металлом и его свойством.
Металл
А. W
Б. Ag
В. Os (Ir)
Г. Au
Свойство
1. Самый электропроводный
2. Самый тяжелый
3. Самый пластичный
4. Самый тугоплавкий
Ответ: А – 4, Б – 1, В – 2, Г – 3.
5. По электронным формулам определите два металла:
3) 1s22s22p5;
1) 1s22s22p4;
2 2 6 1
2) 1s 2s 2p 3s ;
4) 1s22s22p63s23p64s2.
6. Закончите предложения, выбрав правильные ответы.
У атома натрия на внешнем энергетическом уровне … (один)
электрон. У всех металлов имеется… (металлический) блеск.
Почти все металлы по агрегатному состоянию… (твердые). Все
металлы проводят … (электрический ток). Из металлов можно
вытянуть проволоку, так как они … (пластичные). Общность физических свойств металлов объясняется наличием у них … (обобществленных электронов).
Вариант 2
–– Назовите свойства металлов, описанных в стихотворениях.
Век железа был давно в зените,
Но уже у химиков в руках
Засверкал, как драгоценность, алюминий,
Этот легкий сказочный металл.
(Металлический блеск, легкость.)
Титан – химический реактор
И очень прочная броня,
84
Глава вторая. Простые вещества
Компрессор, рельсы, элеватор,
Конструкций легких кружева.
(Прочность, легкость.)
В железе есть стоны, кандальные звоны
И плач гильотинных ножей.
Шрапнельные пули жужжаньем плеснули
На гранях земных рубежей…
В железе есть ковкость, проворность и ловкость
Есть в танцах мозолистых рук.
Есть ток в наших жилах, в звенящих зубилах,
Вагранками спаянный круг.
(Прочность, ковкость.)
Посмотри! Блестящий чайник
И пузатый самовар
Тонким слоем покрывает
Никель – сказочный металл.
(Металлический блеск.)
Без медной электропроводки
Нам свет в квартире не включить,
И трансформатор без обмотки
Не мог бы технике служить.
(Электропроводность.)
Все знают, что в лампе обычной
Вольфрам – раскаленная нить.
Но вы металлурга спросите,
Легко ли его получить.
(Теплопроводность.)
III. И
зучение нового материала
1. Простые вещества – неметаллы
На прошлом уроке вы изучили тему «Металлы». Рассмотрим
теперь строение и свойства неметаллов.
(Учащиеся работают с учебником, ПСХЭ Д.И. Менделеева
и отвечают на вопросы.)
– Какое строение внешнего энергетического уровня имеют атомы элементов-неметаллов? Как они расположены
в ПСХЭ Д.И. Менделеева? (На внешнем электронном слое
у атомов неметаллов более 4 электронов, они расположены
в правом верхнем углу ПСХЭ.)
Проведите в ПСХЭ диагональ от бора до астата. Вы видите,
что все неметаллы сосредоточены в правом верхнем углу ПСХЭ
Д.И. Менделеева, а металлы – в нижнем левом углу, включая элементы побочных подгрупп III–VIII групп.
– Какова особенность строения атомов и молекул инертных
газов? (Завершенный внешний электронный слой, на котором
8 электронов.)
Урок 14. Простые вещества – неметаллы
85
(Ученики делают сообщение на тему «Инертные газы» или
зачитывают текст на с. 86–87.)
– Какой вид химической связи обусловливает физические
свойства неметаллов? (Ковалентная связь.)
– Прочитайте формулы простых веществ (рис. 46 на с. 86.)
(О-два, аш-два, хлор-два, бром-два, иод, це, це, эс.)
–– Какой вид химической связи в молекулах кислорода О2,
азота N2, хлора Cl2, брома Br2, иода I2? (Ковалентная неполярная связь.)
2. Физические свойства неметаллов
Рассмотрим физические свойства неметаллов.
Лабораторный опыт 6. Ознакомление с коллекцией неметаллов
(Ученики читают описание опыта в учебнике (с. 86), знакомятся с раздаточным материалом: серой, графитом и т. д., простыми веществами неметаллов: кислородом (заранее полученным),
бромом. Оформляют в тетрадях таблицу, в которой описывают
физические свойства металлов и неметаллов, используя данные
таблицы 3 на с. 91.)
Характеристика
Агрегатное состояние
Цвет
Металлический
блеск
Вид химической
связи
Состав
молекулы
Металлы
Неметаллы
Твердые,
Твердые – иод, сера, фосфор, графит (угртуть – жидлерод). Жидкие – бром. Газообразные –
кий металл
водород, кислород, азот, фтор, хлор, гепри н. у.
лий (большинство неметаллов)
СеребристоГрафит – черный, сера – желтый, фосбелый; медь – фор – красный и белый, иод – фиолетокрасный, зо- вый, бром – бурый, хлор – желто-зеленый
лото – желтый
Имеют
Не имеют, за исключением иода и графита
Металлическая
В твердом
состоянии одноатомные
Электро- Проводят
и тепло- электрипроводческий ток
ность
и тепло
Темпера- Бывают легтура плав- коплавкие
ления
и тугоплавкие
Ковалентная неполярная
Одноатомные (инертные газы), двухатомные (О2, N2, S8, Cl2, Br2, I2), трехатомные –
О3, четырехатомные – белый фосфор Р4
Не проводят электрический ток и тепло,
за исключением графита, кремния
Сера, tпл = 112,8 °C, азот, tпл = -210 °C,
иод, tпл = 113,5 °C, кислород, tпл = -218,8 °C,
фосфор (белый), tпл = 44,1 °C
86
Глава вторая. Простые вещества
– Характерно ли явление аллотропии для неметаллов?
(В природе в обычном состоянии существуют аллотропные
модификации – простые вещества кислорода, углерода, фосфора.)
– Чем являются простые вещества белое и серое олово? (Аллотропными видоизменениями олова.)
В атоме углерода на внешнем энергетическом уровне 4 электрона, как и у олова. Аллотропные видоизменения углерода: алмаз, графит, фуллерены и др.
(Учитель рассказывает об аллотропных модификациях фосфора и кислорода и показывает школьникам образцы красного
и белого фосфора.)
Аллотропия свойственна и таким химическим элементам, как
сера и кислород (О2 и О3).
(Обучающиеся делают сообщения по темам: «Аллотропные
видоизменения углерода», «Аллотропные видоизменения фосфора», «Аллотропные видоизменения кислорода».)
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 4, 5 из учебника на с. 92.)
Ответы
№ 4 (с. 92). В металлическом водороде – металлическая
связь. Металлический водород получен искусственным путем,
tпл = -259,19 °C. Кусок металлического водорода имеет металлический блеск, который доказывает наличие свободных электронов.
№ 5 (с. 92). При низких температурах устойчивая модификация белого олова превратилась в серое олово – рассыпающийся
порошок.
V. П
одведение итогов урока
(Формулирование основных выводов урока.)
1. В ПСХЭ Д.И. Менделеева неметаллы расположены ближе
к концу периода и к началу группы (главной подгруппы).
2. Внешний энергетический уровень у неметаллов близок к завершению.
3. Для неметаллов характерна ковалентная неполярная связь.
Кратность связи – один, два или три.
4. Неметаллы, в отличие от металлов, не обладают общими
физическими свойствами.
5. Для неметаллов характерно явление аллотропии.
Домашнее задание
§ 15, выполнить задания 1–3.
Урок 15. Количество вещества
87
У р о к 15. Количество вещества
Цели урока: сформировать знания о единицах количества
вещества (моль), молярной массе, взаимосвязи массы, числа частиц и количества вещества; научить вычислять молярную массу
по формуле соединения, массу вещества и число структурных частиц – по количеству вещества.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
и решать задачи с использованием понятий количество вещества,
моль, постоянная Авогадро, молярная масса; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач;
проводить наблюдение, формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной форме; аргументировать свою точку зрения;
личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии; иметь мотивацию на получение новых знаний; формировать
научное мировоззрение; понимать значимость естественно-научных и математических знаний для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочные таблицы,
карточки с заданиями.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учащиеся выполняют задания с последующей взаимопроверкой.)
Вариант 1
1. Относительная молекулярная масса фосфорной кислоты Н3РО4
1) 102;
2) 98;
3) 100;
4) 97.
2. Массовая доля хлора в перхлорате калия КClO4
1) 28,16%;
3) 46,21%;
2) 25,61%;
4) 39,21%.
Вариант 2
1. Относительная молекулярная масса оксида алюминия Аl2О3
1) 102;
2) 98;
3) 100;
4) 97.
Глава вторая. Простые вещества
88
2. Массовая доля серы в серной кислоте Н2SO4
1) 25,5%;
2) 45,61%;
3) 56,21%;
4) 32,65%.
III. И
зучение нового материала
1. Слово учителя
Понятие количества вещества – одно из основных в химии.
Единицей измерения количества вещества служит 1 моль (ммоль,
кмоль). Что же такое количество вещества?
(Учитель читает шуточное стихотворение «Занимательная химия» Л. Аликберова.)
Расскажу сегодня, что ли,
О зловредной роли моли.
Моль съедает шерсть и мех –
Просто паника у всех…
Ну а в химии – изволь!
Есть другое слово «моль»
Прост, как небо и трава,
Моль любого вещества.
Но трудна его дорога:
В моле так частичек много!
На самом деле 1 моль вещества содержит строго определенное число частичек. Дадим определение понятия. Моль – это такое количество вещества, в котором содержится 6 · 1023 частиц
(структурных элементов – молекул, атомов, ионов,то есть любых
частиц, из которых состоит данное вещество).
Количество вещества является основной физической величиной. Эту единицу назвали молем (обозначается латинской буквой «эн» n или греческой «ню» ν).
Рассмотрим схему.
1 моль любого вещества:
содержит 6 · 1023 частиц. Число 6 · 1023 называется числом
Авогадро в честь итальянского
ученого А. Авогадро и обозначается NA.
NA = 6 · 1023 частиц/моль.
Частицы – атомы, молекулы.
имеет массу, которая называется молярной массой.
Молярная масса обозначается буквой
М. Она численно равна относительной молекулярной массе вещества.
M = Mr.
Единицы измерения – г, мг, кг.
2. Работа в группах по выводу формул
1) Нахождение числа частиц, содержащихся в определенном количестве вещества.
1 моль H2O содержит 6 ∙ 1023 молекул. 2 моль H2O содержит …
(12 ∙ 1023) молекул.
0,5 моль H2O содержит … (3 ∙ 1023) молекул.
Урок 15. Количество вещества
89
Для того чтобы узнать число частиц (N), содержащихся
в определенном количестве вещества, учащиеся предлагают (выводят из рассуждения) формулу N = n · NA.
2) Нахождение количества вещества по известному числу частиц вещества.
–– Сколько моль содержит 18 · 1023 молекул? (3 моль.)
–– Сколько моль содержит 30 · 1023 молекул? (5 моль.)
N
.)
(Учащиеся выводят обратную формулу: n =
NA
3) Нахождение массы по известному количеству вещества.
1 моль H2O имеет массу, равную 18 г, так как Mr(H2O) = 18; 2 моль
H2O имеет массу … (36 г); 0,5 моль H2O имеет массу … (9 г).
(Ученики выводят формулу m = n · M.)
4) Нахождение количества вещества по известной массе вещества.
m
m
(Ученики выводят формулу n =
. Отсюда M = , где М –
M
n
молярная масса.)
Заполним таблицу.
n
n(H2O) = 1 моль
M
18 г/моль
m
18 г
n(Ca) = 0,1 кмоль
40 кг/кмоль
4 кг
n(CO2) = 1 ммоль
44 мг/ммоль
44 мг
Итак, мы установили взаимосвязь массы, числа частиц и количества вещества.
3. Решение задач
Задача 1. Сколько молекул содержится в 180 г Н2О?
Д а н о:
Формулы:
m(H2O) = 180 г n = m ;
M
N(H2O) – ?
N = n · NA
Р е ш е н и е:
М(H2O) = 18 г/моль;
NА = 6 · 1023 молекул;
m(H2O) = 180 г, то n = 10 моль.
N = 10 моль · 6 · 1023 молекул/моль = 6 · 1024 молекул.
О т в е т: N(H2O) = 6 · 1024 молекул.
Задача 2. Найдите массу 24 ∙ 1023 молекул Cl2.
Д а н о:
Ф о р м у л ы : Р е ш е н и е:
N(Cl2) = 24·1023
М(Cl2) = 71 г/моль;
N
n=
;
молекул
NА = 6 · 1023 молекул/моль;
NA
n = 24 · 1023 молекул : (6 · 1023 моm(Cl2) – ?
m=n·M
лекул/моль) = 4 моль;
Глава вторая. Простые вещества
90
m(Cl2) = 4 моль · 71 г/моль = 284 г.
О т в е т: m(Cl2) = 284 г.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1 (а), 2 (в), 3 (б) из учебника
на с. 95.)
V. П
одведение итогов урока
1. Один моль любого вещества содержит одинаковое число
структурных частиц (молекулы, атомы, ионы и др.), равное 6 · 1023, называемое числом Авогадро, или постоянной
Авогадро NA.
2. Молярная масса вещества – это масса 1 моль вещества. Единицы измерения: г/моль, кг/моль, мг/моль.
3. Взаимосвязь массы, числа частиц и количества вещества
N
выражается формулами: N = n · NA, n =
, m = n · M,
N
m
m
A
n=
,M = .
M
n
Домашнее задание
§ 16, выполнить задания 1 (б), 2 (а, б), 3 (а, в), 4 (с. 95).
У р о к 16. Молярный объем газов
Цели урока: сформировать знания о взаимосвязи объема
газа и его количества; научить вычислять количество вещества
по объему газа и молярному объему, используя единицы измерения молярного объема газов.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий молярный объем газов, нормальные условия; решать задачи
с использованием понятий количество вещества, молярная масса,
молярный объем газов, постоянная Авогадро; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач;
проводить наблюдение; составлять конспект текста; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать
по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной форме;
аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать
Урок 16. Молярный объем газов
91
познавательный интерес к изучению химии, научное мировоззрение; иметь мотивацию на получение новых знаний; понимать
значимость естественно-научных и математических знаний для
решения практических задач.
Оборудование: справочные таблицы, карточки с заданиями.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Ученики выполняют самостоятельную работу, учитель проверяет домашнее задание.)
Письменная самостоятельная работа
Заполните таблицу. Впишите в ячейки недостающие данные
о веществах. Укажите единицы измерения.
n
m
N
M
NА
2 моль N2
56 г
12 · 10 молекул
28 г/моль
6 · 10 молекул
4 моль C
48 г
23
24 · 10 атомов
12 г/моль
6 · 1023 атомов
1 моль СО2
44 г
6 · 1023 молекул
44 г/моль
6 · 1023 молекул
5 моль Р
155 г
30 · 1023 атомов
31 г/моль
6 · 1023 атомов
6 моль Аl
162 г
36 · 1023 атомов
27 г/моль
6 · 1023 атомов
8 моль B
88 г
48 · 1023 атомов
11 г/моль
6 · 1023 атомов
3 моль Н2SO4 294 г
24 · 10 молекул
98 г/моль
6 · 1023 молекул
2 моль СuО
12 · 1023 молекул
80 г/моль
6 · 1023 молекул
160 г
23
23
23
III. И
зучение нового материала
1. Слово учителя
–– Как называется масса 1 моль вещества? (Молярная масса.)
Существует и молярный объем. Объем 1 моль вещества называется молярным объемом. У жидких и твердых веществ молярный
объем зависит от их плотности.
(Учитель обращает внимание учеников на рис. 52 (а, б) на с. 96
учебника, где сравниваются объемы жидких, твердых и газообразных веществ.
Ученики делают вывод: объемы неодинаковы.)
Установлено, что 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л
при одинаковых условиях, например, нормальных. В химии принято называть нормальными условиями температуру 0 оС, давле-
Глава вторая. Простые вещества
92
ние 760 мм рт. ст. (101,3 кПа). Этот объем называется молярным
и обозначается Vm. Количество молекул в молярном объеме равно
6 · 1023.
(Ученики работают в группах.)
Рассмотрим взаимосвязь объема (V), количества вещества (n)
и молярного объема (Vm), выраженную в формулах:
V
V
V = Vm· n; n =
; Vm = .
n
Vm
– В каких единицах измеряется объем газов? (В л/моль.)
Vm = 22,4 л/моль. Объем 1 киломоля называют киломолярным
и измеряют в м3/кмоль. Vm = 22,4 м3/кмоль.
Миллимолярный объем равен 22,4 мл/ммоль.
2. Решение задач
Задача 1. Вычислите массу 5,6 л кислорода при н. у.
Д а н о:
V(О2) = 5,6 л
m(О2) = ?
Ф о р м у л ы : Р е ш е н и е:
n = 5,6 л : 22,4 л/моль = 0,25 моль;
V
n=
;
М(О2) = 32 г/моль;
Vm
m = 0,25 моль · 32 г/моль = 8 г.
m=n·M
О т в е т: m(О2) = 8 г.
Задача 2. Вычислите массу и объем, который занимают
1,2 · 1023 молекул азота N2.
Д а н о:
Ф о р м у л ы : Р е ш е н и е:
N(N2) = 1,2 · 1023 моn = 1,2 · 1023 молекул :
N
n
=
;
лекул
6 · 1023 молекул/моль =
NA
= 0,2 моль;
m(N2) = ?
m = n · M;
М(N2) = 28 г/моль;
V(N2) = ?
V = Vm · n
m(N2) = 0,2 моль · 28 г/моль = 5,6 г;
V(N2) = 22,4 моль/л · 0,2 моль = 4,48 л.
О т в е т: m(N2) = 5,6 г; V(N2) = 4,48 л.
IV. Закрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1 (в), 2 (б), 3 (аргон, хлор), 4 (а),
5 (а) из учебника на с. 98–99.)
V. П
одведение итогов урока
1. Объем 1 моль вещества называется молярным объемом (Vm).
2. У жидких и твердых веществ молярный объем зависит от их
плотности.
3. Молярный объем любого газа Vm = 22,4 л/моль, выражается
в л/моль, мл/ммоль, м3/кмоль.
Урок 17. Решение задач с использованием понятий
93
4. Формулы, выражающие взаимосвязь объема, количества
V
V
вещества и молярного объема: V = Vm · n; n =
; Vm = .
n
Vm
Домашнее задание
§ 17, выполнить задания из учебника по вариантам (с. 98–99):
вариант 1 – 1 (а), 2 (а), 3 (кислород), 4 (б), 5 (а), вариант 2 – 1 (б),
2 (в), 3 (озон), 4 (в), 5 (б).
У р о к 17. Решение задач
с использованием понятий: количество
вещества, постоянная Авогадро, молярная
масса, молярный объем газов
Цели урока: продолжить формирование понятий количество
вещества, моль, молярная масса, число Авогадро, молярный объем,
закон Авогадро, выявить их взаимосвязь, использовать их при решении задач, закрепить навыки решения задач.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: решать задачи с использованием понятий количество вещества, молярная масса,
молярный объем газов, постоянная Авогадро; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач;
формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения;
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения
и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии, научное
мировоззрение; иметь мотивацию на получение новых знаний;
понимать значимость естественно-научных и математических
знаний для решения практических задач.
Оборудование: весы с разновесами, мерный цилиндр, химический стакан, столовая ложка, фильтровальная бумага, чашка
Петри, одноразовые стаканчики, салфетки, формулы на магнитной доске, таблицы «Весы» и «Мерный цилиндр»; сахар, вода,
минеральная газированная вода.
Глава вторая. Простые вещества
94
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
О, физика – наука из наук!
Все впереди! Как мало за плечами!
Пусть химия нам будет вместо рук.
Пусть станет математика очами.
Не разлучайте этих трех сестер
Познания всего в подлунном мире,
Тогда лишь будет ум и глаз остер
И знанье человеческое шире.
М. Алигер
Эти строки раскрывают связь химии с другими естественными науками. Из уроков физики и математики вы узнали, что для
изучения окружающего мира недостаточно только наблюдать
и описывать явления и предметы, необходимо их характеризовать также количественно. Из курса физики известно определение
физической величины: физическая величина – это определенная
характеристика тела, которая может быть измерена.
1. Фронтальный опрос
– В каких единицах измеряются физические величины?
– С какой новой физической величиной вы познакомились?
– Что такое количество вещества?
– В каких единицах измеряется количество вещества?
– Что подразумевается под понятием структурная единица
вещества?
– Сколько структурных единиц содержится в 1 моль?
– Что означает число Авогадро?
– Как можно определить количество вещества?
– Что такое молярная масса и как она соотносится с относительной молекулярной массой?
– Что такое молярный объем?
(Пока учащиеся отвечают на вопросы, другие ученики у доски
вычисляют молярные массы веществ: N2O5, СО2, CaCO3.)
2. Теоретическое исследование
(Учащиеся работают в группе.)
Задача 1. В стратосфере на высоте 20–30 км находится слой
озона О3, защищающий Землю от ультрафиолетового излучения
Солнца. Если бы не «озоновый экран» в атмосфере, то фотоны
с большой энергией достигали бы поверхности земли и уничтожали на ней все живое. Подсчитано, что в среднем на каждого
землянина приходится по 10 моль атмосферного озона.
Урок 17. Решение задач с использованием понятий
95
–– Сколько молекул О3 и какая масса озона приходится в среднем на одного жителя Земли? (6 ∙ 1024 молекул, 480 г озона.)
Задача 2. Рассчитайте объем, который занимает (при н. у.)
порция газа, необходимого для дыхания, если в этой порции содержится 2,69 ∙ 1022 молекул. Какой это газ? (1,12 л, кислород.)
(Учащиеся, решившие задачи, проводят взаимопроверку и самопроверку: решение приведено на доске.)
3. Практическое исследование
Проведем исследование по практическому применению изучаемых величин. Для определения n возьмем величины m и NA. Мы
каждый день употребляем сахар, например, когда пьем чай. Как вы
думаете, какое количество вещества сахарозы, из которого состоит рафинад, вы выпиваете с чаем? Сколько молекул содержат эти кусочки?
1. На столах в чашках Петри по одному кусочку сахара-рафинада. Определим количество вещества в рафинаде. Для определения
n мы должны знать массу m, т. е. взвесить сахар. Молярная масса
сахарозы M = 342 г/моль. Взвесив кусочек, определим количество
вещества сахарозы в одном кусочке по формуле: n = m : M. Вычислим число молекул в кусочке рафинада по формуле: N = n ∙ NA.
2. Вода играет огромную роль в нашем организме. Предположим, что в день вы выпиваете 2000 мл воды (V(H2O) = 2000 мл).
Какое количество вещества и число молекул соответствует этому
объему? Плотность воды: ρ = 1 г/мл. Найдем массу выпитой воды
по формуле m = ρ · V.
Чтобы ответить на эти вопросы, проведем измерения и расчеты. Оформим результаты в таблицах.
Определение количества вещества и числа молекул сахарозы
Формула Масса кусочка
сахарозы
сахарозы, г
Молярная
масса сахарозы, г/моль
Число
молей
в 1 кусочке
Число
молекул
в 1 кусочке
С12Н22О11 m(С12Н22О11) = М(С12Н22О11) =
N = n · NA;
n = m;
=7
= 342
N = 0,02 · 6 · 1023 =
M
n = 7 : 342 = = 1,2 · 1022
= 0,02
Определение количества вещества и числа молекул воды
Формула
воды
H2O
Объем и масса
выпитой воды
(ρ = 1 г/мл)
Молярная
масса воды,
г/моль
Число молей
в воде
Число
молекул в воде
V(H2O) = 2000 мл М(H2O) = 18 n = m ;
N = n · NA;
m(H2O) = 2000 г
N = 111 · 6 · 1023 =
M
n = 2000 : 18 = = 6,7 · 1025
= 111
96
Глава вторая. Простые вещества
Вывод. Зная массу вещества и его объем, можно найти количество вещества n, а затем определить m, N, V.
4. Решение задач
1. Сколько стоит 1 моль поваренной соли (NaCl), если 1 кг
стоит 8 руб.? (Решение: 1 кг = 1000 г, M(NaCl) = 58,5 г/моль,
n = 1000 : 58,5 = 17 моль, x = 17 ∙ 8 = 136 руб.)
Ответ: 136 руб.
2. Определите количество углерода, содержащегося в самом
крупном в мире алмазе «Куллинан» в 3106 каратов, если 1 карат –
это 0,2 г. (Решение: m(C) = 0,2 · 3106 = 621,2 г, M(C) = 12 г/моль;
n = 621,2 : 12 = 51,77 моль.)
Ответ: 51,77 моль.
Домашнее задание
1. Повторить § 14–17.
2. Выполнить дома самостоятельную работу.
Домашняя самостоятельная работа
Вариант 1
1. Сколько моль составляют 6,2 г белого фосфора P4?
2. Найти количество вещества и массу 1,2 · 1023 молекул водорода.
Вариант 2
1. Сколько моль составляют 5,6 г железа?
2. Найти количество вещества и число молекул, составляющих
6,4 г кислорода.
Вариант 3
1. Сколько моль составляют 14,2 г хлора Cl2?
2. Найти число молекул и массу 0,4 моль водорода.
Вариант 4
1. Сколько моль составляют 5,6 г кремния?
2. Найти количество вещества и массу 2,4 · 1023 молекул кислорода.
У р о к 18. Обобщение и систематизация знаний
по теме «Простые вещества»
Цели урока: выявить степень усвоения материала по теме
«Простые вещества» и умение применять полученные знания
на практике.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Урок 18. Обобщение и систематизация знаний по теме «Простые вещества»
97
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий степень окисления, валентность; сравнивать валентность и степень окисления; составлять формулы бинарных соединений; называть бинарные соединения по формулам; применять полученные знания в соответствии с решаемой задачей;
классифицировать простые вещества на металлы и неметаллы;
характеризовать общие физические свойства металлов; устанавливать причинно-следственные связи между строением атома
и химической связью в простых веществах – металлах; решать
задачи с использованием понятий количество вещества, молярная
масса, молярный объем газов, постоянная Авогадро; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения
задач; сравнивать, классифицировать, обобщать, устанавливать
аналогии, делать выводы; понимать, интерпретировать и преобразовывать информацию в различных формах; формулировать
цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану,
сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной форме; вести диалог
и участвовать в дискуссии; выражать и аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать добросовестное отношение
к учению и умение управлять собственной познавательной деятельностью.
Оборудование: карточки с заданиями, справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. Р
абота по теме урока в игровой форме
(Класс делится на команды по 5–6 человек. Каждая команда
выбирает капитана.)
Обобщить и систематизировать знания по теме «Простые вещества» нам предстоит, участвуя в увлекательных конкурсах, в результате которых мы определим команду-победителя, набравшую
наибольшее число баллов.
Порядок работы
1. Каждая команда составляет по предложенному алгоритму
свою часть общего конспекта на ватмане, используя маркеры.
2. В команде проговаривают свою часть опорного конспекта
и выбирают того, кто будет его защищать перед классом.
3. Каждая команда свою часть опорного конспекта вывешивает на доске (по схеме расположения).
98
Глава вторая. Простые вещества
4. По мере составления общего конспекта каждый учащийся
записывает общий конспект у себя в тетради, сделав предварительно заготовку схемы.
5. Когда конспект готов, учитель проговаривает его полностью
еще раз.
6. Затем весь конспект проговаривается в команде.
(На выполнение этого задания отводится 20 мин.)
1. Составление опорных конспектов
Алгоритм работы для команды 1 по теме «Металлы и неметаллы в ПСХЭ»
1. Изобразить схематично ПСХЭ, указав номера групп.
2. Стрелками указать направление увеличения номеров групп
и номеров периодов.
3. Расположить в схеме знаки элементов-неметаллов B, Si,
As, Te, At.
4. Провести диагональную границу и указать положение металлов и неметаллов.
5. Металлы – черным цветом, неметаллы – красным.
Алгоритм работы для команды 2 по теме «Металлы»
1. Записать схему проявления металлических свойств (в общем виде и на примере металла Ca).
2. В ыделить в схеме единицу структуры металла (атом),
влияющую на свойства.
3. Перечислить физические свойства металлов.
Алгоритм работы для команды 3 по теме «Неметаллы»
1. Записать схему проявления неметаллических свойств.
2. Записать схему образования ковалентной неполярной связи
на примере галогенов (в общем виде).
3. Перечислить физические свойства неметаллов.
Алгоритм работы для команды 4 по теме «Аллотропия»
1. Составить схему «Аллотропия и ее причины».
2. Привести и записать примеры аллотропных модификаций.
3. Элемент-металл олово Sn образует две аллотропные модификации – белое и серое олово. Описать свойства этих
модификаций и внести их в схему. Сделать вывод об отсутствии четких границ в аллотропии веществ с металлическими и неметаллическими свойствами.
Алгоритм работы для команды 5 по теме «Количество вещества»
1. Записать определения понятий количество вещества, моль
и вывод об их взаимосвязи.
Урок 18. Обобщение и систематизация знаний по теме «Простые вещества»
99
2. Записать формулу, показывающую связь между числом
структурных частиц вещества (N) и его количеством (n).
Выделить число Авогадро NA.
3. Записать формулы, показывающие связь между массой (m)
и количеством вещества (n).
4. Выделить формулы для расчета молярной массы (M) и молярного объема (Vm).
5. Записать формулы, показывающие связь между объемом
и количеством вещества.
2. Контроль знаний. Блиц-турнир для команд
За каждый первый предложенный правильный ответ команда
(группа) получает 1 балл.
1. Какие вещества называются простыми? (Состоящие из одного элемента.)
2. Какие вещества называются сложными? (Состоящие из двух
и более элементов.)
3. Как называется химическая связь между ионами? (Ионная.)
4. Произнесите символ химического элемента меди. (Купрум.)
5. Назовите связь, возникающую между атомами посредством
образования общих электронных пар. (Ковалентная.)
6. Какова относительная молекулярная масса водорода? (Равна 2.)
7. Содержание какого элемента – кислорода или водорода –
больше в воде по числу атомов? (Водорода.)
8. Назовите аллотропные модификации элемента кислорода.
(Озон и кислород.)
9. Определите значение молярного объема газов при н. у.
(22,4 л.)
10. К
акова единица измерения количества вещества? (Моль.)
11. Какие условия называются нормальными? (Температура
0 оС, давление 101,3 кПа = 1 атм = 760 мм рт. ст.)
12. Как называется явление, при котором атомы одного элемента могут образовывать несколько простых веществ?
(Аллотропия.)
13. Каково значение постоянной Авогадро? (6,02 ∙ 1023 частиц.)
14. С
колько весит 1 моль кислорода? (32 г.)
15. Н
азовите единицу измерения молярной массы. (Г/моль).
16. Какие простые вещества, обладающие теплопроводностью,
электропроводностью, металлическим блеском и ковкостью, вы знаете? (Металлы.)
100
Глава вторая. Простые вещества
3. Конкурс «Расчетный»
Команды решают задачи, делают взаимопроверку. Учитель
подсчитывает количество правильно решенных задач у каждой
команды. Задача оценивается в 1 балл.
Задачи
1. Анатолий Петрович положил в карман 10 моль алюминия.
На сколько граммов увеличился вес Анатолия Петровича?
(Ответ: на 270 г.)
2. У Сергея в кармане лежит железный гвоздь, который весит
8,4 г. Сколько молей железа в кармане у Сергея? (Ответ:
0,15 моль.)
3. Серебряные серьги Людмилы весят 5 г. Сколько атомов серебра носит Людмила? (Ответ: 0,27 · 1023 атомов.)
4. Восьмиклассник Костя зашел в магазин и попросил продавщицу продать ему 10 молей поваренной соли. Что ответила Косте продавщица? Помогите продавщице выполнить
просьбу Кости! (Ответ: 585 г.)
4. Конкурс «Эрудит»
(Учитель задает вопросы. Каждый правильный ответ приносит командам 1 балл.)
1. Когда этот металл был впервые получен в чистом виде, он
ценился дороже золота. Столовые приборы из серебра и золота по сравнению с ложками и вилками из этого металла
считались дешевыми. Сегодня стоимость подобных столовых приборов мала. Что это за металл? (Алюминий.)
2. Во времена похода Александра Македонского в Индию
офицеры его армии гораздо реже болели желудочно-кишечными заболеваниями, чем солдаты. Еда и питье у них
были одинаковые, но посуда разная. Как вы думаете,
из какого металла была изготовлена посуда для офицеров?
(Из серебра.)
3. Единственным источником этого металла, до тех пор пока
его не научились выплавлять из руды, были меториты. Какой металл входит в состав метеоритов? (Железо.)
Семь металлов создал свет
4.
По числу семи планет:
Медь, железо, серебро…
Дал нам Космос на добро.
Злато, олово, свинец…
Сын мой, сера – их отец.
А еще ты должен знать
Всем им ртуть – родная мать.
Урок 19. Степень окисления
101
Назовите планеты, соответствующие металлам. (Марс – железо, Юпитер – олово, Венера – медь, Сатурн – свинец, Меркурий –
ртуть, Луна – серебро, Солнце – золото.)
5. Задание для Капитанов
Пес Булька стащил у доктора Пилюлькина и съел упаковку
глюкозы. Обеспокоенный охотник Пулька пришел проконсультироваться – не произойдет ли в Булькином организме каких-нибудь нежелательных реакций? Оказалось, что глюкоза не ядовита,
имеет формулу C6H12O6 и представляет собой сладкий белый порошок, являющийся питательным веществом. Попробуйте дать
характеристику глюкозе по плану: качественный состав, количественный состав, относительная молекулярная масса, массовые
доли элементов.
III. П
одведение итогов урока
Побеждает команда, набравшая наибольшее количество баллов. Всем учащимся выставляют оценки. Отмечаются лучшие
игроки команд.
Домашнее задание
§ 14–17, повторить.
Глава третья
СОЕДИНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ
ЭЛЕМЕНТОВ
У р о к 19. Степень окисления
Цели урока: актуализировать знания о строении атомов металлов и неметаллов, проявлении ими металлических и неметаллических свойств и образовании ковалентной, ионной и металлической связей; сформировать знания о степени окисления (с. о.)
атомов в составе бинарных соединений, номенклатуре бинарных
соединений; научить определять с. о. элементов, составлять формулы бинарных соединений по с. о. элементов, называть бинарные соединения, применяя химическую номенклатуру.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, развития
критического мышления, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий степень окисления, валентность, бинарные соединения;
102
Глава третья. Соединения химических элементов
сравнивать валентность и степень окисления; называть бинарные
соединения по формулам; определять с. о. атомов в бинарных соединениях; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; уметь обобщать, устанавливать
аналогии, делать выводы; формулировать цель урока и ставить
задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной форме; выражать и аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать умение управлять
собственной познавательной деятельностью.
Основные понятия: степень окисления, бинарные соединения.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, ряд ЭО, кодотранспаранты с алгоритмами определения с. о. элементов в бинарных
соединениях и составления бинарных соединений по с. о. элементов.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учитель анализирует результаты домашней самостоятельной
работы, акцентирует внимание учащихся на ошибках, допущенных в ней, и объясняет решение некоторых заданий.)
III. И
зучение нового материала
1. Понятие степени окисления
Давайте начнем урок с поваренной соли. Как влияет поваренная соль на организм? Влияние соли на организм человек заметил
очень давно. Недаром в пословицах ее ставят наравне с хлебом.
«Хлеб да соль», – главное пожелание добра у русского человека.
А еще говорят: «Чтобы узнать человека, надо с ним съесть пуд
соли».
–– А за какое время можно съесть пуд соли? (В год человек потребляет примерно 6,5 кг соли. Пуд – это 16 кг. Значит, на
употребление пуда соли понадобится: 16 : 6,5 = 2,5 года.)
– Как влияют составляющие соль элементы натрий и хлор
на организм? (Они необходимы для жизнедеятельности организма.)
Простое вещество натрий – это щелочной металл. Его хранят,
как Кощееву смерть, «под семью замками». Натрий держат под
слоем керосина в стеклянной банке, стеклянная банка хранится
в жестяной (на дне которой асбестовая крошка), а банка в сей-
Урок 19. Степень окисления
103
фе – и все потому, что натрий слишком активно реагирует с водой
и с воздухом. Простое вещество хлор использовалось как отравляющее вещество во время Первой мировой войны. Так почему
же поваренная соль проявляет совсем другие свойства?
Соль хлорид натрия образована элементом-металлом и элементом-неметаллом. Атом натрия отдает атому хлора один электрон с внешнего энергетического уровня. Образуется положительно заряженный ион натрия: Na0 – ē → Na+. Атом хлора принимает
один электрон на внешний энергетический уровень, образуется
отрицательно заряженный ион хлора: Cl0 + ē → Cl–. Хлорид натрия
состоит из ионов.
– Какой вид связи в молекуле хлорида натрия? (Ионная связь.)
Схема образования ионного соединения: Na0 + Cl0 → Na+Cl–.
Заряд иона натрия +1, заряд иона хлора –1.
Вспомним, как образуется ковалентная полярная связь в молекуле хлороводорода.
δ+ δ–
H + Cl →
H
Cl
– Какие заряды приобретут атомы водорода и хлора, если
электрон от атома водорода полностью перейдет к хлору?
(Атомы хлора и водорода получат условные заряды +1 и –1:
H+1Cl–1.)
Условные заряды атомов в соединениях с ковалентной полярной связью называют степенью окисления (с. о.). С. о. – очень
важное понятие в химии.
Запомните! Степень окисления – это условный заряд атомов
химического элемента в соединениях, вычисленный на основе
предположения, что все соединения состоят из ионов.
Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значения, которые обычно указывают над символом
химического элемента или сверху справа от него.
2. Составление формул бинарных веществ. Определение степени
окисления элементов
Благодаря ковалентной полярной и ионной связям образуются сложные соединения, состоящие из двух элементов (от лат.
би – два). Такие вещества называются бинарными, или двухэлементными. Например, бинарные соединения с ионной связью –
NaCl, K2S, бинарные соединения с ковалентной полярной связью – H2O, NH3, HCl.
104
Глава третья. Соединения химических элементов
Отрицательную с. о. имеют атомы химических элементов,
которые принимают электроны от других атомов (ионная связь)
или к которым смещены общие электронные пары (ковалентная
полярная связь). У неметаллов с. о. (отрицательная) вычисляется
так: из восьми вычесть номер группы ПСХЭ, в которой находится
данный элемент. Нулевая с. о. элемента характерна для свободных
атомов и соединений с неполярной ковалентной связью. Положительную с. о. имеют все металлы главных подгрупп I–III групп
ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Заметим, что с. о. у химических элементов может быть постоянной и переменной. Например, атом кислорода может иметь
степень окисления +2, 0 и –2, атом марганца +2, +4, +6, +7.
Алгоритм определения степени окисления химических элементов
в бинарных соединениях
1. Определяем более электроотрицательный элемент в соединении и его степень окисления.
2. Следует помнить! В соединениях сумма степеней окисления
всех химических элементов всегда равна нулю.
3. Зная степень окисления одного из элементов в бинарном
соединении, всегда можно вычислить степень окисления
другого элемента.
4. Следует помнить! Степень окисления кислорода, как правило, равна –2 (только в соединении со фтором +2), степень
окисления водорода, как правило, равна +1 (только в соединениях с активными металлами –1).
– Какова степень окисления хлора в соединении Cl2O? (Ответ. Более электроотрицательным элементом в этом соединении является кислород. Его степень окисления –2,
O–2 сумму
а степень окисления хлора +х. В соединении Cl+х
2
степеней окисления приравняем к нулю: (+х) · 2 + (–2) = 0.
В полученном уравнении с одним неизвестным находим х:
+2х = 2, х = +1. Степень окисления хлора в соединении +1:
Cl2+1O–2.)
Алгоритм составления формул бинарных соединений по степени
окисления химических элементов
1. Записываем степень окисления химических элементов.
2. Следует помнить! На первом месте в формуле соединения,
как правило, записываем менее электроотрицательный элемент.
3. Зная степень окисления химических элементов в бинарном
соединении, определяем наименьшее общее кратное для
них и находим индексы.
Урок 19. Степень окисления
105
4. Составляем формулу соединения и проверяем ее, учитывая,
что в соединении сумма степеней окисления всех химических элементов всегда равна нулю.
– Составьте формулу соединения кальция с азотом. (Ответ.
С. о. кальция +2, с. о. азота –3. Ca+2
Ny–3. Наименьшее обx
щее кратное – 6. Тогда 6 : 2 = 3, т. е. в молекуле 3 атома Ca,
x = 3. Здесь 6 : 3 = 2, т. е. 2 атома N, y = 2. Формула соединения: Ca+2
N2–3.)
3
Чтобы ученые разных стран понимали друг друга, французские химики А. Лавуазье, А. Фуркруа, Л. Гитон де Мерво и К. Бертолле в 1785 г. создали единую терминологию и номенклатуру
веществ. В настоящее время Международный союз теоретической
и прикладной химии (ИЮПАК) предлагает рекомендации по номенклатуре веществ и терминологии, используемой в химии.
Алгоритм составления названий бинарных соединений
1. Первое слово обозначает более электроотрицательный атом
неметалла. Его латинское название с суффиксом -ид ставится в именительном падеже. Например, хлорид.
2. Второе слово – менее электроотрицательный металл или
другой элемент, название которого ставим в родительном
падеже, с указанием с. о., если она переменная. С. о. – римскими цифрами, например железа (III). Название соединения: хлорид железа (III).
– Дайте названия соединениям Ca3N2, FeCl3, MnO2. (Ответ.
Ca3N2 – нитрид кальция, Fe+3Cl3– – хлорид железа (III) (читаем: хлорид железа три), Mn+4O2–2 – оксид марганца (IV)
(читаем: оксид марганца четыре).)
Иногда число атомов элементов обозначают при помощи названий числительных на греческом языке: один – моно, два – ди,
три – три, четыре – тетра, пять – пента, шесть – гекса и т. д., например, Mn+4O2–2 – диоксид марганца, или оксид марганца (IV),
С+2О–2 – монооксид углерода, или оксид углерода (II), С+4О2–2 –
диоксид углерода, или оксид углерода (IV), N2+5O–2
– пентаоксид
5
азота, или оксид азота (V).
IV. З
акрепление изученного материала
(Учитель дает учащимся проверочные задания.)
Задание 1. Определите с. о. элементов в соединениях и назовите эти вещества:
1) Cl2O, Mn2O7, P2O5, CaO, Na2O (на доске).
2) HCl, NH3, CH4, LiH, PH3, NaH (самостоятельно).
3) CaS, Al2S3, K2S, MgS, Li2S (проверка в парах).
4) NaCl, AlCl3, ZnCl2, KCl, BaC2 (контрольное задание).
106
Глава третья. Соединения химических элементов
Задание 2. Составьте формулы соединений элементов K, Mg,
Al с кислородом (K2O, MgO, Al2O3), хлором (KCl, MgCl2, AlCl3),
серой (II) (K2S, MgS, Al2S3).
Задание 3. Составьте синквейн на тему «Степень окисления».
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся формулируют основные выводы урока.)
1. Вещества, образованные двумя химическими элементами,
называются бинарными соединениями.
2. Степень окисления элементов – это условный заряд, который приобретают химические элементы в соединении,
вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Элементы могут иметь отрицательную, положительную и нулевую степень окисления.
Степень окисления химических элементов может быть постоянной и переменной.
Домашнее задание
1. § 18, выполнить задания 2 (а–в), 3, 5 (с. 106).
2. Подготовить сообщения о бинарных соединениях: о воде,
углекислом газе, оксиде кремния.
У р о к 20. Важнейшие классы
бинарных соединений. Оксиды
Цели урока: сформировать представления о классах бинарных
соединений: оксидах, их составе и номенклатуре; познакомить
с некоторыми бинарными соединениями, их нахождением в природе и с физическими свойствами, значением в жизни человека
и применением; научить составлять формулы оксидов металлов,
оксидов неметаллов и называть их, определять по составу соединения его принадлежность к классу оксидов.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, интерактивные, информационно-коммуникационные, развития
исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия оксиды, определять принадлежность неорганических
веществ к классу оксидов по формуле, валентность и степень
окисления элементов в оксидах; описывать свойства отдельных
представителей оксидов; составлять формулы и названия оксидов;
метапредметные: использовать знаково-символические средства
Урок 20. Важнейшие классы бинарных соединений. Оксиды
107
для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение, формулировать
цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану,
сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять отчет с описанием эксперимента, его результатов
и выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной
форме; выражать и аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать умения грамотного обращения с веществами
в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных знаний для решения практических задач; формировать экологическую культуру.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, карточки с заданиями;
образцы оксидов из коллекции: оксид кальция, оксид кремния,
оксид алюминия, оксид железа (III); вода.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учащиеся выполняют самостоятельную работу, в это время
учитель проверяет домашнее задание. Затем проводит опрос-беседу.)
– Какие соединения называют бинарными? (Состоящие
из двух элементов.)
– Как определить с. о. у металлов и у неметаллов? (У металлов с. о. равна номеру группы, у неметаллов – 8 минус номер
группы ПСХЭ.)
– Запишите формулы хлорида магния, сульфида меди (II),
бромида калия. (MgCl2, CuS, KBr.)
– Дайте названия бинарным соединениям: СО2, КСl, Р2О5,
КН. (Углекислый газ, хлорид калия, оксид фосфора, гидрид
калия.)
III. И
зучение нового материала
– На доске написаны формулы веществ. Давайте прочтем их.
H2O – вода, оксид водорода.
Al2O3 – оксид алюминия.
СаО – негашеная известь, оксид кальция.
SiO2 – оксид кремния (песок).
Fe2O3 – красный железняк, оксид железа (III).
CO – угарный газ, оксид углерода (II).
SO2 – сернистый газ, оксид серы (IV).
108
Глава третья. Соединения химических элементов
– Найдите сходство в предложенных веществах. Что у них
общего? (Они все называются оксидами.)
Задание 1. Прочитайте вопросы об оксидах и ответы на них
и установите соответствие.
(Ученики работают в парах. Один ученик зачитывает вопрос,
а второй ученик – правильный ответ.)
Вопросы об оксидах
Ответы
А. Каковы оксиды по составу?
Б. Сколько и каких элементов в составе
оксидов?
В. К
акой элемент обязательно входит
в состав оксидов, какова его валентность и степень окисления?
1. Два элемента, один
из которых кислород
2. Кислород. Валентность II. Степень окисления –2
3. Сложные вещества
Ответ: А – 3, Б – 1, В – 2.
Таким образом, оксиды – это сложные вещества, состоящие
из двух химических элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.
– Скажите, OF2 и H2O2 – это оксиды?
(На основании определения, что такое оксиды (с. 107), учащиеся определяют степень окисления кислорода и приходят
к выводу, что это не оксиды, так как степень окисления кислорода
в OF2 равна +2, а в H2O2 равна –1.)
Задание 2. Составьте формулы оксидов по названиям: оксид
бария, оксид фосфора (V), оксид калия, оксид углерода (IV), оксид серы (VI), оксид железа (III).
Следует помнить! Названия оксидов, в состав которых входят химические элементы с постоянной валентностью, даются
без упоминания валентности. Если же оксиды образованы химическими элементами с переменной валентностью, то после их
названия римской цифрой указывается валентность в скобках.
Задание 3. Выведите общую формулу класса оксидов. (ЭxО–2y.)
Задание 4. Дайте названия оксидам, формулы которых К2О,
FeO, В2O3.
Задание 5. Выпишите из перечня веществ формулы оксидов
и дайте им названия: MgO, KOH, O3, SO3, SO2, Al2S3, CaCO3,
Аl2O3, Mg(OH)2, CO2, Na3N, HCl, CaO, H2CO3, P2O5, FeCl3, Na2O,
H2SO4, СuО, Cu2O, HNO3, NH3.
(Учащиеся работают в группах, делают взаимопроверку.)
Лабораторный опыт 7. Ознакомление с коллекцией оксидов
(После того как ученики прочитали описание лабораторного
опыта на с. 112 учебника и выписали названия оксидов в тетради,
учитель знакомит их с коллекцией природных оксидов.)
Урок 20. Важнейшие классы бинарных соединений. Оксиды
109
Рассмотрите образцы оксидов. Многие оксиды встречаются в природе в виде полезных ископаемых, они находятся
в окружающем нас воздухе, а также образуются в результате
деятельности человека. Вот некоторые из них: Н 2О – вода,
оксид водорода; Al 2О 3 – оксид алюминия, глинозем; SiO2 –
кварц, кремнезем, речной песок, яшма; СаО – оксид кальция,
негашеная известь; MnO2 – оксид марганца (IV), пиролюзит;
MgO – оксид магния, жженая магнезия; Fe2O3 – оксид железа
(III), красный железняк (гематит). Оксиды часто используются
в строительстве, для производства металлов, стекла, ювелирных
изделий.
Задание 6. Впишите в текст формулы оксидов (работа в группах).
В земной коре (литосфере) находится оксид алюминия …
(Al2О3) (глина), оксид кремния (IV) … (SiO2) (песок), оксид железа (III) … (Fe2O3) (красный железняк). Водная оболочка Земли
(гидросфера) содержит оксид водорода … (Н2О) (воду). В воздухе
есть оксид углерода (IV) … (CO2) (углекислый газ). В результате
хозяйственной деятельности человека образуются вещества, загрязняющие атмосферу: оксид углерода (II) … (CO) (угарный газ),
оксид серы (IV) … (SO2) (сернистый газ), оксид азота (II) … (NO)
и оксид азота (IV) … (NO2).
(Ученики делают краткие сообщения о важнейших оксидах.)
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют тестовое задание.)
1. Определите общую формулу оксидов.
2) ЭхНу;
3) ЭхНуО.
1) ЭxОy;
2. Укажите ряд формул, в котором все вещества оксиды.
1) ZnO, ZnCl2, H2O;
2) CaO, NaOH, NH3;
3) SO3, MgO, CuO.
3. Оксид марганца (IV) имеет формулу:
2) MnO2;
3) MnF4.
1) Mn2O7;
4. Установите соответствие между формулой оксида и названием.
Формула оксида
А. NO
Б. N2O3
В. NO2
Г. N2O5
Название оксида
1. Оксид азота (IV)
2. Оксид азота (II)
3. Оксид азота (V)
4. Оксид азота (III)
Ответ: А – 2, Б – 4, В – 1, Г – 3.
110
Глава третья. Соединения химических элементов
V. П
одведение итогов урока
1. Оксиды металлов и неметаллов относятся к бинарным соединениям.
2. В состав оксидов входит кислород в степени окисления -2.
Домашнее задание
§ 19, выполнить задания 1, 2 (с. 114).
У р о к 21. Гидриды металлов и неметаллов
Цели урока: сформировать представление о классах бинарных
соединений – водородных соединениях, их составе и номенклатуре; познакомить с некоторыми бинарными соединениями, нахождением их в природе, физическими свойствами, значением
в жизни человека и применением; научить составлять формулы
водородных соединений и называть их, определять по составу соединения его принадлежность к классу водородных соединений.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий гидриды, летучие водородные соединения, валентность,
степень окисления; описывать свойства отдельных представителей
гидридов; составлять формулы и названия гидридов; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы;
проводить наблюдение; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять отчет
с описанием эксперимента, его результатов и выводов; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; выражать
и аргументировать свою точку зрения; личностные: уметь грамотно
обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту;
понимать значимость естественно-научных знаний для решения
практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, ряд ЭО, карточки
с заданиями; прибор для получения газа, пробирки, спиртовка;
раствор аммиака (нашатырный спирт), соляная кислота, хлорид
натрия (крист.), серная кислота (конц.), вода.
Урок 21. Гидриды металлов и неметаллов
111
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учитель проводит самостоятельную работу, где отрабатываются умения учащихся определять степень окисления химических
элементов по формулам бинарных соединений и, наоборот, составлять формулы по валентности.)
Самостоятельная работа по теме «Степень окисления химических элементов»
Впишите в ячейки недостающие значения с. о. атомов, символы атомов, формулы их бинарных соединений, названия веществ.
Символ
Степень
химиокислеческого
ния
элемента
Формула
соединения
Символ
Степень
химиокислеческого
ния
элемента
Название
вещества
Na
+1
NaCl
Cl
–1
Хлорид натрия
Al
+3
Al2O3
O
–2
Оксид алюминия
Ca
+2
CaO
O
–2
Оксид кальция
K
+1
K3N
N
–3
Нитрид калия
C
+4
CO2
O
–2
Оксид углерода (IV)
Вспомним, какие вещества называют оксидами и каков алгоритм построения названий оксидов.
–– Прочитайте стихотворение о том, что класс оксидов широко распространен в природе. Назовите оксиды.
Лежу на берегу, вокруг одни оксиды,
Куда не погляжу – прекраснейшие виды:
Песочек – пляж, вода морская,
А моря бриз. Волна крутая.
И воздух… дышится легко,
Вода – парное молоко.
Забудешь беды и обиды…
А все же… где же здесь оксиды?!
Хотя бы три мне назовите
И дальше отдыхать идите.
(Учащиеся обсуждают стихотворение и называют углекислый
газ, воду, песок и их формулы.)
III. И
зучение нового материала
– Как вы думаете, какой элемент входит состав водородных
соединений? (Водородными называют бинарные соединения,
у которых один из элементов – водород.)
112
Глава третья. Соединения химических элементов
Водородные соединения, образованные металлами главных
подгрупп I, II групп ПСХЭ Д.И. Менделеева, – это гидриды. Степень окисления водорода в гидридах металлов равна –1. Гидриды твердые, нелетучие, тугоплавкие вещества с ионным типом
связи.
Задание 1. Составьте формулы гидридов Ca, Na, Ba, Li.
Ответ: CaH2, NaH, BaH2, LiH.
Водородные соединения, образованные неметаллами, – это,
как правило, газы – летучие, хорошо растворимые в воде. Вода
относится по классификации и к оксидам, и к водородным соединениям.
(Ученики работают с текстом на с. 113. Они знакомятся
со свойствами хлороводорода. Узнают, что раствор хлороводорода
в воде называется дымящей соляной кислотой.)
Лабораторный опыт 8. Ознакомление со свойствами аммиака
Аммиак имеет характерный запах, легче воздуха, собирается
в сосуд, расположенный вверх дном, раствор аммиака в воде –
нашатырный спирт, имеет запах.
Задание 2. Дайте устную характеристику водородных соединений: хлороводорода (вариант 1), аммиака (вариант 2).
План характеристики
1. Формула.
2. Название: по номенклатуре ИЮПАК, тривиальное.
3. Вид связи в молекулах.
4. Физические свойства.
5. Применение.
IV. П
одведение итогов урока
1. Водородные соединения металлов и неметаллов относятся
к бинарным соединениям. В состав водородных соединений
входит водород.
2. Гидриды – соединения водорода с металлами, у которых
степень окисления водорода равна –1. Они тугоплавкие
и твердые, с ионным видом связи.
3. Водородные соединения неметаллов летучие, например,
хлороводород, аммиак – хорошо растворимые в воде газы
с ковалентным типом связи.
5. Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой.
6. Раствор аммиака в воде называется нашатырным спиртом.
Домашнее задание
§ 19, выполнить задания 3, 4, 6 (с. 114).
Урок 22. Основания
113
У р о к 22. Основания
Цели урока: сформировать представления о классе оснований, их составе, общей формуле и номенклатуре, классификации
по растворимости в воде, реакции с индикаторами; познакомить
с физическими свойствами, значением в жизни человека и применением; научить составлять формулы оснований и называть их,
определять по составу соединения его принадлежность к классу
оснований, знать качественные реакции индикаторов на гидроксильную группу (определять щелочи), работать с растворами
щелочей, соблюдая правила ТБ и ОТ.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: научиться давать
определения понятий гидроксид-ион, основания, щелочи, гашеная
известь, известковая вода, индикаторы, качественная реакция;
классифицировать основания по их растворимости в воде; определять принадлежность вещества к классу оснований по формуле,
степени окисления элементов в основаниях; описывать свойства
оснований, составлять их формулы и названия; использовать таблицу растворимости для определения растворимости оснований;
устанавливать генетическую связь между оксидом и основанием
и наоборот; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение;
формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения;
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения
и корректировать ошибки; оформлять отчет с описанием эксперимента, его результатов и выводов; строить речевые высказывания
в устной и письменной форме; выражать и аргументировать свою
точку зрения; личностные: уметь грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, карточки с заданиями; пробирки; индикаторы: фенолфталеин, лакмус, метиловый
оранжевый, универсальный; гидроксид калия, гидроксид натрия,
гидроксид кальция, гидроксид меди (II), гидроксид железа (III).
114
Глава третья. Соединения химических элементов
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа по теме «Оксиды: состав и номенклатура»
Базовый уровень
1. Определите вещество – оксид.
1) О3;
2) ZnO;
3) HNO3;
4) H2S.
2. Вещества N2O3, NO, N2O5 в ряду называются соответственно:
1) оксид азота (III), оксид азота (I), оксид азота (V);
2) оксид азота (II), оксид азота (I), оксид азота (III);
3) оксид азота (III), оксид азота (II), оксид азота (V);
4) оксид азота (IV), оксид азота (II), оксид азота (V).
3. Формулы оксида азота (I), оксида азота (III), оксида азота (V) соответственно записаны в ряду:
1) N2O5, N2O, N2O3;
3) N2O, N2O3, N2O5;
2) N2O, N2O5, N2O3;
4) N2O3, N2O, N2O5.
4. К оксидам относится каждое из двух веществ:
1) Na2О и H2S04;
3) О2 и K2S;
2) NO2 и СО;
4) NH3 и В2О3.
5. В названиях каких оксидов не указывают валентность (степень окисления) после символа элемента? Укажите два оксида.
1) SO2;
3) FeO;
5) СО;
2) Н2О;
4) К2О;
6) Р2О5.
6. Молекулы каких веществ состоят из трех атомов? Дайте три
правильных ответа.
1) оксид серы (VI);
4) оксид азота (I);
2) оксид углерода (IV);
5) оксид углерода (II);
3) оксид фосфора (V);
6) оксид водорода.
III. И
зучение нового материала
1. Основания – сложные вещества
К сложным веществам относятся не только бинарные соединения, но и соединения с большим количеством атомов трех
и более элементов. Сегодня мы еще раз убедимся, что химия многолика.
–– Вы знаете, чем мыли волосы женщины в Древней Руси?
(Раствором золы.)
Да, и волосы становились крепкими, густыми. Рецепт был
такой: взять ковш древесной золы, замочить ее в дубовом ведре
ключевой или дождевой водой. Постоит такая смесь сутки, потом
ее надо процедить или просто слить верхний слой, развести филь-
Урок 22. Основания
115
трат чистой водой, подогреть его и вымыть волосы. Полученный
раствор, мыльный на ощупь, – называется щелоком. А вспомнили
мы о нем потому, что реакция среды раствора щелока такая же,
как и растворов веществ, которые мы начинаем изучать на сегодняшнем уроке.
– Рассмотрите формулы веществ: SO2, Cu(OH)2, Na2O, NaCl,
NaOH, CuS, Al2O3, Al(OH)3, HCl.
Задание. У доски один ученик выписывает из списка формулы бинарных соединений, дает им названия, определяет степень
окисления атомов; второй ученик выписывает оставшиеся формулы, кроме бинарных соединений.
SO2 – оксид серы (VI), Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), Na2O –
оксид натрия, NaCl – хлорид натрия, NaOH – гидроксид натрия,
CuS – сульфид меди (II), Al2O3 – оксид алюминия, Al(OH)3 –
гидроксид алюминия, HCl – хлороводород (хлорид водорода).
