материалы к урокам химии 8 класс
презентация к уроку по химии (8 класс) по теме

Итоговый  контроль  знаний  

учащихся  за  курс  химии

  8  класса.

Урок  «Конкурс  знаний»

Итоговый  контроль  по  химии  8  класс.

Цель  контроля:  

                            Проверить  усвоение  основных  вопросов  программы.

Состав  жюри:    

Учитель,  учащиеся  с  оценкой «5».  Члены  жюри  имеют  зачетный  лист,  куда  заносятся  баллы,  набираемые  учащимися  по  ходу  мероприятия.

Критерий  оценок:

                            «5»  -   45  баллов.

                        «4»  -   от  30  до  45  баллов.

                        «3»  -   от  15  до  30  баллов.

Ход  мероприятия.

Дорога  к  знаниям  трудна,

Вы  ошибаетесь  опять,

Но  меньше,  меньше с каждым разом.

Вступительное  слово  учащихся.

• Химия – это  наука,  умеющая  творить  чудеса
• В  этом  определении,  которое  лишь  по  случайности  не  вошло  в  учебники,  нужно  твердо  усвоить,  что…
• Химия – это  наука  о  веществах  и  превращениях  настолько  необыкновенных,  что  для  непосвященных  они  кажутся  чудом.
• Секрет  этой  магии – знание  химического  ремесла.

Сегодня  проверка  ваших  знаний.

1. Разминка.

Цель:  Проверка  основных  химических  понятий.

За  правильный  ответ  1  балл.

1. Что  изучает  химия?
2. Дайте  определение  химического  явления  (пример)?
3. Дайте  определение  физического  явления  (пример)?
4. Какие  вещества  называются  простыми  (пример)?
5. Какие  вещества  называются  сложными  (пример)?
6. Назвать  основные  классы  неорганических  веществ?
7. Что  такое  оксиды?
8. Что  такое  основания?
9. Что  такое  кислоты?
10. Что  такое  соли?
11. Что  такое  моль?
12. Что  такое  молекула?

2. Химический  диктант.

Цель:  Проверка  знаний  учащихся  основных  классов  неорганических  веществ. Умение  называть  вещества.

За  правильно  названое  вещество  1 балл.

     Задание:  Назвать  вещества.

3. Викторина.

Цель:   Проверка  знаний  и  кругозора  учащихся.

За  правильный  ответ  1  балл.

1. Какие  металлы  называются  благородными?
2. Какое  самое  распространенное  на  Земле  вещество?
3. Какой  газ  в  переводе  на  русский  язык  значит  «безжизненный»?
4. Кто  из  русских  ученых  внес  вклад  в  развитие  атомно-молекулярного  учения?
5. Какой  элемент  самый  распространенный  на  Земле?
6. Какой  элемент  состоит  из  двух  животных?
7. Кто  открыл  периодический  закон?

Жюри  подводит  итог.

Первое  сообщение  учащихся.

4. Письменная  работа  по  теме  «Валентность».

Цель:  Проверить  умение  составлять  химические  формулы  по  валентности  и  определять  валентность  по  химической  формуле.

  За  правильно  составленную  формулу  1  балл.

Задание:  Составить  химические  формулы  по  валентности.

        Задание: Обозначить  валентность  элементов  в  соединениях. 

Жюри  подводит  итог.

Второе  сообщение  учащихся.

5. Письменная  работа  по  теме  «Уравнения  химических  реакций».

Цель:  Проверить  умение  учащихся  расставлять  коэффициенты  в  уравнениях  реакций   и  умение  определять  тип  химической  реакции.

За  правильно    расставленные    коэффициенты   в    одном    уравнение  реакции 1 балл.  За  правильно  определенный  тип  реакции  1  балл.

  Задание:  Расставить  коэффициенты  и  определить  тип  химической  реакции.

6. Назвать  химическое  оборудование,  описать  приемы  работы.

Цель:  Проверить  знание  химического  оборудования,  технику   безопасности.

За  правильный  ответ  1  балл.

1. Спиртовка.
2. Мерный  цилиндр.
3. Ручной  держатель  с  пробиркой.
4. Химический  стакан,  колба.
5. Ступка  с  пестиком.
6. Воронка  с  фильтровальной  бумагой.
7. Штатив  с  держателем,  штатив  для  пробирок.

7. Зарисовать  прибор  для  получения  и  собирания  газов.

     ( I.  Вариант  водорода;  II.  Вариант  кислорода)

Цель:  Проверить  умение  схематического  изображения  химического  оборудования.  Знание  практического  материала.

Жюри  подводит  итог.

Конкурс  со  всеми  кто  находится  в  классе.  Проводится  по  правилам  теле игры  «Поле  чудес».

1. Кто  из  ученых  ввел  современное  обозначения  химических  элементов.

Б Е Р Ц Е Л И У С

2. Какой  знаменитый  итальянский  художник  средневековья  занимался  вопросами  химии.

          Л Е О Н А Р Д О     Д А     В И Н Ч И

8. Письменная  работа  по  химическим  свойствам   основных  классов  неорганических  веществ.

Цель:  Проверить  знание  химическим  свойствам   основных  классов  неорганических  веществ.  Проверить  умение  дописывать  уравнения  химических  реакций.

За  правильно  дописанное  уравнение  реакции  1 балл.

Задание:  Дописать  уравнения  химических  реакций.

9. Составить  полное  электронное  строение.

Цель:  Проверить  знания  учащихся  по  строению  химического  элемента.  Проверить  умение  пользования  периодической  таблицей  химических  элементов.

За  правильно  выполненное  задание  3  балла.

10. Расставить  степени  окисления.

Цель: Проверить  умение  учащихся  находить  и  расставлять  степени  окисления.

За  правильно  расставленные  степени  окисления  в  молекуле  вещества  1  балл.

11. Решить  задачу.

Цель:  Проверить  знание  формул  связи:  масса,  молярная  масса,  количество  вещества;  массовая  доля,  масса  вещества,  масса  раствора.

За  правильно  решенную  задачу  3  балла.

Жюри  подводит  итог.

Первое  сообщение  учащихся.

Алхимия.

