Химия: 11 класс

Тема «Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена.»

Цель: углубить и обобщить знания, основные понятия электролитической диссоциации; научить применять их в составлении уравнений диссоциации, реакций ионного обмена; дать представление об универсальности теории электролитической диссоциации, применении её для неорганической и органической химии.

Основные понятия: электролиты, неэлектролиты, диссоциация, гидратированные ионы, катионы, анионы, сильные, слабые электролиты, степень электролитической диссоциации.

Оборудование: компьютер, проектор, презентация.

Ход урока:

I. Орг.момент.

II. Актуализация знаний.

Самостоятельная работа.

1 вариант:

1) Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 50 градусов, если температурный коэффициент скорости равен 3?

2) В каком направлении сместится химическое равновесие в следующей системе:

C4H10 ↔ C4H8 + H2 – Q

3) Дать характеристику химической реакции по всем признакам классификации:

NH4NO2 = N2O + 2H2O - Q

2 вариант:

1) Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 60 до 100 градусов, если температурный коэффициент скорости равен 2?

2) В каком направлении сместится химическое равновесие в следующей системе:

Cl2 (г) + PCl3 (г) ↔ PCl5 (г) + Q

3) Дать характеристику химической реакции по всем признакам классификации:

N2 (г) + O2 (г) ↔ 2NO – Q

III. Изучение нового материала.

Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы.

- Как называется такой процесс? (Электролитической диссоциацией)

- Какая тема нашего урока сегодня? («Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена.»)

Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток.

Электрический ток – это направленное движение свободных заряженных частиц. В металлах такое движение осуществляется за счет относительно свободных электронов, электронного газа.

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Для описания электропроводности некоторых растворов необходимо понимать, что такое раствор. К концу XIX века существовало 2 основных теории растворов:

· Физическая. Согласно этой теории, раствор – это чисто механическая смесь компонентов, и никакого взаимодействия между частицами в нем нет. Она хорошо описывала свойства электролитов, но имела определенные сложности в описании растворов электролитов.

· Химическая. Согласно этой теории, при растворении происходит химическая реакция между растворяемым веществом и растворителем. Это подтверждается наличием теплового эффекта при растворении, а также изменением цвета. Например, при растворении белого безводного сульфата меди образуется насыщенный синий раствор.

Истина оказалась между двумя этими крайними точками. А именно, в растворах протекает и химический и физический процесс.В 1887 году шведский физик - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.

Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которую часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

2. Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может проходить при расплавлении твердых электролитов.

2. Ионы отличаются от атомов по составу и свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Это объясняется так: в ионных соединениях уже изначально присутствуют катионы и анионы. При растворении молекула воды начинает подходить к заряженным ионам: положительным полюсом – к отрицательному иону, отрицательным полюсом – к положительному. Ионы называются гидратированными.

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.

3. Основания, кислоты, соли в свете теории электролитической диссоциации

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов: гидроксид-анион: OH-.

NaOH ↔ Na+ + OH−

Диссоциация оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, происходит ступенчато:

Ba(OH)2↔ Ba(ОН)+ +  OH− Первая ступень

Ba(OH)+ ↔ Ba2+ + 2OH−  Вторая ступень

Ba(OH)2↔ Ba2+ + 2 OH−  Суммарное уравнение

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов: H+. Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H3O+, но для простоты записывают H+.

HNO3↔ H+ + NO3−

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H3PO4↔ H+ + H2PO4- Первая ступень

H2PO4- ↔ H+ + HPO42- Вторая ступень

HPO42-↔ H+ + PO43- Третья ступень

H3PO4↔ 3H+ + PO43-Суммарное уравнение

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42−

Средние соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла или катионы аммония и анионы кислотного остатка.

Основные соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка.

Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Двойные соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах  на катионы нескольких металлов и анионы кислотного остатка.

 KAl(SO4)2↔ K+ + Al3+ + 2SO42

Смешанные соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков

4. Сильные и слабые электролиты 

Электролитическая диссоциация в той или иной степени – процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямая стрелка, обозначающая, что реакция происходит практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.

Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесия диссоциации. Называется она константа диссоциации:

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

· Природа электролита

· Концентрация электролита в растворе

· Температура

При увеличении температуры и разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно, только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t = 180С и с = 0,1 моль/л.

 Сильные электролиты.

Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%. Диссоциируют практически необратимо.        

· Щелочи

· Соли

· Некоторые неорганические кислоты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4)        

Слабые электролиты.

Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%. Диссоцииация необратима.

· Гидроксиды металлов, кроме IA и IIA групп, раствор аммиака

· Многие неорганические кислоты (H2S, HCN, HClO, HNO2)

· Органические кислоты (HCOOH, CH3COOH)

· Вода

5. Реакции ионного обмена.

Сущность реакции в растворах электролитов выражается ионным уравнением. В нем учитывается тот факт, что в одном растворе электролиты присутствуют в виде ионов. А слабые электролиты и недиссоциируемые вещества записываются в диссоциируемой на ионы форме. Растворимость электролита в воде нельзя использовать как критерий его силы. Многие нерастворимые в воде соли, являются сильными электролитами, но концентрация ионов в растворе оказывается очень низкой именно вследствие их низкой растворимости. Именно потому при написании уравнений реакций с участием таких веществ их принято записывать в недиссоциированной форме.          

Реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов.

Существует несколько форм связывания ионов:

1. Образование осадка

2. Выделение газа

3. Образование слабого электролита.

· 1. Образование осадка:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl.

Ba2++2Cl- + 2Na++CO32-→ BaCO3↓ + 2Na++2Cl-            полное ионное уравнение

Ba2+ + CO32-→ BaCO3↓                                                 сокращенное ионное уравнение.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что при взаимодействии любого растворимого соединения, содержащего ион Ba2+, с соединением, содержащим карбонат-анион CO32-, в результате получится нерастворимый осадок BaCO3↓.

· 2. Выделение газа:

Na2CO3 +H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2↑

2Na+ + CO32- +2H++ SO42- → 2Na+ + SO42- + H2O + CO2↑  полное ионное уравнение

2H+ + CO32- → H2O + CO2↑  сокращенное ионное уравнение.

· 3. Образование слабого электролита:

KOH + HBr → KBr + H2O

K+ + OH- + H+ + Br- → K+ + Br- + H2O  полное ионное уравнение

OH- + H+ → H2O  сокращенное ионное уравнение.

Рассматривая эти примеры, мы убедились, что все реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов.

IV. Закрепление изученного материала.

Задание 1: Тест.

 А1. Слабым электролитом является

 Н2S              2. H2SO4                  3.  K2S                   4.  K2SO4

 А2. Ионы Br- образуется при диссоциации

 СН3Вr            2.  CaBr2                3.  NaBrO4                4.  NaBrO3

 А3. Одновременно в растворе не могут находиться ионы

 Al3+ и Br -             2.  Ca2 + и NO3 -            3.  SO42- и Cu2+          4.  Fe2+ и S2-

 А4. Осадок выпадает при взаимодействии растворов

 HCl (р-р) и CuO                                   2.  NaOH (р-р) и H3PO4

 H2SO4 (р-р) и Al(OH)3                          4.  AgNO3 и KCl (р-р)

 А5. Газ выделяется при взаимодействии растворов

 гидроксида калия и соляной кислоты

 карбоната натрия и хлорида кальция

 соляной кислоты и карбоната натрия

 хлорида бария и серной кислоты

 А6. Сокращенное ионное уравнение

 Ba2+ + SO42- = BaSO4

 соответствует взаимодействию между веществами

 BaCO3 и Na2SO3                               3.  Ba(NO3)2 и Na2SO4

 BaCl2 и SO3                                       4.  Ba(OH)2 и H2SO4

 А7. Гидроксид железа (II) можно получить реакцией обмена между щелочью и

 FeS             2.  FeCl3                 3.  FeSO4                 4.  Fe2(SO4)

 А8. Одновременно существовать в водном растворе не могут ионы

Cu2+ и NO3-             2.  Zn2+ и Cl-           3.  Zn2+ и OH-               4. Fe2+ и SO42-

*Задание 2: Самостоятельная работа. (если остаётся время)

Вариант 1.

    1.  Перечисленные названия веществ разделите на два столбика: в один   запишите – электролиты, в другой – неэлектролиты:

 раствор гидроксида калия, твердый гидроксид калия, кристаллы сахара, раствор сахара, дистиллированная вода, серная кислота, спирт.

 2. Написать уравнения диссоциации следующих веществ:

     KNO3, Ba(OH)2, HCl, Na2SO4

Вариант2.

     1.  Перечисленные названия веществ разделите на два столбика: в один       запишите – электролиты, в другой – неэлектролиты:

 кристаллы хлорида натрия, раствор хлорида натрия, бензин, концентрированная уксусная кислота, раствор уксусной кислоты.

    2. Написать уравнения диссоциации следующих веществ:

 Al(NO3)3, NaOH, H2SO4, K3PO4

V. Домашнее задание.

VI. Подведение итогов.

В ходе урока мы рассмотрели теорию электролитической диссоциации и познакомились с определением электролитов. Узнали о физической и химической теории растворов. Рассмотрели в свете теории электролитической диссоциации определение оснований, кислот и солей, а также научились составлять уравнения реакций ионного обмена и узнали об условиях необратимости.

Самостоятельная работа

1 вариант:

1) Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 50 градусов, если температурный коэффициент скорости равен 3?

2) В каком направлении сместится химическое равновесие в следующей системе:

C4H10 ↔ C4H8 + H2 – Q

3) Дать характеристику химической реакции по всем признакам классификации:

NH4NO2 = N2O + 2H2O – Q

________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа

2 вариант:

1) Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 60 до 100 градусов, если температурный коэффициент скорости равен 2?