Вывод. Существуют сложные вещества, состоящие из трех
элементов: Ме, О и Н. Ион металла – простой: Ме+, Ме+2, Ме+3.
Ион ОН– – сложный, он называется гидроксид-ионом. Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и связанных с ними гидроксид-ионов.
– Посмотрите на выписанные формулы оснований (гидроксидов) и скажите, сколько гидроксильных групп может
присоединить к себе металл? (Металл присоединяет к себе
группы ОН–, их количество равно степени окисления металла).
У нас есть вещества – основания, мы знаем их молекулярные
формулы. Дадим им теперь названия: слово «гидроксид» + название металла в родительном падеже + (римская цифра, обозначающая числовое значение степени окисления металла) для металлов
с переменной степенью окисления.
(Учитель проговаривает названия веществ, показывает их
формулы: NaOH – гидроксид натрия, Cu(OH)2 – гидроксид
меди (II), Al(OH)3 – гидроксид алюминия.)
2. Свойства оснований
По растворимости в воде основания делятся на хорошо растворимые щелочи, малорастворимые и нерастворимые основания. Чтобы определить их растворимость, обратимся к таблице
«Растворимость кислот, оснований и солей в воде» на форзаце
учебника.
(Учащиеся работают с таблицей и определяют растворимость
оснований, которые называет и показывает учитель.)
– малорастворимое основаГидроксид кальция Са+2(ОН)–1
2
ние. Раствор гидроксида кальция прозрачный, его называют из-
116
Глава третья. Соединения химических элементов
вестковой водой. Историческое название – гашеная известь. Ему
соответствует оксид кальция Са+2О–2 (негашеная известь). Гидроксид железа (III) Fe+3(OH)3–1 – нерастворимое основание бурого
O3–2. Гидроксид
цвета. Ему соответствует оксид железа (III) Fe+3
2
+1
–1
калия К (ОН) – щелочь, прозрачный бесцветный раствор,
мылкий на ощупь. Историческое название – едкое кали. Этому
основанию соответствует оксид калия К2+1О–2. Гидроксид натрия
Na+1(ОН)–1 – щелочь, прозрачный бесцветный раствор, мылкий
О–2. Историческое
на ощупь. Ему соответствует оксид натрия Na+1
2
название – едкий натр. Гидроксид меди (II) Cu+2(OH)2–1 – нерастворимое основание голубого цвета. Ему соответствует оксид
меди (II) Cu+2O–2.
Познакомимся со свойствами оснований. Основания – это
твердые вещества. Большинство оснований (кроме щелочей)
в воде не растворяются. Щелочи – едкие вещества. Поэтому технические названия некоторых из них указывают на это свойство.
Например, NаОН – едкий натр, КОН – едкое кали. На ваших
столах находятся инструкции по технике безопасности при работе
со щелочами.
Техника безопасности при работе со щелочами. Щелочи могут вызвать химический ожог, попадая на незащищенную кожу
рук или лица, разъедают кожу, ткань, бумагу и другие материалы.
(Учитель обращает внимание учащихся на правила ТБ и ОТ:
обращаться с едкими щелочами необходимо осторожно, чтобы
они не попали на кожу и одежду. В случае попадания щелочи
на одежду или участок кожи надо немедленно сообщить учителю
о случившемся и тщательно промыть кожу водой (из-под крана),
затем обработать нейтрализующим раствором борной кислоты,
снова промыть водой и смазать место ожога вазелиновым маслом. Обязательно обратиться в медпункт школы для наблюдения
и оказания дальнейшей медицинской помощи.)
Вы уже знаете, что с помощью некоторых цветных реакций
можно определить то или иное вещество в растворе. Как мы
сможем отличить воду от щелочи? Для этого используем индикаторы: лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и универсальный.
(Работа с учебником. Учитель дает задание школьникам рассмотреть таблицу 4 на с. 118.)
Вывод. Cреда раствора бывает нейтральной (вода), щелочной
или кислой (кислотной). Мы видим, что растворимые основания
образуют щелочную среду.
Урок 22. Основания
117
Демонстрационный эксперимент 1. Проверим действие наших
индикаторов.
(Ученики рассматривают изменения цветов четырех индикаторов в растворах воды и щелочи и оформляют результаты в таблице.)
Окраска индикаторов в нейтральной и щелочной средах
Название индикатора
Лакмус
Метиловый оранжевый
Фенолфталеин
Универсальный
Окраска индикатора
в нейтральной среде
Окраска индикатора
в щелочной среде
Фиолетовая
Оранжевая
Бесцветная
Светло-зеленая
Синяя
Желтая
Малиновая
Темно-синяя
Реакции, с помощью которых определяют те или иные вещества, называются качественными реакциями. Определим с помощью индикаторов растворы гидроксида кальция (известковую
воду) и гидроксида натрия.
Демонстрационный эксперимент 2. Добавим в каждую пробирку индикатор фенолфталеин. Результат одинаковый – индикатор
приобретает малиновый цвет в каждой из пробирок.
Лабораторный опыт 9. Качественная реакция на углекислый газ
–– Каким образом при изучении фотосинтеза на уроках биологии мы доказывали выделение углекислого газа при дыхании? (С помощью известковой воды.)
Да, реакция с углекислым газом является качественной реакцией на известковую воду. Углекислый газ входит в состав выдыхаемого нами воздуха.
(Учитель проводит опыт, показанный на рис. 61 (с. 117): с помощью трубочки продувает воздух через растворы гидроксида
кальция и гидроксида натрия.)
В той пробирке, где наблюдается помутнение, находится известковая вода.
Работаем с учебником.
(Учащиеся работают с текстом на с. 116 и выписывают в тетради физические свойства гидроксида натрия, гидроксида калия
и гидроксида кальция, сведения об их значении в жизни человека
и применении.)
IV. З
акрепление изученного материала
Фронтальная беседа
– Каков состав оснований? (Атомы металла, кислорода, водорода.)
118
Глава третья. Соединения химических элементов
– Какие названия еще есть у оснований? (Щелочи, гидроксиды.)
– Как классифицируют основания? (Растворимые и нерастворимые.)
– Как отличить растворы щелочей от растворов других веществ? (С помощью индикаторов.)
–– Выполните следующие задания:
1. Выберите строку с формулами оснований, в которых металл
проявляет степень окисления +1.
1) KOH; Ca(OH)2; Ba(OH)2;
2) NaOH; KOH; LiOH;
3) KOH; Ba(OH)2; Al(OH)3.
2. Верите ли вы, что:
1) в состав оснований входит металл и гидроксильная группа? (Да.)
2) основания – сложные вещества. Почему? (Состоят более
чем из трех атомов.)
3) степень окисления металла и количество гидроксогрупп
совпадают? (Да.)
4) гидроксид кальция – это малорастворимое в воде основание? (Да.)
3. Найдите «лишнее» вещество в каждом варианте.
1) нерастворимое в воде основание среди щелочей: NaOH,
KOH, Fe(OH)2, LiOH;
2) единственное растворимое основание среди нерастворимых гироксидов: Al(OH)3, Mg(OH)2, NaOH, Cu(OH)2.
3) основание, которое нельзя распознать с помощью индикатора: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Cu(OH)2.
V. П
одведение итогов урока
(Ученики с помощью учителя формулируют основные выводы
по теме урока.)
1. Основания – сложные вещества, образованные ионами металла и гидроксид-ионами.
2. Общая формула оснований М+n(OH)n–1.
3. Основаниям соответствуют оксиды металлов.
4. По растворимости в воде основания делятся на хорошо растворимые (щелочи), малорастворимые и нерастворимые.
5. Индикаторы – вещества, определяющие реакцию среды
раствора, которая бывает нейтральная, щелочная и кислотная.
Домашнее задание
§ 20, выполнить задания 3–5.
Урок 23. Основания (продолжение)
119
У р о к 23. Основания
(продолжение)
Цели урока: продолжить формировать представления о классе
сложных веществ – основаниях, их составе, свойствах и классификации; закрепить знания о качественном определении оснований с помощью индикаторов, в том числе природных; закрепить
умения работать с растворами щелочей, соблюдая правила ТБ
и ОТ, определять растворимость оснований по таблице растворимости.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий основания, щелочи, качественная реакция, индикатор;
классифицировать основания по растворимости в воде; описывать свойства оснований; составлять формулы и давать названия
оснований; использовать таблицу растворимости для определения растворимости оснований; устанавливать генетическую
связь между оксидом и основанием и наоборот; повторить решение задач по теме «Количество вещества»; метапредметные:
использовать знаково-символические средства для решения
задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать,
делать выводы; проводить наблюдение; формулировать цель
урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать
ошибки; оформлять отчет с описанием эксперимента, его результатов и выводов; строить речевые высказывания в устной
и письменной форме, выражать и аргументировать свою точку
зрения; личностные: формировать умение грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать
значимость естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, карточки с заданиями; пробирки; индикаторы – фенолфталеин, лакмус, метиловый
оранжевый, универсальный; цветки растений – красной розы
и декабриста; растворы гидроксида натрия и поваренной соли,
соки смородины и свеклы.
120
Глава третья. Соединения химических элементов
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Тест
1. Выберите формулу основания:
1) SO3;
3) H2SO4;
2) Mg(OH)2;
4) СаО.
2. К каждому из растворенных в воде веществ ряда прибавили
фенолфталеин. В какой пробирке появится малиновое окрашивание?
1) BaCl2;
3) КОН;
2) HNO3;
4) CuO.
3. Гидроксид-ион OH– входит в состав
1) оксидов;
3) углекислого газа;
2) оснований;
4) гидридов.
4. Как изменяется окраска индикаторов в растворе гидроксида
калия?
1) лакмус синеет;
2) метилоранж краснеет;
3) фенолфталеин – бесцветный.
5. Выберите формулу щелочи.
1) КОН;
3) Сu(ОН)2;
2) H2S;
4) Fe(OH)3.
2. Работа с текстом
– Почему в старину почти все помещения белили известью,
а не мелом?
В XVII–XVIII вв. известь – гидроксид кальция Са(ОН)2 была
чуть ли не единственным вяжущим веществом, с помощью которого белили дома и храмы. В те далекие времена люди дорожили
свои здоровьем, поскольку обратиться к врачу мог себе позволить
не каждый. Известь же «работала» как естественный очиститель
воздуха, поглощала углекислый газ в домах, и в ее щелочной среде
погибали болезнетворные микроорганизмы. Получали известь
из белого каменистого вещества – оксида кальция СаО взаимодействием его с водой. Поэтому гидроксид кальция называли
гашеной известью, а исходный оксид – негашеной известью.
Гасили известь в специальных ямах, и чем дольше известь гасилась, тем качественнее она была (срок гашения от одного месяца
до 100 лет!).
– Из текста вы узнали об использовании веществ в быту.
Сравните негашеную и гашеную известь. Найдите сходство
Урок 23. Основания (продолжение)
121
и отличие. Как второе вещество можно получить из первого? (Взаимодействием с водой.)
Экспериментальная задача 1. Выданы две пробирки: с водой
и щелочью NaOH. Определите, в какой пробирке какое вещество.
(Ученики предлагают определить щелочь с помощью индикатора.)
3. Фронтальная беседа
– Что называется качественной реакцией? (Определение вещества в растворе.)
– Как называются вещества, помогающие определить другие
вещества? (Индикаторы.)
– Какие индикаторы вы знаете? (Четыре индикатора – лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый и универсальный.)
Дополнительная информация
Индикаторы бывают не только химическими. Природными индикаторами служат красящие вещества растений – антоцианы, которые
делают разнообразной окраску большинства цветов, овощей и фруктов.
В щелочной среде они изменяют окраску на синюю, голубую, фиолетовую.
Возьмем красную розу и поместим ее цветок в стакан с щелочью.
Через некоторое время роза станет синей. Возьмем цветок декабриста
и опустим его в стакан с щелочью. Наблюдаем за изменением окраски
цветка. Некогда в моде было писать приглашения на лепестках цветов.
Писали их заостренной палочкой раствором щелочи, в зависимости
от цветка и желаемого цвета надписи.
Экспериментальная задача 2. Разлейте готовый раствор
гидроксида натрия в две пробирки. В одну пробирку добавьте
1–2 капли сока свеклы, в другую 1–2 капли сока черной смородины.
– Какие изменения произошли в пробирках? Свои наблюдения запишите в таблицу.
Название
вещества
Агрегатное
состояние
Цвет
Гидроксид
натрия
Жидкое
(раствор)
Бесцветный
Взаимодействие с индикаторами
Сок свеклы
Сок смородины
Желто-зеленый цвет
Сине-зеленый
цвет
Задача 1. Рассчитайте число атомов углерода и кислорода
в 11,2 л (н. у.) углекислого газа. (n = 11,2 : 22,4 = 0,5 моль CO2. Количество атомов C и O в молекуле CO2 равно 3n. N = 3 ∙ 0,5 · 6 ∙ 1023 =
= 0,9 ∙ 1024.)
Ответ: 0,9 ∙ 1024 атомов.
122
Глава третья. Соединения химических элементов
Задача 2. Какое количество вещества мела (СаСО3) содержится в 10‑граммовом кусочке школьного мела? (n = m : M = 10 : 100 =
= 0,1 моль.)
Ответ: 0,1 моль.
Задача 3. Какое количество вещества содержится в навеске
железа массой 2,5 кг? (m(Fe) = 2,5 кг = 2500 г, M(Fe)= 55,8 г/моль;
n = m : M = 2500 : 55,8 = 44,8 моль.)
Ответ: 44,8 моль.
Домашнее задание
§ 20, задание 6 (с. 119).
У р о к 24. Кислоты
Цели урока: сформировать представление о классе сложных
веществ – кислотах; познакомить с классификацией кислот
по составу, с качественным определением кислот с помощью
индикаторов, с физическими свойствами кислот, их значением
в жизни человека и применением; с правилами ТБ и ОТ при работе с кислотами; научить составлять формулы кислот, характеризовать кислоты и называть их, определять по составу соединения
его принадлежность к классу кислот.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий кислоты, кислородсодержащие кислоты, бескислородные
кислоты, кислотная среда, щелочная среда, нейтральная среда, шкала pH; классифицировать кислоты по основности и содержанию
кислорода; определять принадлежность неорганических веществ
к классу кислот по их формулам; определять степень окисления
элементов в кислотах; описывать свойства отдельных кислот;
составлять формулы и давать названия кислот; использовать
таблицу растворимости для определения растворимости кислот;
устанавливать генетическую связь между оксидом и гидроксидом
и наоборот; исследовать среду раствора с помощью индикаторов; экспериментально различать кислоты и щелочи с помощью
индикаторов; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение;
Урок 24. Кислоты
123
формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения;
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения
и корректировать ошибки; оформлять отчет с описанием эксперимента, его результатов и выводов; строить речевые высказывания
в устной и письменной форме, выражать и аргументировать свою
точку зрения; личностные: уметь грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость
естественно-научных знаний в повседневной жизни, технике, медицине для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, карточки с заданиями; индикаторы: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый,
универсальный; растворы щелочей, кислоты – соляная, серная,
азотная, фосфорная, угольная, кремниевая.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Проверка домашнего задания
№ 6 (с. 119)
Д а н о:
Р е ш е н и е:
n(Fe(OH)2) = 5 моль M(Fe(OH)2) = 56 + 32 + 2 = 90 г/моль;
m(Fe(OH)2) = n(Fe(OH)2) ∙ M(Fe(OH)2) =
m(Fe(OH)2) = ?
= 5 моль · 90 г/моль = 450 г.
О т в е т: m(Fe(OH)2) = 450 г.
2. Фронтальный опрос
– Какие классы неорганических соединений мы изучили?
– Что такое оксиды?
– Что такое основания?
– На какие группы делятся основания по растворимости
в воде?
– С помощью каких реакций распознают вещества?
–– Как изменяют окраску индикаторы в щелочной среде?
– Что такое степень окисления вещества?
–– Чем отличается запись степеней окисления элементов
от зарядов ионов?
III. И
зучение нового материала
1. Кислоты, их номенклатура и классификация
На сегодняшнем уроке мы познакомимся со следующим
классом неорганических веществ – кислотами. С кислотами мы
124
Глава третья. Соединения химических элементов
сталкиваемся ежедневно. Дождевая вода лишь на первый взгляд
кажется чистой, не содержащей примеси. В ней растворяются
газы, например атмосферный углекислый газ. Поэтому дождевая
вода является слабым раствором угольной кислоты. После летней
грозы в ней появляется и азотная кислота.
–– Почему кислоты имеют такое название? (Они кислые
на вкус.)
Например, аскорбиновая или лимонная кислоты имеют
кислый вкус. Однако распознавать кислоты на вкус может быть
крайне опасно. Гораздо проще и безопаснее распознать кислоты,
как и щелочи, с помощью индикаторов. Определим изменение
окраски индикаторов, знакомых нам по прошлому уроку, в кислой среде. Для этого используем растворы серной и соляной
кислот и растворы трех индикаторов: фенолфталеина, лакмуса,
метилового оранжевого.
–– Какие правилами по технике безопасности вы должны
выполнить при проведении этой лабораторной работы?
(Ответ:
• строго выполнять указания учителя, не пробовать вещества
на вкус;
• наливать жидкость в пробирку осторожно, заранее проверив ее целостность;
• вливать кислоту тонкой струей в воду (запрещается лить воду
в кислоту!) во избежание разбрызгивания серной кислоты;
• не допускать попадания кислоты на кожу и одежду, а в случае ее попадания на кожу немедленно сообщить учителю,
промыть кожу большим количеством воды и нейтрализовать остатки кислоты раствором пищевой соды, вновь
промыть водой и смазать вазелиновым маслом, обратиться
в медпункт школы для наблюдения и оказания дальнейшей
медицинской помощи.)
(Учитель обращает внимание учеников на табл. 4 на с. 118.)
Посмотрим на изменение окраски индикаторов в кислой среде – растворах кислот. Добавим в образцы кислот лакмус, метилоранж, фенолфталеин.
Запомните! В кислой среде: лакмус изменяет окраску на красную, метиловый оранжевый – на красно-розовую, фенолфталеин
остается бесцветным.
Что же объединяет эти кислоты, кроме кислого вкуса? В формулах всех кислот на первом месте стоит водород, а оставшиеся
атомы называются кислотным остатком, образованным элементами неметаллов. Рассмотрите таблицу.
Урок 24. Кислоты
Название кислоты
125
Название кислотного остатка
в составе соли
H(NO3) – азотная
(NO3) – нитрат
H2(SO4) – серная
(SO4) – сульфат
H2(CO3) – угольная
(CO3) – карбонат
H(NO2) – азотистая
H2(SO3) – сернистая
(NO2) – нитрит
(SO3) – сульфит
H2(SiO3) – кремниевая
(SiO3) – силикат
H(Cl) – соляная
(Cl) – хлорид
H(F) – фтороводородная
(F) – фторид
H(Br) – бромоводородная
(Br) – бромид
H(I) – иодоводородная
(I) – иодид
H2(S) – сероводородная
(S) – сульфид
H3(PO4) – фосфорная
(PO4) – фосфат
Дадим определение понятия кислот. Кислоты – сложные
вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатков. Состав кислотных остатков различен. Если
в составе кислоты есть атомы кислорода, то кислоты называются кислородсодержащими. Если кислород в кислотах отсутствует,
то это бескислородные кислоты. Особый признак кислот, основность, – определяется числом атомов водорода в составе молекулы
кислоты. Например, одноосновные кислоты (HCl, HNO3), двухосновные (H2S, H2SiO3), трехосновные (H3PO4). По растворимости
в воде кислоты делятся на нерастворимые и растворимые.
По формулам кислот можно определить степени окисления
атомов химических элементов, образующих кислоты. Составим
алгоритм определения степени окисления атома неметалла, образующего кислотный остаток в молекуле кислоты.
Важно! Сумма степеней окисления атомов химических элементов в соединении равна нулю. Степень окисления кислорода –2, степень окисления водорода +1.
1. Обозначим +х неизвестную степень окисления элемента
в формуле кислоты.
2. Найдем сумму с. о. всех химических элементов в формуле
кислоты и приравняем ее к нулю.
3. Решим уравнение с одним неизвестным и вычислим х.
Например, сравним степень окисления серы в серной и сернистой кислотах.
Глава третья. Соединения химических элементов
126
H+1
S+хO–2
, (+1) · 2 + (+х) + (–2) · 4 = 0, +х = +6. Степень окис2
4
ления серы в серной кислоте +6.
, (+1) · 2 + (+х) + (–2) · 3 = 0, +х = +4. Степень окисH2+1S+хO–2
3
ления серы в сернистой кислоте +4.
Определим степень окисления неметалла в кислотном остатке
кислоты, составим формулу оксида неметалла, соответствующего
данной кислоте.
(Ученики записывают в тетрадях названия кислот, их формулы, а также формулы и названия соответствующих оксидов.)
Кислота
Азотная – H N O–2
3
Азотистая – H+1N+3O–2
3
+6 –2
Серная – H+1
S
O
2
4
Сернистая – H+1
S+4O–2
2
3
Угольная – H2+1C+4O3–2
Кремниевая – H+1
Si+4O–2
2
3
+5 –2
Фосфорная – H+1
P
O
3
4
+1
+5
Формула оксида
Название оксида
N2 O5
Оксид азота (V)
+5
В водных растворах бескислородные кислоты образуют простые
ионы (Cl–, S2–), кислородсодержащие кислоты – сложные ионы
, NO–3 ). Знаки «+» или «–» пишутся перед цифрой, указывающей
(SO2–
4
величину заряда степени окисления: N+5, Al+3, но после цифры, указывающей величину заряда иона: (SO4)2–, (PO4)3–. Степени окисления
–1 и +1, заряды иона 1– и 1+ пишутся без цифры 1. По формулам
кислот можно определить отрицательный заряд иона кислотного
остатка, равный числу атомов водорода в молекуле кислоты.
Одноосновные кислоты – это кислоты с одним атомом водорода, заряд иона кислотного остатка которых равен 1– (например,
NO3–, Br–); двухосновные кислоты – заряд иона кислотного остатка
, SO2–
); трехосновные кислоты –заряд иона
которых равен 2– (SO2–
4
3
).
кислотного остатка которых равен 3– (PO3–
4
2. Свойства кислот
(Учитель дает задание школьникам познакомиться с разнообразием и свойствами кислот, часто встречающихся в природе и в быту. Учащиеся читают текст на с. 121–123, знакомятся
с органическими кислотами – щавелевой, муравьиной, уксусной,
молочной, лимонной, которые встречаются в природе, рассматривают рис. 62, 63.)
Неорганические кислоты: серная, угольная, сернистая и другие – имеют общие физические свойства. Они хорошо раствори-
Урок 25. Кислоты (продолжение)
127
мы в воде (кроме кремниевой) и кислые, однако распознавать их
на вкус, по правилам ТБ и ОТ, нельзя: это очень опасно.
(Учитель еще раз напоминает учащимся правила ТБ и ОТ:
обращаться с кислотами нужно осторожно, чтобы они не попали
на одежду и кожу.)
IV. З
акрепление изученного материала
Итак, мы сегодня познакомились с еще одним классом неорганических веществ – кислотами. Повторим их определение
и свойства.
– Что такое кислоты?
– С помощью каких веществ мы можем распознать кислоты?
– По каким признакам классифицируют кислоты?
– На какие группы делят кислоты по эти признакам?
– Какие правила ТБ вы применили бы при работе с кислотами?
Что будете делать, если кислота вдруг попадет на кожу рук?
– Почему нельзя лить воду в серную кислоту для ее разбавления?
V. П
одведение итогов урока
1. Кислоты – сложные соединения, в состав которых входят
атомы водорода и кислотные остатки.
2. По составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные.
3. По основности кислоты делятся на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
4. По происхождению кислоты бывают органическими и неорганическими, они имеют большое значение в природе
и жизни человека.
5. В растворах кислоты определяются индикаторами.
6. При работе с кислотами следует соблюдать правила ТБ и ОТ.
Домашнее задание
1. § 21, выполнить задания № 1, 4 (с. 126). Выучить формулы
кислот.
2. Подготовить сообщение «Кислоты вокруг нас».
У р о к 25. Кислоты (продолжение)
Цели урока: продолжить формировать представления о классе
сложных веществ – кислотах; научить составлять формулы кислот, характеризовать и называть их, определять по формуле соединения его принадлежность к классу кислот; закрепить знания
о физических свойствах, классификации кислот, их качественном
определении, о значении кислот в жизни человека и их примене-
128
Глава третья. Соединения химических элементов
нии; напомнить правила ТБ и ОТ при работе с кислотами в ходе
лабораторных опытов по определению pH кислых сред.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий кислоты, кислородсодержащие кислоты, бескислородные
кислоты, кислотная среда, щелочная среда, нейтральная среда, шкала pH; классифицировать кислоты по основности и содержанию
кислорода; определять кислоты по их формулам; определять степень окисления элементов в кислотах; описывать свойства отдельных кислот, составлять формулы и давать названия кислот;
использовать таблицу растворимости для определения растворимости кислот; устанавливать генетическую связь между оксидом
и гидроксидом и наоборот; экспериментально различать кислоты
и щелочи с помощью индикаторов, характеризовать кислотность
по значению pH среды; метапредметные: использовать знаковосимволические средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить
наблюдение; формулировать цель урока и ставить задачи для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее
результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять отчет с описанием
эксперимента, результатов и выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; высказывать и аргументировать свою точку зрения; личностные: уметь грамотного обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать
значимость естественно-научных знаний в повседневной жизни,
технике, медицине для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, ряд ЭО, карточки
с заданиями; индикаторы: фенолфталеин, лакмус, метиловый
оранжевый, универсальный; растворы щелочей и кислот, кусочки яблока и лимона.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
«Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений, рожденных
только воображением». Это изречение принадлежит великому
Урок 25. Кислоты (продолжение)
129
русскому ученому М.В. Ломоносову. Из этих слов становится
ясно, какую значение он придавал эксперименту. Первая химическая лаборатория учреждена в России в 1748 г. В ней было
выполнено большое количество исследований, сделано много
открытий.
Сегодня мы с вами в химической лаборатории, как и М.В. Ломоносов, будем проводить исследования. Научимся определять
кислоты на примере исторического факта. Однажды английский
химик Р. Бойль, изучая свойства соляной кислоты, случайно пролил ее. Кислота попала на сине-фиолетовые лепестки фиалок.
Спустя некоторое время лепестки стали ярко-красными. Это явление удивило Бойля, и он тут же провел серию опытов с разными кислотами и цветками растений. Оказалось, что и васильки,
и розы, и другие растения изменяли окраску при действии кислот.
Подобные вещества Бойль назвал индикаторами, что в переводе
с латинского означало «указатели». С тех пор для определения
кислот химики используют индикаторы.
III. Р
абота по теме урока
Опыт. Определим, в какой из выданных пробирок находится
раствор щелочи, а в какой – раствор кислоты. Для этого воспользуемся индикаторами.
(Учитель объясняет ученикам смысл шкалы рН, показывающей кислотность.)
Лабораторный опыт 10. Определение рН растворов кислоты,
щелочи и воды
(Ученики читают описание опыта на с. 125 и выполняют его.)
Лабораторный опыт 11. Определение рН лимонного и яблочного
соков на срезе плодов
(Учащиеся выполняют лабораторный опыт на с. 125. Определяют рН соков.)
Вывод. Независимо от вида кислоты индикаторы изменяют
свой цвет одинаково, а это означает, что все кислоты обладают
сходными свойствами.
Самостоятельная работа по вариантам
Дайте характеристику по плану следующим кислотам: HCl – вариант 1, HNO3 – вариант 2, H2SiO3 – вариант 3, H3РO4 – вариант 4.
План: 1 – наличие кислорода, 2 – основность, 3 – растворимость, 4 – степени окисления элементов, образующих кислоту,
5 – заряд иона кислотного остатка, 6 – соответствующий оксид.
(Учащиеся выполняют задания и осуществляют взаимопроверку.)
130
Глава третья. Соединения химических элементов
IV. П
одведение итогов урока
(Учитель дает школьникам карточки с заданиями, проводит
опрос и подводит итоги урока по результатам их выполнения.)
1. Даны ряды, в которых «спрятаны» формулы кислот. Подчеркните и назовите их.
а) H2OSOHBrNa2CO3MgBaH2CO3SO4KOH;
б) H3PO4P2O5CaH2SHPH3NO2CS2NH3CO3;
в) HClBaSHKSHH2NaOH2SiO3NaClH2SO4.
2. «Третий лишний». Укажите кислоту, которая не соответствует признаку, объединяющему две другие кислоты, и назовите ее.
а) H2S, H2SO4, HNO3; (Азотная кислота.)
б) HNO3, H3PO4, HF; (Фосфорная кислота.)
в) H3PO4, H2CO3, HBr. (Бромоводородная кислота.)
3. Игра «Узнай меня». Назовите кислоты.
а) Эта кислота очень важна для химической промышленности, она крайне опасна: обугливает древесину, органические вещества (H2SO4).
б) Эта кислота находится в желудке и выполняет такие
функции: уничтожает микробов, которые попадают
в желудок вместе с пищей, и помогает ее перевариванию
(HCl).
4. Отгадайте загадки (правильно прочитайте ответы).
а) Лакмус будет в них краснеть, растворится цинк и медь.
А мелок в них, посмотри, вмиг пускает пузырьки! И опасны для работы эти жгучие… (ытолсик).
б) Я растворчик изучал. Лакмус в них синее стал. Поглощал
раствор тотчас кислый углекислый газ! Про такой раствор я знаю, что среда в нем… (яначолещ).
5. Собака получила химический ожог лап, предположительно
азотной кислотой. Опишите ваши действия в данной ситуации.
Домашнее задание
1. § 21, решить задачу. (Задача. Найдите плотность 2 л газообразного хлороводорода.)
2. Подготовить сообщения о солях: хлориде натрия, карбонате
кальция, фосфате кальция.
У р о к 26. Соли
Цели урока: сформировать представление о классе сложных
веществ – солях и их составе; познакомить с классификацией солей по растворимости в воде, с физическими свойствами и применением солей на примере хлорида натрия, карбоната кальция,
Урок 26. Соли
131
фосфата кальция; научить составлять формулы солей по названиям и называть соли по формулам, определять по составу соединения его принадлежность к классу солей.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия соли; определять принадлежность неорганических веществ к классу солей по формуле; составлять формулы и названия
солей; определять степени окисления элементов в солях; описывать свойства солей; использовать таблицу растворимости для
определения растворимости солей; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы;
проводить наблюдения; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять отчет
с описанием эксперимента, результатов и выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; выражать
и аргументировать свою точку зрения; личностные: уметь грамотно
обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту;
понимать значимость естественно-научных знаний в повседневной жизни, технике, медицине для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, карточки с заданиями;
образцы солей – хлорид натрия, карбонат кальция (мел, мрамор,
известняк), фосфат кальция.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Проверка домашнего задания
(Ученик у доски решает задачу, заданную на дом. Учитель
проверяет выполнение домашнего задания и выставляет оценки.)
Задача
Д а н о:
Р е ш е н и е:
V(HCl) = 2 л
n = V(HCl) : Vm(HCl) = 2 л : 22,4 л = 0,09 моль;
m(HCl) = M(HCl) ∙ n(HCl) = 36,5 г/моль ×
ρ(HCl) = ?
× 0,09 моль = 3,285 г;
132
Глава третья. Соединения химических элементов
ρ(HCl) = m(HCl) : V(HCl) = 3,285 г : 2 л = 1,6 г/л = 0,0016 г/см3.
О т в е т: ρ(HCl) = 0,0016 г/см3.
2. Устный опрос-беседа
– Что такое оксиды, основания и кислоты?
– С помощью какой таблицы мы можем узнать о растворимости веществ разных классов?
– Как изменяют окраску индикаторы в щелочной и кислотной средах?
– Чем отличается запись степеней окисления элементов от зарядов ионов?
III. И
зучение нового материала
1. Соли
–– Распределите вещества на классы оксидов, кислот, оснований и назовите их: Cu(NO3)2, P2O5, LiCl, H2SO3, Ca3(PO4)2,
НI, Na2CO3, Na2O, Fe(OH)2, KOH, FeBr3, НCN, Al(OH)3,
Na2S. (Ответ: Na2O – оксид натрия, P2O5 – оксид фосфора (V); H2SO3 – сернистая кислота, НI – иодоводородная
кислота, НCN – циановодородная кислота; KOH – гидроксид калия, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Al(OH)3 –
гидроксид алюминия.)
– Прочитайте формулы оставшихся соединений: LiCl,
Cu(NO3)2, Na2CO3, Ca3(PO4)2, FeBr3, Na2S. Почему эти соединения не относятся к оксидам, основаниям или к кислотам? (Эти вещества нельзя отнести к изученным классам –
они относятся к новому классу неорганических веществ.)
Чтобы узнать, как называется новый класс веществ, прочитаем о некоторых интересных фактах.
1. Это вещество входит в состав крови человека.
2. Легионеры Древнего Рима получали часть жалованья этим
веществом.
3. Оно содержится в Мировом океане.
4. Из него в Боливии строят отели.
5. Наши предки встречали гостей в знак дружбы хлебом и …
(солью)!
–– Как называется класс веществ, который мы будем изучать?
(Соли.)
– Рассмотрите формулы солей и их состав. Сможете дать
определение понятия соли? (Соли – это сложные вещества,
состоящие из ионов металлов и кислотных остатков.)
2. Номенклатура солей
Разберем состав и познакомимся с номенклатурой солей.
Соли могут быть образованы кислородсодержащей либо бескис-
Урок 26. Соли
133
лородной кислотой. Название соли, образованной кислородсодержащей кислотой, состоит из двух слов: названия иона кислотного остатка с суффиксом -ат (для высшей степени окисления
неметалла в кислотном остатке) или с суффиксом -ит (для низшей степени окисления неметалла в кислотном остатке) в именительном падеже и названия иона металла в родительном падеже,
с указанием переменной степени окисления металла. Например, Fe(NO3)2 – нитрат железа (II), Na2CO3 – карбонат натрия,
Mg3(PO4)2 – фосфат магния.
Название соли, образованной бескислородной кислотой, состоит из двух слов: названия иона кислотного остатка с суффиксом -ид (в именительном падеже) и названия иона металла (в родительном падеже) с указанием переменной степени окисления
металла. Например, NaCl – хлорид натрия, Li2S – сульфид лития,
FeBr3 – бромид железа (III).
(Учитель знакомит учеников с номенклатурой солей по табл. 5
на с. 128.)
3. Растворимость солей
– Как вы думаете, все соли растворимы в воде? (Нет.)
Для определения растворимости соли нам необходимо воспользоваться таблицей «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» на форзаце учебника.
(Ученики рассматривают таблицу.)
– Назовите нерастворимые соли соляной кислоты. (Хлорид
серебра.)
– Все соли каких металлов растворимы в воде? (Калия, натрия.)
(Учащиеся делают сообщения о солях, составляют конспект
по пунктам.
1. Нахождение соли в природе.
2. Значение соли в природе и жизни человека.
3. Применение соли.)
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1 (для азотной кислоты), 2 (а)
на с. 133 учебника.)
Ответы
№ 1 (с. 133)
NaNO 3 – нитрат натрия, Ca(NO 3) 2 – нитрат кальция,
Al(NO3)3 – нитрат алюминия (все соли растворимы).
№ 2 (а) (с. 133)
KCO 3 – карбонат калия, PbS – сульфид свинца (II),
Fe(NO3)3 – нитрат железа (III).
134
Глава третья. Соединения химических элементов
Расчетная задача. В человеке содержится примерно 300 г
соли NaCl. Рассчитайте, сколько ионов натрия и хлора в организме.
Решение
1 моль NaCl составляют 6 ∙ 1023 молекул. При диссоциации
на ионы 1 моль NaCl образуется N = 1,2 ∙ 1024 ионов Na+ и Cl–.
n(NaCl) = m(NaCl) : M(NaCl) = 300 г : (23 + 35,5) г/моль =
= 300 : 58,5 = 5 моль.
N(Na+, Cl–) = n(NaCl) ∙ N = 5 ∙ 1,2 ∙ 1024 = 6 ∙ 1024 ионов.
Ответ: 6 ∙ 1024 ионов Na+, Cl–.
V. П
одведение итогов урока
1. Соли – сложные соединения, в состав которых входят ионы
металлов и кислотные остатки.
2. По растворимости в воде соли бывают хорошо растворимыми, малорастворимыми и нерастворимыми.
3. Все соли натрия и калия хорошо растворимы в воде.
4. Все соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде.
5. Хлорид натрия – поваренная соль, карбонат кальция – мел,
мрамор и известняк, фосфат кальция имеют большое значение в природе и жизни человека.
Домашнее задание
§ 22, выполнить задания 1 (для серной и фосфорной кислот),
2 (б), 3 (с. 133).
У р о к 27. Соли (продолжение)
Цели урока: сформировать представление о классе сложных
веществ – солях и их составе; познакомить с классификацией солей по растворимости в воде, с физическими свойствами и применением солей – хлорида натрия, карбоната кальция, фосфата
кальция; научить составлять формулы солей по названиям и называть соли по формулам, определять по составу соединения его
принадлежность к классу солей.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия соли; определять принадлежность веществ к классу со-
Урок 27. Соли (продолжение)
135
лей по формулам; составлять формулы и названия солей; определять степень окисления атомов элементов в солях; описывать
свойства солей; использовать таблицу растворимости для определения растворимости солей; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для решения задач; обобщать,
устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы;
проводить наблюдение; формулировать цель урока и ставить
задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять отчет с описанием эксперимента, результатов и выводов;
строить речевые высказывания в устной и письменной форме;
выражать и аргументировать свою точку зрения; личностные:
уметь грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных
знаний в повседневной жизни, технике, медицине для решения
практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, карточки с заданиями;
образцы из коллекции солей – хлорид натрия, карбонат кальция
(мел, мрамор, известняк), фосфат кальция.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Проверка домашнего задания
Ответы
№ 1 (с. 133)
Na2SO4 – сульфат натрия (растворимый), CaSO4 – сульфат кальция, Al2(SO4)3 – сульфат алюминия (растворимый),
Na3PO4 – фосфат натрия (растворимый), Ca3(PO4)2 – фосфат
кальция, AlPO4 – фосфат алюминия.
№ 2 (б) (с. 133)
PbCl4, Mg3(PO4)2, Al(NO3)3.
№ 3 (с. 133)
а) SO 3, FeO, N 2O 3, Cu 2O, P 2O 5; б) H 2S, H 3PO 4; в) KOH,
Fe(OH)3; г) K2SO3, Cu3(PO4)2.
III. Р
абота по теме урока
1. Письменный опрос
Заполните таблицу. Впишите в ячейки недостающие данные.
(Ученики работают в парах.)
Элемент
С. о.
Оксид
Кислота
Основание
Ион
металла
Кислотный
остаток
Соль
S
–2
–
H2S
–
Fe3+
S2–
Fe2S3
С
+4 CO2 H2CO3
–
Na+
Mg +2 MgO
–
Mg(OH)2 Mg2+
Fe +2 FeO
–
(II)
N +3 N2O3 HNO2
Fe(OH)2
Fe2+
–
Ca2+
Cu
+2 CuO
Cu(OH)2 Cu2+
S
+4
–
SO2 H2SO3
–
K+
Название
соли
Глава третья. Соединения химических элементов
136
сульфид
железа (III)
CO32– Na2CO3 карбонат
натрия
3–
PO4 Mg3(PO4)2 фосфат
магния
СO32–
FeCO3 карбонат
железа (II)
NO2– Ca(NO2)2 нитрит
кальция
Cl–
CuCl2
хлорид
меди (II)
SO32–
K2SO3
сульфит
калия
Лабораторный опыт 12. Ознакомление с коллекцией солей
(Учитель знакомит учеников с коллекцией образцов солей
и предлагает выполнить опыт по описанию в учебнике на с. 129.)
Результат выполненного опыта оформим по плану.
1. Формула.
2. Физические свойства.
3. Растворимость в воде.
4. Молекулярная масса.
5. Массовые доли элементов соли.
6. Найти массу двух молей соли.
2. Решение расчетных задач
Задача. Для здорового человека норма употребления поваренной соли в день составляет до 15 г, в жарких странах – до 30 г.
Рассчитайте, каким количествам веществ соответствуют указанные массы соли.
Решение
М(NaCl) = 23 + 35,5 = 58,5 г/моль.
n(NaCl) = 15 г : 58,5 г/моль = 0,26 моль;
n(NaCl) = 30 г : 58,5 г/моль = 0,51 моль.
Ответ: 0,26 моль; 0,51 моль.
3. Работа в группах
Используя этикетки от минеральной воды, исследуйте солевой состав разных минеральных вод. Оформите таблицу.
Урок 27. Соли (продолжение)
137
План
1. Рассмотрите этикетку, выпишите в тетради название воды.
2. Опишите химический состав, отдельно катионы и анионы.
3. Составьте из ионов формулы солей, например: 2Na + +
+ SO42 → Na2SO4, с учетом их растворимости (используйте
таблицу растворимости).
4. Подсчитайте общее число получившихся формул солей.
5. По итогам урока составьте синквейн.
Этикетка 1. Химический состав воды «Рудольфов прамен».
(Минеральная вода источников Чехии.)
Катионы, мг/л
Анионы, мг/л
Fe
11–14
Фторид F
0,05–0,14
Натрий Na+
88–94
Хлорид Cl–
39–41
Калий K
7–12
Магний Mg2+
84–143
Сульфат SO2–
4
Кальций Ca2+
259–279
2+
+
–
Гидрокарбонат НСO3
108–112
1560–1600
Недиссоциированные молекулы
H2SiO3
123–128
Свободный СО2
2100–2370
Ответ: Формулы солей: FeF2, MgF2, CaF2, CaSO4 – нерастворимые соли; FeCl2, FeSO4, Fe(HCO3)2, NaF, NaCl, Na2SO4,
NaHCO3, KF, KCl, K2SO4, KHCO3, MgCl2, MgSO4, Mg(HCO3)2,
CaCl2, Ca(HCO3)2 – растворимые соли. Всего 20 солей.
Этикетка 2. Химический состав воды «Винцентка». (Минеральная вода источников Чехии.)
Катионы, мг/л
Натрий Na+
Калий K+
Кальций Ca2+
Магний Mg2+
Литий Li+
Анионы, мг/л
2440–2600
130–190
200–240
10–18
9–11
Фторид F–
Хлорид Cl–
Йод I–
Гидрокарбонат НСO3–
Борная кислота Н3BO3
2–3
1500–1800
5–7
4700–4900
<15
Схема синквейна
Название темы Одно существительное Соль
Описание темы Два прилагательных
Описание
действия
Три глагола
Твердая, кристаллическая
Консервирует, строит,
удобряет
Глава третья. Соединения химических элементов
138
Отношение
к теме
Четыре слова
Суть темы
Фраза
Хлориды, карбонаты,
фосфаты, сульфаты
Компонент жизни
Домашнее задание
1. § 22.
2. Проект. Используя этикетку от минеральной воды, исследуйте ее солевой состав. Подготовьте небольшое сообщение
о выбранной вами воде, о ее пользе.
У р о к 28. Аморфные и кристаллические
вещества. Кристаллические решетки
Цели урока: актуализировать знания о видах химической связи, агрегатных состояниях веществ; сформировать представление
о кристаллических и аморфных веществах, о типах кристаллических решеток: атомной, ионной, молекулярной и металлической;
научить характеризовать и объяснять свойства веществ на основании вида химической связи и типа кристаллической решетки;
познакомить с законом постоянства состава вещества.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий аморфные вещества, кристаллические вещества, кристаллическая решетка (ионная, атомная, молекулярная, металлическая);
устанавливать причинно-следственные связи между строением
атома, химической связью и типом кристаллической решетки химических соединений; характеризовать атомные, молекулярные,
ионные, металлические кристаллические решетки; приводить
примеры веществ с разными типами кристаллических решеток;
метапредметные: использовать знаково-символические средства
для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; моделировать объекты, проводить
наблюдения; составлять на основе текста таблицы, в том числе
с применением средств ИКТ; формулировать цель урока и ставить
задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; оформлять от-
Урок 28. Аморфные и кристаллические вещества. Кристаллические решетки 139
чет с описанием эксперимента, его результатов и выводов; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; выражать
и аргументировать свою точку зрения; личностные: уметь грамотно
обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту;
понимать значимость естественно-научных знаний в повседневной жизни, технике, медицине для решения практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, таблица «Типы кристаллических решеток», шаростержневые модели кристаллических решеток, карточки с заданиями; колба, спиртовка; иод кристаллический.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учащиеся выполняют самостоятельную работу, в это время
учитель проверяет домашнее задание.)
1. Самостоятельная работа
А1. Укажите формулы оксидов.
1) HNO2;
3) SO2;
5) MgO;
2) PH3;
4) Na2SiO3;
6) N2O5.
А2. Определите формулы, соответствующие кислотам.
1) H2O;
3) NaOH;
5) HCl;
2) H2SO4;
4) Ca3(PO4)2;
6) H2SO3.
А3. Укажите формулы щелочей.
3) Fe(OH)2;
1) Cu(OH)2;
5) Fe(OH)3;
2) NaOH;
4) Ba(OH)2;
6) Ca(OH)2.
A4. Определите формулы, соответствующие солям.
1) K2SO3;
3) KMnO4;
5) H2O;
2) H2SO3;
4) NaCl;
6) H2S.
A5. Укажите ряд, в котором формулы оснований расположены
в последовательности: растворимое – нерастворимое – растворимое.
1) KOH – Ca(OH)2 – LiOH;
2) CuOH – Cu(OH)2 – Ba(OH)2;
3) KOH – Cu(OH)2 – Ba(OH)2;
4) NaOH – Fe(OH)3 – Mg(OH)2.
A6. Укажите ряд, в котором формулы кислот расположены
в последовательности: нерастворимая двухосновная – растворимая
одноосновная – растворимая трехосновная:
1) HNO3 – H2SO3 – HF;
2) H2SiO3 – HF – H3PO4;
Глава третья. Соединения химических элементов
140
3) H2SO3 – H2CO3 – HNO2;
4) H2S – H3PO4 – HCl.
А7. Укажите ряд, в котором формулы солей расположены
в последовательности: растворимая – нерастворимая – растворимая.
1) Na2CO3 – Ba(NO3)2 – KCl;
2) CuCl2 – CaCO3 – Ca(NO3)2;
3) K2SO4 – FeCl2 – BaSO4;
4) Li2S – Al2(SO4)3 – ZnCl2.
А8. В каком ряду последовательно расположены формулы оксида, основания, кислоты и соли?
1) H2O2, NaOH, HCl, NaNO3;
2) N2O, Cu(OH)2, BaSO4, H2S;
3) SO2, Ba(OH)2, HNO3, CuSO4;
4) H2O, K2CO3, KOH, H2CO3 .
А9. Определите массовую долю азота в нитрате кальция.
1) 17%;
3) 21%;
2) 8,5%;
4) 10,5%.
А10. Количество вещества, составляющее 171 г сульфата алюминия, равно
1) 0,5 моль;
3) 2 моль;
2) 1 моль;
4) 3 моль.
В1. Установите соответствие между объектом и содержащимся
в нем веществом.
Объект
А. Негашеная известь
Б. Мел
В. Гашеная известь
Г. Минеральная газированная вода
Вещество
1. Угольная кислота
2. Оксид кальция
3. Карбонат кальция
4. Гидроксид кальция
Ответ: А – 2, Б – 3, В – 4, Г – 1.
В2. Разделите вещества на три группы. Назовите каждое вещество и группы.
ZnSO3, BaS, SO2, Na2SO4, H2SO4, K3РO4, H2SO3, K2O, H2S, SO3,
Al2О3, НNO3.
Ответы
1) Соли: ZnSO3 – сульфит цинка, BaS – сульфид бария,
Na2SO4 – сульфат натрия, K3РO4 – фосфат калия.
2) Оксиды: SO2 – оксид серы (IV), K2O – оксид калия, SO3 –
оксид серы (VI), Al2О3 – оксид алюминия.
3) Кислоты: H2SO4 – серная кислота, H2SO3 – сернистая кислота, H2S – сероводородная кислота, НNO3 – азотная кислота.
Урок 28. Аморфные и кристаллические вещества. Кристаллические решетки 141
С1. Запишите формулы солей и соответствующих им гидроксидов и оксидов.
1) Сульфат бария … (BaSO4); гидроксид … (Ba(OH)2), оксид …
(BaO).
2) Нитрит железа (II) … (Fe(NO2)2); гидроксид … (Fe(OH)2),
оксид … (FeO).
2. Устный опрос
– Какие виды химической связи вам известны?
– Какое агрегатное состояние у соединений с ионной связью?
– Какое агрегатное состояние у веществ с ковалентной связью?
III. И
зучение нового материала
1. Аморфные и кристаллические вещества. Типы кристаллических решеток
(Ученики работают с учебником, рассматривают рис. 70
на с. 134, знакомятся с агрегатными состояниями воды и дают
описание по рисунку.)
– Определим, чем кристаллические вещества отличаются
от аморфных.
(Школьники читают текст на с. 133. Затем учитель обращает
внимание учеников на рис. 71 «Аморфные вещества и материалы»
на с. 135.)
Твердые вещества могут иметь или не иметь постоянную температуру плавления. Твердые вещества с постоянной температурой плавления – это кристаллические вещества. Твердые вещества,
не имеющие постоянной температуры плавления, – это аморфные
вещества (например, пластмассы, стекло, воск, пластилин, смолы,
жевательные резинки).
Частицы аморфных веществ расположены в пространстве
не упорядоченно. Кристаллические вещества отличаются упорядоченным расположением в пространстве частиц, формирующих
кристаллы с определенной кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называются узлами решетки.
Частицами могут быть атомы, ионы и молекулы. В узлах решетки
они совершают колебания. При повышении температуры возрастает амплитуда колебаний, происходит тепловое расширение тел.
В зависимости от типа частиц в узлах кристаллической решетки и вида химической связи между ними различают четыре
типа кристаллических решеток: атомные, ионные, молекулярные
и металлические.
2. Атомные кристаллические решетки
У атомных кристаллических решеток в узлах расположены
отдельные атомы. Химическая связь в атомных решетках – ко-
142
Глава третья. Соединения химических элементов
валентная неполярная. Такой тип решетки имеют простые вещества алмаз, графит (аллотропные видоизменения углерода), бор,
кремний, германий и сложное вещество оксид кремния (в составе
кремнезема, горного хрусталя, кварца, песка).
(Ученики читают текст и изучают рис. 72–75 на с. 136–137,
выписывают в тетради физические свойства веществ с атомной
решеткой.)
Они твердые, тугоплавкие, с высокими температурами плавления (алмаз – 3500 °C, кремнезем – 1728 °C, кремний – 1415 °C)
и практически нерастворимы в воде.
(Учитель показывает классу модели атомных кристаллических
решеток.)
3. Ионные кристаллические решетки
(Учащиеся рассматривают рис. 72 и выписывают в тетради физические свойства веществ с ионной кристаллической решеткой.)
Ионные кристаллические решетки отличаются наличием в узлах ионов. Их имеют вещества с ионной связью. Ионная связь может возникнуть между простыми ионами Na+, Cl– или сложными
(NH4)+, (OH)–. Таким образом, соли, основания и некоторые оксиды имеют ионную кристаллическую решетку. Все они твердые, тугоплавкие, с достаточно высокими температурами плавления (поваренная соль – 801 °C, оксид кальция – 2580 °C), многие растворимы
в воде (в отличие от веществ с атомной кристаллической решеткой).
(Школьники изучают модели ионных кристаллических решеток.)
4. Молекулярные кристаллические решетки
(Учащиеся рассматривают рис. 76 на с. 138 и выписывают в тетради физические свойства веществ с молекулярной кристаллической решеткой.)
В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся
молекулы. Вид химической связи – ковалентная полярная (например, Н2О, НCl, NH3) и ковалентная неполярная (например,
N2, Cl2, H2). Силы межмолекулярного взаимодействия в молекулярном кристалле очень слабые. Такие вещества обладают малой
твердостью, они легкоплавкие, летучие. Например, твердый углекислый газ – «сухой лед», твердая вода – лед, кристаллическая
сера, органические вещества сахароза, нафталин, глюкоза.
(Учитель показывает модели молекулярных кристаллических
решеток.)
5. Металлические кристаллические решетки
(Учащиеся рассматривают рис. 77 на с. 138 и выписывают в тетради физические свойства веществ с металлической кристаллической решеткой.)
Урок 28. Аморфные и кристаллические вещества. Кристаллические решетки 143
Металлическая кристаллическая решетка характерна для
всех веществ с металлической связью. В узлах находятся атомы, атом-ионы, а также свободные электроны. Такое строение
обусловливает общие физические свойства металлов: ковкость,
пластичность, металлический блеск, электро- и теплопроводность.
Попробуем определить тип кристаллической решетки, характерный для простого вещества, образованного определенным химическим элементом.
(Ученики работают с табл. 6 «Положение элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева и типы кристаллических решеток их простых веществ» на с. 135.)
На основании молекулярной формулы дадим веществу характеристику по плану.
1. Молекулярная формула и название вещества.
2. Качественный и количественный состав молекул вещества.
3. Простое или сложное это вещество, каковы его молярная
масса, отношение масс атомов в молекуле вещества, массовые доли элементов в соединении.
4. Вид химической связи, тип кристаллической решетки.
5. Особенности физических свойств.
Для веществ, имеющих молекулярное строение, справедлив
открытый французским химиком Ж. Прустом закон постоянства
состава: молекулярные химические соединения, независимо
от способа их получения, имеют постоянный состав и свойства.
Пример. Вода – вещество молекулярного строения. Отношение масс атомов водорода и кислорода в молекуле воды
m(H) : m(O) = 2 : 16 = 1 : 8. В каких бы условиях вода ни образовалась, состав ее молекул остается постоянным.
IV. З
акрепление изученного материала
Лабораторный опыт 13. Ознакомление с коллекцией веществ
с разным типом кристаллической решетки. Изготовление моделей
кристаллических решеток
(Ученикам выдается коллекция веществ и набор для изготовления моделей кристаллических решеток. Они работают в группах, рассматривают выданные вещества и выполняют задания
по описанию на с. 139.)
Отчеты о проделанной работе напишите в тетрадях по плану.
1. Формула вещества.
2. Описание физических свойств.
3. Тип кристаллической решетки.
4. Сборка модели кристаллической решетки.
144
Глава третья. Соединения химических элементов
Задание. Дайте характеристику оксида серы (IV) по плану
(на основании его молекулярной формулы).
V. П
одведение итогов урока
1. Вещества бывают кристаллические и аморфные.
2. Различают четыре типа кристаллических решеток: ионные,
атомные, молекулярные и металлические.
3. Для молекулярных веществ справедлив закон постоянства
состава.
Домашнее задание
1. § 23, устно выполнить задания 6, 7 (с. 140).
2. Дать характеристику сульфиду натрия (Na2S) по плану.
У р о к 29. Чистые вещества и смеси
Цели урока: сформировать представление о химическом анализе (определении состава) смеси; познакомить с классификациями смесей: по агрегатному состоянию веществ и размерам частиц; дать представление о значении в природе и жизни человека
и о применении чистых веществ и смесей; научить классифицировать смеси по определенным признакам.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий чистые вещества, смеси, химический анализ; определять
способы разделения различных смесей в зависимости от свойств
их компонентов; метапредметные: обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение;
составлять на основе текста таблицы, в том числе с применением
средств ИКТ; формулировать цель урока и ставить задачи для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать
ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; выражать и аргументировать
свою точку зрения; личностные: уметь грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных знаний в повседневной жизни, технике медицине, для решения практических задач; формировать
экологическую культуру.
Урок 29. Чистые вещества и смеси
145
Оборудование: карточки с заданиями; химические стаканы,
фильтровальная бумага, лупа; дистиллированная вода, однородные смеси – растворы солей, кислот, щелочей, неоднородные
смеси – известковое молоко, молоко, лекарство «Альмагель»,
синтомициновая эмульсия, смесь поваренной соли и речного
песка; образец горной породы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Проверка домашнего задания
Ответы
1. Формула сульфида натрия – Na2S.
2. Это твердое кристаллическое вещество, с высокой температурой плавления – 1176 °С, растворяется в воде.
3. Соль сульфид натрия имеет ионный тип кристаллической
решетки.
2. Фронтальная беседа
Мы с вами повторим то, что пригодится для открытия нового
знания.
– Что изучает химия, каковы ее методы?
– Что вы знаете о физических телах. (Тела состоят из веществ.)
– Что вы знаете о веществах? (Примерный ответ. Вещества
могут состоять из молекул (молекулярное строение), атомов
или ионов (немолекулярное строение). Они могут находиться в разных агрегатных состояниях (жидкое, твердое,
газообразное). Вещества имеют определенные свойства.)
III. И
зучение нового материала
1. Чистые вещества и смеси
(Учитель показывает демонстрационный опыт.)
Опыт
– Вы видите стакан с дистиллированной водой. Где представлено тело, а где – вещество? (Стакан – тело, вода – вещество.)
– В стакан с дистиллированной водой добавим поваренную
соль и перемешаем. В стакане по-прежнему находится чистое вещество? (Нет, там находится два вещества: вода
и поваренная соль.).
–– Что мы сделали? (Смешали.)
–– Как можно назвать то, что получили во втором стакане?
(Смесь.)
–– Чем отличается смесь от чистого вещества? (Разным количеством веществ в составе.)
146
Глава третья. Соединения химических элементов
–– Поговорим о воде. Вода морская, вода из колодца, дождевая
вода, дистиллированная вода. Чем они отличаются?
(В ходе обсуждения учащиеся приходят к выводу, что морская
вода – это смесь воды и многих растворенных в ней веществ, солей. И природная вода не бывает чистой. Более чистой считается
дождевая вода, но и она может быть с примесями, полученными
из воздуха. Чистая вода замерзает при 0 °C, тогда как океаническая
вода при –1,9 °C.)
Вывод. Приведенные примеры веществ – это смеси. Следует
помнить, что вещества, которые изучают в химии и применяют
в народном хозяйстве, должны быть чистыми. Чистые вещества
состоят из частиц (ионы, молекулы, металлические кристаллы)
одного и того же вещества. Их состав постоянный. Однако часто
мы имеем дело не с чистыми веществами, а со смесями. Свойства
смеси отличны от свойств веществ, входящих в ее состав.
2. Классификация и разделение смесей
(Ученики работают с учебником, рассматривают рис. 78
«Классификация смесей» на с. 142 и составляют классификацию
смесей по агрегатному состоянию.)
По агрегатному состоянию смеси делятся на газообразные
(воздух – смесь газов азота, кислорода, углекислого газа, инертных газов), твердые (стекло, сплавы металлов, гранит) и жидкие
(смесь воды и уксусной кислоты).
По размерам частиц смеси делятся на однородные и неоднородные. В однородных смесях не видна граница раздела между
веществами.
(Учитель показывает растворы сахара в воде, солей, кислот,
щелочей).
В неоднородных смесях частицы видны невооруженным глазом. Например, мутная вода в реке, известковое молоко, лекарство «Альмагель», синтомициновая эмульсия.
Лабораторный опыт 14. Ознакомление с образцом горной породы
(Учитель показывает демонстрационные смеси, школьники
рассматривают горную породу под лупой.)
Состав смеси мы можем определить с помощью химического
анализа.
(Учащиеся читают текст на с. 143.)
