Химия: 9 класс

Тема. Характеристика элемента по его положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Класс: 9 класс.

Технология: развивающее обучение, технология критического мышления, проблемное обучение, обучение в сотрудничестве, ИКТ, здоровьесберегающие технологии.

Цели урока:

Дидактические:

Изучить план характеристики химического элемента и научиться применять его на практике.

Обобщить и закрепить знания учащихся об основных закономерностях в изменении свойств элементов и их соединений, отраженных в периодической системе.

Продолжить формирование умения работать с таблицей химических элементов.

Развивающие:

Формирование научного мирровозрения;

Развитие познавательной активности учащихся, вырабатывать умение наблюдать, анализировать, делать выводы, объяснять ход эксперимента;

Формирование основных учебных компетенций: учебной, коммуникативной, личностной;

Развивать умения мыслить нестандартно, творчески;

Воспитательные:

Воспитывать коммуникативные качества, умение высказывать собственное мнение, сотрудничать в паре;

Ориентирование учащихся на здоровый образ жизни;

Формирование правильной самооценки учащихся;

Воспитание потребности в знаниях, повышения познавательных интересов, привитие интереса к химии.

Методы обучения:

поисково-познавательный

Эпиграф урока:

«Единственный путь, ведущий к знанию, - это деятельность» (Б.Шоу).

«Мощь и сила науки- во множестве фактов, цель- в обобщении этого множества» (Д.И. Менделеев)

Оборудование:

1) мультимедийный проектор, экран, компьютер, колонки, презентация в программе Power Point, таблица химических элементов.

Приборы и оборудование для лабораторной работы: три пронумерованные пробирки с растворами веществ гидроксид натрия, соляная кислота, серная кислота, фенолфталеин, раствор хлорида бария.3) Приборы и реактивы для демонстрационного опыта: гидроксид натрия, раствор фенолфталеина, соляная кислота; хлорид алюминия, гидроксид натрия, соляная кислота.

Ход урока:

I.Орг. момент.

Вступительное слово учителя ( учитель приветствует учащихся), обращает внимание на стихотворение, чтобы подвести учащихся к теме урока.

Слайд 2. Другого ничего в природе нет.

Ни здесь, ни там, в космических глубинах:

Все - от песчинок малых до планет-

Из элементов состоит единых.

Слайд 3. Перед вами большой дом, состоит из химических элементов. Он имеет 7 этажей-периодов, 8 подъездов-групп. Каждый элемент имеет квартирку со своим номером. И улица главная- периодическая.

Слайды 4-5.

II. Актуализация знаний.

Слайды 6-16. I.Фаза вызова интереса. Отгадайте кроссворд. Задание: впишите названия элементов- неметаллов.

1.Элемент с порядковым номером 14

2.Элемент, содержащий 6 протонов в ядре

3.Второй по порядку в ряду инертных элементов

4.Самый распространенный элемент в земной коре

5.Элемент, относительная атомная масса которого равна 4

6. Атом элемента, имеющий заряд ядра +17

7. Элемент 4 периода, 6А группы

8. Латинское название «сульфур», а русское …..

9.А.Лавуазье дал имя «горючему воздуху» «гидрогениум» - рождающий воду.

В результате разгадывания кроссворда получили ключевое слово « Менделеев»

Вопрос: Кто такой Менделеев? Что о нем вы знаете? ( выслушиваем ответы учащихся)

Слайды 17-18. Учитель: пусть имя Д. И. Менделеева будет нашей путеводной звездой.

Слайд 19. 2. Вступление в тему. Периодическая система и строение атома. ( фронтальная работа)

Продолжите предложения, вставьте пропущенные слова:

Периодическая система- это….

Физический смысл номера:

элемента

периода

группы

Причины изменения свойств элементов: в периоде и в группе

Слайд 20. В периодах слева направо число электронов на внешнем электронном слое увеличивается, число электронных слоёв не меняется, радиус атомов уменьшается. Следовательно, металлические свойства….., а неметаллические….

В группах сверху вниз число электронных слоёв увеличивается, число электронов на внешнем слое не меняется, радиус атомов увеличивается. Следовательно, неметаллические свойства….., а металлические…

III. Изучение нового материала.

II. Фаза осмысления . (Погружение в тему).

Учитель: Как и литературным героям, химическим элементам «героям» химических процессов можно давать характеристику. Только если для первых эту характеристику дают на основании литературного произведения, то для вторых в качестве первоисточника используют Периодическую систему химических элементов Д.И.Менделеева. И в первом, и во втором случае необходим план. Характеризуя химический элемент, будем придерживаться следующего плана:

Слайд 21.

1. Положение элемента в ПС (номер, период, группа, подгруппа)

2.Строение атома, важнейшие степени окисления.

3.Электронная формула, семейство элемента

4.Характер элемента (металл, неметалл, переходный) и простого вещества

5.Состав высшего оксида, его характер

6.Состав гидрата оксида, его характер

7.Состав летучего водородного соединения (для неметаллов)

8. Генетический ряд

IV. Закрепление изученного материала.

Слайды 22-24. Проба № 1. Характеристика элемента металла.

Учитель: Чтобы узнать какой элемент ждет своей характеристики, откроем посылку. Приглашается ученик, который достает из ящика модель атома элемента. В ходе беседы узнаем, что это модель атома натрия.

( ученик объясняет: в атоме три энергетических уровня, на внешнем уровне – один электрон, значит, элемент находится в третьем периоде, в первой группе, и это элемент натрий.)

Характеристика элемента натрия по плану.( ученики работают индивидуально)

Проверка.

1.Натрий (Na)- элемент 3 периода, 1группы, главной подгруппы, порядковый номер -11, относительная атомная масса – 23.

2. Строение атома: заряд ядра= +11, протонов= 11, нейтронов = 12, электронов = 11. Распределение электронов по энергетическим уровням: 2, 8, 1. Степень окисления = +1

3.Электронная формула: 1S22S22P63S1, s- элемент.

4.Простое вещество- металл, имеет металлическую связь и металлическую кристаллическую решетку.

5.Высший оксид Na2O - основной.

6.Гидрат оксида NaOH - щелочь

7. Летучее водородное соединение не образует

8. Генетический ряд: Na→Na2O→NaOH→NaCl

Учитель:почему натрий называют щелочным металлом? Ученик: при взаимодействии с водой, натрий образует щелочь.

Демонстрация опыта: взаимодействие натрия с водой. По изменению окраски индикатора фенолфталеина с бесцветного на малиновый делаем вывод, что в растворе образовалась щелочь- гидроксид натрия. При добавлении кислоты, раствор обесцвечивается.

Учитель: почему изменилась окраска раствора?

Ученик: произошла реакция нейтрализации, основание прореагировало с кислотой с образованием соли и воды.

На доске записываются уравнения проведенных реакций:

2Na+2Н2О=2 NaOH +Н2 , NaOH + HCl = NaCl + H2O

Физкультминутка. Гимнастика для глаз.

Быстро моргайте в течение 1-2минут, не напрягая веки. (Способствует улучшению кровообращения.)

Крепко зажмурьтесь на 3-5секунд, а затем откройте глаза на 3-5секунд. Повторите 7 раз. (Укрепляет мышцы век, улучшает кровообращение, способствует расслаблению мышц глаза.)

Перемещайте взгляд в разных направлениях (по кругу – по часовой стрелке и против, вправо-влево, вверх-вниз, восьмёркой). Глаза при этом могут быть открыты или закрыты , по желанию. Если глаза открыты, то при движении взгляда обращайте внимание на окружающие предметы. (Укрепляет мышцы глаза.)

Тремя пальцами каждой руки легко нажмите на верхние веки, через 1-2 секунды снимите пальцы с век. Повторите 3 раза. (Улучшает циркуляцию внутриглазной жидкости.)

Сначала сосредоточьтесь на предмете, находящемся близко от глаз, а затем переведите взгляд на удалённый предмет. Повторите 10 раз. (Снимает утомление, облегчает зрительную работу на близком расстоянии.)

После выполнения каждого упражнения закройте глаза и дайте им отдохнуть.

Слайды 25-28. Проба № 2 . Характеристика элемента неметалла.

Учитель: решите задачу. Элемент образует высший оксид состава RO3 . С водородом этот же элемент образует летучее соединение, массовая доля водорода в котором составляет 5, 88 %. Рассчитайте относительную атомную массу элемента и назовите его.

Один из учеников решает задачу на доске и объясняет ее решение: формула высшего оксида RO3, значит это элемент 6 группы, тогда формула водородного соединения - Н2R. Составим соотношение:

2 – 5,88

Х – 94,12 ; Х= 32, относительная атомная масса элемента равна 32, элемент- сера.

Характеристика элемента сера по плану. Взаимопроверка.

Сера(S)- элемент 3 периода, 6 А группы, порядковый номер -16, относительная атомная масса 32.

Строение атома: заряд ядра =+16, протонов = 16, нейтронов = 16, электронов = 16. Распределение электронов по энергетическим уровням: 2, 8, 6. Высшая степень окисления = +6, низшая степень окисления = -2.

Электронная формула: 1S22S22P63S23р4 , р-элемент

Простое вещество- неметалл, имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Высший оксид SО3 – кислотный.

Гидрат оксида Н2SО4– серная кислота.

Летучее водородное соединение Н2S –сероводород

Генетический ряд: S→SO2 →SО3→ Н2SО4→ВаSО4

Слайд 29. Лабораторная работа. В трех пробирках даны вещества: Соляная кислота, серная кислота, гидроксид натрия. Определите каждое из веществ. Объясните результаты опыта.

Учащиеся составляют план анализа, выполняют работу, результаты записывают в карту урока.

Ученик у доски объясняет: в каждую пробирку с веществами добавили универсальную лакмусовую бумагу, в первой пробирке она посинела, значит среда щелочная, т.е. находится гидроксид натрия. В двух других пробирках лакмусовая бумага покраснела, значит среда кислая, в них- кислоты. В пробирки с кислотами добавили хлорид бария. В третьей пробирке выпал белый осадок, значит здесь находится серная кислота. Уравнение реакции: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl , сокращенное ионное уравнение: Ba 2+ +SO42- = BaSO4.Вывод: реактивом на сульфат ион является ион бария.

Слайды 30-33. Проба № 3. Характеристика переходного элемента.

Учитель: к нам пришло письмо, прочитаем его.

Письмо: В тринадцатой квартире живу, известный в мире как проводник прекрасный; пластичен, серебрист. Еще по части сплавов завоевал я славу и в этом деле, я специалист. По внешности, я видный, хоть пленкою оксидной покрыт, она мне- прочная броня. Я мягкий, легкий, ковкий, сверкаю в упаковке. Обернуты конфеты блестящею фольгой. Для плиток шоколада меня немало надо, а раньше был я очень дорогой.

О каком элементе и простом веществе идет речь?

Дайте характеристику элементу по плану .

Ученик: это элемент алюминий, объясняет свой ответ.

Проверка.

Алюминий ( Al)- элемент 3 периода, 3А группы, порядковый номер -13, относительная атомная масса равна 27

Строение атома: заряд ядра = +13, протонов = 13, нейтронов =14, электронов +13, распределение электронов по энергетическим уровням: 2,8,3. Степень окисления =+3

Элемент- переходный, простое вещество – металл, имеет металлическую кристаллическую решетку.

Электронная формула: 1S22S22P63S23р1 , р-элемент

Высший оксид Al2O3 - амфотерный.

Гидрат оксида Al(OH)3 - амфотерное основание

Летучее водородное соединение не образует

Генетический ряд: Al→ Al2O3→AlCl3→ Al(OH)3

Учитель: как доказать амфотерный характер гидроксида алюминия ?

Ученик: амфотерные соединения реагируют с кислотами и основаниями.

Виртуальная лаборатория ( CD диск , химия 9) → Свойства неорганических соединений→ Тема. Алюминий. → Взаимодействие гидроксида алюминия с кислотами и щелочами. Результаты опытов заносятся в карту урока. Один из учеников записывает уравнения реакций на доске.

Получение гидроксида алюминия: AlCl3 + 3 NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl

Взаимодействие гидроксида алюминия с кислотой: Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Взаимодействие гидроксида алюминия со щелочью: Al(OH)3 + NaOH = Na [Al(OH)4].

Вывод: Гидроксид алюминия Al(OH)3 – амфотерное основание.

V. Подведение итогов.

Слайды 34-35. Итоговый вывод:

Химические элементы делятся на…….

Атомы металлов на внешнем уровне содержат……электронов. При химических реакциях металлы способны……электроны, т.е.проявляют …….. свойства

Простое вещество металл имеет ……..кристаллическую решетку и ……..химическую связь.

Металлу соответствует…….оксид, которому соответствует ……

Основные оксиды и основания имеют общие свойства: реагируют с…… и ……….

Атомы неметаллов на внешнем уровне содержат…… электронов. Атомы неметаллов могут присоединять и отдавать электроны, т.е. проявляют ……… и ………. свойства

Неметаллу соответствует……. оксид, которому соответствует……..

Кислотные оксиды и кислоты имеют общее свойство: реагируют с …… и ……..

Оксиды и гидроксиды переходных элементов проявляют……..свойства, т.е. реагируют и с …… и с…….

VI. Рефлексия. Домашнее задание.

Слайд 36. III. Фаза размышления. Рефлексия.

Учитель: проанализируйте стихотворение Гладкова с точки зрения химии.

Пусть зимний день с метелями

Не навевает грусть-

Таблицу Менделеева я знаю наизусть.

Зачем ее я выучил? Могу сказать, зачем:

В ней стройность и величие

любимейших поэм,

Без многословья книжного

в ней смысла торжество,

И элемента лишнего в ней нет ни одного;

В ней пробужденье дерева и внешних льдинок хруст.

Таблицу Менделеева я знаю наизусть.

Выслушиваются ответы учащихся, где ученики делали логический вывод не только об упорядоченности элементов в таблице, стройности и величия состава Вселенной, веществ, ее составляющих, но и о взаимосвязи элементов с природой, связь явлений природы. Основной тезис: таблицу Менделеева надо знать!

Учащиеся выставляют самооценку за работу на уроке в карте урока.

Слайд 37. В заключении учащиеся высказывают свое мнение об уроке:

Я узнал …

Я запомнил …

Меня удивило …

Мне понравилось …

Полученные на уроке знания мне пригодятся …..

Слайд 38. Домашнее задание: дайте характеристику элементам с порядковыми номерами 7, 12.

                                           Тема: Соединения алюминия.                   9 класс

Цель урока: Способствовать формированию представлений о химических свойствах и способах применения соединений алюминия; воспитывать интерес к окружающему миру.

Планируемые результаты:

Предметные: научатся осуществлять цепочки превращений на основе знания химических свойств соединения алюминия; научатся характеризовать амфотерные свойства оксида и гидроксида алюминия.

Метапредметные УУД:

Регулятивные: самостоятельно вносить коррективы и дополнения в способ своих действий, предвосхищая результат и уровень усвоения полученных знаний.

Познавательные: выполнять операции со знаками и символами, выбирать наиболее эффективные способы решения задачи.

Коммуникативные: совершенствовать умение оказывать помощь и эмоциональную поддержку партнёрам.

Личностные УУД: формировать способность к логическому мышлению и речи.

Тип урока: урок изучения нового материала.

Методы и формы обучения:

Методы: словесно-наглядные, лабораторная работа.

Формы: беседа, работа в парах, демонстрационный эксперимент.

Формы контроля: устный (беседа), взаимоконтроль.

Термины: анаграмма, амфотерность.

Оборудование и реактивы: сульфат алюминия, гидроксид натрия, соляная кислота, пробирки, спиртовка, спички, держатель.

Образовательные ресурсы: учебник О.С.Габриеляна «Химия» 9 класс; презентация, раздаточный материал.

Ход урока:

1. Орг.момент.

- Здравствуйте, ребята, садитесь. Ответственный,  кто отсутствует? (ответственный называет отсутствующих)

Стук в дверь. Заходит ученица.