2) В каком направлении сместится химическое равновесие в следующей системе:

Cl2 (г) + PCl3 (г) ↔ PCl5 (г) + Q

3) Дать характеристику химической реакции по всем признакам классификации:

N2 (г) + O2 (г) ↔ 2NO – Q

________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа

1 вариант:

1) Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 50 градусов, если температурный коэффициент скорости равен 3?

2) В каком направлении сместится химическое равновесие в следующей системе:

C4H10 ↔ C4H8 + H2 – Q

3) Дать характеристику химической реакции по всем признакам классификации:

NH4NO2 = N2O + 2H2O – Q

________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа

2 вариант:

1) Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 60 до 100 градусов, если температурный коэффициент скорости равен 2?

2) В каком направлении сместится химическое равновесие в следующей системе:

Cl2 (г) + PCl3 (г) ↔ PCl5 (г) + Q

3) Дать характеристику химической реакции по всем признакам классификации:

N2 (г) + O2 (г) ↔ 2NO – Q

-Тема «Неметаллы и их свойства. Общая характеристика галогенов.»

Цели  урока: обобщить сведения об особенностях строения атомов неметаллов; закрепить знание особенностей физических и химических свойств простых веществ – неметаллов; рассмотреть свойства и применение галогенов; рассмотреть природные соединения и способы получения галогенов.

Оборудование: ПСХЭ, компьютер, проектор, презентация, видеофильм.

Ход  урока:

I. Орг.момент.

II. Актуализация знаний.

Самостоятельная работа.

III.Изучение  нового  материала.

1.Положение  неметаллов  в  периодической  системе. (слайд 2).

Неметаллы  в периодической  системе  расположены  справа  и  вверху  от  линии, соединяющей  элементы  бор  и  астат. Среди  известных  сегодня  114  химических  элементов,  к  неметаллам  относят  22.

Неметалл  водород  является  s-элементом,  и  чаще  всего  его  помещают  в  главную  подгруппу  I  группы  в  электронное  семейство  s-элементов  с  одним  s-электроном  на  внешнем  слое,  который  он  способен  отдавать, проявляя  свойства  восстановителя.   Но  атому  водорода  до  завершения  внешнего  электронного  слоя  так  же,  как  и  галогенам  недостаёт  1  электрона, поэтому  атом  водорода  может  принимать  1  электрон,  проявляя  свойства  окислителя (как  галогены),  и  водород  не  редко  помещают  в  VII  группу ,  главной  подгруппы,  вместе  с  галогенами.

2. Особенности  строения  атомов  неметаллов.

Атомам  неметаллов  свойственны  небольшие  радиусы  атомов  и  число  электронов  на  внешнем  энергетическом  уровне  от  4 до  8.  Поэтому  атомы  неметаллов  при  химических  реакциях  с  металлами  стремятся  к  приему  электронов, проявляя  при  этом  окислительные  свойства.  Фтор- самый  сильный  окислитель, его  электроотрицательность  равна 4.

В  ряду  электроотрицательности  неметаллов  окислительные  свойства  усиливаются  от  астата  к  фтору. (3 слайд)

Ряд  электроотрицательности  неметаллов

• H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

Окислительные  свойства  усиливаются  от   H  к  F

3. Физические  свойства  простых  веществ — неметаллов. (4 слайд)

Физические  свойства:

1. Агрегатное  состояние:

• Твердые (сера, фосфор, йод, алмаз, графит).
• Газообразные (кислород, озон, азот, водород, хлор, фтор, благородные  газы).
• Жидкость (бром)

2. Металлический  блеск  имеют  только  йод  и  графит.

3. Большинство  неметаллов  не  проводят  электрический  ток (за  исключением  кремний  и графита).

4. Цвет  представлен  разнообразными  оттенками. ( красный (красный фосфор, красно-бурый жидкий бром), желтый (сера), зеленый (хлор — желто-зеленый газ), фиолетовый (пары иода).)

Многие  элементы  образуют  несколько  простых  веществ- аллотропных  видоизменений

(слайд 5)

Аллотропия - это  существование  химического  элемента  в  виде  двух  или  более  простых  веществ.

Причина аллотропии -  1. строение молекулы

                                         2.строение кристаллической решетки

Аллотропные  видоизменения  имеют:

  - фосфор (белый, красный, черный);

  - сера (пластическая,  кристаллическая);

  - углерод  (графит, алмаз);

- кислород  (кислород, озон).

4. Химические свойства неметаллов:  Проявляют сильные окислительные свойства, но многие могут выступать и как восстановители ( исключение -F2). Неметаллы образуют кислотные оксиды, кислоты и входят в состав солей  в виде кислотных остатков.

Например:    S, SO3 , H2SO4 , CaSO4*2H2O.

 Из  кристаллической  серы  в  лабораторных  условиях  можно  получить  серу  пластическую.

1. Fe+S=FeS

2. S+O2=SO2

3. NaI+Cl2=NaI+Cl2

( уравнения  реакций  записываются  на  доске, указывается  окислитель  и  восстановитель,  приводится  уравнение  реакции  взаимодействия  этилена  с хлором.)

Соединения галогенов.

1. Галогеноводороды.

Галогеноводороды, что это за соединения? ( Соединения, содержащие галогены и водород.)

(презентация 2 слайд 13)

Физические свойства галогеноводородов: (слайд 14) бесцветные газы, с резким запахом, токсичны, хорошо растворяются в воде, дымят во влажном воздухе.

Галогеноводородные кислоты усиливаются от фтороводородной до иодоводородной. (слайд 15) 

Получение галогенов. 

Фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. (слайд 16) Например, процесс электролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением:

2NaCl → 2Na + Cl2↑

При получении хлора электролизом раствора хлорида натрия кроме хлора образуются также водород и гидроксид натрия:

2NaCl + 2H2O → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

Но если водород можно получить другими, более удобными и дешевыми способами, например из природного газа, то гидроксид натрия получают почти исключительно электролизом раствора поваренной соли, как и хлор.

В лаборатории хлор получают взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ +H2O

Бром и иод получают в промышленности по реакции вытеснения их соответственно из бромидов и иодидов.

Получение хлороводорода (слайд 17)

В промышленности: синтезом из водорода и хлора:

H2 + Cl2 = 2HCl

В лаборатории:

NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4

Соляная кислота. (слайд 18)

Физические свойства: бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, тяжелее воды.

Химические свойства: как типичная кислота реагирует с:

1. С металлами: 2HCl + Ca = CaCl2 + H2↑
2. C оксидами металлов: 2HCl + Na2O = 2NaCl + H2O
3. C гидроксидами: HCl + NaOH = NaCl + H2O
4. С солями: HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

Биологическое значение галогенов. Их применение. (слайд 23)

Вы не могли не обратить внимание, что на этикетках многих марок зубных паст указывается на содержание в них фтора — конечно, не свободного, а его соединений. Благодаря этому важному компоненту, участвующему в построении зубной эмали и костей, предотвращается такое заболевание, как кариес зубов. Кроме того, фтор является необходимым элементом в процессах обмена веществ в железах, мышцах и нервных клетках.

Хлор — один из химических элементов, без которых немыслимо существование живых организмов. Основная форма его. поступления в организм — это хлорид натрия. Он стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу. Больше всего NаСl содержится в плазме крови.

Особую роль в пищеварении играет соляная кислота НС1, которая входит в состав желудочного сока. Без 0,2%-ной НСl практически прекращается процесс переваривания пищи. И хотя почти все пищевые продукты содержат некоторое количество поваренной соли, человек вынужден добавлять к пище ежедневно около 20 г соли.

Еще один галоген — бром также весьма важен для организма человека. Соединения этого элемента регулируют процессы возбуждения и торможения центральной нервной системы, поэтому для лечения нервных болезней (бессонницы, истерии, неврастении и т. д.) врачи прописывают «бром» — бромсодержащие препараты.

И наконец, последний из рассматриваемых нами галогенов — иод — это тот элемент, без которого человек не может жить: недостаток его в воде и пище снижает выработку гормона щитовидной железы и приводит к заболеванию эндемическим зобом. Под регулирующим действием гормона щитовидной железы находятся мускульное возбуждение, биение сердца, аппетит, пищеварение, работа мозга и темперамент человека. Иод попадает в организм вместе с пищей: хлебом, яйцами, молоком, водой, морской капустой и с воздухом (особенно морским) при дыхании.

Применение галогенов (слайды 24 – 27)

Важное значение имеет фтор и в промышленном производстве, где основные потребители его — ядерная промышленность и электротехника. Его соединение Nа3АlF6 (как оно называется?) используется для производства алюминия. А в быту все более широкое применение находит тефлоновая посуда, название которой дано по фторсодержащей пластмассе — тефлону.

По масштабам промышленного применения хлор намного превосходит все галогены. Хлор и его соединения необходимы для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги и т. д. Особенно много его расходуется в органическом синтезе для производства пластмасс, каучуков, красителей и растворителей (рис. 20).

Многие хлорсодержащие соединения используют для борьбы с вредителями сельского хозяйства. В больших количествах хлор потребляется для обеззараживания питьевой воды, правда, далеко не без отрицательных последствий (какое вещество безопаснее применять для этой цели?). В цветной металлургии методом хлорирования руд извлекают из них некоторые металлы (титан, ниобий, тантал). Хлор нашел применение и в военных целях в качестве боевого отравляющего средства. Позднее он был заменен другими, более эффективными хлорсодержащими отравляющими веществами, например фосгеном СОСl2.

Хлор содержится в очень опасном для жизни и здоровья веществе — диоксине. Соединения хлора — одна из причин разрушения озонового слоя Земли.

Бром активно накапливают некоторые растения, и в том числе морские водоросли. Именно в море сосредоточена большая часть брома на нашей планете, и море служит главным поставщиком брома. Подсчитано, что ежегодно вместе с морской водой в воздух переходит около 4 млн т брома. Понятно, что содержание его в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах, далеких от моря. Это одна из причин, почему так полезно дышать морским воздухом.