Какое значение имеют смеси в природе и в жизни человека? Плазма крови, лимфа, пищеварительные соки, цитоплазма
и кариоплазма клеток – жидкие смеси, необходимые для жизнедеятельности живых организмов. Косметические средства (тушь,
помада), медицинские препараты (мази), аэрозоли необходимы
Урок 29. Чистые вещества и смеси
147
человеку в его повседневной жизни. Кирпич и керамика, строительные растворы необходимы при строительстве, минералы,
руды и сплавы – при производстве техники.
Способы разделения однородных и неоднородных смесей различны и имеют хозяйственное значение. Это получение чистой
питьевой воды на водоочистительных станциях путем отстаивания и фильтрования, нефтепродуктов (бензин, керосин, лигроин,
газойль и мазут) из нефти – ее перегонкой, сахара – перекристаллизацией раствора, лекарственных препаратов – способом
хроматографии, поваренной соли – выпариванием.
Компоненты смеси по агрегатному состоянию могут различаться.
(Учитель показывает таблицу, обсуждает с учениками примеры смесей веществ, встречающихся в природе, на производстве и в быту. Предлагает школьникам привести примеры
смесей.)
Агрегатное состояние веществ
в смесях
Примеры и названия смесей
Твердое – твердое
Жидкое – твердое
Жидкое – жидкое
Газообразное – твердое
Газообразное – жидкое
Бетон, смесь серы и железа
Растворы мела, муки в воде
Подсолнечное масло в воде, молоко
Пыль в воздухе, пемза
Газированные напитки, капельки воды
в воздухе
Газообразное – газообразное Кислород, азот и другие газы в воздухе
IV. З
акрепление изученного материала
(На основе изученного ученики заполняют таблицу, характеризуют чистые вещества и смеси.)
Признаки сравнения
Чистое вещество
Состав
Вещества
Физические свойства
Разделение
Постоянный
Одно вещество
Постоянные
С помощью
химических реакций
Смесь
Непостоянный
Разные вещества
Непостоянные
Физическими
методами
(Ученики выполняют задания 1, 2 из учебника на с. 144.)
V. П
одведение итогов урока
1. Чистые вещества состоят из молекул одного вещества.
2. Смеси состоят из молекул разных веществ.
148
Глава третья. Соединения химических элементов
3. Смеси по агрегатному состоянию бывают твердыми, жидкими и газообразными.
4. Смеси по размерам частиц бывают однородными и неоднородными.
5. Состав смеси определяется химическим анализом.
Домашнее задание
§ 24, выполнить задания 3, 4 из учебника (с. 144).
У р о к 30. Массовая и объемная доли
компонентов смеси (раствора)
Цели урока: сформировать знания о массовой доле компонентов смеси и растворенного вещества, объемной доле компонентов
смеси, объемном составе воздуха и о взаимосвязи массы вещества
и массы смеси, массы растворенного вещества и массы раствора,
массы растворенного вещества, объема раствора и его плотности,
объема газа и смеси газов; научить вычислять массовую (объемную) долю вещества, массовую долю растворенного вещества
по формулам.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятиям: массовая доля растворенного вещества, объемная доля
вещества в смеси; решать задачи с использованием понятий массовая доля элемента в веществе, массовая доля растворенного вещества, объемная доля газообразного вещества; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач;
формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения;
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты;
работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной
и письменной форме; выражать и аргументировать свою точку
зрения; личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии, научное мировоззрение; иметь мотивацию на получение новых знаний; понимать значимость естественно-научных и математических знаний в повседневной жизни для решения
практических задач.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочные таблицы,
карточки с заданиями.
Урок 30. Массовая и объемная доли компонентов смеси (раствора)
149
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Ученики выполняют самостоятельную работу, в это время
учитель проверяет домашнее задание.)
1. Самостоятельная работа
А1. К веществам относится:
1) вода;
3) айсберг;
2) сосулька;
4) льдина.
А2. К химическим явлениям относится:
1) плавление металла;
3) ржавление железа;
2) растворение сахара;
4) испарение спирта.
А3. Массовая доля кислорода в СаSiО3 равна:
1) 18,18%;
3) 26,6%;
2) 41,37%;
4) 30,8%
А4. Выпариванием можно разделить смесь:
1) воды и молока;
2) воды и поваренной соли;
3) железных стружек и деревянных опилок;
4) воды и уксусной кислоты.
А5. Фильтрованием можно разделить смесь:
1) воды и сахара;
2) воды и поваренной соли;
3) воды и угольной пыли;
4) воды и уксусной кислоты.
В1. Верны ли следующие суждения о чистых веществах и смесях?
А. Молоко является смесью веществ.
Б. Водопроводная вода является чистым веществом.
1) верно только А;
3) верны оба суждения;
2) верно только Б;
4) оба суждения неверны.
В2. Установите соответствие между веществом и его свойствами.
Вещество
А. Растительное масло
Б. Поваренная соль
В. Железо
Г. Сахар
Свойства вещества
1. Притягивается магнитом
2. Легче воды
3. Сладкое на вкус
4. Соленое на вкус
Ответ: А – 2, Б – 4, В – 1, Г – 3.
С1. Сколько молекул содержится в 3 молях озона?
Решение
N(O3) = n(O3) ∙ NA; N = 3 моль × 6,02 ∙ 1023 молекул/моль =
= 18,06 ∙ 1023 молекул.
150
Глава третья. Соединения химических элементов
Ответ: N(O3) = 18,06 ∙ 1023 молекул.
2. Проверка домашнего задания
№ 4 (с. 144)
а) Для разделения смеси железных и медных опилок воспользуемся магнитом (железо притягивается магнитом).
б) Для разделения смеси порошков серы и железа воспользуемся методом флотации, который основан на разной плотности
и смачиваемости веществ: на поверхность воды всплывет сера,
а железо останется на дне.
III. И
зучение нового материала
1. Понятие массовой доли
Мы научились вычислять массовую долю химического элемента в соединении по формуле
A (элемента) ⋅ n
w(элемента) = r
⋅ 100%.
Mr
А как количественно определить, сколько каждого компонента содержится в смеси? Или растворенного вещества в растворе?
Массовая доля поможет и здесь.
Отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора называется массовой долей растворенного вещества. Выражается в долях единицы или в процентах
m(р. в.)
w(р. в.) =
⋅ 100%.
m(раствора)
2. Решение задач
Пример 1. В 150 г воды растворили 50 г поваренной соли. Найдите массовую долю (%) поваренной соли в данном растворе.
Д а н о:
m(Н2О) = 150 г,
m(соли) = 50 г
Р е ш е н и е:
m(вещества)
w(р. в.) =
⋅ 100%;
m(раствора)
m(раствора) = m(Н2О) + m(соли);
w(р. в.) = ?
m(раствора) = 150 г + 50 г = 200 г;
50
w(р. в.) =
⋅ 100% = 25%.
200
О т в е т: w(р. в.) = 25%.
Отношение объема компонента смеси к общему объему смеси
называется объемной долей компонента смеси. Объемную долю
обозначают греческой буквой φ (фи)
V (вещества)
⋅ 100%.
φ(компонента смеси) =
V (смеси)
Урок 31. Обобщение и систематизация знаний
151
Пример 2. Сколько литров азота можно получить из 300 л воздуха, если объемная доля азота в воздухе составляет 78%?
Д а н о:
Р е ш е н и е:
V(воздуха) = 300 л,
V (азота)
φ(азота) =
⋅ 100%;
φ(N2) = 0,78.
V (воздуха)
V(азота) = ?
V(азота) = V(воздуха) · φ(N2);
V(азота) = 300 · 0,78 = 234 л.
О т в е т: V(азота) = 234 л.
(Ученики рассматривают диаграмму на рис. 82 (с. 147), записывают в тетрадь объемный состав воздуха, затем изучают рис. 83.)
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики работают в группе, выполняют тренировочные
упражнения, оформляют результаты расчетов в таблице.)
m(раствора)
m(р. в.)
m(воды)
w
200 г
40 г
160 г
0,2 = 20%
500 г
200 г
300 г
400 г
200 г
200 г
0,4 = 40%
0,5 = 50%
V. П
одведение итогов урока
Для решения расчетных задач необходимо знать формулы,
показывающие взаимосвязь массы вещества и массы смеси, массы
растворенного вещества и массы раствора, массы растворенного
вещества, объема раствора и его плотности, объема газа и объема
смеси газов.
Домашнее задание
§ 25, выполнить задания 2–5 (с. 149). (Задания ученики выполняют на отдельных листах и на следующем уроке сдают учителю на проверку.)
У р о к 31. Обобщение и систематизация знаний
по теме «Соединения химических элементов»
Цели урока: обобщить и систематизировать знания по основным вопросам темы «Соединения химических элементов»:
степень окисления химического элемента, определение с. о. элементов в соединении и составление формул соединений по степеням окисления элементов; оксиды, водородные соединения
и их номенклатура; основания, кислоты, соли, их классификация и номенклатура; типы кристаллических решеток соедине-
152
Глава третья. Соединения химических элементов
ний с разными видами связей; закрепить умения характеризовать
химическое вещество по составу, виду химической связи, типу
кристаллической решетки и решать расчетные задачи на массовую
и объемную доли компонентов смеси (раствора).
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: применять полученные знания в соответствии с решаемой задачей; раскрывать смысл
изученных понятий; классифицировать неорганические вещества;
составлять формулы оксидов, оснований, кислот и солей; составлять названия этих классов веществ; характеризовать атомные,
молекулярные, ионные, металлические кристаллические решетки; проводить вычисления с использованием понятия массовой
доли; метапредметные: использовать знаково-символические
средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии,
классифицировать, делать выводы; составлять на основе текста
таблицы, в том числе с применением средств ИКТ; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать
по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; вести диалог и участвовать в дискуссии; выражать
и аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать
умение управлять своей познавательной деятельностью.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочные таблицы,
карточки с заданиями и эталонами ответов.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Проверка домашнего задания
№ 2 (с. 149)
Решение
w(иода) ⋅ m(раствора)
5% ⋅ 30 г
m(иода) =
⋅ m(иода) =
= 1,5 г.
100%
100%
m(спирта) = m(раствора) - m(иода) = 30 г - 1,5 г = 28,5 г.
Ответ: m(иода) = 1,5 г; m(спирта) = 28,5 г.
Урок 31. Обобщение и систематизация знаний
153
III. Р
абота по теме урока
(Учащиеся повторяют теорию, выполняют задания и отвечают
на вопросы.)
1. Дайте определения понятий: степень окисления, бинарные соединения, оксиды, гидриды, летучие водородные
соединения, основания, кислоты, соли, кристаллические
решетки.
2. Раскройте смысл классификации оснований.
3. Назовите признаки классификации кислот и принципы их
номенклатуры.
4. Назовите известные вам индикаторы и их реакции на кислую и щелочную среды.
5. Назовите признаки классификации солей.
6. Охарактеризуйте состав и свойства чистых веществ и смесей.
7. Назовите виды смесей и способы их разделения.
8. Укажите известные вам типы кристаллических решеток.
9. Назовите бинарные соединения и определите степень окисления химических элементов в них: P2O5, PH3, PCl3, Na3P,
PCl5, P2O3, Ca3P2.
10. Составьте формулы химических соединений: оксида азота (V), сульфида железа (II), оксида железа (III), фторида
кислорода, оксида марганца (IV), оксида углерода (II), оксида хлора (VII), бромида углерода (IV), карбида алюминия.
Ответы
1. Степень окисления – условный заряд атомов химических
элементов в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентные полярные) состоят только из ионов. Бинарные соединения – сложные вещества,
образованные двумя химическими элементами. Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один
из которых кислород в степени окисления -2. Гидриды – соединения активных металлов с водородом в степени окисления -1.
Летучие водородные соединения – сложные вещества, состоящие
из неметалла и водорода. Основания – сложные вещества, состоящие из ионов металлов и гидроксид-ионов. Кислоты – сложные
вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.
Соли – сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков. Кристаллическая решетка – упорядоченное
расположение в пространстве частиц вещества (молекул, атомов,
ионов).
2. По растворимости в воде основания делятся на щелочи
(растворимые), малорастворимые и нерастворимые.
Глава третья. Соединения химических элементов
154
3. По содержанию кислорода кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. По количеству атомов водорода
кислоты делятся на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
Принципы номенклатуры: в основе названия кислоты – русское
название атома неметалла. Если атом неметалла в высшей степени окисления, то суффикс -н- не изменяется: HN+5O3 – азотная
кислота; если атом неметалла в более низкой степени окисления,
прибавляется суффикс -ист-: HN+3O2 – азотистая кислота.
4. Фенолфталеин в щелочной среде приобретает малиновый
цвет, универсальный индикатор – синий, метиловый оранжевый – желтый, лакмус – синий. Универсальный индикатор в кислотной среде – изменяется от желтого до красного, метиловый
оранжевый – на красно-розовый, лакмус – на красный.
5. По растворимости в воде соли делятся на хорошо растворимые, малорастворимые и нерастворимые.
6. Чистые вещества состоят из молекул одного вещества.
Их состав постоянный и имеет одну химическую формулу. Состав
смесей может быть разным. Свойства смеси отличны от свойств
веществ, входящих в ее состав.
7. Бывают однородные и неоднородные смеси. Способы
очистки однородных смесей: дистилляция, перегонка, возгонка,
выпаривание, кристаллизация, хроматография. Способы очистки
неоднородных смесей: отстаивание, фильтрование, центрифугирование, действие магнита.
8. Типы кристаллических решеток: атомная, молекулярная,
ионная, металлическая.
9. Название бинарного соединения на основании его формулы начинается с латинского названия электроотрицательного
элемента-неметалла, с суффиксом -ид- (в именительном падеже),
второе слово – русское название электроположительного элемента или менее электроотрицательного элемента (в родительном
падеже).
P2O5
PH3
PCl3
Na3P
PCl5
P2O3,
Ca3P2
Оксид Фосфид Хлорид Фосфид Хлорид
Оксид Фосфид
фосфора водоро- фосфора натрия фосфора фосфора кальция
(V)
да (III),
(III)
(V)
(III)
фосфин
10. Оксид азота (V) N2O5, сульфид железа (II) FeS, оксид железа (III) Fe2O3, фторид кислорода OF2, оксид марганца (IV) MnO2,
оксид углерода (II) CO, оксид хлора (VII) Cl2O7, бромид углерода (IV) CBr4, карбид алюминия Al4C3.
Урок 31. Обобщение и систематизация знаний
155
(Ученики решают задачи. Коллективно работают в командах.)
Задача для команды 1. Для дезинфекции ран используется
5%-й раствор марганцовки (перманганат калия KMnO4). Какую
массу марганцовки и воды надо взять для приготовления 100 г
раствора?
Ответ: масса марганцовки 5 г, масса воды – 95 г.
Задача для команды 2. В домашней аптечке всегда есть 3%-й
раствор зеленки. Сколько красителя бриллиантового зеленого
надо растворить в спирте, чтобы получить 102,5 г зеленки?
Ответ: 3,075 г.
Задача для команды 3. Если вы любите сладкий чай, то на один
стакан (250 г воды) добавляете две чайные ложки сахара по 5 г.
Какова массовая доля сахара в чае?
Ответ: w(сахара) = 3,85%.
Задача для команды 4. Чтобы кожа была белой и гладкой,
принимают соленые ванночки для лица и рук. Какую массу соли
и воды надо взять, чтобы получить 500 г соленого раствора с массовой долей соли 1%?
Ответ: масса соли 5 г, масса воды – 495 г.
(Учащиеся обсуждают в группах результаты работы.)
Теперь попробуем самостоятельно составить по имеющимся
данным задачу.
Задание
(Учитель дает задание классу самостоятельно по диаграммам
на рис. 82, 83 (с. 147) составить расчетную задачу. Объясняет, как
это делать, на примере.)
Пример. Сколько литров азота, кислорода и углекислого газа
содержится в воздухе объемом 40 л? Состав воздуха: 78% азота N2,
21% кислорода O2, 0,03% углекислого газа СO2.
Ответ: V(N2) = 40 л ∙ 0,78 = 31,2 л; V(O2) = 40 л ∙ 0,21 = 8,4 л;
V(СO2) = 40 л ∙ 0,03 = 1,2 л.
IV. П
одведение итогов урока
(Учитель проверяет ответы учеников, вместе с классом анализирует допущенные ошибки и выставляет оценки за работу
на уроке.)
Домашнее задание
1. Повторить § 18–25, подготовиться к контрольной работе
по теме «Соединения химических элементов».
2. Выполнить задания по вариантам. (Ученики оформляют домашние задания на отдельных листах, чтобы на следующем
уроке сдать учителю на проверку).
Глава третья. Соединения химических элементов
156
Вариант 1
1. Составьте формулу соединения, определите в нем степень
окисления элементов, назовите класс вещества:
а) оксид азота (II);
б) гидроксид цинка;
в) фосфат натрия.
2. Дайте характеристику фосфорной кислоты по плану (задание 1, с. 126).
3. Решите задачи.
а) Вычислите количество вещества, соответствующее 9,8 г
серной кислоты.
б) Сколько граммов воды и соли нужно взять для приготовления 80 г 20%-го раствора?
Ответы
1. а) NO – оксид; б) ZnO – оксид; в) Na3PO4 – соль.
3. а)
Д а н о:
Р е ш е н и е:
m(H2SO4) = 9,8 г М(H2SO4) = 98 г/моль;
n(H2SO4) = m(H2SO4) : М(H2SO4) = 0,1 моль.
n(H SO ) = ?
2
4
О т в е т: n(H2SO4) = 0,1 моль.
Вариант 2
1. Составьте формулу соединения, определите в нем степень
окисления элементов, назовите класс вещества:
а) оксид кальция;
б) гидроксид магния (II);
в) карбонат бария.
2. Дайте характеристику сернистой кислоты по плану (см. задание 1 на с. 126).
3. Решите задачи.
а) Сколько граммов воды и соли нужно взять для приготовления 100 г 25%-го раствора?
б) Вычислите количество вещества, соответствующее 320 г
оксида железа (III).
Ответы
1. а) СаО – оксид; б) Mg(OH)2 – основание; в) BaCO3 – соль.
3. а)
Д а н о:
Р е ш е н и е:
m(раствора) = 100 г m(соли) = m(раствора) ∙ w(соли) =
w(соли) = 25%
= 100 г ∙ 0,25 = 25 г;
m(воды) = 100 г – 25 г = 75 г.
m(соли) = ?
m(воды) = ?
О т в е т: m(воды) = 75 г; m(соли) = 25 г.
Урок 32. Контрольная работа по теме «Соединения химических элементов»
157
У р о к 32. Контрольная работа по теме
«Соединения химических элементов»
Цели урока: проверить знания и умения учащихся, степень
усвоения материала по теме «Соединения химических элементов».
Тип урока: урок развивающего контроля.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения.
Планируемые результаты: предметные: самостоятельно применять знания, полученные при изучении темы и выполнении лабораторных работ; раскрывать смысл важнейших изученных понятий;
классифицировать неорганические вещества; составлять формулы оксидов, оснований, кислот и солей; составлять названия этих
классов веществ; характеризовать атомные, молекулярные, ионные
металлические кристаллические решетки; проводить вычисления
с использованием понятия массовая доля; метапредметные: использовать знаковое моделирование; сравнивать, классифицировать,
обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы; планировать
время выполнения заданий; владеть навыками самоконтроля, самооценки, принятия решений и осознанного выбора в учебной
и познавательной деятельности; строить речевые высказывания
в письменной форме; личностные: формировать ответственное
отношение к учению, готовность и способность к саморазвитию
и самообразованию, иметь мотивацию к обучению и познанию.
Оборудование: карточки с заданиями, справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Контрольная работа по теме «Соединения химических элементов»
Вариант 1
А1. Смесью веществ является
1) алюминий;
3) магний;
2) водопроводная вода;
4) углекислый газ.
А2. Укажите ряд формул, в котором все вещества оксиды.
3) ZnO, ZnCl2, H2O;
1) SO3, MgO, CuO;
2) KOH, K2O, MgO;
4) H2SO4, Al2O3, HCl.
А3. В каком соединении азот проявляет наибольшую степень
окисления?
3) NH3;
1) NO2;
2) NO;
4) N2O5.
Глава третья. Соединения химических элементов
158
А4. Укажите формулу сульфата железа (III).
1) FeS;
3) Fe2 (SO4)3;
2) FeSO4;
4) Fe2(SO3)3.
А5. Найдите массовую долю соли в растворе, состоящем
из 80 г воды и 20 г соли.
1) 40%;
2) 25%;
3) 50%;
4) 20%.
А6. Укажите, какие из высказываний верны.
А. В состав оснований входит ион металла.
Б. В состав оснований входит кислотный остаток.
1) верно только А;
3) верно только Б;
2) верны оба суждения;
4) оба суждения не верны.
В1. Установите соответствие между названием вещества
и формулой соединения.
Название вещества
А. Оксид алюминия
Б. Серная кислота
В. Гидроксид алюминия
Г. Сульфат алюминия
Формула соединения
1. H2SO4
2. Al2O3
3. Al2(SO4)3
4. Al(OH)3
Ответ: А – 2, Б – 1, В – 4, Г – 3.
В2. Выберите три правильных ответа. К кислотам относятся:
1) H2CO3;
3) H2SiO3;
5) HCl;
2) Fe(OH)2;
4) Hg(NO3)2;
6) SO2.
В3. Массовая доля (%) кислорода в серной кислоте равна …
(65%).
C1. Рассчитайте объем кислорода, полученного из 200 л воздуха. Объемная доля кислорода в воздухе составляет 21%.
Решение
V(O2) = V(воздуха) ∙ φ = 200 л ∙ 0,21 = 42 л.
Ответ: V(O2) = 42 л.
Вариант 2
А1. Чистое вещество – это
1) морская вода;
3) кислород;
2) воздух;
4) молоко.
А2. Укажите ряд формул, в котором все вещества основания.
1) СuOH, CuCl2, NaOH;
2) K2O, HCl, Ca(OH)2;
3) Ca(OH)2, Mg(OH)2, MgOHCl;
4) KOH, Ba(OH)2, Cu(OH)2.
A3. Укажите соединение, в котором углерод имеет наименьшую степень окисления.
1) СаСО3;
3) СO2;
2) СH4;
4) СO.
Урок 33. Физические явления в химии
159
А4. Укажите формулу хлорида меди (II).
1) CuCl;
3) CuCl2;
2) Cu(NO3)2;
4) CuSO4.
А5. Определите массовую долю соли в растворе, полученном
из 180 г воды и 20 г хлорида натрия.
1) 15%;
2) 20%;
3) 30%;
4) 10%.
А6. Какие высказывания верны?
А. В состав кислот входит водород.
Б. В состав кислот входит кислотный остаток.
1) верно только А;
3) верно только Б;
2) верны оба суждения;
4) оба суждения не верны.
В1. Установите соответствие между названием вещества
и формулой соединения.
Название вещества
А. Оксид магния
Б. Соляная кислота
В. Гидроксид магния
Г. Хлорид магния
Формула соединения
1. HCl
2. MgO
3. MgCl2
4. Mg(OH)2
Ответ: А – 2, Б – 1, В – 4, Г – 3.
В2. Выберите три правильных ответа. К солям относятся:
1) H2CO3;
3) Ba(OH)2;
5) Na2S;
2) KNO3;
4) SO2;
6) CaCO3.
B3. Массовая доля (%) кислорода в оксиде алюминия равна …
(47%).
C1. Рассчитайте объем воздуха, необходимого для получения
39 л азота. Объемная доля азота в воздухе – 78%.
Решение
V(воздуха) = V(азота) : φ = 39 л : 0,78 = 50 л.
Ответ: V(воздуха) = 50 л.
Глава четвертая
ИЗМЕНЕНИЯ, ПРОИСХОДЯЩИЕ
С ВЕЩЕСТВАМИ
У р о к 33. Физические явления в химии
Цели урока: сформировать у учащихся представления о физических явлениях и способах очистки веществ, познакомить
со способами разделения смесей и применением этих способов
в быту и народном хозяйстве.
160
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий дистилляция (перегонка), кристаллизация, выпаривание,
фильтрование, возгонка (сублимация), отстаивание, центрифугирование; устанавливать причинно-следственные связи между
физическими свойствами веществ и способом разделения смесей; метапредметные: обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение; составлять
на основе текста таблицы схемы, опорный конспект, в том числе
с применением средств ИКТ; получать информацию из различных источников и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану,
сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме;
аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать
познавательный интерес к изучению химии, научное мировоззрение; иметь мотивацию на получение новых знаний; понимать
значимость естественно-научных знаний в повседневной жизни,
технике медицине, для решения практических задач.
Оборудование: фильтровальная бумага, вода, масло, делительная воронка, смесь песка с водой, спиртовка, стеклянная пластинка, прибор для дистилляции воды, штатив, фарфоровая чашка,
раствор соли, парафин, иод, перманганат калия.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Прежде чем приступить к изучению нового материала, давайте
вспомним, что такое химические явления и физические явления.
– Какие виды явлений природы вы знаете?
– Какие явления называют химическими? физическими?
– Приведите примеры химических и физических явлений.
– По каким признакам отличаются химические явления
от физических?
(Учитель приводит примеры физических явлений, а ученики
рассуждают, относятся ли эти явления к физическим.)
Урок 33. Физические явления в химии
161
Примеры
1. Вода при нагревании может переходить в пар, а при охлаждении – в лед.
2. Длина медных проводов изменяется летом и зимой: она увеличивается при нагревании и уменьшается при охлаждении.
3. Объем воздуха в воздушном шаре увеличивается в теплом
помещении, при низкой температуре – уменьшается.
Вывод. Изменения с веществами происходят, но при этом
вода остается водой, медь – медью, воздух – воздухом. Новые
вещества, несмотря на изменения, не образуются.
– Приведите примеры физических явлений, с которыми вы
сталкиваетесь дома. (Кипение воды в чайнике, запотевание
окон и морозные узоры, горение электрической лампочки накаливания и др.)
Опыты
(Учитель показывает опыты: плавление парафина, возгонку
иода, растворение перманганата калия, появление запаха вследствие диффузии душистых веществ.)
III. И
зучение нового материала
– Чем отличаются смеси от чистых веществ? (Смеси состоят
из разных веществ, а чистые вещества – из одного.)
В народном хозяйстве часто необходимы чистые и особо чистые вещества. Очистка веществ – это важнейшая проблема химии. На помощь химии приходят физические явления. Вы уже
знаете о способах разделения однородных и неоднородных смесей
веществ. Это перегонка, кристаллизация, фильтрование, возгонка.
Так, перегонкой воды получают дистиллированную воду.
(Учащиеся работают с учебником (с. 150–155), заполняют
таблицу «Способы разделения смесей», делают взаимопроверку.)
Способ
разделения смеси
Физические свойства веществ,
которые лежат в основе способа
Дистилляция
Кристаллизация
Фильтрование
Температуры кипения
Температуры кристаллизации
Перегонка воды
Образование льда
Размер частиц
Возгонка
Отстаивание
Температуры кипения
Плотность веществ
Разделение воды
и песка
Возгонка иода
Отделение масла
от воды
Разделение смеси
Центрифугиро- Плотность веществ
вание
Пример
162
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
Совершая круговорот, вода участвует во многих химических
и физических процессах живой и неживой природы и при этом
может загрязняться. Как получить чистую воду? Вода кипит при
100 °С, и на этом основан способ ее очистки дистилляцией (перегонкой). Дистилляция пригодна и для разделения других смесей.
Используя различные температуры кипения бензина, керосина,
лигроина, газойля, в ректификационных колоннах делят нефть
на эти вещества. Воду можно очистить от примесей фильтрованием. Пористый фильтр удерживает частицы песка и других загрязнителей, пропуская воду.
Опыт 1. Очистим воду от нерастворимых примесей – поваренной соли и речного песка. К смеси добавим воду. Соль растворяется, и мы получаем неоднородную смесь. Профильтруем
ее. Растворенная поваренная соль вместе с водой проходит через
поры фильтра, а речной песок оседает. Песок мы отделили, теперь
нам предстоит отделить соль от воды путем кристаллизации.
Опыт 2. Для отделения соли перельем раствор в фарфоровую
чашечку и станем нагревать ее. Вода испаряется, и на стенках чашечки появляются кристаллики соли.
– Как вы думаете, каким способом получают морскую соль?
Какое явление лежит в основе этого способа? (Выпаривание.)
Выпариванием получают чистую поваренную соль из озера
Баскунчак, морскую соль из морской воды. Для получения чистого вещества иода используют возгонку (сублимацию) – физическое явление, при котором вещество из твердого состояния
переходит в газообразное, минуя жидкую фазу.
– Как можно разделить смесь растительного масла и воды?
(Отстаиванием.)
Опыт 3. У растительного масла и воды различные плотности.
Масло не растворяется в воде. Смеси из масла и воды дадим время постоять, а затем разделим вещества с помощью делительной
воронки.
Чтобы ускорить процесс разделения смесей веществ с разной
плостностью, вместо отстаивания в лабораторной практике часто
используют центрифугирование. Прибор центрифуга, подобно
карусели, интенсивно раскручивает закрепленные в ней пробирки. Под действием центробежной силы частицы разных веществ
получают разное ускорение, и смесь разделяется. Этот метод лежит в основе современного анализа крови.
IV. З
акрепление изученного материала
– Укажите способы разделения следующих веществ в смеси.
1. Вода и сахар. (Выпаривание.)
Урок 34. Химические реакции
163
2. Медные и железные опилки. (Магнит.)
3. Подсолнечное масло и вода. (Отстаивание.)
4. Вода и уксусная кислота. (Дистилляция.)
5. Вода и глина. (Фильтрование.)
6. Порошок мела и поваренная соль, песок и сахар. (Растворение, отстаивание или фильтрование, а затем выпаривание.)
V. П
одведение итогов урока
1. Физические явления используются для разделения смесей.
2. Однородные смеси можно разделить: дистилляцией, перегонкой, возгонкой, выпариванием, или кристаллизацией,
хроматографией.
3. Неоднородные смеси можно разделить: отстаиванием,
фильтрованием, центрифугированием.
Домашнее задание
§ 26, выполнить задания 1, 2, 4, 6 (с. 155).
У р о к 34. Химические реакции
Цели урока: актуализировать знания о химических явлениях – химических реакциях и их признаках; сформировать представления об условиях протекания химических реакций; научить
отличать химические реакции от физических явлений.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий химические реакции, реакции горения, экзотермические реакции, эндотермические реакции; наблюдать и описывать признаки
и условия химических реакций; делать выводы из наблюдений
за экспериментом; метапредметные: обобщать, устанавливать
аналогии, причинно-следственные связи, классифицировать;
получать информацию из различных источников и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать
ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку
зрения; личностные: формировать познавательный интерес к из-
164
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
учению химии, научное мировоззрение; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач;
формировать умение грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: спиртовка, лучина, газоотводная трубка; вопросы для проверки знания правил ТБ и ОТ; магний, сера, карбонат
кальция, соляная кислота, сульфат меди (II), известковая вода,
гидроксид натрия.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа
Вариант 1
1. Установите соответствие между методом разделения смеси
серы и поваренной соли и свойствами веществ.
Метод разделения смеси
А. Выпаривание
Б. Добавление воды
В. Отстаивание
Г. Фильтрование
Свойства веществ
1. Р
азные размеры пор фильтра и частиц
веществ
2. Разные температуры кипения
3. Разная растворимость
4. Разные плотности
Ответ: А – 2, Б – 3, В – 4, Г – 1.
2. Укажите три физических явления.
1) испарение воды;
4) пригорание пищи;
2) горение свечи;
5) растворение соли в воде.
3) деформация пластилина;
Вариант 2
1. Заполните текст подходящими по смыслу словами: состав,
форма, агрегатное состояние, превращение, реагентами, продуктами реакций.
При физических процессах … (состав) веществ не изменяется,
изменяется его … (форма) или … (агрегатное состояние) и размеры
тел. Химическое явление – это … (превращение) одного вещества
в другое. Исходные вещества называются … (реагентами), а образующиеся вещества … (продуктами реакций).
2. Укажите три физических явления.
1) плавление парафина;
4) упаривание воды;
2) горение магния;
5) ржавление железа.
3) разрезание бумаги;
Урок 34. Химические реакции
165
Вариант 3
1. Установите соответствие между методом разделения смеси
нефти и воды и свойствами этих веществ.
Метод разделения смеси
А. Дистилляция
Б. Центрифугирование
В. Отстаивание
Свойства веществ
1. Нефть нерастворима в воде
2. Разные температуры кипения
веществ
3. Разные плотности
Ответ: А – 2, Б – 3, В – 1.
2. Укажите три физических явления.
1) статическое электричество;
2) горение природного газа;
3) гниение органических веществ;
4) дистилляция воды;
5) появление радуги.
Вариант 4
1. Установите соответствие между методом разделения смеси
и свойствами веществ.
Метод разделения смеси
А. Отстаивание
Б. Выпаривание
В. Фильтрование
Г. Центрифугирование
Свойства веществ
1. Разные температуры кипения
2. Вещество нерастворимо в жидкости
3. Разные плотности
4. Р
азные размеры частиц веществ и пор
фильтра
Ответ: А – 2, Б – 1, В – 4, Г – 3.
2. Укажите три физических явления.
1) горение свечи;
2) электрический ток в металле;
3) отражение предмета в зеркале;
4) выпадение снега;
5) изменение цвета раствора.
III. И
зучение нового материала
Изучая превращения веществ, мы познакомились с химическими явлениями, которые отличаются от физических.
– Какие явления называют химическими? (Явления, при которых изменяется состав веществ.)
–– Каковы их признаки? (Изменение цвета, выпадение осадка,
выделение газа, образование слабого электролита.)
Опыты
(Учащиеся повторяют и закрепляют знания правил ТБ и ОТ
при выполнении химического эксперимента – работе с солями,
166
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
кислотами, щелочами. Под руководством учителя выполняют
опыты и записывают в таблицу наблюдаемые признаки реакций.)
№
опыта
1
2
3
4
Действие
Признак химической реакции
К раствору хлорида железа (III)
прилить роданид калия
Смешать порошки серы и железа и нагреть их
Появление кроваво-красного
раствора
Образование нового вещества
серого цвета с немагнитными
свойствами
Появление характерного резкого запаха газа
Яркая вспышка – выделение
света и большого количества
теплоты
Поджечь в ложечке порошок
серы
Поджечь в ложечке для сжигания веществ порошок металла
магния
Все химические реакции, протекающие с выделением света
и тепла, называются реакциями горения, например, горение магния, угля, свечи, жидкого топлива. Химические реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими.
Существуют химические реакции, которые сопровождаются поглощением теплоты, например разложение нитрата калия. Они
называются эндотермическими.
(Учитель обращает внимание школьников на рис. 94 на с. 158.)
Реакцию разложения оксида ртути в школьной лаборатории
проводить опасно из-за токсичности ртути и ее соединений.
(Ученики рассматривают появление металлической ртути
на рисунке.)
Условия проведения химических реакций могут быть обычными. Однако для проведения некоторых реакций требуется нагрев,
освещение либо другие факторы.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики отвечают на вопросы.)
1. С молоком постоянно приключаются разные неприятности: оно то убежит, то прокиснет. В каком случае происходит
химическая реакция? По каким признакам вы это определяете?
(Прокисание молока – химическое явление, происходит выпадение
осадка.)
2. Однажды Юх допоздна засиделся в лаборатории и захотел
есть. Придя на кухню, он вскипятил воду, заварил чай, добавил
сахару. И тут он призадумался. Оказывается, на кухне можно увидеть различные явления, происходящие с веществами. Юх схватил
карандаш и составил список химических явлений, которые можно
Урок 35. Химические уравнения
167
наблюдать на кухне. Но наш незадачливый химик ошибся и включил в список и физические явления. Укажите их:
1) горение природного газа в плите;
2) плавление воска при горении свечи;
3) подгорание пищи;
4) гашение соды лимонной кислотой;
5) гниение продуктов;
6) образование пара при кипении воды в чайнике.
3. Ученики устно отвечают на вопросы заданий № 1, 4, 6
из учебника на с. 160.)
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся отвечают на вопросы учителя и формулируют основные выводы урока.)
1. Выпадение и исчезновение осадка, изменение цвета, выделение газа, выделение света, выделение и поглощение
теплоты – признаки химических реакций.
2. Реакции горения сопровождаются выделением света и тепла.
3. Экзотермические реакции сопровождаются выделением
теплоты.
4. Эндотермические реакции сопровождаются поглощением
теплоты.
5. Условия протекания химических реакций: измельчение
твердых веществ, нагревание, электрический ток, освещение.
Домашнее задание
1. § 26, выполнить задания 2 (домашний эксперимент),
3 (с. 160).
2. Выполнить домашний эксперимент: а) положить кусочек
парафина в металлическую кружку, кружку поместить
в кастрюлю с горячей водой, затем охладить на подставке;
б) железный гвоздь наполовину опустить в стакан с раствором соли. Дать определения наблюдаемым явлениям,
записать результаты в тетрадях.
У р о к 35. Химические уравнения
Цели урока: сформировать знания о законе сохранения массы
веществ и его применении для составления уравнений химических реакций; научить составлять уравнения химических реакций
на основе алгоритма подбора коэффициентов.
Тип урока: урок открытия нового знания.
168
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия химическое уравнение; объяснять закон сохранения массы
веществ с точки зрения атомно-молекулярного учения; составлять
уравнения химических реакций на основе закона сохранения массы веществ; классифицировать химические реакции по тепловому
эффекту; метапредметные: использовать знаково-символические
средства для раскрытия смысла реакций; обобщать, устанавливать
аналогии, причинно-следственные связи, классифицировать, делать выводы; получать информацию из различных источников
и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою
точку зрения; личностные: формировать познавательный интерес
к изучению химии, научное мировоззрение; иметь мотивацию
на получение новых знаний; понимать значимость естественнонаучных знаний для решения практических задач.
Оборудование: колба с пробкой; спиртовка; лабораторные
весы, разновесы; гидроксид натрия, соляная кислота, индикатор
фенолфталеин, красный фосфор.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальная беседа
(Учащиеся сообщают результаты домашнего эксперимента.)
1. Какие явления называют химическими? (Превращения веществ.)
2. Чем химические явления отличаются от физических? (При
химических явлениях происходит изменение состава веществ.)
3. Назовите признаки, по которым можно определить, что
произошла химическая реакция. (Выделение газа, теплоты,
света, изменение окраски и др.)
4. Что такое экзо- и эндотермические реакции? (Протекающие
с выделением или поглощением теплоты.)
Урок 35. Химические уравнения
169
2. Задание
Прослушайте отрывок из сказки В.Ф. Одоевского «Мороз
Иванович»: «Между тем Рукодельница воротится, воду процедит, в кувшин нальет, да еще какая затейница: коли вода нечиста,
так свернет лист бумаги, наложит в нее угольков да песку крупного насыплет, вставит ту бумагу в кувшин да нальет в нее воды.
А вода-то, знай, проходит сквозь песок да сквозь уголья и капает
в кувшин чистая, словно хрустальная».
– Назовите метод очистки веществ. (Фильтрование.)
–– Зачем Рукодельница брала песок, угольки? (Для очистки
воды от примесей-загрязнителей.)
III. И
зучение нового материала
– Как вы думаете, в результате химической реакции изменится масса реагирующих веществ по сравнению с массой
продуктов реакции? (Нет.)
Опыт. Будем наблюдать горение фосфора в кислороде.
(Учитель показывает классу реакцию горения, происходящую
в колбе, взвешенной на весах и закрытой пробкой.)
Запишем уравнение химической реакции, протекающей
в колбе:
P + O2 → P+5O–2.
В результате реакции образуется оксид, но, чтобы записать
правильно его формулу, вспомним, что кислород в оксидах имеет
степень окисления –2, а фосфор в высшей степени окисления +5.
НОК = 10.
P + O2 → P2O5.
Теперь расставим коэффициенты в уравнении. Перед формулами кислорода и оксида фосфора ставим коэффициенты, чтобы
уравнять число атомов кислорода слева и справа.
P + 5O2 → 2P2O5.
Получается, что в результате реакции образуется четыре атома
фосфора. Следовательно, перед атомом фосфора в левой части
ставим коэффициент 4.
4P + 5O2 → 2P2O5.
Еще раз пересчитаем все атомы до и после реакции. Ставим
знак равенства:
4P + 5O2 = 2 P2O5.
Рассмотрим еще один опыт.
(Учитель проводит эксперимент с раствором гидроксида натрия и соляной кислотой в специальной закрытой колбе.)
–– Масса приборов с веществами до после реакции оказались
одинаковы. Почему?
170
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
В 1748 г. М.В. Ломоносов открыл закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна
массе веществ, получившихся в результате реакции.
Почему массы веществ до и после реакции одинаковы? Суть
любой химической реакции заключается в превращении одних
веществ в другие. Идет образование новых соединений из атомов,
составляющих вступившие в реакцию вещества. Получается, что
атомы не исчезают. Из них образуются новые вещества.
Закон сохранения массы веществ дает возможность решать
расчетные задачи.
Пример. При разложении карбоната кальция образовалось
5,6 г оксида кальция и 4,4 г оксида углерода (IV). Какова масса
разложившегося карбоната кальция?
Решение
По закону сохранения массы веществ масса разложившегося
карбоната кальция должна быть равна сумме масс образовавшихся
оксида кальция и оксида углерода (IV).
m(CaCO3) = 5,6 г + 4,4 г = 10 г.
Ответ: m(CaCO3) = 10 г.
Закон сохранения массы веществ дает нам возможность составлять уравнения химических реакций. Мы привыкли считать,
что уравнение – это математический пример, где есть неизвестное, и это неизвестное нужно вычислить. В химии мы помним,
что при составлении уравнений реакций ни один атом не должен
потеряться или неожиданно появиться. Поэтому мы уравниваем
число атомов в левой и правой частях уравнения – расставляем
коэффициенты.
Химическое уравнение – это условная запись химической реакции с помощью химических формул и математических знаков.
Правила составления химических уравнений
1. Химическое уравнение имеет левую часть, где записываются формулы исходных веществ, и правую часть, где записываются формулы конечных продуктов реакции.
2. Между формулами исходных веществ (левая часть), как
и между формулами конечных продуктов реакции (правая
часть), ставится знак «+».
3. Между левой и правой частями уравнения ставится стрелка.
(Учитель предлагает ученикам рассмотреть рис. 98, прочитать
определение химической реакции и пример составления уравнения реакции образования воды на с. 162–164 учебника.)
Составим химическое уравнение взаимодействия водорода
и кислорода с образованием воды. Формулы исходных веществ –
Урок 35. Химические уравнения
171
водорода Н2 и кислорода О2 записываются в левой части уравнения, до стрелки: Н2 + О2 →. Конечным продуктом реакции является вода Н2О, ее формула записывается в правой части уравнения
реакции, после стрелки: → Н2О. Получаем уравнение химической
реакции между водородом и кислородом:
Н2 + О2 → Н2О.
Количество атомов водорода и атомов кислорода в левой
и правой частях уравнения неодинаково. В левой части – два
атома кислорода, а в правой – один. Поэтому и массы веществ
разные. (Учитель обращает внимание учеников на рис. 98 (с. 163)
и 99 (с. 164).)
Чтобы закон сохранения массы веществ соблюдался, необходимо уравнять количество атомов каждого вида в левой и правой
частях уравнения. Для этого используем коэффициенты. Рассуждаем: в левой части уравнения два атома водорода, в правой
части – тоже два атома водорода. В левой части уравнения два
атома кислорода, а в правой части – один атом кислорода, перед
молекулой воды в правой части уравнения ставим коэффициент 2:
Н2 + О2 → 2Н2О.
Вновь сравним количество атомов водорода: в левой части
уравнения два атома водорода, а в правой части их стало четыре.
Перед молекулой водорода в левой части также поставим коэффициент 2:
2Н2 + О2 → 2Н2О.
Полностью уравняв количество атомов кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения, ставим между ними знак
равенства:
2Н2 + О2 = 2Н2О.
(Ученики записывают в тетрадях алгоритм расстановки коэффициентов в уравнении реакции.)
Алгоритм
1. Подсчитать количество атомов каждого элемента в правой
и левой частях уравнения.
2. Определить, у какого элемента количество атомов меняется,
найти НОК.
3. Разделив НОК на индексы, получить коэффициенты и поставить их перед формулами.
4. Пересчитать количество атомов, при необходимости действия повторить.
IV. З
акрепление изученного материала
(Учащиеся выполняют задания 1 (а), 2 (г), 3 (а) из учебника
(с. 166, 167).)
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
172
Ответы
№ 1 (с. 166)
t
а) CaCO3 = CaO + CO2.
№ 2 (с. 166)
t
г) 2CuOH = Cu2O + H2O.
№ 3 (с. 167)
а) H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O.
V. П
одведение итогов урока
1. Химическое уравнение – это условная запись химической
реакции с помощью химических формул и математических
знаков.
2. Закон сохранения массы веществ дает возможность составления уравнений химических реакций.
3. При составлении уравнения химической реакции необходимо помнить о законе сохранения массы веществ, открытом
М.В. Ломоносовым.
Домашнее задание
§ 28, выполнить задания 1 (б), 2 (а, в, д), 3 (б–г) (с. 166, 167).
У р о к 36. Расчеты по химическим уравнениям
Цели урока: закрепить умения и навыки составления уравнений химических реакций; научить решать расчетные задачи
по уравнениям реакций; находить количество вещества, массу и объем продуктов реакции по количеству вещества, объему
и массе исходных веществ.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: выполнять расчеты
по химическим уравнениям на нахождение количества, массы
или объема продукта реакции по количеству, массе или объему
исходного вещества, с использованием понятия доля, когда исходное вещество дано в виде раствора с заданной массовой долей
растворенного вещества или содержит определенную долю примесей; метапредметные: использовать знаково-символические
средства для раскрытия смысла реакций; обобщать, устанавливать аналогии, делать выводы; формулировать цель урока и ста-
Урок 36. Расчеты по химическим уравнениям
173
вить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать умения
управлять своей познавательной деятельностью; понимать значимость естественно-научных и математических знаний для решения практических задач.
Оборудование: справочные таблицы, карточки с заданиями.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Письменный опрос
Составьте уравнения реакций по следующим схемам:
1) Р + О2 → Р2О5;
2) NaNO3 → NaNO2 + O2;
3) NH3 + O2 → N2 + H2O;
4) BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + NaCl.
–– Признаком какой реакции (1–4) является выпадение осадка? (Реакции обмена (4), в результате которой выпадает осадок сульфата бария BaSO4.)
III. Р
абота по теме урока
В Средние века алхимики не знали, что с помощью вычислений
можно определить, какая масса вещества должна вступить в реакцию или образоваться в результате ее. Они брали для экспериментов произвольные порции веществ и по их остаткам выясняли,
какая масса каждого вещества прореагировала. В настоящее время
расчеты не только масс, но и количеств веществ реагентов и продуктов реакций, объемов газов осуществляют по химическим уравнениям. При этом используют значение относительных атомных,
молекулярных, формульных или молярных масс. Благодаря таким
расчетам химик или инженер-технолог может целенаправленно
осуществлять химические превращения, получать продукты реакции в необходимом количестве, избегая избытка исходных веществ.
Сегодня на уроке мы будем учиться решать задачи с использованием химических уравнений. Давайте вспомним, какую информацию дает уравнение химической реакции.
–– Сформулируйте закон сохранения массы веществ. (По химическому уравнению можно рассчитать массу, объем и количество реагирующих и образующихся веществ.)
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
174
Для вычислений нам необходимо знать единицы измерения
массы, объема и количества веществ.
(Учащиеся работают с учебником, рассматривают табл. 7
«Соотношение некоторых единиц физико-химических величин»
на с. 168.)
Воспользуемся алгоритмом решения расчетных задач:
1. Прочитать текст задачи и составить уравнение реакции.
2. Перевести данные задачи (массу, объем) в количество вещества (моль, кмоль, ммоль).
3. Записать исходные данные – известные количества веществ
над их формулами, записать над формулами неизвестные
количества веществ – x, y.
4. Составить пропорцию и вычислить неизвестные количества
веществ.
5. Перевести найденное количество вещества в массу или объем.
6. Оформить ответ.
Пример. Определите с точностью до сотых массу и объем кислорода, необходимого для сжигания 8 г магния.
Д а н о:
m(Мg) = 8 г
Р е ш е н и е:
Молярные массы магния и кислорода соответственно: M(Мg) = 24 г/моль, M(O2) = 32 г/моль.
Составим уравнение реакции 2Мg + O2 = 2МgO.
m(O2) = ?
V(O2) = ?
Количество вещества магния:
n(Мg) = m(Мg) : M(Мg) = 8 г : 24 г/моль = 0,33 моль.
0,33 моль
х моль
2 моль
2
1 моль
2Мg +
O = 2МgO
Составим пропорцию и решим ее.
0,33 моль x моль
=
; n(O2) = х = 0,167 моль О2.
2 моль
1 моль
Масса кислорода
m(O2) = М(O2) · n(O2) = 32 г/моль · 0,167 моль = 5,34 г.
Объем кислорода
V(O2) = n(O2) · Vm; V(O2) = 22,4 л/моль · 0,167 моль = 3,74 л.
О т в е т: m(O2) = 5,34 г; V(O2) = 3,74 л.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики вместе с учителем обсуждают решение задачи.)
Задача. Вычислите количество вещества и массу оксида фосфора (V), полученного при взаимодействии 3,1 г фосфора с кислородом.
Урок 37. Расчеты по химическим уравнениям (продолжение)
Д а н о:
m(P) = 3,1 г
n(P2O5) = ?
m(P2O5) = ?
0,1 моль
4P
4 моль
+
175
Р е ш е н и е:
Составим уравнение реакции: 4P + 5O2 = 2P2O5.
n(P) = m/M; M(P) = 31 г/моль;
n(P) = 3,1 г : 31 г/моль = 0,1 моль.
х моль
5O2 = 2P2O5
2 моль
Составим пропорцию и решим ее.
0,1 моль x моль
=
; n(P2O5) = x моль = 0,05 моль.
4 моль
2 моль
m(P2O5) = M(P2O5) · n(P2O5) = 142 г/моль · 0,05 моль = 7,1 г.
О т в е т: n(P2O5) = 0,05 моль; m(P2O5) = 7,1 г.
V. П
одведение итогов урока
1. Для решения расчетных задач по уравнениям реакций нужно знать соотношение единиц измерения физико-химических величин.
2. Расчетные задачи по уравнениям реакций решают с помощью алгоритма.
Домашнее задание
§ 29 (с. 167–169), выполнить задания 3, 4 (с. 172).
У р о к 37. Расчеты по химическим уравнениям
(продолжение)
Цели урока: закрепить знания, умения и навыки решения
расчетных задач по уравнениям реакций; сформировать умения
и навыки решения расчетных задач по уравнениям реакций, используя понятия примеси и массовая доля растворенного вещества;
научить находить количество вещества, массу и объем продуктов
реакции по количеству вещества, объему и массе исходных веществ (и наоборот).
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: выполнять расчеты
по химическим уравнениям на нахождение количества, массы
или объема продукта реакции по количеству, массе или объему исходного вещества, с использованием понятия доля, когда
176
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
исходное вещество дано в виде раствора с заданной массовой
долей растворенного вещества или содержит примеси; метапредметные: использовать знаково-символические средства для
раскрытия смысла реакций; обобщать, устанавливать аналогии,
делать выводы; формулировать цель урока и ставить задачи для
ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать
ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою
точку зрения; личностные: формировать умения управлять своей
познавательной деятельностью; понимать значимость естественно-научных и математических знаний для решения практических
задач.
Оборудование: карточки с заданиями; справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Фронтальный опрос
– Что такое химическое уравнение?
– Каковы правила составления уравнений химических реакций?
– Какими формулами пользуются для нахождения количества
вещества?
– Сформулируйте закон сохранения массы веществ.
III. И
зучение нового материала
Часто вещества содержат примеси. В то же время нам необходимо найти количество тех или иных веществ по уравнениям
реакций с их участием. В случае когда имеются данные о содержании в веществе определенного процента примеси, решать задачу
можно также с помощью алгоритма, который вы уже освоили.
Только вначале следует исключить из расчета имеющиеся примеси.
w(чистого вещества) ⋅ m(смеси)
.
m(чистого вещества) =
100%
Поэтому w(чистого вещества) = 100% - w(примесей). Иногда
в условиях задач даются массы растворов веществ с определенной
массовой долей растворенного вещества. Здесь вначале необходимо
вычислить по формуле массу растворенного вещества
w(вещества) ⋅ m(раствора)
m(растворенного вещества) =
.
100%
Урок 37. Расчеты по химическим уравнениям (продолжение)
177
Задача. Какой объем водорода (н. у.) можно получить при
взаимодействии 36,5 г 10%-го раствора соляной кислоты с цинком?
Составим алгоритм решения расчетных задач по уравнениям
реакций с использованием понятия массовой доли растворенного
вещества.
Прочитайте условие задачи. Запишите данные из условия задачи. Определите молярные массы веществ.
Д а н о:
m(раствора HCl) = 36,5 г
w(HCl) = 10%
M(HCl) = 36,5 г/моль
Vm = 22,4 л/моль
Р е ш е н и е:
1. Составим уравнение реакции:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
2. Найдем массу и количество чистого
вещества HCl: w(HCl) = 10% (0,1);
m(HCl) = w(HCl) · m(раствора);
V(Н2) = ?
m(HCl) = 0,1 · 36,5 г = 3,65 г;
n = m : М; n(HCl) = m(HCl) : M(HCl);
n(HCl) = 3,65 г : 36,5 г/моль = 0,1 моль.
3. Запишем найденное значение количества вещества HCl
и неизвестное количество H2 над их формулами, а под ними напишем количества веществ, участвующих в реакции:
0,1 моль
х моль
2 моль
1 моль
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
4. Составим пропорцию и решим ее.
0,1 моль x моль
=
; n(H2) = x моль = 0,05 моль.
2 моль
1 моль
5. Найдем объем водорода по формуле V(Н2) = n(Н2) · Vm.
V(Н2) = 0,05 моль · 22,4 л/моль = 1,12 л.
О т в е т: V(Н2) = 1,12 л.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики решают задачу и обсуждают ее вместе с учителем.)
Задача. Какой объем (н. у.) углекислого газа можно получить
при взаимодействии кислорода с 20 г углерода, содержащего 10%
примесей?
– Какой пункт алгоритма решения задачи нам необходимо
изменить, чтобы учесть имеющиеся примеси? (Изменим
пункт 4. Найдем массу (объем) чистого вещества.)
Для решения применим алгоритм решения расчетных задач
по уравнениям реакций с использованием понятия примесей.
Прочитайте условие задачи. Запишите данные из условия задачи. Рассчитайте молярные массы веществ.
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
178
Д а н о:
m(С) = 20 г
w(примесей) = 10%
M(C) = 12 г/моль
Vm = 22,4 л/моль.
Р е ш е н и е:
1. Составим уравнение реакции:
C + O2 = CO2.
2. Если вещество дано в виде смеси, найдем массу (объем) чистого вещества и его
количество:
V(CO2) = ?
w(примесей) = 10% (0,1);
w(чист. C) = 100% – 10% = 90% (0,9);
m(чист. C) = m(C) ∙ w(чист. C) = 20 г · 0,9 = 18 г;
n = m : М; n(C) = m(C) : M(C); n(C) = 18 г : 12 г/моль = 1,5 моль.
3. Запишем количества известных и неизвестных веществ над
формулами и под ними – в уравнении реакции.
1,5 моль
x моль
1 моль
1 моль
C + O2 = CO2
1,5 моль x моль
4.
=
; n(CO2) = x моль = 1,5 моль.
1 моль
1 моль
5. V(CO2) = n(CO2) · Vm ; V(CO2) = 1,5 моль · 22,4 л/моль = 33,6 л.
О т в е т: V(CO2) = 33,6 л.
Домашнее задание
§ 29 (с. 170–171), выполнить задания 1, 2 (с. 172). Ученики выполняют задание 5 на отдельных листах и сдают учителю на проверку.
У р о к 38. Реакции разложения
Цели урока: сформировать представление о типах химических
реакций; научить составлять уравнения реакций разложения, осуществлять реакции разложения с соблюдением правил ТБ и ОТ,
описывать наблюдения и делать выводы.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий реакции разложения, скорость химической реакции, катализаторы, ферменты; классифицировать химические реакции
по числу и составу исходных веществ и продуктов реакций; наблюдать и описывать признаки и условия течения химических
реакций, делать выводы на основании анализа наблюдений за химическим экспериментом; метапредметные: использовать зна-
Урок 38. Реакции разложения
179
ково-символические средства для раскрытия смысла процессов;
обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать
выводы; проводить наблюдения; составлять на основе текста
таблицы, схемы, опорный конспект, в том числе с применением
средств ИКТ; получать информацию из различных источников
и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою
точку зрения; личностные: формировать умения управлять своей
познавательной деятельностью; понимать значимость естественно-научных и математических знаний для решения практических
задач; формировать умения грамотного обращения с веществами
в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: прибор для получения газа, лучина, асбестовая сетка, пробирки, спиртовка, лабораторный штатив; нитрат
меди (II), гидроксид натрия (для приготовления осадка Cu(OH)2),
перманганат калия, пероксид водорода, оксид марганца (IV); кусочки вареного и свежего мяса; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 15, с. 65–66.)
III. И
зучение нового материала
На уроках биологии вы изучали процессы дыхания, питания.
Что происходит с веществами в нашем организме? Организм
представляет собой огромный «химический завод». Для протекания биохимических реакций каждой нашей клеточке нужен
кислород. В результате сложных реакций окисления выделяется
энергия, необходимая для поддержания постоянной температуры
тела, движения, мышления и других процессов. В живой и неживой природе ежесекундно протекает множество химических
реакций. Попробуем определить, чем реакции похожи, а чем они
отличаются. Сегодня мы начнем знакомство с классификацией
химических реакций по изменению числа исходных и конечных
веществ. Познакомимся с реакциями разложения.
В 1774 г. английский химик Дж. Пристли, используя стеклянную двояковыпуклую линзу (большое увеличительное стекло),
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
180
направил сконцентрированный ею пучок солнечных лучей на оксид ртути (ІІ) и получил кислород (рис. 100 в учебнике на с. 173).
Запишем уравнение реакции
2HgO = 2Hg + O2↑.
В этой реакции из одного сложного вещества оксида ртути
образуется два новых простых вещества. Похожая реакция разложения воды электрическим током с помощью специальной установки электролизера показана на рис. 101 в учебнике на с. 174.
Разложение воды – один из способов получения чистого кислорода. Запишем уравнение реакции
эл. ток
2H2O → 2H2↑ + O2↑.
В лаборатории кислород получают разложением пероксида
(перекиси) водорода H2O2.
Опыт 1. Разложение гидроксида меди (ІІ). Подогреем в пробирке на пламени спиртовки свежеполученный голубой студенистый осадок гидроксида меди (ІІ). Содержимое пробирки чернеет
из-за образующегося в результате реакции разложения оксида
меди (ІІ): Cu(OH)2 = CuO + H2O.
В реакцию вступило одно сложное вещество, из которого образовались два новых сложных вещества.
–– А может в результате реакции разложения получиться более
двух веществ? (Да.)
Опыт 2. Разложение перманганата калия KMnO4 (марганцовка). При его разложении в лаборатории можно получать кислород. Насыплем в пробирку кристаллики марганцовки и соберем
прибор для получения газа.