У-ль: Что случилось? Почему опаздываешь?

У-ца: Я была в  медкабинете. У меня разболелся живот, мне дали лекарство (держит коробку с алмагелем).

У-ль: Что за лекарство? Что входит в состав?

У-ца: Гидроксид и оксид алюминия!

- Давайте предположим, почему же назначили этот препарат? (говорят, что в желудке есть соляная кислота и, возможно, для понижения кислотности)

- А какие ещё вы знаете соединения алюминия? (соли алюминия)

О чём мы поговорим сегодня на уроке? (О соединениях алюминия)

2. Актуализация знаний.

Слайд 1.  Обозначим тему урока: «Соединения алюминия.»

Слайд 2. Каковы цели нашего урока? (изучить физические и химические свойства, получение соединений алюминия, закрепить знания об амфотерности соединений алюминия.)

Но сначала давайте проверим ваши знания об алюминии.

Слайд 3.  Тест «Проверь себя»:

На столах карточки-тесты (работа на 3-4 мин), взаимоконтроль, ответы на слайде.

I вариант

Выберите правильный вариант ответа:

1. Число электронов в атоме алюминия равно:

              И) 13                К) 27                         Л) 26                   М) 3 

2. Число энергетических уровней и число внешних электронов атома алюминия равны соответственно:

              Р)  2,3               С) 3, 13               Т) 3,3                     У) 3,1

Установите соответствие между реагентами и продуктами  реакции:

3. Al + O2   →                                                           Х)  AlCl3 + H2

4. Al + H2O →                                                   С)  AlCl3 + H2O            

5. Al + HgCl2 →                                                 Ч)  Al2O3   

6. Al + NaOH  →                                                      Р)  AlCl3 + Hg 

                                                                            П)  Na[Al(OH)4] + H2

                                                                            А)  AlCl3 + HgCl2

                                                                            О)  Al(OH)3 + H2

                                                                            В)  Al(OH)3 +Na

     II вариант

Выберите правильный вариант ответа:

1. Число нейтронов в атоме алюминия равно:

   М) 26                Н) 27                    О) 14                   П) 13

2. Химическому элементу, расположенному в третьем периоде и в IIIА  группе, соответствует:

              И) водородное соединение Н2Э

              К) кислотный оксид ЭО3

             Л)  кислотный оксид ЭО2

             М) амфотерный оксид Э2О3

Установите соответствие между реагентами и продуктами  реакции:

3. Al +Fe3O4  →                                                      П)  Al2(SO4)3 + H2

     4. Al + KOH →                                                      Р)   KAlO2 + H2                                             

5. Al + ZnSO4 →                                                      Ь)   Al2O3 + Fe

6. Al + H2SO4 →                                                  Ш) Al(OH)3 +K

                                                                                      Ф)  Al2(SO4)3 + H2O

                                                                                      О)  Al2O3   

                                                                                 С)  K[Al(OH)4] + H2

                                                                                 И)   Al2(SO4)3 + Zn

Слайд 3.   Ответы:

I вариант: И Т Ч О Р П

II вариант: О М Ь С И П

Критерии оценки:

Всё верно – «5»

1 ошибка – «4»

2-3 ошибки – «3»

4 ошибки – учи ешё!

Динамическая пауза для глаз.

3. Изучение нового материала.

- Ребята, под буквами, которые вы отгадали, зашифрованы анаграммы. Что такое анаграмма? (Слово или словосочетание, образованное путём перестановки букв, составляющих другое слово или словосочетание)

- Что здесь написано? (Прочти письмо)

- Я совсем забыла, ведь мне на перемене принесли конверт, подписанный на английском языке. Я ничего не понимаю, так как изучала немецкий язык. Кто может прочитать? (ученик читает и переводит).

Читает адрес на конверте на английском языке. (From the Nobel Committee to School Number 8, Kamyshin, Classroom Number 21. - Oт Нобелевского комитета школе №8 г.Камышина, кабинет №21)

Вскрыли конверт. Написано: «All mathematicians agrue that the permutation of the sum doesn’t change. Is it always true in chemistry? Explain and prove it, please.» - «Математики утверждают, что от перестановки мест слагаемых сумма не изменяется. Всегда ли это справедливо в химии? Объясните. Докажите».

- Молодец! Вот как важно знать английский язык даже на уроках химии.

- Давайте попробуем ответить на этот вопрос, исследуя свойства гидроксида алюминия.

- Существует ли гидроксид алюминия в природе? (Нет, его надо получить.)

- Посмотрите на таблицу растворимости. Какое это основание? (Нерастворимое)

- Как получить нерастворимое основание? (предлагают растворимую соль и щёлочь)

Демонстрационный опыт

 (ПРАВИЛА  ТБ). Учитель обращается к двум ученикам и приглашает их за демонстрационный стол. Ставит перед классом задачу: Одинаков ли будет результат у двух учеников, проводящих опыт с одними и теми же веществами?

1 ученик. В пробирку наливает соль – сульфат алюминия и по каплям добавляет щёлочь – гидроксид натрия.

2 ученик. В пробирку –  наливает щёлочь и по каплям добавляет соль.

-Что наблюдаем в каждой пробирке? Какие процессы происходят в каждом случае? (У одного из учеников осадок образовался и растворился по мере того, как он приливал гидроксид к соли. А у другого ученика образовался стойкий студенистый осадок.) Ученики пишут уравнения реакций на доске и в тетради.

Al2(SO4)3 + 8NaOH (избыток) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4

Al2(SO4)3 + 6NaOH (недост) = 2Al(OH)3 ↓ + 3Na2SO4

- Какой вывод можно сделать? Что ответим нобелевскому комитету? (В химии это математическое правило не справедливо.)

- Получите гидроксид алюминия, следуя инструктивной карте, опыт 1. (Учащиеся работают в парах)

- Итак, какими свойствами обладает алюминий и вся его семья? (амфотерными)

- Какие соединения называются амфотерными? (Соединения, проявляющие двойственную природу, т.е. взаимодействуют и с кислотами и с основаниями)

- Опишите свойства полученного гидроксида алюминия. (Белый студнеобразный осадок нерастворимый в воде.)

- Соблюдая правила техники безопасности при работе со щелочами и кислотами, проведите лабораторный опыт доказывающий амфотерные свойства гидроксида алюминия. Следуйте инструктивной карте, опыт 2.

- Какие произошли изменения? Запишем уравнения реакций. (1 ученик записывает уравнения на доске с полным объяснением)

Al(OH)3 ↓ + 3HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 ↓ + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия – комплексная соль, иногда встречается в ОГЭ) или

Al(OH)3 ↓ + NaOH = NaAlO2 + H2 (алюминат натрия)

- А какое ещё химическое свойство характерно для нерастворимых оснований? (Разложение при нагревании)

- Соблюдая правила техники безопасности при нагревании веществ, проведите лабораторный опыт 3. Следуйте инструктивной карте.

Al(OH)3 ↓ ≡ Al2O3 + H2O

- Какое образовалось вещество? (оксид алюминия)

- Опишите свойства полученного оксида алюминия. (Белое вещество, нерастворимое в воде, с очень высокой температурой плавления.)

- Оксид алюминия как амфотерное соединение проявляет две группы свойств. Какие? (Основные, взаимодействуя с кислотами и кислотные, взаимодействуя с основаниями.)

- Запишите уравнения химических реакций доказывающие амфотерные свойства оксида алюминия. (1 ученик работает у доски)

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2 NaOH (тв)  = 2NaAlO2 + H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2 Na[Al(OH)4]

Подвергается электролизу:

2Al2O3 = 4Al + 3O2

- Как вы думаете, почему мы так подробно изучаем свойства оксида и гидроксида алюминия? (Они имеют большое практическое применение. Алюминий, его соединения и сплавы находят широкое применение в промышленности, самолетостроении, медицине, дублении кожи, ювелирном деле, алюминий применяют как взрывчатое вещество.)

4. Закрепление изученного материала.

- Я предлагаю закрепить полученные знания по теме «Алюминий и его соединения», решив цепочку превращений:

Al → AlCl3 → Al(OH)3 → Al2O3 → AlCl3 → Na[Al(OH)4]

5.Подведение итогов.

- О каких соединениях мы с вами сегодня говорили?

- К какому классу оксидов и гидроксидов можно отнести оксид алюминия и гидроксид алюминия?

- Какие вещества называются амфотерными?

- Зачем мы изучаем свойства оксида и гидроксида алюминия?

- Я благодарю вас за работу на уроке! Все молодцы! Оценки получите за тест.

6. Домашнее задание.

§13 1. Составьте текст рекламы алюминия или изделий из него.

2. +  №7 (задача) – для сдающих ОГЭ.

7. Рефлексия.

«Плюс – минус – интересно»

Для письменного выполнения обучающимся предлагается заполнить таблицу из трех граф. В графу «+» – «плюс» записывается все, что понравилось на уроке, информация и формы работы,  которые вызвали положительные эмоции, либо, по мнению ученика, могут быть ему полезны для достижения каких-то целей. В графу «-» – «минус» записывается все, что не понравилось на уроке, показалось скучным, вызвало неприязнь, осталось непонятным, или информация, которая, по мнению ученика, оказалась для него не нужной, бесполезной с точки зрения решения жизненных ситуаций. В графу «?» – «интересно» обучающиеся вписывают все любопытные факты, о которых узнали на уроке и что бы еще хотелось узнать по данной проблеме, вопросы к учителю.

Фамилия, имя    _________________________________

I вариант

Выберите правильный вариант ответа:

1. Число электронов в атоме алюминия равно:

              И) 13                К) 27                         Л) 26                   М) 3 

2. Число энергетических уровней и число внешних электронов атома алюминия равны соответственно:

              Р)  2,3               С) 3, 13               Т) 3,3                     У) 3,1

Установите соответствие между реагентами и продуктами  реакции:

3. Al + O2  →                                                                       Х)   AlCl3 + H2

4. Al + H2O  →                                                               С)    AlCl3 + H2O            

5. Al + HgCl2 →                                                               Ч)   Al2O3   

6. Al + NaOH  →                                                           Р)   AlCl3 + Hg 

                                                                                       П)   Na[Al(OH)4] + H2

       А)   AlCl3 + HgCl2

       О)   Al(OH)3 + H2

       В)   Al(OH)3 +Na

_______________________________________________________________________________________________

Фамилия, имя  ________________________________              

II вариант

Выберите правильный вариант ответа:

1. Число электронов в атоме алюминия равно:

              И) 13                К) 27                         Л) 26                   М) 3 

2. Химическому элементу, расположенному в третьем периоде и в IIIА  группе, соответствует:

              И) водородное соединение Н2Э

              К) кислотный оксид ЭО3

             Л)  кислотный оксид ЭО2

             М) амфотерный оксид Э2О3

Установите соответствие между реагентами и продуктами  реакции:

3. Al +Fe3O4  →                                                              П)  Al2(SO4)3 + H2

 4. Al + KOH  →                                                         Р)   KAlO2 + H2                                             

5. Al + ZnSO4 →                                                            Ь)  Al2O3 + Fe

6. Al + H2SO4 →                                                           Ш)  Al(OH)3 +K

                                                                                      Ф)  Al2(SO4)3 + H2O

                                                                                          О)   Al2O3   

    С)  K[Al(OH)4] + H2

    И)  Al2(SO4)3 + Zn

Инструктивная карта к лабораторному опыту

«Получение гидроксида алюминия и изучение его свойств»

    Опыт № 1 Получение гидроксида алюминия

В пробирку прилить 2 мл раствора соли сульфата алюминия (Al2(SO4)3), а затем добавить по каплям!!! щелочь (NaOH). Проделать эту реакцию в трёх пробирках. Отметьте изменения. Запишите уравнение реакции.

    Опыт № 2 Доказательство амфотерных свойств гидроксида алюминия

В первую пробирку с осадком, полученным в первом опыте, прилейте соляную кислоту (HCl), а во вторую значительное количество!!! щелочи (NaOH). Какие произошли изменения? Запишите уравнения реакций.

     Опыт № 3 Разложение гидроксида алюминия

Поместите третью пробирку с гидроксидом алюминия в держатель. Подожгите спиртовку. Прогрейте пробирку полностью. Нагревайте пробирку с гидроксидом алюминия до его разложения, не доводя до кипения!!! После выполнения опыта накройте спиртовку колпачком.

Тема: Соединения щелочных металлов.

Цели:

1. Обеспечить в ходе урока усвоение химических свойств соединений щелочных металлов, их применение в быту и производстве, значение в жизнедеятельности организмов. Продолжить формирование общеучебных умений и навыков работы с химическими реактивами и лабораторной посудой, а так же  навыки самоконтроля.
2. Содействовать в ходе урока формированию основных мировоззренческих идей причинно-следственных связей между явлениями строение атома щелочного металла – свойства простого вещества – свойства соединений щелочных металлов.
3. Развивать у школьников умение сравнивать, обобщать изучаемые факты, логически излагать свои мысли при ответе. Развивать у школьников самостоятельность, умение преодолевать трудности в учении, используя для этого  творческие задания. Развивать эмоции учащихся, создавая на уроках эмоциональные ситуации удивления, радости, используя  яркие примеры, демонстрации. Развивать познавательный интерес школьников, используя данные о применении изучаемых явлений в окружающей жизни.

Задачи:

1. Оксиды щелочных металлов. Их физические и химические свойства.

2. Гидроксиды щелочных металлов. Их физические и химические свойства, применение.
3. Соли щелочных металлов. Их физические и химические свойства, применение.

          4. Значение в жизнедеятельности организмов.

Тип урока: комбинированный - изучение нового материала с использованием ИКТ.

Оборудование: компьютер, медиапроектор, видеофильм, химические реактивы (растворы: гидроксид натрия, соляная кислота, сульфат меди гидроксид цинка, фенолфталеин) и лабораторная посуда (штатив с пробирками).

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний.

1. Фронтальный опрос по теме «Щелочные металлы».

1. Какие металлы называют щелочными?

2. Почему их так называют?

3. Какими физическими свойствами обладают щелочные металлы?

4. С какими веществами реагируют щелочные металлы?

 Тем временем, 3 ученика выполняют тест. (Приложение)

Объявление ученикам темы: «Соединения щелочных металлов».

Какова цель нашего урока? (Обобщить и систематизировать знания о щелочных металлах и их соединениях; познакомиться с применением этих соединений в быту и производстве, значением их в жизнедеятельности организмов; продолжить развитие умения характеризовать элементы по их положению в периодической таблице, составлять уравнения реакций).

                        III. Изучение нового материала.
По ходу объяснения материала и просмотров видеофильмов учащиеся ведут записи по плану, раскрывая свойства и применение.

1. Оксиды щелочных металлов.
   а) физические свойства; Учащиеся записывают в тетрадь свойства: твердые, белые, легкорастворимые.
   б) химические свойства; Учащиеся записывают в тетрадь: оксиды щелочных металлов – это типичные основные оксиды. Как все основные оксиды, оксиды щелочных металлов реагируют с водой, с кислотными оксидами, с кислотами.
   Ребята на доске и в тетради записывают уравнения химических реакций на примере оксида натрия:
   Na2O + H2O → 2NaOH; Na2O + CO2 → Na2CO3; Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
2. Гидроксиды щелочных металлов.
   а) физические свойства; Учащиеся записывают в тетрадь свойства: твердые, белые, хорошо растворимые, термически устойчивые, разъедают ткани и бумагу.
   б) химические свойства (напомнить учащимся о технике безопасности при выполнении демонстрационных опытов).
   Химические свойства гидроксида натрия.
   Цель: экспериментально доказать химические свойства щелочных металлов на примере гидроксида натрия.
   Инструкция

1. Налейте в чистую пробирку гидроксид натрия, добавьте несколько капель фенолфталеина. Что наблюдаете?
2. Добавьте в эту же пробирку раствор соляной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции.
   NaOH + HCl → NaCl + H2O Ребята на доске и в тетради записывают уравнения химической реакции в ионном виде.
3. Налейте в чистую пробирку гидроксид натрия и добавьте раствор сульфата меди. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции.
   2NaOH +CuSO4  → Na2SO4 + Cu(OH)2 Ребята на доске и в тетради записывают уравнения химической реакции в ионном виде.
4. В пробирку с гидроксидом цинка осторожно добавьте гидроксид натрия. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции.
   2NaOH +Zn(OH)2  → Na2ZnO2 + H2O Ребята на доске и в тетради записывают уравнения химической реакции в ионном виде.