Не менее важную роль бром, а точнее, бромид серебра АgВr играет в фотографии. Те, кто занимается фотографией, вероятно, сразу же вспомнят названия сортов фотобумаги — «Уни-бром», «Бромпортрет» и др. Фотобумага содержит нанесенный на нее с помощью желатина слой бромида серебра, который легко разлагается под действием света:

2АgВr = 2Ag + Br2

Спиртовой раствор иода (5—10% -ный), называемый йодной настойкой, применяется для обработки ран. Иод входит в состав многих лекарств.

IV. Закрепление изученного материала.

 1.Фронтальный опрос (презентация 1 слайды 24-26)

Вопросы и задания:

1. Перечислите галогены. (Фтор, хлор, бром, йод, астат.)

2. Где в ПСХЭ располагаются галогены? (в VII группе, главной подгруппе.)

3. Чему равно число валентных электронов в атомах галогенов ? (Число валентных электронов равно семи.)

4. Сопоставьте :

Хлор                      красно – бурая жидкость

Бром                      светло – зеленый газ

Йод                        жёлто – зелёный газ

Фтор                      твёрдый   с металлическим

                               блеском пары фиолетового цвета

5. Дополните:

Самый сильный неметалл – (фтор.)                                                        

Самая сильная бескислородная кислота - (HI.)

Как изменяются окислительные свойства галогенов? (Уменьшаются  в ряду F CI Br I)

2.Заполнить пропуски в уравнениях реакций, проставить коэффициенты:

 а) HCl + Mg = … + H2

 б) H2SO4 + … = Al2(SO4)3 + H2

 в) … + CuO = CuCl2 + H2O

 г) HCl + KOH = KCl + …

 д) Сu(OH)2 + HNO3 = … + H2O

 е) HCl + AgNO3 = AgCl + …

V. Домашнее задание. (слайд 28)

§21  № 6, 7.

VI. Подведение итогов.

Тема «Ионная и ковалентная связь.»                                    11 класс

Цель урока: закрепить знания учащихся по видам химической связи.
Задачи урока:

повторить основные виды химической связи, свойства и механизм их образования;

развивать у учащихся умения и навыки в составлении схем образования различных видов химической связи;

воспитывать у учащихся организованность, самостоятельность, коммуникативные качества, умение обобщать знания и применять их на практике.

Оборудование: таблица.

Ход урока:

1. Орг.момент.
2. Актуализация знаний.

Проверка домашнего задания.

3. Изучение нового материала.

Каждый атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Благодаря зарядам ядра и электронов между соседними атомами возникают электростатические силы: притяжения и отталкивания. Если сближение атомов приводит к понижению энергии образующейся частицы (по сравнению с энергиями отдельных атомов), то образуется химическая связь.

Химическая связь – это силы взаимодействия, удерживающие частицы друг около друга.

Ученые доказали, что главную роль в образовании связи играют электроны, которые меньше всего связаны с ядром, т. е. расположенные на внешней электронной оболочке. Такие электроны называют валентными.

В атомах элементов главных подгрупп все валентные электроны расположены на последнем (внешнем) электронном слое и их число равно номеру группы.

В атомах элементов побочных подгрупп валентные электроны расположены, как правило, на двух последних электронных слоях, но их число тоже равно номеру группы, к которой относится элемент.

Например, в атоме калия один валентный электрон, в атоме марганца – 7 валентных электронов (рис. 1).

Рис. 1. Электронные конфигурации атомов калия и марганца

Согласно теории химической связи наиболее устойчивыми являются внешние оболочки из восьми электронов – октет (если в атоме только 1 электронный слой, то для него наиболее устойчиво двухэлектронное состояние – дуплет).

Образование устойчивой электронной оболочки может происходить несколькими способами, поэтому различают разные виды химической связи.

 Ковалентная связь

Ковалентная связь – химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков атомов. Электронные облака (электроны), обеспечивающие связь, называются общей электронной парой.

Различают два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.

При обменном механизме каждый атом предоставляет по одному электрону для образования общей пары:

А·+ В = А:В

При донорно-акцепторном механизме один атом предоставляет уже имеющуюся у него пару электронов (донор), а другой атом предоставляет свободную орбиталь для этой пары электронов (акцептор):

А: + □В = А:В

Связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной неполярной.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов с одинаковыми значениями относительной электроотрицательности, например в молекулах хлора, азота, между атомами углерода в этилене (табл. 1).

Табл. 1. Примеры соединений, в которых присутствуют ковалентные неполярные связи

Число общих электронных пар зависит от того, сколько электронов не хватает каждому атому для октета. Хлор – элемент VII-А подгруппы, следовательно, на его внешнем электронном слое 7 электронов. До октета не хватает одного электрона, значит, будет образована одна общая пара электронов в Cl2. Между атомами азота в молекуле N2 образуются три общие электронные пары, т. е. тройная ковалентная связь. Между атомами углерода в этилене образуется двойная ковалентная связь.

Обратите внимание, что из каждого правила есть исключения и правило октета не всегда выполняется (пример – молекула сернистого газа SO2).

Ковалентная полярная связь осуществляется за счет образования общих электронных пар, которые смещаются к атому более электроотрицательного элемента. При этом на атомах образуются частичные заряды: δ+ и δ- (рис. 2).

Рис. 2. Образование ковалентной связи в молекуле хлороводорода

Чем больше разность электроотрицательностей атомов элементов, тем больше полярность связи.

 Ионная связь

Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи.

Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами, образованными путем практически полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность значений относительной электроотрицательности атомов велика (как правило, больше 1,7 по шкале Полинга).

Ионная связь обычно образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Например, в хлориде натрия NaCl атом натрия свой 1 валентный электрон отдал атому хлора и превратился в катион, а атом хлора, приняв 1 электрон, превратился в анион. Катион с анионом притягиваются, и образуется ионная связь (рис. 3).

Рис. 3. Образование ионной связи в хлориде натрия

Соли, щелочи, основные оксиды, карбиды, нитриды относятся к ионным соединениям. Все эти вещества при обычных условиях твердые, с высокими температурами плавления (как правило, 700–1000 °С), их растворы и расплавы электропроводны.

Тугоплавкость ионных соединений объясняется тем, что ион может притягивать к себе противоположно заряженные ионы в любых направлениях и большом количестве. Следовательно, ионы прочно соединяются в кристаллическую решетку. Например, в кристаллической решетке поваренной соли один катион натрия окружен шестью анионами хлора, а каждый анион хлора окружен шестью катионами натрия (рис. 4). Таким образом, весь кристалл поваренной соли представляет собой как бы одну огромную макромолекулу, состоящую из огромного числа ионов. И химическая формула NaCl определяет только их соотношение в кристалле. При обычных условиях молекулы NaCl не существует.

Рис. 4. Модель кристаллической решетки хлорида натрия

 Донорно-акцепторный механизм образования связи

В одном веществе могут реализовываться сразу несколько типов химической связи. Например, в хлориде аммония присутствуют ковалентные связи, образованные по обменному и донорно-акцепторному механизму, а также ионная связь между катионом аммония и хлорид-ионом (рис. 5).

Рис. 5. Образование химических связей в хлориде аммония

4. Закрепление изученного материала.

Предложен перечень веществ: H2S, CO, KOH, K2O, Na2SO4, CuCl2, HI, S, PCl3, N2O5. Выпишите из него формулы веществ: а) с ионной связью; б) с ковалентной связью.

5. Подведение итогов урока.

Вы узнали, что такое химическая связь и почему она образуется, в чем разница между ковалентной и ионной связью, как изобразить схемы образования химической связи в различных веществах.

6. Домашнее задание.

Тема «Металлическая и водородная связи. Единая природа химической связи»

Цели урока: закрепить знание понятий металлической и водородной связи, научить объяснять механизмы их образования, характеризовать физические свойства с данными видами химической связи; дать представление о причинах единства всех типов химической связи.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, таблицы видов химической связи.

Ход урока:

1. Организационный момент.
2. Актуализация знаний.

1.Фронтальный опрос:

- Что такое ионная связь? Привести примеры.

- Что такое ковалентная связь?

- На какие виды она делится? Привести примеры.

2. Сообщения учащихся.

III.       Изучение нового материала.

План изложения

1. Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка. Сходства и различия металлической связи с ионной и ковалентной.

2. Водородная связь:

а) механизм возникновения водородной связи;

б) межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь;

в) особенности физических свойств веществ;

г) тип кристаллической решетки соединений с водородной связью;

д) значение водородной связи в живой природе; неживой природе.

3. Единая природа всех видов химической связи. Взаимопереход одного вида связи в другой в зависимости от условий.

4. План характеристики вида химической связи в соединении:

а) вид связи (учитывая ЭО элементов);

б) механизм образования:

в) способы перекрывания орбиталей, σ- или п-связи, их прочность;

г) прочность связи;

д) ток кристаллической решетки;

е) возможные физические свойства вещества, образованные данным соединением.

Все металлы объединяют свойства общего характера, такие как сравнительно высокая t° плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводимость, пластичность. Оказывается, эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида химической связи — металлической.

Металлическая связь — связь между положительно заряженными нонами металла в кристалле (атомы-ионы), осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся в кристалле.

Атомы металлов в соответствии со строением на внешнем энергетическом уровне имеют от 1 до 3 электронов, реже — 4, они слабо связаны с ядром атома, т. к. радиус атомов металлов сравнительно большой. Электроны могут легко отрываться от атомов, в результате чего в кристаллической решетке появляются свободные электроны и атомы-ионы.

В кристаллической решетке существует большая свобода перемещения электронов: одни атомы будут терять электроны, образующиеся ионы могут принимать электроны из «электронного газа».

Свободные электроны общие для большинства ионов металлов кристалла. Этим металлическая связь отличается от ковалентной, где электронная пара общая только для двух атомов. В случае металлической связи электроны равномерно распределены по кристаллу. Этим объясняется пластичность метилов, т.е. возможность смещения ионов и атомов в любом направлении без нарушения связи. Энергия металлической связи в 3—4 раза меньше энергии ковалентной связи.