(Ученики рассматривают рис. 103 на с. 176, где показаны два
способа сбора газа.)
Будем собирать в этом опыте выделяющийся кислород методом вытеснения воды (кислород малорастворим в воде) и методом
вытеснения воздуха (кислород тяжелее воздуха). Запишем уравнение реакции: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑.
И ответим на вопросы.
– Каков исходный продукт реакции, его состав? (Перманганат калия.)
– Каковы конечные продукты реакции, их состав? (Манганат
калия, oксид марганца (IV), кислород.)
– Что общего в реакциях разложения? (В реакцию вступает
одно вещество, а образуется несколько (два-три) новых веществ.)
Опыт 3. Разложение пероксида водорода. Запишем уравнение
реакции: 2H2O2 = 2H2O + O2↑. Если подогревать пероксид водоро-
Урок 38. Реакции разложения
181
да в пробирке, не доводя до кипения, то мы увидим, как медленно
выделяется кислород. В этом случае реакция идет с небольшой
скоростью. Можно ли увеличить скорость химической реакции?
Добавим к перекиси водорода немного порошка диоксида марганца MnO4.
Опыт 4. Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV). Жидкость в стакане с перекисью водорода
и оксидом марганца (IV) мгновенно «вскипает»: так бурно выделяется кислород. Внесенная в верхнюю часть стакана тлеющая
лучинка ярко вспыхивает, доказывая наличие кислорода. В этом
случае наша реакция протекает с большой скоростью. Скорость
химической реакции – это быстрота ее протекания, быстрота превращения одних веществ в другие.
С помощью оксида марганца (ІV) мы научились управлять
скоростью химической реакции разложения пероксида водорода.
Оксид марганца (ІV) – катализатор этой реакции. Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость химических реакций,
но по окончании их остающиеся качественно и количественно
неизменными. Катализаторы – основа химических производств
неорганических и органических веществ, так как они увеличивают скорости реакций, выступают ускорителями всех реакций
и в живом организме. Катализаторы белковой природы называются ферментами.
Опыт 5. Действие фермента каталазы на пероксид водорода.
Прильем к кусочку свежего и к кусочку вареного мяса (разложены
в две пробирки) пероксид водорода.
– Что наблюдаете? (В 1-й пробирке с кусочком свежего мяса
выделяется газ. Во 2-й пробирке изменений нет.)
Мы с вами рассмотрели несколько реакций разложения, а теперь попробуем сформулировать определение понятия. Реакции
разложения – это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуются два или более новых вещества.
– Каковы условия проведения реакций разложения? (Все реакции были проведены при нагревании, вещества взяты в раздробленном виде.)
Реакции разложения требуют постоянной подачи теплоты.
Они относятся к эндотермическим реакциям.
IV. З
акрепление изученного материала
1. Какое значение имеют реакции разложения для человека?
(Школьники обсуждают тему в группах.)
2. Задача. В научно-фантастическом романе Александра Богданова «Красная звезда» приведено описание космического ко-
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
182
рабля: «Это была кислородная комната. В ней хранились запасы
кислорода в виде 25 т бертолетовой соли (KClO3), из которой можно было выделить по мере надобности 10 тыс. кубических метров
кислорода». Найдите ошибку в приведенном отрывке.
Д а н о:
m(KClO3) = 25 000 кг
m(O2) = 10 000 м3
m(O2) = ?
Р е ш е н и е:
M(KClO3) = 122,5 г/моль;
n(KClO3) = m(KClO3): M(KClO3);
n(KClO3) = 25 000 кг : 122,5 кг/кмоль =
= 204,1 кмоль;
204,1 кмоль
х моль
2 моль
3 моль
2KClO3 = 2KCl + 3O2↑;
n(О2) = х = (204,1 ∙ 3) : 2 = 306,15 кмоль (О2);
V(O2) = 306,15 кмоль ∙ 22,4 м3/кмоль = 6858 м3.
О т в е т: 6858 м3 (а не 10 000 м3).
(Ученики выполняют задания 1 (в), 3, 4, 6 из учебника
на с. 177–178.)
V. П
одведение итогов урока
1. Химические реакции классифицируются по таким признакам, как выделение или поглощение теплоты, число и состав исходных веществ и конечных продуктов реакции,
присутствие катализатора.
2. Реакции разложения – реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуются два или более новых
вещества.
3. Скорость химической реакции – это быстрота превращения
одних веществ в другие.
4. Условия протекания химической реакции: нагревание или
охлаждение, измельчение, растворение веществ, использование катализаторов.
5. Ферменты – это биологические катализаторы.
Домашнее задание
§ 30, выполнить задания 1 (а, б, г), 2, 5 (с. 177–178).
У р о к 39. Реакции соединения
Цель урока: научить составлять уравнения реакций соединения, осуществлять реакции соединения с соблюдением правил
ТБ и ОТ, записывать уравнения реакций на основе схем превращений, описывать наблюдения и делать выводы.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Урок 39. Реакции соединения
183
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий реакции соединения, реакции разложения, обратимые реакции, необратимые реакции, каталитические реакции, некаталитические реакции; классифицировать химические реакции по числу
и составу исходных веществ и продуктов реакции, направлению
протекания реакции, участию катализатора; наблюдать и описывать признаки, условия течения химических реакций, делать
вывод на основании наблюдений за экспериментом; метапредметные: использовать знаково-символические средства для раскрытия смысла процессов; обобщать, устанавливать аналогии,
классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение; составлять на основе текста таблицы, схемы, опорный конспект,
в том числе с применением средств ИКТ; получать информацию
из различных источников и интерпретировать ее; формулировать
цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану,
сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме;
аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать
умения управлять своей познавательной деятельностью; понимать значимость естественно-научных и математических знаний
для решения практических задач; формировать умения грамотно
обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: колба, ложечка для сжигания веществ, пробирки, спиртовка, тигельные щипцы; медь (медная проволока),
красный фосфор, вода, лакмус, универсальный индикатор; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальная беседа
Прежде чем приступить к изучению новой темы, мы повторим
пройденный на предыдущих уроках материал.
Итак, вы знаете, что химические реакции можно классифицировать. Давайте вспомним:
– С каким типом реакций вы познакомились на прошлом
уроке? (Реакциями разложения.)
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
184
– По какому признаку можно классифицировать реакции
разложения? (По числу и составу исходных веществ и продуктов реакций.)
– Какие еще признаки для классификации химических реакций вы знаете? (По тепловому эффекту, присутствию
катализатора и др.)
– Какие реакции называются реакциями разложения? (Реакции, в которых из одного сложного вещества образуются два
или более новых вещества.)
2. Самостоятельная работа
1. Какие реакции относятся к реакциям разложения?
1) 2H2O = 2H2 + O2;
2) 2Na + Cl2 = 2NaCl;
3) CaO + H2O = Ca(OH)2;
4) 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2;
5) 2H2 + O2 = 2H2O;
6) Cu(OH)2 = CuO + H2O.
2. Установите соответствие между левой и правой частями
уравнений реакций.
Левая часть уравнения
А. H2SiO3 →
Б. 2NaNO3 →
В. 2NaHCO3 →
Г. C2H6 →
Правая часть уравнения
1. 2NaNO2 + O2↑
2. SiO2 + H2O
3. 2C + 3H2↑
4. Na2CO3 + CO2↑ + H2O
Ответ: А – 2, Б – 1, В – 4, Г – 3
3. О каких веществах идет речь в отрывке из стихотворения
С. Щипачёва «Читая Менделеева»?
Ты знаешь газ легчайший – водород.
В соединенье с кислородом – это
Июньский дождь от всех своих щедрот,
Сентябрьские туманы на рассвете!
4. Составьте уравнение реакции между водородом и кислородом, назовите получившееся вещество. (Ответ: 2Н2 + О2 = 2Н2О,
вода.)
5. В уравнениях химических реакций расставьте коэффициенты.
(Ученики работают в парах.)
Вариант 1
1) 2HgO = 2Hg + O2;
2) PbCl2 + Zn = Pb + ZnCl2;
3) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O;
Урок 39. Реакции соединения
185
4) 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 2NO2 + O2;
5) SO3 + H2O = H2SO4.
Вариант 2
1) MgCO3 = MgO + CO2;
2) Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe;
3) H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O;
4) 2KClO3 = 2KCl + 3O2;
5) 2Mg + O2 = 2MgO.
III. И
зучение нового материала
На прошлом уроке мы изучали реакции разложения. Рассмотрим новое понятие: реакции соединения, которое по смыслу противоположно понятию реакции разложения.
– Попробуйте самостоятельно, используя прием противопоставления, дать определение понятия реакции соединения.
(Ответ. Реакции соединения – это реакции, в результате
которых из одного или нескольких исходных веществ образуется одно сложное вещество.)
Верно. Реакции соединения относятся к экзотермическим
реакциям. Они происходят с выделением теплоты, но иногда для
начала реакции необходимо подать теплоту. Рассмотрим новую
для вас форму записи химических реакций – в виде цепочки превращений
1
2
P → P2O5 → H3PO4.
Опыт «Сжигание фосфора в кислороде»
Внесем ложечку с горящим фосфором в колбу. Мы видим образование белого дыма – частичек оксида фосфора (V) P2O5
P + O2 → P2O5.
Это произошел 1‑й процесс из цепочки превращений. Затем
прильем в колбу воду, предварительно вынув оттуда ложечку.
Взболтаем содержимое, закрыв колбу пробкой. Дым рассеивается, и в колбе остается фосфорная кислота
P2O5 + H2O → H3PO4.
– Ребята, как нам понять, что в колбе образовалась фосфорная кислота? (Нам поможет индикатор.)
Наблюдаем изменение окраски лакмуса в колбе на красный.
Это значит, что в колбе у нас действительно находится кислота.
Итак, мы с вами наблюдали 2‑й процесс из цепочки превращений. Отметим, что эти две реакции являются некаталитическими (они протекали без присутствия катализатора) и необратимыми (шли только в прямом направлении). С точки зрения
186
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
классификации по числу и составу исходных веществ и продуктов
реакций мы получили в 1‑й реакции из двух простых веществ одно
сложное, а во 2‑й – из двух сложных веществ образовалось третье,
новое сложное вещество.
Рассмотрим еще один пример реакции соединения – взаимодействие сложного вещества диоксида серы и кислорода
t , V2 O5


→ 2SO3 + Q.
2SO2 + O2 ←
Такую реакцию окисления оксида серы (IV) в оксид серы (VI)
используют в промышленности при производстве серной кислоты. Это обратимая каталитическая химическая реакция (катализатор – оксид ванадия V2O5). Среди множества химических
реакций есть и такие, которые могут протекать одновременно
в двух противоположных направлениях – прямом и обратном.
Такие реакции называются обратимыми. Если реакция протекает
с участием катализатора, она называется каталитической, а если
с участием катализатора-фермента, то ферментативной.
– Рассмотрим цепочку превращений: S → SO2 → Н2SO3.
Как вы думаете, могут реакции из этой цепочки повлиять
на окружающий мир? (Да.)
(Учитель сообщает ученикам, что при сгорании топлива
на ТЭЦ образуется соединение серы с кислородом – газ диоксид
серы, который загрязняет окружающую среду.)
Экология нас учит:
Если кислый дождь из тучи,
То природная среда
Вся в опасности тогда.
–– В образовании кислых дождей участвует (в том числе) и диоксид серы. Какая кислота образуется в атмосфере при
взаимодействии диоксида серы с водой и выпадает на землю с кислым дождем? (Сернистая кислота.)
Составим уравнение реакции соединения:
SO2 + Н2О = Н2SO3.
– Так для чего нам нужно изучать реакции соединения и разложения? (Эти реакции нужно изучать для того, чтобы правильно использовать их в практической жизни и не нарушать
экологического равновесия в природе.)
В реакциях соединения могут принимать участие и три вещества.
(Работа с учебником. Учитель просит школьников познакомиться с алгоритмом составления уравнения реакции получения
азотной кислоты (с. 180).)
Урок 39. Реакции соединения
187
Алгоритм составления уравнения реакции
1. Сравниваем число атомов азота. В левой и правой частях
уравнения по одному атому азота.
2. Сравниваем число атомов водорода. В левой части уравнения два атома водорода, а в правой части – один. Перед формулой
азотной кислоты ставим коэффициент 2:
NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
3. Уравниваем азот: перед формулой оксида азота (IV) в левой
части уравнения ставим коэффициент 2:
2NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
4. Подсчитываем атомы кислорода и уравниваем их:
2NO2 + H2O + 0,5O2 → 2HNO3.
5. Удваиваем коэффициенты, избавляясь от дробного коэффициента 0,5, и получаем окончательное уравнение реакции:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 + Q.
Лабораторный опыт 15. Прокаливание медной проволоки
Прокалим медную проволоку, удерживая ее в тигельных щипцах над пламенем спиртовки.
– Что наблюдаете? (Почернение медной проволоки.)
Запишем уравнение реакции соединения
Cu + O2 = 2CuO.
Сделаем вывод о том, что в ходе реакции соединения образовался оксид меди (II) черного цвета. Масса проволоки также
изменилась, так как вместо атомов меди мы получили более тяжелые молекулы оксида меди.
IV. З
акрепление изученного материала
1. Задание
– Дайте характеристику уравнения реакции
СаО + Н2О = Са(ОН)2 + Q.
Исходные продукты: сложные вещества оксид кальция СаО
и вода Н2О; продукт реакции: сложное вещество гидроксид кальция Са(ОН)2. Это реакция соединения, так как из двух сложных
веществ образовалось новое сложное вещество. При обычных
условиях это необратимая экзотермическая реакция.
2. Творческое задание
(Ученики работают в парах.)
Античные сооружения Акрополя в Афинах за период времени
с 1960 по 1980 г. пострадали от загрязнения воздуха больше, чем
за 2500 предыдущих лет. Почему?
Ответ
Причина в том, что атмосфера Афин оказалась сильно загрязненной выбросами промышленных предприятий и транспорта.
188
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
Специалисты выяснили, что это произошло из-за кислотных дождей. В атмосфере выбросы оксида серы (IV) окисляются до оксида серы (VI): 2SO2 + O2 = 2SO3. Оба оксида серы реагируют с влагой
воздуха с образованием сернистой и серной кислот
SO2 + Н2О = H2SO3; SO3 + Н2О = H2SO4.
Кислотные осадки воздействуют на мрамор (СаСО3) древних
статуй и колонн, разрушая их,
СаСО3 + H2SO4 = CaSO4 + СO2 + Н2O.
По этой же причине в Санкт-Петербурге из Летнего сада все
подлинные статуи, являющиеся произведениями искусства, были
убраны и заменены копиями.
(Ученики выполняют задания 1 (б), 2 (б) (с. 182).)
V. П
одведение итогов урока
1. Реакции соединения – это реакции, в результате которых
из одного или нескольких исходных веществ образуется
одно новое сложное вещество.
2. Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми,
каталитическими и некаталитическими, экзотермическими
и эндотермическими.
3. Х арактеристику уравнения химической реакции дают
по плану: исходные и конечные продукты реакции, их число и состав (простые или сложные вещества), тип реакции
и направление реакции, наличие катализатора, выделение
или поглощение теплоты.
4. Краткая схема превращений веществ называется цепочкой
перехода или превращения.
Домашнее задание
§ 31, выполнить задания 1 (а, г), 2 (а, в, г), 4, 8 (одна реакция)
на с. 182.
У р о к 40. Реакции замещения
Цель урока: научить составлять уравнения реакций замещения, осуществлять реакции замещения с соблюдением правил ТБ
и ОТ, записывать уравнения реакций на основе схем превращений, описывать наблюдения и делать выводы.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Урок 40. Реакции замещения
189
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий реакции замещения, ряд активности металлов; классифицировать химические реакции по числу и составу исходных
веществ и продуктов реакции; использовать электрохимический
ряд напряжений (активности) металлов для определения возможности протекания реакций между металлами и водными растворами кислот и солей; наблюдать и описывать признаки и условия течения химических реакций, делать выводы на основании
наблюдений за экспериментом; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для раскрытия сущности процессов; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать,
делать выводы; проводить наблюдения; составлять на основе текста таблицы, схемы, опорный конспект, в том числе с применением средств ИКТ; получать информацию из различных источников
и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою
точку зрения; личностные: формировать умения управлять своей
познавательной деятельностью; понимать значимость естественно-научных и математических знаний для решения практических
задач; формировать умения грамотного обращения с веществами
в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: пробирки, стеклянная пластинка, пипетка; железный гвоздь или кнопка; кальций, магний, цинк, медь, соляная кислота, сульфат меди (II), индикатор лакмус; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. Организационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Работа у доски
Задание 1. Составьте формулы солей по их названиям: хлорид
цинка, сульфат алюминия, нитрат меди, карбонат калия, фосфат
магния.
Задание 2. Решите историческую задачу.
Антуан-Лоран Лавуазье открыл природу горения различных
веществ в кислороде. В опыте он сначала длительное время нагревал в запаянной реторте навеску ртути, а позже при более высокой температуре нагревал образовавшийся на первом этапе опыта
оксид ртути (II). При этом выделялся кислород, и Лавуазье стал
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
190
вместе с Джозефом Пристли и Карлом Шееле первооткрывателем
этого важнейшего химического элемента. Рассчитайте количество
n и массу m ртути, полученную при разложении 325,5 г HgO.
Д а н о:
m(HgO) = 325,5 г
n(Hg) = ?
m(Hg) = ?
1,5 моль
x моль
2 моль
2 моль
Р е ш е н и е:
M(Hg) = 201 г/моль;
M(HgO) = 201 + 16 = 217 г/моль;
n(HgO) = m(HgO) : M(HgO) =
= 325,5 г : 217 г/моль = 1,5 моль;
2HgO = 2Hg + O2;
n(Hg) = x = (1,5 ∙ 2) : 2 = 1,5 моль;
m(Hg) = n(Hg) ∙ M(Hg) = 201 ∙ 1,5 = 301,5 г.
О т в е т: n(Hg) = 1,5 моль; m(Hg) = 301,5 г.
2. Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 16, с. 66.)
III. И
зучение нового материала
1. Реакции замещения
На этом уроке мы познакомимся с третьим типом реакций –
реакциями замещения. Мы будем учиться выдвигать гипотезы, проверять их, находить закономерности, отыскивать новые факты
и совершенствовать умение записывать уравнения реакций.
– Какие типы химических реакций мы изучили на прошлых
уроках? (Реакции разложения и соединения.)
Опыт
Повторим опыт английского химика Г. Кавендиша. Для эксперимента возьмем цинк и раствор соляной кислоты. Какие это
вещества? (Цинк – металл, простое вещество, соляная кислота –
сложное вещество.)
– Как можно определить раствор кислоты? (При помощи индикатора, например лакмуса.)
–– Нальем в пробирку раствор соляной кислоты и добавим
в него 1–2 капли фиолетового лакмуса. Что наблюдаете?
(Лакмус приобретает красный цвет.)
–– Опустим в пробирку с раствором соляной кислоты цинк.
Что наблюдаете? (Выделение газа и исчезновение красной
окраски раствора.)
Это выделяется водород. Он легче воздуха: М(Н2) = 2 г/моль,
а М(воздуха) = 29 г/моль.
(Учитель дает потрогать пробирку одному из учеников.)
–– Что ощущаете? (Пробирка стала очень горячей.)
Урок 40. Реакции замещения
191
–– Какая это реакция? (Экзотермическая.)
–– В каких растворах лакмус снова становится фиолетовым?
(В нейтральных.)
В результате реакции образовалось новое вещество, соляной
кислоты в растворе нет.
Соберем выделяющийся газ методом вытеснения воздуха.
Перевернутую пробирку с собранным водородом, не наклоняя,
быстро подносим к пламени спиртовки. Водород сгорает с характерным хлопком.
Этот звук говорит о том, что в пробирке смесь водорода с воздухом, называемая гремучим газом. Это взрывоопасная смесь.
Чистый водород сгорает с легким хлопком.
Следует помнить! По правилам ТБ и ОТ при работе с водородом необходима неоднократная его проверка на чистоту.
–– На предметное стекло нанесем пипеткой 1–2 капли полученного раствора и аккуратно выпарим его. Что вы видите
на предметном стекле? (Кристаллики соли – хлорида цинка.)
Составим уравнение реакции цинка с соляной кислотой
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑.
–– Является ли эта реакция реакцией разложения или соединения? (Нет.)
Вывод. Такая реакция относится к реакциям замещения. Дадим определение реакций замещения.
Реакции замещения – это реакции, в результате которых атомы
простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.
Подобную реакцию можно провести и с другим металлом –
алюминием.
(Учитель предлагает ученикам прочитать текст учебника
(с. 184). Учащиеся записывают уравнения и продукты реакций
кислот с алюминием, читают названия получившихся солей.)
2. Ряд активности металлов
–– Все ли металлы взаимодействуют с кислотами с образованием соли и водорода? (Нет.)
Нальем в четыре одинаковые пробирки равные объемы соляной кислоты и опустим в них разные металлы: в первую – кусочек
кальция, во вторую – магния, в третью – цинка, в четвертую –
меди. Заметим, что интенсивность выделения водорода будет
уменьшаться от кальция к цинку. В пробирке с медью газ вообще
не выделяется – реакция не происходит.
Вывод. Металлы по-разному способны вытеснять водород
из растворов кислот. Эту особенность разных металлов открыл
192
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
русский химик Н.Н. Бекетов. Он расположил металлы в особый
ряд, который называется рядом активности металлов:
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Sn Pb H2 Cu Hg Ag Au
Рассмотрим ряд активности металлов. Стрелка указывает
на уменьшение активности металла в растворе. Особо выделен водород, слева от которого расположены металлы кальций, магний,
цинк. Эти активные металлы быстро вытесняют водород из раствора соляной кислоты. Справа от водорода расположены металлы: медь, ртуть, серебро и другие, которые не способны вытеснить
водород из растворов кислот. Причина – в их малой активности.
– Сравните скорости реакций кальция, магния и цинка с раствором соляной кислоты. (Наибольшая скорость реакции
выделения водорода наблюдалась у кальция, поменьше – у магния, а самая маленькая – у цинка.)
–– Посмотрим, где в ряду активности расположены эти металлы. (Кальций – левее магния, а магний – левее цинка.)
Вывод. Более активный металл, стоящий в ряду активности
левее, способен вытеснить из раствора соли менее активный металл, который стоит правее.
Ряд активности металлов мы можем использовать для прогнозирования: будут или нет протекать реакции замещения одних металлов на другие в растворах солей. Уяснить, как более активные
металлы вытесняют менее активные, мы сможем, наблюдая опыт.
(Учитель показывает ученикам лабораторный опыт.)
Лабораторный опыт 16. Замещение меди в растворе сульфата
меди (II) железом
Поместим в химический стакан с раствором сульфата меди (II)
большой железный гвоздь. Уже через 2–3 минуты можно заметить, что та часть гвоздя, которая находится в растворе, покрывается красным налетом меди. Происходит реакция
Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4.
Вспомним, для того чтобы реакция между металлом и раствором соли была практически осуществима, необходимо выполнение условия: металл-заместитель должен располагаться в ряду
активности металлов левее металла, составляющего соль. Поэтому
медь никогда не вступит в реакцию с раствором соли свинца или
железа, зато легко вытеснит серебро из раствора нитрата серебра
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag.
Во всех реакциях, которые мы с вами рассмотрели, атомы
простого вещества замещают в сложном веществе атомы другого
Урок 41. Реакции обмена
193
элемента. В результате мы получаем два новых вещества – простое
и сложное.
(Учитель обращает внимание учеников на рис. 106 и 107 учебника на с.185–186.)
–– В четырех пробирках – растворы солей: нитрата магния,
сульфата цинка, сульфата меди (II), нитрата серебра (I). Если
в каждую пробирку опустить по пластинке цинка, что мы
сможем наблюдать? (В пробирках с растворами сульфата
меди (II) и нитрата серебра (I) заметно появление налетов
меди и серебра на пластинках цинка.)
Цинк, как более активный металл (см. ряд активности), вытесняет атомы меди и серебра из их солей. Зато в растворах нитрата магния и сульфата цинка мы ничего не наблюдаем. Цинк
не может вытеснить магний из раствора его соли, так как в ряду
активности металлов он расположен правее магния. На рис. 107
мы видим кристаллики серебра, выделившиеся на медной пластинке. Более активная медь вытеснила менее активное серебро
из раствора нитрата серебра.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики под руководством учителя выполняют задания 1,
2 (а), 4 из учебника на с. 187.)
V. П
одведение итогов урока
1. Реакции замещения – это реакции, в результате которых
атомы простого вещества замещают атомы одного из химических элементов в сложном веществе.
2. Для прогнозирования возможности протекания реакций
между металлами и кислотами следует определить положение металлов в ряду активности (напряжений) металлов.
Домашнее задание
§ 32, выполнить задания 2 (б–д), 3, 5 (с. 187–188).
У р о к 41. Реакции обмена
Цели урока: сформировать знания об условиях протекания
реакций обмена до конца; научить составлять уравнения реакций обмена, осуществлять реакции обмена, соблюдая правила ТБ
и ОТ, описывать наблюдения и делать выводы.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
194
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
Планируемые результаты: предметные: давать определения понятий реакции обмена, реакции нейтрализации; классифицировать
химические реакции по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции; использовать таблицу растворимости для определения
возможности протекания реакций обмена; наблюдать и описывать
признаки и условия химических реакций, делать выводы на основании наблюдений за экспериментом; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для раскрытия смысла процессов;
обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; проводить наблюдение; составлять на основе текста таблицы, схемы, опорный конспект, в том числе с применением средств
ИКТ; получать информацию из различных источников и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее
результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания
в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения;
личностные: формировать умения управлять своей познавательной
деятельностью, грамотно обращаться с веществами в химической
лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных
и математических знаний для решения практических задач.
Оборудование: предметное стекло, пипетка, спиртовка, пробирки; гидроксид натрия, соляная кислота, азотная кислота,
сульфат меди (II), карбонат натрия, универсальный индикатор,
фенолфталеин; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Химический диктант
–– Закончите предложения.
1. Реакции, в результате которых из одного сложного вещества
образуются два и более новых вещества, – это … (реакции
разложения).
2. Реакции, в результате которых из одного или нескольких
исходных веществ образуется одно сложное вещество, –
это … (реакции соединения).
3. Реакции между сложным и простым веществом, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из химических элементов сложного вещества – это…
(реакции замещения).
Урок 41. Реакции обмена
195
4. Лакмус в нейтральной среде имеет … (фиолетовый) цвет.
5. В щелочной среде становится малиновым индикатор … (фенолфталеин).
2. Работа у доски по карточкам
1. Можно ли осуществить химические реакции согласно уравнениям? Дайте обоснованный ответ.
1) 2Ag + 2HCl ≠ 2AgCl↓ + H2↑; (Реакция не идет, так как
металл Ag находится в ряду активности металлов правее
водорода.)
2) Co + Cu(NO3)2 = Co(NO3)2 + Cu↓;
3) Ba + H2SO4 = BaSO4↓ + H2↑;
4) Cr + MnCl2 ≠ Mn + CrCl2. (Реакция не идет, так как металл Cr расположен в ряду активности металлов правее
металла Mn, входящего в состав соли.)
2. Допишите уравнения возможных реакций. Если реакция
не происходит, объясните почему.
1) Zn + H2SO4 → … (ZnSO4 + H2↑);
2) Cu + HCl → … (Реакция не идет, так как металл Cu находится в ряду активности металлов правее водорода.)
3) Mg + CuCl2 → … (MgCl2 + Cu);
4) Ag + MgSO4 → … (Реакция не идет, так как металл Ag
расположен в ряду активности металлов правее металла
Mg, входящего в состав соли.)
3. Запишите уравнения реакций:
1) хлорид меди (II) + алюминий → хлорид алюминия + медь;
(3CuCl2+ 2Al → 2AlCl3 + 3Cu.)
2) кальций + соляная кислота → хлорид кальция + водород;
(Ca + 2HCl → CaCl2 + H2↑.)
4. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций:
1) 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2;
2) 4P + 5O2 → 2P2O5.
5. Задача. Для паяния используют травленую (паяльную)
кислоту, которую получают, добавляя небольшие кусочки цинка в раствор соляной кислоты НСl до тех пор, пока цинк не перестанет растворяться. Сколько граммов цинка израсходовано
на приготовление травленой кислоты, если объем выделившегося
водорода (Н2), измеренный при н. у., составил 5,6 л.
(Класс решает задачу. Учитель оценивает ответы учащихся
у доски и задает им дополнительные вопросы.)
Д а н о:
V(H2) = 5,6 л
m(Zn) = ?
Р е ш е н и е:
n(H2) = V(H2) : Vm;
n(H2) = 5,6 л : 22,4 л/моль = 0,25 моль;
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
196
х моль
0,25 моль
1 моль
1 моль
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑;
n(Zn) = x моль = (0,25 моль ∙ 1 моль) : 1 моль = 0,25 моль;
M(Zn) = 65 г/моль;
m(Zn) = n(Zn) ∙ M(Zn) = 0,25 моль ∙ 65 г/моль = 16,25 г.
О т в е т: m(Zn) = 16,25 г.
III. И
зучение нового материала
(Изложение нового материала учитель начинает с проведения
опыта.)
Опыт 1. Взаимодействие гидроксида натрия с сульфатом меди (II)
В пробирку нальем гидроксид натрия – раствор щелочи.
К нему добавим раствор сульфата меди (II).
–– Что наблюдаете? (Выпадение осадка синего цвета.)
Составим уравнение химической реакции взаимодействия
гидроксида натрия с сульфатом меди (II)
2Na+(OH)– + Cu2+(SO4)2– = Cu2+(OH)–2↓ + Na+2(SO4)2–.
Вещество, выпавшее в осадок, в уравнении реакции отмечается стрелкой, направленной вниз. Это нерастворимый гидроксид
меди (II), сложное вещество. Отфильтруем небольшую часть содержимого пробирки и 1–2 капли фильтрата выпарим на предметном стекле. На стекле образовались кристаллики соли – сульфата
натрия. Получается, что в ходе реакции сложные вещества обменялись своими составными частями: (OH)–, (SO4)2–.
Сформулируем теперь определение реакций обмена.
Реакции обмена – это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.
Опыт 2. Взаимодействие раствора щелочи с раствором кислоты
Учитель обращает внимание школьников на рис. 110 (с. 190),
а затем выполняет опыт.)
–– В пробирку нальем раствор щелочи и добавим несколько
капель фенолфталеина. Что наблюдаете? (Фенолфталеин
приобретает малиновый цвет, значит, у нас щелочная реакция среды.)
–– Теперь к раствору щелочи прильем раствор соляной кислоты. Что наблюдаете? (Индикатор восстановил свой цвет,
в растворе нет щелочи, среда нейтральная.)
–– Выпарим несколько капель раствора на предметном стекле.
Что наблюдаете? (Образовались кристаллики соли.)
Составим уравнение реакции между соляной кислотой и щелочью. Запишем формулы сложных веществ с указанием зарядов
ионов
Урок 41. Реакции обмена
197
Na+(OH)– + H+(Cl)– = Na+(Cl)– + H+(OH)–.
Произошла реакция обмена, в результате которой образовались соль и вода. Это реакция нейтрализации.
Опыт 3. Взаимодействие карбоната натрия с азотной кислотой
(Учитель обращает внимание учеников на рис. 111 (с. 190).
Опыт выполняют одновременно учитель и учащиеся.)
–– В пробирку нальем прозрачный раствор карбоната натрия
и добавим к нему раствор азотной кислоты. Что наблюдаете? (Выделяется газ, раствор как бы вскипает.)
Выделение газа – это признак химической реакции. В нее
вступили сложные вещества – соль и кислота. Составим уравнение реакции
Na+2(CO3)2– + 2H+(NO3)– = 2Na+(NO3)– + H2O + CO2↑.
Вспомним, что угольная кислота слабая. Это непрочное соединение, которое сразу распадается на углекислый газ и воду.
(Учитель обобщает сведения о признаках протекания реакций
обмена в растворах до конца: выпадение осадка, образование слабого электролита – воды, выделение газа.)
Следует помнить! Условия протекания реакций обмена
до конца: выпадение осадка, выделение газа, образование воды.
Если в результате реакции обмена этих явлений не наблюдается,
то химическая реакция не происходит.
Например, в результате реакции NaCl + KOH ≠ KCl + NaOH
не образуется осадок, KCl и NaOH – растворимые вещества.
Эта реакция не имеет смысла. Знак равенства необходимо перечеркнуть.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики слушают стихотворение.)
Если выделится газ – это раз, и получится вода – это два,
А еще – нерастворимый осаждается продукт…
«Есть осадок», – говорим мы. Это третий важный пункт.
Химик правила обмена не забудет никогда:
В результате – непременно будет газ или вода,
Выпадет осадок. Вот тогда – порядок!
–– О каких признаках реакций обмена говорится в стихотворении? (Выделение газа, выпадение осадка и образование слабого
электролита.)
(Ученики выполняют задания 1, 2, 3 (а), 4, 6 из учебника
с. 191–192.)
№ 3 (с. 191)
а) CaCl2 + K3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 3KCl.
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
198
№ 6 (с. 192)
Д а н о:
Р е ш е н и е:
m(раствора) = 980 г
m(CuSO 4) = m(раствора) ∙ w(CuSO 4) =
w(CuSO4) = 20% = 0,2 = 980 г ∙ 0,2 = 196 г;
M(CuSO4) = 160 г/моль;
n(Cu(OH)2) = ?
M(Cu(OH)
) = 98 г/моль;
2
m(Cu(OH) ) = ?
2
n(CuSO 4) = m(CuSO 4) : M(CuSO 4) = 196 г : 160 г/моль =
= 1,225 моль;
n(Cu(OH)2) = n(CuSO4) = 1,225 моль;
m(Cu(OH)2) = n(Cu(OH)2) ∙ M(Cu(OH)2) = 1,225 моль ∙ 98 г/моль =
= 120 г.
О т в е т: n(Cu(OH)2) = 1,225 моль; m(Cu(OH)2) = 120 г.
V. П
одведение итогов урока
1. Реакции обмена – это реакции, в результате которых два
сложных вещества обмениваются своими составными частями.
2. Реакции нейтрализации происходят в растворах между щелочами и кислотами.
3. Условия протекания реакций обмена в растворах до конца:
выпадение осадка, образование воды, выделение газа.
Домашнее задание
1. § 33, выполнить задания 3 (б), 5 (с. 191–192). (Задания ученики выполняют на отдельных листах и на следующем уроке сдают учителю на проверку.)
2. Подготовить сообщения на темы: «Нахождение воды в природе и живом организме», «Роль воды в организме и жизни
человека, природе, промышленности и сельском хозяйстве», «Круговорот воды в природе», «Мероприятия, связанные с очисткой воды и ее охраной».
У р о к 42. Типы химических реакций
на примере свойств воды
Цели урока: актуализировать знания о типах химических реакций с целью применения их для изучения химических свойств
воды; сформировать знания об условиях взаимодействия оксидов
металлов и оксидов неметаллов с водой, о физических свойствах
воды, ее роли в природе и жизни человека; научить составлять
уравнения реакций всех типов, характеризующих химические
свойства воды, оперировать понятием гидроксид.
Урок 42. Типы химических реакций на примере свойств воды
199
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия гидролиз; классифицировать химические реакции по числу и составу исходных веществ и продуктов реакций; метапредметные: использовать знаково-символические средства для раскрытия смысла процессов; обобщать, устанавливать аналогии,
классифицировать, делать выводы; структурировать учебный
материал; проводить наблюдение; составлять на основе текста
таблицы, схемы, опорный конспект, в том числе с применением
средств ИКТ; получать информацию из различных источников
и интерпретировать ее; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые
высказывания в устной и письменной форме; аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать умения управлять
своей познавательной деятельностью, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать
значимость естественно-научных и математических знаний для
решения практических задач.
Оборудование: пробирка, эксикатор, лабораторный нож;
вода, натрий, карбид кальция, фенолфталеин; карточки с заданиями.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 17, с. 67.)
III. И
зучение нового материала
(Учитель заслушивает сообщения учащихся о воде, которые
они подготовили дома.)
–– Какие типы химических реакций вы знаете? (Реакции разложения, соединения, замещения и обмена.)
Повторим основные типы химических реакций на примере
свойств воды.
200
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
1. Реакции разложения
При действии постоянного электрического тока вода разлагается на водород и кислород
2Н2О → 2Н2↑ + О2↑.
Реакции, протекающие под действием электрического тока,
называются электролизом.
В природе на свету из воды и углекислого газа в листьях зеленых растений в присутствии хлорофилла происходит синтез органического вещества глюкозы и выделение кислорода (рис. 112,
с. 193). Изобразим этот процесс в виде обобщенного уравнения
реакции
6СО2 + 6Н2О = С6Н12О6 + О2↑.
2. Реакции соединения
(Учитель предлагает ученикам прочитать текст учебника
на с. 193–194, рассмотреть рис. 113.)
Составим уравнение реакции взаимодействия негашеной извести с водой по схеме: вода + оксид кальция = гидроксид кальция
Н2О + СаО = Са(ОН)2.
–– К какому типу относится эта реакция? (Реакция соединения.)
–– В какой среде фенолфталеин окрашивается в малиновый
цвет? Какое соединение образовалось? (В щелочной. Образовалось основание – гидроксид кальция, или гашеная известь.)
Гидроксид кальция относится к малорастворимым основаниям.
(Ученики находят Са(ОН)2 в таблице растворимости.)
Его раствор обладает сильной щелочной реакцией и называется известковой водой. Оксиды очень активных металлов (металлы
главных подгрупп I и II групп ПСХЭ Д.И. Менделеева) при взаимодействии с водой образуют щелочи. Историческое название
металлов главной подгруппы I группы – щелочные, металлов
главной подгруппы II группы – щелочноземельные, так как их
оксиды в старину назывались «землями».
Вывод. Оксиды активных металлов взаимодействуют с водой
с образованием щелочей.
–– Взаимодействуют ли с водой оксиды неметаллов? (Да.)
Составим уравнение реакции: оксид серы (IV) + вода = сернистая кислота
SO2 + Н2О = Н2SO3.
–– К какому типу относится эта реакция? (Реакция соединения.)
–– Все ли оксиды неметаллов образуют с водой кислоты? (Да.)
Единственный оксид неметалла, который не взаимодействует
с водой, – это оксид кремния (кремнезем, или речной песок)
SiO2 + H2O ≠.
Урок 42. Типы химических реакций на примере свойств воды
201
Вывод. Оксиды активных металлов и оксиды неметаллов (кроме оксида кремния) взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды: основания и кислородсодержащие кислоты.
Дадим определение. Гидроксидами называют кислородсодержащие кислоты и основания.
3. Реакции замещения
–– Характерна ли для воды реакция замещения?
Опыт 1. В эксикатор нальем немного воды и добавим фенолфталеин. Цвет фенолфталеина в нейтральной среде не изменяется. Отрежем кусочек натрия, предварительно очистив его от вазелинового масла фильтровальной бумагой, и аккуратно поместим
в эксикатор с водой.
–– Что наблюдаете? (Происходит бурная реакция. Кусочек натрия «бегает» по поверхности воды. Выделяющийся газ выталкивает его на водную поверхность. Фенолфталеин приобретает малиновый цвет – образуется щелочная среда.)
Составим уравнение реакции по схеме: натрий + вода = водород + гидроксид натрия
2Na + 2HOH = H2↑ + 2NaOH.
–– К какому типу относится эта реакция? (Реакция замещения.)
Вывод. Все щелочные и щелочноземельные металлы при
обычных условиях взаимодействуют с водой с образованием щелочей и водорода.
4. Реакции обмена
–– Вступает ли вода в реакции обмена?
(Учитель обращает внимание школьников на таблицу растворимости на форзаце учебника.)
В некоторых клетках этой таблицы стоят прочерки, которые
означают, что данное вещество водой разлагается, т. е. гидролизуется. Дадим определение гидролиза.
Гидролиз – обменное взаимодействие веществ с водой, приводящее их к разложению. Гидролиз бывает необратимым и обратимым.
(Эту тему ученики будут изучать в старших классах.)
Опыт 2. В пробирку поместим кусочек карбида кальция и аккуратно прильем дистилированной воды.
–– Что наблюдаете? (Идет бурная реакция, выделяется газ.)
Составим уравнение реакции по схеме карбид кальция +
+ вода = ацетилен + гидроксид кальция (известковая вода)
СаС2 + 2Н2О = С2Н2↑ + Са(ОН)2.
В результате реакции образовался газ ацетилен (органическое
вещество) и малорастворимый гидроксид кальция. Протекает необратимый гидролиз карбида кальция. Основа жизнедеятельно-
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
202
сти живых организмов – это взаимодействие с водой (гидролиз)
органических веществ: жиров, белков, углеводов.
Вывод. Вода – химически активное вещество. Она имеет разнообразные химические свойства.
(Ученики работают у доски.)
На основании изученных свойств воды составьте уравнения
реакций, цепочки превращений и укажите типы реакций, к которым они относятся.
1
2
3
1. Са(ОН)2 ← Са → СаО → Са(ОН)2.
Ответ
1) Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑, реакция замещения;
2) 2Са + О2 = 2СаО, реакция соединения;
3) СаО + Н2О = Са(ОН)2, реакция соединения.
1
2
3
2. S → SO2 → H2SO3 → SO2.
Ответ
1) S + О2 → SO2, реакция соединения;
2) SO2 + Н2О = H2SO3, реакция соединения;
3) H2SO3 → SO2 + Н2О, реакция разложения.
IV. З
акрепление изученного материала
Со времен Гомера известен оксид – бесцветный газ с резким
запахом. Одиссей, хитроумный герой Троянской войны, окуривал им помещение, в котором находились враги, горящей серой,
и в конце концов победил женихов Пенелопы. Плиний Старший,
римский историк, упоминал в своих сочинениях газообразный
оксид, который уничтожает инфекцию и вредных насекомых. Тот
же оксид стал причиной смерти Плиния во время извержения
Везувия. В наши дни этот газ выбрасывается в атмосферу с дымом
тепловых электростанций и металлургических заводов и является
причиной кислотных дождей.
–– Что это за газ? (Оксид серы (IV).)
–– Какая кислота присутствует в капельках дождя? (Сернистая
кислота.)
(Ученики выполняют задание 3 из учебника (с. 197).)
V. Подведение итогов урока
1. Для воды характерны все типы химических реакций.
2. Электролиз, фотолиз, фотосинтез, гидролиз – это реакции
с участием воды.
3. Гидроксидами называют кислородсодержащие кислоты
и основания.
Домашнее задание
§ 34, повторить § 26–33.
Урок 43. Обобщение и систематизация знаний
203
У р о к 43. Обобщение и систематизация
знанийпо теме «Изменения,
происходящие с веществами»
Цели урока: обобщить и систематизировать знания, умения
и навыки по главным вопросам темы «Изменения, происходящие с веществами»: типы химических реакций разложения, соединения, замещения, обмена; признаки и условия протекания
реакций; классификация реакций по признакам: обратимость,
выделение или поглощение энергии, применение катализатора;
скорость реакции; схемы превращений; решение расчетных задач.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: уметь применять знания для решения задач; раскрывать смысл важнейших изученных понятий; составлять уравнения химических реакций; классифицировать химические реакции по различным признакам;
выполнять расчеты по химическим уравнениям; метапредметные:
использовать знаково-символические средства для решения задач; обобщать, устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; составлять на основе текста таблицы, в том числе
с применением средств ИКТ; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; вести диалог
и участвовать в дискуссии для выявления разных точек зрения;
выражать и аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать добросовестное отношение к учению и умения управлять своей познавательной деятельностью.
Оборудование: карточки с заданиями и эталонами ответов,
справочные таблицы, план характеристики химического уравнения, алгоритм решения расчетных задач (на слайдах или в распечатанном виде).
Ход урока
I. О
рганизационный момент
Ребята, у нас с вами заключительный урок по теме «Изменения, происходящие с веществами».
204
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
–– Какие вопросы из изученного вы считаете наиболее важными? (Понятия физических и химических явлениий, признаки
химических реакций, классификация и названия химических
веществ, уравнения и типы химических реакций, расчеты
по химическим уравнениям.)
(Учащиеся работают в группах, обсуждают ответы на вопросы,
работают с текстом учебника (в заданиях указаны параграфы),
выполняют вместе с учителем практические задания и оформляют
ответы.)
II. А
ктуализация знаний
Повторим понятия физических и химических явлений (§ 26,
27) и чистых веществ и смесей (§ 24). В окружающем мире протекает множество химических реакций. Чтобы ориентироваться
в этом «царстве реакций», нам надо знать типы реакций, уметь
различать их существенные признаки.
(Учитель просит найти определение химической реакции
в учебнике и зачитать его.)
– Какие признаки химических реакций вы знаете? (Выпадение
осадка, образование слабого электролита, выделение газа.)
– Каковы условия возникновения и протекания химических
реакций? (Нагревание веществ, их измельчение и др.)
– Чем смеси отличаются от чистых веществ? (Смеси состоят
из двух и более веществ, чистые вещества – из одного.)
– Как бы вы разделили смесь древесных и железных опилок?
(Магнитом.)
III. Работа по теме урока
1. Химический диктант
(Ученики пишут диктант в тетрадях.)
1. Разделите явления на физические и химические.
1) Плавление алюминия. (Физическое.)
2) Образование зеленого налета на медных вещах. (Химическое.)
3) Испарение воды из чайника. (Физическое.)
4) Почернение серебряных ложек. (Химическое.)
5) Ржавление гвоздя. (Химическое.)
6) Морозный узор на окне. (Физическое.)
2. Разделите вещества на смеси и чистые вещества.
1) Сера. (Чистое вещество.)
2) Кислород. (Чистое вещество.)
3) Воздух. (Смесь.)
4) Почва. (Смесь.)
Урок 43. Обобщение и систематизация знаний
205
5) Алюминий. (Чистое вещество.)
6) Молоко. (Смесь.)
2. Работа в группах (командах)
(Учащиеся работают в командах по четыре человека.)
Научные достижения – продукт творческого труда ученых.
Под творчеством в науке понимают открытие новых фактов, правил, принципов, методов, законов и теорий, изобретение новой
техники или новых технических решений производства продуктов. Сейчас вы в роли ученого и попытаетесь найти правильное
решение творческих задач.
Задача 1. Дистиллированная вода часто используется в быту
(например, для приготовления электролита аккумуляторной батареи), в лаборатории (для приготовления растворов), поэтому
очень важно быстро определить, является ли имеющаяся вода
дистиллированной или нет. Предложите способ, с помощью которого можно быстро отличить дистиллированную и водопроводную воду. (Ответ. Водопроводная вода содержит в своем составе
различные соли (она обладает жесткостью). Если выпарить каплю
водопроводной воды на предметном стекле, наблюдается осадок
соли.)
Задача 2. Этот оксид честно служит людям: его хорошо знают
те, кто хотя бы однажды пользовался огнетушителем или пил газированную воду. Газ не ядовит, но при вдыхании его в больших
количествах наступает удушье из-за недостатка кислорода. В Италии находится «собачья пещера», в которой человек стоя может
находиться длительное время, а забежавшая туда собака по вине
этого газа задыхается и гибнет. Этот газ получают реакцией разложения карбоната кальция. Что это за вещество? Напишите уравнение реакции. (Ответ: углекислый газ; СаСО3 = СаО + СО2.)
(Ученики делятся на команды, выполняют свои варианты задания.)
Задание для команды 1. Реакции разложения
1. Кто открыл закон сохранения массы веществ в 1756 г.?
1) М.В. Ломоносов;
3) Д.И. Менделеев;
2) А. Лавуазье;
4) Д. Дальтон.
2. В уравнении реакции CaCO3 → CO2 + H2O определите сумму коэффициентов.
1) 2;
2) 3;
3) 4;
4) 5.
3. В уравнении 2NH3 → N2 + 3H2 определите соответственно
количество исходных веществ и продуктов реакции (в молях).
1) 2 и 4;
2) 2 и 2;
3) 1 и 3;
4) 4 и 4.
206
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
4. Укажите реакцию разложения.
l) NaOH + HCl → NaCl + H2O;
2) Са + С12 → СаС12;
3) Fe + CuSO4 → Сu + FeSO4;
4) 2NH3 → N2 + 3H2.
5. Определите коэффициенты в уравнении реакции
СuО + А1 → Сu + А12О3.
1) 3, 2, 3, 1;
3) 3, 1, 2, 1;
2) 1, 2, 3, 1;
4) 2, 3, 1, 2.
Задание для команды 2. Реакции соединения
1. Укажите реакцию соединения.
1) NaOH + НСl → NaСl + Н2О;
2) Са + Сl2 → СаСl2;
3) Fe + CuSO4 → Сu + FeSO4;
4) 2NH3 → N2+3H2.
2. Определите сумму коэффициентов в уравнении реакции:
Р + О2 → Р2О5.
1) 5;
2) 9;
3) 7;
4) 11.
3. В уравнении реакции S + X → SO2 вещество X – это
3) H2S;
1) Н2О;
2) О2;
4) N2O5.
4. Какое вещество образуется в реакции Са + О2 → …?
3) Ca(OH)2;
1) Н2О;
2) СаО;
4) N2O5.
5. Отметьте верное высказывание.
1) реакция получения сульфида железа из порошков серы и железа – реакция соединения;
2) при взаимодействии железа и серы выделяется газ;
3) если в раствор сульфата меди (II) опустить железную
скрепку, она посинеет;
4) гидроксид железа (II) не разлагается при нагревании.
Задание для команды 3. Реакции замещения
1. Укажите реакцию замещения.
l) NaOH + HCl → NaCl + H2O;
2) Са + С12 → СаС12;
3) Fe + CuSO4 → Сu + FeSO4;
4) 2NH3 → N2 +3H2.
2. Одним из продуктов взаимодействия алюминия с соляной
кислотой является
1) водород;
3) кислород;
2) кислота;
4) оксид алюминия.
Урок 43. Обобщение и систематизация знаний
207
3. В химическом уравнении Fe + AgNO3 → X + Y вещество X
и Y – это соответственно
1) Н2О и НNO3;
3) Fe(NO3)2 и Ag;
2) Ag2O и FeN;
4) реакция не идет.
4. В уравнении реакции Са + Н2О → Y + Н2↑ вещество Y – это
1) СаН2;
3) Са(ОН)2;
2) О2;
4) СаО.
5. Отметьте неверное высказывание.
1) реакция взаимодействия металла с соляной кислотой сопровождается выделением водорода;
2) при взаимодействии железа и серы бурно выделяется газ;
3) если в раствор сульфата меди (II) опустить цинковую
пластинку, то она покраснеет;
4) гидроксид железа (II) разлагается при нагревании.
Задание для команды 4. Реакции обмена
1. Определите цвет метилового оранжевого в растворе, содержащем 0,1 моль соляной кислоты.
1) желтый;
3) оранжевый;
2) розово-красный;
4) бесцветный.
2. К реакциям обмена относится реакция
1) 2СuОН → Сu2О + Н2О;
2) 2Fe +3Cl2 → 2FeCl3;
3) Mg + FeSO4 → Ni + FeSO4;
4) Cu(NO3)2 + 2KOH → 2KNO3 + Cu(OH)2↓.
3. При взаимодействии растворов ВаСl2 и Н2SO4 образуется
1) Cl2;
3) CO2;
2) BaSO4;
4) реакция не идет.
4. В уравнении реакции FeSO4 + X → Y + Na2SO4 вещества X
и Y – это соответственно
l) HCl и FeCl2;
3) О2 и FeO;
2) Н2О и Fe(OH)2;
4) NaOH и Fe(OH)2.
5. Реакция Na2O + Н2О → 2NaOH – это реакция
1) замещения;
3) соединения;
2) обмена;
4) разложения.
(После выполнения заданий ученики делают взаимопроверку
и обсуждают результаты с учителем.)
3. Решение расчетных задач по уравнениям реакций
Вариант 1
Напишите уравнение реакции взаимодействия цинка с кислородом, укажите ее тип. Вычислите массу цинковой пыли, которую
нужно сжечь, чтобы получить 1000 г оксида цинка.
208
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
Д а н о:
m(ZnO) = 1000 г
Р е ш е н и е:
2Zn + O2 = 2ZnO, реакция соединения;
n(ZnО) = m(Zn) : M(Zn); M(ZnО) = 81 г/моль;
n(Zn) = ?
n(ZnO) = 1000 г : 81 г/моль = 12,35 моль;
х моль
12,35 моль
2 моль
2 моль
2Zn + O2 = 2ZnO;
n(Zn) = х моль = 12,35 моль;
m(Zn) = n(Zn) ∙ M(Zn) = 12,35 ∙ 65 г/моль = 802,75 г.
О т в е т: m(Zn) = 802,75 г.
Вариант 2
Для уничтожения случайно пролитой ртути используют порошок серы: вступая в реакцию с серой, ртуть образует безвредное
для живых организмов вещество киноварь HgS. Напишите уравнение реакции, укажите ее тип. Какая масса серы потребуется
для уничтожения 1 г пролитой ртути?
Д а н о:
m(Hg) = 1 г
Р е ш е н и е:
Hg + S = HgS, реакция соединения;
n(Hg) = m(Hg) : M(Hg); M(Hg) = 217 г/моль;
m(S) = ?
n(Hg) = 1 г : 201 г/моль = 0,005 моль;
0,005 моль
х моль
1 моль
1 моль
Hg + S = HgS;
n(S) = х моль = 0,005 моль;
m(S) = n(S) ∙ M(S) = 0,005 моль ∙ 32 г/моль = 0,16 г.
О т в е т: m(S) = 0,16 г.
IV. П
одведение итогов урока
(Учитель выставляет учащимся оценки за работу на уроке.)
Домашнее задание
1. Подготовиться к контрольной работе (§ 25–33). Повторить
типы химических реакций, план характеристики химической
реакции: обратимость, экзо- или эндотермическая, наличие катализатора; алгоритмы решения задач по уравнениям реакций.
2. Выполнить задания.
1) Укажите тип реакции и ее признак, составьте уравнения
реакций по их схемам:
а) магний + серная кислота → сульфат магния + водород;
б) железо + нитрат серебра → нитрат железа (II) + серебро;
в) гидроксид калия + фосфорная кислота → фосфат калия +
+ вода;
г) оксид бария + азотная кислота → нитрат бария + вода.
Урок 44. Контрольная работа
209
2) Составьте уравнения реакций из цепочек превращений:
а) цинк → сульфат цинка → гидроксид цинка → хлорид
цинка;
б) сера → оксид серы (IV) → сернистая кислота → сульфит
калия.
3) Придумайте и решите задачу, в условии которой дана масса
раствора с определенной массовой долей растворенного вещества и требуется найти массу одного из образовавшихся
веществ и объем другого вещества. При составлении условия задачи воспользуйтесь схемой реакции:
Na2CО3 + HCl → NaCl + CО2 + Н2О.
У р о к 44. Контрольная работапо теме
«Изменения, происходящие с веществами»
Цели урока: проверить знания и умения учащихся, степень
освоения ими материала темы.
Тип урока: урок развивающего контроля.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: самостоятельно применять знания, полученные при изучении темы, при выполнении
лабораторных работ; раскрывать смысл важнейших изученных понятий; составлять уравнения химических реакций; классифицировать химические реакции по различным признакам; выполнять
расчеты по уравнениям реакций; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для решения задач; обобщать,
устанавливать аналогии, классифицировать, делать выводы; планировать время выполнения заданий; владеть навыками самоконтроля, самооценки, принятия решений и осознанного выбора в учебной и познавательной деятельности; строить речевые
высказывания в письменной форме; личностные: формировать
ответственное отношение к учению, готовность и способность
к саморазвитию и самообразованию на основе мотивации к обучению и познанию.
(На выполнение контрольной работы дается 45 минут.)
Вариант 1
Базовый уровень
А1. Физическое явление – это
1) скисание молока;
3) плавление железа;
2) горение керосина;
4) подгорание пищи.
210
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
А2. Укажите на признак реакции, протекающей при гниении
белка.
1) р
астворение осадка;
3) появление запаха;
2) выделение энергии;
4) образование осадка.
А3. Укажите уравнение эндотермической реакции.
1) 2SO2 + O2 = 2SO3 + Q;
2) CaCO3 → CaO + CO2 - Q;
3) 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 + Q;
4) N2 + H2 → NH3 + Q.
А4. Какая из реакций является реакцией замещения?
1) BaO + H2O = Ba(OH)2;
2) C
uO + H2 = Cu + H2O;
3) 3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O.
А5. Составьте уравнение реакции по схеме: Al + O2 = Al2O3,
и определите сумму всех коэффициентов.
1) 4;
2) 6;
3) 9;
4) 1.
А6. Укажите фактор, влияющий на скорость химической реакции.
1) вода;
3) температура;
2) воздух;
4) свет.
А7. Найдите объем водорода, который полностью прореагирует в реакции Н2 + Cl2 = 2НCl с 0,5 моль хлора (н. у.).
1) 5,6 л;
3) 22,4 л;
2) 11,2 л;
4) 44,8 л.
А8. Укажите схему, являющуюся уравнением химической реакции.
3) Mg + HCl → MgCl2 + H2;
1) CaCO3 → CaO + CO2;
2) Ca + O2 → CaO;
4) CO + O2 → CO2.
А9. По левой части уравнения ZnO + 2HCl = … восстановите
его правую часть.
1) ZnCl2 + H2O;
2) ZnCl2 + 2H2O;
3) ZnCl2 + H2.
А10. Атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе в реакции:
1) соединения;
3) разложения;
2) обмена;
4) з амещения.
Повышенный уровень
(Ученики записывают номер задания и полное решение.)
B1. По схеме запишите уравнение и укажите тип реакции:
гидроксид натрия + хлорид меди (II) = гидроксид меди (II) + хлорид натрия. (NaOH + CuCl2 = Сu(ОН)2 + NaCl2. Реакция обмена.)
Урок 44. Контрольная работа
211
B2. По уравнению реакции Fe(OH)2 = FeO + H2O определите
массу оксида железа (II), образовавшегося при разложении 75 г
исходного вещества.
(Решение. n(FeO) = n(Fe(OH)2) = m(Fe(OH)2) : M(Fe(OH)2) =
= 75 г : 90 г/моль = 0,833 моль; m(FeO) = n(FeO) ∙ M(FeO) =
= 0,833 моль · 72 г/моль = 60 г. Ответ: m(FeO) = 60 г.)
B3. Расставьте коэффициенты в схемах, укажите типы химических реакций:
1) MnO2 + 2H2 → Mn + 2H2O;
2) 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3.
(1 – реакция замещения; 2 – реакция соединения.)
B4. Запишите план разделения смеси речного песка и поваренной соли. (Смесь можно разделить растворением соли в воде,
фильтрованием песка и выпариванием соли.)
B5. Восстановите символы в уравнениях реакций, укажите
типы реакций:
1) … (Zn) + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
2) 4Al + … (3O2) = 2Al2O3.
(1 – реакция замещения; 2 – реакция соединения.)
Вариант 2
Базовый уровень
А1. Химическое явление – это:
1) дробление камня;
3) плавление железа;
2) испарение керосина;
4) подгорание пищи.
А2. Укажите признак реакции, протекающей при горении
парафина.
1) растворение осадка;
3) появление запаха;
2) выделение энергии;
4) образование осадка.
А3. Укажите уравнение экзотермической реакции.
1) 2SO3 = 2SO2 + O2↑ – Q;
2) 2HgO = 2Hg + O2↑ – Q;
3) Z
n + 2HCl = ZnCl2 + H2 + Q;
4) CaCO3 → CaO + CO2 – Q.