Сделайте вывод о химических свойствах гидроксидов щелочных металлов.
Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотами, солями, амфотерными гидроксидами, с кислотными оксидами, т.е.проявляют характерные основные свойства.
в) применение. Гидроксид натрия – NaOH – едкий натр, каустическая сода, каустик. Гидроксид калия – КОН – едкое кали. NaOH и КОН – едкие щелочи, разъедают ткани и бумагу. Учащиеся записывают в тетрадь примение: для получения искусственного шелка, в производстве мыла и СМС, косметики, лекарств и т.д.

3. Соли щелочных металлов.
   а) физические свойства. Учащиеся записывают в тетрадь свойства твердые кристаллические вещества, почти все растворимые в воде.
   б) применение: заполнение таблицы. Работа с учебнику стр. 56 – 57 выписать применение:

4. Значение в жизнедеятельности организмов.
   Ионы натрия и калия играют большую биологическую роль: Na+ - главный внеклеточный ион, содержится в крови и лимфе, а К+ - основной внутриклеточный ион. «Работают» вместе. Соотношение концентрации этих ионов регулирует давление крови в живом организме и обеспечивает перемещение растворов солей из корней в листья растений. Ионы калия  - поддерживают  работу сердечной мышцы, помогают при ревматизме, улучшают работу кишечника.  Соединения калия – устраняют отеки.

IV. Закрепление изученной темы.

В ходе закрепления нового материала решаем задачу.
Взрослый человек должен в сутки потреблять с пищей 3,5г ионов калия.

Задача.

В 100г кураги содержится 2,034г калия. Сколько граммов кураги нужно съесть, чтобы получить суточную норму калия?

Дано:                                            Решение:
mсут (К+) = 3,5г                         100г(кураги) – 2, 034г(К+)
m1 (кураги) = 100г                    х г(кураги) – 3,5г
m (К+) = 2,034г                      х г = 100 ∙ 3,5/2,034 = 172г
Найти:
m(кураги) = ?г        
Ответ: чтобы получить суточную норму калия человеку нужно съедать 172г кураги в день.  

V. Домашнее задание.

 § 11 упр.         Подготовиться к тесту по теме: «Щелочные металлы и их соединения».

VI. Итог урока. Выставление отметок.

1. Какие физические и химические свойства характерны для оксидов, гидроксидов и солей щелочных металлов?
2. Где применяются гидроксиды и соли щелочных металлов?

Приложение

Тест по теме: Щелочные металлы.

1. К щелочным металлам не относится:
   а) рубидий;                            в) калий;
   б) цезий;                                 г) медь.
2. Электронная формула 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 соответствует элементу:
   а) литию;                              в) калию;
   б) натрию;                            г) меди.
3. Радиус атома у элементов I группы главной подгруппы с увеличением заряда ядра: а) изменяется периодически;                   в) не изменяется;                                             б) увеличивается;                                      г) уменьшается.
4. Щелочные металлы проявляют очень сильные:
   а) окислительные свойства;                 в) восстановительные свойства;
   б) амфотерные свойства;                      г) нейтральные свойства.
5. Во всех своих соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления:
   а)  +1;                                    в) +2;
   б) +3;                                     г) +4.
6. К физическим свойствам щелочных металлов не относится:
   а) серебристо-белые;                в) хорошие электропроводники;
   б) мягкие и легкие;                    г) тугоплавкие.
7. При взаимодействии элементов I группы главной подгруппы с водой образуется:     а) кислота;                                          в) оксид и выделяется водород;
   б) щелочь и выделяется водород;    г) соль .
8. При взаимодействии кислорода со  щелочными металлами оксид образуется только с:     а) литием;                                в) калием;
          б) натрием;                              г) рубидием.
9.  Щелочные металлы не взаимодействуют с:
   а)  неметаллами;                            в) водой;
   б) растворами кислот;                  г) концентрированными кислотами.
10.  Натрий и калий хранят в керосине или в минеральном масле, потому что они:
    а) имеют резкий запах;               в) легко окисляются на воздухе;
    б) очень легкие;                           г) сильные окислители.

Ответы: 1- г  2 - в  3 - б  4 - в  5 - а  6 - г  7 - б 8 - а  9 - б  10 - в.  
Самоконтроль: нет ошибок – «5», 1,2 ошибки – «4», 3,4 ошибки – «3», более – «2»

Тема: «Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы»

Цель: создать условия для формирования знаний об элементах II группы главной подгруппы.

Задачи:

Образовательные:

рассмотреть положение элементов II группы главной подгруппы в Периодической системе;

изучить физические, химические свойства, способы получения и применение водорода.

Развивающие:

- развитие аналитического, творческого, критического, ориентированного на применение проблем осознанного мышления.

Воспитательные:

-воспитывать умение работать в коллективе,

-воспитывать умение оценивать свои знания;

-прививать интерес к предмету химия, к процессам, происходящим в окружающем мире.

Предметные результаты:

Знать:

-строение атомов элементов II группы;

-положение их в ПСХЭ;

- свойства простых веществ образованных элементами II группы;

Уметь:

-характеризовать химические элементы II группы главной подгруппы по положению в ПСХЭ Д.И.Менделеева и строению атома;

-составлять и записывать уравнения  реакций, характеризующих химические свойства металлов и способы  их получения;

-на основании физических свойств указывать области применения металлов.

Оборудование: компьютер, проектор, видеофильм.

Ход урока:

I. Организационный момент.

Приветствие учителя и учащихся. Определение отсутствующих.

II. Актуализация опорных знаний.

Самостоятельная работа. (Тест № 6 по сборнику Ким «Химия. Тесты» 1 часть)

III. Изучение новой темы.

Ребята, на предыдущих уроках мы с вами познакомились с щелочными металлами. Какие металлы называют щелочными? А с чем мы будем знакомиться сегодня на уроке? Тема нашего урока «Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы.» Что мы должны сегодня изучить по щелочноземельным металлам?

План:

1. Положение в ПСХЭ. Строение атомов.

2. Нахождение в природе.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Получение.

6. Применение.

К щелочноземельным металлам относятся следующие элементы главной подгруппы II группы Периодической системы: кальций, стронций, барий и радий. Давайте рассмотрим строение ЩЗМ. (3 учащихся работают у доски)

Магний имеет ряд сходных со щелочными металлами свойств, бериллий по химическим свойствам ближе к алюминию. Щелочноземельные металлы являются электронными аналогами, внешний электронный уровень имеет строение ns2, в соединениях наиболее характерная степень окисления +2. В соединениях с неметаллами основой тип связи – ионный. Соединения щелочноземельных металлов окрашивают бесцветное пламя газовой горелки: кальция – в оранжево-красный, стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый цвет.

В природе щелочноземельные металлы встречаются только в виде соединений, основные минералы кальция – кальцит (известковый шпат, известняк, мрамор, мел) СаСО3, доломит CaMg(CO3)2, гипс CaSO42H2O, флюорит CaF2, гидроксиапатит (фосфорит) Ca5(PO4)3(OH), апатит Ca5(PO4)3F,Cl. Основные минералы стронция – стронцианит SrCO3 и целестин SrSO4, бария – витерит BaCO3 и барит BaSO4.

Физические свойства. (работа с учебником)

Внешне – серебристо-белые блестящие металлы, твердость значительно выше, чем у щелочных металлов. Твердость по группе уменьшается сверху вниз, барий по твердости близок к свинцу. Температуры плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных и составляют: для кальция 851оС, стронция 770оС, бария 710оС. Плотности щелочноземельных металлов в подгруппе сверху вниз увеличиваются и равны для Са, Sr и Ва, соответственно 1,54, 2,63 и 3,76 г/см3.

Химические свойства щелочноземельных металлов.

Щелочноземельные металлы химически весьма активны, в реакциях проявляют свойства восстановителей.

 I. Взаимодействуют с неметаллами:

1. Кислородом (горят на воздухе) (Видеоролики)

2Са + О2 = 2СаО

2Sr + O2 = 2SrO

2Ba + O2 = 2BaO

При этом образуются и нитриды состава Me3N2. При контакте щелочноземельных металлов с воздухом при комнатной температуре на поверхности металлов образуется желтоватая пленка, состоящая из оксидов, гидроксидов и нитридов.

Оксид бария при нагревании до 500оС образуeт пероксид:

2BaO + O2 = 2BaO2

который разлагается при температуре выше 800оС:

2BaO2 = 2BaO + O2

2. С водородом при нагревании образуют гидриды

Ca + H2 = CaH2

Ba + H2 = BaH2

3. С серой реагируют в обычных условиях, образуя сульфиды

Ca + S = CaS

и полисульфиды

CaS + nS = CaSn+1

4. С азотом – при нагревании образуют нитриды

3Ca + N2 = Ca3N2

5. C фосфором – фосфиды

3Ca + 2Р = Ca3Р2

6. С углеродом – при нагревании образуются карбиды, которые являются производными ацетилена:

Са + 2С = СаС2

II. С водой – растворяются с выделением водорода, реакция протекает спокойнее, чем со щелочными металлами:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

Be + H2O ≠

8. Восстанавливают другие металлы из их соединений, например:

UF4 + 2Ca = U + 2CaF2

Активность взаимодействия с водой возрастает от кальция к барию.

III. Реагируют с кислотами.

Ca + HCl = CaCl2 + H2

IV. Реагируют с оксидами металлов.

5 Ca + Nb2O5 = 5 CaO + 2Nb

Получение щелочноземельных металлов

Кальций получают электролизом расплaва хлорида кальция СаCl2, к которому добавляют 5-7% CaF2 для снижения температуры плавления:

СаCl2 = Са(катод) + Cl2(анод)

Стронций и барий получают методом алюмотермии из оксидов:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Применение щелочноземельных металлов

Металлический кальций применяется как восстановитель и легирующая добавка к сплавам.

IV. Закрепление полученных знаний.

Написать реакции взаимодействия:

1. магния с водой
2. бария с соляной кислотой
3. бария с неметаллами

V. Домашнее задание.

§ 12 упр. 1, 4.

VI. Итог урока. 

1) Какие металлы относят к щелочноземельным?

2) В каком виде встречаются в природе?

3) Какими физ. свойствами они обладают?

4) С чем могут реагировать эти металлы? (с неметаллами, кислотами, оксидами металлов, с водой)

5) Как их получают?

6) Где они находят своё применение?

Соединения щелочноземельных металлов

Цель урока: изучить соединения магния и щелочноземельных металлов, знать их формулы и их применение.

Задачи урока:

Образовательные:

Сформировать знания о строении атома и свойствах щелочноземельных металлов;

Совершенствовать экспериментальные умения и навыков учащихся.

Развивающие:

Сформировать навыки анализа и сопоставления известных химических фактов.

Совершенствовать умения логически мыслить.

Развить умения обобщать и делать  правильные выводы из изученного материала.

Продолжить развитие умений переносить знания в новые ситуации и устанавливать межпредметные связи.

Воспитательные:

Продолжить развитие наблюдательности и умения делать выводы на основе наблюдаемого интереса к предмету  и представлений.

Выработка  положительной мотивации учения, чувства ответственности и уверенности в себе.

Оборудование:

образцы оксидов, гидроксидов.

Ход урока:

1.Орг. Момент.

2. Актуализация знаний.

1. Фронтальный опрос:

      1) Где в ПСХЭ находятся щелочноземельные металлы? (2 группа главная подгруппа)

2) Какие элементы относятся к щелочноземельным металлам? (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

3) Назовите общую особенность в строении атомов элементов II группы главной подгруппы (на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона)

4) Как строение атомов IIА определяет их химические свойства? (они будут проявляться восстановительные свойства, т.е. отдавать электроны)

2.Самостоятельная работа.

1 вариант

Закончите уравнения возможных реакций:

Ca + O2 =

Be + H2O =

Mg + Si =

Mg + H2O =

Ca + HNO3 =

2 вариант

Закончите уравнения возможных реакций:

Ca + P =

Mg + H2O =

Ba + AlCl3 =

Mg + H2SO4 =

Ca + H2O =

3. Изучение нового материала.

Как вы думаете, о чем сегодня мы будем разговаривать? (О кальции и магнии.

Об их распространенности в природе. О щелочноземельных металлах, а конкретнее об их соединениях.)

Верно, давайте запишем тему нашего урока «Соединения щелочноземельных металлов».

Ребята, а какова цель нашего занятия? Как вы думаете? (1. Узнать, где встречаются соединения этих металлов в природе. 2. Поговорить об их применении. 3. Изучить их физические свойства. 4. Выделить их химические свойства.)

В состав каких соединений входят ЩЗМ? (Оксидов, гидроксидов, солей)

Оксиды

Физические свойства:

Оксид кальция - Оно твердое, белого цвета. В воде растворяется плохо.

 Известно, что металлам соответствуют основные оксиды.

- Докажите, что оксид кальция – основный оксид, составив уравнения соответствующих реакций.

Самостоятельная работа (5 минут).

Химические свойства:

CaO + H2O = Ca(OH)2
CaO + CO2 = CaCO3 (получение)
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O

CaO – негашёная известь.

 Известно, что металлу соответствует основный оксид и основание.

Докажите, что гидроксид кальция – основание. Составьте уравнения соответствующих реакций.

Самостоятельная работа (5 минут)

Химические свойства:

Ca(OH )2 + CO2 = CaCO 3 + H2O 
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
Ca(OH)2 + CuSO4 = Cu(OH) 2 + CaSO4

Ca(OH)2 – гашёная известь.

В каком же виде встречаются щелочноземельные металлы в природе?

Изучив коллекцию минералов и работая с учебником, мы выяснили, какие соединения образует кальций и где эти соединения применяются.

Сначала мы увидели мел. Его мы используем в школе, а  так же его добавляют в зубную пасту, при производстве бумаги, резины, для побелки

Потом мы рассмотрели известняк. Он бывает ракушечный и  плотный. Используется для получения цемента, стекла, гашеной и негашеной извести. Известковой щебенкой укрепляют дороги

Мрамор мы увидели: белый, серый, красный. Мрамор используется для изготовления скульптур, в архитектуре, для  облицовки.

Мел, мрамор, известняк имеют формулу СаСО3

Гипс  СаSO4× 10 H2O  используется в строительстве, медицине.

Ионы кальция  играют роль в работе сердца, процессах свертываемости крови, для работы НС.

Суточная потребность кальция- 1,5 г.  Кальций входит в состав сыра, петрушки, творога, салата.

Магний – стимулятор обмена веществ, содержится в печени, крови, костях, нервной ткани, мозге. Входит в состав хлорофилла, т.е. участвует в процессе фотосинтеза.

4. Закрепление изученного материала.

Кодированный диктант.

Учитель зачитывает несколько утверждений. Учащиеся должны согласиться или не согласиться с каждым утверждением. Вместо ответа “да” они ставят 1, а вместо ответа “нет” – 0:

Оксиды проявляют основные свойства, кроме бериллия. (1)

Все оксиды главной подгруппы II группы активны в реакции с водой. (0)

Оксиды кальция в технике называют негашёной известью. (1)

Для обнаружения углекислого газа используют раствор гидроксида кальция – известковую воду. (1)

Карбонат бария – основная часть минералов: мела, мрамора, известняка.(0)

ОТВЕТ: 10110.

Решение задачи:

Задача: При разложении известняка, массой 380 грамм образовался газ. Какой объем газа выделился, если выход от теоретически возможного составил 85%?

Учащиеся проводят взаимопроверку работ.

5. Подведение итогов.

6. Рефлексия.