      В древности развитие химии имело тесные связи  с металлургией. Задолго до нашей эры были хорошо известны семь металлов — золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть. Так как эти металлы имели много общих свойств — ковкость, блеск и другие, возникла идея общности их происхождения в земных недрах. Считали, что в глубинах Земли  под влиянием тепла образуются руды «несовершенных» металлов. Со временем в этих рудах происходи  «созревание» металлов, их постепенное облагораживание.   В конце  концов они превращаются в   самый «совершенный» металл — золото.

      А нельзя ли ускорить «созревание» металлов искусственным путем? Эта мысль и легла в основу  бесчисленных попыток «транс мутации» (превращения) металлов. Так возникла алхимия, и одна из  главных ее целей состояла в отыскании путей превращения неблагородных металлов в золото. Само ее название (арабское) первоначально обозначало искусство добычи и переработки различных веществ для практических целей.

      Древние алхимики занимались изготовлением золото подобных сплавов. В III—VI вв. в   египетском  городе Александрии процветало «священное тайное искусство», и жрецы при храмах придумывали способы изготовления искусственного золота.

       В VII в. арабы завоевали Египет и переняли приемы «тайного искусства» египетских жрецов. В эпоху арабской алхимии (VIII—XII вв.) возникла теория  образования  благородных  металлов  из  ртути. Следовало лишь  взять эти вещества  в «совершенных» отношениях нагревать в присутствии особого «медикамента» - «эликсира».

       Начиная с XIII в. большое распространение  алхимические занятия получили в Западной Европе. Первые европейские алхимики были учениками арабов. Еще в середине XII в. появились переводы арабских алхимических сочинений на латинский язык. Вскоре в городах и монастырях возникли многочисленные  алхимические  лаборатории,  в которых  адепты  (приверженцы) алхимии упорно работали,  отыскивая  пути  приготовления  искусственного  золота. Основной их целью было получение «эликсира». Позднее его назвали «философским камнем». По убеждению адептов, ничтожные количества «эликсира»  могли превращать  неблагородные  металлы  в  чистое  золото.

     В XV—XVII вв. появилось множество книг по алхимии, часть их подписана вымышленными имена. Число алхимических лабораторий в городах чрезвычайно выросло.

    Увлечение  алхимией  стало  ослабевать  лишь  концу XVII в., когда начали развиваться естественные науки — физика, химия. От алхимического периода новая химия унаследовала ряд названий веществ, лабораторных операций, посуды, приборов.

Второе  сообщение  учащихся

золото

        Золото  (лат. Аurum) —        химический      элемент         I                группы    периодической системы     Менделеева;   атомный номер 79, атомная масса 196,967.              

       Золото — элемент редкий, его содержание в земной коре составляет всего 4,3•10-7%. В природе золото встречается почти всегда в чистом виде: в самородках или в виде мелких зерен и чешуек,  вкрапленных в твердые породы или рассредоточенных  золотоносных  песках. В наши дни основным источником золота служат руды, в которых на тонну пустой породы приходятся считанные граммы драгоценного металла. Важнейшим промышленным способом извлечения золота из руд стало цианирование: измельченную породу обрабатывают раствором цианида        натрия, и золото переходит в раствор в виде комплексного соединения.        

    Золото добывают и попутно — при переработке полиметаллических и медных руд. Есть оно и в морской воде — в крайне малых концентрациях.        

Чистое золото — мягкий желтый металл, плотность 19,32 г/см3, Тпл==1064°С, Ткип==2947° С.        

     В представлении алхимиков золото считалось «царем металлов». Причиной тому, очевидно, его эффектный внешний вид, неизменный        блеск и устойчивость к действию подавляющего большинства реагентов. Золото даже при нагревании не реагирует с кислородом, водородом, углеродом, азотом, щелочами и большинством кислот. Растворяется золото лишь в хлорной воде, смеси соляной и  азотной  кислот  (царской  водке).        Большинство соединений золота  химически непрочны и легко восстанавливаются до металла.

     Золото — металл ювелиров и банковских кладовых,  но этот металл интересен также для инженеров  и химиков. В ювелирных и технических изделиях применяют не чистое золото, а его сплавы, чаще всего с медью и серебром. Чистое золото—металл слишком мягкий, ноготь оставляет на нем след, износостойкость его невысока. Проба, стоящая на золотых изделиях отечественного производства, означает содержание золота в сплаве из расчета на тысячу его весовых частей.

     Проба 583, например, означает сплав, в котором  58,3%  золота.

Карточка  №1.

1. вариант.

Назвать  вещества.

HNO3- ________________________ BaO-________________________

CuCL2 - ______________________ SiO2-_________________________    

H3PO4- _______________________ NaOH- _______________________

 Mg(NO3)- _____________________

Карточка  №1.

2. вариант.

Назвать  вещества.

H2SO4- _____________________Ca(OH)2-________________________  

AlCl3-______________________ CuSO4-_________________________

Na2O-______________________  P2O5- __________________________      

K3PO4______________________

Карточка  №2.

1. вариант.

Составить  химические  формулы  по  валентности.

AlS,    CaCl,    PO,    BaNO3,    CrSO4,   MgN,     NO,     KPO4

Карточка  №2.

2. вариант.

Составить  химические  формулы  по  валентности.

 CaP,     CCl,    MgSi,    NaPO4,    AgS,   NH,     LiSO4,     FeOH.

Карточка  №3.

1. вариант.

Обозначить  валентность  элементов  в  соединениях.

Fe2O3,   CO,   H2S,   Mn2O7,   Ca(NO3),   Al(OH)3,   K2SO4,  CaSiO3.

Карточка  №3.

2. вариант.

Обозначить  валентность  элементов  в  соединениях.

 Cu2O,    P2O5,    Ag3PO4,   Zn(OH)2,   Na2SO4,    CaCO3,   HCl,    K2O.

Карточка  №4.

1. вариант.

Расставить  коэффициенты  и  определить  тип  химической  реакции.

1.      P    +   O2                 P2O5

2.      NaOH     +     H2SO4               Na2SO4   +    H2O

3.      Fe(OH)3                 Fe2O3    +   H2O

4.     Al   +   HCl             AlCl3    +    H2

Карточка  №4.

2. вариант.

Расставить  коэффициенты  и  определить  тип  химической  реакции.

1.       Fe   +    Cl2              FeCl3

2.       Ca(OH)2      +    HCl                CaCl2    +      H2O

3.       Cr(OH)3                  Cr2O3      +      H2O

4.      Na    +    H2SO4                Na2SO4       +       H2 

Карточка  №5.