А4. Укажите уравнение реакции обмена.
1) BaO + H2O = Ba(OH)2;
2) CuO + H2 = Cu + H2O;
3) 3 KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O.
А5. Определите сумму всех коэффициентов в уравнении
Р + O2 = Р2O5.
1) 7;
2) 9;
3) 1 1;
4) 1.
А6. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
1) вода;
3) свет;
2) воздух;
4) катализатор.
212
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
А7. Найдите объем хлора, который полностью прореагирует
в реакции Н2 + Cl2 = 2НCl с 0,5 моль водорода (н. у.).
1) 5 ,6 л;
3) 22,4 л;
2) 1 1,2 л;
4) 33,6 л.
А8. Укажите схему, являющуюся уравнением химической реакции.
1) Р + O2 = Р2O5;
3) Mg + HCl → MgCl2 + H2;
2) C
a + S → CaS;
4) CO + O2 → CO2.
А9. По левой части уравнения CaO + 2HCl = … восстановите
его правую часть.
1) CaCl2 + H2O;
2) CaCl2 + 2H2O;
3) CaCl2 + H2.
А10. Реакция, в результате которой из одного сложного вещества образуется два или несколько веществ, называется реакцией
1) замещения;
3) разложения;
2) обмена;
4) соединения.
Повышенный уровень
(Ученики записывают номер задания и полное решение.)
B1. По схеме запишите уравнение и укажите тип реакции: натрий + вода = гидроксид натрия + водород. (2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.
Реакция замещения.)
B2. По уравнению реакции Cu(OH)2 = CuO + H2O определите массу оксида меди (II), образовавшегося при разложении 98 г
исходного вещества.
(Решение. n(CuO) = n(Cu(OH)2)= m(Cu(OH)2) : M(Cu(OH)2) =
= 98 г : 98 г/моль = 1 моль; m(CuO) = n(CuO) ∙ M(CuO) = 1 моль ×
× 80 г/моль = 80 г. Ответ: m(CuO) = 80 г.)
B3. Расставьте коэффициенты в схемах, укажите типы химических реакций:
1) СuO + H2 → Сu + H2O;
2) 2
Cr + 3Cl2 → 2CrCl3.
(1 – реакция замещения; 2 – реакция соединения.)
B4. Запишите план разделения смеси древесных, железных
опилок и поваренной соли. (Смесь можно разделить, отделив железные стружки магнитом, затем растворением соли и древесных
опилок в воде, отстаиванием и фильтрованием опилок и последующим выпариванием соли.)
B5. Восстановите символы в уравнениях реакций, укажите
типы реакций:
1) …
(CuO) + H2SO4 → СuSO4 + H2O;
2) 2Al + … (Cl2) → 2AlCl3.
(1 – реакция замещения; 2 – реакция соединения.)
Урок 45. Практические работы 1–3
213
Химический практикум 1
ПРОСТЕЙШИЕ ОПЫТЫ
С ВЕЩЕСТВОМ
У р о к 45. Практические работы 1–3.
Приемы обращения с лабораторным
оборудованием. Наблюдения за изменениями,
происходящими с горящей свечой,
и их описание. Анализ почвы и воды
Цели урока: выработать практические умения и навыки проведения химического эксперимента с соблюдением правил ТБ
и ОТ при работе с оборудованием: нагревать вещество в открытом
пламени, разделять неоднородную смесь фильтрованием и однородную – выпариванием; научить описывать наблюдения и делать выводы, использовать в домашнем эксперименте полученные
умения и навыки.
Тип урока: урок-исследование.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: работать с лабораторным оборудованием и нагревательными приборами в соответствии с правилами техники безопасности; выполнять простейшие
приемы обращения с лабораторным оборудованием: штативом,
спиртовкой; использовать полученные знания при поведении
домашнего эксперимента; метапредметные: самостоятельно
проводить наблюдения, делать выводы; планировать свою деятельность, находить алгоритм выполнения задачи; осуществлять
само- и взаимоконтроль эксперимента и коррекцию своей деятельности; под руководством учителя или самостоятельно оформлять отчет, включающий описание эксперимента, его результатов
и выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной
форме; устанавливать рабочие отношения в группе, планировать
общие способы работы; осуществлять учебное сотрудничество
с учителем и сверстниками; личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии, умения грамотно обращаться
с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: для домашнего эксперимента: свеча, изогнутая
стеклянная трубочка, стеклянная пластинка, почва в стакане, лупа;
для опытов в лаборатории: лабораторный штатив с лапкой и коль-
214
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
цом, пробирка, химический стакан, воронка, стеклянная трубочка с резиновым наконечником, спиртовка, спички, газоотводная
трубка, прибор для получения газа, инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
(Ученки изучают инструкцию по ТБ и ОТ при работе с оборудованием, читают текст на с. 198–199 учебника и заполняют
тетрадь «Инструктаж по ТБ и ОТ». Практическую работу 1 осуществляют в парах.)
II. Р
абота по теме урока
(Ученики вместе с учителем выполняют практическую работу 1 по плану и оформляют ее в виде таблицы.)
Опыт 1. Знакомство с устройством лабораторного штатива
(Учитель просит учеников прочитать текст учебника на
с. 199–200, рассмотреть рис. 116 на с. 200, изучить части штатива.)
Штатив служит для укрепления частей химических установок
при проведении опытов.
(Ученики выясняют назначение штатива в лаборатории и знакомятся с правилами ТБ при работе со штативом, рассматривают
элементы лабораторного штатива, знакомятся с их названиями
и назначением.)
Опыт 2. Использование лабораторного штатива
(Учащиеся разбирают и собирают лабораторный штатив,
учатся укреплять и устанавливать химическую посуду на штативе
и пользоваться им.)
Опыт 3. Приемы работы со спиртовкой
(Ученики читают текст учебника о спиртовке и ее использовании на с. 200–201, знакомятся со спиртовкой – нагревательным
прибором для проведения опытов, узнают о ее назначении. Изучают составные части спиртовки: резервуар, фитиль, колпачок,
знакомятся с правилами ТБ при работе со спиртовкой.)
Опыт 4. Изучение строения пламени
(Ученики работают со спиртовкой, изучают строение пламени,
ознакомившись с текстом учебника на с. 201 и рассмотрев рис. 117.)
Опыт 5. Знакомство с лабораторной посудой и оборудованием
и правилами работе с ними
Большинство химических опытов проводится в лабораторной посуде. (Ученики осваивают приемы работы с лабораторной
посудой и оборудованием, читают о назначении лабораторных
пробирок, колб, приборов в учебнике на с. 201–204, рассматривают рисунки.)
Что делали
Изучили назначение лабораторного штатива в
лаборатории и познакомились с правилами ТБ
при работе с ним.
Изучили элементы лабораторного штатива:
стержень, чугунную
подставку, лапку, кольцо и муфты для их закрепления
Отработали правила ТБ
Изучить приемы
работы со штаи ОТ при закреплении
тивом в соответмуфты на стержне штаствии с правилами тива, лапки и кольца
с помощью муфт, проТБ, научиться
крепить лапку
бирки в лапке штатива
и кольцо на шта- с помощью винта
тиве, закреплять
пробирку в лапке
Изучить устройство лабораторного штатива и правил ТБ при работе
с ним (с. 198–200)
Задание
Назначение лабораторного штатива: он
необходим для длительного нагревания
веществ, которое требует соблюдения
особых правил ТБ и ОТ; для закрепления
приборов при проведении опытов: получения чистых веществ при фильтровании,
отстаивании неоднородной смеси и выпаривании однородной смеси.
Элементы лабораторного штатива: стержень, подставка, муфта, лапка, кольцо
Выводы
Муфта крепится на стержне Правила ТБ: винт, регулирующий крепление муфты на стержне, расположен спратак, что винт расположен
ва от стержня, а муфта и винт удерживают
справа от стержня. Лапка
и кольцо закрепляются так, лапку. Пробирка должна закрепляться
что винт и муфта поддержи- в лапке штатива так, чтобы отверстие
пробирки было направлено в сторону
вают их.
Пробирка в лапке укреплена от учеников, и пробирка без больших усилий проворачивалась в лапке. Пробирку,
так, что отверстие пробиркак правило, зажимают в лапке около ее
ки направлено в сторону
отверстия
от учеников. Пробирку
нельзя закреплять слишком
сильно, чтобы она не треснула при нагревании
(Учитель дает задание ученикам зарисовать элементы
штатива (рис. 116 учебника
на с. 200))
Что наблюдали
Таблица-отчет «Устройство лабораторного штатива и его использование»
Урок 45. Практические работы 1–3
215
Что делали
Ознакомились с устройством и работой спиртовки, соблюдая правила ТБ. Сняли колпачок и положили
его на стол рядом со спиртовкой.
Приоткрыли отверстие резервуара,
приподняв фитиль в трубке с диском, для того чтобы выпустить
пары спирта из резервуара. Плотно закрыли отверстие резервуара
спиртовки диском. Зажгли спиртовку спичкой. Потушили спиртовку колпачком
Изучить строе- Зажгли спиртовку. Рассмотрели
ние пламени
строение пламени. Внесли в пламя
спиртовки лучинку (спичку) так,
чтобы она проходила через все
зоны пламени
Изучить
устройство
спиртовки,
правила ТБ
при работе
с ней
Задание
Наблюдали три зоны
пламени:
темная зона в нижней
части фитиля – самая
холодная; средняя яркая часть пламени – ее
температура выше, чем
в темной зоне; верхняя
светящаяся зона – самая
горячая часть пламени.
Лучинка обуглилась
в верхних зонах
Спиртовка состоит из резервуара для спирта,
фитиля, укрепленного
в металлической трубке
с диском, и колпачка.
(Учитель дает задание
ребятам зарисовать спиртовку и строение пламени (рис. 117 учебника
на с. 201))
Что наблюдали
По правилам ТБ, приоткрывая отверстие резервуара, нужно приподнять фитиль в трубке с диском и выпустить пары спирта из резервуара,
чтобы они не вспыхнули. Закрывать
отверстие резервуара спиртовки
диском следует плотно, проверив,
закрыто ли оно полностью. Зажигать
спиртовку можно только спичкой,
тушить – только колпачком. Запрещается зажигать спиртовку от другой горящей спиртовки!
Темная, ближняя к фитилю зона 4
пламени – самая холодная; в следующей за ней зоне 5 яркого пламени температура выше, чем в темной
зоне; светящаяся зона 6 – самая
верхняя и самая горячая часть пламени. Для быстрейшего нагревания
нужно использовать самую горячую
верхнюю часть пламени. В нее и следует помещать нагреваемый предмет
(пробирку)
Выводы
Таблица-отчет «Приемы работы со спиртовкой и изучение строения пламени»
216
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
Изучить химическое оборудование и правила
работы с ним
Изучить химическую посуду
и правила работы с ней
Задание
Что наблюдали
Выводы
Соблюдая правила ТБ, наливаем (Учитель просит
Для проведения опыта в пробирку можно
в пробирку раствор так, чтоучеников зарисовать приливать малое количество раствора,
бы высота столбика жидкости
образцы химической но не более 2 см по высоте столбика
не превышала 2 см. Перемешипосуды из учебника жидкости. Научились перемешивать расваем растворы в пробирке энер(рис. 118, с. 201))
творы в пробирке и химическом стакане
гичными постукиваниями по ее
с соблюдением правил ТБ: раствор в пронижней части, а в химическом
бирке энергичными постукиваниями,
стакане – круговыми движениями
а в химическом стакане – круговыми двис помощью стеклянной палочжениями стеклянной палочки. Внимание!
ки с резиновым наконечником.
На стеклянную палочку надет резиновый
Для переливания жидкостей
наконечник, чтобы не повредить стекиз колбы в сосуд с узким горлом
лянные стенки стакана.
(пробирку) используем воронку.
Во избежание попадания химических веГотовим фильтр, вырезаем его
ществ на кожу запрещается встряхивать
по правилам из фильтровальной
пробирку, закрывая ее отверстие пальцем!
бумаги
(Учитель просит
Научились собирать простейший приСобираем простейший прибор
для получения газов, учимся про- учащихся зарисовать бор для получения газов и проверять его
прибор для получе- на герметичность
верять его на герметичность
ния газов (рис. 123,
124 на с. 203 учебника))
Что делали
Таблица-отчет «Знакомство с лабораторной посудой и оборудованием и правилами работы с ними»
Урок 45. Практические работы 1–3
217
Соблюдая правила ТБ и ОТ,
зажгли свечу.
Взяли изогнутую под прямым
углом стеклянную трубочку, один ее конец внесли
в среднюю часть пламени,
а другой – опустили в стакан
с водой
В нижнюю зону пламени горящей свечи внесли стеклянную пластинку
Описать физические явления, наблюдаемые при
горении свечи. Экспериментально обнаружить
продукт горения – сажу,
описать химические явления при горении свечи
Описать внешний вид
Описали внешний вид почвы
почвы, определить вид
почвенной смеси. Добавить в стакан с почвой
воду, приготовить почвен- К почве прилили воду и тщаный раствор, описать его тельно встряхнули в течение
внешний вид. Ответить
1–2 мин. С помощью лупы
на вопрос: почвенный
наблюдали осаждение частиц
раствор – какая это
почвы и структуру ее осадков
смесь? Какими способами можно разделить эту
смесь?
Что делали
Задание
Плавление парафина –
физическое явление. Образование паров парафина – физическое явление
Выводы
На поверхности стеклянной
Горение парафина – это
пластинки видна копоть – это химическое явление.
осела сажа
Сажа – продукт неполного
окисления парафина
Неоднородная твердая масса, Почва – это неоднородная
серо-коричневого цвета, слег- смесь
ка влажная. Видны органические остатки. Запаха не имеет
При добавлении воды к почве Почва является неодноее легкие составные частицы
родной смесью, которую
(перегной, остатки растений) можно разделить методом
всплывают на поверхность.
отстаивания, основанном
Почвенный раствор – мутна различной плотности
ный. Тяжелые составные
(и смачиваемости) частиц
части почвы оседают на дно
почвы
стакана
Парафин начал плавиться.
Через стеклянную трубку выходят газы – пары парафина
Что наблюдали
Домашние эксперименты «Наблюдение за изменениями, происходящими с горящей свечой»,
«Анализ почвы и воды»
218
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
Урок 46. Практическая работа 4. Признаки химических реакций
219
Домашний эксперимент. Практическая работа 2. Наблюдения
за изменениями, происходящими с горящей свечой, и их описание.
Практическая работа 3. Анализ почвы и воды
(Учащиеся читают в учебнике описание опытов 1 и 2
на с. 204–205 и опытов 1 и 2 на с. 205–206. Результаты практических работ записывают в таблицу.)
Домашнее задание
Повторить материал учебника (с. 198–207), оформить результаты работ в тетрадях (см. с. 215–218 пособия).
У р о к 46. Практическая работа 4.
Признаки химических реакций
Цели урока: усовершенствовать практические умения и навыки
выполнения химического эксперимента с соблюдением правил ТБ
и ОТ (работа со спиртовкой, нагревание веществ в открытом пламени); научить в опыте осуществлять реакции, отмечать их признаки и условия протекания, описывать наблюдения и делать выводы.
Тип урока: урок-исследование.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: работать с лабораторным оборудованием и нагревательными приборами в соответствии с правилами ТБ; работать с лабораторным штативом,
со спиртовкой; наблюдать за свойствами веществ и явлениями,
происходящими с веществами; описывать химический эксперимент; формулировать выводы по результатам эксперимента;
метапредметные: использовать знаково-символические средства
для решения учебных и познавательных задач; формулировать
выводы; планировать свою деятельность, находить алгоритм выполнения задачи; осуществлять само- и взаимоконтроль эксперимента и коррекцию своей деятельности; самостоятельно оформлять отчет, включающий описание эксперимента, его результатов
и выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной
форме; устанавливать рабочие отношения в группе, планировать
общие способы работы; осуществлять учебное сотрудничество
с учителем и сверстниками; личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии, умения грамотно обращаться
с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: лабораторный штатив, пробирки, спиртовка;
медная проволока, мрамор, серная кислота, соляная кислота, хло-
220
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
рид железа (III), роданид калия, карбонат калия, хлорид кальция;
инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
(Учитель инструктирует учащихся по проведению работы,
проводит фронтальный письменный опрос по правилам ТБ.)
1. Какие требования предъявляются к рабочему месту при выполнении практической или лабораторной работы? (Ответ. При
выполнении химических экспериментов на рабочем месте всегда должны быть чистота и порядок. Учебники, тетради должны
лежать в стороне от места эксперимента. В случае рассыпания
или разлива реактивов необходимо немедленно сообщить об этом
учителю или лаборанту и под их руководством привести стол в порядок. Не загромождать стол реактивами. По окончании лабораторной работы навести порядок на рабочем столе.)
2. Какие нарушения правил ТБ и ОТ возможны при работе
с лабораторным штативом? (Ответ. Если ученик винтом муфты слабо закрепил лапку или кольцо – возможно падение лапки
в момент опыта. Если винт лапки оказался снизу, при укреплении
пробирки с жидкостью можно ее пролить, так как в этом случае
закреплять в лапке пробирку неудобно.)
3. В момент нагревания вещества в открытом пламени лопнула пробирка. Какие нарушения требований ТБ и ОТ допустил
учащийся и что он должен делать? (Ответ. Ученик слишком туго
закрепил пробирку в лапке или предварительно не прогрел пробирку. Он должен прекратить нагревание – потушить спиртовку
и немедленно сообщить учителю или лаборанту.)
4. При ознакомлении со свойствами щелочей на кожу руки
ученика попала капля щелочи. Что должен сделать учащийся?
(Ответ. Сообщить учителю или лаборанту. Хорошо промыть
водой пораженный участок кожи, обработать участок кожи раствором борной кислоты, затем снова промыть это место водой
и только после этого смазать вазелиновым маслом.)
5. При ознакомлении со свойствами кислот на кожу руки ученика попала капля кислоты. Что должен делать учащийся? (Ответ. Сообщить учителю или лаборанту. Хорошо промыть водой
пораженный участок кожи. Обработать промытый участок кожи
раствором пищевой соды, затем снова промыть это место водой
и только после этого смазать вазелиновым маслом.)
6. Проводя опыт по изучению физических явлений, ученик
нагрел до красного каления стеклянную трубку, положил ее
Урок 47. Практическая работа 5. Приготовление раствора сахара
221
на стол и приступил к следующему эксперименту. Какие требования ТБ и ОТ он нарушил? (Ответ. Ученик оставил без присмотра нагретый стеклянный предмет, который необходимо сначала
остудить до комнатной температуры, чтобы не получить ожог.)
7. Почему при работе с газоотводной трубкой или прибором
для получения газа необходима проверка прибора на герметичность? (При отсутствии герметичности в момент эксперимента
возможна утечка газа.)
8. Во время практической работы вспыхнули пары спирта внутри резервуара спиртовки. Фитиль с диском и трубкой выбросило наружу, а спирт разлился и загорелся на поверхности стола.
Как следует поступить ученикам? (Ответ. Немедленно сообщить
о происшедшем учителю или лаборанту, а затем убрать от очага
загорания легковоспламеняющиеся предметы. Самостоятельно
учащимся для тушения пожара предпринимать ничего не следует.)
II. Р
абота по теме урока
(Учащиеся читают описание практической работы 4 в учебнике (с. 207–208), под руководством учителя выполняют работу
и оформляют ее результаты в таблице (см. с. 222 пособия).)
Вывод. Ученики научились применять метод наблюдения. Выполняя химические эксперименты, изучили признаки химических реакций. Методом эксперимента исследовали также условия
протекания химических реакций. С помощью реагента роданида
калия определили соль железа (III) – это качественная реакция
на ион Fe3+. Закрепили умения осуществлять химические эксперименты, соблюдая правила ТБ и ОТ.
Домашнее задание
Повторить § 26, выполнить задание 4 (с. 155) устно.
У р о к 47. Практическая работа 5.
Приготовление раствора сахара
и расчет его массовой доли в растворе
Цели урока: выработать практические умения и навыки проведения химического эксперимента с соблюдением правил ТБ и ОТ
при работе с оборудованием; закрепить умения и навыки решения расчетных задач на вычисление массовой доли растворенного
вещества по формуле; научить приготавливать раствор вещества
и вычислять его массовую долю в растворе, взвешивать вещества
на лабораторных весах, описывать наблюдения и делать выводы.
Тип урока: урок-исследование.
Выпадение осадка
белого цвета
В пробирку налили рас- Образование кротвор хлорида железа (III) ваво-красного прои добавили 1–2 капли
зрачного раствора
роданида калия
нового вещества
ВзаимодейВ пробирку налили расствие карбона- твор карбоната натрия
та натрия с хло- и добавили раствор хлоридом кальция рида кальция
Взаимодействие хлорида
железа (III)
с роданидом
калия
Взаимодействие мрамора
с кислотой
Изменение цвета
раствора кислоты –
он становится прозрачным раствором
голубого цвета
Выделение газа,
раствор постепенно
становится прозрачным
Счистили черный налет
оксида меди, поместили
в пробирку и прилили
серную кислоту. Слегка
нагрели пробирку
В пробирку поместили
кусочек мрамора и прилили соляную кислоту
Что наблюдали
Медная проволока
покрылась черным
налетом
Что делали
В пламени спиртовки
прокалили медную проволоку
Название опыта
Прокаливание
медной проволоки и взаимодействие
оксида меди
(II) с серной
кислотой
Выводы, уравнения реакций
Это химическое явление, признак – изменение цвета. Условие проведения реакции – нагревание.
2Cu + O2 = 2CuO – реакция соединения. Образовался
оксид меди (II)
Это химическое явление, признак – изменение цвета. Условие проведения реакции – нагревание.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O – реакция обмена. В результате реакции образовались два новых вещества:
сульфат меди (II) и вода
Это химическое явление, признак – выделение газа.
Условия проведения реакции нормальные (н. у.).
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2CO3
или CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O – реакция обмена. В результате реакции образовались три новых
вещества: хлорид кальция, углекислый газ и вода
Это химическое явление, признак – изменение цвета. Условия проведения реакции обычные, вещества
взяты в растворенном виде.
FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl – реакция обмена.
В результате реакции образовались два новых вещества: роданид железа (III) и хлорид калия
Это химическое явление, признак – выпадение осадка. Условия проведения реакции обычные.
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3 + 2NaCl – реакция обмена.
В результате реакции образовались два новых вещества: карбонат кальция и хлорид натрия
222
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
Урок 47. Практическая работа 5. Приготовление раствора сахара
223
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные.
Планируемые результаты: предметные: научиться работать с лабораторным оборудованием и нагревательными приборами в соответствии с правилами ТБ; выполнять простейшие приемы обращения с лабораторным оборудованием: мерным цилиндром, весами;
наблюдать за свойствами веществ и явлениями, происходящими
с веществами; описывать химический эксперимент, делать выводы
по результатам эксперимента; приготавливать растворы с определенной массовой долей растворенного вещества; рассчитывать
массовую долю растворенного вещества в растворе; метапредметные: проводить наблюдения; использовать знаково-символические
средства для решения учебных и познавательных задач; формулировать выводы; планировать свою деятельность, находить алгоритм
выполнения задач; осуществлять само- и взаимоконтроль эксперимента и коррекцию своей деятельности; самостоятельно оформлять отчет, включающий описание эксперимента, его результаты
и выводы; строить речевые высказывания в устной и письменной
форме; устанавливать рабочие отношения, планировать общие
способы работы в группе; осуществлять учебное сотрудничество
с учителем и сверстниками; личностные: формировать познавательный интерес к изучению химии, умения грамотно обращаться
с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: мензурка, коническая колба, стеклянная палочка, лабораторные весы, разновесы, сахарный песок, ложечка для
сухих веществ; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 11, задачи № 1, 2 по вариантам, с. 60–61.)
III. Р
абота по теме урока
– Растворы являются неотъемлемой частью нашей жизни. Напомните, что же такое раствор? (Однородная система, состоящая
из частиц растворителя и частиц растворенного вещества.)
– Какое значение в природе и жизни человека имеют растворы? (Растворами являются важнейшие физиологические
жидкости – кровь, лимфа, клеточный сок растений и т. д.;
многие промышленные процессы, например получение удобрений, металлов и их сплавов, бумаги, протекают в растворах.)
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
224
Сегодня на уроке мы с вами выполним практическую работу
по приготовлению раствора сахара и расчитаем его массовую долю
в растворе. Для этого вспомним расчетные формулы.
–– Что такое массовая доля растворенного вещества? (Массовая доля растворенного вещества равна отношению массы
этого вещества к массе всего раствора: w(вещества) = m(вещества) : m(раствора) ∙ 100%.)
Химик-органик Н.Н. Семёнов писал: «Химия – это наука экспериментальная, а не волшебная, и лучше в этой науке быть в безопасности, чем потом сожалеть». Поэтому при проведении практических работ мы должны соблюдать правила Т и ОТ. Повторим их.
(Ученики повторяют правила техники безопасности, затем
читают описание практической работы 5 в учебнике (с. 209), выполняют ее и оформляют в таблице результаты.)
Приготовим раствор сахара, используя 50 мл воды и 9 г сахара.
Плотность воды равна 1 г/мл. Наша задача вычислить: 1) массовую долю w сахара в растворе; 2) число молекул N сахара.
Д а н о:
m(сахара) = 9 г
V(H2O) = 50 мл
ρ(H2O) = 1 г/мл
Р е ш е н и е:
m(H2O) = V(H2O) · ρ(H2O) = 50 мл ∙ 1 г/мл = 50 г.
Молекулярная формула сахара – С12Н22О11.
Молярная масса сахарозы М(сахара) = 342 г/моль.
m(раствора сахара) = m(сахара) + m(H2O) = 9 г +
+ 50 г = 59 г;
w(сахара) = ?
N(сахара) = ?
w(сахара) = m(сахара) : m(раствора сахара) = (9 : 59) ∙ 100% =
= 15,25%;
N(сахара) = n(сахара) · NA; NА = 6 · 1023 молекул/моль;
n(сахара) = m(сахара) : М(сахара) = 9 г : 342 г/моль = 0,026 моль;
N(сахара) = n(сахара) · NA = 0,026 моль · 6 · 1023 молекул/моль =
= 1,56 · 1022 молекул.
О т в е т: w(сахара) = 15,25%; N(сахара) = 1,56 · 1022 молекул.
Задание
Что делали
Что наблюдали
Выводы
Приготовить
Мерным цилинДистиллиро- Получен расраствор сахара,
дром отмерили
ванная вода – твор сахара
используя 50 мл 50 мл дистиллибесцветное
в воде – одноводы и 9 г сахара. рованной воды
вещество.
родная смесь.
Плотность воды и вылили ее в коСахар хороМассовая
принять равной ническую колбу.
шо растворя- доля 9 г сахара
1 г/мл. ВычисВзвесили на лабо- ется в воде.
в растворе –
лить: 1) массораторных весах 9 г Образовался 15,25%. Ковую долю сахара сахара и поместили прозрачный личество мов растворе;
его в колбу с водой, раствор воды лекул сахара
2) число молекул размешали стеки сахара
в растворе –
сахара
лянной палочкой
1,56 · 1022
Урок 48. Растворение. Растворимость веществ в воде
225
IV. П
одведение итогов урока
(Учитель подводит итоги урока в форме обсуждения с учениками результатов.)
– Чему вы научились на уроке? (Приготовлению растворов,
нахождению массовой доли вещества в растворе.)
– Представьте, что вам нужно приготовить раствор с заданной определенной массовой долей растворенного вещества.
Как вы это сделаете? (Сначала рассчитаем массу вещества –
по известной массовой доле и массе раствора, затем взвесим
это вещество, отмерим нужный объем воды, добавим вещество в воду и перемешаем до полного растворения твердого
вещества.)
– Где мы можем воспользоваться умением готовить растворы
с известной массовой долей растворенного вещества? (Например, при приготовлении сахарных сиропов, маринадов.)
Домашнее задание
1. Оформить практическую работу.
2. Решить задачу. Вычислите массу воды, которую необходимо прилить к 300 г раствора с массовой долей гидроксида
бария, равной 30%, для приготовления раствора с массовой
долей гидроксида бария 6%.
Глава пятая
РАСТВОРЕНИЕ. РАСТВОРЫ.
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
У р о к 48. Растворение.
Растворимость веществ в воде
Цели урока: сформировать представления о растворах как
однородных смесях, закрепить знания о получении растворов,
освоить понятие растворимость, научить пользоваться таблицей
растворимости, развить умения анализировать результаты лабораторных исследований, работать с реактивами и оборудованием
в соответствии с правилами ТБ.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, ин-
226
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
формационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий раствор, гидрат, кристаллогидрат, насыщенный, ненасыщенный, пересыщенный растворы, растворимость; определять
растворимость веществ с использованием кривых растворимости; характеризовать растворение с точки зрения атомно-молекулярного учения; использовать таблицы растворимости для
определения растворимости веществ в воде; метапредметные:
использовать знаково-символические средства для решения задач; классифицировать, составлять графики, в том числе с применением средств ИКТ; интерпретировать информацию в виде
таблиц и графиков (аспект смыслового чтения); формулировать
цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою
деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану,
сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме;
аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать
познавательный интерес к изучению химии; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач;
понимать и оценивать вклад российских ученых в развитие химической науки.
Оборудование: таблица растворимости солей, кислот и оснований, карточки, тесты, растворы медного купороса, вода в стаканах; пробирки; стеклянная палочка; гидроксид кальция, глауберова соль, поваренная соль.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Химическая разминка
(Учитель проводит фронтальную беседу по определениям.)
– Охарактеризуйте реакции соединения, разложения, замещения и обмена. В чем их отличия? (Ответ. В реакциях
соединения из двух веществ образуется одно, в реакциях
разложения из одного вещества – два и более, в реакциях
замещения атом простого вещества замещает один из атомов в сложном веществе, в реакциях обмена сложные вещества обмениваются своими составными частями.)
– Какие классы веществ вы знаете? (Оксиды, основания, кислоты и соли.)
Урок 48. Растворение. Растворимость веществ в воде
227
2. Письменный опрос по теме «Уравнения химических реакций»
по вариантам
Вариант 1
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и укажите
тип химической реакции:
а) 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2; (Реакция соединения.)
б) 2Аl(ОН)3 = Аl2О3 + 3Н2О; (Реакция разложения.)
в) Hg(NO3)2 + Fe = Fe(NO3)2 + Hg; (Реакция замещения.)
г) 3Na2O + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2O. (Реакция обмена.)
Вариант 2
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и укажите
тип химической реакции:
а) 3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2; (Реакция соединения.)
б) 2NaNO3 = 2NaNO2 + О2; (Реакция разложения.)
в) РbО + 2НCl = РbCl2 + Н2О; (Реакция обмена.)
г) 2Аl + 3СuСl2 = 2АlСl3 +3Сu. (Реакция замещения.)
Вариант 3
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и укажите
тип химической реакции:
а) 2СО + О2 = 2СО2; (Реакция соединения.)
б) Fe3O4 + 4Н2 = 3Fe + 4Н2О; (Реакция замещения.)
в) 2КСlO3 = 2КС1 + 3О2; (Реакция разложения.)
г) Аl2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3Н2О. (Реакция обмена.)
Вариант 4
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и укажите
тип химической реакции:
а) 2SO2 + O2 = 2SO3; (Реакция соединения.)
б) 2Fe2O3 + 3С = 4Fe + 3СО2; (Реакция замещения.)
в) 4СгО3 = 2Сг2О3 + 3О2; (Реакция разложения.)
г) 3Са(ОН)2 + 2Н3РО4 = Са3(РО4)2 + 6Н2О. (Реакция обмена.)
Вариант 5
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и укажите
тип химической реакции:
а) 2FeCl2 + С12 = 2FeCl3; (Реакция соединения.)
б) ВаСО3 = ВаО + СО2; (Реакция разложения.)
в) 3Li2O + 2Н3РО4 = 2Li3PO4 + 3Н2О; (Реакция обмена.)
г) WO3 + 3Н2 = W + 3Н2О. (Реакция замещения.)
Вариант 6
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций и укажите
тип химической реакции:
а) 2NO + O2 = 2NO2; (Реакция соединения.)
б) 3МnО2 + 4Аl = 2Аl2О3 + 3Мn; (Реакция замещения.)
228
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
в) Сu(ОН)2 = СuО + Н2О; (Реакция разложения.)
г) 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6Н2O. (Реакция обмена.)
III. И
зучение нового материала
(Учитель наливает воду в стакан.)
– Видел ли кто-нибудь из вас воду? Этот вопрос вас удивляет?
Однако речь идет об абсолютно чистом оксиде водорода,
в котором совсем нет никаких посторонних примесей. Следовательно, у меня в стакане не чистая вода, а что? (Смесь,
раствор нескольких веществ.)
То, что в стакане и что мы по привычке называем просто
водой, на самом деле представляет собой раствор очень многих
веществ в воде. В этой воде растворены газы: азот, кислород, углекислый газ и примеси, находящиеся в воздухе. В ней растворены
соли из почвы, железо из водопроводных труб, взвешены мельчайшие нерастворимые частицы пыли и т. д.
–– Что представляет собой дистиллированная вода? (Очищенная, без примесей.)
– Можно ли ее получить дома? (Да, если в чайнике или в кастрюле испарить.)
Мы получаем такую воду, когда стерилизуем банки перед консервированием. Переворачиваем банку вверх дном, помещаем ее
над кипящей водой.
–– Что такое морская вода? (Смесь, раствор.)
Это раствор, в котором содержится много веществ. Например,
поваренная соль.
–– Как можно выделить поваренную соль из морской воды?
(Выпарить.)
Растворы играют важную роль в природе, науке и технике.
Особую роль на нашей планете играет вода. Из всех жидкостей
вода служит наилучшим растворителем, она обладает наибольшей
теплоемкостью. Воды океанов и морей являются аккумуляторами
тепла и способны изменять климат на планете. Вода входит в состав
клеток и тканей всех животных и растений. Например, тело трехдневного зародыша человека на 97% состоит из воды. Тело взрослого человека на 60–80%, а тело медузы на 98% состоит из воды.
Согласно гипотезе эволюции, жизнь на Земле зародилась… в воде.
Перейдем к понятию раствора. Раствором называют однородную систему, состоящую из частиц растворенного вещества,
растворителя и продуктов их взаимодействия.
(Ученики читают текст учебника на с. 210–212. Вместе с учителем обсуждают ообенности физической и химической теорий
растворов, называют имена ученых, предложивших их.)
Урок 48. Растворение. Растворимость веществ в воде
229
В настоящее время принята физико-химическая теория растворов, которую предсказал великий русский химик Д.И. Менделеев в своем учебнике «Основы химии». Она учитывает как
физические, так и химические явления, происходящие при растворении.
Растворы классифицируют по различным признакам: агрегатному состоянию компонентов, количеству растворенного вещества. 1) Жидкие растворы – растворы жидкостей друг в друге,
растворы в жидкостях газов или твердых веществ (растворы солей, кислот, оснований в воде). 2) Твердые растворы – растворы
твердых веществ друг в друге, раствор газов в твердом веществе
(например, сульфид железа, сплав никеля и меди). 3) Газообразные растворы – смеси газов (воздух).
– А как образуется раствор? (При растворении вещества в растворителе.)
Да, растворение – это процесс равномерного распределения
одного вещества в другом, при котором растворяемое вещество
переходит в агрегатное состояние растворителя. При растворении разрушаются связи между атомами, ионами или молекулами
в растворяемом веществе и возникают новые связи между атомами растворенного вещества и атомами молекул растворителя.
Разрушение старых связей связано с затратами энергии, а возникновение новых связей – с выделением энергии.
Вещество в растворе часто вступает в непрочное соединение
с водой, образуя гидраты. Частицы растворенного вещества в растворе взаимодействует с молекулами воды, образуя кристалллогидраты – соли, которые можно выделить из раствора. Примеры
кристаллогидратов: медный купорос CuSO4 ∙ 5H2O – соль голубого цвета; глауберова соль NaSO4 ∙ 10H2O.
Растворы по количеству растворенного вещества делят на концентрированные и разбавленные, а в зависимости от количества
частиц, переходящих в раствор, бывают насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. Особенности этих растворов тесно
связаны с понятием предела растворимости вещества. Вещество
может, в зависимости от его количества и природы, неограниченно растворяться в воде (растворителе), например как этиловый
спирт в воде. Однако очень многие вещества растворяются ограниченно, причем существует такое количество вещества, которое
(при данных условиях: температуре, давлении) в растворе больше
раствориться уже не может. Такой раствор полностью насыщен
растворенным веществом, и поэтому он называется насыщенным
раствором.
230
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
(Учитель показывает классу растворы медного купороса: насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный.)
Дадим определение. Насыщенным называют такой раствор,
в котором вещество при данной температуре уже не растворяется.
Массу растворенного вещества, приходящуюся в насыщенном
растворе при данной температуре на 100 г растворителя, называют
растворимостью данного вещества.
(Учитель обращает внимание школьников на рис. 126 на с. 213
учебника.)
Рассмотрим, сколько граммов разных веществ (хлорида натрия, сульфата магния и других) может раствориться в воде при
данной температуре.
(Ученики рассматривают кривые растворимости.)
Эти количества различны, значит, растворимость разных веществ в 100 г воды отличается. Если содержание растворяемого
вещества в растворе меньше, чем в насыщенном растворе, то такой раствор называется ненасыщенным. Раствор, в котором содержание растворенного вещества больше, чем в насыщенном
растворе, называют пересыщенным.
Опыт. Исследуем растворимость твердых веществ в воде.
В три стакана нальем по 20 мл воды. Поместим в воду вещества:
1) чайную ложку поваренной соли; 2) чайную ложку гашеной
извести – гидроксида кальция; 3) кусочки стекла. Перемешаем
содержимое каждого стакана стеклянными палочками. Опишите
свои наблюдения.
Вывод. Поваренная соль – хорошо растворимая соль, гашеная
известь – малорастворимое соединение, стекло – нерастворимое
вещество.
О растворимости веществ нам всегда может «рассказать»
таблица растворимости солей, кислот, оснований в воде. Она
находится в конце нашего учебника. В верхней строке таблицы
расположены катионы, а в левом столбце – анионы. В точке пересечения строки и столбца мы находим букву – это и есть растворимость.
Н – нерастворимые вещества (менее 0,01 г в 100 г воды).
М – малорастворимые (менее 1 г в 100 г воды).
Р – хорошо растворимые (более 1 г в 100 г воды).
Задание. Определите по таблице растворимость солей: нитрата
натрия, хлорида серебра, сульфата бария. (Нитрат натрия – растворимый, хлорид серебра и сульфат бария – нерастворимые.)
Задача. 100 граммов воды насыщают сульфатом магния при
80 °С. Раствор охлаждают до 0 °С. Определите массу соли, выпавшей в осадок.
Урок 48. Растворение. Растворимость веществ в воде
231
Решение
По рис. 126 учебника (с. 213) определяем растворимость в 100 г
воды соли сульфата магния. При 80 °С – 73 г, а при 0 °С – 20 г.
m(MgSO4) = 73 – 20 = 53 г.
Ответ: m(MgSO4) = 53 г.
IV. З
акрепление изученного материала
Тест
1. Универсальным растворителем является
1) вода;
3) ацетон;
2) спирт;
4) хлороформ.
2. Кто является сторонником физической теории растворов?
1) Вант-Гофф, Аррениус, Оствальд;
2) Д.И. Менделеев, И.А. Каблуков, В.А. Кистяковский;
3) Ломоносов;
4) Берцелиус.
3. Укажите верное определение. Раствор – это
1) смесь, в которой растворяемое вещество больше не растворяется;
2) смесь, в которой растворяемое вещество еще растворяется;
3) однородная система, состоящая из частиц растворенного
вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
4. Кто предсказал физико-химическую теорию растворов
в 1906 г.?
1) И.А. Каблуков;
3) Д.И. Менделеев;
2) В.А. Кистяковский;
4) М.В. Ломоносов.
5. Кто в 1764 г. впервые заметил, что растворы замерзают при
более низкой температуре, чем растворитель (чистая вода)?
1) М.В. Ломоносов;
2) Д.И. Менделеев;
3) И.А. Каблуков.
6. Какую воду называют кристаллизационной?
1) в оду, входящую в состав кристаллогидратов;
2) м
орскую воду;
3) лед;
4) п
ресную воду.
7. Какие вещества называются гидратами?
1) соединения веществ с водой;
2) соединения водорода с металлами;
3) соединение водорода с неметаллами.
8. Укажите нерастворимое в воде вещество.
1) NaCl;
3) Mg(OH)2;
2) Ba(OH)2;
4) AgNO3 .
232
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
9. От чего не зависит растворимость твердых веществ?
1) от природы растворителя;
2) от природы растворенного вещества;
3) от давления;
4) от температуры.
10. Как меняется растворимость гидроксида кальция в воде при
понижении температуры?
1) понижается;
2) остается постоянной;
3) увеличивается.
V. П
одведение итогов урока
1. Растворение – физико-химический процесс, раствор – однородная система, состоящая из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
2. Гидраты образуются в результате взаимодействия растворенного вещества с водой.
3. Факторы, влияющие на растворимость вещества: температура, природа растворимого вещества и растворителя,
давление (для газов).
4. Растворы делятся на ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные.
5. По количеству растворенного вещества в 100 г воды при
20 °C вещества делятся на растворимые, малорастворимые
и нерастворимые.
Домашнее задание
1. § 36, выполнить задания 1, 2, 6 (с. 216–217).
2. Домашний эксперимент. Установите опытным путем, выделяется ли теплота при растворении кальцинированной
соды Na2CO3, уксусной кислоты CH3COOH.
У р о к 49. Электролитическая диссоциация
Цели урока: актуализировать знания о видах химической связи; сформировать представления о механизме электролитической
диссоциации веществ с различными видами химической связи,
степени электролитической диссоциации, сильных и слабых
электролитах; научить составлять уравнения диссоциации электролитов.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, ин-
Урок 49. Электролитическая диссоциация
233
формационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий электролитическая диссоциация, электролиты, неэлектролиты, степень диссоциации, сильные электролиты, слабые электролиты; метапредметные: использовать знаково-символические
средства для решения задач; классифицировать; проводить наблюдения; делать выводы, интерпретировать информацию, представленную в виде рисунков и схем (аспект смыслового чтения);
формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения;
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения
и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения;
личностные: формировать познавательный интерес к изучению
химии, умения грамотно обращаться с веществами в химической
лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных
знаний для решения практических задач.
Оборудование: прибор для определения электропроводности
растворов; твердая поваренная соль, твердый гидроксид натрия,
вода, раствор щелочи, раствор сахара, этанол, концентрированная
уксусная и серная кислоты; универсальный индикатор; справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация опорных знаний
Письменный опрос (тест)
Прочитайте предложения, вставьте пропущенные слова.
1. Раствором называют – … (однородную) систему, состоящую
из частиц … (растворенного) вещества, растворителя и продуктов их … (взаимодействия).
2. … (Насыщенным) называют такой раствор, в котором при
данной температуре вещество больше не растворяется.
3. … (Ненасыщенным) называют такой раствор, в котором при
данной температуре находится меньше растворенного вещества, чем в его насыщенном растворе.
4. … (Пересыщенным) называют такой раствор, в котором при
данной температуре находится больше вещества, чем этого
вещества в его насыщенном растворе.
234
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
5. Способность вещества растворяться называют … (растворимостью).
6. Разрушение старых связей связано с затратами энергии,
а возникновение новых связей – с … (выделением) энергии.
7. Непосредственной причиной перехода частиц жидкого или
твердого растворяемого вещества в среду … (раствора) являются тепловые колебания атомов, ионов, молекул.
8. По растворимости вещества можно разделить на три группы: хорошо растворимые, … (малорастворимые) и … (нерастворимые).
III. И
зучение нового материала
Вспомним, какие существуют виды химической связи:
ионная, ковалентная полярная, ковалентная неполярная, металлическая. Различный способ связи обусловливает различия
и в свойствах веществ. Но и это, оказывается, не все. Различия
соединений с ионной и ковалентной химическими связями проявляются также в свойствах их водных растворов. Проведем опыт.
Исследуем электропроводность растворов с помощью прибора.
(Учитель предлагает школьникам ознакомиться с назначением и работой прибора, прочитать текст на с. 217–218 учебника.)
Опыт. Опустим электроды прибора в дистиллированную воду,
не содержащую растворенных солей. Электрическая лампочка
не загорается. Значит, чистая дистиллированная вода электрического тока не проводит.
–– Исследуем теперь электропроводность органических веществ: растворов сахара и спирта. Что наблюдаете? (Электрическая лампочка вновь не горит.)
Проверим, проводят ли электрический ток кристаллы твердого хлорида натрия (поваренной соли). Оказывается, они не электропроводны. А вот раствор той же самой поваренной соли в воде
проводит электрический ток: лампочка ярко загорается. В растворе серной кислоты лампочка загорается ярко. В растворе уксусной
кислоты она не загорается.
Вывод. Вода, сахар, уксусная кислота – это вещества, молекулы которых не проводят электрический ток. Такие вещества называются неэлектролитами. А соли, щелочи, кислоты – это вещества,
молекулы, которых проводят электрический ток, и называются
эти вещества электролитами.
Заполните таблицу по результатам проведенных опытов.
(Ученики заполняют таблицу, выписывают отдельно электролиты и неэлектролиты.)
Урок 49. Электролитическая диссоциация
235
Ответ
Электролиты
Раствор поваренной соли
Раствор щелочи
Кислота
Неэлектролиты
Растворы сахара, спирта
Уксусная кислота
Вода
(Учитель проводит фронтальную беседу с созданием проблемной ситуации.)
– Что такое электрический ток? (Упорядоченное движение заряженных частиц.)
–– Какие заряженные частицы в металле создают ток? (Электроны.)
–– Химически чистая (дистиллированная) вода не проводит
ток. Сухая поваренная соль – тоже, хоть и состоит из ионов
натрия и хлора. А ее раствор в воде – проводит. А в растворах какие частицы могут проводить ток? (Ионы.)
(Ученики выдвигают предположения.)
Да, верно. Ионная кристаллическая решетка электролита
(например, поваренной соли) в воде подвергается воздействию
диполей воды. Молекулы воды имеют уголковую форму, а диполями они называются потому, что у них имеется два полюса: атом
кислорода – отрицательный (–), атомы водорода – положительный (+). Рядом с поверхностью ионного кристалла диполи ориентируются: своими отрицательными полюсами они окружают
положительно заряженный ион натрия Na+, а положительными
полюсами – ион хлора Cl–. Так под действием диполей воды ионы
натрия и хлора переходят в раствор, где могут свободно двигаться. Процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды называется гидратацией, а процесс распада кристалла электролита
на гидратированные ионы называется диссоциацией, или электролитической диссоциацией.
Распад электролита на ионы в воде можно отразить с помощью уравнения
NaCI = Na+ + Cl–.
(Учитель просит учащихся прочитать в учебнике текст о механизме диссоциации ионных веществ и веществ с ковалентной
полярной связью (с. 219–220), рассмотреть рис. 131 (с. 220) и выписать в тетради процессы, происходящие при диссоциации соляной кислоты: HCl = H+ + Cl–.)
В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют
и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются
236
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой
α (альфа). Степень диссоциации – это отношение числа частиц,
распавшихся на ионы (nд), к общему числу растворенных частиц (nр).
n(распавшихся на ионы)
α=
⋅ 100%.
n(общее количество растворенных частиц)
По степени электролитической диссоциации электролиты
разделяют на сильные и слабые.
Сильные электролиты при растворении в воде практически
полностью диссоциируют на ионы (α = 1 или 100%). К ним относятся: 1) все растворимые соли, например Ba(NO3)2, FeSO4;
2) сильные кислоты, например HCl, HNO3, H2SO4; 3) все щелочи,
например NaOH, KOH.
Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У них значение степени диссоциации стремится к нулю (α = 0). К ним относятся: 1) вода H2O; 2) слабые
кислоты – H2S, HNO2, CH3COOH.
Опыт. Покажем с помощью индикатора, что сильные электролиты диссоциируют на ионы. Опустим универсальный индикатор в раствор серной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Индикатор изменил цвет на красный.)
Значит, в растворе имеются ионы водорода H+. В растворе
гидроксида натрия индикатор изменит свою окраску на синюю,
показывая присутствие гидроксид-ионов OH–.
IV. З
акрепление изученного материала
(Учитель предлагает школьникам ответить на вопросы.)
– Как называется вещество, водный раствор которого проводит электрический ток? (Электролит.)
– Как называется вещество, водный раствор которого не проводит электрический ток? (Неэлектролит.)
– Какой растворитель вы назвали бы универсальным? (Воду.)
– Что называется электролитической диссоциацией? (Процесс
распада электролита на ионы при растворении в воде или при
расплавлении.)
– Какие электролиты называются сильными? (Электролиты,
которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.)
– Какие электролиты называются слабыми? (Электролиты,
которые при растворении в воде почти не диссоциируют
на ионы.)
(Учитель дает задание.)
Урок 50. Основные положения теории электролитической диссоциации
237
Распределите вещества на электролиты и неэлектролиты:
Ba(OH)2, H2SO4, ZnCl2, HCl, CaO, KNO3, NaOH, O2, спирт, Al(OH)3,
Na2SO4, CrO3, HNO3, MgO, NaNO3, KOH, CaCO3, глюкоза.
Ответ
Электролиты
Ba(OH)2, H2SO4, ZnCl2, HCl, KNO3,
NaOH, Na2SO4, HNO3, NaNO3, KOH
Неэлектролиты
Спирт, CaO, O2, Al(OH)3,
CrO3, MgO, CaCO3, глюкоза
V. П
одведение итогов урока
1. П о электропроводности растворов вещества делятся
на электролиты и неэлектролиты.
2. Диссоциация – процесс распада электролита в водном растворе на ионы.
3. Молекула воды является диполем.
4. Соединения с ионной и ковалентной полярной связями
диссоциируют при растворении в воде на гидратированные ионы.
5. Электролиты бывают сильные и слабые, сила электролита
характеризуется его степенью диссоциации.
Домашнее задание
§ 36, выполнить устно задания 1–5 (с. 222– 223).
У р о к 50. Основные положения теории
электролитической диссоциации
Цели урока: сформировать знание основных положений теории электролитической диссоциации (ТЭД), определений понятий кислота, основание, соль в свете ТЭД; научить составлять уравнения диссоциации кислот, оснований, солей, сильных и слабых
электролитов.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий катионы, анионы, кислоты, основания, соли; составлять
уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований
и солей; иллюстрировать примерами основные положения ТЭД;
метапредметные: использовать знаково-символические средства
238
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
для решения задач; наблюдать, делать выводы; структурировать
информацию; формулировать цель урока и ставить задачи для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать
ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку
зрения; личностные: формировать единую естественно-научную
картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: таблица растворимости кислот, оснований и солей; справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Письменный опрос
1. Впишите в предложения недостающие слова.
Все вещества по их способности проводить электрический
ток в растворах делятся на … (электролиты) и … (неэлектролиты).
Процесс распада электролита на ионы называется …(электролитической) … (диссоциацией). По степени диссоциации электролиты могут быть … (сильными) и … (слабыми).
2. Напишите уравнения диссоциации растворенных веществ:
Ba(NO3)2, AlCl3, Na2SO4, NaOH, HCl.
Ответ:
Ba(NO3)2 → Ва2+ + 2NO3–;
AlCl3 → Al3++ 3Cl–;
;
Na2SO4 → Na+ + SO2–
4
NaOH → Na+ + OH–;
HCl → H+ + Cl–.
III. И
зучение нового материала
1. Основные положения ТЭД
Рассмотрим основные положения теории электролитической
диссоциации (сокращенно – ТЭД). Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов различных веществ,
пришел к выводу, что причиной электропроводности является
наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении
электролита в воде. Этот процесс получил название электролитической диссоциации. В 1887 г. С. Аррениус сформулировал основные положения ТЭД. (В учебнике на с. 218 приведена неверная
Урок 50. Основные положения теории электролитической диссоциации
239
дата – 1877 г. – Прим. ред.) Аррениус придерживался физической
теории растворов и не учитывал взаимодействия вещества-электролита с молекулами воды.
1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.
Напомним, что ионы – это положительно или отрицательно
заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы
атомов в результате отдачи или присоединения электронов.
Ионы – это одна из форм существования атомов химических
элементов. В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях, а по составу они могут быть простыми: Cl–,
Na+, или сложными: NH4+, SO4–.
Русские химики И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский применили к объяснению процесса электролитической диссоциации
веществ в растворах гидратную теорию Д.И. Менделеева. Они доказали, что при растворении электролита происходит химическое
взаимодействие его частиц с водой.
2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе
является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
Ионы могут присоединять молекулы воды в растворах и кристаллогидратах. Это гидратированные ионы. Безводные соли содержат негидратированные ионы. Это, например, сульфат меди,
нитрат натрия. Кристаллогидраты, содержащие кристаллизационную воду, – это глауберова соль, медный купорос и др. Их свойства отличаются.
3. Под действием электрического поля катионы – положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, а отрицательно заряженные ионы – анионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду.
(Ученики читают текст учебника на с. 223–225 и выписывают
в тетради основные положения ТЭД.)
Кроме сильных и слабых электролитов вещества-электролиты по характеру образующихся при диссоциации ионов делятся
на три типа электролитов: кислоты, основания и соли.
2. Кислоты, основания и соли в свете ТЭД
Вы уже знакомы с понятием кислот и знаете, что молекулы
кислот состоят из атомов водорода и кислотных остатков. Дадим
еще раз определение кислот, но только с точки зрения ТЭД.
Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Например:
HCl = H+ + Cl–; HNO3 = H+ + NO3–.
240
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Особым образом протекает диссоциация на ионы многоосновных кислот. Это ступенчатая диссоциация. Смысл этого
понятия в том, что катионы водорода отделяются от молекулы
кислоты по очереди, «по ступенькам». Например, для фосфорной
кислоты H3PO4: 1‑я ступень диссоциации – это значит, что отделился первый ион водорода – образовался дигидрофосфат-ион:
H3PO4 → H+ + H2PO4–; 2‑я ступень – значит, отделился второй ион
водорода – образовался гидрофосфат-ион: H2PO–4 → H+ + HPO42–.
– Сколько ступеней диссоциации у фосфорной кислоты, как
вы думаете? (Три.)
–– Какие ионы образуются на 3-й ступени диссоциации фосфорной кислоты? (Ионы водорода и фосфат-ионы.)
При этом учтем, что диссоциация электролитов по 2-й ступени происходит намного слабее, чем по 1-й. Диссоциация
по 3-й ступени при обычных условиях почти не происходит.
Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно они образуют катионы водорода. Понятно, что общие
характерные свойства кислот – кислый вкус, изменение окраски
индикаторов – обусловлены именно катионами водорода.
–– Какое определение с точки зрения ТЭД вы дали бы основаниям? (Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы.)
Например: NaOH = Na+ + OH–; KOH = K+ + OH–.
Как и многоосновные кислоты, многокислотные основания
диссоциируют ступенчато, и в основном по 1-й ступени. Например, гидроксид бария Ba(OH)2 диссоциирует по 1‑й ступени с образованием гидроксид-ионов: Ba(OH)2 = OH– + BaOH+.
А на 2‑й ступени образуются ионы бария: BaOH+ → Ba2+ + OH–.
Общие свойства оснований – мылкость на ощупь, изменение
окраски индикаторов – обусловлены общими для них гидроксидионами ОН–.
– Сформулируйте определение солей с точки зрения ТЭД.
(Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы
металла (или аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.)
Например: K3PO4 = 3K+ + PO43–; NH4Cl = NH4+ + Cl–.
Свойства солей определяются как катионами металла, так
и анионами кислотного остатка. В отличие от многоосновных
кислот и оснований соли, например K2SO4, Al2(SO4)3 и т. д., диссоциируют полностью, а не ступенчато.
Задание. Пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры трех веществ, которые в растворах образуют сульфат-ионы.
Запишите уравнения электролитической диссоциации этих ве-
Урок 51. Ионные уравнения
241
ществ. (Ответ. Например: Na2SO4 = 2Na+ + SO4–; MgSO4 = Mg2+ +
+ SO4–; CuSO4 = Cu2+ + SO4–.)
IV. П
одведение итогов урока
1. Ионы по составу делятся на простые и сложные, по заряду –
на катионы и анионы.
2. Диссоциация – обратимый процесс, обратный процесс –
ассоциация.
3. Слабые электролиты диссоциируют ступенчато.
4. Свойства растворов кислот в свете ТЭД обусловлены катионами водорода.
5. Свойства растворов оснований в свете ТЭД обусловлены
гидроксид-анионами.
6. Свойства растворов солей в свете ТЭД обусловлены катионами металлов и анионами кислотных остатков.
7. Все растворимые соли – сильные электролиты и диссоциируют полностью.
Домашнее задание
§ 37, выучить записанные в тетрадь положения ТЭД, выполнить задания 4, 5 (с. 227–228).
У р о к 51. Ионные уравнения
Цели урока: сформировать представления о реакциях ионного
обмена между растворами электролитов, знания о протекании
реакций ионного обмена до конца; научить составлять уравнения
реакций ионного обмена в молекулярном, общем ионном и сокращенном ионном виде.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения понятий реакции ионного обмена, реакции нейтрализации; составлять
молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций
с участием электролитов; наблюдать и описывать реакции между
электролитами; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; наблюдать, делать выводы;
структурировать информацию; формулировать цель урока и ставить
задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и про-
242
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
гнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою
точку зрения; личностные: формировать единую естественно-научную картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественнонаучных знаний для решения практических задач.
Основные понятия: реакции ионного обмена, реакции нейтрализации.
Оборудование: карточки с заданиями; растворы щелочей,
гидро­ксид меди (II), растворы соляной, серной и азотной кислот, растворы хлорида меди (II), хлорида железа (III), карбоната
натрия, карбоната калия, хлорида натрия, нитрата серебра, универсальный индикатор; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальный опрос
– Какие вещества называются электролитами? (Диссоциирующие на ионы.)
– Какие вещества называются неэлектролитами? (Те, которые
не диссоциируют на ионы.)
– Какие частицы называются ионами? (Атомы, принявшие или
отдавшие электроны и имеющие заряд.)
– Какими ионы бывают по составу? (Простыми и сложными.)
– Дайте определение кислот, оснований и солей с точки зрения ТЭД.
2. Тест
А1. Выберите один правильный ответ. При испытании веществ на электропроводность лампочка загорится, если погрузить
электроды:
1) в водный раствор глюкозы;
2) в водный раствор гидроксида калия;
3) в кристаллы хлорида натрия;
4) в дистиллированную воду.
А2. Наиболее сильным электролитом является:
1) фтороводородная кислота;
2) хлороводородная кислота;
3) сернистая кислота;
4) фосфорная кислота.
Урок 51. Ионные уравнения
243
А3. Выберите один правильный ответ. Какие вещества относятся к слабым электролитам?
1) хлорид железа (III) и гидроксид лития;
2) сероводородная кислота и гидрат аммиака;
3) азотистая кислота и гидроксид калия;
4) хлорная кислота и гидроксид бария.
А4. Степень электролитической диссоциации уксусной кислоты в растворе уменьшится:
1) при нагревании раствора;
2) при разбавлении раствора;
3) при добавлении кислоты;
4) при добавлении щелочи.