- У меня вызвало затруднение на уроке ....
- Мне удалось ....
- Я узнал(а), что ....

7. Домашнее задание:

§ 12 №

Самостоятельная работа по теме «Щелочноземельные металлы»

1 вариант

Закончите уравнения возможных реакций:

Ca + O2 =

Be + H2O =

Mg + Si =

Mg + H2O =

Ca + HNO3 =

______________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Щелочноземельные металлы»

2 вариант

Закончите уравнения возможных реакций:

Ca + P =

Mg + H2O =

Ba + AlCl3 =

Mg + H2SO4 =

Ca + H2O =

______________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Щелочноземельные металлы»

1 вариант

Закончите уравнения возможных реакций:

Ca + O2 =

Be + H2O =

Mg + Si =

Mg + H2O =

Ca + HNO3 =

______________________________________________________________________________________________

Самостоятельная работа по теме «Щелочноземельные металлы»

2 вариант

Закончите уравнения возможных реакций:

Ca + P =

Mg + H2O =

Ba + AlCl3 =

Mg + H2SO4 =

Ca + H2O =

______________________________________________________________________________________________

Характеристика химического элемента по кислотно – основным свойствам образуемых ими соединений. Амфотерные оксиды и гидроксиды.

Цель урока: дать характеристику химических элементов по кислотно – основным свойствам, образуемых ими соединений, дать понятие амфотерности.

Задачи:

1. Образовательные:

-изучить характеристику химического элемента, опираясь на кислотно-основные свойства соединений, которые он образует;

- вспомнить химические свойства оснований, кислот, солей;

- раскрыть понятие «Амфотерность»;

- познакомиться с основными амфотерными оксидами и гидроксидами, изучить их свойства.

    2.  Развивающие:

- развивать у учащихся умение самостоятельно работать с текстом учебника, извлекая из них нужную информацию;

- формировать у учащихся умение осуществлять основные мыслительные операции и излагать их в устной и письменной форме;

- развивать воображение, память и внимание;

- развивать у учащихся ориентирование в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

   3. Воспитательные:

- воспитывать у учащихся бережное отношение к своему здоровью и здоровью окружающих;

- продолжить формирование интереса учащихся к научным знаниям;

- формирование мировоззрения у учащихся и расширение их кругозора.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, раствор хлорида цинка, гидроксида натрия, соляной кислоты, пробирки.

Понятия урока: амфотерные оксиды, гидроксиды, переходные элементы (переходные металлы), зависимость химических свойств оксидов и гидроксидов элементов побочных подгрупп ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Тип урока: комбинированный.

Вид урока: традиционный.

Ход урока.

1. Организационный момент.
2. Актуализация знаний.

1. Самостоятельная работа. Дать характеристику:

1 вариант: кальция.

2 вариант: хлора.

2. Два ученика работают у доски. Дают характеристику: 1 – лития, 2 – кремния.

3. Изучение нового материала.

Итак, сегодня на уроке мы будем изучать характеристику химического элемента, опираясь на кислотно-основные свойства соединений, которые он образует, ознакомимся с понятием «Амфотерность», рассмотрим свойства основных амфотерных оксидов.

Существенным отличительным признаком элементов является кислотный или основный характер соответствующих им оксидов или гидроксидов. Какие степени окисления имеют типичные металлы? (+1 +2). В данных степенях окисления металлы образуют типичные основные оксиды (приведите примеры.) и гидроксиды – основания(примеры). Металлы с большими степенями окисления и неметаллы образуют кислотные оксиды, которым соответствуют кислородсодержащие кислоты(пример). Но в существуют и такие химические элементы, которые образуют и кислотные и основные оксиды. С ними я вас сегодня и буду знакомить.

Демонстрационный эксперимент.

Проведем небольшой лабораторный опыт, который позволит доказать «двоякие» свойства некоторых элементов.

Получим гидроксид цинка и исследуем его химические свойства. Для этого в две пробирки с 1-2 мл раствора соли цинка (например ZnCl2) начнем по каплям добавлять раствор щелочи до появления белого осадка гидроксида цинка(запишем уравнение на доске):

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 ↓+ 2NaCl

Затем прильем в одну из пробирок соляную кислоту, а в другую – избыток раствора щелочи. Мы увидим, что осадок гидроксида цинка в обеих пробирках растворяется.

В чем причина такого необычного поведения Zn(OH)2   как нерастворимого основания? Опыт показывает, что гидроксид цинка проявляет свойства оснований, взаимодействуя с кислотой, но он также ведет себя и как нерастворимая кислота, взаимодействуя со щелочью.

Zn(OH)2 + НCl = ZnCl2 +Н2О

Zn(OH)2 +Na(OH) = Н2О + Na2ZnО2

Вещества, которые в зависимости от условий реакций проявляют кислотные или основные свойства, называют амфотерными.

Таким образом, гидроксиду цинка присущи амфотерные свойства: он может реагировать с кислотами как основание и со щелочами как кислота. Соответственно формулу этого соединения можно представить двояко:

Zn(OH)2 или Н2 ZnО2

                                          Основание         кислота

Тогда уравнения реакций гидроксида цинка с кислотой можно записать так:

Zn(OH)2 + 2НCl = ZnCl2 +2Н2О

Zn(OH)2 +2Na(OH) = 2Н2О + Na2ZnО2

В обоих случаях образуется растворимая соль.

Аналогично гидроксиду цинка и соответствующий ему оксид цинка проявляет амфотерные свойства – образует соли при взаимодействии как с кислотой, так и с основаниями, например:

ZnО + 2НNО3 = Zn(NО3)2 + Н2О

ZnО + 2КOH = К2 ZnО2 + Н2О

В первой реакции оксид цинка ведет себя как основный оксид, а во второй реакции выступает в роли кислотного оксида – образуется соль, в которой цинк входит в состав кислотного остатка.

Амфотерными являются оксиды и гидроксиды многих элементов: бериллия, алюминия, хрома.

Если элемент-металл проявляет несколько степеней окисления, то его оксид и гидроксид с низшей степенью окисления будут проявлять, как правило, основные свойства, с высшей – кислотные, а с промежуточной - амфотерные. Например:

Сr

                            СrО                            Сr2О3                                 СrО3

                              Основный                        Амфотерный                      Кислотный оксид    

                           оксид хрома(II)                оксид хрома(III)                       хрома(VI)            

                          Сr(ОН)2                                             Сr(ОН)3                                         Н2СrО4

                                                                                                                                  Н2Сr2О7

Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют чаще всего те элементы, которые составляют побочные подгруппы ПСХЭ Д.И. Менделеева. Данные элементы называют переходные элементы или переходные металлы.

4. Закрепление изученного материала.

Выполнение упражнения 3 §2.

5. Подведение итогов. 

Итак, сегодня на уроке мы с вами познакомились с понятием амфотерность.    

      1.   Объясните своими словами, что оно значит.

2. Что доказывает проведенный мною опыт?
3. Оксиды и гидроксиды элементов с какими степенями окисления проявляют кислотные, основные и амфотерные свойства?
4. вспомните, какие металлы называются переходными?

6. Домашнее задание.

§2, упр. 2.

Тема урока: «Сера. Важнейшие соединения серы»

Цель урока: Познакомить учащихся с несколькими видами простых веществ, образующихся из серы, и дать представление о явлении аллотропии. Ознакомить учащихся со свойствами водородного соединения серы и его солями, рассказать о свойствах сероводорода; раскрыть сущность характерных для сульфидов реакций. Дать представление о химических свойствах, получении, значении и применении оксидов серы. (Слайд 2)

Тип урока: изучение новой темы

Методы урока: словесный, наглядный, составление опорного конспекта

Ход урока

1. Организационный момент. Здравствуйте ребята садитесь. Сегодня на уроке мы изучим первый из неметаллов элемент «Сера».
2. Опрос домашнего задания:

1. Как изменяются неметаллические свойства элементов в периодах и группах?
2. Какие из приведенных элементов относятся к неметаллам: Li, Na, He, N, Pb,Si, Xe, As, Fe, Zn, At, I, C?
3. Почему неметаллы главной подгруппы VIII группы называются благородными газами?

3. Изучение новой темы:

Химический символ – S

Порядковый номер – 16

Относительная атомная масса – 32

Электронная формула строения атома – 1s22s22p63s23p4. (Слайд 3)

Сера расположена в главной подгруппе VI группе, в 3 – м периоде. Сера образует два аллотропных видоизменения: хрупкую кристаллическую серу желтого цвета и мягкая резиноподобная коричневая пластическая сера. (Слайд 4)

Физические свойства. Сера- твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Плохо проводит теплоту и не проводит электрический ток. Кусочки серы тонут в воде – ее плотность близка к 2, а порошок серы всплывает, так как не смачивается водой. При t°= 112,8 °C сера плавится, превращаясь в легкоподвижную жидкость желтого цвета. При дальнейшем нагревании она темнеет и густеет. Приt°= 444,6 °C она закипает. (Слайд 5-6)

Химические свойства.(Слайд 7) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

2Na + S→Na2S

c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°:

2Al + 3S –t°→ Al2S3

Zn + S –t°→ZnS

При нагревании сера реагирует с неметаллами:

H2 + S → H2S

2P + 3S → P2S3

C + 2S → CS2

При сжигании сера на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) – газ с резким запахом:

О2 + S→SO2

Сера в природе (слайд 8)

халькопирит CuFeS2 Белки Мирабилит MgSO4 · 7H2O

пирит FeS2 Горькая соль CaSO4 · 2H2O

галенит PbS Глауберова соль Na2SO4 · 10H2O

киноварь HgS Гипс СаSO4.2H2O

самородная сера S

Применение серы:

1. В борьбе с вредителями и заболеваниями растений
2. Для вулканизации каучука
3. В производстве спичек
4. В производстве серной кислоты
5. В производстве сероуглерода
6. В медицине для приготовления мазей. (Слайд 9)

Важнейшие соединения серы.

Сероводород. Сера, взаимодействует с водородом, образует газообразное соединение – сероводород H2S. Степень окисления серы в сероводороде равна -2.

Физические свойства. Сероводород – ядовитый, бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка, плохо растворяется в воде.

Получение. В лаборатории сероводород получают при взаимодействии сульфида железа с разбавленной соляной кислотой:

FeS + 2HCl = H2S +FeCl2 (Слайд 10)

Химические свойства. Сероводород – горючий газ. Он горит на воздухе голубоватым пламенем. При полном сгорании образуется сернистый газ SO2:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2

При неполном горение образуется элементарная сера:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S

Раствор сероводорода взаимодействует с растворимыми основаниями и солями:

Неполное взаимодействие:

H2S + NaOH = H2O + NaHS

гидросульфид натрия

Полное взаимодействие:

H2S + 2NaOH = 2H2O + Na2S

сульфид натрия

(Слайд 11)

Для распознавания сероводорода и его солей служит реактив нитрат свинца:
H2S + Pb(NO3)2 = 2HNO2 + PbS
Na2S + Pb(NO3)2 = 2NaNO2 + PbS

в результате реакции выпадает черный осадок – сульфида свинца. (Слайд 12)

Оксиды серы.SO2 - оксид серы (IV)(сернистый газ), бесцветный газ с резким запахом. Водный раствор сернистого газа меняет цвет синей лакмусовой бумаги в красный, так как раствор представляет собой сернистую кислоту:

H2O + SO2 = H2SO3

Раствор сернистой кислоты издает запах сернистого газа. Если хранить сернистую кислоту в открытой посуде, весь сернистый газ может улетучиться:

H2SO3 = H2O + SO2

SO3 - оксид серы (VI) (серный ангидрид). Он образуется в виде белого дыма, при нагревании переходит в жидкость.

Для получения этого оксида серы сернистый газ при высокой температуре окисляют в присутствии катализатора:

2S + 3O2 = 2SO3

Оксид серы (VI) используется для получения серной кислоты:

H2O + SO3 = H2SO4 + Q

Оба оксида серы относятся к кислотным оксидам. Они взаимодействуют с основными оксидами и с растворами щелочей:

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O

SO2 + CaO = CaSO3

Соли сернистой кислоты называются сульфитами.

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

SO3 + MgO = MgSO4

Соли серной кислоты называются сульфитами.(Слайд 13)

4. Закрепление изученного материала: (Слайд 14)

1. Вычислите массу и количества вещества, образующегося при взаимодействии 150 г 5% раствора сульфида калия с 170 г 5% раствора нитрата свинца(II).

Дано: Решение

m(K2S) = 150г -5% m(K2S)=  = 7,5г

m(Pb(NO3)2) = 170г -5% m(Pb(NO3)2) =  = 8,5г

m, ν (PbS)=? K2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2KNO3

8,5г х

331г/моль 239г/моль

х =  = 6,13г

m(PbS) = 6,13г

M= ; ν = ν =  = 0,025моль

ν (PbS) = 0,025моль

Ответ: m, ν (PbS) = 6,13г, 0,025моль.

2. Какая масса сульфида цинка образуется при взаимодействии 6 г серы с 6,5 г цинка.

Дано: Решение

m(S) = 6г Zn + S= ZnS

m(Zn) = 6,5г 6,5г х

65г/моль 97г/моль

m(ZnS) = ? х =  = 9,7г

Ответ: m(ZnS) = 9,7г

3. Напишите уравнения реакций

S → SO2 → SO3 → H2SO4 → CaSO4

MgS

S + O2 = SO2

2SO2 + O2 = 2SO3

SO3 + H2O = H2SO4

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O

S + Mg = MgS

5. Подведение итогов.
6. Домашнее задание (Слайд 15)

"Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева и особенности строения их атомов. Физические свойства металлов"

Цели урока:

• Обучающая — систематизация знаний об особенностях строения атомов металла и металлической химической связи, знакомство с физическими свойствами металлов;
• Развивающая — развитие умения выделять главное, анализировать;
• Воспитательная — воспитывать такие черты характера, как терпение, внимание, аккуратность, при выполнении самостоятельной работы.

Оборудование. Коллекция из образцов разных металлов. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (короткопериодный и длиннопериодный варианты). Диаграммы электропроводности, плотности, температур плавления металлов.

Ход урока:

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний.

III. Изучение нового материала.

1. Положение металлов в ПСХЭ, строение их атомов.

Как известно, все химические элементы и образуемые ими простые вещества делятся на металлы и неметаллы.

Какие элементы называют металлами? (Металлы — это элементы, атомы которых отдают дают свои внешние электроны и практически не обладают способностью присоединять электроны). А какие химические элементы могут легко отдать свои электроны? (Химические элементы, атомы которых содержат на внешнем электронном слое небольшое количество электронов и сравнительно большой радиус атома).

Особенности атомов металлов — небольшое число (1-3) электронов на внешнем слое и сравнительно большой радиус атомов, а следовательно, и стремление атомов к отдаче внешних электронов и превращение их в положительные ионы, которые и обуславливают два вида химической связи, характерной для металлов: ионную и металлическую. Чем легче атом металла отдает свои электроны, тем сильнее выражены его металлические свойства. В ПСХЭ металлы расположены в начале периодов.

Учитель предлагает учащимся, пользуясь длиннопериодным вариантом Периодической системы провести диагональ от элемента B (№5) до элемента At (№85). Назовите положение металлов в ПСХЭ? (ниже диагонали все элементы являются металлами). Из 110 элементов ПСХЭ 88 относится к металлам.

Теперь учитель предлагает провести диагональ от B — At в короткопериодном варианте ПСХЭ, напечатанном в учебнике. Обратите внимание на четные ряды больших периодов, которые состоят только из металлов, ровно как и все побочные подгруппы ПСХЭ представлены металлами. Элементы, находящиеся вблизи прямой, имеет двойственную природу, иногда их называют металлоидами.

2. Физические свойства металлов.

Какие физические свойства металлов вы можете назвать, используя знания, полученные при изучении физики? (агрегатное состояние, температура плавления и кипения, твердость, плотность, электропроводность, теплопроводность, металлический блеск).

Общие физические свойства металлов определяются металлической связью и металлической кристаллической решеткой.