Зарисовать  прибор  для  получения  и  собирания  газов.

     ( I.  Вариант  водорода;  II.  Вариант  кислорода)

Карточка  №6.

1. вариант.

Дописать  уравнения  химических  реакций.

1. Ca(OH)2   +    H2SO4
2. ZnO   +   HCl
3. CO2   +   CaO
4. Hg   +   O2
5. Ca   +    H2SO4

Карточка  №6.

2. вариант.

Дописать  уравнения  химических  реакций.

1.    NaOH    +    HCl
2.    SO3    +    BaO
3.   CuO   +    HCl
4.   H2    +   O2

5.      Mg   +    H2CO3

Карточка  №7.

Составить  полное  электронное  строение.

Карточка  №8.

1. вариант.

Расставить  степени  окисления.

K2Cr2O7,       H2SO4,         CaO,    K2CO3,           P2O5.

Карточка  №8.

II     вариант.

Расставить  степени  окисления.

KMnO4,        H3PO4,        MgO,         CaCO3,        Fe2O3.

Карточка  №9.

Образец  правильных  ответов.

Назвать  вещества.

I.  вариант.

        HNO3- азотная  кислота.                      BaO- оксид  бария.     

       CuCL2- хлорид  меди  (II).                     SiO2- оксид  кремния(IV). 

       H3PO4- фосфорная  кислота.                NaOH- гидроксид  натрия.

       Mg(NO3)2- нитрат  магния.

II.  вариант.

       H2SO4- серная  кислота.                  Ca(OH)2- гидроксид  кальция.   

      AlCl3- хлорид  алюминия.                 CuSO4-  сульфат меди(II).

      Na2O- оксид  натрия.                        P2O5- оксид  фосфора(V).

      K3PO4- фосфат  калия.

Составить  химические  формулы  по  валентности.

I.  вариант.

AlS,   CaCl,   PO,   BaNO3,   CrSO4,   MgN,     NO,     KPO4.

II.  вариант.

CaP,    CCl,    MgSi,    NaPO4,    AgS,   NH,    LiSO4,    FeOH.

Обозначить  валентность  элементов  в  соединениях. 

 I.  вариант.

Fe2O3,  CO,  H2S, Mn2O7, Ca(NO3),  Al(OH)3,  K2SO4,   CaSiO3.

II.  вариант.

Cu2O,  P2O5,  Ag3PO4,  Zn(OH)2,  Na2SO4,  CaCO3,   HCl,   K2O.

Расставить  коэффициенты  и  определить  тип  химической  реакции.

I.  вариант.

1.  P   +   O2              P2O5

2.  NaOH  +    H2SO4              Na2SO4   +   H2O

3.  Fe(OH)3              Fe2O3   +    H2O

4.  Al   +    HCl              AlCl3    +    H2

II.  вариант.

1.  Fe  +  Cl2            FeCl3

2.  Ca(OH)2  +  HCl              CaCl2  +  H2O

3.  Cr(OH)3              Cr2O3   +   H2O

4.  Na   +   H2SO4            Na2SO4   +   H2

Зарисовать  прибор  для  получения  и  собирания  газов.

     ( I.  Вариант  водорода;  II.  Вариант  кислорода)

Дописать  уравнения  химических  реакций.

I.  вариант.

1. Ca(OH)2 +  H2SO4
2. ZnO + HCl
3. CO2 + CaO
4. Hg + O2
5. Ca+  H2SO4

II.  вариант.

5. NaOH + HCl
6. SO3 + BaO
7. CuO + HCl
8. H2 + O2

 5.  Mg + H2CO3

Составить  полное  электронное  строение.

I.  вариант.

+11Na

II.  вариант.

+17Cl

Расставить  степени  окисления.

I.  вариант.

K2Cr2O7,       H2SO4,         CaO,           K2CO3,           P2O5.

II.  вариант.

KMnO4,        H3PO4,        MgO,            CaCO3,        Fe2O3.

Решить  задачу.

ГРАФИЧЕСКИЕ ТЕСТЫ
ПО ХИМИИ

В последние годы массовое распространение по всем предметам, в том числе и по химии, получили тестовые технологии. Тесты используются при изучении всего школьного курса химии. Имеется значительное количество опубликованных тестов по химии. Однако среди них практически отсутствуют такие, в которых использовались бы различные графики. Практика обучения химии показывает, что наши школьники фактически не умеют работать с графиками: выводить графические зависимости, заниматься их построением, читать графики, понимать и получать из них необходимую информацию – не только математическую, но и химическую. Поэтому возникла необходимость познакомить учителей с самыми разнообразными тестами по химии, в которых встречаются графики.
В приводимых ниже тестах по курсу неорганической химии в различных вариациях встречаются всевозможные графики. По форме это тесты с выборочными и со свободными ответами. При решении одних тестов ученик должен выбрать правильную графическую зависимость из четырех предложенных. В другой группе тестов приведен только один график, анализируя который ученик составляет ответ либо выбирает верный ответ из четырех предложенных. А это требует умения читать и понимать график, чтобы правильно ответить на задание предложенного теста. В наших тестах есть и такие, для решения которых,  необходимо представить соответствующую графическую зависимость, т.е. самому построить график.

1. Какой отрезок на графике показывает значение теплового эффекта реакции?

1) а; 2) б; 3) в; 4) г.

Ответ. 2).

2. Как будет изменяться во времени электрическая проводимость раствора , измеряемая с помощью гальванометра (рисунок), если через этот раствор пропускать углекислый газ? Представьте зависимость от в графическом виде.

Ответ. 
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О,
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

При пропускании СО2 через раствор электрическая проводимость достаточно быстро падает, т.к. образуется нерастворимый СаСО3, затем постепенно повышается в результате образования кислой соли, которая диссоциирует:

Са(НСО3)2 Са2+ + 2.

3. Какое из представленных ниже соединений имеет наименьшее изменение растворимости (рисунок, см. с. 6) при повышении температуры от 0 до 80 °С?

1) KBr; 2) NaCl; 3) K2Cr2O7; 4) Ca(C2H3O2)2•2H2O.

Ответ. 2).