А5. Наибольшее суммарное число ионов образуется при полной диссоциации одного моля:
1) нитрата железа (III);
3) сульфата железа (III);
2) карбоната натрия;
4) хлорида бария.
А6. Наибольшее число ионов натрия образуется при диссоциации одного моля:
1) карбоната натрия;
3) сульфата натрия;
2) нитрата натрия;
4) фосфата натрия.
А7. Установите соответствие между названиями солей и образующимися в результате диссоциации анионами.
Название соли
А. Сульфат алюминия
Б. Хлорид железа (III)
В. Нитрат кальция
Г. Нитрит калия
Анион
1. NO2–
2. NO3–
–
3. Cl
4. SO2–
4
Ответ: А – 4, Б – 3, В – 2, Г – 1.
(Ученики по окончании теста выполняют взаимопроверку.)
III. И
зучение нового материала
Сегодня вы узнаете, какие реакции называются реакциями
ионного обмена, и научитесь составлять ионные уравнения.
Вы уже давно знакомы с молекулярными уравнениями, умеете их составлять и понимаете смысл реакций, которые описаны
с помощью этих уравнений. В растворах электролитов участвуют
не молекулы электролита, а ионы, на которые он распался. Поэтому и записывать такие реакции мы будем в виде ионных уравнений.
Запомните! Реакции, осуществляемые в растворах между
ионами, называются ионными реакциями, а уравнения таких реакций – ионными уравнениями.
244
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Опыт. В пробирку нальем раствор CuCl2, добавим NaOH.
–– Что наблюдаете? (Выпал осадок голубого цвета.)
Запишем молекулярное уравнение произошедшей реакции
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Гидроксид натрия и хлорид меди – растворимые электролиты. Одна из полученных солей – хлорид натрия – также остается
в растворе в виде ионов Na+и Cl–, а Cu(OH)2 – нерастворимое
соединение. Запишем уравнение реакции в ионном виде, перечислив в левой и правой частях все ионы до и после реакции:
2Na+ + 2OH– + Cu2+ + 2Cl– = Cu(OH)2 + 2Na+ + 2Cl¯.
Это полное ионное уравнение.
Ионы Na+ и Cl– в реакции образования нерастворимого вещества не участвуют, и мы исключим их обозначения из левой
и правой частей полного ионного уравнения.
–– Что осталось? (Ионы меди и гидроксид-ионы в левой части и молекулы нерастворимого гидроксида меди (II) в правой части.)
Cu2 + 2OH– = Cu(OH)2
Такое уравнение называется сокращенным ионным уравнением.
Сокращенные ионные уравнения показывают сущность процесса,
протекающего в растворах электролитов.
(Учитель дает задание ученикам прочитать текст учебника
на с. 228–229, рассмотреть рис. 132 на с. 229 и записать в тетради
алгоритм составления молекулярного, полного ионного и сокращенного ионного уравнений образования осадка сульфата бария.)
Алгоритм
1. Записать молекулярное уравнение реакции. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
2. С помощью таблицы растворимости определить растворимость каждого вещества.
3. Составить полное ионное уравнение реакции, записав электролиты в виде ионов, неэлектролиты – в молекулярном виде.
4. Составить сокращенное ионное уравнение, сократив одинаковые ионы в его левой и правой частях.
Ответ
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl;
Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + SO2–
= BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl–;
4
2+
2–
Ba + SO4 = BaSO4↓.
Лабораторный опыт 17. Взаимодействие растворов хлорида
натрия и нитрата серебра
(Учащиеся проводят опыт, руководствуясь инструкцией и соблюдая технику безопасности.)
–– К 1 мл раствора хлорида натрия добавим раствор нитрата
серебра. Что наблюдаете? (Выпал осадок белого цвета.)
Урок 51. Ионные уравнения
245
Это осадок нерастворимого хлорида серебра. Запишем уравнения реакций:
1) в молекулярном виде: NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3;
2) в полном ионном виде: Na+ + Cl– + Ag+ + NO3– = AgCl↓ +
+ Na+ + NO–3 ;
3) в сокращенном ионном виде: Ag+ + NO3– = AgCl↓.
(Ученики самостоятельно записывают в тетрадях уравнения
реакций нитрата серебра с хлоридом калия.
Учитель обращает внимание учащихся на рис. 133, 134
(с. 230–231), на которых изображены опыты взаимодействия азотной кислоты и гидроксида натрия, сульфата меди (II) и гидроксида натрия, и описаны уравнения протекающих реакций.)
Рассмотрим реакцию между азотной кислотой и гидроксидом
натрия. В результате реакции ионного обмена между сильной кислотой и щелочью образуются малодиссоциирующее вещество –
вода. Такие реакции называют реакциями нейтрализации. Это
частный случай реакции ионного обмена.
С реакцией ионного обмена вы познакомились, наблюдая
опыт взаимодействия гидроксида натрия и хлорида меди (II).
На рисунке в учебнике показан подобный опыт взаимодействия
гидроксида натрия с сульфатом меди (II). В этих случаях выпадает
нерастворимый осадок гидроксида меди (II).
Опыт 1. Растворение осадка гидроксида меди (II) в растворах
разных кислот. К осадку, полученному в первом опыте и поделенному на три части, добавим различные кислоты: серную, соляную
и азотную.
–– Что наблюдаете? (Во всех пробирках осадок растворился.)
Запишем краткое ионное уравнение, отражающее сущность
происходящих реакций: Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
Лабораторный опыт 18. Получение нерастворимого гидроксида
и взаимодействие его с кислотами
В каждую из трех пробирок с раствором хлорида железа (III)
прильем по 1 мл раствора щелочи.
–– Что наблюдаете? (Выпадение осадка.)
–– Добавим к осадку в пробирки растворы серной, азотной
и соляной кислот. Что наблюдаете? (Осадок растворился.)
–– Напишите краткие ионные уравнения, отражающие смысл
происходящих реакций. (Ответ. Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3↓;
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O.)
Опыт 2. Выделение газа в реакции карбоната натрия с соляной кислотой. В одну пробирку нальем 2 мл раствора карбоната
натрия, а во вторую – 2 мл раствора карбоната калия. Добавим
к ним соляную кислоту.
246
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
–– Что наблюдаете? (Выделение газа в обеих пробирках.)
Характерное вскипание растворов свидетельствует о выделении углекислого газа.
Вывод. Реакции ионного обмена протекают до конца в тех
случаях, когда в растворах электролитов образуется осадок, газ
или малодиссоциирующее вещество, например вода. Оказывается, реакции в растворах электролитов сводятся к реакциям между
ионами.
Реакции ионного обмена распространены в живой и неживой
природе. Например, образование осадочных пород (гипс, известняк). Широко используются реакции ионные реакции на практике, например, для осаждения ионов, приносящих вред здоровью.
Тяжелые металлы (ртуть, свинец, кадмий, цинк, медь, мышьяк)
относятся к числу распространенных токсичных загрязняющих
веществ. Содержание ионов тяжелых металлов в промышленных сточных водах довольно высокое. Для очистки применяются
ионообменные реакции. Многие из ионных реакций служат качественными реакциями для определения тех или иных ионов
в составе растворов в аналитической химии. Однако многие металлы (например, натрий, калий, железо) в ионной форме полезны – в организме человека они входят в состав крови, лимфы,
витаминов, гормонов, регулируют активность ферментов.
IV. П
одведение итогов урока
1. Ионные реакции – реакции между ионами в растворах
электролитов.
2. Ионные реакции записываются с помощью полных ионных
уравнений и сокращенных ионных уравнений.
3. Ионные реакции в растворах электролитов протекают
до конца, если в ходе реакции выпадает осадок, образуется
малодиссоциирующее соединение (вода) или выделяется газ.
Домашнее задание
§ 38, выполнить задания 1, 2 (с. 234).
У р о к 52. Кислоты, их классификация
и свойства
Цели урока: актуализировать знания о кислотах, их составе,
номенклатуре, классификации, диссоциации; научить объяснять
свойства кислот в свете ТЭД и составлять молекулярные и ионные
уравнения реакций.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Урок 52. Кислоты, их классификация и свойства
247
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать характеристики
общих химических свойств кислот с позиций ТЭД; составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций
с участием кислот; наблюдать и описывать реакции с участием
кислот; проводить опыты, подтверждающие свойства кислот,
с соблюдением правил ТБ и ОТ; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для решения задач; осуществлять наблюдения, делать выводы; классифицировать; интерпретировать информацию, представленную в виде рисунков и схем
(аспект смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать единую
естественно-научную картину мира, умения грамотно обращаться
с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных знаний для решения практических
задач.
Оборудование: пробирки, спиртовка, пипетка, стеклянная
пластинка; соляная, серная, азотная кислоты, индикаторы (метиловый оранжевый, лакмус, фенолфталеин, универсальный),
медь, цинк, алюминий, оксид меди (II), силикат натрия, карбонат
калия, гидроксид натрия, гидроксид калия, сульфат железа (III);
справочные таблицы, инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учитель проверяет домашнее задание, в это время ученики
выполняют самостоятельную работу.)
Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 13, по вариантам, с. 40–43.)
III. Р
абота по теме урока
В сказке «Хрустальный лак» П.П. Бажов рассказывает о замечательном лаке, которым нижнетагильские мастера покрывали
248
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
расписные железные подносы: «А лак такой, что через него все
до капельки видно. И станет та рисовка либо картинка, как влитая
в железо. Ни жаром, ни морозом ее не берет. Ну конечно, ежели
царской водкой либо купоросным маслом капнуть – дырка будет.
Тут не заспорить, потому как против них не то что лак, а чугун
и железо выстоять не могут».
– Как вы думаете, о каких химических соединениях и их
свойствах ведет речь рассказчик?
(Учащиеся приходят к выводу, что это кислоты, которые могут
взаимодействовать с металлами.)
Уточним: в сказке говорится о серной кислоте, которую в старину называли купоросным лаком, и о смеси сильных кислот – соляной и концентрированной азотной кислот, взятых в определенном соотношении по объему, которую называли царской водкой
(Последнее тривиальное название употребляется и сегодня.)
– Что такое кислоты с точки зрения ТЭД? (Кислоты – это
электролиты, которые при диссоциации образуют катионы
водорода и анионы кислотного остатка.)
Азотная кислота диссоциирует в соответствии и уравнением:
HNO3 → Н+ + NO–3 на катион водорода Н+ и нитрат-анион NO–3 . Катион водорода обусловливает общие свойства всех кислот: они кислые на вкус. А индикаторы в растворах кислот изменяют свой цвет.
(Учитель дает задание учащимся познакомиться с табл. 10
(с. 235 учебника) классификации кислот и прочитать текст о свойствах и типичных реакциях кислот (с. 235–236). (Класс обсуждает
вместе с учителем прочитанный материал.)
– По каким признакам отличаются кислоты? (По растворимости в воде, основности, наличию кислорода и другим признакам.)
Назовем общие химические свойства кислот. Кислоты взаимодействуют:
1) с основаниями (растворимыми и нерастворимыми);
2) осно`вными оксидами;
3) металлами с выделением водорода;
4) с солями, если образуется осадок, газ.
Эксперимент поможет нам лучше усвоить свойства этого важнейшего класса веществ. Вот как описывает Карл Фогт – химик,
работавший вместе с Либихом, один случай. Входит Либих, у него
в руках склянка с притертой пробкой. «Ну-ка, обнажи руку», – говорит он Фогту и влажной пробкой прикасается к руке. «Не правда ли, жжет? – невозмутимо спрашивает Либих. – Я только что
добыл безводную муравьиную кислоту». Как вы думаете, правиль-
Урок 52. Кислоты, их классификация и свойства
249
но ли обращался Либих с кислотами? Конечно, неправильно.
После пробы у Фогта долго болела рука, и оставался белый шрам.
– На этом уроке нам предстоит работать с растворами различных кислот. Как нужно обращаться с кислотами? (Ответ.
Наливать кислоту следует осторожно. В случае попадания
ее на кожу или слизистые оболочки сообщить об этом учителю, тщательно промыть водой пораженное место, обработать 5%-м раствором питьевой соды и снова промыть
водой.)
Опыт. Качественная реакция на катион водорода H+.
Растворы соляной, серной и азотной кислот нальем в чистые
пробирки. Прильем к ним индикаторы: метиловый оранжевый,
лакмус, и опустим полоски универсального индикатора.
–– Что наблюдаете? (В растворах кислот индикаторы «ведут
себя» похоже: лакмус изменяет окраску на красный, метилоранж – на красный, универсальный – на красный.)
Вывод. Изменение окраски индикаторов в растворах кислот
связано с присутствием в растворах ионов водорода H+.
Лабораторный опыт 19. Взаимодействие кислот с основаниями
(Ученики повторяют правила ТБ и ОТ, обращения с реактивами, выполняют лабораторный опыт. Записывают в тетрадях
уравнения наблюдаемых реакций.)
Нальем в пробирку 2 мл раствора гидроксида натрия, добавим
к нему несколько капель фенолфталеина.
–– Что наблюдаете? (Фенолфталеин приобретает малиновый
цвет.)
–– Какие частицы в растворе гидроксида натрия вызвали изменение окраски индикатора? (Гидроксид-ионы.)
Затем добавим соляную кислоту.
–– Добавим к раствору гидроксида натрия по каплям соляную
кислоту. Что происходит в растворе? (Исчезновение малиновой окраски индикатора. Произошла химическая реакция.)
–– Потрогайте реакционную пробирку. Что вы ощущаете?
(Тепло.)
В результате данной реакции выделилась теплота. Запишем
уравнения реакции в молекулярном и ионном видах:
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q – реакция обмена, реакция
нейтрализации.
Na+ + OH– + H+ + Cl– → Na+ + Cl– + H2O;
OH– + H+ = H2O.
Поместим 1–2 капли раствора на стеклянную пластинку и выпарим воду. Образовались кристаллы соли.
250
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Получим нерастворимое основание гидроксид железа (III)
и добавим к нему соляную кислоту.
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O – реакция обмена, реакция
нейтрализации.
Fe(OH)3 + 3H+ + 3Cl– → FeCl3 + 3H2O.
Выпарим раствор и получим кристаллы соли.
Вывод. Кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды, происходит реакция обмена (нейтрализации).
Лабораторный опыт 20. Взаимодействие кислот с оксидами
металлов
(Школьники рассматривают рис. 138 на с. 238 в учебнике, читают описание лабораторного опыта и выполняют его.)
–– Что наблюдаете? (Оксид меди растворился, в пробирке раствор стал голубым.)
–– Запишем уравнения реакции:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O – реакция обмена.
→ Cu2+ + SO2–
+ H2O;
CuO + 2H+ + SO2–
4
4
CuO + 2H+ + → Cu2+ + H2O.
Вывод. Кислоты взаимодействуют с оксидами металлов с образованием соли и воды. Это реакции обмена.
Лабораторный опыт 21. Взаимодействие кислот с металлами
(Учитель просит учеников рассмотреть рис. 139 на с. 239 учебника и прочитать текст об условиях, при которых металлы могут
(или не могут) взаимодействовать с кислотами. Школьники рассматривают рис. 139 на с. 239 в учебнике, читают текст и описание
лабораторного опыта и выполняют его.)
Вспомним! Металл способен вытеснить водород из кислоты
в том случае, если он находится в ряду напряжений слева от водорода.
В пробирке 1 находится цинк, пробирке 2 – алюминий, в пробирке 3 – свинец, в пробирке 4 – медь. Нальем в пробирки 1
и 3 по 2 мл раствора серной кислоты, а в пробирки 2 и 4 по 2 мл
соляной кислоты.
–– Что наблюдаете? (В пробирках 1 и 2 выделились пузырьки газа,
металл заместил водород в молекуле кислоты. В пробирках 3
и 4 изменений не наблюдали.)
Уравнения реакций:
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑;
Pb + H2SO4 ≠;
Cu + 2HCl ≠.
Урок 52. Кислоты, их классификация и свойства
251
Вывод. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими
в электрохимическом ряду напряжений до водорода. Это реакции
замещения. В случае если в реакции металла с кислотой образуется нерастворимая соль, она покрывает поверхность металла защитной пленкой, и дальше реакция не происходит (в пробирке 3
не происходит реакция серной кислоты со свинцом).
Лабораторный опыт 22. Взаимодействие кислот с солями
(Ученики рассматривают рис. 140 на с. 240 учебника, читают
описание опыта и выполняют его.)
Уравнения реакции силиката натрия с соляной кислотой:
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 – реакция обмена.
2H+ + 2Cl– + 2Na+ + SiO–3 → 2Cl– + 2Na+ + Na2SiO3↓;
2Na+ + SiO3– → Na2SiO3↓.
Уравнение реакции карбоната калия с серной кислотой
K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O.
Вывод. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием
новой кислоты и новой соли, если образуется газ или осадок. Происходят реакции обмена.
(Учитель после проведения опытов вызывает учащихся к доске для отчета о результатах эксперимента. Проверяет записи
уравнений реакций, формулировки выводов. Оценивает ответы
учащихся.)
–– В нашей лаборатории расцвел химический цветок (на лепестках формулы: Au, Al, СаO, CO2, NaOH, KCl, BaCl2,
H2СO3, Na2SiO3 и слово «лакмус»). Не срывая лепестков,
отгадайте, какие вещества «любит» (с какими взаимодействует) серная кислота. (Al, CaO, NaOH, KCl, BaCl2, Na2SiO3
и лакмус.)
IV. П
одведение итогов урока
1. Кислоты классифицируют по определенным признакам.
2. Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации
образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.
3. В свете ТЭД катионы водорода обусловливают общие химические свойства кислот.
4. Для кислот характерны все типы химических реакций.
5. Для составления уравнений реакций взаимодействия кислот
с металлами необходимо воспользоваться рядом напряжений металлов.
Домашнее задание
1. § 39, выполнить задание 4 (с. 242).
2. Используя различные источники информации, подготовить
сообщения по теме «Применение кислот».
252
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
У р о к 53. Кислоты, их классификация
и свойства (продолжение)
Цель урока: обобщить и углубить знания о составе и классификации кислот, изучить их химические свойства в свете ионных
представлений.
Тип урока: урок усвоения новых знаний.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать характеристику
общих химических свойств кислот с позиций ТЭД; составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций
с участием кислот; наблюдать и описывать реакции с участием
кислот; проводить опыты, подтверждающие свойства кислот,
с соблюдением правил ТБ; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; осуществлять наблюдения, делать выводы; классифицировать; интерпретировать
информацию, представленную в виде рисунков и схем (аспект
смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи
для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые
высказывания в устной и письменной форме; аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать единую естественно-научную картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: пробирки, фенолфталеин, оксид кальция, оксид кремния, гидроксид натрия, окурок сигареты; таблица растворимости кислот, оснований и солей, электрохимический ряд
напряжений металлов.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. Актуализация знаний
Фронтальный опрос
Задание 1. Выберите из перечисленных слов ключевые слова,
которые, по вашему мнению, характеризуют кислоты. На основании ключевых слов сформулируйте определение кислот. Запишите его.
Урок 53. Кислоты, их классификация и свойства (продолжение)
253
Простые вещества, сложные вещества, несколько гидроксогрупп, кислотный остаток, бинарные соединения, содержат кислород, состоят из атомов водорода, металлы.
(Ответ. Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов
водорода и кислотного остатка.)
–– По каким признакам можно классифицировать кислоты?
(Основность, наличие кислорода, растворимость, степень
электролитической диссоциации.)
Задание 2. Укажите в каждой строчке формулу «лишнего» вещества.
1) H2S, KOH, H2SO4;
2) H2SO4, H2SiO3, H2S;
3) HCl, H3PO4, HBr.
Задание 3. Составьте уравнения ионных и молекулярных реакций, укажите их тип и возможность осуществления.
а) H2SO4 + Ba(OH)2 →
б) NaNO3 + K3PO4 →
Ответ.
а) Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O;
2H+ + SO2–
+ Ba2+ + 2OH– → BaSO4↓ + 2H2O;
4
→ BaSO4↓
Ba2+ + SO2–
4
Реакция нейтрализации, взаимодействуют растворы кислоты
и щелочи.
б) 3NaNO3 + K3PO4 ≠ …;
3Na+ + 3NO–3 + 3K+ + PO4– → 3K+ + 3NO–3 + 3Na+ + PO43–.
Реакция ионного обмена не имеет смысла.
III. Р
абота по теме урока
–– Вспомните, какие кислоты бывают летучими, а какие – стабильными. Приведите примеры. (Летучие кислоты – соляная, нелетучие – серная, стабильные – азотная, нестабильные – угольная, сернистая.)
Запомните! Неустойчивые кислоты разлагаются на газ и воду:
1) H2CO3 → H2O + CO2;
2) H2SO3 → H2O + SO2.
1. Устный опрос
Вариант 1
Дайте характеристику серной кислоты по всем известным вам
признакам классификации.
Ответ:
1) по основности – двухосновная;
2) по наличию кислорода – кислородсодержащая;
3) по растворимости – растворимая;
254
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
4) по летучести – нелетучая;
5) по степени диссоциации – сильная;
6) по стабильности – стабильная.
Вариант 2
Дайте характеристику соляной (хлороводородной) кислоты
по всем известным вам признакам классификации.
Ответ:
1) по основности – одноосновная;
2) по наличию кислорода – бескислородная;
3) по растворимости – растворимая;
4) по летучести – летучая;
5) по степени диссоциации – сильная;
6) по стабильности – стабильная.
– Как называется реакция между кислотой и основанием,
в результате которой образуются соль и вода? (Реакцией
нейтрализации.)
Реакция нейтрализации – частный случай реакции обмена.
2. Реакции кислот
Опыт. Изменение окраски фенолфталеина в растворе щелочи
под действием веществ табачного дыма.
В пробирку нальем раствор щелочи – гидроксида натрия и добавим несколько капель фенолфталеина. Фенолфталеин становится малиновым. В полученный раствор добавим фильтрат раствора от выкуренной сигареты.
–– Почему обесцветился раствор фенолфталеина после добавления фильтрата раствора от выкуренной сигареты? (Произошла реакция, щелочь исчезла.)
–– Что же это за реакция? (Нейтрализации.)
Верно. В фильтрах выкуренных сигарет осели кислоты: уксусная, муравьиная и синильная. Они нейтрализовали щелочь. При
курении эти кислоты раздражают слизистую оболочку дыхательных путей. Возникают заболевания органов дыхания. Подсчитано, что в табачном дыме содержится около 6 тысяч ядовитых
веществ.
Опыт-исследование
(Учащиеся работают в парах.)
Экспериментально определите, с какими оксидами (оксид
кальция, оксид кремния) будет реагировать соляная кислота. Сделайте вывод о химических свойствах кислот.
В каждую из пробирок поместите небольшое количество оксида кальция и оксида кремния (песок), затем прилейте к ним
соляную кислоту.
Урок 54. Основания, их классификация и свойства
255
–– Что наблюдаете? (Оксид кальция прореагировал с кислотой,
а в пробирке с оксидом кремния признаков реакции нет.)
Вывод. Общие химические свойства кислот можно объяснить
наличием одинаковых ионов – катионов водорода Н+, которые
образуются при диссоциации кислот.
Домашнее задание
1. § 39, выполнить задания 5, 6 (с. 242).
2. Домашний эксперимент.
1) Налейте в стакан немного воды и добавьте половину чайной ложки питьевой соды. К образовавшемуся раствору
прилейте столовую ложку уксуса. Вместо уксуса можно использовать для опыта лимонную кислоту, предварительно
растворив ее в воде. Опишите свои наблюдения.
2) Возьмите немного яичной скорлупы и поместите в чашку,
добавьте сюда же столового уксуса или раствор лимонной
кислоты. Опишите свои наблюдения.
У р о к 54. Основания, их классификация
и свойства
Цели урока: актуализировать знания об основаниях, их составе, свойствах, номенклатуре, классификации, диссоциации;
научить объяснять свойства оснований в свете ТЭД и составлять
молекулярные и ионные уравнения реакций.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия основания; составлять характеристики общих химических
свойств оснований (щелочей и нерастворимых оснований) с позиций ТЭД; составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций с участием оснований; наблюдать и описывать реакции оснований; проводить опыты, подтверждающие
химические свойства оснований, с соблюдением правил ТБ и ОТ;
метапредметные: использовать знаково-символические средства
для решения задач; осуществлять наблюдения, делать выводы;
классифицировать; интерпретировать информацию, представленную в виде рисунков, таблиц и схем (аспект смыслового чтения);
формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения;
256
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения
и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения;
личностные: формировать единую естественно-научную картину
мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической
лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных
знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; пробирки, спиртовка,
пипетка, стеклянная пластинка; соляная кислота, универсальный индикатор, известковая вода, хлорид меди (II), сульфат
железа (III), хлорид аммония, гидроксид железа (II), гидроксид
натрия, гидроксид калия, хлорид аммония, хлорид бария; справочные таблицы, инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Выполнение тестовых заданий
(Ученики получают карточки с заданиями, некоторые задания
выполняются у доски.)
1. Исключите из каждого ряда «лишнее» вещество.
1) HCl, CaO, NaOH, KOH;
2) H2S, H2CO3, H2SO4, HNO3;
3) Li+, Mg2+, Na+, Cl–.
2. Установите соответствие между формулами кислот и их характеристиками.
Формула кислоты
А. H2SO4
Б. H2CO3
В. HCl
Г. HNO3
Характеристики кислоты
1. Одноосновная, летучая, сильный электролит,
стабильная
2. Одноосновная, летучая, сильный электролит,
кислородсодержащая
3. Двухосновная, нелетучая, сильный электролит,
стабильная
4. Двухосновная, нестабильная, слабый электролит
Ответ: А – 3, Б – 4, В – 1, Г – 2.
3. Определите, с каким металлом будет взаимодействовать
разбавленная H2SO4:
1) Ag;
3) Hg;
2) Zn;
4) Cu.
Урок 54. Основания, их классификация и свойства
257
4. Найдите и исправьте ошибки в уравнениях (с выполнением
самопроверки):
1) K2CO3 + HCl = 2KCl + H2O + CO2
(K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2);
2) 2K+ + CO2–
+ 2H+ + Cl– = 2K+ + H2O + CO2
3
+
2–
(2K + CO3 + 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl– + H2O + CO2);
3) H+ + CO2–
= H2O + CO2
3
(2H+ + CO2–
= H2O + CO2).
3
5. Даны формулы веществ. Выпишите кислоты и назовите их.
HCl, NaOH, Ba(OH) 2 , H 3 PO 4 , H 2 S, Mg(OH) 2 , Al(OH) 3 ,
H2SO3, HNO2.
(Ответ: HCl – соляная, H3PO4 – фосфорная, H2S – сероводородная, H2SO3 – сернистая, HNO2 – азотистая.)
III. И
зучение нового материала
1. Опрос-беседа
– Вспомните, какие вещества называются основаниями,
исходя из строения молекул и с точки зрения ТЭД? (Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и связанных с ними одним или несколькими гидроксид-ионами.)
И еще одно определение. Основания – это электролиты,
которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы
гидроксогрупп ОН–.
– Как определить количество гидроксильных групп в основании? (По заряду катиона металла.)
– Какие основания вам известны?
(Школьники приводят примеры оснований: NaOH, Сa(OH)2,
Fe(OH)3.)
Все основания, кроме раствора аммиака в воде, твердые кристаллические вещества, имеющие различную окраску. Растворы
оснований мылкие на ощупь. Гидроксиды натрия и калия гигроскопичны, они поглощают из воздуха пары воды. Водный раствор
аммиака NH3∙H2O существует только в растворе (это нашатырный
спирт).
2. Работа с учебником
(Школьники рассматривают таблицу 11 на с. 243, читают текст
о классификации и типичных реакциях оснований на с. 243.)
Основания делятся на группы:
1) по растворимости в воде: растворимые и нерастворимые;
2) степени диссоциации: сильные (щелочи); слабые (нерастворимые основания, водный раствор аммиака);
258
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
3) числу гидроксильных групп: однокислотные (NaOH, KOH),
двухкислотные (Fe(OH)2, Ba(OH)2, Cu(OH)2), трехкислотные: Fe(OH)3, Al(OH)3.
С химическими свойствами оснований вы познакомитесь,
выполняя лабораторные опыты.
(Учитель напоминает ученикам основные правила ТБ.)
1. Проводить опыты только над столом.
2. Наливать в пробирку количество вещества, указанное в инструкции или сообщенное учителем.
3. Заполнять пробирку не более чем на 1/3 объема.
4. Взбалтывать вещества, слегка покачивая пробиркой, не закрывать ее отверстие пальцем.
5. Попавшую на кожу щелочь необходимо стряхнуть, смыть
большим количеством воды, обработать раствором борной
кислоты, снова смыть водой.
6. Нагревая пробирку с жидкостью, держать ее так, чтобы ее
открытый конец был направлен в сторону и от учеников.
Опыт. Изменение окраски индикаторов в растворах оснований.
Нальем в три пробирки по 1–2 мл раствора гидроксида натрия
NaOH и добавим по нескольку капель индикатора. В 1‑ю пробирку добавим лакмус; во 2‑ю пробирку – метиловый оранжевый;
в 3‑ю пробирку – фенолфталеин.
–– Что наблюдаете? (Изменение окраски индикаторов: лакмус –
синий, фенолфталеин – малиновый, метиловый оранжевый –
желтый.)
–– Как вы думаете, какой ион обусловил изменение окраски
индикатора? (Гидроксид-ион.)
Запишем уравнение диссоциации NaOH:
NaOH → Na+ + OH–.
Лабораторный опыт 23. Взаимодействие щелочей с кислотами
(Учащиеся читают описание лабораторного опыта 23 на с. 244
учебника, по сокращенному ионному уравнению составляют
уравнения реакций и выполняют опыт. Подобный опыт они уже
выполняли, изучая свойства кислот.)
Краткое ионное уравнение
H+ + OH– = H2O.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q – реакция обмена, реакция
нейтрализации.
Na+ + OH– + H+ + Cl– → Na+ + Cl– + H2O.
Лабораторный опыт 24. Взаимодействие щелочей с оксидами
неметаллов
– Почему оксиды называются кислотными? (Кислотным оксидам соответствуют кислоты.)
Урок 54. Основания, их классификация и свойства
Оксид
Кислота
N2O3
HNO2 – азотистая кислота
SO2
H2SO3 – сернистая кислота
N2O5
SO3
P2O5
CO2
259
HNO3 – азотная кислота
H2SO4 – серная кислота
H3PO4 – фосфорная кислота
H2CO3 – угольная кислота
(Ученики выполняют тест.)
–– Пропустим через трубочку, опущенную в раствор известковой воды, выдыхаемый углекислый газ. Что наблюдаете?
(Помутнение известковой воды.)
Запишем молекулярное и ионное уравнения реакции:
Cа(OH)2 + CO2 = CаCO3+ H2O;
Cа2++ 2OH– + CO2 = CаCO3 + H2O.
Запомните! При составлении уравнений реакций взаимодействия щелочей с оксидами неметаллов нужно помнить, какой кислоте соответствует данный оксид.
Лабораторный опыт 25. Взаимодействие щелочей с солями
В трех пробирках проведем реакции между:
1) 1–2 мл растворов гидроксида натрия и хлорида аммония;
2) гидроксида калия и сульфата железа (III);
3) гидроксида натрия и хлорида бария.
Нагреем раствор в 1-й пробирке.
–– Что наблюдаете? (Появление запаха аммиака.)
–– Во 2-й пробирке с раствором гидроксида калия и сульфата
железа (III) произошла реакция. Что наблюдаете? (Выпадение осадка.)
–– В 3-й пробирке признаков реакции не наблюдается.
Вывод. Реакции между щелочами и солями протекают в случае,
если в результате реакции выделяется газ либо выпадает осадок.
Отметим, что нерастворимые основания разлагаются при нагревании. Уравнение реакции разложения Fe(OH)2
Fe(OH)2 = FeO + H2O.
Лабораторный опыт 26. Получение и свойства нерастворимых
оснований
В лабораторном опыте 25 вы получили осадок гидроксида меди (II) Cu(OH)2. Разделите его в пробирки на две части.
В 1-ю пробирку прилейте раствор серной кислоты H2SO4.
–– Что наблюдаете? (Растворение голубого осадка. Образование
прозрачного раствора.)
260
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Это образовался сульфат меди (II) (медный купорос). Запишем молекулярное и ионные уравнения реакций:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
= Cu2+ + SO2–
+ 2H2O;
Cu(OH)2 + 2H+ + SO2–
4
4
+
2+
Cu(OH)2 + 2H = Cu + 2H2O.
–– Вторую часть осадка, полученного в опыте, осторожно нагрейте. Что наблюдаете? (Образовался черный осадок оксида
меди (II).)
Запишем уравнение реакции разложения
Cu(OH)2 = CuO + H2O.
Основания широко применяются в производстве и в быту.
В промышленности «при участии» гидроксида натрия (едкого
натра) получают жидкое стекло, целлюлозу, вискозу, красители, мыло и моющие средства. Гидроксид калия (едкое кали) необходим в производстве мыла и как осушитель в лаборатории.
Гидроксид кальция – одно из самых популярных веществ в строительстве, а гидроксид магния нужен в медицине: он применяется
в составе лекарств, назначаемых при повышенной кислотности
желудочного сока.
IV. З
акрепление изученного материала
Дан ряд символов, в котором «спрятаны» формулы оснований.
Выпишите и назовите их. Охарактеризуйте одно из оснований.
Вариант 1
Н2OSOHBa(OH)2Na4CO2MgHCSKOHO
(Ответ: Ba(ОН)2 – растворимое, сильное, двухкислотное;
KОН – растворимое, сильное, однокислотное.)
Вариант 2
HClMg(OH)2SHK2SO4NaOHSiONaHSO2
(Ответ: Mg(ОН)2 – нерастворимое, слабое, двухкислотное;
NaОН – растворимое, сильное, однокислотное.)
V. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Основания – это электролиты, которые при диссоциации
образуют катионы металла и гидроксид-анионы.
2. Основания классифицируются по растворимости в воде,
степени диссоциации и кислотности.
3. В свете ТЭД гидроксид-анионы обусловливают общие химические свойства растворимых оснований.
4. Для оснований характерны реакции обмена и разложения.
Домашнее задание
§ 40, выполнить задания 1–3 (с. 247).
Урок 55. Основания, их классификация и свойства (продолжение)
261
У р о к 55. Основания, их классификация
и свойства (продолжение)
Цели урока: обобщить и закрепить знания об основаниях, их
составе, свойствах, номенклатуре, классификации, диссоциации;
научить объяснять свойства оснований в свете ТЭД и составлять
молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций, развивать практические навыки работы учащихся
с оборудованием и химическими реактивами.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение понятия основания; давать характеристику общих химических свойств
щелочей и нерастворимых оснований с позиций ТЭД; составлять
молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций с участием оснований; наблюдать и описывать реакции; проводить опыты, подтверждающие химические свойства оснований,
с соблюдением правил ТБ и ОТ; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для решения задач; осуществлять
наблюдения, делать выводы; классифицировать; интерпретировать информацию, представленную в виде рисунков, таблиц и схем
(аспект смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить
задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать единую естественно-научную картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; пробирки; соляная кислота, гидроксид натрия, индикатор лакмус; справочные таблицы,
инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Выполнение заданий
(Ученики выполняют задания на карточках или на доске.)
262
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Задание 1. Дополните предложения словами из списка.
Основания – это … (сложные) вещества, которые в растворах
диссоциируют на … (ионы металла) и … (гидроксид-ионы). По растворимости основания делятся на … (растворимые), … (малорастворимые) и … (нерастворимые). Растворимые в воде основания
называются … (щелочами).
(Слова для справок: растворимые, сложные, малорастворимые,
нерастворимые, ионы металла, гидроксид-ионы, щелочами.)
Задание 2. Составьте формулы оснований: гидроксида калия,
гидроксида кальция, гидроксида меди (II), гидроксида алюминия,
гидроксида аммония. Разделите их на растворимые и нерастворимые. Напишите уравнения диссоциации растворимых оснований. (Ответ: KОН – растворимое; Ca(OH)2 – малорастворимое;
Cu(OH)2 – нерастворимое; Al(OH)3 – нерастворимое; NH4OH –
растворимое. KOH = K+ + OH–; NH4OH = NH4 + OH–.)
На прошлом уроке мы с вами познакомились с химическими
свойствами оснований в свете ТЭД. Напомните эти свойства.
Ответ
Химические свойства оснований:
1) взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды;
2) взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием
соли и воды;
3) взаимодействуют с солями с образованием новой соли и нового основания;
4) нерастворимые основания при нагревании разлагаются
на оксид металла и воду.
III. Р
абота по теме урока
1. Самостоятельная работа
1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует гидро­ксид натрия: сульфат меди (II), хлорид магния, оксид
меди (II), оксид серы (IV), сульфат калия, азотная кислота? Ответ запишите формулами. Составьте возможные молекулярные
и ионные уравнения реакций.
Ответ
1) 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2;
2Na+ + 2OH– + Cu2+ + SO2–
= 2Na+ + SO2–
+ Cu(OH)2;
4
4
2+
–
Cu + 2OH = Cu(OH)2.
2) 2NaOH + MgCl2 = 2NaCl + Mg(OH)2;
2Na+ + 2OH– + Mg2+ + 2Cl– = 2Na+ + 2Cl– + Mg(OH)2;
Mg2+ + 2OH– = Мg(OH)2.
3) 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O;
2Na+ + 2OH– + SO2 = 2Na++ SO2–
+ H2O;
3
+
H
O.
2OH– + SO2 = SO2–
3
2
Урок 55. Основания, их классификация и свойства (продолжение)
263
4) NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O;
Na+ + OH– + H+ + NO–3 = Na+ + NO–3 + H2O;
OH– + H+ = H2O.
2. Приведите молекулярные и ионные уравнения возможных
реакций:
1) Pb(NO3)2 + KOH →
2) FeO + Ba(OH)2 →
3) H3PO4 + Ca(OH)2 →
4) CаCО3 + Mg(OH)2 →
Ответ
1) Pb(NO3)2 + 2KOH = Pb(ОH)2 + 2KNO3;
Pb2+ + 2NO–3 + 2K++ 2OH– = Pb(ОH)2 + 2K+ + 2NO–3 ;
Pb2+ + 2OH– = Pb(ОH)2.
2) 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6H2O;
6Н+ + 2PO3–
+ 3Ca2+ + 6OH– = Ca3(PO4)2 + 6H2O.
4
2. Решение экспериментальных и расчетных задач
Экспериментальная задача
(Учитель проводит опыт, ученики наблюдают и отвечают
на вопросы.)
Определим среду раствора с помощью индикатора. В трех пронумерованных пробирках у нас прозрачные растворы гидроксида
натрия, соляной кислоты, воды.
–– Как определить, в какой пробирке какое вещество?
(Школьники рассуждают и предлагают в каждую пробирку
добавить индикатор – лакмус или метиловый оранжевый, по изменению цвета которого можно определить кислоту, основание
либо нейтральную среду – воду.)
Добавим в каждую из пробирок лакмус. В 1-й пробирке лакмус стал красным, во 2-й – синим, а в 3-й остался фиолетовым.
–– Определите вещества в пробирках. (В 1-й пробирке кислота,
во 2-й пробирке щелочь, в 3-й – вода.)
Задача. Вычислите массу соляной кислоты, которая потребуется для реакции с 200 г негашеной извести, содержащей 8%
примесей.
(Ученики составляют уравнение реакции соляной кислоты
с оксидом кальция (негашеная известь), решают расчетную задачу, производят взаимопроверку, обсуждают правильность ответа
и решения с учителем.)
Д а н о:
m(СаО + примеси) = 200 г
w(примесей) = 8% = 0,08
m(HCl) = ?
Р е ш е н и е:
m(примесей) = 200 г ∙ 0,08 = 16 г;
m(СаО) = 200 г – 16 г = 184 г;
M(СаО) = 56 г/моль;
264
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
n(СаО) = m(СаО) : M(СаО) = 184 г : 56 г/моль = 3,3 моль;
3,3 моль
x моль
1 моль
2 моль
СаО + 2HCl = СаCl2 + H2O;
x = n(HCl) = (3,3 ∙ 2) : 1 = 6,6 моль; M(HCl) = 36,5 г/моль;
m(HCl) = n(HCl) ∙ M(HCl) = 6,6 моль ∙ 36,5 г/моль = 240,9 г.
О т в е т: m(HCl) = 240,9 г.
IV. П
одведение итогов урока
1. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием
соли и воды.
2. Основания взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды.
3. Основания взаимодействуют с солями с образованием новой соли и нового основания.
4. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются
на оксид металла и воду.
5. Основания окрашивают в синий цвет универсальный индикатор и лакмус, в желтый – метиловый оранжевый, в малиновый – фенолфталеин.
Домашнее задание
§ 40, выполнить задания 4, 6 (c. 247).
У р о к 56. Оксиды, их классификация
и свойства
Цели урока: актуализировать знания об оксидах, их составе,
свойствах, номенклатуре, классификации; научить объяснять
свойства солеобразующих оксидов в свете ТЭД и составлять молекулярные и ионные уравнения реакций.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения понятий несолеобразующие оксиды, солеобразующие оксиды, основные
оксиды, кислотные оксиды; давать характеристику общих химических свойств солеобразующих оксидов (кислотных и основных)
с позиций ТЭД; составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций с участием оксидов; наблюдать
и описывать реакции оксидов; проводить опыты, подтверждающие
Урок 56. Оксиды, их классификация и свойства
265
химические свойства оксидов, с соблюдением правил ТБ и ОТ;
метапредметные: использовать знаково-символические средства
для решения задач; осуществлять наблюдения, делать выводы;
классифицировать; интерпретировать информацию, представленную в виде рисунков, таблиц и схем (аспект смыслового чтения);
формулировать цель урока и ставить задачи, необходимые для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать
ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку
зрения; личностные: формировать единую естественно-научную
картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественнонаучных знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; пробирки, спиртовка,
пипетка, стеклянная пластинка; серная кислота, индикаторы:
фенолфталеин, лакмус; известковая вода, оксид кальция, оксид
меди (II), оксид кремния (IV), газированная вода, дистиллированная вода; справочные таблицы, инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
(Учитель обращает внимание учащихся на уравнения реакций.)
1) 3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2;
2) Pb3O4 + 4H2 → 3Pb + 4H2O;
3) 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
– Какие оксиды участвуют в этих реакциях? (Оксид кальция,
оксид фосфора (V), оксиды свинца (III) и (II), вода.)
Послушайте теперь строки об одном необыкновенном веществе.
Очень добродушная,
Я мягкая, послушная,
Но когда я захочу,
Даже камень источу.
Знакомы с детства мы с водою,
Она есть всюду на Земле –
И в облаках над головою,
И в чайной чашке на столе…
Она повсюду рядом с нами
И так нас радует порой
Хрустящим снегом под ногами
И речки быстрою струей…
266
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Всяк зверь стремится к водопою,
Ей рады птица и цветок…
Где есть вода – там все живое,
Где нет – пыль, камень и песок.
– Вы уже догадались, что это за вещество? (Вода.)
– К какому классу неорганических соединений ее можно отнести? (К оксидам.)
III. И
зучение нового материала
1. Оксиды, их классификация
Мы с вами приступаем к изучению оксидов – бинарных соединений элементов с кислородом. Оксиды окружают нас повсюду – это вода во всех ее видах, песок (оксид кремния), углекислый
газ в составе воздуха.
(Ученики читают текст на с. 248–249 учебника о физических
свойствах оксидов и их классификации.)
Оксиды классифицируют:
1) по типу химических связей (ионная и ковалентная связи);
2) по кислотно-основным свойствам (амфотерные, кислотные, основные);
3) по соответствию кислоте или основанию (солеобразующие
и несолеобразующие).
(Ученики читают определения солеобразующих и несолеобразующих оксидов, основных оксидов.)
Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют
основания. К основным оксидам относятся оксиды щелочных
и щелочноземельных металлов и некоторых переходных металлов
в низких степенях окисления, например Na2O – оксид натрия,
MgO – оксид магния, Ag2O – оксид серебра (I).
2. Свойства оксидов
(Учащиеся работают с текстом учебника (с. 249), изучают химические реакции основных оксидов и применяют полученные
знания на практике, выполняя лабораторные опыты.)
Лабораторный опыт 27. Взаимодействие основных оксидов
с кислотами
–– К оксиду меди (II) прильем раствор серной кислоты, слегка
нагреем пробирку с веществами. Что наблюдаете? (Раствор
приобретает голубой цвет – это признак химической реакции.)
Составим уравнение реакции:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O – реакция обмена.
= Cu2+ + SO2–
+ H2O;
CuO + 2H+ + SO2–
4
4
+
2+
CuO + 2H = Cu + H2O.
Урок 56. Оксиды, их классификация и свойства
267
Лабораторный опыт 28. Взаимодействие основных оксидов с водой
В две пробирки нальем дистиллированную воду и добавим
в каждую 1–2 капли фенолфталеина. Поместим в 1‑ю пробирку
немного оксида кальция (негашеной извести), а во 2‑ю пробирку – оксид меди (II).
–– Что наблюдаете в 1‑й пробирке? (Изменение цвета фенолфталеина на малиновый, образовалась щелочная среда раствора.)
СаО + Н2О = Са(ОН)2 – реакция соединения.
СаО + Н2О = Са2+ + 2ОН–.
При длительном хранении оксида кальция в открытом сосуде
на воздухе возможно его взаимодействие с водой, при этом образуется гидроксид кальция – гашеная известь.
Запомните! Реакции оксидов металлов с водой возможны,
если образуется щелочь – растворимое основание.
– Рассмотрим, что происходит во 2‑й пробирке. Как вы
думаете, возможна ли реакция оксида меди (II) с водой?
(Ответ. CuO + H2O ≠, реакция неосуществима, так как
Cu(OH)2 – нерастворимое основание.)
(Учащиеся работают с текстом учебника на с. 251, изучают типичные реакции, характерные для кислотных оксидов, применяют
полученные знания на практике, выполняя лабораторный опыт.)
Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты.
К ним относятся оксиды неметаллов, а также металлов в максимальной степенью окисления, например N2O5 – оксид азота (V),
N2O3 – оксид азота (III), CO2 – оксид углерода (IV), СrO3 – оксид
хрома (VI), Mn2O7 – оксид марганца (VII).
Амфотерные оксиды образованы переходными металлами,
например ZnO – оксид цинка, Cr2O3 – оксид хрома (III), Al2O3 –
оксид алюминия.
Лабораторный опыт 29. Взаимодействие кислотных оксидов
с щелочами
Через раствор гидроксида кальция (известковую воду) пропустим углекислый газ.
–– Что наблюдаете? (Выпадение белого осадка.)
Cа(OН)2 + СО2 = CаСO3 + H2O;
Cа2+ + 2OН– + СО2 = CаСO3 + H2O.
Вывод. При взаимодействии кислотных оксидов со щелочами
образуются соль и вода.
Лабораторный опыт 30. Взаимодействие кислотных оксидов
с водой
В 1‑ю пробирку нальем газированную воду, содержащую углекислый газ, и прибавим несколько капель лакмуса.
– Что наблюдаете? (Лакмус изменил цвет на красный.)
268
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
При взаимодействии кислотных оксидов с водой образуются
кислоты.
Во 2-ю пробирку нальем 2–3 мл дистиллированной воды. Добавим немного оксида кремния (IV) и несколько капель лакмуса.
–– Что наблюдаете? (Лакмус цвет не изменил.)
Запомните! Оксид кремния не взаимодействует с водой
SiO2 + H2O ≠.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами – оксидами активных металлов, например
СаО + СО2 = СаСО3.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1 (с. 252), 5 (с. 247), 2, 3 (а, д, е)
(с. 253).)
Ответы
№ 1 (с. 252)
Кислотные оксиды и соответствующие им кислоты: SiO2 –
H2SiO3, CrO3 – H2CrO4, Mn2O7 – HMnO4, SO2 – H2SO3, N2O3 – HNO2.
Основные оксиды и соответствующие им основания: MgO –
Mg(OH)2, Cu2O – CuOH, FeO – Fe(OH)2, K2O – KOH, NiO –
Ni(OH)2, Na2O – NaOH, BaO – Ba(OH)2.
Несолеобразующие оксиды: NO.
№ 5 (с. 247)
Cu(OH) 2 – CuO, оксид меди (II); CuOH – Cu2O, оксид
меди (I); Fe(OH)3 – Fe2O3, оксид железа (III); Fe(OH)2 – FeO,
оксид железа (II); NaOH – Na2O, оксид натрия.
№ 2 (с. 253)
SO2 – оксид серы (IV), солеобразующий кислотный оксид.
Химические свойства:
1. Взаимодействие с водой: SO2 + Н2О → H2SO3.
2. Взаимодействие с основным оксидом: SO2 + Na2O = Na2SO3.
3. Взаимодействие с раствором щелочи:
SO2 + 2NaOН = Na2SO3 + Н2О.
№ 3 (с. 253)
а) Fe2O3 + Н2О ≠, нерастворимое основание Fe(OH)3, которому соответствует Fe2O3, не взаимодействуют с водой, реакция
не происходит;
д) Na2O + N2O5 → 2NaNO3;
е) N2O + NaOH ≠, N2O – несолеобразующий оксид, не взаимодействует с щелочью, реакция не происходит.
V. П
одведение итогов урока
1. По агрегатному состоянию оксиды делятся на твердые, жидкие и газообразные.
Урок 57. Оксиды, их классификация и свойства (продолжение)
269
2. Оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.
Несолеобразующим оксидам не соответствует ни кислота,
ни основание.
3. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные
и амфотерные.
4. Основным оксидам соответствуют основания, они образованы элементами-металлами.
5. Кислотным оксидам соответствуют кислоты, они образованы элементами-неметаллами и элементами-металлами
с максимальной с. о.
6. Для основных оксидов характерны реакции взаимодействия
с водой, кислотными оксидами, растворами кислот.
7. Для кислотных оксидов характерны реакции взаимодействия с водой, основными оксидами, растворами щелочей.
Домашнее задание
1. § 41, выполнить задание 4 (с. 253).
2. Подготовить сообщения по теме «Оксиды, их свойства
и применение» (задания по вариантам – разные оксиды).
У р о к 57. Оксиды, их классификация
и свойства (продолжение)
Цели урока: обобщить и закрепить знания об оксидах, их составе, номенклатуре, классификации; научить объяснять свойства
солеобразующих оксидов в свете ТЭД и составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения понятий несолеобразующие оксиды, солеобразующие оксиды,
основные оксиды, кислотные оксиды; давать характеристику общих химических свойств солеобразующих оксидов (кислотных
и основных) с позиций ТЭД; составлять молекулярные, полные
и сокращенные ионные уравнения реакций с участием оксидов;
наблюдать и описывать реакции оксидов; проводить опыты,
подтверждающие химические свойства оксидов, с соблюдением
правил ТБ и ОТ; метапредметные: использовать знаково-символические средства для решения задач; осуществлять наблюдения,
270
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
делать выводы; классифицировать; интерпретировать информацию, представленную в виде рисунков, таблиц и схем (аспект
смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи
для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые
высказывания в устной и письменной форме; аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать единую естественно-научную картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; пробирки, стеклянная
палочка; индикаторы фенолфталеин, лакмус; соляная кислота,
гидроксид натрия, оксид кальция, оксид фосфора (V), дистиллированная вода, образцы оксидов, слайды; справочные таблицы,
инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Фронтальная беседа
– Какие признаки отличают кислотные оксиды от основных?
(Кислотные оксиды образованы неметаллами, им соответствуют кислоты. Основные оксиды образованы металлами,
им соответствуют основания.)
–– Что такое несолеобразующие оксиды? (Оксиды, которые
не взаимодействуют ни с кислотами, ни со щелочами и не образуют солей.)
–– Почему оксиды относят к бинарным соединениям? (Оксиды
состоят из двух химических элементов.)
–– Назовите известные вам оксиды неметаллов и запишите их
формулы. (Оксид серы (VI) – SO2, диоксид углерода – CO2,
оксид углерода (II) – CO, вода – H2O.)
Амфотерные оксиды – это оксиды, которые проявляют свойства
основных и кислотных оксидов. Следует знать, что такие элементы,
как алюминий и цинк, образуют амфотерные оксиды Al2O3, ZnO.
III. Р
абота по теме урока
1. Решение экспериментальных задач
(Ученики выполняют лабораторные опыты по теме «Химические свойства основных и кислотных оксидов» группами. Каждая
группа получает задание.)
Урок 57. Оксиды, их классификация и свойства (продолжение)
271
Задание для первой группы
Опыт. Доказательство с помощью химических реакций основного характера оксида кальция.
(Ученики перед началом работы повторяют правила ТБ.)
В три пробирки насыпьте порошок оксида кальция. Добавьте
в 1‑ю пробирку дистиллированную воду и перемешайте стеклянной палочкой содержимое.
–– Растворяется ли оксид кальция в воде? (Да, растворяется.)
–– Добавьте в полученный раствор 1–2 капли фенолфталеина.
Какую среду имеет раствор? (Щелочную.)
Во 2‑ю пробирку прилейте немного раствора соляной кислоты
НСl, добавьте фенолфталеин, перемешайте содержимое пробирки. Добавьте в полученный раствор 1–2 капли фенолфталеина.
–– Какую среду имеет раствор? (Нейтральную.)
–– В 3‑ю пробирку добавьте гидроксид натрия. Что наблюдаете? (Реакция не происходит, индикатор не меняет цвет.)
–– Сделайте выводы.
(Ученики оформляют результаты опытов, записывают уравнения проведенных реакций в таблицу.)
Химические свойства основных оксидов
Взаимодействие с водой
Уравнения реакций
CaO + H2O →
Взаимодействие с кислотами
CaO + 2HCl →
Взаимодействие с основаниями
CaO + NaOH →
Задание для второй группы
Опыт. Доказательство с помощью химических реакций кислотного характера оксида фосфора (V).
В трех пробирках находится белый порошок оксида фосфора (V) P2O5. Добавьте в 1‑ю пробирку воду и перемешайте стеклянной палочкой содержимое.
–– Растворяется ли оксида фосфора (V) P2O5 в воде? (Да.)
–– Добавьте в полученную смесь 1–2 капли лакмуса. Какую
среду имеет раствор? (Кислую, лакмус красный.)
Во 2‑ю пробирку к оксиду фосфора прилейте раствор щелочи
и добавьте несколько капель лакмуса. Перемешайте содержимое
пробирки стеклянной палочкой.
–– Что наблюдаете? (Лакмус не изменил окраску, среда раствора
нейтральная. Образовались соль и вода).
–– В 3‑ю пробирку добавьте кислоту. Будет ли оксид фосфора (V) P2O5 взаимодействовать с кислотами? (Нет.)
–– Почему? (Лакмус не изменил цвет.)
272
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Сделайте выводы. (Ученики оформляют результаты опытов,
записывают уравнения проведенных реакций в таблицу.)
Химические свойства кислотных оксидов
Взаимодействие с водой
Взаимодействие с основаниями
Взаимодействие с кислотами
Уравнения реакций
Р2О5 + H2O →
Р2О5 + NaOH →
Р2О5 + HCl →
2. Сообщения учеников об оксидах
(Учитель показывает ученикам образцы оксидов, изображения оксидов на слайдах.)
Оксид углерода (IV) CO2. В природе распространен диоксид
углерода, или углекислый газ CO2, который содержится в составе
вулканических газов. Этот газ необходим растениям для фотосинтеза. Растения усваивают углекислый газ из атмосферы, превращая минеральные вещества в органические – глюкозу, крахмал.
Твердый углекислый газ – это сухой лед, который применяется
для хранения и перевозки продуктов: рыбы, мяса, мороженого.
Ценность сухого льда заключается еще и в том, что продукты
в нем не плесневеют, не гниют.
Оксид углерода (II) CO. Угарный газ применяется для обработки мяса животных и рыбы, придает им ярко-красный цвет
и свежий вид, не изменяя вкусовых качеств. Он является хорошим
восстановителем в металлургическом производстве. Образуется
при неполном сгорании кокса в доменной печи. Для человека
может быть опасным при попадании в избыточном количестве
в органы дыхания.
Металлические руды. Многие руды металлов являются оксидами. Например, красный, магнитный и бурый железняки, бокситы
(оксид алюминия),
Оксид хрома (III). Кристаллы зеленого цвета, нерастворимые
в воде. Используется как пигмент при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики.
Паста на основе оксида хрома применяется для шлифовки
и полировки оптических изделий, в ювелирном деле.
Оксид кальция СаO. Оксид кальция – основный оксид, при
взаимодействии с водой образует гашеную известь, которая широко используется в строительстве, при производстве сахара.
Оксид кремния (IV) SiO2. Морской и речной песок (кварц),
кремень, горный хрусталь, аметист, яшма, опал – все это диоксид кремния. Он применяется в производстве стекла, керамики,
абразивов, бетонных изделий, для получения кремния, резины,
огнеупорных материалов, в хроматографии.
Урок 58. Соли, их классификация и свойства
273
Оксид бериллия BeO. Наиболее теплопроводный из всех оксидов. Он служит изолятором и огнеупорным материалом. Используется в атомной технике как эффективный замедлитель и отражатель нейтронов.
Оксид цинка ZnO. Этот оксид белого цвета используется для
приготовления белой масляной краски (цинковые белила), которой можно красить любые поверхности.
Оксид титана (IV) TiO2. Вещество белого цвета, которое применяется для изготовления титановых белил.
IV. З
акрепление изученного материала
1. Закончите уравнения реакций, укажите их тип, назовите
образующиеся вещества:
SO3 + H2O = H2SO4 (реакция соединения, серная кислота);
BaO + H2O = Ba(OН)2 (реакция соединения, гидроксид бария);
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O (реакция обмена, хлорид магния и вода);
BaO + CO2 = BaCO3 (реакция соединения, карбонат бария).
2. С какими из веществ: H2SO4, NaCl, NaOH, P2O5 – будут
реагировать оксид лития и оксид серы (IV). Запишите возможные
реакции.
Ответ
Li2O + H2SO4 = Li2SO4 + H2O;
3Li2O + P2O5 = 2Li3PO4;
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O.
Домашнее задание
1. § 41, выполнить задание 5 (с. 242).
2. Повторить § 22.
У р о к 58. Соли, их классификация и свойства
Цели урока: обобщить знания о солях, их составе и номенклатуре; научить объяснять свойства средних солей (взаимодействие
с кислотами, щелочами, металлами и другими солями) в свете
ТЭД и составлять молекулярные и ионные уравнения реакций.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения понятий средние соли, кислые соли, основные соли; составлять характеристики общих химических свойств солей с позиций ТЭД; составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения
274
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
реакций с участием солей; наблюдать и описывать реакции солей;
проводить опыты, подтверждающие химические свойства солей,
с соблюдением правил ТБ и ОТ; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для решения задач; осуществлять
наблюдения, делать выводы; классифицировать; интерпретировать
информацию, представленную в виде таблицы (аспект смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи для ее
достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать
ее результаты; работать по плану, сверять свои действия с целью
обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку
зрения; личностные: формировать единую естественно-научную
картину мира, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественнонаучных знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; пробирки, серная и азотная кислоты, универсальный индикатор, силикат натрия, карбонат натрия, нитрат натрия, сульфат аммония, сульфат меди (II),
сульфат железа (III), сульфат железа (II), хлорид железа (III), нитрат серебра, фосфат натрия, нитрат бария, гидроксид натрия,
гидроксид калия, железо (железная скрепка), свинец (пластина),
медь (проволока); справочные таблицы, инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Тест
1. Высшую валентность азот проявляет в оксиде
1) Sn;
3) NO;
2) N2O5;
4) N2O.