Что такое металлическая химическая связь? (металлическая связь — это связь между атом-ионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными внешними электронами). В слитке металлического изделия атомы металлов отдают свои внешние электроны в этот слиток, в общее пространство, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы. Электроны, осуществляющие металлическую связь, принадлежат не двум отдельным атомам, свободно перемещаются по всему кристаллу. В куске металла постоянно существуют атомы, ион и свободные электроны. При этом невозможно разобраться, где какие электроны, они все одинаковые, «обобществленные» электроны.

А. Агрегатное состояние.

На демонстрационном столе представлены образцы металлов: медь, цинк, алюминий, железо, натрий, ртуть. Учащиеся делают вывод о том, что все металлы при обычных условиях являются твердыми веществами, кроме ртути (жидкое А.С.). Металлы являются твердыми веществами благодаря свободным электронам, которые связывают атомы и ионы в единое целое.

Б. Цвет.

Вы можете назвать цвет , характерный для металлов? (серый, но золото, медь- другого желто-красного цвета).

По цвету металлы условно называют черными и цветными.

В. Металлический блеск.

Для всех металлов характерен металлический блеск, в основном серый цвет, непрозрачность. При этом в порошкообразном состоянии все металлы теряют свой блеск (демонстрируется порошок цинка). Как вы можете объяснить наличие металлического блеска кусков металлов и металлических изделий? В случае, если учащиеся не могут ответить, вопрос переформулировать: Что в металлической кристаллической решетке может отражать световые лучи? (обобществленные электроны обладают высокой способностью к отражению световых лучей). Электроны, заполняющие пространство, отражают световые лучи, поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Почему не блестит порошок цинкая? (в порошкообразном состоянии не образуется металлическая кристаллическая решетка, следовательно нет обобществленных электронов).

Г. Электро- и теплопроводность.

Важнейшее свойство металлов электропроводность. Из курса физики, вы можете сказать, что собой представляет электрический ток? (направленное движение заряженных частиц). Объясните,почему металлы хорошо проводят электрический ток? (в металлической кристаллической решетке имеются свободные электроны, которые движутся направленно).

Лучшие проводники электрического тока — серебро, медь, железо, алюминий. Худшие проводники — ртуть, свинец, вольфрам.

Теплопроводность металлов, как правило, соответствует теплопроводности.

Опыт. В 3 стаканчика помещают ложечки одинакового размера и наливают горячую воду (серебряную, алюминиевую, стальную). Ученики определяют, какие ложечки быстрее нагрелись (Aq Fe Al). Как вы можете объяснить то, что металлические изделия нагреваются? (сталкиваясь с колеблющимися в узлах решетки ион-атомами, обобществленные электроны обмениваются с ними энергией).

Д. Температура плавления и кипения.

Учитель предлагает учащимся сравнить температуру плавления и кипения разных металлов по табличным данным. Учащиеся делают вывод о том, что температуры кипения и плавления у металлов разнообразны. Все металлы, которые плавятся при температуре ниже 1000 °С, называются легкоплавкими, если выше 1000 °С — тугоплавким. Назовите легкоплавкие металлы? (галлий, калий, натрий, олово, свинец, цинк, магний, алюминий, кальций, серебро). Назовите самый тугоплавкий металл? (вольфрам, температура плавления 3390 °С). поэтому данный металл используют для изготовления нитей электроламп.

Е. Плотность.

Металлы делятся на легкие (с плотностью до 5 г/cм3) и тяжелые (с плотностью больше 5 г/см3). Используя таблицу плотности назовите легкие металлы (литий, калий, натрий, кальций, магний, алюминий). Назовите тяжелые металлы (цинк, олово, железо, медь, серебро, свинец, ртуть, золото, платина).

Ж. Пластичность.

Опыт. Проводят несколько ударов молотков по алюминиевой ложке. Что вы наблюдаете? (ложка расплющилась как бы слоями).

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой приводит к смещению слоев ион-атомов относительно друг друга, при этом обобществленные электроны смещаются вместе с ними, поэтому связь не разрушается, а металлическое изделие только деформируется.

З. Магнитные свойства металлов.

Большинство металлов обладают магнитными свойствами.

И. Звон металлов.

Металлы звенят. Самые звонкие металлы — золото, серебро, медь.

Опыт. Взять медное кольцо и золотое кольцо. Подвесить их на женский волос. Ударить по очереди карандашом по медному и золотому кольцам. Отличается ли звук этих колец? (да).

Медь звенит густым, гудящим звоном — малиновым звоном, названный в честь голландского города Малина, в котором изготовлялись церковные колокола. Золото звенит долгим, чистым и высоким звуком.

IV. Этап закрепления знаний.

Самостоятельная работа учащихся с образцами цинка по инструктивной карточке.

Инструктивная карточка.

Определение физических свойств железа.

1. Агрегатное состояние.

2. Цвет и блеск.

3. Плотность железа (диаграмма плотности металлов прилагается)

4. Твердость железа.

Испытайте твердость меди экспериментальным путем: режется ли ножом железный гвоздь, можно ли нанести царапины ножом.

Пользуясь табличными данными определите относительную твердость меди.

5. Пластичность железа.

Осуществите механическое воздействие на железный гвоздь.

6. Теплопроводность.

Нагрейте в стакане воду до 80-70 градусов С. Опустите в нее железный гвоздь. Нагрелась ли она?

Пользуясь табличными данными определите относительную теплопроводность железа.

7. Магнитные свойства железа.

Испытайте действие магнита на железный гвоздь.

8. Электропроводность железа.

Провести испытание на электропроводность, используя прибор для определения электропроводности.

9. Используя табличные данные определите температуру плавления железа.

После выполнения самостоятельной работы учащиеся сообщают полученные данные.

Учитель обобщает. Железо тяжелый металл серого цвета с металлическим блеском. Плотность - 7,87, твердость – 4, пластичный, обладает высокой теплопроводностью и электропроводностью, обладает магнитными свойствами, температура плавления – 1539°С.

V. Подведение итогов урока.

VI.Домашнее задание.

Используя справочные материалы, учебник, личный опыт назвать металлы, которые не обладают магнитными свойствами.

Тема урока: Фосфор и его соединения.

Цели: - Познакомить учащихся с фосфором и его соединениями, рассмотреть аллотропные модификации фосфора.

- Вырабатывать навыки применения полученных знаний на практике т.е. при решении задач, составлении уравнений реакций.

- Развивать познавательную активность учащихся, воспитывать умение работать с учебником.

Задачи:
1. Образовательные: способствовать формированию у учащихся представления о фосфоре как о наиболее активном неметалле; повторить и закрепить понятие аллотропии, умение расставлять коэффициенты методом электронного баланса;
2. Развивающие: содействовать развитию у учащихся исследовательских умений в процессе обучения в сотрудничестве, развивать познавательный интерес, используя в содержании урока элементов новизны знаний и умений, устанавливая причинно-следственные связи.
3. Воспитательные: способствовать созданию условий для самореализации личности, для взаимопомощи и индивидуальной ответственности каждого в группе, поддерживать интерес к изучению химии через самостоятельную работу, воспитывать сотрудничество, продолжить формирование культуры общения и коммуникативных умений учащихся.

Оборудование и реактивы:

- слайд-презентация, периодическая система Д.И.Менделеева; спички.

- на столах учащихся дополнительный материал по фосфору.

Тип урока: изучение нового материала.

Методы: словесно-наглядный, демонстрационный.

                                                                                                       «Фосфор – элемент жизни и

мыслительной деятельности»

А.Е. Ферсман.

(Слайд 3)

Ход урока:

I. Организационный момент.

Учитель приветствует учащихся, проверяет их готовность к уроку и настраивает на работу.

Учащиеся приветствуют учителя, проверяют готовность рабочего места и наличие материалов, необходимых к уроку.

II. Актуализация знаний.

Сегодня на уроке речь пойдет о химическом элементе, участвующем в детективной истории, отрывок из которой я вам сейчас прочту. 
«…Да. Это была собака, огромная, черная, как смоль. Но такой собаки никто из нас, смертных, еще не видывал. Из ее пасти вырывалось пламя, глаза метали искры, по морде и загривку переливался мерцающий огонь. Ни в чьем воспаленном мозгу не могло бы возникнуть видение более страшное, более омерзительное, чем это адское существо, выскочившие на нас из тумана…Страшный пес величиной с молодую львицу. Чудовище лежало перед нами…
Его огромная пасть все еще светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза обведены огненными кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы и, подняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте».
Узнали? Что же это за произведение? 
(Ответ детей)
Да, вы правы. Это отрывок из произведения Артура Конан Дойля “Собака Баскервилей». Назовите химический элемент, который замешан в этой истории. (Фосфор.)
III. Изучение нового материала.

(Слайд 2) Молодцы! Действительно, тема сегодняшнего урока «Фосфор». Откройте тетради и запишите тему урока. Каковы цели нашего урока? (Получить знания о химическом элементе, простом веществе фосфоре, его аллотропных модификациях, химических свойствах, применении и значении фосфора в природе и жизни человека.) Сегодня мы вместе с вами попробуем взглянуть на фосфор глазами историка, геолога, физика, химика, биолога, медика.  

(Слайд 4) Давайте дадим характеристику фосфора. (Рассматривается строение атома фосфора)

1. История открытия. (Слайд 5)

А теперь поговорим об истории его открытия.  Из всех древних элементов только фосфор имеет точную дату открытия – 1669 год. 
В поисках эликсира молодости и попытках получения золота алхимик XVII столетия Геннинг Бранд из Гамбурга пытался изготовить "философский камень". Для этой цели он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он подверг сильному прокаливанию в смеси с песком и древесным углем без доступа воздуха. 
В результате Бранд получил вещество, обладающее необыкновенными свойствами: оно светилось в темноте.
Интерес к новому веществу был огромный, и Бранд надеялся извлечь из своего открытия изрядную прибыль: недаром он был в прошлом гамбургским купцом. Сохраняя способ изготовления в строжайшей тайне, Бранд показывал новое вещество за деньги. А желающим продавал его небольшими порциями только за чистое золото. Спустя некоторое время Бранд продал также и секрет изготовления фосфора дрезденскому химику Крафту, который, подобно Бранду, стал ездить по дворцам влиятельных особ, показывая фосфор за деньги, наживая огромное состояние. 
Конец «философскому бизнесу» положил английский химик Роберт Бойль, который в 1680 году опубликовал в научном журнале более простую и доступную методику получения фосфора. 
Наименование элемента происходит от греческих слов «фос» - свет и «форос»,- несущий. 

2. Аллотропные видоизменения (Слайд 6)

Самостоятельно рассмотреть аллотропные модификации фосфора и внести в таблицу данные. (Слайд 7)

(работа с учебником и с дополнительным материалом)

й

3. Распространение в природе (слайд-6)

Фосфор слишком активный элемент, чтобы существовать в природе в свободном виде.

Важнейшие минералы – фосфориты и апатиты.

Фосфор входит в состав нервных и костных тканей. Особенно богаты им мозговые клетки.

( В сутки человеку необходим примерно 1 г. фосфора.)

4. Получение (Слайд 8)

В наши дни, фосфор производят в электрических печах, восстанавливая фосфорит в присутствии песка и угля, при t -1300C

Ca3(PO4)2 +3SiO2+5C —› 2Р +5СО + 3 СаSiO3

5. Химические свойства. (Слайд 9)

1) Взаимодействие с кислородом

4Р + 5О2—› 2Р2О5 - оксид фосфора (V)

(демонстрация опыта, горение фосфора на воздухе и в чистом кислороде)

Учащиеся должны прокомментировать свои наблюдения.

2) Взаимодействие с металлами, при нагревании

3Са + 2Р —› Са3Р2 - фосфид кальция

3) бертолетовой солью

5KClO3+6P=3P2O5+5KCl

6. Соединения фосфора (Слайд 10)

7. Фосфин - РН3 – водородное соединение фосфора. (Слайд 11)

Бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовит.

Фосфин можно получить, действием соляной кислоты на фосфид кальция:

Са3Р2 + 6 НСl —› 3 CaCL2 +2 PH3

PH3 + 2 O2 —› Н3РО4

8.Оксид фосфора (V) – P2O5- фосфорный ангидрид (Слайд 12)

Гигроскопичный порошок белого цвета, хорошо растворимый в воде.

Получают оксид фосфора (V), при горении фосфора на воздухе или в кислороде:

4Р + 5О2 —› 2Р2О5 - оксид фосфора (V)

Химические свойства. (кислотный оксид)

9.Ортофосфорная кислота – Н3РО4 (Слайд 13)

Твердое бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получают эту кислоту, при взаимодействии оксида фосфора (V) с водой

Р2О5 + 3Н2О —› 2Н3РО4

Химические свойства (типичная кислота)

10.Соли фосфорной кислоты – фосфаты

При полном замещении всех атомов водорода на атомы металла, образуются:

Фосфаты – Na3PO4

При неполном замещении атомов водорода на атомы металла, образуются:

Гидрофосфаты – Na2HPO4;

Дигидрофосфаты – NaH2PO4;

11.Качественная реакция на фосфат-ион (Слайд 14)

Для определения фосфат – ионов используют нитрат серебра. Так как в результате данной реакции, выпадает осадок желтого цвета:

Na3PO4 + 3AgNO3 —› Ag3PO4| + 3NaNO3 осадок желтого цвета.

12. Применение фосфора (Слайд 15)

К нашему уроку я подготовила небольшую выставку предметов из области применения фосфора и его соединений. 
Мы каждый день встречаемся с чудом. С тем самым чудом, которое титан Прометей принес людям, за что был наказан разгневанными богами. Чудо это хранится в скромной картонной коробочке и называется спичками. А как вы думаете, ребята, какое отношение имеют спички к нашему уроку?
Вы правы. Действительно в намазке шкурки содержится красный фосфор. Итак, я чиркнула спичкой (Зажигаем спички). Что же при этом произошло? Под действием тепла от трения головки о коробок происходит аллотропное превращение: красный – белый и спичка загорается. Кстати, до 1848 года спички содержали белый фосфор и были весьма опасны. Они зажигались очень легко, а порой и неожиданно. Известен случай, когда итальянская герцогиня Матильда, случайно наступила на спичку, ее платье было мгновенно охвачено пламенем. От полученных ожогов герцогиня скончалась. Хочу напомнить вам, что хотя сегодняшние спички являются безопасными, но обращаться с ними нужно очень осторожно. Помните, что спички детям не игрушка! 
А сейчас у меня в руках стиральный порошок. Обратим внимание на состав: (читаем). Полифосфаты, применяемые в синтетических моющих средствах в качестве умягчителей воды.
Ежегодное производство фосфора велико. Большая часть его расходуется на получение фосфорной кислоты, из которой производят фосфорные удобрения. Соединения фосфора также используются для защиты государства. Во время первой и второй мировых войн белым фосфором снаряжали зажигательные бомбы и артиллерийские снаряды; кроме того, он использовался в специальных бомбах для образования дымовых завес. 

13. Роль фосфора в жизни живых организмов. (Слайды 16-18)

Из фосфора строится АТФ, которая является универсальным источником энергии для всех реакций, протекающих в клетке. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: печени, мышцах, мозгу. Остатки фосфорной кислоты присутствуют в составе молекул ДНК и РНК.
Фосфор необходим для нормальной мышечной и умственной деятельности. 
В наш организм фосфор поступает с пищей: рыбой, хлебом, молоком, сырами, мясом, бобовыми (горох, фасоль), овсяной, перловой, ячневой крупой. 
При недостатке фосфора в организме: развивается рахит, снижается умственная и мышечная деятельность.

IV. Закрепление изученного материала. (Слайд 19)

1. Осуществите цепочку превращений.

Р —›Р2О5 —› Н3РО4 —›Li3РО4

2. Решите задачу.

С каким количеством (в граммах) бертолетовой соли взаимодействует 18,6 граммов фосфора при нагревании?