4. Внимательно изучите график растворимости вещества X, представленный на рисунке. Сколько граммов вещества X выкристаллизуется, когда горячий перенасыщенный раствор, содержащий
500 г вещества X в 1000 г воды, охладят до 40 °С?

1) 200; 2) 300; 3) 450; 4) 500.

Ответ. 2). (500 – 200 = 300 г.)

5. На рисунке изображена кривая растворимости некоторой соли. Насыщенный раствор данной соли при 40 °С осторожно охладили до 20 °С, после чего внесли в него небольшой кристаллик соли. При этом:

1) кристаллик растворился;
2) никаких видимых изменений не произошло;
3) началось образование и рост кристаллов.

Ответ. 3).

6. Зависимость растворимости нитрата калия KNO3 в воде от температуры наиболее правильно изображает график:

Ответ. 3).

7. Изменение объема V идеального газа в зависимости от температуры Т при постоянном давлении правильно изображает график:

Ответ. 3). Прямо пропорциональная зависимость V от Т очевидна из уравнения pV/T = соnst или pV = nRT.

8. Используя для ответа приведенную энергетическую диаграмму, находим, что тепловой эффект реакции А + Б В равен ... кДж.

Ответ. +75 кДж (теплота выделилась).

9. Ход взаимодействия веществ А и В, протекающего с экзотермическим эффектом, показан на графике кривой линией. Присутствие катализатора ведет к получению вещества АВ по пути:

1) а; 2) б; 3) в; 4) не влияет на ход реакции.

Ответ. 2).

10. Что можно сказать о реакции А + Б В из графика, изображенного на рисунке?

1) Реакция идет очень быстро;
2) реакция экзотермическая;
3) реакция эндотермическая;
4) график описывает состояние равновесия.

Ответ. 3).

11. Рассмотрите внимательно представленную графическую зависимость (рисунок, см. с. 8). Энергия активации (кДж/моль) превращения вещества А в Б равна:

1) +16; 2) +12; 3) +8; 4) +4.

Ответ. 1).

12. Изменение скорости v проcтой одностадийной реакции при возрастании температуры T показывает график:

Ответ. 3). Скорости всех одностадийных реакций, или элементарных стадий, увеличиваются при повышении температуры. Выражение для константы скорости k бимолекулярной реакции (уравнение Аррениуса) записывается так:

k = Z ехр[Еa/(RТ)],

где Z – постоянная, Еa – энергия активации, R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура. Таким образом, рост скорости реакции с температурой происходит экспоненциально, т.е. согласуется с графической зависимостью, показанной в ответе 3). Такую зависимость можно получить, если использовать эмпирическое правило Вант-Гоффа, который в конце XIX в. нашел, что скорость реакции увеличивается примерно в 2–4 раза при возрастании температуры на каждые 10°.

13. Постройте схематически график зависимости константы скорости k простой одностадийной химической реакции от обратной температуры 1/T.

Ответ.

14. Навеску гидроксида железа(III) массой 53,5 г внесли в печь, нагретую выше температуры разложения гидроксида. Постройте график, отражающий изменение массы навески m в зависимости от времени прокаливания .

Ответ. 

(Fe(ОН)3) = 53,5/107 = 0,5 моль. В результате реакции образуется 0,25 моль Fe2O3, что соответствует массе оксида 40 г. На графике зависимости массы навески от времени прокаливания откладываем полученные значения массы исходного Fe(OH)3 (53,5 г) и массы вещества Fe2O3
(40 г), оставшегося после прокаливания гидроксида железа(III). Поскольку при прокаливании гидроксида железа(III) убыль массы происходит постепенно, то соединяем начальное и конечное значения плавной кривой.

15. Навеску КClO3 массой 61,25 г подвергли разложению и по полученным экспериментальным данным (изменение массы образца m от времени ) построили графическую зависимость, представленную на рисyнке.

Напишите уравнения реакций, соответствующие приведенным ниже условиям, и определите, какое из них отвечает представленной графической зависимости:

1) при температуре примерно 400 °С;
2) в присутствии МnO2, при температуре примерно 200 °С.

Ответ. 2). Изменение массы образца КClO3 составляет примерно 2425 г (см. график).

1) 4КClO3 = 3KClO4 + KCl.

В реакции изменение массы не происходит.

2)

(КClO3) = 61,25/122,5 = 0,5 моль,
(КCl) = (КClO3) = 0,5 моль.

Изменение массы образца:

61,25 – 0,5•74,5 = 24 г –

условию графика удовлетворяет.

16. Энергия разрыва химической связи в молекулах галогенов по мере увеличения порядкового номера элемента будет изменяться примерно следующим образом:

Ответ. 1).

17. Внимательно изучите диаграмму состояния воды, т.е. условия превращения льда в жидкую воду и пар в зависимости от давления р и температуры T. Когда вы катаетесь на коньках при легком морозе, то лед под лезвием конька плавится и скольжение совершается по тонкому слою воды. Это происходит вследствие:

1) увеличения давления и повышения температуры парообразования Н2О (ж.) по линии ОВ;
2) увеличения давления и понижения температуры плавления Н2О (тв.) по линии ОА;
3) уменьшения давления и понижения температуры испарения Н2О (тв.) по линии ОС;
4) уменьшения давления и достижения равновесия между льдом, жидкостью и паром (в точке О).

Ответ. 2).

18. На рисунке представлены изменения количества веществ (, моль) реагентов и продуктов реакции получения оксида серы(VI) из оксида серы(IV) по мере достижения равновесия. Веществами А, Б и В являются соответственно:

1) SO3, SO2 и О2;
2) SO2, О2 и SO3;
3) SO3, О2 и SO2;
4) O2, SО2 и SO3.

Ответ. 1).

19. Температура кипения гидрида германия GeH4 равна –90 °С. Изобразите на графике примерную зависимость температуры кипения tкип гидридов элементов IVa группы периодической системы – СН4, SiН4, GeН4 и SnН4 – от молярной массы M соединений.
Ответ. Значения температур кипения и молярных масс гидридов (см. табл.) позволяют точно построить график зависимости tкип от М.

20. Прочность соединений в ряду

Н2О – Н2S – Н2Sе – Н2Те

изменяется, как показано на графике. Укажите верный вариант ответа.

Ответ. 4).