2. С каким веществом реагирует оксид кальция?
1) Li2O;
3) HNO3;
2) Cu;
4) MgO.
3. Укажите ряд, в котором последовательно расположены
формулы кислотного, основного, амфотерного оксидов.
1) MnO2, CO2, Al2O3;
3) Mn2O7, CaO, ZnO;
2) CaO, SO2, BeO;
4) MnO, CuO, CO2.
4. Формула продукта горения фосфора в кислороде и коэффициент перед ней в соответствующем уравнении реакции:
1) РО;
3) 2Р2О5;
2) Р2О5;
4) Р2О3.
Урок 58. Соли, их классификация и свойства
275
5. С каким веществом не реагирует оксид серы?
1) NaOH;
3) H2O;
4) CO2.
2) CaO;
6. Составьте по схеме СО + О2 → СО2 уравнение реакции, найдите сумму коэффициентов в этом уравнении и укажите ее.
1) 3;
2) 4;
3) 5;
4) 6.
7. Выберите правильный ответ. Основные оксиды активных
металлов могут реагировать:
1) только с водой;
2) со щелочами;
3) с водой и кислотами;
4) с кислотами и щелочами.
8. Выберите один правильный ответ. Большинство кислотных
оксидов реагирует
1) только с водой;
2) только с кислотами;
3) со щелочами и кислотами;
4) с водой и щелочами.
III. И
зучение нового материала
1. Слово учителя
Вы любите еду, в которой нет соли? Мы настолько привыкли
использовать соль в нашей жизни, добавлять ее в суп или кашу,
что не представляем и дня без нее.
– Какие пословицы вы знаете о соли? («Недосол на столе,
а пересол на спине».)
О соли есть даже сказки. Например, старинная словацкая
сказка «Соль и золото». «…Было у короля три дочери. Состарившись, король решил сделать королевой ту из дочерей, которая
его больше любит. Созвал король дочерей и спрашивает: “Как
вы, доченьки, любите меня?” “Как золото”, – ответила старшая
дочь. “Как венок свой зеленый”, – сказала средняя. “Как соль”, –
сказала младшая, Марушка. Разгневался тут король на младшую
дочь и прогнал ее прочь из дворца. А добрая волшебница, узнав
об этом, решила проучить короля. И в один прекрасный день
в стране исчезла соль. Все, что готовили самые искусные повара,
было пресным и невкусным. Тогда король понял, как необходима
щепотка соли».
2. Соли, их номенклатура и классификация
Приступим к изучению класса солей. Это наиболее многочисленный класс твердых химических соединений, отличающихся
друг от друга по цвету и растворимости в воде.
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
276
– Каков состав солей? (Соли – это сложные вещества, молекулы
которых состоят из ионов металла и кислотного остатка.)
(Ученики вспоминают, как давать названия солям. Читают
определения средних, кислых и основных солей в тексте учебника
на с. 253–254.)
Названия кислых солей складываются из названий кислотного остатка с приставкой гидро- (если в молекуле соли имеется
один атом водорода) или дигидро- (если в молекуле соли имеется
два атома водорода) в именительном падеже и катиона металла
в родительном падеже с указанием переменной степени окисления. Например, NaHSO4 – гидросульфат натрия.
Названия основных солей складываются из названий кислотного остатка с приставкой гидроксо- (при наличии в молекуле соли
незамещенной группы ОН) в именительном падеже и катиона
металла в родительном падеже с указанием переменной степени
окисления. Например, (CuOH)2CO3 – гидроксокарбонат меди (II).
(Учитель знакомит школьников с таблицей, в которой приведены примеры различных солей, показаны условия их получения
и уравнения диссоциации.)
Класс
соли
Условия получения
Примеры
Уравнение диссоциации
(растворимых веществ)
Средние
соли
Полное замещение Na2CO3,
Na2CO3 = 2Na+ + CO32–
атомов водорода
Ca3(PO4)2
в молекуле кислоты
на атомы металла
КисНеполное замещеNaHCO3,
NaHCO3 = Na+ + HCO3–
лые
ние атомов водорода CaHPO4
Диссоциируют по персоли
в молекуле кислоты
вой ступени
(при недостатке
щелочи и избытке
кислоты)
ОсНеполное заме(CuOH)2CO3, AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Cl–.
AlOHCl2
но́вные щение гидроксидДиссоциируют по персоли
ионов в молекуле
вой ступени
многокислотного ос(CuOH)2CO3–
нования (при избытнерастворимая соль
ке основания и недостатке кислоты)
3. Свойства солей
–– Кислоты и основания могут взаимодействовать с солями?
(При взаимодействии кислот с солями образуются новая соль
и новая кислота, а при взаимодействии оснований с солями
образуются новая соль и новое основание.)
Урок 58. Соли, их классификация и свойства
277
Таким образом, для солей характерны следующие химические
свойства.
1. Взаимодействие солей с кислотами (реакции обмена).
2. Взаимодействие солей с растворимыми основаниями (реакции обмена).
3. Взаимодействие солей с солями (реакции обмена).
4. Взаимодействие солей с металлами (реакции замещения).
Выполним лабораторные опыты.
(Ученики повторяют правила ТБ и ОТ и под руководством
учителя проводят эксперимент.)
Лабораторный опыт 31. Взаимодействие солей с кислотами
Нальем в три пробирки: в 1‑ю – силикат натрия и серную кислоту, во 2‑ю – карбонат натрия и азотную кислоту, в 3‑ю – нитрат
натрия и серную кислоту.
–– Что наблюдаете в пробирках? (В 1‑й пробирке образовалась
нерастворимая кремниевая кислота – осадок. Бурное выделение углекислого газа во 2‑й пробирке. В 3‑й пробирке нет
признаков реакции.)
1) Na2SiO3 + Н2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓;
2Н+ + SO2–
+ 2Na+ + SiO2–
= 2Na+ + SO2–
+ H2SiO3↓;
4
3
4
+
2–
2Н + SiO3 = H2SiO3↓;
2) Na2CO3 + 2НNO3 = 2NaNO3 + CO2 + H2O;
2Na+ + CO2–
+ 2Н+ + NO–3 = 2Na+ + NO–3 + CO2↑ + H2O;
3
+
CO2–
+
2Н
=
CO2↑ + H2O;
3
3) NaNO3 + H2SO4 ≠, реакция ионного обмена не происходит.
Вывод. Соли взаимодействуют с кислотами, если выделяется газ или выпадает осадок. (Анион сильной кислоты вытесняет
анион слабой кислоты из соли.)
Лабораторный опыт 32. Взаимодействие солей с щелочами
Нальем по 1–2 мл растворов: в 1‑ю пробирку – сульфат железа (III) и гидроксид натрия, во 2‑ю пробирку – сульфат аммония
и гидроксид калия, в 3‑ю пробирку – нитрат бария и гидроксид
калия.
–– Что наблюдаете? (Выпадение осадка гидроксида железа темно-зеленого цвета – в 1‑й пробирке, появление запаха аммиака – во 2‑й пробирке. В 3‑й пробирке признаков реакции не наблюдается.)
Вывод. Соли взаимодействуют с щелочами, если выделяется
газ или выпадает осадок.
Лабораторный опыт 33. Взаимодействие солей с солями
К раствору хлорида железа (III) прильем: в 1‑ю пробирку –
раствор нитрата серебра, во 2‑ю пробирку – раствор фосфата
натрия.
278
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
–– Что наблюдаете? (Выпадение белого осадка хлорида серебра
в 1‑й пробирке, выпадение осадка фосфата железа (III) –
во 2‑й пробирке.)
Составим уравнения протекающих реакций:
1) FeCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl↓ + Fe(NO3)3;
Fe3+ + 3Cl– + 3Ag+ + 3NO–3 = 3AgCl↓ + Fe3+ + 3NO–3 ;
Ag+ + Cl– = AgCl↓;
2) FeCl3 + 3Na3PO4 = FePO4↓ + 3NaNO3;
Fe3+ + 3Cl– + 3Na+ + PO43– = FePO4↓ + 3Na+ + 3Cl–;
Fe3+ + PO43– = FePO4↓.
– Возможно ли взаимодействие соли с другой солью? (Да, при
взаимодействии солей друг с другом образуются новые соли,
если одна или обе новых соли – нерастворимые.)
Лабораторный опыт 34. Взаимодействие растворов солей с металлами
В три пробирки поместим металлы: железо (железную скрепку), свинец (пластинку) и медь (проволоку).
В пробирку с железом добавим 2–3 мл раствора сульфата меди (II), в пробирку со свинцом – 2–3 мл раствора сульфата
меди (II), в пробирку с медью – 2–3 мл раствора сульфата железа (III).
–– Что наблюдаете? (На железной скрепке появился налет меди.
В пробирках со свинцом и медью реакции не происходят.)
–– Что могло образоваться в результате реакции сульфата меди
с железом?
Для ответа на этот вопрос обратимся к ряду активности металлов, который был составлен русским химиком Н.Н. Бекетовым
в 1865 г. Расположение металлов в этом ряду зависит от их способности вытеснять металлы из растворов солей. Бекетов также
заметил, что и водород под давлением может вытеснять ртуть и серебро из растворов их солей.
Так как железо расположено левее меди в ряду активности
металлов, оно вытесняет медь из раствора ее соли. В результате
опыта на железной скрепке осаждается медь.
В растворе становится все меньше и меньше катионов меди,
и он постепенно изменяет цвет:
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4;
Fe0 + Cu2+ + SO2–
= Cu0 + Fe2+ + SO2–
;
4
4
0
2+
0
Fe + Cu = Cu + Fe2+.
Sn + CuSO4 ≠; несмотря на то что свинец в ряду активности
металлов расположен левее меди, реакция не идет. Дело в том, что
в результате этой реакции должен был образоваться нерастворимый сульфат свинца SnSO4, а это противоречит второму правилу
ряда напряжений.
Урок 59. Соли, их классификация и свойства (продолжение)
279
(Учитель предлагает школьникам ознакомиться с правилами
электрохимического ряда напряжений металлов, прочитать текст
учебника на с. 257.)
Обратимся к правилам. Первое правило электрохимического ряда напряжений металлов: металлы, расположенные левее
водорода, способны вытеснить его из растворов кислот. Второе
правило электрохимического ряда напряжений металлов: металл
в ряду активности металлов способен вытеснить металл, расположенный правее, из раствора его соли.
Следует помнить! Обе соли (и реагирующая, и образующаяся)
должны быть растворимыми в воде. Металлы не должны взаимодействовать с водой.
IV. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Соли, как правило, являются продуктами взаимодействия
кислот и оснований.
2. Соли делятся на средние, кислые и основные.
3. Средние соли образуются при избытке щелочи и недостатке кислоты, кислые – при избытке кислоты и недостатке
щелочи, основные – при избытке основания и недостатке
кислоты.
4. Соли взаимодействуют с кислотами, растворимыми основаниями и металлами. Для солей характерны реакции обмена
и замещения.
5. При составлении уравнений химических реакций взаимодействия металлов с растворами солей необходимо помнить
правила электрохимического ряда напряжений металлов.
Домашнее задание
§ 41, выполнить задание 4 (с. 258).
У р о к 59. Соли, их классификация и свойства
(продолжение)
Цели урока: обобщить знания о солях, их составе и номенклатуре; научить объяснять свойства средних солей (взаимодействие
с кислотами, щелочами, металлами и другими солями) в свете ТЭД
и составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, ин-
280
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
формационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий средние соли, кислые соли, основные соли; составлять характеристики общих химических свойств солей с позиций теории
электролитической диссоциации; составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций с участием солей;
наблюдать и описывать реакции солей с помощью языка химии;
проводить опыты, подтверждающие химические свойства солей,
с соблюдением правил ТБ и ОТ; метапредметные: использовать
знаково-символические средства для решения задач; осуществлять наблюдения, делать выводы; классифицировать; интерпретировать информацию, представленную в виде таблицы (аспект
смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи
для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои действия
с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые
высказывания в устной и письменной форме; аргументировать
свою точку зрения; личностные: формировать единую естественно-научную картину мира, умение грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость
естественно-научных знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальная беседа
– Какие вещества называют солями? (Состоящие из катионов
металла и кислотных остатков.)
– На какие группы классифицируют соли? (Средние, кислые
и основные соли.)
– На какие группы соли делятся по растворимости? (Хорошо
растворимые, малорастворимые и нерастворимые.)
– Какие соли являются электролитами? (Растворимые.)
– Что такое электролитическая диссоциация? (Распад молекул
электролита в растворе на ионы под действием диполей воды.)
– Что такое электролит? (Вещество, диссоциирующее в растворе на ионы.)
– Что такое оксиды? (Класс бинарных веществ, состоящих
из двух элементов, одним из которых является кислород.)
Урок 59. Соли, их классификация и свойства (продолжение)
281
– Дайте определение кислотам с точки зрения ТЭД. (Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка.)
– Дайте определение основаниям с точки зрения ТЭД. (Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворе
на катионы металла и гидроксид-анионы.)
2. Самостоятельная работа
Вариант 1
1. Какое из веществ – соль?
1) CO2;
3) N2O5;
2) Fe(OH)2;
4) Al2(SO4)3.
2. Установите соответствие между формулой соли и ее названием.
Формула соли
А. BaSO4
Б. ZnOHCl
В. Ca3(PO4)2
Г. К2SiO3
Д. NaHSO4
Е. CaCO3
Ж. Na2SO4
Название соли
1. Фосфат кальция
2. Карбонат кальция
3. Сульфат бария
4. Гидросульфат натрия
5. Силикат калия
6. Сульфат натрия
7. Гидроксохлорид цинка
Ответ: А – 3, Б – 7, В – 1, Г – 5, Д – 4, Е – 2, Ж – 6.
3. Из перечня веществ: H2SO4, CuBr2, Al(OH)3, CaOHCl, KHCO3,
Na2S, Mg(HSO4)2, (CuOH)2CO3, Fe2O3 – выберите соли, разделите
их на группы. (Ответ. Основные соли – CaOHCl, (CuOH)2CO3;
кислые соли – KHCO3, Mg(HSO4)2; средние соли – CuBr2, Na2S.)
Вариант 2
1. Какое из веществ – соль?
1) SO2;
3) P2O5;
2) Cu(OH)2;
4) Na2SO4.
2. Установите соответствие между формулой соли и ее названием.
Формула соли
А. BaCl2
Б. CuOHCl
В. Na3PO4
Г. К2СO3
Д. Сa(HSO4)2
Е. K2SiO3
Ж. СaSO4
Название соли
1. Гидроксохлорид меди
2. Фосфат натрия
3. Хлорид бария
4. Сульфат кальция
5. Гидросульфат кальция
6. Карбонат калия
7. Силикат калия
Ответ: А – 3, Б – 1, В – 2, Г – 6, Д – 5, Е – 7, Ж – 4.
282
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
3. Из перечня веществ: H2SiO3, CaBr2, AlOHCl2, Mg(HCO3)2,
NaCl, MgOHNO3, Ca(HCO3)2, P2O5, Fe2(SO4)3 – выберите соли,
разделите их на группы. (Ответ. Основные соли – MgOHNO3,
AlOHCl2; кислые соли – Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2; средние соли –
CaBr2, Fe2(SO4)3.)
III. Р
абота по теме урока
– Для чего вам надо знать химические свойства солей?
Вы должны правильно использовать их в быту. Знание свойств
солей поможет нам ответить на многие вопросы. Например, зачем
при выпечке пирожков гасить соду уксусом? Почему кислотные
дожди разрушают памятники архитектуры?
(Учащиеся делают сообщения о свойствах и применении солей.)
Соли активно участвуют в жизни растений и в жизни человека. Суточная потребность в поваренной соли для взрослого человека 10–15 г, а в условиях жаркого климата – 20–30 г. Хлорид
натрия – важнейший компонент клеток и плазмы крови. В желудке он образует соляную кислоту, которая помогает переваривать
пищу.
Физиологические процессы в клетках растений протекают
с участием соли. Оказывается, существует в природе соль красного цвета. Это явление нашло отражение и в названии российского
озера Малиновское. Из минерала галита – каменной соли – делали монеты, скульптуры и уникальные изделия быта.
Еще одна очень известная соль – карбонат кальция (мел, мрамор, известняк). Многие морские организмы строят из карбоната
покровы своего тела, разные по форме и цвету. После их гибели
раковины оседают на дно, образуя известняки. Мрамор – прекрасный строительный материал. Из известняка делают негашеную и гашеную известь, строят дома. Мел используется в медицине и школе.
Сульфат меди – медный купорос ярко-синего цвета применяется в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями, протравливания зерна и при получении минеральных красок.
Карбонат натрия – сода. Кальцинированная сода – Na2CO3,
гидрокарбонат натрия NaHCO3 – это знакомая вам питьевая сода.
Кальцинированная сода нужна в стекольной, мыловаренной, текстильной, целлюлозно-бумажной промышленности, для очистки
нефти. Питьевая сода – в производстве искусственных минеральных вод, в медицине, быту.
Чилийская селитра – соль нитрат натрия NaNO3. Получила свое название потому, что главные месторождения находятся
в Чили. Этот минерал представляет собой почвенные выцветы,
Урок 60. Генетическая связь между классами веществ
283
корки, порошковатые кристаллические массы белого, желтоватого, красно-коричневого, серого цвета. Образуется в основном
за счет вулканической деятельности или окисления азота и служит
сырьем для удобрений и изготовления взрывчатых веществ.
Фосфат кальция – нерастворимая соль Ca3(PO4)2. Это сырье
для производства фосфорных удобрений. Фосфат кальция входит
и в состав костей. В промышленности из него получают фосфор.
IV. З
акрепление изученного материала
(Ученики выполняют задания 1, 2 (а, в) из учебника (с. 258).
Ответы
№ 1 (с. 258)
Средние соли: Ca(NO3)2 – нитрат кальция, Ca(NO3)2 = Ca2+ +
+ 2NO–3 ; Na3PO4 – фосфат натрия, Na3PO4 = 3Na+ + PO43–.
Кислые соли: Ca(HSO4)2 – гидросульфат кальция,
Ca(HSO4)2 = Ca2+ + 2HSO4–; NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия, NaH2PO4 = Na+ + H2PO4–.
Основные соли: (CaOH)2SO4 – гидроксосульфат кальция,
(CaOH)2SO4 = 2CaOH+ + SO42–; (MgOH)2NO3 – гидроксонитрат
магния, (MgOH)2NO3 = 2MgOH+ + NO–3 .
№ 2 (с. 258)
а) HCl + Na2SO4 ≠, реакция обмена не идет, так как и соляная,
и серная кислоты являются сильными электролитами;
в) FeCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl↓ + Fe(NO3)3;
Fe3+ + 3Cl– + 3Ag+ + 3NO–3 = 3AgCl↓ + Fe3+ + 3NO–3 ;
Ag+ + Cl– = AgCl↓.
Домашнее задание
§ 42, выполнить задание 5 (с. 258).
У р о к 60. Генетическая связь
между классами веществ
Цели урока: обобщить знания о классификации веществ, свойствах кислот, оснований, оксидов и солей в свете ТЭД; сформировать представления о генетических рядах металлов и неметаллов,
генетической связи классов неорганических соединений; научить
составлять схемы генетических рядов металлов и неметаллов, схемы генетической связи классов неорганических соединений и решать уравнения реакций, составляющих эти схемы.
Тип урока: урок общеметодологической направленности.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, ин-
284
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
формационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определение
понятия генетический ряд; иллюстрировать примерами основные
положения ТЭД, генетическую взаимосвязь между веществами
(простое вещество – оксид – гидроксид – соль), составлять молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций
с участием электролитов; составлять уравнения реакций, соответствующие цепочке превращений неорганических веществ разных
классов; метапредметные: использовать знаково-символические
средства для решения задач; классифицировать; делать выводы;
интерпретировать и преобразовывать информацию, представленную в виде схем (аспект смыслового чтения); выполнять прямые
индуктивные доказательства; формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать добросовестное
отношение к учению и умения управлять своей познавательной
деятельностью.
Оборудование: карточки с заданиями; справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 14, задания А1–А5 по вариантам, с. 44, 46.)
III. Р
абота по теме урока
1. Классы неорганических веществ
(Учитель просит школьников познакомиться со схемой 1
на с. 259 учебника. Ученики обсуждают классификацию веществ.)
– Какие классы сложных веществ вы знаете? (Соли, кислоты,
основания, оксиды.)
–– Дайте определения этих классов. (Школьники характеризую классы веществ.)
Задание 1. К какому классу соединений относятся вещества?
HNO3 – кислота, NаOH – растворимое основание, HNO2 –
кислота, CO2 – оксид, Mg(OH)2 – нерастворимое основание,
H2CO3, H2SO3, H2SO4 – кислоты.
Урок 60. Генетическая связь между классами веществ
285
Задание 2. Какое из этих веществ лишнее в своем ряду и почему?
1) SO3, HNO3, FeO, K2O, CO2, CuO;
2) HNO3, H2SO4, Al(OH)3, HCl, H3PO4, H2CO3;
3) Zn(OH)2, KOH, Fe(OH)2, Ba, NaOH, Ba(OH)2;
4) KNO3, FeSO4, NaCl, Al2S3, BaO, CaCO3.
Задание 3. «Вздорная Серная Кислота всегда доводила Лакмус
до аллергического покраснения, причем до такой степени, что
он был вынужден звать на помощь Едкий Натр, который нейтрализовал их общение до получения нормальной Соли и Воды,
а обессиленный Лакмус постепенно незаметно исчезал. Напишите уравнение химического превращения». (Ответ. Лакмус в кислой среде – красный. 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O. Лакмус
в нейтральной среде стал фиолетовым.)
Задание 4. Составьте уравнения химических реакций, о которых говорится в сказке.
Сказка «Краска дивной красоты»
Сидит алхимик у свечи, подходит к нему дочка и спрашивает:
«Что ты делаешь, отец?» – «Хочу получить краску удивительной
красоты, дочка» – «Из этой свечи?» – «Нет, из подсвечника», –
отвечает отец. Дождался он, когда черная окалина на подсвечнике
появилась, соскреб ее и в кислоту бросил – стал синим раствор;
бросил щепоть соды – выпал зеленоватый осадок; добавил едкую
щелочь – и совсем синим стал осадок внутри. Высушил он эту
смесь, и получилась синяя краска дивной красоты. Чем не драгоценность?
Ответ
2Сu + O2 = 2CuO;
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O;
CuCl2 + Na2CO3 = CuCO3 + 2NaCl;
CuCО3 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Вывод. В сказке происходили превращения с медью: медь →
оксид меди → хлорид меди → карбонат меди → гидроксид меди.
2. Генетическая связь веществ
–– Как в биологии называется носитель наследственной информации? (Ген.)
–– Как вы думаете, какой элемент будет являться «геном» для
данной цепи. (Медь.)
– Запишите в тетрадях определения.
(Учащиеся записывают определения: генетическая связь, генетические ряды металлов и неметаллов).
286
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Генетическая связь – это связь между веществами разных
классов, основанная на их взаимопревращениях и отражающая
единство их происхождения, т. е. генезис веществ.
Генетический ряд металлов отражает взаимосвязь веществ разных классов, в состав которых входит этот металл.
Генетический ряд неметалла отражает взаимосвязь веществ
разных классов, в состав которых входит этот неметалл.
Погрузимся снова в сказку. Составим уравнения химических
реакций и генетический ряд превращений веществ, о которых
говорится в сказке.
Восточная сказка
В одном далеком государстве жил падишах, захотел он выкрасить весь свой дворец в белый цвет и позвал мастера. Выслушал
его мастер и спрашивает: «Где же я такой краски возьму, чтобы
не портилась и на весь дворец хватило?» Рассердился падишах
и дал мастеру одни только сутки на покраску. Взял мастер металлическую пластину (цинковую) с крыши и растворил ее в желудочной микстуре (3%-й раствор соляной кислоты), зашипел
в колбе газ. Добавил щелочи едкой (едкого натра), выпал осадок
белоснежный. Отделил он этот осадок, затем прокалил на печке.
Ответ. Получение белой краски можно представить в виде
цепочки превращений (генетический ряд)
Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnO.
1) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
2) ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaCl;
3) Zn(OH)2 = ZnO + H2O;
В итоге мастер получил ZnO – цинковые белила (и падишах
остался доволен!).
IV. П
одведение итогов урока
(Учащиеся с помощью учителя формулируют основные выводы изученной темы.)
1. Генетические ряды металлов и неметаллов отражают взаимосвязь веществ разных классов, в основу которых положен
один и тот же химический элемент.
2. Генетический ряд активных металлов отличается от генетического ряда малоактивных металлов.
3. Генетический ряд неметаллов, которым соответствует растворимая кислота, отличается от генетического ряда неметаллов, которым соответствует нерастворимая кислота.
4. При составлении уравнений реакций по схемам превращений и схем генетической связи следует помнить химические
Урок 61. Обобщение и систематизация знаний
287
свойства основных классов неорганических соединений:
простых веществ – металлов и неметаллов, сложных веществ – кислот, оснований, оксидов и солей.
Домашнее задание
1. § 43, выполнить задание 2 (а) (с. 261).
2. Составить генетический ряд и уравнения реакций для любого металла и неметалла.
У р о к 61. Обобщение и систематизация знаний
по теме «Растворение. Растворы.
Свойства растворов электролитов»
Цели урока: обобщить и систематизировать знания, умения
и навыки по главным вопросам темы; закрепить умения и навыки
решения расчетных задач по формулам и уравнениям реакций.
Тип урока: урок рефлексии.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: применять полученные знания в соответствии с решаемой задачей, раскрывать смысл
важнейших изученных понятий; составлять характеристики общих химических свойств оксидов, кислот, оснований, солей с позиций ТЭД; пользоваться таблицей растворимости для решения
учебно-познавательных задач; составлять уравнения реакций, соответствующие последовательности превращений неорганических
веществ различных классов; получать химическую информацию
из различных источников и интерпретировать ее; метапредметные:
использовать знаково-символические средства для решения задач;
создавать обобщения, устанавливать аналогии, классифицировать,
делать выводы; получать, интерпретировать, и преобразовывать
информацию из различных источников; формулировать цель урока
и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять
свои действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; вести диалог
и участвовать в дискуссии; выражать и аргументировать свою точку зрения; личностные: формировать добросовестное отношение
к учению и умения управлять своей познавательной деятельностью.
Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, справочные таблицы, карточки с заданиями и эталонами ответов; вода, растворы
288
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
серной, соляной, азотной кислот, уксусная и лимонная кислоты,
растворы гидроксида кальция, хлорида натрия, сульфата натрия,
нитрата серебра, мраморная крошка, индикаторы лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
Ребята, вы изучили темы «Электролиты», «Реакции в растворах электролитов», и сегодня мы с вами отправимся в научноисследовательскую экспедицию по островам королевства ТЭД.
Вы будете наблюдать, изучать и записывать. К концу экспедиции нужно обобщить весь накопленный материал и выступить
с ним. Давайте подумаем и составим план нашего путешествия.
Вы должны сформировать шесть групп и распределить обязанности в каждой группе.
Сначала идет обсуждение, все вместе решают поставленную задачу, затем ответственный внутри группы распределяет
по одному вопросу каждому участнику, на который они отвечают
письменно, а потом представляют на обсуждение свой вариант
ответа. Все баллы при проверке суммируются и делятся на количество участников группы (результаты тестирования также
учитываются).
II. Р
абота по теме урока
(Учитель беседует с учащимися, записывает на доске план
урока, обобщает и ставит общую цель.)
Цель нашей экспедиции: познакомиться с «обитателями»
островов королевства Диссоциации и убедиться, что между ними
существует генетическая взаимосвязь. Вам предстоит впереди
большая работа и поэтому необходимо определить, все ли готовы
к данному путешествию
1-й пункт путешествия – Контрольный. Подготовка к путешествию
Закончите предложения или ответьте на вопросы.
1. Основоположник теории электролитической диссоциации – … (Сванте Аррениус).
2. Процесс распада электролита на ионы называется … (электролитической диссоциацией).
3. Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются … (электролитами).
4. Какие вещества в водном растворе или расплаве не распадаются на ионы? (Неэлектролиты.)
Урок 61. Обобщение и систематизация знаний
289
5. Кристаллические вещества, в состав которых входит кристаллизационная вода, называются … (кристаллогидратами).
6. Положительно заряженные ионы называются … (катионами).
7. Отрицательно заряженные ионы называются … (анионами).
8. При диссоциации каких веществ образуются катионы водорода? (Кислот.)
9. При диссоциации щелочей образуются катионы … (металла).
10. Однородные смеси веществ называются … (растворами).
11. Компонентами раствора являются … (растворитель и растворенное вещество).
12. Свойство вещества образовывать с другими веществами
растворы называется … (растворимостью).
13. При увеличении температуры растворимость большинства
твердых веществ … (увеличивается).
14. Отношение массы вещества к массе раствора называется …
(массовой долей вещества в растворе).
15. Оксиды, нерастворимые вещества, органические соединения с точки зрения ТЭД – это … (неэлектролиты).
16. Соли при диссоциации образуют … (катионы металла
и анионы кислотного остатка).
17. Реакции ионного обмена протекают до конца, если… (выпадает осадок, выделяется газ, образуется слабый электролит).
18. Вещества с какими типами химической связи относятся
к электролитам? (С ионной и сильно полярной ковалентной
связью.)
2 пункт путешествия. Остров «Электролит»
(Учитель дает задания группам.)
Задание для групп 1 и 2. Выберите ряд веществ электролитов
(по вертикали или горизонтали).
CuSO4
NaCl
CO2
HCl
СuO
HNO3
Na2O
H2SO4
K2O
Задание для групп 3 и 4. Выберите ряд веществ электролитов
(по вертикали или горизонтали).
Ca(OH)2 H2SO4
NaOH
KOH
Na2O
СaO
CO2
CuSO4
NaNO3
290
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Задание для групп 5 и 6. Выберите ряд веществ электролитов
(по вертикали или горизонтали).
Na2O
K2SO4
NaOH
CuSO4
NaCl
СaO
CO2
NaNO3
H2SO4
Темы для обобщения: группы 1, 2 работают по теме «Кислоты
с точки зрения ТЭД»; группы 3, 4 работают по теме «Основания
с точки зрения ТЭД»; группы 5, 6 работают по теме «Соли с точки
зрения ТЭД».
3-й пункт путешествия. Архипелаг «Классы неорганических соединений»
Успешно преодолев два первых этапа, мы продолжаем наше
путешествие по королевству Диссоциации, и следующий пункт,
который мы посетим, – архипелаг «Классы неорганических соединений».
–– У вас на столах находятся растворы кислот, оснований
и солей. Как определить опытным путем отношение этих
веществ к определенным классам? (С помощью индикаторов.)
Задание для групп 1 и 2. Путешествие по острову «Кислоты»
Лабораторный опыт. В три пробирки налейте по 1 мл растворов соляной, азотной и серной кислот, в каждую добавьте лакмус.
–– Что наблюдаете? (Цвет индикатора в пробирках изменился
на красный.)
–– В три пробирки налейте по 1 мл растворов данных кислот,
добавьте метиловый оранжевый. Что наблюдаете? (Цвет
индикатора изменился – стал розовым.)
–– Запишите уравнение электролитической диссоциации соляной кислоты. (Ответ. HCl = H+ + Cl–.)
–– Вставьте пропущенные слова в предложения.
Индикатор лакмус в нейтральной среде имеет… (фиолетовый)
цвет, а в кислотах изменяет его на … (красный) цвет. Индикатор
метиловый оранжевый в нейтральной среде имеет … (оранжевый)
цвет, в кислотах изменяет его на … (розовый) цвет.
Задание для групп 3 и 4. Путешествие по острову «Основания»
Лабораторный опыт. Раствор гидроксида кальция налейте
в три пробирки. В 1-ю пробирку добавьте раствор фиолетового
лакмуса, во 2-ю – раствор метилового оранжевого, в 3-ю – раствор фенолфталеина.
–– Что наблюдаете? (Цвет индикаторов изменился.)
Урок 61. Обобщение и систематизация знаний
291
–– Запишите уравнение электролитической диссоциации
гидроксида кальция. (Ответ. Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH–.)
–– Вставьте пропущенные слова в предложения.
Индикатор лакмус в нейтральной среде имеет … (фиолетовый)
цвет, а в щелочах изменяет его на … (синий) цвет. Индикатор метиловый оранжевый в нейтральной среде имеет … (оранжевый)
цвет, в щелочах изменяет его на … (желтый) цвет. Индикатор
фенолфталеин в нейтральной среде … (бесцветный), а в щелочах
становится … (малиновым).
Задание для групп 5 и 6. Путешествие по острову «Соли»
Используя всего один реактив, среди трех выданных вам веществ: серной кислоты, гидроксида натрия и хлорида натрия,
определите раствор поваренной соли. Запишите уравнение электролитической диссоциации хлорида натрия.
Лабораторный опыт. В каждую из трех пронумерованных пробирок добавьте один индикатор (например, лакмус).
–– Что вы наблюдаете? (Изменение цвета лакмуса в двух первых пробирках. В 3-й пробирке окраска индикатора не изменилась.)
–– Вставьте пропущенные слова в предложения.
Индикатор лакмус в нейтральной среде имеет … (фиолетовый) цвет, в щелочах он … (синий), а в кислотах – … (красный).
В 3-й пробирке лакмус не изменил цвет – значит, в ней находится … (хлорид натрия).
Запишите уравнение электролитической диссоциации хлорида натрия. (Ответ. NaCl = Na+ + Cl–.)
4-й пункт путешествия. Государство ионного обмена
Итак, мы прибыли в столицу Государства ионного обмена.
Это современный индустриальный город. Экологическая обстановка в нем неблагополучная. Вам предстоит выяснить причины
загрязнения атмосферы и воды и предложить свои методы защиты
окружающей среды.
Задание для групп 1 и 2 по проблеме «Закисление почв»
–– Минеральная вода одного из источников содержит ионы:
. Какие соли можно взять, чтобы
Na+, K+, Mg2+, I–, Сl–, SO2–
4
при их растворении в дистиллированной воде получить раствор такого же состава? Каждому участнику группы нужно
составить из имеющихся ионов и записать по одной формуле соли. (Ответ: NaCl, KCl, MgCl2, NaI, KI, MgI2, Na2SO4,
K2SO4, MgSO4.)
Лабораторный опыт. Докажите на опыте, что раствор хлорида натрия, образец которого вам выдан, содержит примесь соли
292
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
серной кислоты – сульфата натрия (SO2–
). Добавьте в пробирку
4
с подкисленным раствором поваренной соли известковую воду.
–– Что наблюдаете? (Появление осадка.)
–– Напишите уравнения соответствующих молекулярной
и ионной реакций.
Ответ
Na2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4↓ + 2NaOH;
+ Сa2+ + 2OH– = CaSO4↓ + 2Na+ + 2OH–;
2Na+ + SO2–
4
2+
2–
Ca + SO4 = CaSO4↓.
Задание для групп 3 и 4 по проблеме «Сточные воды»
Сточные воды содержат токсичные вещества – ионы тяжелых
металлов.
–– В виде каких нерастворимых солей можно удалять из сточных вод ионы:
2) Pb2+;
3) Zn2+;
4) Fe3+?
1) Вa2+;
–– Напишите формулы этих солей. (Ответ: 1) ВаSO 4 ;
2) РвSO4; 3) ZnS; 4) Fe2(PO4)3.)
(Каждый участник группы, используя таблицу растворимости
солей, записывает по формуле одного вещества.)
Лабораторный опыт. Исследуйте пробу воды из водопроводного крана на наличие анионов хлора Cl–. Налейте в пробирку
воду и раствор нитрата серебра.
–– Что наблюдаете? (Выпал белый осадок.)
–– Напишите уравнение соответствующих молекулярных
и ионных реакций.
Ответ
NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3;
Na+ + Cl– + Ag+ + NO–3 = AgCl + Na+ + NO–3 ;
Ag+ + Cl– = AgCl↓.
Задание для групп 5 и 6 по проблеме «Кислотные дожди»
Выброс в атмосферу газов CO2, SO2, NO2, P2 O5 приводит к образованию кислотных дождей. Кислотные дожди могут разрушающе действовать на памятники.
–– Напишите формулы кислот, соответствующих этим оксидам. (Ответ: 1) H2СO3; 2) H2SO3; 3) HNO3; 4) H3PO4.)
(Каждый участник записывает по формуле кислоты.)
Лабораторный опыт. Покажите опытным путем превращение мрамора в гипс. В пробирку поместите кусочек мраморной
крошки (СаСО3) и добавьте по каплям раствор серной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Выделение пузырьков газа.)
–– Запишите уравнение соответствующих молекулярных
и ионных реакций.
Урок 61. Обобщение и систематизация знаний
293
Ответ
СаСО3 + H2SO4 = СаSO4 + СО2 + H2О;
СаСО3 + 2H+ + 2SO2–
= СаSO4↓ + СО2↑ + H2О.
4
5-й пункт путешествия. Химическая эстафета
На вашем пути сейчас встретится речка, через которую переброшен небольшой мостик. По этому мостику пройти может
только один человек, если правильно запишет одно уравнение
реакции из цепочки превращений. Вся группа перейдет мостик
с наибольшим количеством набранных баллов, если правильно
напишет все уравнения реакций с точки зрения ТЭД.
(Каждый участник группы пишет по одному уравнению и записывает его в свой оценочный лист после проверки уравнения
в группе.)
Задание для групп 1 и 2: Cu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO.
Ответ
2Cu + O2 = 2CuO;
CuO + 2НСl = CuCl2 + H2О;
CuO + 2Н+ + 2Сl– = Cu2+ + 2Сl– + H2О;
CuO + 2Н+ = Cu2+ + H2О;
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;
Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– → Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–;
Cu2+ + 2OH– → Cu(OH)2↓;
Cu(OH)2 = CuO + H2О.
Задание для групп 3 и 4: Р → Р2 O5 → Н3РO4 → Са3(РO4)2 → Н3РO4.
Ответ
4Р + 5O2 = 2Р2O5;
Р2O5 + 3H2О = 2Н3РO4;
2Н3РO4 + 3Са(OH)2 = Са3(РO4)2↓ + 6H2О;
6Н+ + 2РO43– + 3Са2+ + 6OH– = Са3(РO4)2↓ + 6H2О;
Са3(РO4)2 + 3Н2SO4 = 3СаSO4↓ + 2Н3РO4;
Са3(РO4)2 + 6Н+ + 3SO2–
= 3СаSO4+ 6Н+ + 2РO43– .
4
Задание для групп 5 и 6: Са → СаО → Са(OH)2 → СаСO3 → СаО.
Ответ
2Ca + O2 = 2CaO;
СаО + 2НСl = CaCl2 + H2О;
СаО + 2Н+ + 2Сl– = Ca2+ + 2Сl– + H2О;
СаО + 2Н+ = Ca2+ + H2О;
CaCl2 + Nа2СO3 = СаСO3↓ + 2NaCl;
Ca2+ + 2Сl– + 2Na+ + СO2–
= СаСO3 + 2Na+ + 2Cl–;
3
2+
2–
Ca + СO3 = СаСO3;
СаСO3 = СаО + CO2↑.
294
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
6-й пункт путешествия. Подведение итогов экспедиции
Учащиеся в группах обсуждают тему задания, полученную
в начале урока, делают необходимые записи, схемы и готовят
выступление.
– Для того чтобы убедиться, насколько результативной была
наша экспедиция, необходимо пройти небольшое тестирование.
Вариант 1
1. К электролитам относится:
1) сахар;
3) оксид углерода (IV);
2) оксид меди (II);
4) соляная кислота.
2. Укажите формулу слабого электролита.
1) CuCl2;
3) H2SO4;
2) HCl;
4) H
2S.
3. Какие вещества диссоциируют с образованием катионов
водорода?
1) кислоты;
3) щелочи;
2) соли;
4) оксиды.
4. Какое вещество в растворе полностью распадется на ионы?
1) аммиак;
3) серная кислота;
2) вода;
4) гидроксид цинка.
5. В каком ряду только анионы?
1) Cl–, SO42–, NO3–;
3) Сl–, H+, K+;
+
+
2+
2) Н , Na , Ca ;
4) CO2–
, Ca2+, NO–3 .
3
6. Наибольшее число катионов образуется при диссоциации
1 моль
1) AlCl3;
3) Na3РO4;
2) H2S;
4) Mg(NO3)2.
7. Какие ионы не могут одновременно находиться в водном
растворе?
1) Zn2+ и ОН–;
;
3) Na+ и SO2–
4
2+
–
2) Zn и Cl ;
4) K+ и NO–3 .
8. Подсчитайте и укажите сумму коэффициентов в уравнении
электролитической диссоциации сульфата железа (III).
1) 3;
2) 4;
3) 5;
4) 6.
Вариант 2
1. К неэлектролитам относится
1) сахар;
3) гидроксид натрия;
2) хлорид натрия;
4) серная кислота.
2. Укажите формулу сильного электролита.
1) H2SO3;
3) H
NO3;
2) CaCO3;
4) Cu(OH)2.
Урок 62. Контрольная работа
295
3. Какие вещества диссоциируют с образованием гидроксиданионов?
1) кислоты;
3) щелочи;
2) соли;
4) оксиды.
4. Какое вещество в растворе полностью распадается на ионы?
1) вода;
3) оксид углерода (IV);
2) соляная кислота;
4) гидроксид алюминия.
5. В каком ряду только катионы?
1) Cl–, SO2–
, NO–3 ;
3) Сl–, H+, K+;
4
+
+
2+
2) Н , Na , Ca ;
4) CO2–
, Ca2+, NO–3 .
3
6. Наибольшее число анионов образуется при диссоциации
1 моль
1) AlCl3;
3) Na2СO3;
2) Mg(NO3)2;
4) Na2S.
7. Какие ионы не могут одновременно находиться в водном
растворе?
1) Ba2+ и SO42–;
3) Na+ и ОН–;
2) Zn2+ и Cl–;
4) K+ и NO–3 .
8. Подсчитайте и укажите сумму коэффициентов в уравнении
электролитической диссоциации нитрата алюминия.
1) 3;
2) 4;
3) 5;
4) 6.
(Учитель и ученики подводят итоги путешествия, подсчитывают баллы и определяют победителей в путешествии.)
У р о к 62. Контрольная работа
по теме «Растворение. Растворы.
Свойства растворов электролитов»
Цели урока: проверить знания и умения учащихся, степень
усвоения ими учебного материала по теме «Растворение. Растворы. Реакции ионного обмена».
Тип урока: урок развивающего контроля.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения.
Планируемые результаты: предметные: самостоятельно применять знания, полученные при изучении темы, при выполнении
лабораторных работ; раскрывать смысл важнейших изученных понятий; составлять характеристики общих химических свойств оксидов, кислот, оснований, солей с позиций ТЭД; пользоваться таблицей растворимости для решения учебно-познавательных задач;
составлять уравнения реакций, соответствующие последователь-
296
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
ности превращений веществ различных классов; метапредметные:
использовать знаково-символические средства для решения задач;
создавать обобщения, устанавливать аналогии, классифицировать,
делать выводы; регулятивные: планировать время выполнения заданий; владеть навыками самоконтроля, самооценки, принятия
решений и осознанного выбора в учебной и познавательной деятельности; строить речевые высказывания в письменной форме;
личностные: формировать единую естественно-научную картину
мира и умения грамотно обращаться с веществами в химической
лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных
знаний для решения практических задач.
Оборудование: карточки с заданиями; таблица растворимости,
ряд активности, справочные таблицы.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. К
онтрольная работа
Базовый уровень
Вариант 1
1. Составьте молекулярные и ионные уравнения возможных
реакций взаимодействия соляной кислоты с оксидом натрия,
гидроксидом кальция, магнием, серебром, нитратом кальция.
Ответ
1) 2HCl + Na2O = 2NaCl + H2O;
2H+ + 2Cl– + Na2O = 2Na+ + 2Cl– + H2O;
2H+ + Na2O = 2Na+ + H2O;
2) 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O;
2H+ + 2Cl– + Ca2+ + 2OH– = Ca2+ + 2Cl– + 2H2O;
H+ + OH– = H2O;
3) Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
2H+ + 2Cl– + Mg0 = Mg2+ + 2Cl– + H2;
2H+ + Mg0 = Mg2+ + H2.
4) Соляная кислота не взаимодействует с серебром. В ряду
напряжений металлов оно расположено справа от водорода
и не вытесняет его из растворов кислот.
5) При сливании растворов соляной кислоты и нитрата кальция не наблюдается признаков реакции – выделения газа,
выпадения осадка, образования воды. Химическая реакция
не имеет смысла.
2. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения: фосфор → оксид фосфора (V) → фосфорная кислота → фосфат кальция.
Урок 62. Контрольная работа
297
Ответ
Р → Р2O5 → Н3РO4 → Са3(РO4)2.
4Р + 5O2 = 2Р2O5;
Р2O5 + 3H2О = 2Н3РO4;
2Н3РO4 + 3Са(OH)2 = Са3(РO4)2 + 6H2О;
6Н+ + 2РO43– + Са2+ + 2OH– = Са3(РO4)2↓ + 6H2О.
3. Закончите молекулярные уравнения реакций, протекающих
в растворе, и запишите соответствующие им ионные уравнения:
1) AlCl3 + AgNO3 → … ;
2) KOH + H2SO4 → … .
Ответ
1) AlCl3 + 3AgNO3 = Al(NO3)3 + 3AgCl;
Al3+ + 3Cl– + 3Ag+ + 3NO–3 = Al3+ + 3NO–3 + 3AgCl;
Cl– + Ag+ = AgCl;
2) 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O;
= 2K+ + SO2–
+ 2H2O;
2K+ + 2OH– + 2H+ + SO2–
4
4
+
–
H + OH = H2O.
4. Вычислите массу осадка, образовавшегося при взаимодействии 4 г сульфата меди (II) с гидроксидом натрия.
Д а н о:
m(CuSO4) = 4 г
m(осадка) = ?
Р е ш е н и е:
4г
хг
1 моль
1 моль
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4;
М(CuSO4) = 160 г/моль; М(Cu(OH)2) = 98 г/моль;
4 ⋅ 98
x=
= 2,45 г.
160
О т в е т: m(Cu(OH)2) = 2,45 г.
Вариант 2
1. Составьте молекулярные и ионные уравнения возможных
реакций взаимодействия гидроксида калия с хлоридом магния,
оксидом серы (VI), азотной кислотой, сульфатом натрия.
Ответ
1) 2KOH + MgCl2 = Mg(OH)2 + 2KCl;
2K+ + 2OH– + Mg2+ + 2Cl– = Mg(OH)2 + 2K+ + 2Cl–;
Mg2+ + 2OH– = Mg(OH)2;
2) 2KOH + SO3 = K2SO4 + H2O;
+ H2O;
2K+ + 2OH– + SO3 = 2K+ + SO2–
4
+
H
O;
2OH– + SO3 = SO2–
4
2
3) KOH + НNO3 = KNO3 + H2O;
K+ + OH– + H+ + NO–3 = K+ + NO–3 + H2O;
OH– + H+ = H2O.
298
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
4) Гидроксид калия не взаимодействует с сульфатом натрия,
так как нет признаков реакции – выделения газа, выпадения осадка, образования воды. Химическая реакция не имеет смысла.
2. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения: барий → оксид бария →
гидроксид бария → сульфат бария.
Ответ
Ва → ВаО → Ва(ОН)2 → ВаSO4.
2Ва + O2 = 2ВаО;
ВаО + H2O = Ва(ОН)2;
Ва(ОН)2 + Na2SO4 = 2NaOH + ВаSO4↓;
Ва2+ + 2ОН– + 2Na+ + SO2–
= 2Na+ + 2OH– + ВаSO4↓;
4
Ва2+ + SO2–
= ВаSO4.
4
3. Закончите молекулярные уравнения реакций, протекающих
в растворе, и запишите соответствующие им ионные уравнения:
1) Cu + AgNO3 → … ;
2) Al + H2SO4 → … .
Ответ
1) Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu(NO3)2;
Cu0 + 2Ag+ + 2NO–3 = Cu2+ + 2NO–3 + 2Ag0;
Cu0 + 2Ag+ = Cu2+ + 2Ag0;
2) 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑;
2Al0 + 6H+ + 3SO2–
= 2Al3+ + 3SO2–
+ 3H2↑;
4
4
2Al0 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2↑.
4. Вычислите массу соли, образовавшейся при взаимодействии 80 г гидроксида натрия с соляной кислотой.
Д а н о:
m(NaOH) = 80 г
m(NaCl) = ?
Р е ш е н и е:
80 г
хг
1 моль
1 моль
NaOH + HCl = NaCl + H2O;
М(NaOH) = 40 г/моль; М(NaCl) = 58,5 г/моль;
80 ⋅ 58,5
x=
= 117 г.
40
О т в е т: m(NaCl) = 117 г.
Усложненный уровень
Вариант 1
1. Свойства каких классов соединений описаны ионными
уравнениями? Составьте по одному молекулярному уравнению.
1) 2H+ + Cu(OH)2 = Cu2+ + 2H2O;
2) Ca0 + 2H+ = Ca2+ + H2.
Урок 62. Контрольная работа
299
Ответ
1) H+ – катион водорода, который присутствует в растворах
кислот. Cu(OH)2 – нерастворимое основание. Кислоты взаимодействуют с нерастворимыми основаниями.
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O;
2) Ca0 – активный металл. H+ – катион водорода, присутствует в растворах кислот. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее
водорода, вытесняют его из растворов кислот.
Ca + 2HСl = CaCl2 + H2.
2. Составьте генетический ряд алюминия: алюминий, оксид
алюминия, хлорид алюминия, гидроксид алюминия, оксид алюминия. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций
по составленной цепочке превращений, назовите типы химических реакций.
Ответ
Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → Al2O3.
4Al + 3O2 = 2Al2O3, реакция соединения;
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O, реакция обмена;
Al2O3 + 6H+ + 6Cl– → 2Al3+ + 6Cl– + 3H2O;
Al2O3 + 6H+ → 2Al3+ + 3H2O;
AlCl3 + 3KOH → Al(OH)3↓ + 3HCl, реакция обмена;
Al3+ + 3Cl– + 3K+ + 3OH– → Al(OH)3 + 3H+ + 3Cl–;
Al3+ + 3OH– → Al(OH)3;
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O, реакция разложения.
3. Составьте два уравнения реакций, в результате которых
можно получить сульфат натрия.
Ответ
Na2SO4 – сульфат натрия.
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O;
Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O.
4. Вычислите объем водорода, который при нормальных условиях выделяется при взаимодействии 80 г натрия, содержащего
10% примесей, с соляной кислотой.
Д а н о:
Р е ш е н и е:
m(Na + примеси) = 80 г
m(примесей) = 80 ∙ 0,1 = 8 г;
w(примесей) = 10% = 0,1 m(Na) = 80 г – 8 г = 72 г;
М(Na) = 23 г/моль;
V(H2) = ?
n(Na) = 72 г : 23 г/моль = 3,13 моль;
3,13 моль
х моль
2 моль
1 моль
2Na + 2HCl = 2NaСl + H2;
300
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
3,13 ⋅ 1
= 1,57 моль; Vm = 22,4 л/моль;
2
V(H2) = n(H2) ∙ Vm = 1,57 моль ∙ 22,4 л/моль = 35,2 л.
О т в е т: V(H2) = 35,2 л.
Вариант 2
1. Свойства каких классов соединений описаны ионными
уравнениями? Составьте по одному молекулярному уравнению.
+ Н2О;
1) 2OH– + SO3 = SO2–
4
2) Cu2+ + 2OH– = Cu(OН)2.
Ответ
1) OH– – гидроксид-анион, присутствует в растворах щелочей. SO3 – оксид серы (IV), кислотный оксид. Кислотные оксиды
взаимодействуют с растворимыми основаниями, например
2NaOH + SO3 = Na2SO4 + Н2О.
2) Cu2+ – катион меди (II), присутствует в растворах солей
меди (II). OH– – гидроксид-анион, присутствует в растворах щелочей. Растворимые основания взаимодействуют с солями:
CuCl2 + 2KOH = Cu(OН)2 + 2KCl.
2. Составьте генетический ряд углерода: углерод → оксид
углерода (II) → оксид углерода (IV) → карбонат натрия. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций по составленной цепочке превращений, назовите типы химических
реакций.
Ответ
C → CO → CO2 → Na2CO3.
2C + О2 = 2CO, реакция соединения;
2CO + О2 = 2CO2, реакция соединения;
CO2 + Са(OH)2 = CaCO3 + Н2О, реакция обмена.
3. Составьте два уравнения реакций, в результате которых
можно получить хлорид алюминия:
1) 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑;
2) Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.
4. Вычислите объем водорода, который при нормальных условиях выделяется при взаимодействии 75 г цинка, содержащего
10% примесей, с серной кислотой.
n(H2) = x =
Д а н о:
Р е ш е н и е:
m(Zn + примеси) = 75 г
m(примесей) = 75 ∙ 0,1 = 7,5 г;
w(примесей) = 10% = 0,1 m(Zn) = 75 г – 7,5 г = 67,5 г;
М(Zn) = 65 г/моль; Vm = 22,4 л/моль;
V(H2) = ?
n(Zn) = m(Zn) : М(Zn) = 67,5 г : 65 г/моль = 1,04 моль;
Урок 63. Окислительно-восстановительные реакции
1,04 моль
х моль
1 моль
1 моль
301
Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2;
1,04 ⋅ 1
= 1,04 моль;
n(H2) = x =
1
V(H2) = n(H2) ∙ Vm = 1,04 моль ∙ 22,4 л = 23,3 л.
О т в е т: V(H2) = 23,3 л.
У р о к 63. Окислительно-восстановительные
реакции
Цели урока: формировать систему знаний об окислительновосстановительных реакциях (ОВР), научить составлять записи
ОВР методом электронного баланса.
Тип урока: урок открытия нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий окислительно-восстановительные реакции, окислитель,
восстановитель, окисление, восстановление; классифицировать химические реакции по признаку изменения степеней окисления
элементов; определять окислитель и восстановитель; составлять
уравнения ОВР, используя метод электронного баланса; метапредметные: использовать знаково-символические средства для
решения задач; создавать обобщения, устанавливать аналогии,
классифицировать, делать выводы; интерпретировать информацию и преобразовывать ее из одной формы в другую (аспект
смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи,
необходимые для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить
речевые высказывания в устной и письменной форме; личностные: формировать единую естественно-научную картину мира
и умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту; понимать значимость естественно-научных
знаний для решения практических задач.
Оборудование: таблица растворимости, ПСХЭ Д.И. Менделеева, серная кислота, магниевая стружка, раствор сульфата меди,
железный гвоздь.
302
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
1. Фронтальный опрос
Ребята, давайте вспомним с вами ранее изученный материал
о степени окисления, который будет нам необходим на уроке.
– Что такое электроотрицательность? (Электроотрицательность – способность атома химического элемента притягивать к себе электронную плотность.)
– Что такое степень окисления? (Заряд атома элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все химические связи в соединении ионные.)
– Может ли степень окисления элемента быть равной нулю?
В каких случаях? (Степень окисления свободных атомов
и атомов в простых веществах всегда равна 0.)
– Какую степень окисления чаще всего проявляет кислород
в соединениях? (Степень окисления кислорода почти всегда
равна –2.)
–– Вспомните исключения. (Степень окисления кислорода
во фториде кислорода равна +2.)
– Какую степень окисления проявляют металлы в полярных
и ионных соединениях? (Степень окисления металлов всегда
положительна и в максимальном значении почти всегда равна
номеру группы.)
– Как рассчитывается степень окисления по формулам соединений? (Для того чтобы рассчитать степень окисления,
нужно воспользоваться двумя правилами: степень окисления
водорода почти всегда равна +1, кислорода –2; суммарная
степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.)
2. Выполнение заданий
Определим степень окисления серы в серной кислоте.
Алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учетом числа их атомов равна 0. Формула серной кислоты H2+1SxO4–2.
(+1) ∙ 2 + (+х) ∙ 1 + (–2) ∙ 4 = 0; х = +6.
Ответ: с. о. серы в серной кислоте равна +6.
–– Определите степень окисления элементов в простых веществах и соединениях: S, Н2, H3PO4, NaHSO3, HNO3, NO2,
Ва. (Ответ: S0; Н02; H+1
P+5O–2
; Na+1H+1S+6O–2
; H+1N+5O3–2;
3
4
3
+4 –2
0
N O2 ; Ва .)
Урок 63. Окислительно-восстановительные реакции
303
III. И
зучение нового материала
Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих
и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому
эффекту) можно дополнить еще одним признаком. Это изменение
степени окисления атомов химических элементов, образующих
реагирующие вещества. По этому признаку различают реакции:
1) протекающие с изменением с. о.;
2) протекающие без изменения с. о.
(Ученики записывают на доске уравнения реакций.)
1) Ag+N+5O–2
+ H+Cl– = Ag+Cl– + H+1N+5O–2
.
3
3
Степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. Эта реакция – не окислительно-восстановительная.
2) 2H+Cl– + Zn0 = Zn+2Cl2– + Н20.
Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие соляной кислоты с цинком.
Атомы двух элементов: водорода и цинка, изменили свои
с. о.: водород с +1 на 0, а цинк – с 0 на +2. Следовательно, в этой
реакции каждый атом водорода получил по одному электрону.
Составим баланс: 2H+ + 2ē = H20. Атом цинка отдал два электрона:
Zn0 – 2ē = Zn+2. Это окислительно-восстановительная реакция.
– Какие типы химических реакций вы знаете? (К ОВР относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения
и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое
вещество.)
– Дайте определение ОВР. (Ответ. Химические реакции,
в результате которых происходит изменение степеней
окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительновосстановительными реакциями.)
– Вам даны уравнения реакций. Определите, какая из реакций не является ОВР.
1) 2Na + Cl2 = 2NaCl;
2) NaСl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓;
3) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
4) S + O2 = SO2.
Опыт. В качестве примера ОВР продемонстрируем следующий опыт. К раствору серной кислоты добавим металл магний.
–– Что наблюдаете? (Выделение водорода.)
Обозначим с. о. всех элементов в формулах веществ-реагентов
и продуктов этой реакции:
304
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
H2+1S+6O4–2 + Mg0 = Mg+2S+6O–2
+ H20.
4
(Школьники записывают в тетради конспект примера ОВР.)
Атомы двух элементов: магния и водорода – изменили свои степени окисления. Что с ними произошло? Магний из нейтрального
атома превратился в условный ион в степени окисления +2, т. е.
отдал два электрона: Mg0 – 2ē → Mg+2.
Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются.
Условный ион Н в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, т. е. каждый атом водорода получил по одному
электрону: 2Н+1 + 2ē → H20.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями; в ходе реакции они восстанавливаются.
Опыт. В раствор сульфата меди (II) опустим железный гвоздь.
–– Что наблюдаете? (На гвозде оседает медь.)
Запишем этот процесс в виде уравнения ОВР
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Fe 0 – 2ē → Fe+2
Cu+2 + 2ē → Cu0
Процесс отдачи электронов атомами ионами или молекулами
называется окислением, а процесс присоединения электронов –
восстановлением. Одновременно протекающие, эти процессы
в совокупности и представляют собой ОВР.
2. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса
В процессе окисления с. о. повышается, в процессе восстановления – понижается. Эти процессы неразрывно связаны между
собой.