6Р + 5КСlO3 —› 3 P2O5 +5KCl

V. Подведение итогов урока. 

VI. Домашнее задание. (Слайд 20)

§28 № 2  + №6 (для сдающих экзамен)

VII. Рефлексия.

сегодня я узнал...

было интересно...

было трудно…

я научился…

теперь я могу…

Белый фосфор.

В чистом виде белый фосфор – совершенно бесцветен и прозрачен; продажный продукт обычно окрашен в желтоватый цвет, представляет собой белое кристаллическое вещество, по внешнему виду похожий на воск. На холоде белый фосфор хрупок, но при температуре выше 15 С становится мягким и легко режется ножом. На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Уже при слабом нагревании, для чего достаточно простого трения, фосфор воспламеняется и сгорает, выделяя большое количество теплоты. В воде белый фосфор не растворим, но хорошо растворяется в сероуглероде. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы Р4. В измельченном состоянии возгорается при обычной температуре. Белый фосфор – сильный яд, даже в малых дозах действует смертельно. Если белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при 280-300 С, то он превращается в другое видоизменение фосфора, называемое красным фосфором.

Красный фосфор

Очень медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается при 250 С. В воде и сероуглероде не растворяется, неядовит, темно-красный порошок, загорается на воздухе только при поджигании, при температуре 220 С переходит в черный фосфор. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку.

Черный фосфор.

По виду черный фосфор очень похож на графит, жирен на ощупь, тяжелее других видоизменений, полупроводник. Черный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку. В воде и органических растворителях не растворим, в темноте не светится.

Конспект урока по химии в 9-м классе по теме: "Химические свойства металлов"

Цель урока: Рассмотреть общие химические свойства металлов

Задачи урока:

Охарактеризовать важнейшие химические свойства металлов;

На примере реакций, характеризующих химические свойства, повторить типы химических реакций

Продолжить формирование умения работать с лабораторным оборудованием.

Ход урока

1. Организационный момент

Приветствие учащихся. Проверка готовности к уроку. Сообщение темы и цели урока.

2. Контроль ЗУН

Актуализация знаний по теме “Физические свойства металлов. Сплавы”.

Работа по группам. Класс делится на 3 группы (либо по рядам, либо по другому принципу). В каждой группе выбирается лидер – ответственный за выполнение задания. Задания для групп может быть следующее:

Задание для группы № 1

Написание мини – теста с открытым вариантом ответа. Один ученик работает у доски (но до момента проверки его ответы не видны классу), остальные обучающиеся группы выполняют работу в тетрадях.

Варианты вопросов:

Способность вещества изменять форму под внешним воздействием и сохранять ее после прекращения воздействия? (пластичность);

Тип химической связи в металлах? (металлическая);

Какие подвижные частицы кристаллической решетки обеспечивают физические свойства металлов? (электроны);

Какую плотность имеют легкие металлы (менее 5 г/см3);

Самый легкий металл? (литий);

Лучшие проводники электричества среди металлов? (серебро и медь);

Название известного сплава на основе алюминия (дюралюминий);

Важнейшие сплавы на основе железа? (чугун и сталь);

Какой неметалл входит в состав сплавов железа (углерод);

Укажите не менее трех металлов, которые могут выступать в качестве легирующих добавок? (хром, никель, молибден)

Задание для группы № 2

Решение задачи по теме “Сплавы”:

На Красной площади установлен бронзовый памятник Минину и Пожарскому. Масса памятника 16 тонн. Определите массу меди, которая была затрачена на создание данного памятника.

Задание для группы № 3.

Группа получает образец металла, который необходимо охарактеризовать по физическим свойствам и примерным областям применения.

На выполнение задания отводится не более 5 минут. После чего происходит проверка результатов.

3. Изучение нового материала.

Учитель проговаривает основные задачи урока (принцип целеполагания):

Мы должны к заключению урока:

знать общие химические свойства металлов;

уметь записывать уравнения реакций, характеризующие химические свойства металлов;

получить навыки проведения химических реакций.

Актуально задать обучающимся вопрос: “А зачем необходимо знать химические свойства металлов?”

При объяснении материала используется презентация с видеофрагментами опытов.

Химические свойства металлов

Объяснение нового материала излагается в форме активного диалога с обучающимися, так как часть учебного материала, а именно: принципы написания химических уравнений, свойства кислот и солей, признаки и типы химических реакций, правила ряда напряжения металлов, ОВР процессы им известны. Таким образом, по – ходу изучения нового материала происходит закрепление ряда тем курса химии за 8 класс.

1. Взаимодействуют с неметаллами.

Просматривается видеофрагмент и записывается уравнение реакции. Например: горение магния: 2Mg + O2 = 2MgO. Разбираются процессы окисления - восстановления.

2. Взаимодействие с водой.

С водой активно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы. Реакция разбирается на примере натрия: 2Na + 2H2O = 2NaOH+ H2

Реакция менее активного металла с водой разбирается на примере железа.

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

3. Взаимодействие с кислотами

с учетом правил по положению металлов в ряду напряжения

K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Au

Металл в ряду должен стоять до водорода (не распространяется на щелочные и щелочноземельные металлы);

Полученная соль должна быть растворимой;

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

Далее просматриваются видеофрагменты взаимодействия алюминия с соляной кислотой и меди с концентрированной азотной кислотой и записываются уравнения данных реакций.

2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4. Взаимодействие с солями

с учетом правил по положению металлов в ряду напряжения

K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Au

Металл в ряду должен стоять до металла соли (не распространяется на щелочные и щелочноземельные металлы);

Все соли, участвующие в реакции должны быть растворимы

Просматривается видеофрагмент взаимодействия цинка с хлоридом меди (II) и учащиеся записывают уравнение реакции:

Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu

Общий вывод по этапу формирование новых знаний:

Металлы вступают в реакцию:

С неметаллами

С водой(с учетом условий)

С кислотами(с учетом правил ряда напряжений металлов)

С солями(с учетом правил ряда напряжений металлов)

4. Закрепление изученного материала

На этапе закрепления обучающимся предлагается выполнение лабораторной работы по изучению химических свойств металлов.

Взаимодействие меди с кислородом;

Взаимодействие цинка с соляной кислотой;

Взаимодействие железа с раствором сульфата меди(II)

Работа выполняется в парах, результаты комментируются и оформляются в тетради.

5. Подведение итогов (рефлексия)

А) Что я узнал о химических свойствах металлов?

Б) Для чего необходимо знать химические свойства металлов?

В) Что бы Вы могли предложить для лучшего усвоения материала по данной теме?

6. Домашнее задание

§ 8 №5, 7.

 Тема : «Алюминий».

Цели:

Обучающая - ознакомление с физическими и химическими свойствами алюминия;

Развивающая - закрепление навыков работы в химическом кабинете (безопасное обращение с лабораторным оборудованием и веществами, наблюдение за химической реакцией и формулировка вывода); написание уравнений химических реакций;

Воспитательная —  воспитание ответственного отношения к сохранению своего здоровья и здоровья окружающих людей.

Оборудование:

 ПСХЭ Д.И.Менделеева, компьютер, проектор, видеофильм.

Ход урока:

I. Орг. Момент.

II. Актуализация знаний.

Фронтальный опрос.

1. Где в ПСХЭ располагается большая часть металлов?

2. Как называются элементы 1 группы главной подгруппы?

3. Как называются элементы 2 группы главной подгруппы?

4. Какую группу нам осталось рассмотреть?

5. Какой металл является основным представителем 3 группы?

III. Изучение новой темы.

Какова же тогда тема нашего урока? Правильно, «Алюминий и его соединения». Какие вопросы мы должны рассмотреть по этой теме? (Строение, положение в ПСХЭ, применение, получение, физические и химические свойства)

1. Строение и положение в ПСХЭ. (1 ученик работает у доски)

 -устанавливается положение элемента Al в периодической системе;

-на доске записывается электронно-графическая формула Al, которая подтверждает вышеуказанные выводы; на её основании делается вывод о том, что степень окисления Al в соединениях равна +3;

-по степени окисления, т.е. на основании положения в периодической системе, выводится формула оксида – Al2O3 и гидроксида алюминия – Al(OH)3;

-на основании положения в периодической системе – малый радиус атома, соседство с неметаллами( В,Si), высказывается предположение об амфотерности элемента и его соединений (встаёт проблема, которая требует разрешения);

-на основании положения в электрохимическом ряду напряжений, учащиеся легко делают вывод о том, что Al должен быть активнее многих широко распространённых металлов (цинка, железа, свинца, олова…), но уступать по химической активности только что изученным металлам IIA группы. В то же время повседневный опыт убеждает их в том, что этот металл во внешней среде очень устойчив. Высказывается предположение, что причина видимой пассивности алюминия кроется в наличии на его поверхности прочной и устойчивой во внешней среде защитной плёнки оксида. Возникает идея – разрушить оксидную плёнку и тогда алюминий покажет свой «буйный характер».

2. Применение алюминия. (Фронтальная беседа)

-назвать области применения алюминия. На каких свойствах основано применение алюминия в этих сферах человеческой деятельности?

-какой вывод можно сделать в связи с использованием алюминия в данных отраслях?

-что можно сказать о распространённости алюминия в земной коре? (по новейшим данным содержание алюминия в земной коре составляет 8,8% по массе, – это третье место среди химических элементов после О и Si)

-Почему такой распространённый в природе и важный в техническом отношении металл стал известен людям менее 200 лет назад?

3. Получение. (История алюминия – рассказ учителя)

Однажды к древнеримскому императору Тиберию пришёл ремесленник и принёс чашу невиданной красоты, изготовленную из серебристого и на удивление лёгкого металла. На вопрос императора о названии чудесного металла ремесленник ответил, что металл получен им из …глины и пока не имеет названия. «Дальновидный» император, испугавшись, что новый металл, который можно получать из обыкновенной глины, обесценит серебро и подорвёт могущество Рима, повелел: чашу уничтожить, ремесленника обезглавить, его мастерскую сровнять с землёй!» Теперь, по прошествии тысячелетий, мы не можем сказать, сколько правды лежит в основе этой легенды, рассказанной римским историком Плинием Старшим в своей «Естественной истории», но значительная доля правды в ней кроется. Действительно, алюминий – серебристо-белый, но в отличие от серебра на удивление лёгкий металл, который в принципе можно получить даже из глины. Не случайно у нас в России в ХIX столетии алюминий называли «глиний»! И если бы не технические трудности, алюминий давно бы был самым дешёвым металлом. Но из-за высокой химической активности, алюминий встречается в природе только в связанном виде. А из-за высокого сродства к кислороду, восстановить алюминий можно либо ещё более активным металлом, например калием, либо при помощи электролиза. Поэтому открытие этого самого распространённого металла состоялось после открытия щелочных металлов, а промышленное получение началось после изобретения электролиза. Первый образец алюминия получил датский учёный Г.Эрстед в 1825 году в результате следующей химической реакции:

AlCl3 + 3Na → Al +3NaCl

В 1827 году знаменитый немецкий химик Фридрих Вёлер получил более чистый алюминий, использовав для этого криолит и металлический калий:

Na3[AlF6] + 3K → Al + 3NaF + 3KF

Первое время алюминий получали в малых количествах и стоил он дороже золота. Так у

последнего русского царевича Алексея была очень дорогая игрушка – погремушка из алюминия. Промышленный способ производства алюминия, который в своей основе применяется до сих пор, был разработан в 1866 году двумя молодыми учёными американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру, причём независимо друг от друга.

2Al2O3 ток→ 4Al + 3O2

В настоящее время по объёму производства алюминий прочно занимает 2 место после железа и его сплавов (среди металлов). Для выплавки 1т алюминия требуется 13-17000 квт/час электрической энергии (постоянный ток, V=5в, I=100000А), поэтому алюминиевые заводы расположены вблизи крупных ГЭС.

4. Физические свойства. Учащиеся отмечают серебристый цвет алюминия, его высокую пластичность, легкость; привлекая свой жизненный опыт, сообщают, что алюминий отлично проводит электричество и тепло. Учитель дополняет наблюдения учащихся следующими данными: tпл0(Al)=6600C, ρ(Al)=2,7г/см3.

5. Химические свойства. (видеофильм)

1) реагирует с неметаллами (кислород, галогены, сера):

4Al + 3O2 → 2Al2O3

2Al + 3I2 → 2AlI3

2) взаимодействие амальгамированного алюминия с водой:

2Al + 6HOH => 2Al(OH)3 + 3H2,

3) алюминотермическая реакция( реакция Бекетова) – взаимодействие алюминиевой пудры с оксидом менее активного металла:

4Al + 3MnO2 => 2Al2O3 + 3Mn + QкДж

4) реагирует с кислотами:

2Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3H2

5) реагирует со щелочами:

2Al + 2NaOH + 2 H2O → 2NaAlO2 + 3H2 или

2Al + 2NaOH + 2 H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Это подтверждает его переходные свойства.

6) может вытеснять металлы из растворов их солей:

2Al + 3CuCl2 → 3Cu + 2 AlCl3

IV. Закрепление изученного материала.

Задание 1.

Найдите соответствие между реагентами и продуктами химической реакции.

1.        Al + O2        А           AlСl3 + H2

2.        Al + H2O        Б         AlСl3

3.        Al + Сl2        В         AlСl3 + H2O

4.        Al + HСl        Г         AlСl3 + Hg

5.        Al + NaOH        Д         AlСl3+ HgСl2

6.        Al + HgСl2        Е         NaAlO2 + H2

7.        Al + Fе3О4         Ж         Al(OH)3 + H2

                              З         Al(OH)3 + Na

                              И        Al2O3 + Fе

                              К        Al2O3

Ответы для самопроверки:  1            2            3            4            5            6            7  

                                               к        ж        б        а        е        д        и

Задание 2.

Расставьте пропущенные коэффициенты.

4Al + O2 = Al2O3

Al + 3Сl2 = AlСl3

2Al + S = Al2S3

2Al + 6H2O = Al(OH)3 + H2

2Al + HСl = 2AlСl3 + H2

Al + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2

Al + HgСl2 = 2AlСl3 + 3Hg

Самопроверка по ответам на обратной стороне поворотной доски.

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2Al + 3Сl2 = 2AlСl3

2Al + 3S = Al2S3

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

2Al + 6HСl = 2AlСl3 + 3H2

2Al + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2

2Al + 3HgСl2 = 2AlСl3 + 3Hg

Критерии оценивания:

6-7 верных уравнений «зачёт на 5»;

 4-5 верных уравнений «зачёт на 4»;

 3 верных уравнения «зачёт на 3»;

 менее 3 верных уравнений «незачёт».

Задание 3.

 Выполнение дифференцированных заданий повышенной сложности (по желанию)

ЧАСТЬ А. Закончите следующие уравнения химических реакций, назовите продукты:

Al + Br2 =

Al + H2SO4(р-р) =

Al + NaOH =

ЧАСТЬ В. Осуществите превращения, назовите продукты:

 Al → Al2O3 → AlCl3

 Al → AlCl3→ Al2(SO4)3

Ответы:

ЧАСТЬ А

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

2Al + 3H2SO4(р-р) = Al2(SO4)3 + 3H2

2Al + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2

ЧАСТЬ В

 4Al + 3O2 = 2Al2O3

 Al2O3+ 6HСl = 2AlCl3 + 3H2

 2Al + 6HСl = 2AlCl3+ 3H2

 2AlCl3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6HCl

V. Домашнее задание.

 13 № 1, 5.

VI. Подведение итогов.

1. Какой металл является основным представителем 3 группы?

2. Какими физическими свойствами он обладает?

3. С какими веществами реагирует?

4. Как получают алюминий?

5. Где применяют алюминий?

Конспект урока по теме

«Железо»

Цели: 

• Дать представление о строении атома железа на основании его положения в ПСХЭ, о физических и химических свойствах простого вещества железа и его нахождении в природе
• Обобщить знания учащихся о применении железа и его сплавов в народном хозяйстве
• Обсудить значение железа в организме  человека

Оборудование:

 Для демонстраций: штативы для пробирок, пробирки, железный гвоздь, раствор сульфата меди (II), железные опилки, раствор соляной кислоты, ПСХЭ, коллекции природных соединений железа;

Технические средства: компьютер, медиапроектор, экран, презентация.

Ход урока

1. Организационный момент.

2. Актуализация знаний.

Выполнение теста по теме «Алюминий».

3.  Изучение новой темы.

В железе есть зовы

Звеняще-грозовы,

Движенье чугунное масс:

Под звоны металла

Взбурлило, восстало,

Заискрилось в омутах глаз.

В железе есть нежность,

Игривая снежность,

В шлифованном - светит любовь.

Закатная алость,

Порыв и усталость,

В изломе заржавленном - кровь.

В железе есть сила -

Гигантов взрастила

Заржавленным соком руда.

Железной ратью

Вперед, мои братья,

Под огненным стягом труда!

Какова тема нашего урока? (Железо) Какие вопросы мы должны сегодня рассмотреть?

1) Нахождение железа в природе

     Сегодня на уроке мы познакомимся с металлом, который занимает 4-е место по распространённости в земной коре (после кислорода, кремния и алюминия) (4,65%) – железом. Считается, что в глубинах нашей планеты находится расплавленное «ядро» Земли, состоящее из сплава железа с никелем. «Земное» железо – практически всегда связанное в виде соединений, минералов магнетита Fe3O4 (магнитного железняка), гематита Fe2O3 (красного железняка), лимонита Fe2O3∙ nH2O (бурого железняка), пирита FeS2 (железного или серного колчедана) и других.

     В Карелии известно несколько месторождений железных руд, крупнейшее из них – Костомукшское. Запасы его составляют миллиарды тонн. Руда содержит до 30% железа. После её переработки на Костомукшском горно-обогатительном комбинате получаются концентраты (окатыши) с содержанием железа до 60 – 70%. Железная руда Костомукшского месторождения залегает на небольшой глубине. Иногда она выходит на поверхность, что позволяет добывать её открытым способом, из карьера, без строительства шахт.

     Учёные полагают, что первое железо, попавшее в руки человека, было метеоритного происхождения. Не случайно на некоторых древних языках железо именуется «небесным камнем». Самый крупный железный метеорит Гоба нашли на юго-западе Африки, в Намибии в 1920г., он весил около 60т. Уже в древности из этих небесных тел, так как они были прочными и твёрдыми, изготавливались различные предметы. Современные химические анализы огромного числа метеоритов, упавших на нашу планету, показали, что в составе железных метеоритов на долю железа приходится 91%.

     У древних египтян железо ценилось так же высоко, как золото, - недаром железные лезвия, кинжалы и бусы находили в гробницах фараонов. Скорее всего, железные предметы попадали в Египет с Ближнего востока, где уже три тысячи лет назад начала развиваться чёрная металлургия. Позднее секретом получения «главного металла» овладели и в Европе. Так начался «железный век» - тот век, в котором мы и сейчас ещё живём. Ведь в настоящее время железные сплавы составляют почти 90% всего количества металлов и металлических сплавов.

2) Строение атома железа

Дайте характеристику химического элемента железа по его положению в ПСХЭ

(Железо – элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода ПСХЭ

Д.И. Менделеева. Порядковый номер – 26. Это означает, что в состав атома железа входят 26 электронов и 26 протонов (заряд ядра +26). Относительная атомная масса железа – 56, следовательно в состав ядра входят 30 протонов (56-26=30).)

     Атомы железа устроены несколько отлично от атомов элементов главных подгрупп. Как и положено элементу 4-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется у них не последний, а предпоследний уровень. На последнем же уровне атомы железа содержат два электрона. Следовательно, распределение электронов по уровням в атомах железа таково: 26Fe 2e-, 8e-, 14e-, 2e-.

Какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют атомы железа?

(Подобно всем металлам, атомы железа проявляют восстановительные свойства.)

Какую степень окисления при этом будет проявлять железо? ( +2)

     Часто при химических взаимодействиях атомы железа отдают не только два электрона с внешнего уровня, но и один электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления атома повышается до +3.

3) Физические свойства железа

Что означает латинское название железа Ferrum? (Крепость)

Какие свойства железа отражает это название?

Это серебристо-белый блестящий металл. Пластичный. Температура плавления 1539оС. Обладает способностью намагничиваться (демонстрация). Способен образовывать сплавы (чугуны и стали).

Сплавы железа:

? Что означает поговорка «Куй железо, пока горячо»? Какое свойство железа отражает поговорка?

? Как человек использует физические свойства железа?

! Это основа современной техники и сельскохозяйственного машиностроения. Транспорта и средств связи, космических кораблей и вообще всей современной цивилизации. Большинство изделий, начиная от швейной иглы и кончая космическими аппаратами, не может быть изготовлено без применения железа.

Упражнение для глаз (с закрытыми глазами напишите слова «Железо» или «Ferrum»)

4) Химические свойства железа

Демонстрация видеоролика «Взаимодействие железа с кислородом»

    0                0          +2,+3   -2

3 Fe + 2 О2 →  Fe3О4 (на слайде)

Демонстрация видеоролика «Взаимодействие железа с хлором»

    0                0                +3   -1

2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3  (ОВР)

Число электронов, которое атом железа отдаёт при химических взаимодействиях, зависит от окислительной способности реагирующих с ним веществ.

Демонстрация химического эксперимента «Взаимодействие железа с раствором соляной кислоты»

 0              +1  -1             +2   -1            0

Fe + 2 HCl → 2 FeCl2  + H2 ↑  (ОВР)

? Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо (Что это означает?)

! Образуют на поверхности металла плотную, прочную оксидную плёнку

Задание: Запишите уравнения химических реакций. Расставьте коэффициенты

Опыт  «Взаимодействие железа с раствором сульфата меди (II)»

0           +2                     +2                    0

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu  (ОВР)

В соответствии с положением железа в электрохимическом ряду напряжений оно может вытеснять металлы, стоящие правее него, из водных растворов их солей (Примеры?)

Задание: Запишите уравнение химической реакции. Расставьте коэффициенты

Самопроверка записи химических уравнений

5) Применение железа

Области применения железа: оружие, военная техника, памятники, трактора, поезда, топоры, чугунная посуда, иголки, скрепки, цепи + изделия из пластмассы, стекла, алюминия.

6) Биологическая роль железа

     В организме человека содержится около 5г железа. Около 70% железа сосредоточена в гемоглобине крови, который осуществляет перенос кислорода от органов дыхания ко всем другим органам и тканям.

Суточная потребность в железе составляет 0,02г. При недостатке железа развивается заболевание – анемия. Источник железа – это пища (самый богатый – печень, а также мясо, сухофрукты, зелёные листовые овощи, хлеб и мучные продукты).

Санаторий «Марциальные воды»

Санаторий расположен в 55 км от Петрозаводска в лесной зоне, где находится долина железистых минеральных источников и лечебных грязей, которые послужили основой для создания Первого в России курорта "Марциальные воды",  открытого Петром I

Воды источников курорта уникальны, поскольку по содержанию железа превосходят все известные местности с железистыми минеральными водами у нас и за рубежом. На курорте «Марциальные воды» железистые воды с успехом применяются для лечения больных железодефицитными анемиями («малокровием»), с заболеваниями пищеварительной системы (хроническим гастритом, холециститом). Полезна вода при некоторых болезнях почек. Кроме того, марциальная вода содержит кальций, магний, натрий, марганец и успешно применяется у больных сердечно-сосудистыми заболеваниями, заболеваниями обмена веществ, у лиц, подвергшихся воздействию радиационных катастроф. Применяемые внутрь минеральные воды являются поистине богатырским источником здоровья

IV. Закрепление изученного материала.

Задание 1: Выберите верные утверждения

Железо занимает четвёртое место по распространённости в земной коре

Мы живём в «железном веке»

Атомы железа проявляют окислительные свойства

При взаимодействии железа с простым веществом хлором образуется хлорид железа (II)

При недостатке железа развивается заболевание – анемия

Взаимопроверка

Задание 2: Отгадайте загадки

1) Мальчик в одной руке несёт 1 кг железа,  в другой столько же кг чугуна. Что тяжелее?

2) Он идёт на сковородки                                                                                                                             Да узорные решётки.                                                                                                                                      Он совсем-совсем неловок, невоспитан и нековок…                                                                                                     Он ломается, как лёд                                                                                                                                          И тяжёл, как бегемот.                                                                                                                                        Но не врун и не болтун                                                                                                                                         Работяга наш -  (чугун)

3) От дождя я не ржавею,

Не ломаюсь, не темнею.

Как алмаз, в бою крепка,

Как лозиночка, гибка.

Если крепко закалюсь –

Никогда не отступлюсь.

Такова моя мораль!

Дальше мой автограф: (сталь)

5. Домашнее задание.

§ 14 №4, 5.

      VI. Подведение итогов. 

Как правильно есть яблоки? Нередко можно услышать такой совет: “Ешьте побольше яблок: они очень богаты железом и витамином С”. На самом деле яблоки не особенно богаты железом. Более того, они содержат его порой меньше, чем другие продукты питания. Другое дело, что соли железа, содержащиеся в яблоках, лучше усваиваются организмом, поскольку они находятся в благоприятном соотношении с витаминами.

Тема «Генетические ряды железа (II) и железа (III). Важнейшие соли железа»

Цель: изучить химические свойства соединений железа, исходя из строения его атома и положения в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева

Задачи урока:

• образовательные: рассмотреть химические свойства соединений железа, исходя из строения атома и проявления степени окисления
• развивающие: развивать интеллектуальные умения: выделять главное, анализировать, сравнивать, делать выводы, использовать ранее накопленные знания по химии в контексте нового материала;
• воспитательные: воспитывать коммуникативные навыки, формировать научное мировоззрение, интерес к предмету, поддерживать устойчивую мотивацию к изучению химии на основании положительного эмоционального восприятия предмета.

Оборудование и реактивы: растворы соляной кислоты, сульфата меди (II), железная скрепка или гвоздь, пробирки; мультимедиапроектор, компьютер, презентация.

ХОД УРОКА

Железо не только основа всего мира, самый главный металл окружающей нас природы, оно – основа культуры и промышленности, оно – орудие войны и мирного труда. И трудно во всей таблице Менделеева найти другой элемент, который был бы так связан с прошлым, настоящим и будущими судьбами человечества.

А. Е. Ферсман.

I. Орг. момент.

II. Актуализация знаний.

На прошлом уроке мы рассмотрели особенности строения атома железа, природные соединения и основные физические и химические свойства.

 Фронтальная опрос.

1. Положение железа в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

2. Нахождение в природе.

3. Физические свойства железа.

4. Химические свойства.

5. Применение железа.

III. Изучение нового материала. Какова тема  нашего урока? Как вы считаете, какие вопросы мы сегодня с вами будем рассматривать? (ответы учащихся)

Итак: цель нашего урока: на основании положения элемента железа в ПСХЭ и строении его атома рассмотреть химические свойства его соединений, провести качественные реакции на определение ионов Fe+2 и Fe+3

Как нам известно, железо проявляет степень окисления +2 и +3. Задание: составить формулы оксидов, гидроксидов и солей железа (заполняют таблицу)

Сегодня вы побываете в роли исследователей. Задача, стоящая перед вами: получить гидроксиды железа, исследовать их свойства, провести качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+.

Объект исследования (слайд на экране): гидроксид железа (II) (Fe(OH)2), гидроксид железа (III) (Fe(OH)3), сульфат железа (II) (FeSO4), хлорид железа (III)(FeCl3).

Цель исследования (слайд): изучение способов получения гидроксидов железа, их химических свойств, проведение качественных реакций на ионы железа Fe2+ и Fe3+.

Методы исследования (слайд): научно-теоретические, экспериментальные.

Исследование мы будем проводить с помощью химического эксперимента.

Первый и второй пункты нашего плана – получение и исследование свойств гидроксидов железа.

Работа проводится по двум вариантам, первый вариант получает и исследует свойства гидроксида железа (II), а второй вариант – гидроксида железа (III).

Результаты всех экспериментов мы занесем в таблицу .

Но прежде чем приступить к выполнению эксперимента, вспомним правила техники безопасности при работе с химическими реактивами и лабораторным оборудованием.

(После каждого опыта заполняется соответствующая графа таблицы, ученики составляют соответствующие уравнения реакций на доске.)

Свойства гидроксида железа (II) гидроксида железа (III)

Давайте подведем итог исследования и сделаем выводы:

1. Как и все нерастворимые основания гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III) получают в лаборатории взаимодействием раствора соответствующей соли железа с раствором щелочи.
2. Гидроксид железа (II) не устойчив на воздухе, легко окисляется, гидроксид железа (III) устойчив.
3. Гидроксид железа (II) проявляет основные свойства, гидроксид железа (III) – слабовыраженные амфотерные свойства.

Вы уже знаете, что в химии многие вещества, т.е. ионы, которые их образуют, можно легко распознать, обнаружить с помощью специфических реакций – качественных. Также и ионы Fe2+ и Fe3+ можно обнаружить с помощью некоторых качественных реакций. Именно это нам и предстоит сделать.

Третий  пункт плана – качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+.

Ученики проводят эксперимент, результаты заносятся в таблицу.

Обнаружить данные ионы можно разными способами, с одним вы уже познакомились при получении гидроксидов железа. По цвету полученных осадков определяют наличие данных ионов: Fe2+  - ………осадок,  Fe3+ - бурый осадок.

Но есть и другие качественные реакции. Первый вариант проводит исследование сульфата железа (II), второй вариант – хлорида железа (III).

I вариант: для обнаружения Fe2+ используют комплексное соединение железа гексацианоферрат (III) калия ( красная кровяная соль), в результате реакции образуется осадок темно-синего цвета – турнбулева синь.

II вариант: для обнаружения Fe3+  используют другую комплексную соль железа гексацианоферрат (II) калия ( желтая кровяная соль), в этом случае также образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь. На ион Fe3+  есть еще одна качественная реакция – взаимодействие с роданидом калия (KCNS), образуется раствор кроваво-красного цвета.

Уравнения реакции на доске. Учащиеся переписывают в тетрадь.

Эксперимент: определить в выданных пробирках наличие Fe(OH)2 и Fe(OH)3

Вывод:

IV. Закрепление изученного материала.

1. Осуществите следующие превращения:

1. Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → FeO

2. Fe → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2O3

3. Fe → FeCl2 → FeCl3

4. FeCl2 → Fe(OH)2 → FeSO4

2. Задача: На сколько граммов увеличится масса железной пластинки, опущенной в раствор СиS04, если при этом на пластинке оказалось 20,8 г металлической меди?

Х г - 20,8 г

56 г — 64 г

Х = 18,2 г железа растворилось => m (Fе) увеличилась на 20,8 г-18,2 г = 2,6 г

ОТВЕТ : 2, 6 г.

V. Домашнее задание.

VI. Подведение итогов.

1. С какими соединениями железа мы сегодня познакомились?

2. Какую с.о. Проявляет железо в этих соединениях?

3. С какими веществами реагируют соединения железа?

4. Качественные реакции на железо.

Тема «Обобщение и систематизация знаний по теме «Металлы.»»

Цель урока: организовать деятельность учащихся по обобщению и систематизации знаний по теме «Металлы».

Задачи урока: 1. Обобщить полученные знания о металлах, их соединениях, физических и химических свойствах, способах получения.

                         2. Закрепить умения и навыки в составлении уравнений реакций, отражающих химические свойства металлов; в решении экспериментальных и расчетных задач различного типа.

                         3. Воспитывать экологическую культуру (на примере последствий загрязнения окружающей среды тяжелыми металлами), ответственное отношение к собственному здоровью (в связи с необходимостью или вредом поступления в организм некоторых металлов).

Ход урока:

I. Орг.момент

II. Актуализация знаний.

-Ребята, скажите элементы каких групп мы с вами рассматривали на предыдущих уроках? Где они располагаются В ПСХЭ? Как одним словом назвать эти элементы?