21. Зная, что температура кипения воды при атмосферном давлении равна 100 °С, а теллуроводорода –2 °С, покажите на графике, как примерно будет зависеть tкип гидридов элементов VIa группы – H2O, H2S, H2Se и H2Te – от их молярной массы М.
Ответ. Используя точные значения tкип из таблицы, построим заданный график.

22. Изучите представленные на рисунке зависимости растворимости веществ А, Б, В, Г от температуры. Наибольшую растворимость при 30 °С имеет вещество:

1) А;
2) Б;
3) В;
4) Г.

Ответ. 2).

23. Используя приведенный график зависимости выхода SO3 от температуры, можно определить, что окисление SО2 в SО3 будет идти с выходом 60% при температуре ... °С.

Ответ. Примерно 680 °С.

24. График показывает зависимость скорости коррозии цинка от рН среды. Наиболее устойчив металлический цинк к коррозии в области значений рН:

1) 2–4;
2) 6–8;
3) 10–12;
4) 12–14.

Ответ. 3). В области значений рН = 10–12 цинк в наименьшей cтепени подвергается коррозии.

25. Медную пластинку внесли в нагретую до температуры красного каления печь. Изменение массы пластинки во времени при окислении меди до оксида меди(II) отражает график (см. с. 6):

Ответ. 3). (2Сu + О2 = 2СuО).

26. Силикатные стекла представляют собой:
а) кристаллические тела;
б) аморфные тела.
Изменению их объема V от температуры t в процессе нагревания соответствует график:

Ответ. б); 2).

27. На приведенном далее графике показаны температуры кипения четырех соединений.
Температура кипения воды значительно отличается от температур кипения других приведенных водородных соединений, т.к.:
1) в молекуле воды между атомами ковалентная связь;
2) в молекуле воды между атомами ионная связь;
3) между молекулами воды возникает водородная связь;
4) между молекулами воды действуют вандерваальсовы силы притяжения.

Ответ. 3).

28. График показывает растворимость вещества X в воде в зависимости от температуры.
Вещество X массой 50 г растворили в 100 г воды при 100 °С, после чего приготовленный раствор стали охлаждать. Раствор становится насыщенным при температуре (°С):

1) 30;
2) 50;
3) 60;
4) 70.

Ответ. 4). Растворимость 50 г вещества в 100 г воды на основании графика отвечает температуре 70 °С.

29. На рисунке показаны энергетические диаграммы двух различных механизмов одной и той же реакции. Энергия активации реакции, идущей в присутствии катализатора, имеет значение, соответствующее:

1) А;
2) Б;
3) В;
4) Г.

Ответ. 2).

30. При взаимодействии 1 моль газообразного водорода с 1 моль кристаллического йода затрачивается примерно 50 кДж теплоты. Представьте графически зависимость изменения энергии замкнутой системы от времени реакции Н2 с I2 в случаях:
1) при отсутствии катализатора;
2) в присутствии катализатора.

Ответ.

31. Взаимодействие газообразных водорода и йода описывается уравнением

Н2 (г.) + I2 (г.) + Q = 2НI (г.)

и отражено на приведенном далее рисунке в виде зависимостей концентраций с реагирующих и образующегося компонентов от времени . Через 2 мин после начала реакции в системе произошло изменение (укажите какое):
1) повысилось давление;
2) повысилась температура;
3) в реакционную систему добавлен водород;
4) в реакционную систему добавлен йод.

Ответ. 4).

32. Школьник провел следующий опыт. В прибор для измерения электрической проводимости растворов он налил 30 мл децимолярного раствора хлорида бария. Затем он включил прибор в сеть и из бюретки по каплям стал добавлять раствор сульфата натрия такой же концентрации. По мере прибавления сульфата натрия лампочка прибора светила все более тускло, а через некоторое время совсем погасла. При дальнейшем прибавлении раствора сульфата натрия лампочка снова стала светить ярче. Школьник аккуратно фиксировал данные наблюдения в рабочий журнал и получил графическую зависимость. Нарисуйте этот график в виде зависимости электрической проводимости от объема раствора Na2SO4 в см3.

Ответ. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl;
далее при избытке электролита Na2SO4:

Na2SO4 = 2Na+ + .

33. Бертолетову соль сильно нагревают в открытой кварцевой трубке до тех пор, пока она полностью не разложится. Правильно показывает изменение массы m вещества в реакционной трубке во времени график:

Ответ. 1).

По уравнению реакции при термическом разложении 1 моль бертолетовой соли масса остатка становится меньше исходной массы почти в полтора раза (122,5/74,5 = 1,64). Газообразный кислород улетает. Таким образом, если на графике отложить исходную массу бертолетовой соли m1 и массу оставшегося после разложения остатка m2, то при нагревании в течение некоторого времени () будет происходить разложение, сопровождающееся уменьшением массы. После полного разложения бертолетовой соли масса остатка не будет меняться, т.к. образовавшийся в результате реакции хлорид калия при нагревании не разлагается.

34. Навеску перманганата калия массой 30 г внесли в печь, нагретую до температуры разложения перманганата. Постройте график, отражающий изменение массы навески m в зависимости от времени прокаливания .
Ответ. Уравнение реакции разложения перманганата калия:

Масса навески уменьшится на массу выделившегося при разложении кислорода, а именно:

Отсюда х = 30•32/316 = 3,0 г.

Строим график, отражающий изменение массы навески m в зависимости от времени
прокаливания .

Э.Г.ЗЛОТНИКОВ,
доцент Российского государственного
педагогического университета
им. А.И.Герцена (Санкт-Петербург).

Технологическая карта урока химии в 8-м классе по теме "Окислительно-восстановительные реакции"

Новоселова Ирина Анатольевна, учитель химии и биологии 

Статья отнесена к разделу: Преподавание химии 

Тип урока: изучение нового материала.

Дидактические цели: создать условия для осознания и осмысления блока новой учебной информации.

Форма урока: урок-дискуссия с элементами проблемного обучения.

Цели:

Обучающие:

1. сформировать понятие об О–В реакциях, как химических реакциях по признаку изменения степени окисления элементов.
2. Дать понятия «Окислитель» и «восстановитель»;
3. Охарактеризовать единство и неразрывность процессов окисления и восстановления;
4. Систематизировать знания о химических реакциях, о степенях окисления химических элементов;
5. Научить записывать уравнения О–В реакций, уравнивать записи ОВР методом электронного баланса.