В ОВР число электронов, отдаваемых восстановителем,
и число электронов, присоединяемых окислителем, равны. Это
означает электронный баланс. Рассмотрим метод электронного
баланса – способ составления уравнений ОВР. В его основе лежит правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, равно общему числу электронов, которые присоединяет
окислитель.
(Под руководством учителя учащийся составляет у доски схему реакции.)
H2 + O2 = H2O.
Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления. Атомы водорода изменили степень окисления с 0 до +1,
атом кислорода с 0 до –2. Составим электронный баланс процессов
окисления и восстановления:
2H2 + O2 = 2H2O.
Урок 63. Окислительно-восстановительные реакции
305
Электронные уравнения
2H0 - 2ē окисление
→ 2H+
2
2O0 + 4ē восстановление

→ 2O–²
1
восстановитель
окислитель
Для чисел отданных и принятых электронов находим НОК
(наименьшее общее кратное) и определяем первые коэффициенты для уравнения. Коэффициент 2 у водорода, который показывает, что две молекулы водорода отдают четыре электрона,
ставим к молекуле водорода в левую часть уравнения реакции;
коэффициент 1 у кислорода не ставится. Уравниваем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения, ставим перед
молекулой воды в правой части коэффициент 2.
Приведем примеры важнейших веществ-окислителей и веществ-восстановителей.
Восстановители: активные металлы, водород, уголь, оксид
углерода (II), сероводород, аммиак и др.
Окислители: кислород, галогены, азотная и серная кислоты,
перманганат калия и др.
Рассмотрим взаимодействие алюминия с соляной кислотой.
Составим уравнение ОВР, определим окислитель и восстановитель, составим электронный баланс и на его основе найдем коэффициенты в уравнении реакции
2Al + 6НCl → 2AlCl3 + 3H2.
Al0 – 3ē окисление
→ Al+3
2
2H+1 + 2ē восстановление

→ 2H0
3
восстановитель
окислитель
В этой реакции происходит образование из простого вещества алюминия соли – хлорида алюминия. Составим электронные
уравнения. Ионы водорода, окисляющие атомы алюминия, восстанавливаются до молекулярного водорода. Наименьшее общее
кратное (НОК) электронов в реакции равно шести (2 · 3 = 6). При
делении НОК на 3 (электроны, отдаваемые алюминием) получаем для металла алюминия коэффициент 2 в уравнении реакции
и проставляем его. При делении НОК на 2 (электрона, присоединяемые водородом) получаем коэффициент 3 в уравнении реакции
и ставим его к молекулярному водороду в правую часть реакции.
После подсчета всех атомов водорода в правой части (6) проставляем коэффициент 6 к молекуле соляной кислоты в левой части.
Электронный баланс подведен. Количества атомов всех элементов
соответственно равны в левой и правой частях уравнения.
306
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
IV. З
акрепление изученного материала
Составим электронный баланс для уравнения сложной ОВР.
Рассмотрим взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлом, стоящим в ряду напряжений после водорода.
(Учитель дает задание школьникам прочитать текст учебника
на с. 266–267.
Ученик у доски пишет уравнение реакции взаимодействия
азотной кислоты с медью, с помощью учителя составляет электронный баланс и ставит коэффициенты в уравнение реакции.)
V. П
одведение итогов урока
1. ОВР представляют собой единство двух противоположных
процессов: окисления и восстановления.
2. Реакции, в результате которых химические элементы изменяют степени окисления, называются окислительно-восстановительными.
3. В ОВР число электронов, отдаваемых восстановителями,
равно числу электронов, присоединяемых окислителями.
4. Окисление – процесс отдачи электронов частицей (атом,
ион, молекула). Восстановитель – это частица, которая
окисляется. Восстановитель всегда повышает степень окисления.
5. Восстановление – процесс присоединения электронов частицей (атом, ион, молекула). Окислитель – это частица,
которая восстанавливается. Окислитель всегда понижает
степень окисления.
Домашнее задание
§ 44, выполнить задания 1, 7 (с. 268–269).
У р о к 64. Окислительно-восстановительные
реакции (продолжение)
Цели урока: обобщить сведения о степени окисления; закрепить умение определять с. о. химических элементов в соединениях; научить составлять уравнения ОВР методом электронного
баланса.
Тип урока: урок усвоения нового знания.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Урок 64. Окислительно-восстановительные реакции (продолжение)
307
Планируемые результаты: предметные: давать определения
понятий окислительно-восстановительные реакции, окислитель,
восстановитель, окисление, восстановление; классифицировать химические реакции по признаку изменения степеней окисления
элементов; определять окислитель и восстановитель, процессы
окисления и восстановления; составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного
баланса; метапредметные: использовать знаково-символические
средства для решения задач; создавать обобщения, устанавливать
аналогии, классифицировать, делать выводы; интерпретировать
информацию и преобразовывать ее из одной формы в другую
(аспект смыслового чтения); формулировать цель урока и ставить задачи для ее достижения; планировать свою деятельность
и прогнозировать ее результаты; работать по плану, сверять свои
действия с целью обучения и корректировать ошибки; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; личностные:
формировать единую естественно-научную картину мира, умения
грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории
и в быту; понимать значимость естественно-научных знаний для
решения практических задач.
Оборудование: таблица растворимости, справочные таблицы,
ПСХЭ Д.И. Менделеева; пробирки, цинк в гранулах, растворы
гидроксида натрия, сульфата меди; листы с заданиями.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Самостоятельная работа
(См. КИМы, тест 15, по вариантам, с. 48–51).
III. Р
абота по теме урока
1. Выполнение заданий
(Учитель предлагает школьникам прочитать сказку и выполнить задание.)
– На ваших столах листочки с текстом сказки. Прочитайте ее
и впишите в текст пропущенные слова.
(Ученики работают в парах.)
Химическая сказка «Хлорид натрия»
В некотором царстве, в некотором государстве под названием
Периодическая система жили-были две семьи. Одно семейство
звалось Щелочными металлами, а другое – Галогенами. Эти се-
308
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов
мейства не дружили и даже, можно сказать, воевали. Отчего началась война, уже никто и не помнил.
В царстве том был строгий указ Царя: «Каждый может иметь
столько богатства, т. е. электронов, каков номер его дома». А вот
про то, как распоряжаться законным добром, в указе ничего не говорилось. Поэтому Щелочные металлы (в силу своей щедрости)
отдавали электроны (кто 1, кто 2) и звались … (восстановителями)
а Галогены были скупы и агрессивны, даже были случаи, когда
они нападали на тех, кто послабее, и грабили их. Поэтому прозвали их … (окислители)-грабители.
Случилась эта история на Третьей периодической улице, когда повстречались Натрий и Хлорина. Очень они понравились
друг другу. Но принадлежали они враждующим семействам, поэтому решили встречаться тайно.
Натрий жил в доме под номером 11 и мечтал подарить свой
электрон Хлорине. Он был достойным женихом: серебристо-белый, с блеском, по характеру мягкий и очень ранимый, легкоплавкий и легкий. О дружбе Натрия и Хлорины узнали их семейства.
Натрий закрыли в сейфе, в банке под керосином, а хлорину запаяли в сосуд и наклеили «ЯД!». Она затосковала, стала желтозеленого цвета.
Щелочные металлы и Галогены думали тем самым «вылечить»
Хлорину и Натрий от влюбленности, но влюбленным становилось
все хуже. Натрий плавился и терял блеск, а Хлорина под давлением превратилась в жидкость, и это при нормальной температуре.
Родственники встретились на амфотерной территории (линия
от Бора до Астата) и начали переговоры.
Забыли старые обиды и решили: быть свадьбе. Натрий подарил свой электрон Хлорине и стал … (положительным ионом)
а Хлорина взяла его электрон и превратилась в … (отрицательный ион). Связь между ними стала называться … (ионной связью),
а союз между Натрием и Хлориной люди назвали поваренной солью. Много полезного они стали делать совместно: в крови создавать условия для жизни красных кровяных телец – эритроцитов.
И даже в названии многих городов и поселков разных стран мира
они присутствуют: Соликамск, Соль-Илецк, Усолье, Зальцбург,
Марсель (морская соль).
(О.В. Коршунова)
Составьте уравнение химической реакции образования
хлорида натрия. Является ли данная реакция окислительновосстановительной? Если да, то укажите окислитель и восстановитель.
Урок 64. Окислительно-восстановительные реакции (продолжение)
309
Ответ
2Na0 + Cl20 = 2Na+Cl–.
Na0 – 1ē → Na+ – восстановитель, реакция окисления;
2Cl0 + 2ē → 2Cl– – окислитель, реакция восстановления.
На вопрос, кто теряет, а кто находит, нам помогут ответить
лабораторные опыты.
(Перед началом опытов школьники повторяют правила ТБ
и ОТ.)
Опыт 1. Взаимодействие растворов сульфата меди (II) и гидроксида натрия.
–– В пробирку сольем прозрачный голубой раствор CuSO4
и щелочь – NaOH. Что наблюдаете? (Появление синего осадка гидроксида меди (II).)
Запишем эту реакцию и определим, окислительно-восстановительная она или нет.
S+6O4–2 – это
Cu+2S+6O4–2 + 2Na+1O–2H+1 = Cu+2(O–2H+1)2 + Na+1
2
реакция обмена, и происходит она без изменения с. о. элементов.
Это не окислительно-восстановительная реакция.
Опыт 2. Взаимодействие сульфата меди (II) и цинка
–– Поместим в раствор сульфата меди (II) гранулу цинка. Что
наблюдаете? (Цинк покрывается медным налетом.) Верно,
это медь осаждается на поверхности цинка.
Составим уравнение химической реакции, определим ее тип
и степени окисления атомов элементов до и после реакции.
Cu+2S+6O4–2 + Zn0 = Zn+2S+6O4–2 + Сu0 – реакция замещения.
Цинк как более активный металл, стоящий в ряду активности
левее меди, вытеснил медь из соли (заместил медь).
–– Чем отличаются эти реакции? (Во второй реакции изменяются с. о. у атомов меди и цинка. Это реакция окислительновосстановительная.)
–– Какие уравнения можно составить, чтобы показать переходы электронов у атомов элементов? (Электронные уравнения
в методе электронного баланса.) Составим их.
Cu+2 + 2ē → Сu0 – окислитель. Атом меди восстанавливается,
степень окисления уменьшается.
Zn0 – 2ē → Zn+2 – восстановитель. Атом цинка окисляется,
степень окисления увеличивается.
Самостоятельная работа
1. Попробуйте самостоятельно составить тестовое задание
и контрольные вопросы по теме ОВР. Ваша работа будет авторской.
(Работа в парах. Каждый ученик составляет тест, затем школьники обмениваются заданиями и выполняют тесты.)
310
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
2. Составьте четыре тестовых вопроса и предусмотрите для
каждого из них правильный вариант ответа. Составьте еще один,
пятый вопрос – на установление соответствия.
3. Подготовьте критерии оценивания вашего теста.
4. Обменяйтесь своими заданиями. Выполните их. Проверьте
и оцените выполненные задания согласно разработанным вами
критериям.
5. Составьте контрольные вопросы по теме (не менее пяти).
Разработайте критерии оценивания. Проверьте друг друга. Оцените друг друга.
IV. П
одведение итогов урока
(Обсуждение результатов самостоятельной работы, выставление оценок.)
Домашнее задание
1. Сочинить сказку, стихотворение о любой ОВР.
2. Повторить правила ТБ и ОТ.
Химический практикум 2
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
У р о к 65. Практическая работа 8.
Свойства кислот, оснований, оксидови солей
Цели урока: усовершенствовать практические умения и навыки проведения эксперимента с соблюдением правил ТБ и ОТ при
работе со спиртовкой, нагревании веществ в открытом пламени;
научить экспериментально осуществлять реакции, подтверждающие химические свойства кислот, оснований, оксидов и солей
в свете ТЭД.
Тип урока: урок-исследование.
Технологии обучения: здоровьесбережения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских навыков.
Планируемые результаты: предметные: работать с лабораторным оборудованием и нагревательными приборами в соответствии с правилами ТБ и ОТ; выполнять простейшие приемы
обращения с лабораторным оборудованием: лабораторным штативом, спиртовкой; метапредметные: самостоятельно проводить
Урок 65. Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований, оксидов
311
наблюдения, делать выводы; планировать свою деятельность,
находить алгоритм выполнения поставленной задачи; осуществлять само- и взаимоконтроль процесса выполнения эксперимента и коррекцию своей деятельности; под руководством учителя
или самостоятельно оформлять отчет, включающий описание
эксперимента, его результаты и выводы; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; устанавливать рабочие
отношения в группе, планировать общие способы работы; осуществлять учебное сотрудничество с учителем и сверстниками;
личностные: формировать познавательный интерес к изучению
химии, умение грамотно обращаться с веществами в химической
лаборатории и в быту.
Оборудование: соляная, серная и азотная кислоты, хлорид
бария, хлорид меди (II), хлорид железа (II), хлорид железа (III),
сульфат меди (II), карбонат натрия, гидроксид натрия, гидроксид
кальция (известковая вода), индикаторы (лакмус, фенолфталеин,
метиловый оранжевый, универсальный), кусочки мрамора, цинк,
оксид кальция, оксид меди (II); спиртовка, прибор для получения
газа; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
(Учитель инструктирует учащихся по проведению работы.
Ученики повторяют правила ТБ и ОТ.)
II. Р
абота по теме урока
(Учащиеся экспериментально осуществляют реакции ионного
обмена между растворами электролитов. Задания выполняются самостоятельно по вариантам (с. 274). Результаты учащиеся
оформляют в виде таблицы (см. с. 312–319 пособия). На усмотрение учителя ученики могут выполнить практические работы 6 и 7
по описанию в тексте учебника на с. 270–273.)
Выводы. Ученики приобрели навыки осуществления химических экспериментов, подтверждающих свойства кислот, оснований, оксидов и солей, соблюдая правила ТБ и ОТ; научились
наблюдать признаки протекания реакций ионного обмена до конца, описывать наблюдаемые явления и делать соответствующие
выводы.
Домашнее задание
1. Оформить практическую работу 8.
2. Повторить § 17.
Действие
Наблюдение
Уравнение реакции, вывод
Практическая работа 8 по теме «Свойства кислот, оснований, оксидов и солей»
Задание 1. Осуществите реакции, характеризующие химические свойства соляной кислоты. Запишите молекулярные
и ионные уравнения протекающих реакций
Метиловый оранже- Соляная кислота – сильный электролит, в водном
В пробирку налили
1. Изменение
вый индикатор изме- растворе диссоциирует: HCl = H+ + Cl–.
цвета индика- раствор соляной
нил цвет на розовый Катионы водорода обусловливают кислую среду растора в растворе кислоты и добавили
индикатор метиловый
соляной киствора и изменяют цвет индикатора
оранжевый
лоты
Выделяющийся газ – водород. Цинк в
В пробирку с соляной Выделение газа
2. Взаимодейэлектрохимическом ряду напряжений металлов расствие соляной кислотой поместили
положен левее водорода, а значит, способен вытеснять
гранулу цинка
кислоты с меего из растворов кислот:
таллом
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
Zn0 + 2H+ + 2Cl– = Zn2+ + 2Cl– + H2↑;
Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H2
Оксид меди (II) – основный оксид. При обычных
В пробирку помести- Изменений не на3. Взаимодейблюдается
условиях химическая реакция визуально не наблюдаствие соляной ли оксид меди (II)
ется. Для увеличения скорости реакции необходимо
и налили раствор сокислоты с окнагреть раствор
сидом металла ляной кислоты
Соляная кислота взаимодействует с оксидом меди (II).
Содержимое пробир- Постепенное измеки нагрели
нение цвета раствора Изменение цвета – признак химической реакции.
В растворе появились ионы меди Cu2+, окрашиваюна голубой
щие раствор в голубой цвет:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O;
CuO + 2H+ + 2Cl– = Cu2+ + 2Cl– + H2O;
CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O
Название опыта
Вариант 1
312
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
6. Взаимодействие соляной
кислоты с солью
5. Взаимодействие соляной
кислоты с нерастворимыми
основаниями
4. Взаимодействие соляной
кислоты с растворимыми
основаниями
Гидроксид
меди (II) – осадок
голубого цвета
В две пробирки нали- Метиловый оранли раствор соляной
жевый индикатор
кислоты и добавили
в обеих пробирках
индикатор метиловый изменил цвет на рооранжевый
зовый
К гидроксиду
Исчезновение голумеди (II) добавили
бого осадка
раствор соляной кислоты
Получили осадок
гидроксида меди (II)
(к раствору сульфата
меди (II) добавили
раствор гидроксида
натрия)
Соляная кислота – сильный электролит, в водном
растворе диссоциирует: HCl = H+ + Cl–.
Катионы водорода вызывают изменение цвета индикатора
Гидроксид меди (II), нерастворимое основание, взаимодействует с соляной кислотой:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl– = Cu2+ + 2Cl– + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Получение гидроксида меди (II):
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;
2Na+ + 2OH– + Cu2+ + SO42– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–;
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2
Соляная кислота взаимодействует с гидроксидом натрия. Изменение цвета индикатора – признак химической реакции
HCl + NaOH = NaCl + H2O;
H+ + Cl– + Na+ + OH– = Na+ + Cl– + H2O;
H+ + OH– = H2O, образуется вода – слабый электролит
К раствору гидроксида натрия прилили
раствор соляной кислоты
Индикатор цвет
восстановил (из малинового снова стал
бесцветным)
Гидроксид натрия – сильный электролит, в водном
растворе он диссоциирует
NaOH = Na+ + OH–
К раствору гидрокси- Фенолфталеин изда натрия добавили
менил цвет на малииндикатор фенолфта- новый
леин
Урок 65. Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований, оксидов
313
Действие
В одну из пробирок
добавили раствор
карбоната натрия
Наблюдение
Бурное выделение
газа, индикатор снова стал оранжевым
Уравнение реакции, вывод
Соляная кислота взаимодействует с карбонатом натрия
(солью слабой угольной кислоты) и вытесняет кислоту
из ее соли. Признаки химической реакции – выделение
газа, образование воды, изменение цвета индикатора:
2НCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑;
2Н+ + 2Cl– + 2Na+ + CO32– = 2Na+ + 2Cl– + H2O + CO2↑;
2Н+ + CO32– = H2O + CO2
В другую пробирку
Выпадение белоСоляная кислота вступила в реакцию с нитратом седобавили раствор ни- го хлопьевидного
ребра. Признак реакции – выпадение осадка:
трата серебра
осадка. Индикатор
HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3;
метиловый оранже- H+ + Cl– + Ag++ NO3– = AgCl↓ + H+ + NO3–;
вый остался розового Ag+ + Cl– = AgCl.
цвета (цвет не изме- Цвет индикатора остался розовым, так как в растворе
присутствуют катионы водорода H+
нил)
Задание 2. Осуществите реакции, характеризующие химические свойства гидроксида натрия. Запишите молекулярные
и ионные уравнения протекающих реакций
В пробирку налили
Фенолфталеин изГидроксид натрия – сильный электролит, в водном
1. Изменение
менил цвет на мали- растворе диссоциирует: NaOH = Na+ + OH–.
цвета индика- раствор гидроксида
Гидроксид-анионы обусловливают щелочную среду
новый
тора в растворе натрия и добавили
раствора и изменяют цвет индикатора
индикатор фенолфтагидроксида
натрия
леин
2. ВзаимодейК раствору гидрокИндикатор снова
Гидроксид натрия взаимодействует с азотной кислоствие гидроксида натрия прилили восстановил цвет
той. Изменение цвета – признак химической реакции:
сида натрия
раствор азотной кис- (с малинового –
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O;
H+ + NO3– + Na+ + OH– = Na+ + NO3– + H2O;
с кислотой
лоты
на бесцветный)
H+ + OH– = H2O, образуется вода – слабый электролит
Название опыта
314
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
К гидроксиду натрия
прилили раствор
сульфата меди (II)
4. Взаимодействие гидроксида натрия
с солью
Гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом
меди (II):
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;
2Na+ + 2OH– + Cu2+ + SO42– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–;
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2
Гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом – кислотным оксидом:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O;
2Na+ + 2OH– + CO2 = 2Na+ + CO32– + H2O;
2OH– + CO2 = CO2–
+ H2O, образуется вода – слабый
3
электролит
Соляная кислота взаимодействует с карбонатом кальция – солью слабой угольной кислоты:
2НCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2↑;
2Н+ + 2Cl– + CaCO3 = Ca2+ + 2Cl– + H2O + CO2↑;
2Н+ + CaCO3 = Ca2+ + H2O + CO2
Помутнение раство- Углекислый газ – кислотный оксид, взаимодействует
ра известковой воды, с гидроксидом кальция. Признак реакции – выпадевыпадение осадка
ние осадка карбоната кальция:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О;
Са2+ + 2ОН– + СО2 = СаСО3↓ + Н2О.
Это качественная реакция на углекислый газ
Собрали прибор
Бурное выделение
для получения газа
газа
(ППГ).
К кусочку мрамора,
помещенного в ППГ,
прилили соляную
кислоту
2. ЭкспериПропустили углекисментальное
лый газ через раствор
подтверждение известковой воды
химических
свойств углекислого газа
1. Получение
оксида углерода (IV)
Задание 3. Получите оксид углерода (IV), экспериментально подтвердите его химические свойства. Запишите молекулярные и ионные уравнения протекающих реакций
Выпадение осадка
голубого цвета
Через раствор гидрок- Изменение цвета
сида натрия с фенол- индикатора (с малифталеином пропусти- нового – на бесцветли углекислый газ
ный)
3. Взаимодействие гидроксида натрия
с оксидом неметалла
Урок 65. Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований, оксидов
315
Название опыта
Действие
Наблюдение
Уравнение реакции, вывод
Действие
Наблюдение
Уравнение реакции, вывод
Задание 1. Осуществите реакции, характеризующие химические свойства серной кислоты. Запишите молекулярные
и ионные уравнения протекающих реакций
Метиловый оранже- Серная кислота – сильный электролит, в водном рас1. Изменение
В пробирку налицвета индика- ли раствор серной
вый индикатор изме- творе она диссоциирует: Н2SO4 = 2H+ + SO42–.
нил цвет на розовый Катионы водорода обусловливают кислую среду растора в растворе кислоты и добавили
твора и изменяют цвет индикатора
серной кислоты индикатор метиловый
оранжевый
2. ВзаимодейПоместили гранулу
Выделение газа
Выделяющийся газ – водород. Цинк в электрохимиствие серной
цинка в пробирку
ческом ряду напряжений металлов расположен левее
кислоты с мес серной кислотой
водорода, а значит, способен вытеснять его из раствоталлом
ров кислот:
Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + H2↑;
Zn0 + 2H+ + SO42– = Zn2+ + SO42– + H2↑;
Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H2
Название опыта
Вариант 2
Задание 4. Экспериментально подтвердите химические свойства хлорида железа (II). Запишите молекулярные и ионные уравнения протекающих реакций
ВзаимодейК раствору хлорида
Выпадение осадка
Хлорид железа (II) взаимодействует с гидроксидом наствие хлорида
железа (II) прилили
темно-зеленого цвета трия. Признак реакции – выпадение осадка.
железа (II)
гидроксид натрия
Соли взаимодействуют с растворами щелочей:
с гидроксидом
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl;
Fe2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Fe(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–;
натрия
Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2
316
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
5. Взаимодействие серной
кислоты с нерастворимым
основанием
Получение гидроксида меди (II):
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4;
2Na+ + 2OH– + Cu2+ + SO42– = Cu(OH)2 + 2Na+ + SO4–2;
Cu2+ + 2OH– = Сu(OH)2
Добавили к гидрокИсчезновение осадка Гидроксид меди (II) – нерастворимое основание,
сиду меди (II) раствор
взаимодействует с раствором серной кислоты:
серной кислоты
Cu(OH)2 + Н2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
Получили гидроксид
Гидроксид
меди (II) (реакцией
меди (II) – осадок
между сульфатом меди голубого цвета
и гидроксидом натрия)
К раствору гидроксида натрия прилили
раствор серной кислоты
Гидроксид натрия – сильный электролит, в водном
растворе диссоциирует: NaOH = Na+ + OH–.
Гидроксид-анионы придают раствору гидроксида натрия щелочные свойства и вызывают изменение цвета
индикатора
Индикатор цвет
Серная кислота взаимодействует с гидроксидом натрия.
восстановил (с мали- Изменение цвета – признак химической реакции:
нового – на бесцвет- Н2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O;
2H+ + SO42– + 2Na+ + 2OH– = 2Na+ + SO42– + 2H2O;
ный)
H+ + OH– = H2O, образуется вода – слабый электролит
К раствору гидрокси- Фенолфталеин изда натрия добавили
менил цвет на малииндикатор фенолфта- новый
леин
4. Взаимодействие серной
кислоты с растворимым основанием
Оксид меди (II) – основный оксид. При обычных
условиях химическая реакция визуально не наблюдается. Для увеличения скорости реакции необходимо
нагреть раствор
Постепенное измеСерная кислота при нагревании взаимодействует с окнение цвета с зелено- сидом меди (II). Изменение цвета – признак химичего на голубой
ской реакции:
CuO + Н2SO4 = CuSO4 + H2O;
CuO + 2H+ + SO42– = Cu2+ + SO42– + H2O;
CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O
Изменений не наблюдается
В пробирку поместили оксид меди (II)
и налили раствор серной кислоты
Нагрели раствор соляной кислоты с оксидом меди (II)
3. Взаимодействие серной
кислоты с оксидом металла
Урок 65. Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований, оксидов
317
Наблюдение
Уравнение реакции, вывод
Во 2-ю пробирку добавили раствор хлорида бария
Выпадение белого
однородного осадка.
Индикатор по-прежнему розового цвета
(цвет не изменил)
Cu(OH)2 + 2H+ + SO42– = Cu2+ + SO42– + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O, образуется вода – слабый электролит
В две пробирки наМетиловый оранСерная кислота – сильный электролит, в водном раслили раствор серной жевый в обеих протворе диссоциирует: Н2SO4 = 2H+ + SO42–.
кислоты и добавили
бирках изменил цвет Катионы водорода обусловливают кислотные свойства
раствора и вызывают изменение цвета индикатора
индикатор метиловый на розовый
оранжевый
Добавили в 1-ю про- Бурное выделение
Серная кислота взаимодействует с карбонатом набирку раствор карбо- газа, индикатор стал трия – солью слабой угольной кислоты. Признаки
ната натрия
снова оранжевым
химической реакции – выделение газа и образование
воды, изменение цвета индикатора:
Н2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O + CO2↑;
= 2Na+ + SO42– + H2O + CO2↑;
2Н+ + SO42– + 2Na+ + CO2–
3
=
H
O
+
CO
2Н+ + CO2–
3
2
2
Действие
Серная кислота вступила в реакцию с хлоридом бария.
Признак реакции – выпадение осадка:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl;
2H+ + SO42– + Ba2++ 2Cl– = BaSO4↓ + 2H+ + 2Cl–;
SO42– + Ba2+ = BaSO4.
Цвет индикатора остался розовым, так как в растворе
присутствуют катионы водорода H+
Задание 2. Экспериментально подтвердите химические свойства гидроксида железа (III). Запишите молекулярные
и ионные уравнения протекающих реакций
1. ВзаимодейДобавили к осадку
Исчезновение осадка Нерастворимое основание, гидроксид железа (III),
ствие гидрокгидроксида желевзаимодействует с соляной кислотой:
6. Взаимодействие серной
кислоты с солью
Название опыта
318
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
за (III) раствор соляной кислоты
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O;
Fe(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Fe3+ + 3Cl– + 3H2O;
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O, образовалась вода – слабый электролит
Гидроксид железа (III) – нерастворимое основание.
При нагревании нерастворимые основания разлагаются:
2Fe(OH)3 = Fe2О3 + 3H2O
2. Разложение Нагрели гидроксид
Образование прогидроксида
железа (III)
зрачного раствора
железа (III) при
с осадком на дне
нагревании
пробирки
Задание 3. Экспериментально подтвердите химические свойства оксида кальция. Запишите молекулярные и ионные
уравнения протекающих реакций
ВзаимодейВ пробирку налиМетиловый оранАзотная кислота – сильный электролит, в водном расствие оксида
ли раствор азотной
жевый изменил цвет творе она диссоциирует: НNO3 = H+ + NO–3 .
Катионы водорода обусловливают кислую среду раскальция с азот- кислоты и добавили
на розовый
твора и изменяют цвет индикатора
ной кислотой
индикатор метиловый
оранжевый
В пробирку с азотной Индикатор восстано- Оксид кальция – основный оксид, взаимодействует
кислотой добавили
вил цвет (с розового с азотной кислотой:
оксид кальция
на оранжевый)
СаО + 2НNO3 = Са(NO3)2 + Н2О;
СаО + 2Н+ + 2NO–3 = Са2+ + 2NO–3 + Н2О;
СаО + 2Н+ = Са2+ + Н2О
Задание 4. Экспериментально подтвердите химические свойства хлорида меди (II). Запишите молекулярные и ионные
уравнения протекающих реакций
ВзаимодейК раствору хлорида
Выпадение осадка
Хлорид меди (II) взаимодействует с гидроксидом
ствие хлоримеди (II) прилили
голубого цвета
натрия. Признак реакции – выпадение осадка. Соли
да меди (II)
гидроксид натрия
взаимодействуют с растворами щелочей:
с гидроксидом
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;
Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–;
натрия
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2
сида железа (III) с кислотой
Урок 65. Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований, оксидов
319
320
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
У р о к 66. Практическая работа 9.
Решение экспериментальных задач
Цели урока: усовершенствовать практические умения и навыки проведения химического эксперимента с соблюдением
правил ТБ и ОТ при работе со спиртовкой, нагревании веществ
в открытом пламени, экспериментального осуществления реакций, подтверждающих химические свойства кислот, оснований,
оксидов и солей в свете ТЭД и теории ОВР, научить подтверждать
в эксперименте качественный состав веществ с помощью реакций
ионного обмена.
Тип урока: урок-исследование.
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: обращаться с лабораторным оборудованием и нагревательными приборами в соответствии с правилами ТБ и ОТ; распознавать некоторые анионы
и катионы; наблюдать свойства веществ и происходящих с ними
явлений; описывать химический эксперимент и формулировать
выводы; метапредметные: самостоятельно проводить наблюдения; использовать знаково-символические средства для решения учебных и познавательных задач; формулировать выводы;
планировать свою деятельность, находить алгоритм выполнения
поставленной задачи; осуществлять само- и взаимоконтроль процесса выполнения эксперимента, и коррекцию своей деятельности; самостоятельно оформлять отчет, включающий описание
эксперимента, его результатов и выводов; строить речевые высказывания в устной и письменной форме; устанавливать рабочие
отношения в группе, планировать общие способы работы; осуществлять учебное сотрудничество с учителем и со сверстниками;
личностные: формировать познавательный интерес к изучению
химии, умение грамотно обращаться с веществами в химической
лаборатории и в быту.
Оборудование: пробирки, спиртовка; фильтровальная бумага, воронка, химические стаканы; хлорид магния, хлорид цинка,
карбонат натрия, карбонат калия, сульфит натрия, фосфат калия, нитрат цинка, сульфат калия, сульфат меди (II), медь, цинк,
концентрированная серная кислота, соляна и азотная кислоты,
гидроксид натрия; инструкция по ТБ и ОТ.
Урок 66. Практическая работа 9. Решение экспериментальных задач
321
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. А
ктуализация знаний
Тест
(Ученики повторяют правила техники безопасности при выполнении опытов в кабинете химии.)
Вариант 1
1. В лаборатории пробовать вещества на вкус:
1) можно;
2) нельзя;
3) можно, если вещество съедобно.
2. Для проведения опытов можно брать вещества:
1) любые;
2) знакомые;
3) указанные учителем.
3. Для проведения опыта необходимо взять пробирку:
1) грязную, целую;
2) сухую, целую;
3) грязную, треснутую.
4. Все опыты проводить:
1) над столом;
2) над тетрадью;
3) над коленками.
5. После опытов рабочее место необходимо:
1) привести в порядок;
2) оставить без изменения;
3) оставить убирать соседу.
6. Штативу придает устойчивость:
1) лапка;
2) подставка;
3) зажим.
7. Кольцо штатива служит для того, чтобы поместить на него:
1) пробирку;
2) чашку для выпаривания;
3) спиртовку.
8. Чтобы загасить спиртовку, необходимо:
1) з адуть ее;
2) п
олить водой;
3) н акрыть сбоку колпачком.
9. В какой части пламени спиртовки необходимо нагревать
пробирку?
1) во внутренней;
2) в средней;
3) в наружной.
322
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
10. Самая холодная часть пламени:
1) внутренняя;
2) средняя;
3) наружная.
11. Перемешивать раствор в пробирке необходимо:
1) постукиванием по сосуду;
2) совершая круговые движения сосудом;
3) стеклянной палочкой.
12. Перемешивать раствор в стакане необходимо:
1) постукиванием по сосуду;
2) совершая круговые движения сосудом;
3) стеклянной палочкой.
13. Для фильтрования растворов используют фильтр:
1) из обычной бумаги;
2) из специальной бумаги;
3) из фольги.
14. Для выпаривания растворов используют:
1) колбу;
2) стакан;
3) чашку для выпаривания.
15. Для равномерного выпаривания раствора необходимо:
1) встряхивать чашку;
2) помешивать раствор палочкой;
3) ничего не делать.
Вариант 2
1. Во время практической работы принимать пищу:
1) можно;
2) нельзя;
3) можно с разрешения учителя.
2. Твердые вещества можно брать:
1) с ухой ложкой для веществ;
2) н
асыпать из сосуда;
3) б
рать руками.
3. Избыток взятого жидкого вещества необходимо:
1) отлить в другую пробирку;
2) вылить в раковину;
3) отлить обратно в склянку.
4. Для определения запаха вещества необходимо:
1) поднести сосуд близко к лицу;
2) направить рукой воздух от сосуда к носу;
3) поднести сосуд к носу соседа.
5. Для укрепления частей химических установок при выполнении опытов служит:
1) ш
татив;
2) спиртовка;
3) пробирка.
Урок 66. Практическая работа 9. Решение экспериментальных задач
323
6. Лапка закрепляется на стержне штатива с помощью:
1) подставки;
2) кольца;
3) муфты.
7. Спиртовку зажигают:
1) горящей спичкой;
2) от другой спиртовки;
3) зажигалкой.
8. Горючим веществом для спиртовки является:
1) вода;
2) спирт;
3) керосин.
9. Самая горячая часть пламени:
1) внутренняя;
2) средняя;
3) наружная.
10. Сколько по объему жидкости можно максимально налить
в пробирку:
1) 2 мл;
2) 3 мл;
3) 4 мл.
11. Перемешивать раствор в колбе необходимо:
1) постукиванием по сосуду;
2) совершая круговые движения сосудом;
3) стеклянной палочкой.
12. Для переливания жидкости из посуды с широким горлом
в посуду с узким горлом используют:
1) воронку;
2) стакан;
3) пробирку.
13. При фильтровании наливать жидкость:
1) на стенки фильтра по палочке;
2) в центр фильтра по палочке;
3) толстой струей без палочки.
14. В фарфоровую чашку для выпаривания можно максимально
налить раствора:
1) половину чашки;
2) до краев;
3) 1/3 чашки.
15. Чашка для выпаривания в момент выпаривания раствора:
1) держится в руках;
2) закрепляется в лапке штатива;
3) помещается на кольцо штатива.
III. Р
абота по теме урока
(Ученики выполняют практическую работу.)
Вариант 1
Задание 1. Осуществите реакцию взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком. Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде, разберите как ОВР.
–– В пробирку поместите гранулу цинка и аккуратно прилейте концентрированную серную кислоту. Что наблюдаете?
(Выделение газа с резким запахом.)
324
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
2H2SO4 + Zn = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O;
+ Zn0 = Zn+2 + SO–2
+ SO2↑ + 2H2O;
4H+ + 2SO–2
4
4
+
–2
4H + SO4 + Zn0 = Zn+2 + SO2↑ + 2H2O.
+ S+4O–2
+ 2H+1
O–2;
2H2+1S+6O4–2 + Zn0 = Zn+2S+6O–2
4
2
2
0
+2
Zn – 2ē → Zn – восстановитель;
S+6 + 2ē → S+4 – окислитель.
Задание 2. Осуществите реакции взаимодействия хлорида магния
с растворами гидроксида натрия, карбоната натрия, cульфата калия.
Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
В три пробирки налейте растворы: в 1-ю – гидроксид натрия
NaOH, во 2-ю – карбонат натрия Na2CO3, в 3-ю – сульфат калия
K2SO4. Все растворы бесцветные. Прилейте в проибрки раствор
хлорида магния MgCl2.
–– Что наблюдаете в 1-й пробирке? (Выпал белый осадок.)
2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2↓ + 2NaCl;
2Na+ + 2OH– + Mg2+ + 2Cl– = Mg(OH)2 + 2Na+ + 2Cl–;
Mg2+ + 2OH– = Mg(OH)2.
Mg(OH)2 – гидроксид магния, осадок белого цвета.
–– Что наблюдаете во 2-й пробирке? (Выпал осадок белого
цвета.)
Na2CO3 + MgCl2 = MgCO3↓ + 2NaCl;
= MgCO3.
Mg2+ + CO2–
3
MgCO3 – карбонат магния, осадок белого цвета.
–– Что наблюдаете в 3-й пробирке? (Изменений нет.)
Между растворами гидроксида натрия и сульфата калия реакция не происходит, так как отсутствуют признаки реакции: выпадение осадка, выделение газа, образование воды.
Задание 3. Вам даны растворы: 1) карбоната калия и соляной
кислоты; 2) хлорида цинка и азотной кислоты. Возможны ли реакции ионного обмена между этими растворами? Ответ подтвердите
молекулярными и ионными уравнениями реакций.
1) В пробирку с раствором карбоната калия прилейте раствор
соляной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Бурное выделение газа.)
Это признак химической реакции
К2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2↑;
+ 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl– + H2O + CO2↑;
2К+ + CO2–
3
+
2–
2H + CO3 = H2O + CO2.
Между растворами карбоната калия и соляной кислоты происходит реакция ионного обмена. Катионы водорода связываются
Урок 66. Практическая работа 9. Решение экспериментальных задач
325
карбонат-анионами, при этом образуются слабый электролит вода
и выделяется углекислый газ.
2) В пробирку с раствором хлорида цинка прилейте раствор
азотной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Изменений нет.)
Между растворами хлорида цинка и азотной кислоты нет
взаимодействия, признаки реакции отсутствуют.
Вариант 2
Задание 1. Осуществите реакцию взаимодействия концентрированной серной кислоты с медью. Составьте уравнение реакции
в молекулярном и ионном виде, разберите как ОВР.
–– В пробирку поместите медную стружку и аккуратно прилейте концентрированную серную кислоту. Что наблюдаете? (Выделяется газ с резким запахом.)
2H2SO4 + Cu = CuSO4+ SO2↑ + 2H2O;
4H+ + 2SO4–2 + Cu0 = Cu+2 + SO4–2 + SO2↑ + 2H2O;
4H+ + SO4–2 + Cu0 = Cu +2 + SO2↑ +2H2O.
H2+1S+6O4–2 + Cu0 = Cu+2S+6O–2
+ S+4O2–2 + H+1
O–2;
4
2
0
+2
Cu – 2ē → Cu – восстановитель;
S+6 + 2ē → S+4 – окислитель.
Задание 2. Осуществите реакции взаимодействия хлорида
магния с растворами фосфата калия, cульфита натрия, нитрата
цинка. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
В три пробирки налейте растворы: в 1-ю – cульфит натрия
Na2SO3, во 2-ю – фосфат калия K3РO4, в 3-ю – нитрат цинка
Zn(NO3)2. Все растворы бесцветные.
–– Что наблюдаете в 1-й пробирке? (Выпадает белый осадок.)
Na2SO3 + MgCl2 = MgSO3↓ + 2NaCl;
2Na+ + SO2–
+ Mg2+ + 2Cl– = MgSO3↓ + 2Na+ + 2Cl–;
3
2+
2–
SO3 + Mg = MgSO3.
MgSO3 – сульфит магния, осадок белого цвета.
–– Что наблюдаете во 2-й пробирке? (Выпадает белый осадок.)
2K3РO4 + 3MgCl2 = Mg3(РО4)2↓ + 6КCl;
6K+ + 2РO43– + 3Mg2+ + 6Cl– = 2Mg3(РО4)2↓ + 6К+ + 6Cl–;
2РO43– + 3Mg2+ = Mg3(РО4)2.
Mg3(РО4)2 – фосфат магния, осадок белого цвета.
–– Что наблюдаете в 3-й пробирке? (Изменений нет.)
Между растворами нитрата цинка и хлорида магния нет взаимодействия, так как отсутствуют признаки реакции: выпадение
осадка, выделение газа, образование воды.
326
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
Задание 3. Вам даны растворы: 1) сульфата меди (II) и азотной
кислоты; 2) сульфита натрия и серной кислоты. Возможны ли
реакции ионного обмена между этими растворами? Ответ подтвердите молекулярными и ионными уравнениями реакций.
1) В пробирку с раствором сульфата меди (II) прилейте раствор азотной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Признаков реакции – выпадения осадка,
образования воды, выделения газа – не наблюдается.)
Между растворами сульфата меди (II) и азотной кислоты реакция не происходит, так как отсутствуют ее признаки.
2) В пробирку с раствором сульфита натрия прилейте раствор
серной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Бурное выделение газа с резким запахом.)
Это признак химической реакции
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑;
+ 2H+ + SO2–
→ 2Na+ + SO2–
+ H2O + SO2;
2Na+ + SO2–
3
4
4
+
2–
SO3 + 2H → H2O + SO2↑.
Между растворами сульфита натрия и серной кислоты происходит реакция ионного обмена, наблюдается связывание катионов водорода сульфит-анионами, при этом образуются вода –
слабый электролит и сернистый газ – оксид серы (IV).
IV. П
одведение итогов урока
(Проверка выполнения заданий, выставление оценок.)
Домашнее задание
1. Оформить практическую работу 9.
2. Повторить § 37–42, подготовиться ко второй части практической работы 9.
У р о к 67. Практическая работа 9. Решение
экспериментальных задач(продолжение)
Цели урока: усовершенствовать практические умения и навыки проведения химического эксперимента с соблюдением
правил ТБ и ОТ при работе со спиртовкой, нагревании веществ
в открытом пламени, экспериментального осуществления реакций, подтверждающих химические свойства кислот, оснований,
оксидов и солей в свете ТЭД и теории ОВР, опытного подтверждения качественного состава веществ реакциями ионного обмена,
экспериментального осуществления схемы превращений.
Тип урока: урок-исследование.
Урок 67. Практическая работа 9. Решение экспериментальных задач
327
Технологии обучения: здоровьесбережения, проблемного обучения, развивающего обучения, групповой деятельности, информационно-коммуникационные, развития исследовательских
навыков.
Планируемые результаты: предметные: обращаться с лабораторным оборудованием и нагревательными приборами в соответствии с ТБ и ОТ; распознавать некоторые анионы и катионы;
наблюдать свойства веществ и происходящих с ними явлений;
описывать химический эксперимент; формулировать выводы
по результатам эксперимента; метапредметные: самостоятельно
проводить наблюдения; использовать знаково-символические
средства для решения учебных и познавательных задач; формулировать выводы; планировать свою деятельность, находить
алгоритм выполнения поставленной задачи; осуществлять самои взаимоконтроль процесса выполнения эксперимента и коррекцию своей деятельности; самостоятельно оформлять отчет,
включающий описание эксперимента, его результатов и выводов;
строить речевые высказывания в устной и письменной форме;
устанавливать рабочие отношения в группе, планировать общие
способы работы; осуществлять учебное сотрудничество с учителем и со сверстниками; личностные: формировать познавательный
интерес к изучению химии, умения грамотно обращаться с веществами в химической лаборатории и в быту.
Оборудование: пробирки, спиртовка; фильтровальная бумага,
воронка, химические стаканы; хлорид бария, хлорид железа (III),
карбонат натрия, хлорид магния, хлорид алюминия, сульфат натрия, нитрат серебра, индикаторы, сульфат меди (II), медь, цинк
(порошок и гранулы), концентрированная серная кислота; инструкция по ТБ и ОТ.
Ход урока
I. О
рганизационный момент
II. Р
абота по теме урока
Вариант 1
Задание 1. Осуществите реакции, схемы которых:
→ BaCO3;
1) Ba2+ + CO2–
3
2) Н+ + ОН– → Н2О.
Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
1. Согласно схеме и по данным таблицы растворимости в реакцию вступает растворимая соль бария и растворимая соль
328
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
угольной кислоты. В пробирку налейте растворы хлорида бария
и карбоната натрия.
–– Что наблюдаете? (Белый осадок.)
BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl;
2Na+ + SO2–
+ Ba2+ + 2Cl– → BaCO3↓ + 2Na+ + 2Cl–;
3
2+
CO2–
+
Ba
=
BaCO3.
3
BaCO3 – карбонат бария, осадок белого цвета.
2. Согласно схеме и по данным таблицы растворимости в реакцию вступает кислота и щелочь. К раствору гидроксида натрия
добавьте индикатор – фенолфталеин. В растворе щелочи фенолфталеин изменяет цвет на малиновый. К раствору щелочи прилейте раствор соляной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Индикатор цвет восстановил.)
Это признак химической реакции
NaOH + HCl = NaCl + H2O;
Na+ + OH– + H+ + Cl– = Na+ + Cl– + H2O;
OH– + H+ = H2O. В реакции образуется слабый электролит – вода.
Задание 2. Проведите реакции получения: 1) гидроксида железа (III); 2) хлорида натрия. Составьте молекулярные и ионные
уравнения реакций.
1. Гидроксид железа (III) – нерастворимое основание, которое
образуется в реакции между солью железа и щелочью. К раствору
хлорида железа (III) прилейте раствор гидроксида натрия.
–– Что наблюдаете? (Выпадение бурого осадка.)
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl;
Fe3+ + 3Cl– + 3Na+ + 3OH– = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl–;
Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3.
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), осадок бурого цвета.
2. К раствору карбоната натрия прилейте раствор соляной
кислоты.
–– Что наблюдаете? (Бурное выделение газа.)
Это признак химической реакции
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑;
2Na+ + CO2–
+ 2H+ + 2Cl– = 2Na+ + 2Cl– + H2O + CO2↑;
3
+
2–
CO3 + 2H = H2O + CO2.
Задание 3. Осуществите превращения: Zn → ZnSO4 → ZnCl2 →
→ Zn(NO3)2. Составьте уравнения реакций в молекулярном
и ионном виде.
1. Zn → ZnSO4. В пробирку поместите немного цинка (порошка) и прилейте раствор серной кислоты.
–– Что наблюдаете? (Выделение газа.)
Урок 67. Практическая работа 9. Решение экспериментальных задач
329
Это признак химической реакции. Для ускорения реакции
слегка нагрейте содержимое пробирки. По окончании реакции
нужно отстоять полученный раствор от непрореагировавшего
цинка, охладить и отфильтровать его.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;
= Zn2+ + SO2–
+ H20;
Zn0 + 2H+ + SO2–
4
4
0
+
2+
0
Zn + 2H = Zn + H2 .
2. ZnSO4 → ZnCl2. К полученному раствору (фильтрату) прилейте раствор хлорида бария. Наблюдается выпадение белого
осадка – это признак химической реакции
ZnSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + ZnCl2;
+ Ba2+ + 2Cl– = BaSO4↓ + Zn2+ + 2Cl–;
Zn2+ + SO2–
4
+ Ba2+ = BaSO4.
SO2–
4
По окончании реакции нужно отстоять полученный раствор
и отфильтровать его.
3. ZnCl2 → Zn(NO3)2. К полученному фильтрату прилейте раствор нитрата серебра. Наблюдается выпадение белого хлопьевидного осадка. Это признак химической реакции
ZnCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Zn(NO3)2.
Вариант 2
Задание 1. Осуществите реакции, схемы которых:
→ Н2О + CO2↑;
1) 2Н+ + CO2–
3
2) Н+ + ОН– → Н2О.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
1. Согласно схеме и по данным таблицы растворимости в реакцию вступает кислота и растворимая соль угольной кислоты.
В пробирку налейте раствор соляной кислоты и прилейте к нему
раствор карбоната натрия. Наблюдается бурное выделение газа.
2НCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑;
= 2Na+ + 2Cl– + H2O + CO2↑;
2Н+ + 2Cl– + 2Na+ + CO2–
3
+
2–
2H + CO3 = H2O + CO2↑.
В реакции выделяется углекислый газ.
2. Согласно схеме и по данным таблицы растворимости в реакцию вступает кислота и щелочь. К раствору гидроксида натрия
добавьте индикатор фенолфталеин. В растворе фенолфталеин изменяет цвет на малиновый. Прилейте в пробирку раствор азотной
кислоты. Индикатор цвет восстановил. Это признак химической
реакции
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O;
Na+ + OH– + H+ + NO–3 = Na+ + NO–3 + H2O.
OH– + H+ = H2O.
330
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
В реакции образовался слабый электролит – вода.
Задание 2. Осуществите реакции получения: 1) карбоната магния; 2) гидроксида алюминия.
Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций.
1) Карбонат магния – нерастворимая соль. К раствору хлорида магния прилейте раствор карбоната натрия. Наблюдается
выпадение бурого осадка
MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaCl;
Mg2+ + 2Cl– + 2Na+ + CO2–
= MgCO3↓ + 2Na+ + 2Cl–;
3
2+
2–
Mg + CO3 = MgCO3.
MgCO3 – карбонат магния, осадок белого цвета.
2) К раствору гидроксида натрия прилейте раствор хлорида
алюминия. Наблюдается выпадение студенистого полупрозрачного осадка – это признак химической реакции
3NaOH + AlCl3 = Al(OH)3↓ + 3NaCl;
3Na+ + 3OH– + Al3+ + 3Cl– = Al(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl–;
Al3+ + 3OH– = Al(OH)3.
Al(OH)3 – гидроксид алюминия (III), белый студенистый полупрозрачный осадок.
Задание 3. Осуществите превращения: CuSO 4 → CuCl2 →
→ Cu(OH)2 → CuO. Составьте молекулярные и ионные уравнения
реакций.
1. CuSO4 → CuCl2. В пробирку налейте раствор сульфата
меди (II) и прилейте раствор хлорида бария. Наблюдается выпадение белого однородного осадка. Это признак химической реакции
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2;
Cu2+ + SO2–
+ Ba2+ + 2Cl– = BaSO4↓ + Cu2+ + 2Cl–;
4
2+
2–
SO4 + Ba = BaSO4.
По окончании реакции нужно отстоять полученный раствор
и отфильтровать его.
2. CuCl2 → Cu(OH)2. К фильтрату прилейте раствор гидроксида натрия. Наблюдается выпадение голубого осадка – это признак
химической реакции.
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl;
Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–;
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2.
Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), осадок голубого цвета, нерастворимое основание.
3. Cu(OH)2 → CuO. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются. Нагрейте гидроксид меди. Наблюдается об-
Урок 68 – резервный
331
разование прозрачного раствора с осадком черного цвета на дне
пробирки.
Cu(OH)2 = CuO + Н2О;
CuO – оксид меди (II).
III. П
одведение итогов урока
Учащиеся в ходе обучения химии в 8 классе приобрели навыки проведения химических экспериментов, подтверждающих
свойства классов веществ в свете теории электролитической диссоциации и с позиции теории окислительно-восстановительных
реакций, с соблюдением правил ТБ и ОТ. Школьники изучили
признаки протекания реакций ионного обмена, научились осуществлять реакции ионного обмена и ОВР, описывать наблюдаемые
явления и делать соответствующие выводы.
Домашнее задание
(На последнем уроке учитель может предложить учащимся
индивидуальные задания на лето по курсу химии 8 класса – для
повышения итоговой оценки.)
У р о к 68 – резервный
Содержание
Пояснительная записка ��������������������������������������������������������������������������������� 3
Тематическое планирование учебного материала ������������������������������������� 5
Введение
У р о к 1. Химия – часть естествознания. Предмет химии.
Вещества ��������������������������������������������������������������������������������������������������� 8
У р о к 2. Превращения веществ. Роль химии в жизни человека.
Краткий очерк истории развития химии ������������������������������������������� 14
У р о к 3. Периодическая система химических элементов
Д.И. Менделеева. Знаки химических элементов ����������������������������� 20
У р о к 4. Химические формулы. Относительная атомная
и молекулярная массы ������������������������������������������������������������������������� 27
Глава первая. Атомы химических элементов
У р о к 5. Основные сведения о строении атомов. Изменения
в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы ����������������� 34
У р о к 6. Строение электронных оболочек атомов ������������������������������� 39
У р о к 7. Изменение числа электроновна внешнем
энергетическом уровне атомов химических элементов ����������������� 45
У р о к 8. Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между
собой. Ковалентная неполярная связь ����������������������������������������������� 51
У р о к 9. Ковалентная полярная химическая связь ����������������������������� 55
У р о к 10. Металлическая химическая связь ����������������������������������������� 62
У р о к 11. Обобщение и систематизация знанийпо теме
«Атомы химических элементов» ��������������������������������������������������������� 66
У р о к 12. Контрольная работа по теме «Атомы химических
элементов» ��������������������������������������������������������������������������������������������� 71
Глава вторая. Простые вещества
У р о к 13. Простые вещества – металлы ������������������������������������������������� 75
У р о к 14. Простые вещества – неметаллы ��������������������������������������������� 81
У р о к 15. Количество вещества ��������������������������������������������������������������� 87
У р о к 16. Молярный объем газов ����������������������������������������������������������� 90
У р о к 17. Решение задач с использованием понятий:
количество вещества, постоянная Авогадро, молярная масса,
молярный объем газов ������������������������������������������������������������������������� 93
У р о к 18. Обобщение и систематизация знаний по теме
«Простые вещества» ����������������������������������������������������������������������������� 96
Содержание
333
Глава третья. Соединения химических элементов
У р о к 19. Степень окисления ����������������������������������������������������������������� 101
У р о к 20. Важнейшие классы бинарных соединений. Оксиды ������� 106
У р о к 21. Гидриды металлов и неметаллов ����������������������������������������� 110
У р о к 22. Основания ������������������������������������������������������������������������������� 113
У р о к 23. Основания (продолжение) ����������������������������������������������������� 119
У р о к 24. Кислоты ����������������������������������������������������������������������������������� 122
У р о к 25. Кислоты (продолжение) ��������������������������������������������������������� 127
У р о к 26. Соли ����������������������������������������������������������������������������������������� 130
У р о к 27. Соли (продолжение) ��������������������������������������������������������������� 134
У р о к 28. Аморфные и кристаллические вещества.
Кристаллические решетки ����������������������������������������������������������������� 138
У р о к 29. Чистые вещества и смеси ����������������������������������������������������� 144
У р о к 30. Массовая и объемная доли компонентов смеси
(раствора) ��������������������������������������������������������������������������������������������� 148
У р о к 31. Обобщение и систематизация знанийпо теме
«Соединения химических элементов» ��������������������������������������������� 151
У р о к 32. Контрольная работа по теме «Соединения химических
элементов» ������������������������������������������������������������������������������������������� 157
Глава четвертая. Изменения, происходящие с веществами
У р о к 33. Физические явления в химии ����������������������������������������������� 159
У р о к 34. Химические реакции ������������������������������������������������������������� 163
У р о к 35. Химические уравнения ��������������������������������������������������������� 167
У р о к 36. Расчеты по химическим уравнениям ��������������������������������� 172
У р о к 37. Расчеты по химическим уравнениям (продолжение) ������� 175
У р о к 38. Реакции разложения ������������������������������������������������������������� 178
У р о к 39. Реакции соединения ������������������������������������������������������������� 182
У р о к 40. Реакции замещения ��������������������������������������������������������������� 188
У р о к 41. Реакции обмена ��������������������������������������������������������������������� 193
У р о к 42. Типы химических реакций на примере свойств воды ����� 198
У р о к 43. Обобщение и систематизация знанийпо теме
«Изменения, происходящие с веществами» ����������������������������������� 203
У р о к 44. Контрольная работапо теме «Изменения,
происходящие с веществами» ����������������������������������������������������������� 209
Химический практикум 1. Простейшие опыты с веществом
У р о к 45. Практические работы 1–3. Приемы обращения
с лабораторным оборудованием. Наблюдения за изменениями,
происходящими с горящей свечой, и их описание. Анализ
почвы и воды ��������������������������������������������������������������������������������������� 213
У р о к 46. Практическая работа 4. Признаки химических реакций ����� 219
У р о к 47. Практическая работа 5. Приготовление раствора сахара
и расчет его массовой доли в растворе ��������������������������������������������� 221
Глава пятая. Растворение. Растворы. Свойства растворов
электролитов
У р о к 48. Растворение. Растворимость веществ в воде ��������������������� 225
У р о к 49. Электролитическая диссоциация ��������������������������������������� 232
334
Содержание
У р о к 50. Основные положения теории электролитической
диссоциации ����������������������������������������������������������������������������������������� 237
У р о к 51. Ионные уравнения ����������������������������������������������������������������� 241
У р о к 52. Кислоты, их классификация и свойства ���������������������������� 246
У р о к 53. Кислоты, их классификация и свойства (продолжение) ����� 252
У р о к 54. Основания, их классификация и свойства ������������������������� 255
У р о к 55. Основания, их классификация и свойства
(продолжение) ��������������������������������������������������������������������������������������� 261
У р о к 56. Оксиды, их классификация и свойства ����������������������������� 264
У р о к 57. Оксиды, их классификация и свойства (продолжение) ����� 269
У р о к 58. Соли, их классификация и свойства ����������������������������������� 273
У р о к 59. Соли, их классификация и свойства (продолжение) ��������� 279
У р о к 60. Генетическая связь между классами веществ ������������������� 283
У р о к 61. Обобщение и систематизация знанийпо теме
«Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов» ����� 287
У р о к 62. Контрольная работапо теме «Растворение. Растворы.
Свойства растворов электролитов» ������������������������������������������������� 295
У р о к 63. Окислительно-восстановительные реакции ��������������������� 301
У р о к 64. Окислительно-восстановительные реакции
(продолжение) ��������������������������������������������������������������������������������������� 306
Химический практикум 2. Свойства растворов электролитов
У р о к 65. Практическая работа 8. Свойства кислот, оснований,
оксидов и солей ����������������������������������������������������������������������������������� 310
У р о к 66. Практическая работа 9. Решение экспериментальных
задач ������������������������������������������������������������������������������������������������������� 320
У р о к 67. Практическая работа 9. Решение экспериментальных
задач (продолжение) ����������������������������������������������������������������������������� 326
У р о к 68 – резервный ������������������������������������������������������������������������������� 331
Минимальные системные требования определяются соответствующими
требованиями программ Adobe Reader версии не ниже 11-й
либо Adobe Digital Editions версии не ниже 4.5
для платформ Windows, Mac OS, Android и iOS; экран 10″
Учебное электронное издание
Серия «В помощь школьному учителю»
Ястребова Ольга Николаевна
ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ
ПО ХИМИИ
К УМК О.С. Габриеляна (М.: Дрофа)
8 класс
Выпускающий редактор Наталья Пятосина
Дизайн обложки и вёрстка Дмитрия Сахарова
Подписано к использованию 22.12.2020.
Формат 12,0×19,5 см.
Гарнитура Newton.
ООО «ВАКО».
109369, РФ, Москва, Новочеркасский бульвар, д. 47, кв. 25.
Сайт: https://www.vaco.ru