-Мы с вами рассмотрели металлы и их соединения, их строение, положение в ПСХЭ, физические и химические свойства, получение и применение. Какова же тогда тема нашего урока сегодня? («Обобщение и систематизация знаний по теме «Металлы.») Какова цель нашего урока? (ответы учащихся)

1) - Сейчас я предлагаю вам ответить на следующие вопросы:

1. Какой металл считается самым древним в использовании человеком? (медь).

2. Как называются металлы 1 группы главной подгруппы? (щелочные).

3. Какой металл самый легкий? (литий).

4. Как называется сплав меди с оловом? (бронза).

5. Перечислите физические свойства, общие для всех металлов. (электро-, теплопроводность, металлический блеск, пластичность).

6. Как называется процесс восстановления металлов из их руды с помощью угля, угарного газа, водорода при нагревании? (пирометаллургия).

7. Назовите металлы, которые относятся к благородным металлам. (серебро, золото, платина).

8. Как называется разрушение металлов под воздействием внешней окружающей среды? (коррозия).

9. Рубины, сапфиры, корунд, глинозем – с химической точки зрения что это? (оксид алюминия).

10. Какой металл способен намагничиваться и размагничиваться? (железо).

11. При грунтовке потолков и стен используют раствор медного купороса. Можно ли его готовить и хранить в железных ведрах? (нет, т.к. железо более активный металл, чем медь и будет вытеснять её из раствора медного купороса).

12. Как называется минерал, содержащий смешанный оксид железа II и III валентного. (магнезит или магнитный железняк).

13. Назовите процесс восстановления металлов из их растворов или расплавов под действием электрического тока. (электролиз).

14. Какой металл входит в состав белка гемоглобина, участвующего в переносе кислорода в организме человека? (железо).

2) Осуществите цепочку превращений:

Сu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO → Cu

Для 1 и5 указать переход электронов, окислителя, восстановителя

Для 2 и 3– записать полное и сокращенное иное уравнение.

3) С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать оксид алюминия: кислород, серебро, соляная кислота, вода, оксид фосфора (V), сульфат натрия, оксид калия, хлорид меди? Написать возможные уравнения реакции.

4) Решить задачу:

При взаимодействии 5,4 г Аl с соляной кислотой было получено 6,384 л водорода (н.у.). Сколько это составляет процентов от теоретически возможного? (Ответ: 95%)

III. Домашнее задание.

IV. Подведение итогов.

1) Что сегодня делали на уроке?

2) Со всеми ли заданиями легко справились?

3) Какие задания были сложными?

- Надеюсь, что дома вы ещё раз всё повторите и напишите контрольную работу на хорошую оценку.

Тема «Неметаллы».

Цели  урока: обратить  внимание  учащихся  на  положение  неметаллов  в  периодической  системе, особенности  строения  их  атомов,  физические  свойства, аллотропию, состав  воздуха. Изучить  химические  свойства  неметаллов.

Оборудование: ПСХЭ, коллекция неметаллов, компьютер, проектор, презентация.

Ход  урока:

I. Орг.момент.

II. Актуализация знаний.

1) Анализ контрольной работы.

2)  (слайд 2, 3).

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).

Пример: 1. Кислород образует две аллотропные модификации  (причина- строение молекулы)

               Кислород                                                  Озон

                     O2                                                                                         O3

 Газ без цвета и запаха        газ бледно-фиолетового цвета с резким запахом         свежести. Обладает  бактерицидными свойствами, способен удерживать ультрафиолетовые лучи.

Пример 2. Углерод образует две аллотропные формы (причина – строение кристаллической решётки)

                 Алмаз                                                  Графит

 Тетраэдрическая крист. решетка                Кристаллическая решетка напоминает соты

  Бесцветные кристаллы                   слоистое кристаллическое вещество жирное на ощупь

Самое твердое вещество в природе          непрозрачное ,серого цвета  

       tпл=37300C

Пример: 3. Фосфор образует несколько аллотропных форм.

Фосфор белый ( молек.кр решётка)     Фосфор красный( атомная кр.решётка)

                           P4                                                 Pn

 Мягкое, бесцветное вещество                       аморфное полимерное вещество(порошок)

         Ядовит, в темноте светится                               неядовит,  в темноте не светится

    Надо отметить,  что аллотропные формы образуют не только неметаллы, но и металлы.

Например, олово Sn образует две модификации белое-олово  (всем известный белый очень пластичный и мягкий металл, из которого делают оловянных солдатиков), при температуре   -

-330C   белое олово превращается в  серое (мелкокристаллический порошок со свойствами неметалла), этот переход называют оловянной чумой.  

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.)

5. Значение  неМе  в  природе  

В конце ХXIII века А.Л.Лавуазье установил, что воздух не простое вещество, а смесь газообразных   неметаллов. (слайд 6, 7)

Постоянная составная часть воздуха

(Слайд 8) Переменные  составные  части  воздуха - это CO2 , H2O  и О3.

(Слайд 9) Случайные  составные  части  воздуха - пыль микроорганизмы, пыльца растений. некоторые газы, в том числе и те, которые образуют кислотные дожди (SO2, SO3, N2O5 ).

(Слайд 10) Воздух-  это  океан  из  газов,  на  дне  которого  живут  люди, животные  и  растения.  Он  необходим  для  дыхания  и  фотосинтеза. Границы  жизни  на  Земле  Вернадский  назвал  биосферой.

6.Химия  атмосферы. (слайд 11, 12)

Химия  атмосферы

Масса атмосферы составляет 9∙10–5 % от массы Земли; На рис.  схематически изображено ее строение до высоты 100 км. Выше 100 км примерно до 1000 км простирается экзосфера, ниже – термосфера (85–100 км), мезосфера (50–85 км), стратосфера (10–50 км), и самый нижний слой составляет тропосферу (до 10 км). 90 % массы всей атмосферы сосредоточено в слое до 16 км, выше 100 км находится одна миллионная часть всей массы атмосферы.

IV. Закрепление изученного материала.

Задача стр.93 № 2. (ответ: 0,935 молей кислорода, 3,49 молей азота)

V. Домашнее  задание.

VI. Подведение итогов.

1. Тема "Водород"

Цель: систематизация знаний учащихся о водороде.

Задачи: 

• Обучающие: привести в систему знания учащихся о водороде; закрепить умения применять полученные знания при объяснении новых фактов; продолжить формирование умения составлять формулы веществ, уравнения реакций на основании знания степени окисления элементов.
• Развивающие: развивать мышление учащихся, умение анализировать, сравнивать, обобщать, наблюдать, запоминать, работать в нужном темпе, осуществлять самоконтроль; формировать общеучебные умения и навыки.
• Воспитательные: воспитывать личностные качества, обеспечивающие успешность исполнительной деятельности (дисциплинированность, ответственность), творческой деятельности (активность, увлечённость, наблюдательность, сообразительность, способность к самооценке).

Реактивы: Цинк, соляная кислота, оксид меди (II).

Оборудование: таблица химических элементов Д.И. Менделеева,  компьютер, медиапроектор, презентация, видеофильм.

1. Ход урока:

I. Орг.момент.

II. Актуализация знаний.

1) Анализ контрольной работы. Работа над ошибками.

2) Фронтальная беседа.

- Сколько всего известно химических элементов? (110.)

- Сколько химических элементов входят в состав веществ, образующих клетки всех живых организмов? (более 70.)

- Основу жизни составляют 6 элементов первых трёх периодов (Н, С, N, О, Р, S), на долю которых приходится 98% массы живого вещества. Один из них мы сегодня будем изучать. А  какой именно мы узнаем из загадок:

                           Загадки

1. Первый я на белом свете:
   Во Вселенной, на планете,
   Превращаюсь в лёгкий гелий,
   Зажигаю солнце в небе.

2. Гость из космоса пришёл,
   В воде приют себе нашёл.

3. Я, газ легчайший и бесцветный,
   Неядовитый и безвредный.
   Соединяясь с кислородом,
   Я для питья даю вам воду.

(Водород.)

III. Изучение новой темы.

- Итак, какая тема нашего урока сегодня? (Водород.) (слайд 1.)

- Какие вопросы мы сегодня должны рассмотреть?

1. Строение водорода.

2. Открытие водорода.

3. Распространение водорода.

4. Физические свойства простого вещества.

5. Получение водорода.

6. Химические свойства простого вещества.

7. Применение водорода.

1.Строение водорода.

- Определите положение водорода в Периодической системе, составьте схему строения атома. Сделайте записи в тетради: (слайд 2)

Порядковый номер:
Период:
Группа:
Подгруппа:
Электронная формула атома:

- Водород занимает две клетки в Периодической системе: (слайд 3)

- в главной подгруппе 1 группы – подгруппе щелочных металлов.

- в главной подгруппе 7 группы - подгруппе галогенов.

- Что общего между водородом и щелочными металлами?

(Наличие на внешнем и единственном энергетическом уровне одного электрона в атоме водорода делает его похожим на щелочные металлы. Водород, подобно щелочным металлам, отдает единственный электрон и проявляет  степень окисления +1.)

- Что общего между водородом и элементами главной подгруппы VII группы?

(Подобно атомам галогенов, водороду не хватает одного электрона до завершения внешнего энергетического уровня, поэтому он способен присоединить один электрон и проявлять степень  окисления -1.)

- Какие степени окисления проявляет водород в соединениях? (+1, -1)

- Молекула водорода состоит из двух атомов и образована ковалентной неполярной химической связью.

2. Открытие водорода.

- Ребята, откройте учебник на стр.102 и прочитайте «Открытие водорода» и ответьте на вопрос: Кто и когда открыл водород?

Открытие водорода:

Английский ученый Генри Кавендиш в 1766 г. получил водород действием серной и соляной кислот на цинк, железо или олово. Однако вывод о том, что водород представляет собой вещество, а не «горючий воздух», был сделан только в 1784 г., французским химиком А.Лавуазье, который и дал этому элементу название «рождающий воду» - водород. Водород стал первым известным простым газообразным веществом.

3. Распространение водорода.(слайд 4)

 - Прочтите текст и ответьте на вопрос: Почему водород самый первый?

По распространенности в нашей Вселенной водород занимает первое место. Из 1000 атомов во Вселенной на долю водорода приходится 930. Наше солнце более чем наполовину состоит из водорода.

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1% – это девятый по распространенности элемент,  практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества имеется в атмосфере (0,00005% по объему).

Основным соединением водорода является вода. Кроме того, большое его количество входит в состав многочисленных соединений с углеродом (органических веществ), составляющих основу нефти, природного газа (формула метана), угля и др. Он непременная составная часть веществ, образующих живые организмы (–6,5% от сухой массы). 

4. Физические свойства простого вещества. (слайд 5)

 Запишите в тетради физические свойства простого вещества по рисунку на слайде:

Вкус:
Цвет:
Запах:
Температура кипения:
Растворение в воде: 

- Как собирают водород? (Водород собирают методом вытеснения воздуха. Он в 14,5 раза легче воздуха, поэтому водород собирают в перевернутый вверх дном пробирку.)

- Водород плохо растворим в воде, поэтому его можно собирать методом вытеснения воды.

5. Получение водорода. (слайд 6)

- Как в лабораторных условиях получить водород? (Водород в лаборатории можно получить взаимодействием соляной или разбавленной серной кислот с металлами, стоящими до водорода, в первую очередь цинка, используя аппарат Киппа и прибор Кирюшкина.)

- Как можно обнаружить водород? (По характерному хлопку. Если водород смешан с воздухом, то хлопок со свистом, а если чистый – хлопок глухой.)

1) В лаборатории:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

2). В настоящее время водород в промышленности получают:

Из углеводородов: СН4 = С + 2Н2        

Взаимодействием угля с водой: С + Н2О = СО + Н2
Метана с водой: СН4 + Н2О = СО + 3Н2

Электролизом воды: 2Н2О = 2Н2 + О2

6. Химические свойства простого вещества. (слайд 7)

- Запишите в тетради химические свойства водорода. У подчёркнутых уравнений реакций определите окислитель и восстановитель методом электронного баланса.

Химические свойства водорода:

1) + неметалл:                    Н2 + О2 = 2Н2О
                                           Н2 + Сl2 = 2HCl
                                           H2 + S = H2S
                                           3H2 + N2 = 2NH3

2) + металл:                       H2 + 2Na = 2NaH
                                           H2 + Ca = CaH2

- Как вы думаете, со сложными веществами водород будет реагировать? И с какими?(Водород восстанавливает металлы из оксидов.)

(демонстрационный опыт)  CuO + H2 = H2O + Cu)

7. Применение водорода. (слайд 8)

- Запишите в тетради применение водорода, используя материал учебника рис.46, стр.101.

IV. Закрепление изученного материала.

1. Тест. (слайды 9-11)

- Работайте самостоятельно. Выберите один правильный ответ:

Тест по теме “Водород. Химический элемент и простое вещество”

1. Водород в ПС находится:

1) во 2 А группе

2) в 7 А группе

3) в 6 А группе

2. Водород проявляет степень окисления в соединениях:

1) +1 и - 1

2) +2 и -2

3) 0 и + 1

3. Водород это газ:

1) без цвета, вкуса, запаха, тяжелее воздуха

2) без цвета, запаха, вкуса, легче воздуха

3) без цвета, вкуса, с запахом, легче воздуха

4. Водород – как химический элемент во Вселенной занимает:

1) Второе место

2) Третье место

3) Первое место

5.Водород является продуктом взаимодействия:

1) Cu + HCl;
2) Zn + HCl;
3) Cu + H2O;

6. Водород в химической реакции с металлами является:

1) восстановителем

2) окислителем

7. Водород в химической реакции с галогенами является:

1) окислителем

2) восстановителем

8. Водород реагирует с:

1) Н2О;
2) SO3;
3) Cl2;
9. Водород не реагирует с:

1) N2;
2) HCl
3) O2

10. Экологически чистым топливом является:

1) бензин;

2) мазут;

3) водород.

Ответ запишите в виде последовательности цифр _________

Ученики, выполнив задание, меняются тетрадями друг с другом, проверяют и выставляют оценки.

Учитель: Правильные ответы: (слайд 10)

2. “Кроссворд” (резерв) (слайд 13)

 Работайте в парах.

Ключевым словом является название ближайшей к Земле звезды, на которой преобладает химический элемент водород. Каждое предложенное химическое явление подтвердите соответствующими уравнениями химических реакций.

1. Сложные вещества, при взаимодействии которых с водородом получают металлы.
2. Вещество, которое образуется при горении водорода в кислороде.
3. Кислоты, состоящие из атомов водорода и другого химического элемента.
4. Кислота, которая легко разлагается на оксид углерода (IV) и воду.
5. Металл, непосредственно взаимодействующий с водородом.
6. Кислота, по уровню производства которой можно судить о мощности химической промышленности страны.

V. Домашнее задание. (слайд 14)

17 № 4.

VI. Подведение итогов урока.

Фронтальная беседа.

Раздаточный материал

Тест по теме “Водород. Химический элемент и простое вещество”

1. Водород в ПС находится:

1) во 2 А группе

2) в 7 А группе

3) в 6 А группе

2.Водород проявляет степень окисления в соединениях:

1) +1 и - 1

2) +2 и -2

3) 0 и + 1

3. Водород это газ:

1) без цвета, вкуса, запаха, тяжелее воздуха

2) без цвета, запаха, вкуса, легче воздуха

3) без цвета, вкуса, с запахом, легче воздуха

4. Водород – как химический элемент во Вселенной занимает:

1) Второе место

2) Третье место

3) Первое место

5.Водород является продуктом взаимодействия:

1) Cu + HCl;
2) Zn + HCl;
3) Cu + H2O;

6. Водород в химической реакции с металлами является:

1) восстановителем

2) окислителем

7. Водород в химической реакции с галогенами является:

1) окислителем

2) восстановителем

8. Водород реагирует с:

1) Н2О;
2) SO3;
3) Cl2;