В газообразном состоянии (в виде пара) атомы металла связаны также непрочными ковалентными связями. Сравним энергию связи в Н2 - 432 кДж/моль; Li2 - 104; Na2 - 71,1; К2 — 49,6.

В кристалле металла связи намного прочнее, чем в состоянии пара: Li — 159; Na —106.

Водородная связь — своеобразная химическая связь. Она возникает вследствие взаимопритяжения положительно заряженного атома водорода одной молекулы (или части ее) и отрицательного заряда атома более электроотрицательного элемента или неподеленной электронной пары другой молекулы (или ее части).

Механизм возникновения водородной связи носит характер частично электростатический, частично донорно-акцепторный.

Молекула воды Н2О полярная ковалентная связь:

Молекула фтороводорода HF — ковалентная полярная связь:

Молекула аммиака NH3 — ковалентная полярная связь:

Молекула спирта:

Во всех случаях в молекулах есть общие электронные пары между атомами водорода и электроотрицательными атомами, такими как кислород, фтор, азот, которые смещаются в их сторону. Водород приобретает частично положительный заряд, а атом более электроотрицательного элемента — частично отрицательный заряд. Данные электроотрицательные атомы имеют и неподеленные пары электронов. Молекулы данных соединений взаимопритягиваются.

Водородная связь показывается тремя точками (...), она в 15— 20 раз слабее ковалентной связи.

Наличие водородной связи объясняет тот факт, что низкомолекулярные вещества (например, вода, фтороводород, аммиак) при обычных условиях — жидкости или сжижаются.

Водородная связь может возникнуть и между разными молекулами, например воды и спирта.

Водородная связь, возникшая между молекулами, называется межмолекулярной. Молекулы воды образуют ассоциаты (Н2O)2; (Н2O)3; (Н2O)4; спирта —  — ассоциатспирта. Этим и объясняется увеличение температуры кипения спиртов по сравнению с углеводородами. Наблюдается хорошее растворение метанола, этанола в воде.

Опыт.

В равных объемах воды хорошо растворяются низкомолекулярные спирты, т. к. возникает межмолекулярная водородная связь. Однако чем больше молекулярная масса спирта, тем растворимость его в воде уменьшается: у таких спиртов намного меньше частичный отрицательный и положительные заряды, водородные связи с молекулами воды образуются слабые.

Вспомним формулу органической кислоты — салициловой:

Она возникла за счет наличия в группе —ОН водорода с частичным положительным зарядом и а карбоксильной группе  кислорода, имеющего неподеленные ионы электронов, с частичным отрицательным зарядом.

Наибольшее значение внутримолекулярная водородная связь имеет в образовании природной структуры биополимеров: вторичная структура белка, двойная спираль ДНК.

ДНК — биополимер, в котором сконцентрирована наследственная информация живых организмов. Биополимер ДНК состоит из нуклеотидов, располагающихся в полимерных цепях в строгом порядке. При образовании двойной спирали между ними возникают водородные связи и соблюдается принцип комплементарности: А—Т, Г—Ц.

Большие пуриновые основания с малыми пиримидиновыми образуют водородные связи, это энергетически и пространственно выгодно.

Рекомендуется использовать колотранспоранты, где представлены данные формулы нуклеотидов и как они образуют внутримолекулярные водородные связи.

Все вещества, образующие водородные связи, по физическим свойствам — газы, легко переходящие в жидкости и, наоборот, легко испаряемые, имеют низкую температуру плавления.

Кристаллическая решетка по типу молекулярная. Пример: «сухой лед» — СO2; вода—лед.

Изучив все виды химической связи: ионную, ковалентную, металлическую, водородную — следует отметить, что они имеют единую природу возникновения. Наблюдается электронно-ядерное взаимодействие атомов, сопровождающееся выделением энергии.

Ионная связь — крайний случай ковалентной полярной связи. Степень ионности связи дает судить о том, какой вид связи преобладает.

Пример: LiF — степень ионности 80%, следовательно, в этом соединении 80% — ионная связь, 20% — ковалентная полярная. В ряду галогеноводородов (полярная ковалентная связь) Н—F, Н—Cl, Н—Вr, Н—I полярность связи уменьшается и у Н—At она становится почти неполярной, т. к. уменьшается разность в ЭО.

Металлическая связь совмещает в себе ковалентную связь — есть обобществленные электроны и ионную связь — наблюдается взаимопритяжение обобществленных электронов и ионов-атомов.

Большинство веществ имеют несколько видов связей.

Пример: основание NaOH. Между атомом кислорода и атомом водорода гидроксогруппы — ковалентная полярная связь, между катионом натрия и анионом гидроксогруппы — ионная связь.

Если рассматривать соли кислородосодержащих кислот, то в кислотном остатке возникает ковалентная полярная связь между атомами кислорода и центральным атомом неметалла, а между катионом металла и анионом кислотного остатка — ионная связь.

Пероксиды: К2O; Na2O2; между атомами кислорода — ковалентная неполярная связь, между металлом и кислородом — ионная связь.

В зависимости от условий возможен переход одного вида связи в другой. При электролитической диссоциации соединений с ковалентной полярной связью наблюдается поляризация молекул сильно полярными молекулами воды и связь становится ионной.

Кодотранспорант:

Схема электролитической диссоциации полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы

При испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную.

В органической химии ковалентная неполярная связь галогена Вr2 при его взаимодействии с непредельными углеводородами становится ионной.

Вывод: на основании изучения теории видов химической связи. механизмов их образования, типов кристаллических решеток нам необходимо умело определять в соединениях вид химической связи и характеризовать данное соединение по определенному плану.

1. Виды химической связи (учитывая ЭО элементов).

2. Механизмы их образования. Какие возникают связи σ-, π-, кратность связи.

3. Соответствующий тип кристаллической решетки, физические свойства данного вещества.

IV. Закрепление изученного материала.

V. Подведение итогов.

VI. Домашнее задание.

§ 6. № 3, 4, 6,

Тема: «Дисперсные системы. Коллоиды (золи и гели)»

Цель:

Образовательная:

Сформулировать понятие дисперсной системы;

Познакомить с классификацией дисперсной системы;

Привлечь внимание учащихся к дисперсным системам большой практической значимости: суспензиям, эмульсиям, коллоидным растворам, истинным растворам, аэрозолям, пенам;

Продолжить формирование общеучебных умений (осуществлять самоконтроль, сотрудничать).

Развивающая:

Развивать умение использовать химическую терминологию;

Развивать мыслительные операции (анализ, синтез, установление причинно-следственных связей, выдвижение гипотезы, классификация, проведение аналогий, обобщение, умение доказывать, выделение главного);

Развивать интересы, способности личности;

Развивать умение проводить, наблюдать и описывать химический эксперимент;

Совершенствовать коммуникативные умения учащихся в совместной деятельности (умение вести диалог, выслушивать оппонента, аргументировано обосновывать свою точку зрения) и информационно – познавательную компетентность учащихся.

Воспитательная:

Продолжить развитие познавательных интересов учащихся;

Воспитывать культуру речи, трудолюбие, усидчивость;

Продолжить формирование ответственного, творческого  отношения к труду.

Оборудование: компьютер, проектор, презентация.

Ход урока:

І. Организационный момент.

II. Актуализация знаний.

Фронтальный опрос по материалу предыдущего материала.

ІІI. Изучение нового материала. 

 Перед вами на столе находится коллекция. Что это за коллекция? Какова тема нашего сегодняшнего урока? (Дисперсные системы). Мне бы хотелось, чтобы вы попытались классифицировать эти системы на группы (ребята пытаются выполнить задание).

Мы живем в мире дисперсных систем. Посмотрите внимательно вокруг себя. Туман, пыль, снег – все это не только случайные неприятности, но и примеры дисперсных систем.

Большинство веществ окружающего нас мира, составляющих ткани живых организмов, гидросферу, земную кору и недра, космическое пространство часто представляют собой вещества в раздробленном, или, как говорят, дисперсном состоянии. Диспергирование означает раздробление.

- Как вы думаете какова цель сегодняшнего урока? (ответы детей)

Итак, цель нашего сегодняшнего урока – составить представление о дисперсных системах, их месте в природе и жизни человека, научиться характеризовать их свойства, объяснять причины большей или меньшей устойчивости.

- Но, что же все-таки такое,  дисперсная система? (работа с учебником).

Дисперсная система – это смесь, состоящая как минимум из двух веществ, которые совершенно или практически не смешиваются друг с другом и не реагируют друг с другом химически.

(На доске)                                        Дисперсная система

                                                            ↓                         ↓

                              Дисперсионная среда               Дисперсная фаза

В дисперсионной среде распределены частицы дисперсной фазы, которые могут быть твердыми, капельками жидкости или пузырьками газа. Дисперсная фаза мелко распределена в дисперсионной среде. (запись в тетради). Наибольшее значение в практике имеют ДС, в которых средой является вода или другие жидкости, о них мы и поговорим подробнее.

Посмотрите на табл.2 стр.97. Составьте схему, отражающую виды ДС, на основе таблицы укажите размер частиц в каждой  ДС.

Истинные растворы, в которых в-во раздроблено до мельчайших частиц (молекул или ионов) размерами менее 1нм, вы изучали ранее, поэтому сегодня сосредоточим внимание на других ДС.

Тонкодисперсные системы с размерами частиц 1 – 100 нм также называют коллоидными системами (растворами) или золями (интерактивная схема). В зависимости от природы дисперсионной среды, коллоидные системы подразделяют на золи и гели (интерактивная схема).

- Коллоидные системы (коллоиды, др. греч.) – дисперсные системы, промежуточные между истинными растворами и грубодисперсными системами – взвесями и эмульсиями. Коллоидные частицы не видны в обычный микроскоп, они крупнее молекул, но простым глазом их  увидеть все же нельзя, т.е. по виду растворы не различимы. Но такая необходимость возникает в практической деятельности. Как же отличить коллоидный раствор от истинного?