Развивающие:

1. Продолжить формирование умений составлять уравнения химических реакций
2. Продолжать формировать умения работать с таблицей растворимости кислот для прогнозирования возможных химических реакций кислот.

Воспитательные:

1. способствовать формированию культуры межличностного общения на примере умения слушать друг друга, задавать вопросы друг другу, анализировать ответы товарищей, прогнозировать результат работы, оценивать свою работу.

Методы обучения: фронтальный, проблемный.

Средства обучения: таблица классификации кислот, растворимости кислот, электрохимический ряд напряжений металлов, учебники, тетради, доска, таблицы на печатной основе.

Ход урока

Девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»

Цели урока:
Обучающие:
• закрепить понятия “степень окисления”, процессы “окисления”, “восстановления”;
• закрепить навыки в составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса;
• научить прогнозировать продукты окислительно-восстановительных реакций.
Развивающие:
• Продолжить развитие логического мышления, умений наблюдать, анализировать и сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.
Воспитательные:
• Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки;
• научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.

I. Организационный момент

Объявляется тема урока, обосновывается актуальность данной темы и её связь с жизнью. Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к чис¬лу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в жи¬вом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в приро¬де. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты.
Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, а также научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.
II. Повторение и обобщение изученного ранее материала
1. Степень окисления.
Организация беседы, направленной на актуализацию опорных знаний о степени окисления и правилах ее определения, по следующим вопросам:
- Что такое электроотрицательность?
- Что такое степень окисления?
- Может ли степень окисления элемента быть равной нулю? В каких случаях?
- Какую степень окисления чаще всего проявляет кислород в соединениях?
- Вспомните исключения.
- Какую степень окисления проявляют металлы в полярных и ионных соединениях?
По итогам беседы формулируются правила определения степеней окисления
Для закрепления сформулированных правил предлагается определить степень окисления элементов в соединениях:
H2SO4, Н2, H2SO3, HCIO4, Ва, KMnO4, AI2(SO4)3, HNO3, Ba(NO3)2, HCN, K4[Fe(CN)6], NH3, (HN4)2SO4 .
Данное задание с выборочными ответами используется для устного фронтального опроса.
2. Процессы окисления и восстановления. Окислительно-восстановительные реакции.
В ходе беседы происходит актуализация знаний об окислительно-восстановительных процессах.
Укажите тип химической реакции справа. По необходимости расставьте коэффициенты. Если с.о. элементов до и после реакции изменяются, то слева напишите слово «да», если не изменяются, то напишите слово «нет».
I вариант:
Hg + S → Hg S
NaNO3 →NaNO2 + O2
CuSO4 + NaOH →Na 2SO4 + Cu(OH)2
II вариант:
Al(OH)3 → Al 2O3 + H2O
H2O + P2O5 → H3PO4
Fe + HCl → FeCl2 + H2
Все виды работ проверяются вместе с классом. На доске остаются уравнения химических реакций, и далее классу предлагается ответить на вопросы:
1) Во всех ли случаях происходит изменение степеней окисления химических элементов? (нет).
2) Зависит ли это от типа химических реакций по числу реагентов и продуктов реакции? (нет).
Предлагаются вопросы:
- Что называется процессом восстановления?
- Как изменяется степень окисления элемента при восстановлении?
- Что такое окисление?
- Как изменяется степень окисления элемента при окислении?
- Дайте определение понятиям «окислитель» и «восстановитель».
С современной точки зрения изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов. Поэтому наряду с приведенным можно дать и другое определение: это такие реакции, при которых происходит переход электро¬нов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
Делаем вывод: «В чем же заключается суть ОВР?»
Окислительно-восстановительные реакции представляют со¬бой единство двух противоположных процессов - окисления и восста¬новления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоеди¬нении электронов. Вот почему выбран девиз урока: «Кто-то теряет, а кто-то находит…»
3. Функции соединений в ОВР.
1.Вычислив степени окисления элементов, докажите, что данные вещества проявляют свойства окислителей.
Cl2 , HClO4 , H2SO4 , KMnO4 , SO2
2.Вычислите степени окисления элементов, докажите, что данные вещества проявляют свойства восстановителей:
HCl, NH3, H2S, K, SO2
В результате выполнения этой работы учащиеся формируют правила определения функции соединения в ОВР:
1.Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть только окислителем.
2. Если элемент проявляет в соединении низшую степень окисления, то это соединение может быть восстановителем
Решение проблемных вопросов:
- Может ли одно и то же вещество быть как окислителем, так и восстановителем?
- Может ли один и тот же элемент проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя?
Формулирование третьего правила.
3. Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как восстановителем, так и окислителем.

III. Расстановка коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса.

Отработка навыков определения степени окисления, составления схем окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса (работа у доски и в тетрадях) с развитием навыков рассуждения и анализа через комментарии ответов учащимися.
Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций и укажите процесс окисления и восстановления:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

Вопросы из части С (С1) КИМов ЕГЭ:

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 →NaNO3 + MnSO4 + …+ …

NaNO3 + NaI + H2SO4 →NO + I2 + … + …

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + … + … + …

Проверка - фронтальный опрос, уточнение признаков окислительно-восстановительных реакций.
Вопросы из части В (В2) КИМов ЕГЭ:
Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в данной реакции:

• Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

A) S02 + N02 = S03+NO 1) -1 → 0
Б) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 2) 0 → -2
В) 4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03 3) +4 → +2
Г) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6Н20 4) +1 → 0
5) +2 → 0
6) 0 → - 1

• Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

A) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + Н2 1) -1 → 0
Б) H2S + 2Na = Na2S + H2 2) 0 → - 1
4NH3 + 6NO = 5N2 + 6Н20 3) +2→ 0
Г) 2H2S + 302 = 2S02 + 2Н20 4) + 1 → 0
5) +4 → +2
6) 0→ -2
• Установите соответствие между уравнением реакции и вещества, являющегося восстановителем в данной реакции
Уравнение реакции Восстановитель
A) NO + N02 + H20 = 2HN02 1) N02
Б) SO2 + 2H2S = 3S + 2H20 2) H2S
Br2 + S02 + 2H20 = 2HBr + H2SO4 3) Br2
Г) 2КI + Вr2 = 2КВг + I2 4) S02
5) NO
6) KI
IV. Этап закрепления знаний (завершается тестом).
Тест
1) Чему равна низшая степень окисления серы?
а) –6; б) –4; в) –2; г) 0; д) +6.

2) Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg3P2?
а) +3; б) +5; в) 0; г) –2; д) –3.

3) Какие элементы имеют постоянную степень окисления +1?
а) Водород; б) литий; в) медь;
г) магний; д) селен.

4) Чему равна высшая степень окисления марганца?
а) –1; б) 0; в) +7; г) +4; д) +6.

5) Чему равна степень окисления хлора в соединении Са(СlO)2?
а) +2; б) +1; в) 0; г) –1; д) –2.

6) Какие из следующих веществ могут являться только окислителями?
а) NH3; б) Br2; в) KClO3; г) Fe; д) HNO3.

7) Как называется представленный ниже процесс и сколько электронов в нем участвует?

а) восстановление, 1е; б) окисление, 2е;
в) восстановление, 2е; г) окисление, 1е.

8) Какие из перечисленных веществ могут являться и окислителями, и восстановителями? Возможно несколько вариантов ответа.
а) SO2; б) Na; в) H2; г) K2Cr2O7; д) HNO2.

9) Как называется представленный ниже процесс и сколько электронов в нем участвует?

а) восстановление, 8е; б) окисление, 4е;
в) окисление, 8е; г) восстановление, 4е.

10) Какие из перечисленных ниже веществ могут быть только восстановителями? Возможно несколько вариантов ответа.
а) Н2S; б) KMnO4; в) SO2; г) NH3; д) Na.

Ответы. 1 – в; 2 – д; 3 – б, г; 4 – в; 5 – б; 6 – д; 7 – б; 8 – а, в, д; 9 – а; 10 – а, г, д.
V. Углубление и расширение знаний (Лекционная часть урока)
Значение окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождают многие процессы, осуществляемые в промышленности и в различных сферах быта: горение газа в газовой плите, приготовление пищи, стирка, чистка предметов домашнего обихода, изготовление обуви, парфюмерных, текстильных изделий…
Зажигаем ли мы спичку, горят ли в небе причудливые фейерверки – все это окислительно-восстановительные процессы.
Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.
Если требуется окислить с поверхности изделия какое-либо легко разрушающееся вещество, применяют пероксид водорода. Он служит для отбеливания шелка, перьев, меха. С его помощью также реставрируют старинные картины. Ввиду безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой отрасли промышленности для отбеливания шоколада, рубцов и оболочек в производстве сосисок.
Дезинфицирующее действие перманганата калия тоже основано на его окислительных свойствах.
Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод. Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении бумаги и тканей. Хлорная, или белильная, известь – это один из самых распространенных окислителей как в быту, так и в производственных масштабах.
В природе окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. Они играют большую роль в биохимических процессах: дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.
VI. Подведение итогов.

Выставляются оценки за урок и дается домашнее задание:
• А. Определить степени окисления элементов по формулам:
HNO2, Fe2(SO4)3, NH3, NH4Cl, KClO3, Ва(NО3)2, НСlО4
• Б. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:
KMnO4 +Na2SO3+H2O → MnO2+ Na2 SO4+ KOH
• С. KMnO4 + Na2SO3+ KOH → … + K2 MnO4 + …

Литература:

• Габриелян О.С. Химия-8. М.: Дрофа, 2002;
• Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.В. Настольная книга учителя. 8 класс. М.: Дрофа, 2002;
• Малая детская энциклопедия. Химия. М.: Русское энциклопедическое товарищество, 2001; Энциклопедия для детей «Аванта+». Химия. Т. 17. М.: Аванта+, 2001;
• Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. М.: Просвещение, 1989.
• В.А. Шелонцев. Знаковые модели и задачи: окислительно-восстановительные реакции. ООИПКРО, Омск- 2002
• А.Г. Кульман. Общая химия, Москва-1989.

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

 1 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) цинк             Б) фосфор (III)                В) алюминий

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) магний

Б) сера (VI)

В) углерод (IV)

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) НCl

Б) C3H6

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

3 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) бериллий         Б) кремний (IV)               В) бор (III)

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) калий

Б) цинк

В) золото (III)

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) НBr

Б) C2H6

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

 2 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) медь (I)              Б) азот (IV)                В) железо(III)

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) кальций

Б) фосфор (V)

В) натрий

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) PH3

Б) C4H8

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

4 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) хром (II)              Б) олово (IV)               В) кобальт (III)

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) никель (II)

Б) висмут (III)

В) литий

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) NH3

Б) C5H10

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

5 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) тантал (V)             Б) никель (III)                В) барий

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) стронций

Б) селен (VI)

В) углерод (II)

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) НI

Б) CH4

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

7 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) радий         Б) германий (IV)               В) никель (III)

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) цезий

Б) барий

В) кобальт (III)

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) НF

Б) C2H4

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

6 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) серебро (I)              Б) свинец (IV)                В) платина(III)

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) магний

Б) мышьяк (V)

В) франций

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) BiH3

Б) C4H8

8 класс – тема «ОКСИДЫ»

8 вариант

1.Составить формулы оксидов следующих элементов:

А) железо (II)              Б) олово (II)               В) осмий (III)

2.Составить уравнения реакций горения простых веществ:

А) полоний (II)

Б) рутений (III)

В) кадмий (II)

3. Составить уравнения реакций горения сложных веществ:

А) NH3

Б) CaH2

Урок – путешествие в 8 классе по теме: «Основания»

Урок – путешествие по теме: «Основания».

Цель: познакомить с новым классом  неорганических соединений основаниями;

          рассмотреть классификацию, состав и названия оснований.

Оборудование: образцы щелочей и не растворимых в воде оснований ( NaOH, KOH,  

                           Ca(OH)2 , Fe(OH)2 , Cu(OH)2 ); индикаторы: лакмус, метиловый        

                           оранжевый, фенолфталеин; пробирки, штатив для пробирок.

Ход урока.

I  Организационный момент

II Актуализация знаний учащихся

1. Всупительное слово учителя:

« Состав, классификация оснований» -

Так называется этот урок.

Он будет совсем необычным у нас.

Представим себе, что это – не класс.

Отправимся все мы на 40 минут

В страну, где сегодня основания  нас ждут.

И знанья свои мы в дорогу возьмём,

По станциям этим мы их провезём

На каждой станции их умножим

И в память, конечно, свою заложим.

А чтобы домой нас привёз паровоз,

На каждой станции ждёт нас вопрос.

Итогом урока будет ответ:

«Не узнавших о свойствах оснований в классе нет»

-  Итак, как вы поняли, у нас сегодня весьма необычный урок, нам предстоит увлекательное путешествие в мир оснований. Но прежде чем отправиться в путь, необходимо проверить, все ли готовы к путешествию, и проверить багаж знаний.

     2.  Фронтальная работа

1. Что называют оксидами?

        2. Распределите следующие оксиды на 2 группы (оксиды металлов и оксиды неметаллов):

SO2 , Na2O,  N2O5 , BaO,  CrO , CuO , P2O5 , СаО.

    Дайте им названия по международной номенклатуре.

3.Составьте формулы названных в тексте оксидов:

«В земной коре - литосфере - находятся оксид алюминия (глина), оксид кремния (IV) (песок), оксид железа (III) (содержится в красном железняке). Водная оболочка Земли - гидросфера – это оксид водорода. В воздухе есть оксид углерода (IV) (углекислый газ). В результате хозяйственной деятельности человека образуются вещества, загрязняющие атмосферу: оксид углерода (II) (угарный газ), оксид серы (IV) (серный газ), оксид азота (II) и оксид азота (IV)».

- Итак, все готовы к путешествию, вперёд!

III Изучение нового материала

1. Первая остановка – «Историческая».

- Ученик рассказывает историю открытия важнейших оснований.

Первым основанием, с которым человек встретился в древности, был гидроксид кальция. Причины тут простые. Использовать огонь люди научились примерно 100 тысяч лет назад. Карбонат кальция в виде мела, известняка или мрамора встречается практически повсеместно. При прокаливании он разлагался, образуя оксид кальция, который весьма энергично соединялся с водой. Составив все эти факты, нетрудно представить, каким образом первобытный человек познакомился с первым основанием. Смесь дроблёного  камня, песка и извести применялась ещё 2000 лет назад в качестве бетона.

Значительно позднее (примерно IX-X в.)человек познакомился с гидроксидом натрия и кальция. Так как они разъедали кожу, их назвали едкими щелочами.

Щелочи долгое время считались простыми веществами, так как  их не могли разложить на составные части и считали, что щелочи – «основные элементы» , из которых состоят другие вещества. Этим же объясняется и данное позднее название «основания» для гидроксидов металлов. Сам термин основание ввел французский химик Г.Руэль в 1744году.

(ученики слушают, обсуждают, записывают общий вывод).

2. Вторая остановка – « Правила техники безопасности».

- знакомство с « Инструкцией по технике безопасности при работе с основаниями».

Правила техники безопасности (инструкция)

При работе с основанием необходимо соблюдать некоторые правила техники безопасности:

1. Необходимо наливать в пробирку количество щелочи, которое указано в инструкции.

76978048. Заполнять пробирку можно только на 1/3 объема.
76978049. Взбалтывать вещества следует, слегка покачивая пробиркой, при этом не закрывать ее отверстие пальцем.

4.        Щелочь разъедает кожу. Поэтому попавшую на кожу или ткань щелочь необходимо тотчас стряхнуть, смыть большим количеством воды, а затем слабым раствором уксусной кислоты и вновь смыть водой.

     3. Третья остановка – «Информационная».

         Кроме бинарных соединений, существуют сложные вещества, например, основания, которые состоят из трёх элементов: металла, кислорода и водорода.

NaOH –  гидроксид натрия

   Ca(OH)2  - гидроксид кальция

      Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)

       Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одного или нескольких гидроксид – ионов.

Основания

                                                 Растворимые         Нерастворимы

          (щелочи I группы главной подгруппы,                        (гидроксиды всех остальных

 II группы главной подгруппы  начиная с  Ca и т.д.)                                            металлов)  

-  смотреть по таблице растворимости

     4. Четвёртая остановка « Индикаторная».

-  Учащийся даёт краткую информацию об истории открытия индикаторов.

Сообщение дежурного по станции «Индикаторная»

Однажды английский химик Роберт Бойль, изучая свойства соляной кислоты, закупленной в Германии у И. Глаубера, случайно пролил ее. Кислота попала на сине-фиолетовые лепестки фиалок. Спустя некоторое время лепестки стали ярко-красными. Это явление удивило Р. Бойля, и он тут же провел серию опытов.

Особенно интересным оказался фиолетовый настой лакмусового лишайника. В растворах кислот он становился красным, а в растворах щелочей - синим.

После некоторых раздумий такие вещества Р. Бойль назвал индикаторами, что в переводе с латинского означало «указатели». Эти вещества затем стали использовать многие химики в своих опытах для распознавания кислот и оснований.

Д/о. Добавление несколько капель в растворы щелочей.

Результаты наблюдений записывают в тетрадь:

1. Бесцветный фенолфталеин – становится малиновым
2. Фиолетовый лакмус – синим
3. Метиловый оранжевый – желтым

- при добавлении индикаторов к нерастворимым основаниям изменение окраски не происходит.

- Итак, наше путешествие по стране оснований подходит к концу, и нам нужно возвращаться.

IV Закрепление

Ответить на вопросы по каждым станциям:

Индикаторная

1. Какие вещества называются индикаторами?
2. Кто открыл индикаторы?
3. Не страшны кислоты мне,

Даже очень сильные.

Но в растворах щелочей

Становлюсь малиновый

Ярче сока всех малин,

Кто я? (Фенолфталеин)

4. В щелочах я очень желтый,

А в кислотах очень красный.

А в среде  нейтральной –

Цвет оранжевый, прекрасный

Индикатор очень важный,

Как зовусь я? (Метиловый оранжевый)

Информационная

1. Что называется основаниями?
2. Приведите примеры оснований.
3. На что делятся основания по растворимости в воде?

ПТБ

1. Какие существуют меры предосторожности при работе с щелочью?

Историческая

1. Как называется  первое основание, с которым  познакомился человек?
2. Кто ввел термин основание?

V  Подведение итогов урока.

- О чем говорили на уроке?

VI  Задание на дом: п.19, упр. 2,3,5.