Путем долгих исследований в 1869 г. Тиндаль наблюдал образование светящегося конуса при пропускании пучка света через коллоидный раствор. Он объяснял это тем, что более крупные, чем в истинном растворе,  частицы  дисперсной фазы золя отражают свет от своей поверхности, и в сосуде с коллоидным раствором был виден светящийся конус, а в истинном растворе этого не наблюдалось. Позднее это явление получило название Эффекта Тиндаля (интерактивная схема). Для золей характерно явление коагуляции – слипание коллоидных частиц и выпадения их в осадок. Этот процесс наблюдается вследствие объединения более крупные агрегаты. (интерактивная схема)

- Некоторые золи при осаждении увлекают за собой жидкую фазу (иногда даже полностью), образуя при этом с водой общую массу. Подобные осадки называются гелями или студнями. Чтобы было легче представить себе,  что такое гель, приведем примеры бытовых гелей – желе, мармелад, яичный белок, студень (интерактивная схема)

Гелями могут быть дисперсные системы с жидкой и газообразной дисперсионной средой. Гели обладают одновременно свойствами жидкости и твердого тела. КА жидкости, гели текучи и пластичны, хотя они могут сохранять форму, как тв. тела, и могут быть сравнительно прочны и упруги. Эти свойства гелей обусловлены существованием в них пространственной сетки, образованной частицами дисперсной фазы, связанными между собой силами различной природы. Состояние жидкости в гелях непрочное. Они сравнительно легко изменяют свой объем при поглощении или отдачи дисперсионной среды. С течением времени из геля выделяется жидкая фаза и объем геля уменьшается. Это явление называется синерезисом, или старением геля (запись в тетради, интерактивная схема).

- А вот если у человека этот процесс затруднен (переход фибриногена в фибрин), на какое заболевание он может указывать?  (гемофилия). Из курса биологии вам известно, что носителем гена гемофилии является….(женщина, а заболевают мужчины). А, вы, знаете каких-нибудь выдающихся личностей у которых встречалось это заболевание? (Династия Романовых, которая царствовала более 300 лет, страдала этим заболеванием).

Рубиновые стекла, аморфные минералы, образовавшиеся в водных растворах и содержащие переменное количество воды, относятся к тв. гелям. Драгоценный камень агат – типичный минеральный гель, встречающийся в отложениях теплых источников, образуется также в процессе синерезиса.

- Мы достаточно подробно рассмотрели коллоидные растворы, теперь давайте поговорим о грубодисперсных  системах. Посмотрите внимательно на схему в вашей тетради и скажите какие ДС относят к грубодисперсным? Используя материал учебника на стр.97-100, охарактеризуйте эти системы.

- А сейчас давайте маленько отдохнем и отгадаем небольшие загадки касающиеся ДС.

1. Превратите крупную австралийскую птицу – страуса, в жидкость со взвешенными в ней частицами другой жидкости. (Эму - эмульсия).

2. Как превратить атолл Роз в газ со взвешенными в нем мельчайшими частицами. (Роз – аэрозоль).

3. Название, какого раствора начинается с самой низшей школьной оценки? (Кол - коллоидный).

4.  Из названий степного грызуна и города – областного центра черноземной зоны России составьте название жидкости со взвешенными в ней тв. частицами. (Суслик, Пенза - суспензия).

- Чем же обусловлено многообразие дисперсных систем? (Многообразие ДС обусловлено тем, что образующие их среды могут находиться в любом из трех агрегатных состояний).

Познакомившись с многообразием ДС, вспомним явления, которые происходят с ними, т.к они нередко встречаются в окружающей нас действительности и их необходимо учитывать при использовании. (синерезис, коагуляция, расслаивание эмульсий и суспензий, эффект Тиндаля).

- У ДС есть еще одно важной свойство – в-во в дисперсном состоянии стремиться поглотить другие в-ва. Подумайте и назовите пример всем известного в-ва из домашней или нашей школьной аптечки, которое в мелко дисперсном состоянии используется при отравлениях (активированный уголь)

IV. Закрепление изученного материала.

А теперь давайте вернемся к нашей коллекции ДС, в начале нашего урока вы классифицировали все в-ва на группы, еще не зная правильную классификацию. Итак, есть ли какие-нибудь системы, которые находятся не на своих местах. Давайте расставим все на свои места. *(дети исправляют ошибки, допущенные в начале урока при расстановке ДС)

V. Домашнее задание:

§ 11 упр. 3, 10.

VІ. Подведение итогов.

Охарактеризуйте место ДС в природе и жизни человека (дети формулируют значение ДС и записывают его в тетрадь, как итог урока).

 «Химическое равновесие и способы его смещения»

Цель: Установление взаимосвязи между состоянием равновесия системы и способах его регулирования.

Задачи:

• Рассмотреть равновесие в природе;
• Актуализировать, расширить и углубить знания о химическом равновесии и способах его смещения;
• Научиться использовать принцип Ле Шателье для решения задач.

Тип урока: изучения нового материала

Вид урока: использование ИКТ – технологий

Ход урока

1. Организационный момент.
2. Изучение нового материала. Урок мне бы хотелось начать с восточной мудрости, которая гласит «Природа боится не только пустоты, но и боится потерять равновесие». Сегодня на уроке мы познакомимся с состоянием, которое характерно для любой системы окружающей нас, находит отражение в разных областях нашей жизни (политической, экономической, социальной, физиологической и т.д.). Это состояние к которому стремится любая система (атом, организм, государство), поскольку является крайне выгодным. Я говорю о равновесии. Запишите тему нашего урока (слайд № 1). Целью нашего урока является ……., а достигать ее мы будем через решение задач …. (слайд № 2). Как известно, в природе все полярно и состоит из взаимно - противоположных начал. Жизнь и смерть, свет и тьма, внешнее и внутреннее, активное и пассивное, мужское и женское - каждый предмет каждое явление имеют две стороны своего бытия. В нормальном состоянии между противоположными качествами сохраняется тесная связь и полное равновесие. В чем проявляется равновесие в природе (слайд № 3). Но ведь и в нашей повседневной жизни все стремится к равновесию: политическая стабильность, экономическая стабильность, психологическая стабильность. Так что же такое равновесие? Ответ можно найти в толковом словаре русского языка Ожегова … (слайд №4). Более полное определение дал американский физикохимик Гилберт Ньютон Льюис (слайд №4). Поскольку для системы является важным равновесное состояние, то необходимо понять как этим состоянием можно управлять. А поможет нам с вами в решении этого вопроса химическая кинетика. Вы помните, что по направленности процесса химические реакции можно разделить на …. (слайд № 5). На сегодняшний день установлено, что абсолютно необратимых реакций не существует. Классическим примером, на котором рассматривают состояние равновесия является промышленный синтез аммиака (слайд № 6). Как же управлять этим состоянием. В 1884 году Анри Луи Ле Шателье формулирует Всеобщий закон смещения равновесия, который химики интерпретируют как «Принцип Ле Шателье» (слайд №7). Данный принцип напоминает 3 закон Ньютона (Сила действия равна силе противодействия). А теперь рассмотрим влияние некоторых факторов на смещение химического равновесия (слайды № 8, 9, 10). Катализатор на смещение химического равновесия не влияет.
3. Закрепление материала. Беседа по вопросам:

• Что называется химическим равновесием?
• В каком году и кем был сформулирован всеобщий закон смещения равновесия?
• Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?
• Слайды № 11, 12.

            Работа в парах (выполнение теста по теме «Химическое равновесие») – 15 минут.

4. Подведение итогов. Сегодня мы рассмотрели вопрос о состоянии равновесия к которому стремится любая система. Зная химический принцип управления этим состоянием, мы всегда можем его перенести на различные сферы нашей жизни. И закончить урок мне бы хотелось словами Борна (слайд № 14). Bнутренняя борьба противоположных сил реализуется в каждом явлении природы, обеспечивает ее движение и развитие, слаженность или расстройство жизненных процессов.
5. Домашнее задание.

Тема «Состав веществ, их многообразие. Газы. Твёрдые тела. Жидкости.»

Цели урока: расширить представления учащихся об агрегатных состояниях веществ.

Ход урока:

I. Орг момент.

II. Актуализация знаний.

Для перехода к вопросу об агрегатном состоянии веществ учитель предлагает отгадать загадку:

Я и туча, и туман,

И ручей, и океан,

И летаю,  и бегу,

И стеклянной быть могу!

                                            (ВОДА)

III.Изучение нового материала.

1) Работа с презентацией.

2) Одно и  тоже вещество в зависимости от условий может находиться в каждом из трех состояний: газообразном, жидком и твердом. Такие состояния принято называть агрегатными.(Учитель демонстрирует воду в трех агрегатных состояниях и просит учащихся назвать известные им газы, жидкости и твердые вещества. Учащиеся с помощью учителя называют характерные свойства веществ в различных агрегатных состояниях.)

Наиболее характерным свойством газов является их сжимаемость и способность расширяться. Газы не имеют собственной формы и расширяются до тех пор, пока не заполнят весь сосуд, принимая его форму. Газы не имеют собственного объема, объем газа определяется объемом сосуда, в котором он находится.

Подобно газам жидкости не имеют собственной формы и подобно газам принимают  форму того сосуда, в котором они находятся. В отличие от газов, жидкости имеют вполне определенный собственный объем. Сжимаемость жидкостей, в отличие от газов, очень мала, и для того, чтобы заметно сжать жидкость, необходимо очень высокое давление.

Твердые тела отличаются от газов и жидкостей наличием собственной формы и собственного объема. Даже при очень высоких давлениях их сжимаемость очень мала. (Учитель демонстрирует твердые вещества: соли (поваренная соль, медный купорос), щелочь (гидроксид натрия или калия), воду (лед), йод, металлы.)

            Существуют вещества настолько вязкие, что надолго сохраняют свою форму. Значит, их можно отнести к твердым веществам. Однако, подобно жидкостям, расположение частиц в таких веществах строго не упорядочено. Такие вещества называются аморфными. (Учитель демонстрирует аморфные вещества: янтарь (бусы), стекло, пластмассы.)

IV. Закрепление изученного материала.

Игра «Третий лишний»

Оборудование: карточки, на которых написано по 4-5  строк названий веществ в различных агрегатных состояниях, образцы веществ, указанные в карточках.

Карточка 1.

Карточка 2.

Карточка 3.

ОПИСАНИЕ ИГРЫ. Учащиеся разбиваются на три команды (по числу рядов в классе). Каждая команда получает от учителя по одной карточке, и по сигналу игроки, сидящие за первым столом, находят и вычеркивают название «лишнего» вещества в первой строчке карточки и передают ее ученикам второго стола. Учащиеся этого стола исправляют ошибки во второй строке карточки и передают ее дальше и т.д. Если ученики затрудняются в определении агрегатного состояния того или иного вещества, они могут обратиться к образцам веществ, выставленных на демонстрационном столе. Побеждает команда, которая первой правильно вычеркнет названия всех «лишних» веществ. После игры проводится обсуждение результатов.

V. Подведение итогов.

VI. Домашнее задание: § 8 № 10-12, § 9 № 9, § 10 № 5.

Тема: «Вещества немолекулярного и молекулярного строения. Кристаллические решетки. Полимеры»

Цель: обобщить знания о влиянии состава вещества на его строение и свойства

Задачи: Обучающие – изучить зависимость свойств веществ от вида химической связи и типа кристаллической решетки.

Развивающие – развивать интеллектуальные и познавательные умения учащихся: выделять существенные признаки и свойства, устанавливать причинно-следственные связи, классифицировать, анализировать, делать выводы.

Воспитательные – содействовать воспитанию у учащихся организованности, самостоятельности.

Оборудование: компьютер, презентация.

Ход урока:

I. Орг. Момент.

II. Актуализация зананий.

Фронтальный опрос.

1.Какие виды химической связи вы знаете?

2.Как образуется ионная связь?  Примеры.

3.Как образуется ковалентная связь? Её виды. Примеры.

4.В каких веществах образуется металлическая связь? Примеры.

Сообщение темы урока. Постановка целей.

III. Изучение новой темы. 

1.Вещества немолекулярного и молекулярного строения

Веществ, состоящих из молекул, очень много. В узлах молекулярных решеток молекулы связаны межмолекулярными силами. Силы межмолекулярного взаимодействия значительно слабее сил ковалентной связи, поэтому молекулярные кристаллы имеют небольшую твердость, легкоплавки и летучи, часто имеют характерный запах.. Такие решетки присущи веществам с ковалентной связью. К ним принадлежат неметаллы, за исключением углерода, кремния и бора, все органические соединения с неионной связью и многие неорганические соединения.

Вещества, состоящие из других частиц, имеют разные типы кристаллических решеток: ионные, металлические, атомные. Веществ, обладающих атомными решетками, сравнительно мало. К ним принадлежат алмаз, графит, кремний кристаллический, бор, красный фосфор, германий, оксид алюминия, оксид кремния, карборунд (карбид кремния) SiC. Атомы в узлах решеток связаны прочными ковалентными связями. Эти вещества характеризуются высокой твердостью, они очень тугоплавки и нерастворимы практически ни в каких растворителях.

По прочности ионные решетки, где ионы связаны силами электростатического притяжения, уступают атомным, но превышают молекулярные. Ионные соединения имеют сравнительно высокие температуры плавления.

Свойства веществ с металлическими решетками обусловлены наличием свободнодвижущихся электронов.

2. Презентация «Полимеры». (работа с учебником)

IV.Закрепление изученной темы.

ЗАДАНИЕ 1

Даны вещества: СO2 , КВг, MgSО4 , SiO2, , Сl2, Fe, NaCl , СО, Mg ,Na2CO3 , I2 (тв), CaF2 , A1F3 , ZnCl2 , NaBr, Al2O3, CH4, C2H5OH, HNO3.

Распределите их на вещества молекулярного и немолекулярного строения.

V. Подведение итогов.

Какие вещества имеют молекулярное строение?

Какие вещества имеют немолекулярное строение?

Что такое полимеры?

Виды полимеров.

VI. Домашнее задание.

§ 7 упр. 4, 8, 9.

11 класс

Контрольная работа № 1 по теме «Общая химия»

1 вариант

1. Дать характеристику химической реакции по известным признакам:

Al (т) + Fe2O3 (т) → Fe (т) + Al2O3 (т) + Q

2. Какие нужны условия: концентрация веществ, давление, температура системы, чтобы сместить равновесие в сторону образования оксида углерода (II)?

СO2 (г) + C (г) ↔ 2СО (г) – Q

3. Составить уравнения возможных реакций в молекулярном и ионном виде между предложенными веществами:

сульфат натрия                соляная кислота

оксид цинка                     сульфат калия

4. С помощью метода электронного баланса подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакций:

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + K2SO4 + Cr2 (SO4)3 + H2O

5. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 30 до 60, если температурный коэффициент равен 4?

6. Вычислить массовую долю соли в растворе, полученном добавлением 20 г соли к 150 г раствора с массовой долей растворённого вещества 10%.

____________________________________________________________________________________

11 класс

Контрольная работа № 1 по теме «Общая химия»

2 вариант

1. Дать характеристику химической реакции по известным признакам:

NH3 (г) + O2 (г) кат→ NO (г) + H2O (г) - Q

2. Как нужно изменить концентрации веществ, давление, и температуру системы, чтобы сместить равновесие в сторону образования оксида углерода (IV)?

СO (г) + O2 (г) ↔ 2СО2 (г) + Q

3. Составить уравнения возможных реакций в молекулярном и ионном виде между предложенными веществами:

хлорид меди (II)                гидроксид калия

сульфат натрия                 оксид углерода (IV)

4. С помощью метода электронного баланса подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакций:

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + H2O

5. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 80, если температурный коэффициент равен 3?

6. К раствору кислоты, массой 200 г с массовой долей 15%, добавлено 300 г воды. Какой стала массовая доля кислоты в новом растворе?

Контрольная работа №2 «Неорганическая химия» 11 класс

1. Вариант

1. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Сера → оксид серы (IV) → оксид серы (VI) → серная кислота → сульфат кальция

2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид бария:

соляная кислота, алюминий, оксид калия, оксид азота (V), вода, нитрат калия, фосфат натрия?

Запишите уравнения возможных реакций.

3.  При взаимодействии 37 г гидроксида кальция с сульфатом аммония было получено 15 г аммиака. Вычислите массовую долю выхода аммиака.

_____________________________________________________________________________________

Контрольная работа №2 «Неорганическая химия» 11 класс

2. Вариант

1. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Гидроксид натрия → гидроксид меди (II) → оксид меди (II) → карбонат меди (II) → углекислый газ

2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать фосфорная кислота:

гидроксид магния, цинк, оксид натрия, оксид серы (IV), вода, сульфат бария, нитрат калия?

Запишите уравнения возможных реакций.

3. Какова масса осадка, полученного при взаимодействии 152 г 10% раствора сульфата железа (II) с 10 г гидроксида натрия?

______________________________________________________________________________________

Контрольная работа №2 «Неорганическая химия» 11 класс

3. Вариант

1. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Литий → гидроксид лития → гидроксид цинка → оксид цинка → сульфат цинка

2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать соляная кислота:

гидроксид железа (III), железо, оксид магния, оксид серы (VI), вода, сульфат калия, нитрат серебра?

Запишите уравнения возможных реакций.

3. В 300 мл воды растворили 80 г гидроксида калия, содержащего 5% примесей. Найдите массовую долю щёлочи в полученном растворе.

______________________________________________________________________________________

Контрольная работа №2 «Неорганическая химия» 11 класс

4. Вариант

1. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Азотная кислота → нитрат натрия → кислород → оксид кальция → гидроксид кальция

2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид калия:

фосфорная кислота, медь, оксид бария, оксид фосфора (V), вода, сульфат меди (II),  хлорид натрия?

Запишите уравнения возможных реакций.

3. Какой объём углекислого газа можно получить при разложении 600 г карбоната натрия, содержащего 8% примесей?

Самостоятельная работа по теме «Оксиды» 11 класс

1вариант

1. Составьте формулы следующих оксидов:

Оксид кальция –

Оксид азота (V) -

Оксид железа (III) -

Оксид фосфора (V) -

Оксид лития -

Оксид азота (II) -

Оксид серы (IV) -

2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид калия: хлорид магния, оксид серы (VI), алюминий, вода, соляная кислота, азот, оксид бария.

Напишите уравнения возможных реакций.

________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Оксиды» 11 класс

2 вариант

1. Составьте формулы следующих оксидов:

Оксид магния -

Оксид азота (IV) -

Оксид алюминия -

Оксид калия -

Оксид хлора (VII) -

Оксид азота (III) -

Оксид серы (VI) - 

2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид фосфора (V): вода, серная кислота, натрий, гидроксид бария, сера, оксид калия, оксид азота (V).

Напишите уравнения возможных реакций.

_______________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Оксиды» 11 класс

1вариант

1. Составьте формулы следующих оксидов:

Оксид кальция –

Оксид азота (V) -

Оксид железа (III) -

Оксид фосфора (V) -

Оксид лития -

Оксид азота (II) -

Оксид серы (IV) -

2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид калия: хлорид магния, оксид серы (VI), алюминий, вода, соляная кислота, азот, оксид бария.

Напишите уравнения возможных реакций.

Самостоятельная работа по теме «Оксиды» 11 класс

2. вариант

1. Составьте формулы следующих оксидов:

Оксид магния -

Оксид азота (IV) -

Оксид алюминия -

Оксид калия -

Оксид хлора (VII) -

Оксид азота (III) -

Оксид серы (VI) - 

2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид фосфора (V): вода, серная кислота, натрий, гидроксид бария, сера, оксид калия, оксид азота (V).

Напишите уравнения возможных реакций.

_______________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Оксиды» 11 класс

1вариант

1. Составьте формулы следующих оксидов:

Оксид кальция –

Оксид азота (V) -

Оксид железа (III) -

Оксид фосфора (V) -

Оксид лития -

Оксид азота (II) -

Оксид серы (IV) -

2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид калия: хлорид магния, оксид серы (VI), алюминий, вода, соляная кислота, азот, оксид бария.

Напишите уравнения возможных реакций.

________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Оксиды» 11 класс

2. вариант

1. Составьте формулы следующих оксидов:

Оксид магния -

Оксид азота (IV) -

Оксид алюминия -

Оксид калия -

Оксид хлора (VII) -

Оксид азота (III) -

Оксид серы (VI) - 

2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать оксид фосфора (V): вода, серная кислота, натрий, гидроксид бария, сера, оксид калия, оксид азота (V).

Напишите уравнения возможных реакций.

Самостоятельная работа «Неметаллы»

Вариант I.

I ЗАДАНИЕ.

1. В периодах ПС с увеличением заряда ядра радиус атомов, как правило: а) увеличивается; б) уменьшается; в) не изменяется; г) изменяется периодически.
2. Сходство в строении атомов неметаллов VII группы главной подгруппы – одинаковое число: а) электронов на внешнем энергетическом уровне; б) заполненных энергетических уровней; в) протонов в ядрах атомов; г) нейтронов в ядрах атомов.
3. В ряду P S Cl электроотрицательность атомов: а) уменьшается от P к Cl; б) увеличивается от P к Cl; в) увеличивается от P к S и не изменяется от S к Cl; г) остается постоянной.

 4.    Какие физические свойства являются общими для большинства неметаллов: 1) твердые, жидкие, газообразные; 2) нет металлического блеска, 3) высокая температура плавления;  

       4) металлический блеск.

             а) 1,2,3,4        б) 1,3,4       в) 1,2,4         г) 1,2.

5.     Химическая активность неметаллов в ряду С Si Ge: а) увеличивается; б) уменьшается; в)   увеличивается от C к Si и ослабевает от Si к Ge; г) остается постоянной.

II ЗАДАНИЕ.

Допишите уравнения реакций.

Fe + Cl2 =                                            HNO2 + O2 =                              SO2 + O2 =

Ca + S =                                               NH3 + O2 =                                 FeCl2 + Cl2 =

Cl2 + NaBr  =                                       C2H2 + H2 =                                C2H6 + O2 =          

__________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа «Неметаллы»

Вариант II

I ЗАДАНИЕ.

1. В группах ПС с увеличением заряда ядра радиус атомов, как правило: а) увеличивается; б) уменьшается; в) не изменяется; г) изменяется периодически.
2. Наиболее ярко выраженные неметаллические свойства среди элементов 2-периода ПС проявляет:  а) углерод; б) азот; в) кислород; г) фтор.
3. По строению атомов неметаллы О, S и Se сходны числом: а) заполненных энергетических уровней; б) электронов на внешнем энергетическом уровне; в) протонов в ядрах атомом;     г) протонов и нейтронов в ядрах атомов.
4. В ряду I Br Cl электроотрицательность атомов: а) уменьшается; б) увеличивается; в) не изменяется; г) изменяется без какой-либо закономерности.
5. В ряду N  P As химическая активность неметаллов: а) увеличивается; б) уменьшается; в) не изменяется; г) изменяется без какой-либо закономерности.

II ЗАДАНИЕ.

 Допишите уравнения реакций.

S + O2 =                                                 KI + Cl2 =                             CH4 + O2 =  

H2+ Cl2 =                                               H2S + O2 =                           HNO2 +O2 =

Zn + S =                                                C2H4 + H2 =                          Cl2 + H2O =    

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

1 вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия железа с кислородом, серой, хлором.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Калий → пероксид калия → оксид калия →гидроксид калия → хлорид калия

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

2. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия натрия с водой, водородом, хлором.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

алюминий → железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → оксид железа (II)

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

3. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия алюминия с оксидом железа (II), бромом, кислородом.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

кальций → оксид кальция → гидроксид кальция → карбонат кальция → углекислый газ

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

4. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия цинка с серной кислотой, серой, сульфатом меди (II).

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

железо → хлорид железа (II) → хлорид железа (III) → гидроксид железа (III) → оксид железа (III)

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

1. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия железа с кислородом, серой, хлором.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Калий → пероксид калия → оксид калия →гидроксид калия → хлорид калия

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

2  вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия натрия с водой, водородом, хлором.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

алюминий → железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → оксид железа (II)

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

3. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия алюминия с оксидом железа (II), бромом, кислородом.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

кальций → оксид кальция → гидроксид кальция → карбонат кальция → углекислый газ

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

4. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия цинка с серной кислотой, серой, сульфатом меди (II).

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

железо → хлорид железа (II) → хлорид железа (III) → гидроксид железа (III) → оксид железа (III)

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

1. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия железа с кислородом, серой, хлором.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Калий → пероксид калия → оксид калия →гидроксид калия → хлорид калия

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

2. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия натрия с водой, водородом, хлором.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

алюминий → железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → оксид железа (II)

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

3. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия алюминия с оксидом железа (II), бромом, кислородом.

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

кальций → оксид кальция → гидроксид кальция → карбонат кальция → углекислый газ

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Металлы» 11 класс

4. вариант

1. Напишите уравнения взаимодействия цинка с серной кислотой, серой, сульфатом меди (II).

2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

железо → хлорид железа (II) → хлорид железа (III) → гидроксид железа (III) → оксид железа (III)

Самостоятельная работа по теме «Способы выражения концентрации растворов»

1 вариант

Решить задачи:

1. К 350 г 25% -го раствора соляной кислоты добавили 150 г воды. Найдите массовую долю соляной кислоты в полученном растворе.
2. Какой объем водорода можно получить при растворении в соляной кислоте 16,58 г цинка, содержащего 2% примесей?
3. Определить массовую долю растворенного вещества в растворе, образовавшемся при смешивании раствора массой 150 г 10% концентрации с раствором массой 250 г 5% концентрации.
4. Какую массу железа можно получить восстановлением 320 г оксида железа (III) водородом, если выход продукта реакции составил 85% от теоретически возможного?

____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Способы выражения концентрации растворов»

2 вариант

Решить задачи:

1. Какой объем аммиака (н.у.) можно получить из 67,2 л водорода, если выход продукта составил 60% от теоретически возможного?
2. Из 500 г 17%-го раствора серной кислоты упариванием удалили 300 г воды. Найдите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
3. Определить массовую долю растворенного вещества в растворе, образовавшемся при смешивании раствора массой 430 г 10% концентрации с раствором массой 150 г 5% концентрации.
4. Вычислите массу  раствора с массовой долей кислоты 20% и массу воды, которые надо взять, чтобы приготовить раствор кислоты массой 400г с массовой долей 5%.  

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Способы выражения концентрации растворов»

1 вариант

Решить задачи:

5. К 350 г 25% -го раствора соляной кислоты добавили 150 г воды. Найдите массовую долю соляной кислоты в полученном растворе.
6. Какой объем водорода можно получить при растворении в соляной кислоте 16,58 г цинка, содержащего 2% примесей?
7. Определить массовую долю растворенного вещества в растворе, образовавшемся при смешивании раствора массой 150 г 10% концентрации с раствором массой 250 г 5% концентрации.
8. Какую массу железа можно получить восстановлением 320 г оксида железа (III) водородом, если выход продукта реакции составил 85% от теоретически возможного?

Самостоятельная работа по теме «Способы выражения концентрации растворов»

2 вариант

Решить задачи:

5. Какой объем аммиака (н.у.) можно получить из 67,2 л водорода, если выход продукта составил 60% от теоретически возможного?
6. Из 500 г 17%-го раствора серной кислоты упариванием удалили 300 г воды. Найдите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
7. Определить массовую долю растворенного вещества в растворе, образовавшемся при смешивании раствора массой 430 г 10% концентрации с раствором массой 150 г 5% концентрации.
8. Вычислите массу  раствора с массовой долей кислоты 20% и массу воды, которые надо взять, чтобы приготовить раствор кислоты массой 400г с массовой долей 5%.  

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Способы выражения концентрации растворов»

1 вариант

Решить задачи:

9. К 350 г 25% -го раствора соляной кислоты добавили 150 г воды. Найдите массовую долю соляной кислоты в полученном растворе.
10. Какой объем водорода можно получить при растворении в соляной кислоте 16,58 г цинка, содержащего 2% примесей?
11. Определить массовую долю растворенного вещества в растворе, образовавшемся при смешивании раствора массой 150 г 10% концентрации с раствором массой 250 г 5% концентрации.
12. Какую массу железа можно получить восстановлением 320 г оксида железа (III) водородом, если выход продукта реакции составил 85% от теоретически возможного?

____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Способы выражения концентрации растворов»

2 вариант

Решить задачи:

9. Какой объем аммиака (н.у.) можно получить из 67,2 л водорода, если выход продукта составил 60% от теоретически возможного?
10. Из 500 г 17%-го раствора серной кислоты упариванием удалили 300 г воды. Найдите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
11. Определить массовую долю растворенного вещества в растворе, образовавшемся при смешивании раствора массой 430 г 10% концентрации с раствором массой 150 г 5% концентрации.
12. Вычислите массу  раствора с массовой долей кислоты 20% и массу воды, которые надо взять, чтобы приготовить раствор кислоты массой 400г с массовой долей 5%.

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

1 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, F2, Cu, NH3, CaO, SO2, Fe, N2, N2O5, CuS, Br2, Al2(SO4)3, K, CCl4, I2, Sr.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическая связь»

2 вариант

Определите тип химической связи в следующих веществах: СuCl2, N2O3, Cl2, Zn, BaO, PCl3, Ag, H2, Al, O2, NaNO3, SO3, Mg, F2, Al4C3, SF6.

Изобразите схемы образования химических связей для выделенных веществ.

_____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химические реакции» 11 класс

1 вариант

1. Дать характеристику химических реакций по признакам классификации:

А) 2Al (т) + Fe2O3 (т) → 2Fe↓ (т) + Al2O3 (т) + Q

                                   H2SO4

Б) C2H5OH (ж) ↔ C2H4 (г) + H2O (ж) – Q

   2.   Задача. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 С0 до 50 С0, если температурный коэффициент скорости равен 3?

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химические реакции» 11 класс

2 вариант

1. Дать характеристику химических реакций по признакам классификации:

А) PB(NO3)2 (т) → PbO (т) + NO2↑ (г) + O2↑ (г) - Q

                                              Pt

Б) C3H6 (г) + H2 (г) ↔ C3H8 (г) + Q

   2.   Задача. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 60 С0 до 110 С0, если температурный коэффициент скорости равен 2?

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химические реакции» 11 класс

1 вариант

1. Дать характеристику химических реакций по признакам классификации:

А) 2Al (т) + Fe2O3 (т) → 2Fe↓ (т) + Al2O3 (т) + Q

                                   H2SO4

Б) C2H5OH (ж) ↔ C2H4 (г) + H2O (ж) – Q

   2.   Задача. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 С0 до 50 С0, если температурный коэффициент скорости равен 3?

___________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химические реакции» 11 класс

2 вариант

1. Дать характеристику химических реакций по признакам классификации:

А) PB(NO3)2 (т) → PbO (т) + NO2↑ (г) + O2↑ (г) - Q

                                              Pt

Б) C3H6 (г) + H2 (г) ↔ C3H8 (г) + Q

   2.   Задача. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 60 С0 до 110 С0, если температурный коэффициент скорости равен 2?

                     Самостоятельная работа по теме «Соли»               11 класс

1. вариант

     Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия хлорида магния со следующими веществами: оксидом кальция, гидроксидом натрия, нитратом серебра, натрием, водой, фосфорной кислотой, оксидом серы (VI), карбонатом натрия.

_____________________________________________________________________________________________                   

                        Самостоятельная работа по теме «Соли»               11 класс

2. вариант

     Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия сульфата железа (II) со следующими веществами: гидроксидом калия, нитратом бария, оксидом натрия, фосфорной кислотой, водой, барием, оксидом азота (V), карбонатом калия.

______________________________________________________________________________________________                   

                        Самостоятельная работа по теме «Соли»               11 класс

1. вариант

     Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия хлорида магния со следующими веществами: оксидом кальция, гидроксидом натрия, нитратом серебра, натрием, водой, фосфорной кислотой, оксидом серы (VI), карбонатом натрия.

_____________________________________________________________________________________________                   

                        Самостоятельная работа по теме «Соли»               11 класс

2. вариант

     Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия сульфата железа (II) со следующими веществами: гидроксидом калия, нитратом бария, оксидом натрия, фосфорной кислотой, водой, барием, оксидом азота (V), карбонатом калия.

_____________________________________________________________________________________________

                         Самостоятельная работа по теме «Соли»               11 класс

1. вариант

     Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия хлорида магния со следующими веществами: оксидом кальция, гидроксидом натрия, нитратом серебра, натрием, водой, фосфорной кислотой, оксидом серы (VI), карбонатом натрия.

_____________________________________________________________________________________________                   

                        Самостоятельная работа по теме «Соли»               11 класс

2. вариант

     Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия сульфата железа (II) со следующими веществами: гидроксидом калия, нитратом бария, оксидом натрия, фосфорной кислотой, водой, барием, оксидом азота (V), карбонатом калия.

_____________________________________________________________________________________________

                    Самостоятельная работа по теме «Кислоты и основания»               11 класс

1 вариант

1. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты со следующими веществами: оксидом алюминия, гидроксидом магния, сульфатом железа (II), силицидом калия, водой, магнием.
2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия: золото, азотная кислота, вода, оксид углерода (IV), хлорид железа (II), оксид магния. Написать уравнения возможных реакций.

_____________________________________________________________________________________________

                        Самостоятельная работа по теме «Кислоты и основания»               11 класс

2 вариант

1. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия серной кислоты со следующими веществами: гидроксидом калия, нитратом натрия, оксидом магния, хлоридом бария, водой, цинком.
2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид калия: цинк, серная кислота, вода, хлорид магния, сульфат натрия, оксид серы (VI). Написать уравнения возможных реакций.

______________________________________________________________________________________________

 Самостоятельная работа по теме «Кислоты и основания»               11 класс

1. вариант

1. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты со следующими веществами: оксидом алюминия, гидроксидом магния, сульфатом железа (II), силицидом калия, водой, магнием.
2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия: золото, азотная кислота, вода, оксид углерода (IV), хлорид железа (II), оксид магния. Написать уравнения возможных реакций.

_____________________________________________________________________________________________

                        Самостоятельная работа по теме «Кислоты и основания»               11 класс

2. вариант

1. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия серной кислоты со следующими веществами: гидроксидом калия, нитратом натрия, оксидом магния, хлоридом бария, водой, цинком.
2. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид калия: цинк, серная кислота, вода, хлорид магния, сульфат натрия, оксид серы (VI). Написать уравнения возможных реакций.

Самостоятельная работа по теме «Химическое равновесие» 11 класс

1 вариант

1. Дано уравнение обратимой химической реакции:

2 CO (г) + O2 (г) ↔ 2 CO2 (г) + Q

В какую сторону смещается равновесие этой реакции:

А) при повышении давления;

Б) при повышении температуры;

В) при увеличении концентрации кислорода.

2.  Дано уравнение обратимой химической реакции:

2 NO2 (г) ↔ N2O4 (г) – Q

Укажите, как необходимо изменить температуру, давление, концентрацию оксида азота (IV), чтобы сместить химическое равновесие влево.

_______________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Химическое равновесие» 11 класс

2 вариант

1. Дано уравнение обратимой химической реакции:

CO (г) + H2O (г) ↔ CO2 (г) + H2 (г) + Q

В какую сторону смещается равновесие этой реакции:

А) при уменьшении давления;

Б) при понижении температуры;

В) при увеличении концентрации водорода.

2.  Дано уравнение обратимой химической реакции:

C2H4 (г) + H2 (г) ↔ C2H6 (г) + Q

Укажите, как необходимо изменить температуру, давление, концентрацию этана, чтобы сместить химическое равновесие вправо.

1. Какую массу воды необходимо прилить к 180 г 70%-го раствора серной кислоты для приготовления 30%-го раствора серной кислоты?

_____________________________________________________________________________________

2. Рассчитайте массовую долю хлороводорода в растворе, полученном при растворении 3,36 л (н.у.) хлороводорода в 120 г воды.

_____________________________________________________________________________________

3. Какие массы соли и воды потребуются для приготовления 180 г раствора с массовой долей нитрата калия 12%?

_____________________________________________________________________________________

4. Сульфат натрия массой 40 г растворили в 160 мл воды. Какова массовая доля соли в полученном растворе?

_____________________________________________________________________________________

5. 50 г медного купороса CuSO4 * 5H2O растворили в 100 г воды. Какова массовая доля сульфата меди (II) в полученном растворе?

_____________________________________________________________________________________

6. Какая масса карбоната натрия потребуется для приготовления 850 г 15%-го раствора?

_____________________________________________________________________________________

7. К 550 г 30%-го раствора серной кислоты прилили 60 мл воды. Определите массовую долю кислоты в полученном растворе.

_____________________________________________________________________________________

8. При охлаждении 150 г 25%-го раствора нитрата натрия в осадок выпало 12 г соли. Вычислите массовую долю соли в растворе после охлаждения.

_____________________________________________________________________________________

9. Рассчитайте массовую долю растворённого вещества в растворе, полученном путём растворения 28 г сульфата калия в 132 г воды.

_____________________________________________________________________________________

10. К 150 г раствора хлорида натрия с массовой долей соли 5% добавили 20 г твёрдого хлорида натрия. Какова массовая доля соли в полученном растворе?

_____________________________________________________________________________________

11. Рассчитайте массовую долю раствора, который получится, если смешать 300г 20% раствора соли с 200г 35% раствора?  

________________________________________________________________________________________

12. В воде объемом 2л растворили медный купорос массой 4,3кг. Какова массовая доли соли в растворе?

_____________________________________________________________________________________

13. Вычислите массу раствора с массовой долей кислоты 20% и массу воды, которые надо взять, чтобы приготовить раствор кислоты массой 400г с массовой долей 5%.

_____________________________________________________________________________________

14. Сколько грамм йода и спирта нужно взять для приготовления 500 грамм 5%-ной йодной настойки?
15. В 1000г воды растворим 8 моль сульфата калия (K2SO4) . Рассчитайте массовую долю растворенного вещества. 

_____________________________________________________________________________________

16. К 200г с массовой долей 10% раствора прилили 50г воды. Какой стала массовая доля (%) растворенного вещества после разбавления? 

_____________________________________________________________________________________

17. Из 400г 50% раствора серной кислоты выпариванием удалили 100г воды. Чему равна массовая доля H2SO4 в оставшемся растворе?

_____________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Дисперсные системы»

1 вариант

Заполните таблицу:

____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Дисперсные системы»

2 вариант

Заполните таблицу:

____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Дисперсные системы»

1 вариант

Заполните таблицу:

Самостоятельная работа по теме «Дисперсные системы»

2 вариант

Заполните таблицу:

___________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Дисперсные системы»

1 вариант

Заполните таблицу:

____________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Дисперсные системы»

2 вариант

Заполните таблицу: