Поурочные планы по химии 9 класс Рудзитис

ПОВТОРЕНИЕ ОСНОВНЫХ ВОПРОСОВ КУРСА 8 КЛАССА

Урок 1

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

В СВЕТЕ ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМА

Цели: обобщить и систематизировать знания о Периодическом законе и Периодической системе химических элементов; актуализировать знания о закономерностях изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе; закрепить практические навыки выполнения тестов ГИА по химии.

Ход урока

I. Актуализация знаний.

Учитель организует повторение с учащимися правил поведения и техники безопасности в кабинете химии, говорит о порядке на рабочем месте. Напоминает, что для успешного усвоения предмета необходимо иметь учебник, тетрадь рабочую для повседневных записей уроков, две дополнительные тетради в клетку - для контрольных и практических работ, словарь для записи терминов и тетрадь (блокнот) для формул, ручки с цветными стержнями, карандаши, линейку, калькулятор. В словаре на каждую букву алфавита отводится одна-две страницы, где записывают определения понятий; обращает внимание учащихся на структуру курса химии в 9 классе.

Основные вопросы: Периодический закон и Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

Учитель. Вспомним строение Периодической системы Д. И. Менделеева. Весь материальный мир состоит из атомов. Все виды атомов, как встречающиеся в природе, так и полученные искусственно, путем ядерных превращений, представлены в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Она имеет вид таблицы. Горизонтальные ряды, начинающиеся водородом или щелочным металлом и заканчивающиеся инертным газом, называют периодами. При движении по периоду слева направо металлические свойства последовательно сменяются неметаллическими. Наиболее типичные металлы, таким образом, расположены в начале периода, а элементы, для которых характерны неметаллические свойства, - в конце. Первый, второй и третий периоды называют малыми, а с четвертого по седьмой - большими. Седьмой период является незавершенным.

Вертикальные колонки Периодической системы называют группами. Каждая группа делится на две подгруппы - главную и побочную. В состав главных подгрупп входят элементы как больших, так и малых периодов, а в состав побочных - только больших периодов. Символы элементов, входящих в подгруппу, во многих вариантах Периодической системы записаны в определенной части клеточки, строго друг под другом, отличаясь от элементов другой подгруппы. В подгруппу входят элементы, имеющие близкие химические свойства. В то же время элементы главной и побочной подгрупп сильно различаются между собой. Например, галогены (фтор, хлор, бром, йод, астат) - элементы главной подгруппы седьмой группы - это типичные неметаллы, а в побочной подгруппе седьмой группы находятся металлы марганец, технеций и рений. При движении вниз по главной подгруппе металлические свойства нарастают, а неметаллические - убывают. Для элементов побочных подгрупп такую закономерность проследить не удается, так как все элементы побочных подгрупп - металлы.

При движении по группам и периодам происходят последовательные изменения многих свойств элементов и простых веществ. В основе изменения свойств в группах лежит увеличение числа электронных слоев при движении вниз по Периодической системе. Это приводит к увеличению размера атомов, то есть возрастанию атомных радиусов, а следовательно - к ослаблению связи валентных электронов с ядром, что ведет к уменьшению электроотрицательности и усилению металлических свойств.

При движении по периоду слева направо число электронных слоев остается неизменным, а количество валентных электронов возрастает - это приводит к сжатию электронных облаков и, как следствие, к уменьшению атомных радиусов, а значит к усилению связи валентных электронов с ядром. В результате возрастает электроотрицательность, усиливаются неметаллические и ослабевают металлические свойства.

II. Закрепление.

- Закончите таблицу, затем обсудим результат.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ В ПЕРИОДАХ И ГРУППАХ

- Разберем примерные тесты ГИА.

А1. У атомов химического элемента углерода число электронов на внешнем электронном уровне равно:

1)2; 2) 4; 3)1; 4) 6.

А2. Схема распределения электронов по уровням - 2, 8, 5 - соответствует химическому элементу, степень окисления которого в водородном и высшем кислородном соединениях равна:

1) -5 и + 3; 2) -2 и + 6; 3) -1 и + 7; 4)-3и + 5.

А3. В ряду оксидов Na2О, Аl2О3, Р2О5 происходит изменение свойств:

1) от основных к кислотным; 2) от кислотных к основным;

3) от основных к амфотерным; 4) от кислотных к амфотерным.

А4. Высший оксид Э2О5 и летучее водородное соединение ЭН3 имеют элементы:

1) первой А группы; 2) третьей А группы; 3) пятой А группы; 4) седьмой А группы.

Домашнее задание: выписать в словарь и выучить ключевые термины по теме «Периодический закон и Периодическая система химических элементов»: формулировку Периодического закона, периода, группы; физический смысл порядкового номера, номера периода, группы; составить тесты по изученной теме.

Учитель :Дулуш Ч.С.

Урок 2

СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.

КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЁТКИ

Цель: обобщить и систематизировать знания о видах и способах образования химической связи, видах кристаллических решёток; актуализировать знания по определению типов связи в простых и сложных веществах, определению типов кристаллических решёток и вспомнить, как предсказывать по ним физические свойства веществ; закрепить практические навыки выполнения тестов ГИА по химии.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания.  Выписать в словарь и выучить ключевые термины по теме «Периодический закон и Периодическая система химических элементов»: формулировку Периодического закона, периода, группы; физический смысл порядкового номера, номера периода, группы; составить тесты по изученной теме.

Учащиеся выборочно выполняют тесты по теме: «Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева».

Примерный вариант теста:

А1. Атомы натрия и магния имеют:

1) одинаковое число электронов;

2) одинаковое число электронных уровней;

3) одинаковую степень окисления в оксидах;

4) одинаковое число протонов в ядрах.

А2. В ряду Mg(OH)2 → Аl(ОН)3 → H2SiО3 свойства гидроксидов изменяются:

1) от основных к кислотным;

2) от кислотных к основным;

3) от кислотных к амфотерным;

4) от амфотерных к кислотным.

А3. Наибольший радиус атома имеет:

1) фтор;        3) бром;

2) хлор;         4) йод.

Остальные выполняют химический диктант.

- Вставьте пропущенные термины.

Свойства атомов элементов и их соединений изменяются ... (периодически) в группе и в периоде. Это зависит от ... (строения атомов) элементов. В периоде ... (увеличиваются) окислительные свойства неметаллов, так как ... (увеличивается) заряд ядра и число электронов на внешнем слое (а радиус атома частично стягивается). Также ... (увеличивается) электроотрицательность.

В группе (главной подгруппе) (сверху вниз) ... (увеличиваются) восстановительные свойства металлов, так как ... (увеличиваются) радиус атома и заряд ядра, но ... (уменьшается) электроотрицательность.

Проверка диктанта и комментированное чтение.

И. Актуализация знаний.

1. Лекция-беседа.

Основные вопросы: строение атома; атомное ядро; изотопы; понятие об электронном облаке, s- и р-электронах; строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов.

 Краткое содержание лекции.

Атом, как вы знаете, включает в себя положительно заряженное ядро и электроны, имеющие отрицательный заряд. Ядро находится в центре атома и состоит из протонов и нейтронов. Фундаментальной характеристикой химического элемента является заряд ядра, то есть число протонов в ядре. Протон имеет условный заряд +1, а электрон - равный ему по величине, но противоположный по знаку заряд -1. Таким образом, Z (заряд ядра) = число протонов = число электронов = порядковый номер элемента.

Как вы помните, химический элемент - это вид атомов с определенным зарядом ядра. Современная формулировка Периодического закона: «Свойства простых веществ и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их ядер».

Ядро атома помимо протонов, заряженных положительно, содержит электронейтральные частицы - нейтроны. Вся масса атома сосредоточена в ядре; массой электрона по сравнению с массами протонов и нейтронов можно пренебречь. Меняя число протонов в ядре, мы переходим от одного элемента к другому, то есть движемся по «клеточкам» Периодической системы. В то же время, если число протонов остается постоянным, а изменяется число нейтронов, то меняется лишь масса атома. Атомы одного и того же элемента могут содержать различное число нейтронов. Их называют изотопами. Сравним два изотопа водорода - 'Н (протий) и 2Н (дейтерий). Оба они имеют заряд ядра +1, ведь они представляют один и тот же элемент - водород. А вот массы у них различны, так как в их ядрах находится разное число нейтронов. Подсчитаем его, вычитая из массового числа (цифры, приведенной в правом верхнем углу у символа элемента) заряд ядра, то есть порядковый номер элемента:

1Н: число нейтронов =1-1=0

2Н: число нейтронов = 2 - 1 = 1.

Электроны обладают свойствами не только частицы, но и волны (корпускулярно-волновой дуализм). Волна отличается от частицы тем, что ее положение в пространстве в данный момент времени зафиксировать невозможно. Именно поэтому правильнее говорить об электроне как об облаке («электронном облаке»), «размазанном» в околоядерном пространстве. По форме электронных облаков различают s-, р-, d- и f-электроны; л-электроны имеют форму шара, а р-электроны - объемной восьмерки.

Электроны, находящиеся в атоме, имеют разную энергию, иными словами, они находятся на различных энергетических уровнях. Чем больше номер уровня, тем выше энергия электрона. Число энергетических уровней равно номеру периода, в котором расположен элемент. На первом уровне максимально могут размещаться два электрона, на втором - восемь, на третьем - восемнадцать. В общем случае максимальная емкость уровня равна 2п2, где п - номер уровня. У элементов первого периода происходит заполнение только первого энергетического уровня, у элементов второго периода - первого и второго уровней, у элементов третьего периода заполняются уже три уровня. Поэтому первый период содержит всего два элемента - водород и гелий, второй - восемь. Однако к концу третьего периода третий энергетический уровень оказывается незавершенным. Его заполнение происходит у элементов четвертого периода, начиная со скандия и заканчивая цинком. Эти элементы, в атомах которых заполняются внутренние электронные слои, называют переходными. Они находятся в побочных подгруппах. Первый уровень содержит лишь s-электроны, второй уровень - два s- и шесть р-электронов, третий - два s -, шесть р- и десять d-электронов.

2. Тестовая работа в формате ГИА.

А1. Последовательности чисел в ряду 2, 8, 3 соответствует распределение электронов по слоям в атомах:

1) лития; 2) магния; 3) калия; 4) алюминия.

Пояснение:  сумма электронов равна порядковому номеру элемента. 2 + 8 + 3 = 13. Это элемент № 13. Или: Число электронов на внешнем уровне 3, значит элемент находится в третьей группе; число электронных слоев 3, значит элемент находится в третьем периоде. Это алюминий.

А2. В атоме фосфора общее число электронов и число электронных слоев соответственно равны:

1. 31,3;  2) 15,5;  3) 15,3;  4) 31,5.

Пояснение: общее число электронов равно порядковому номеру элемента, число слоев - номеру периода. Для фосфора это числа 15 и 3.

А3. В атоме брома число электронных слоев и число электронов внешнего слоя соответственно равны:

1. 4,5;  2) 3,7;  3) 4,7;  4) 4,6.

Пояснение: число электронных слоев равно номеру периода, число электронов внешнего уровня - номеру группы. Для брома это числа 4 и 7.

А4. Заряд ядра атома химического элемента +20. Схема распределения электронов в его атоме:

1. 2, 8, 18, 2;   2) 2, 8, 2;   3) 2, 8, 8, 2;   4) 2, 8, 8, 3.

Пояснение: заряд ядра соответствует порядковому номеру химического элемента. Под № 20 в Периодической системе расположен кальций. В его атоме 4 электронных слоя (элемент IV периода) и 2 электрона на внешнем уровне (элемент II группы). Общее число электронов 20. Этому соответствует распределение электронов 2, 8, 8, 2.

3. Продолжение лекции-беседы.

Основные вопросы: химическая связь; кристаллические решётки.

Краткое содержание.

Вид химической связи, образующейся между атомами типичных металлов и типичных неметаллов, называется ионной связью. При этом атомы металлов отдают валентные электроны атомам неметаллов и превращаются в катионы (+); атомы неметаллов, приняв электроны, становятся анионами (-).

Между атомами неметаллов образуется ковалентная связь за счет обобществления электронов. Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью называется ковалентной, с разной электроотрицательностью - ковалентной полярной. Общие электронные пары смещаются в сторону более электроотрицательного элемента. Каждая общая электронная пара соответствует одной связи, которая на структурной формуле изображается черточкой. Число связей совпадает с валентностью элемента.

Вещества с ионной связью образуют ионные кристаллические решетки. Физические свойства веществ с ионной решеткой, как правило, таковы: тугоплавкие, нелетучие, хрупкие, в растворе проводят электрический ток.

Вещества с ковалентной связью образуют как атомные кристаллические решетки (тугоплавкие, твердые, нелетучие, нерастворимые вещества, например алмаз, кварц), так и молекулярные кристаллические решетки (летучие, легкоплавкие, хрупкие вещества, при обычных условиях, как правило, газы или жидкости, например лед, йод, сахар).

Тестовая работа в формате ГИА.

А1. Химическая связь в оксиде калия:

1) ковалентная полярная;

2) ковалентная неполярная;

3) ионная;

4) металлическая.

Пояснение: оксид калия - соединение металла с неметаллом, связь ионная.

А2. Наиболее ярко выраженная ионная химическая связь образуется в соединениях натрия с элементом, заряд атомного ядра которого:

1) +14; 2) +9; 3) 15; 4) +1.

Пояснение: № 14 - Si; № 9 - F; № 15 - P; № 1 - H.

Наибольшей электроотрицательностью обладает F. Значит, наиболее ионной будет связь Na с F.

А3. Вещества, формулы которых RbF, HF, F2, образованы химическими связями соответственно:

1) ковалентной неполярной, ковалентной полярной, ионной;

2) ионной, ковалентной неполярной, ковалентной полярной;

3) ионной, ковалентной полярной, ковалентной неполярной;

4) ковалентной полярной, ионной, ковалентной неполярной.

Пояснение: RbF - соединение металла с неметаллом,

ионная связь, HF - соединения атомов неметаллов с разной электроотрицательностью, ковалентная полярная связь, F2 - соединение между одинаковыми атомами, ковалентная неполярная связь.

Домашнее задание: выписать в словарь и выучить ключевые термины по теме «Строение атома. Химическая связь. Кристаллические решётки», повторить физический смысл порядкового номера, номера периода, группы, определения типов химической связи; составить 5 тестов по изученной теме.

Учитель : Дулуш Ч.С.

Урок 3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ РАЗЛИЧНЫХ КЛАССОВ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель: обобщить и систематизировать знания об основных химических свойствах оксидов, оснований, кислот и солей; закрепить практические навыки выполнения тестов ГИА по химии.

Ход урока

1. Проверка домашнего задания. Выписать в словарь и выучить ключевые термины по теме «Строение атома. Химическая связь. Кристаллические решётки», повторить физический смысл порядкового номера, номера периода, группы, определения типов химической связи; составить 5 тестов по изученной теме.

Ученики выборочно задают друг другу составленные тесты по теме «Строение атома. Химическая связь».

Примерные тесты:

1.  Соединения с ковалентной полярной связью образуются между атомами:

1.  типичных металлов и типичных неметаллов;
2.  разных неметаллов;
3.  одинаковых неметаллов;
4.  металлов.

2.  Химическая связь, образованная атомами с одинаковой электроотрицатель- ностью, называется:

1.  ковалентной неполярной;
2.  ковалентной полярной;
3.  донорно-акцепторной;
4.  водородной.

3.  Группа веществ с ковалентной полярной химической связью:

1) Н2O, CS2, HCl;        3) Н2О, Сl2, НСl;

2) KF, О3, НВr;        4) О2, NaCl, H2S.

4.  Ковалентной неполярной связью образованы молекулы веществ:

1) O3, N2, Н2, O2;        3) NH3, СО, СO2, Н2O;

2) O2, O3, СО, NH3;        4)         Н2O, O2, N2, Н2.

5.  Между химическими элементами с порядковыми номерами 3 и 16 образуется связь:

1) металлическая;        3)         ковалентная полярная;

2) ионная;        4)         ковалентная неполярная.

Класс выполняет химический диктант с заданием вставить пропущенные термины:

Порядковый номер элемента в Периодической системе равен ... (заряду атома, числу протонов) в ядре, общему числу ... (электронов) в атоме. Число ... (нейтронов) определяется как разница между ... (атомной массой) элемента и его ... (порядковым номером). Номер группы для элементов главных подгрупп равен ... (числу валентных электронов) (электронов внешнего электронного слоя), высшей валентности и высшей степени окисления. Низшую степень окисления и валентность (в соединениях с металлами и водородом) неметаллов определяют как разницу между цифрой ... (8 и № группы). Номер периода указывает на число ... (электронных слоев) (энергетических уровней) в атоме. У элементов одной группы главной подгруппы одинаковое число ... (ваттных электронов), у элементов одного периода одинаковое число ... (электронных слоев).

Атомы с одинаковым зарядом ядра, но разной массой называются ... (изотопами)', в их ядрах одинаковое число ... (протонов), но разное число ... (нейтронов).

Максимально на первом электронном слое может быть ... (2) электрона, на втором - ... (8), на третьем - ... (18).

II. Актуализация знаний.

Беседа по вопросам:

1.  Классификация неорганических соединений. (Простые, сложные; сложные делятся на оксиды, основания, кислоты, соли.)
2.  Дать определение основных классов соединений: оксидов, оснований, кислот, солей. (Оксид - сложное вещество, состоящее из атомов кислорода и какого-либо металла или неметалла. Основание - сложное соединение, состоящее из атомов Me и гидроксогрупп. Кислота - это сложное соединение, состоящее из атомов Н и кислотного остатка. Соль - это сложное соединение, состоящее из атомов Me и кислотного остатка.)

Составление обобщающей таблицы по химическим свойствам веществ разных классов.

Домашнее задание: выучить химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей по таблице, составленной в классе.

Учитель: Дулуш Ч.С.

Тема 1. ТЕОРИЯ

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (11 час)

Урок

ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Цели: познакомить с понятиями электролит, неэлектролит, электролитическая диссоциация, гидратация, кристаллогидраты, с практическим применением кристаллогидратов в быту, промышленности.

Ход урока

1. Проверка домашнего задания. Выучить химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей по таблице, составленной в классе.
2. Актуализация знаний.

Вопрос:

- Знакомы ли вам понятия, записанные в названии темы? Сформулируйте цель урока.

Примерный ответ учащихся: «Цель: узнать, что такое электролитическая диссоциация, почему она происходит, как влияет на свойства веществ».

3. Изучение нового материала.

Инструктаж по технике безопасности.

Демонстрационный эксперимент.

С помощью самодельного прибора демонстрируется электропроводность различных веществ.

Задания для учащихся:

1.  Пронаблюдайте за тем, какие вещества проводят ток, а какие не проводят.
2.  Запишите в тетради в две колонки формулы этих веществ, указывая буквами агрегатное состояние и тип химической связи.
3.  Озаглавьте каждую колонку, используя слова «электролит», «неэлектролит».

Выдвижение проблемы:

- В чем причина электропроводности одних веществ и отсутствие её у других?

Наблюдение, обсуждение, выдвижение гипотез, объясняющих результат опыта.

а) Сначала исследуете на электропроводность кристаллический NaCl. Если поднести сухие электроды прибора к сухой соли, то мы увидим, что кристаллический NaCl не проводит электрический ток (лампочка не загорится). Формулируем вывод: кристаллический NaCl не проводит электрический ток.

б) Далее проверяете электропроводность дистиллированной воды. Экспериментально доказано, что химически чистая вода не проводит электрический ток (лампочка не загорается).

в) Растворяете кристаллик соли в дистиллированной воде и вносите в полученный раствор электроды прибора. Лампочка ярко загорается.

Вывод: водный раствор NaCl проводит электрический ток.

Учитель подводит итог выполненных экспериментов.

Электрический ток проводят только те вещества, которые содержат свободные ионы (растворы или расплавы).

Дистиллированная вода практически не содержит ионы, а в твердом NaCl все ионы связаны, поэтому кристаллический хлорид натрия и вода ток не проводят. В растворе же соли содержатся свободные ионы, поэтому раствор проводит электрический ток, то есть является электролитом.

Демонстрационный эксперимент.

- Наливаете в три стакана растворы CuSO4, NaOH, НСl, испытываете их проводимость. Лампочка загорается во всех трех растворах. Данные растворы являются электролитами.

Вывод: в растворах солей, кислот и щелочей содержатся свободные ионы, способные проводить электрический ток. Значит, эти вещества являются электролитами. В кристаллическом состоянии соли и щелочи электрической проводимостью не обладают. Только при растворении или расплавлении этих веществ, когда появляются свободные ионы, эти вещества становятся электролитами.

Объяснение учителя с элементами беседы.

1.  Что такое электрический ток?

Ответ: электрический ток - это движение электронов (электронная проводимость); электрический ток - эго движение ионов (ионная проводимость).

Вещества, растворы или расплавы которых способны проводить электрический ток, называются электролитами. Электролиты - вещества, обладающие электропроводностью ионного типа.

Соответственно вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока, называются неэлектролитами.

2.  Какова главная причина диссоциации?

Ответ: гидратация ионов.

В растворе или расплаве электролиты распадаются на ионы - диссоциируют. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия полярных молекул растворителя с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку и переводят ионы в раствор в форме сольватированных заряженных частиц. Растворенное вещество и растворитель оказывают обоюдное влияние: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку, а высвобождающиеся ионы, переходя в раствор, вызывают упорядочивание молекул растворителя. В то же время полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов.

3. Классификация ионов.

4. Основоположники теории: С. Аррениус (1859-1927 гг.), И. А. Каблуков (1857-1942 гг.)

Идеи С. Аррениуса, разработанные в 1887 г., составили основу теории электролитической диссоциации. Согласно ей, при растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) па положительные и отрицательные частицы. Под действием постоянного электрического тока неупорядоченное движение ионов в растворе или расплаве переходит в упорядоченное: положительно заряженные ионы (они называются катионами) движутся к катоду, отрицательно заряженные (называются анионами) - к аноду. Одновременно с распадом электролита на ионы происходит объединение ионов в молекулы. Поэтому электролитическая диссоциация является обратимым процессом и при написании уравнений диссоциации указывается, что реакция идет в обе стороны. В 1903 г. С. Аррениус был награжден Нобелевской премией.

III. Закрепление изученного.

Упражнение 1. Допишите незаконченные предложения.

1.  Причиной того, что растворы электролитов проводят электрический ток, являются... (ионы - катионы и анионы).
2.  Молекула воды имеет особое строение и является... (диполем).
3.  Процесс взаимодействия молекул воды с частицами вещества называется... (гидратацией).
4.  Лучше всего диссоциируют вещества с типом связи... (ионной и ковалентной полярной).
5.  Процесс распада электролита на ионы называется... (электролитической диссоциацией).

Упражнение 2. Какие утверждения верны (запишите на полях номера верных утверждений):

1.  Электролиты проводят электрический ток.
2.  Если вещество находится в сухом виде, оно ток не проводит.
3.  Источником тока в растворе электролита являются электроны.
4.  Катионы заряжены отрицательно, анионы - положительно.
5.  Растворы электролитов проводят ток из-за наличия в них положительных и отрицательных ионов.
6.  Процесс взаимодействия воды с частицами вещества называется гидратацией.
7.  Дистиллированная вода проводит ток.
8.  Причиной диссоциации веществ в воде является особое строение молекулы воды.
9.  Все растворимые кислоты - сильные электролиты.
10. Все растворимые основания и соли – сильные электролиты.

Упражнение 3 . Напишите формулы электролитов, в водном растворе которых имеются ионы:

a) Na+ и S2-   б) Со3+ и NO2-   в) К+ и ОН-   г) Са2+ и НСО3-   д) СuОН+ и Сl-.

Назовите эти электролиты.

Домашнее задание: § 1, упр. 1-5 (с. 13), задача 1 (с. 13); выписать в словарь и выучить термины (электролиты, неэлектролиты, ионы, катионы, анионы, гидратация, электролитическая диссоциация); записать основные положения ТЭД.

Упражнение 1. Допишите незаконченные предложения.

1. Причиной того, что растворы электролитов проводят электрический ток, являются...

2. Молекула воды имеет особое строение и является...

3. Процесс взаимодействия молекул воды с частицами вещества называется...

4. Лучше всего диссоциируют вещества с типом связи...

5. Процесс распада электролита на ионы называется...

Упражнение 2. Какие утверждения верны (запишите на полях номера верных утверждений):

1. Электролиты проводят электрический ток.

2. Если вещество находится в сухом виде, оно ток не проводит.

3. Источником тока в растворе электролита являются электроны.

4. Катионы заряжены отрицательно, анионы - положительно.

5. Растворы электролитов проводят ток из-за наличия в них положительных и отрицательных ионов.

6. Процесс взаимодействия воды с частицами вещества называется гидратацией.

7. Дистиллированная вода проводит ток.

8. Причиной диссоциации веществ в воде является особое строение молекулы воды.

9. Все растворимые кислоты - сильные электролиты.

10. Все растворимые основания и соли – сильные электролиты.

Упражнение 3 . Напишите формулы электролитов, в водном растворе которых имеются ионы:

a) Na+ и S2-   б) Со3+ и NO2-   в) К+ и ОН-   г) Са2+ и НСО3-   д) СuОН+ и Сl-.

Назовите эти электролиты.

Упражнение 1. Допишите незаконченные предложения.

1. Причиной того, что растворы электролитов проводят электрический ток, являются...

2. Молекула воды имеет особое строение и является...

3. Процесс взаимодействия молекул воды с частицами вещества называется...

4. Лучше всего диссоциируют вещества с типом связи...

5. Процесс распада электролита на ионы называется...

Упражнение 2. Какие утверждения верны (запишите на полях номера верных утверждений):

1. Электролиты проводят электрический ток.

2. Если вещество находится в сухом виде, оно ток не проводит.

3. Источником тока в растворе электролита являются электроны.

4. Катионы заряжены отрицательно, анионы - положительно.

5. Растворы электролитов проводят ток из-за наличия в них положительных и отрицательных ионов.

6. Процесс взаимодействия воды с частицами вещества называется гидратацией.

7. Дистиллированная вода проводит ток.

8. Причиной диссоциации веществ в воде является особое строение молекулы воды.

9. Все растворимые кислоты - сильные электролиты.

10. Все растворимые основания и соли – сильные электролиты.

Упражнение 3 . Напишите формулы электролитов, в водном растворе которых имеются ионы:

a) Na+ и S2-   б) Со3+ и NO2-   в) К+ и ОН-   г) Са2+ и НСО3-   д) СuОН+ и Сl-.

Назовите эти электролиты.

Учитель: Дулуш Ч.С.

Урок 5

ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ, ЩЕЛОЧЕЙ И СОЛЕЙ

Цели: дать определение кислот, щелочей и солей с точки зрения ТЭД; научить записывать уравнения диссоциации кислот, щелочей и солей, познакомить со строением иона гидроксония.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания. § 1, упр. 1-5 (с. 13), задача 1 (с. 13); выписать в словарь и выучить термины (электролиты, неэлектролиты, ионы, катионы, анионы, гидратация, электролитическая диссоциация); записать основные положения ТЭД.

Первый ученик у доски - упр. 4 (с. 13), дополнительное задание - составить уравнения диссоциации соляной и серной кислот.

Второй ученик у доски - упр. 5 (с. 13), дополнительное задание - составить уравнения диссоциации гидроксида натрия, гидроксида калия.

Третий ученик у доски - упр. 7 (с. 13).

Фронтальный опрос по домашнему заданию: упр. 1-3 (с. 13), дополнительные вопросы:

- Какие вещества называются электролитами? Какой у них тип связи? (Электролит - вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток вследствие его диссоциации на ионы. У них ионный тип связи.)

- Какие вещества называются неэлектролитами? Какой у них тип связи? (Неэлектролиты - вещества, в растворе или расплаве не проводящие электрический ток. У них ковалентная связь.)

- Чем атомы отличаются от ионов? (Ион - одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица. Атом - химически неделимая, незаряженная частица.)

- Что такое диссоциация? (Распад молекулы электролита на ионы под воздействием электрического тока.)

2. Изучение нового материала.

- Обратимся к записям на доске.

1.  Диссоциация кислот. Что общего в диссоциации кислот? Ответ: все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода. Как это сказывается на свойствах кислот? Ответ найдите в учебнике на с. 11, табл. 1.
2.  Диссоциация щелочей. Что общего в диссоциации щелочей? Ответ: все щелочи при диссоциации образуют анионь.1 гидроксогрупп. Как это сказывается на свойствах щелочей? Ответ найдите в учебнике на с. 11, табл. 1.
3.  Диссоциация солей. Что общего в диссоциации солей? Ответ: все соли при диссоциации образуют катионы металла (исключение - ион аммония NH+) и анионы кислотного остатка.

- Как это сказывается на свойствах кислот? Ответ найдите в учебнике на с. 11, табл. 1.

Постановка проблемного вопроса:

- В чём особенность диссоциации многоосновных кислот, кислых солей?

Ответ: диссоциация протекает ступенчато:

А) I ступень: H2SO4 ↔ H+ + НSО4-

     II ступень:  НSО4-+ SО42-

Суммарное уравнение: H2SО4 ↔ 2Н++ SО4-

Кроме того, установлено, что при диссоциации молекул кислот образуются не свободные ионы водорода, а их гидраты - ионы гидроксония:

                          Н+ + Н2О → Н3О+

Б) I ступень: NaHSО4 ↔ Na+ + HSО4-

    II ступень: HSО4 → Н+ + SО42-

Суммарное уравнение: NaHSО4 ↔ Na+ + HSО4-

Диссоциация по первой ступени больше, чем по второй.

3. Закрепление изученного.

Тестовая работа с использованием сборника.

1. С образованием сульфат-аниона диссоциирует вещество, имеющее формулу:

1) K2S;                  3) (NH4)2SO4;

2. K2SO3;        4) Na2CO3.

Пояснение: сульфат-анион SO42- образуется при диссоциации серной кислоты и ее растворимых солей.

2. При растворении в воде ионы SO32- образуют все вещества группы:

1.  CaSO3, K2SO3, Cu2SO3;         3) Na2SO3, PbSO3, MgSO3;
2.  Na2SO3, BaSO3, H2SO3;                 4) Na2SO3, K2SO3, (NH4)2SO3.

Пояснение: ионы SО32- образуются при диссоциации растворимых сульфитов, к ним относятся сульфиты натрия, калия, аммония.

3. Вещества, которые в растворе образуют гидроксид-ионы, находятся в группе:

1) NaOH, Cu(OH)2, Са(ОН)2;    3) Ва(ОН)2, NaOH, LiOH;

2) Са(ОН)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2;  4) КОН, Mg(OH)2, Аl(ОН)3.

Пояснение: гидроксид-анионы образуют растворимые основания.

4. Количество (в молях) катионов и анионов, образующихся при полной диссоциации 1 моля нитрата алюминия, соответственно равно:

1. 3 и 1;
2. 1 и 3;
3. 2 и 3;
4. 3 и 2.

Пояснение: запишем уравнение диссоциации нитрата алюминия:

Al(NO3)3  Аl3+ + 3NO3-.

Катионов Аl3+ получилось 1 моль, анионов NO3- - 3 моля.

5. Катионы аммония и нитрат-анионы образуются при диссоциации вещества:

1) NH4NO3;          3) NH4Cl;

2) NH4NO2;           4) NaNO3.    

Пояснение: катион NH4+ и анион NO3- получаются при диссоциации NH4NO3.

6. При растворении в воде катионы металлов образуют все вещества группы:

1) СаСО3, BaSO4, CuCl2;                  3) Al(NO3)3, Ва(ОН)2, Fe2(SO4)3;

2) Cu(OH)2, Al2(SO4)3, Na3PO4;    4) MgF2, AgCl, NaBr.

Пояснение: катионы металлов образуются при диссоциации всех растворимых солей и оснований, кроме солей и гидроксида аммония. Следовательно, растворимые вещества представлены в группе 3.

7. Метилоранж, который добавили в сосуд с водой, приобретет красную окраску, если:

1) в воду пропустить углекислый газ;

2) растворить в воде хлорид калия;

3) бросить в воду порошок оксида кремния;

4) опустить в воду кусочек натрия.

Пояснение: метилоранж приобретает красную окраску и кислотной среде, которая образуется при растворении в воде кислот и кислотных оксидов. Из перечисленных веществ к кислотным оксидам относятся оксид кремния (SiO2) и углекислый газ. SiO2 нерастворим в воде. СО2 растворяется с образованием угольной кислоты: Н2О + СО2 = Н2СО3; Н2СО3 ↔ H+ + НСО3-, катионы водорода обеспечивают кислотную среду.

Домашнее задание: § 2, упр. 8 (с. 13).

Тестовая работа

1. С образованием сульфат-аниона диссоциирует вещество, имеющее формулу:

1) K2S;                  3) (NH4)2SO4;

2. K2SO3;                  4) Na2CO3.

2. При растворении в воде ионы SO32- образуют все вещества группы:

1) CaSO3, K2SO3, Cu2SO3;                  3) Na2SO3, PbSO3, MgSO3;

2) Na2SO3, BaSO3, H2SO3;                 4) Na2SO3, K2SO3, (NH4)2SO3.

3. Вещества, которые в растворе образуют гидроксид-ионы, находятся в группе:

1) NaOH, Cu(OH)2, Са(ОН)2;       3) Ва(ОН)2, NaOH, LiOH;

2) Са(ОН)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2;    4) КОН, Mg(OH)2, Аl(ОН)3.

4. Количество (в молях) катионов и анионов, образующихся при полной диссоциации 1 моля нитрата алюминия, соответственно равно:

1. 3 и 1;
2. 1 и 3;
3. 2 и 3;
4. 3 и 2.

5. Катионы аммония и нитрат-анионы образуются при диссоциации вещества:

1) NH4NO3;           3) NH4Cl;

2) NH4NO2;           4) NaNO3.    

6. При растворении в воде катионы металлов образуют все вещества группы:

1) СаСО3, BaSO4, CuCl2;                  3) Al(NO3)3, Ва(ОН)2, Fe2(SO4)3;

2) Cu(OH)2, Al2(SO4)3, Na3PO4;    4) MgF2, AgCl, NaBr.

7. Метилоранж, который добавили в сосуд с водой, приобретет красную окраску, если:

1) в воду пропустить углекислый газ;

2) растворить в воде хлорид калия;

3) бросить в воду порошок оксида кремния;

4) опустить в воду кусочек натрия.

Учитель: Дулуш Ч.С.

Урок 6

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Цели: познакомить с понятиями сильный электролит и слабый электролит, степень диссоциации; закрепить умение писать уравнения диссоциации кислот, щелочей и солей.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания. § 1, упр. 1-5 (с. 13), задача 1 (с. 13);

Первому ученику у доски:

- Дайте определение солям с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

Второму ученику у доски:

- Дайте определение кислотам с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

Третьему ученику у доски:

- Дайте определение щелочам с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

Четвертому ученику у доски: упр. 8, с. 13 (из домашнего задания).

Фронтальная работа для класса:

1) Запишите уравнения диссоциации веществ: HI, H2SeO4, Ва(ОН)2, Cu(NO3)2, Fe2(SO4)3, NaHCO3.

2) Что показывают уравнения:

а) NaCl → Na+ + Сl-

б) Na+ + Сl- → NaCl?

Как осуществить эти процессы в домашних условиях?

Ответ: в первом случае - растворить соль в воде, при этом она даст указанные ионы. Во втором случае - выпарить воду, при этом образуются кристаллы поваренной соли.

II. Изучение нового материала.

Постановка проблемного вопроса:

• От чего зависит сила электролита?

Сила электролита - способность электролита образовывать ионы. Степень диссоциации выражается отношением числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул в растворе. Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α:

Дополнения: силу кислородсодержащих кислот можно определить по следующему правилу:

HnROm, где R - кислотообразующий элемент, п - число атомов водорода, т - число атомов кислорода. Если т - п =0, кислота очень слабая; т - п = 1 - слабая; т - п = 2 - сильная; m- п = 3 - кислота очень сильная.

Упражнение: рассчитайте силу кислоты.

I вариант: HNO2, H2SO4, НСlO3.

II вариант: HNO3, H2SO3, НСlO4.

Решение.

I вариант                                         II вариант

HNO2  2-1 = 1- слабая;                           HNO3          3-1=2- сильная.

H2SO4  4-2 = 2- сильная;                           H2SO3  3-2= 1 - слабая.

HClO4  4-1=3- очень сильная;              НClO3  3-1 = 2 - сильная.

Учитель. Что же касается бескислородных кислот, то к сильным относятся: HI, НВr, НСl;

к слабым - остальные бескислородные кислоты.

Количественные характеристики силы электролита:

1) α (степень электролитической диссоциации), определяется опытным путем.

2) Кд (константа диссоциации) - более общая характеристика способности электролита к диссоциации. Она зависит от: а) от природы электролита и растворителя; б) температуры раствора.

Демонстрация опытов:

С помощью прибора для работы с электрическим током определяется электропроводность веществ с различным видом химической связи и их растворов:

а) NaCl(кp.), Н2О, раствор NaCl;

б) растворы HCl, СН3СООН;

в) раствор С12Н22О11.

Условия, влияющие на степень диссоциации:

а) разбавление раствора электролита → наблюдаем более яркое свечение лампочки => диссоциация усилилась;

б) нагревание раствора электролита → наблюдаем более яркое свечение лампочки => диссоциация усилилась;

в) введение одноимённых ионов → наблюдаем уменьшение свечения лампочки диссоциация уменьшилась.

Лабораторный опыт.

При добавлении в пробирку твердого ацетата натрия процесс выделения водорода замедляется и прекращается. Под влиянием ацетат-ионов диссоциация подавляется, а (степень электролитической диссоциации) уменьшается.

Zn + 2СН3СООН → (СН3СОО)2Zn + Н2↑ (наблюдаем выделение водорода).

                                СН3СООН ↔ СН3СОO- + Н+

                                СН3СОONа ↔ СН3СОO- + Na+

Запомнить!

• Чем меньше концентрация электролита в водном растворе, тем выше степень диссоциации.
• Чем выше температура раствора электролита, тем выше степень диссоциации.
• Под влиянием одноимённых ионов а (степень электролитической диссоциации) уменьшается.

Домашнее задание: § 3, ответить на вопросы 9, 10 (с. 13).

Учитель: Дулуш Ч.С.

Урок 7

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА И УСЛОВИЯ ИХ ПРОТЕКАНИЯ

Цели: познакомить с понятием «реакции ионного обмена», с условиями, при которых они протекают; формировать навыки составления полных и сокращённых ионных уравнений.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания. § 3, ответить на вопросы 9, 10 (с. 13).

Выполнение упражнения (у доски).

Первый ученик приводит определение кислот, оснований, средних и кислых солей с точки зрения представлений об электролитической диссоциации.

Второй ученик, используя понятие степени диссоциации, объясняет смысл понятий «сильная кислота», «слабая кислота».

Примерный ответ: Сильная кислота в водном растворе полностью диссоциирует на ионы; а → 100 %. К таким кислотам относятся НСl, Hl, H2SO4, HNO3, HClO4. Слабая кислота в водном растворе не полностью диссоциирует на ионы. В таком растворе одновременно содержатся продукты диссоциации и ассоциации (ионы и молекулы электролита): а→0. К слабым относятся H2S, H2SO3.

Фронтальная беседа по вопросам.

1.  Какая величина количественно определяет распад электролита на ионы? (Степень диссоциации.)
2.  Что называется степенью электролитической диссоциации? (Отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул, нaxодящuxcя в растворе.)
3.  Если а (СН3СООН) = 0,3, что это означает? (Это означает, что из каждых 100 молекул СН3СООН на ионы распадается только тридцать.)
4.  На какие группы делятся электролиты по величине степени диссоциации? Ответ поясните. (На сильные, средние и слабые.)
5.  В молекулах каких кислот - сильных или слабых - ионы водорода прочнее связаны с кислотным остатком? (В молекулах слабых кислот.)
6.  Почему воду считают и кислотой, и основанием? (Вода является слабым электролитом, в ничтожно малой степени она одновременно образует и катионы водорода Н+ (чем и напоминает кислоту), и анионы ОРТ (как основание).)
7.  Какие факторы влияют на степень электролитической диссоциации? Перечислите. (Разбавление и повышение температуры усиливают диссоциацию, а введение одноимённых ионов ослабляет.)
8.  Дан раствор слабого электролита. Как увеличить степень электролитической диссоциации? Предложите несколько способов. (Разбавить и подогреть раствор; просто разбавить; просто подогреть.)

II. Изучение нового материала.

Введение в тему.

1. Свойства ионов.

Полезно вспомнить с учащимися, чем ионы отличаются от атомов. Для этого проводится работа по заполнению первого столбца таблицы.

ЧЕМ ИОНЫ ОТЛИЧАЮТСЯ ОТ АТОМОВ

2. Реакции ионного обмена.

Изучение этого материала целесообразно провести, выполняя лабораторный опыт 2, с. 23 учебника.

Постановка цели работы: изучить три случая, при которых обменные реакции в растворах электролитов идут до конца.

Учитель сообщает правила составления ионных уравнений, учащиеся записывают их в тетради.

1) Сильные электролиты представляют только в ионном виде.

2) Нерастворимые соединения, газы, слабые электролиты представляют только в молекулярном виде. Газ отмечают стрелкой, направленной вверх, осадок - стрелкой, направленной вниз.

2Na+ + 2СО32- + Са2+ + 2ОН- = 2Na+ + 2ОН- + СаСО3↓

3) Даётся название уравнению: полное ионное уравнение.

Учитель повторяет закон электронейтральности растворов: сумма положительных и отрицательных зарядов ионов в обеих частях равенства должна быть равна нулю.

4) Устно подсчитывают сумму зарядов в правой и левой частях уравнения, она должна быть равна нулю. Заряд молекулы также равен нулю (для СаСО3).

Учащиеся вначале составляют молекулярные уравнения реакций, затем ионные. Учитель подробно рассматривает один пример на доске, отвечает на вопросы.

Учитель. Сокращённые ионные уравнения выражают сущность химической реакции и показывают, какие ионы реагируют между собой и какое вещество образуется в результате.

Самостоятельная лабораторная работа.

Проведение реакций обмена в растворах электролитов. Выполнение опытов.

а) Взаимодействие между растворами NaOH и FeCl3.

3NaOH + FeCl3 = 3NaCl + Fe(OH)3↓

3ОН- + Fe3+ = Fe(OH)3↓

Наблюдаем выпадение бурого студенистого осадка.

б) Взаимодействие Na2CO3 и СаСl2.

Na2CO3 + СаСl2 = 2NaCl + СаСO3↓

СO32- + Са2+ = СаСO3↓

Выпадает белый осадок. Реакция протекает в обычных условиях.

в) Взаимодействие между растворами К2СO3 и НСl.

К2СO3 + 2HCl = 2КСl + Н2O + СO2↑

СO32- + 2Н+ = Н2O + СO2↑

Наблюдаем выделение газа при обычных условиях. При нагревании пробирки выделение углекислого газа протекает более интенсивно.

г) Взаимодействие между NaOH и НСl в присутствии фенолфталеина.

NaOH + НСl = NaCl + Н2O

Н++ OН- = Н2O

Раствор щелочи за счет фенолфталеина имеет малиновую окраску. После взаимодействия с кислотой малиновая окраска исчезает и раствор становится бесцветным, так как образуется малодиссоциирующее вещество - вода.

д) Взаимодействие между FeCl и KNO3.

FeCl + KNO3 → реакция не идет.

Pеакция не идет ни при каких условиях, так как в результате но образуются осадок, газ или вода.

Вывод. Реакции, протекающие с образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества, идут без каких-либо дополнительных условий, при комнатной температуре.

III. Закрепление изученного.

- Выпишем имеющиеся в нашем распоряжении реактивы: растворы NaOH, Са(ОН)2 НСl, Na2CO3, К2СO3, CaCl2, FeCl3, KNO3. Из перечисленных реагентов выберем те, которые содержат ионы Са2+ и СО32- . Подчеркнем их. Выпишем все возможные варианты реакций:

К2СO3 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + 2КОН

Na2CO3 + Са(ОН)2 = СаСO3↓ + 2NaOH

К2СO3 + СаСl2 = СаСO3↓ + 2КСl

Na2CO3 + СаСl2 = СаСО3 + 2NaCl

Все эти реакции описываются одним ионным уравнением:

СO32- + Са2+ = СаСO3↓

Домашнее задание: § 4, выполнить упр. 1, 2 (с. 22).

Учитель : Дулуш Ч.С.

Урок 8

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА И УСЛОВИЯ ИХ ПРОТЕКАНИЯ

(урок-практикум)

Цели: закрепить навыки составления полных и сокращённых ионных уравнений, знание условий, при которых они протекают.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания. § 4, выполнить упр. 1, 2 (с. 22).

Решение упр. 2 (с. 22).

Ион серебра Ag+ определяем с помощью иона Сl-. Выпадает белый творожистый осадок AgCl. Ион SO42- определяем с помощью иона Ва2+. Выпадает белый осадок BaSO4. Ион Н+ определяем с помощью иона ОН- в присутствии фенолфталеина. Образуется малодиссоциирующее вещество - вода. Ион йода I- определяем с помощью иона Ag+. Выпадает желтый осадок AgI.

2. Закрепление навыков составления полных и сокращённых ионных уравнений и знания условий, при которых они протекают.

Разбираются наиболее типичные варианты тестовых заданий, встречающихся в ГИА.

1. Различить растворы нитрата меди (II) и сульфата меди (II) можно, если добавить к ним:

1. железо;                              2)        раствор        щелочи;

3) раствор хлорида бария;           4)        соляную        кислоту.

Пояснение. На сульфат-ион качественным реагентом является ион бария.

2. В двух пробирках имеются бесцветные растворы соляной и азотной кислот. Доказать, что это растворы кислот и что одна из них - соляная, можно с помощью пары веществ:

1. фенолфталеина и нитрата бария;
2.  метилоранжа и нитрата серебра;
3.  метилоранжа и сульфата меди (I);
4.  фиолетового лакмуса и карбоната кальция.

Пояснение. Качественной реакцией на хлорид-ион соляной кислоты является ион серебра Ag+. Доказать наличие кислой среды можно лакмусом и метилоранжем.

3. В растворе не могут одновременно находиться вещества:

1. К2СO3 и Na2SiO3;                 3) СаСl2 и KNO3;
2.  NaOH и K2SO4;                 4) Na2CO3 и CaCl2.

Пояснение. Не могут одновременно находиться в растворе вещества, реагирующие друг с другом с образованием газа, осадка, воды:

Na2CO3 + СаСl2 = СаСO3↓ + 2 NaCl

4.Уравнение реакции ионного обмена:

1) SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + Н2O;

2) Na2O + SO2 = Na2SO3

3) Na2SO3 + 2HCl = 2HCl + H2O + SO2↑

4) 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑.

Пояснение. Реакции ионного обмена протекают между растворами электролитов (кислот, солей, щелочей) с образованием малодиссоциирующих веществ или неэлектролитов. Этому определению соответствует уравнение 3.

5. Нитрат калия нельзя получить с помощью веществ:

l) AgNO3 и КСl;                           2) K2SO4 и        NaNO3;

3) K2SO4 и Ва(NO3)2;                  4) HNO3 и        КОН.

Пояснение. Получить какое-либо вещество реакцией ионного обмена нельзя, если в ходе реакции не образуется газ, осадок или вода. В реакции 1) образуется AgCl↓;

в 3) BaSO4↓; в 4) Н2O.

3. Выполнение тестовой работы.

Вариант I

А1. Осадок голубого цвета получится в результате реакции между:

1. СuО и H2SO4;        3)        Cu(OH)2        и HCl;
2. СuСl2 и AgNO3;        4)        Ва(ОН)2        и Cu(NO3)2.

А2. Обнаружить в растворе наличие бромид-ионов можно с помощью раствора:

1.  хлорида бария;        3)        нитрата серебра;
2.  щелочи;                 4)        фиолетового лакмуса.

А3. Осадок черного цвета выпадает в результате реакции между нитратом свинца:

1.  и карбонатом калия;   3) силикатом калия;
2.  сульфидом калия;     4) фосфорной кислотой.

А4. Одновременно в растворе не могут быть ионы:

1) ОН- и Zn2+;        3) Na+ и ОН-;

2) NH4+ и NO3-;        4) Сu2+ и NO3-.

А5. Для распознавания солей Na2CO3 и Na2SiO3 можно использовать:

1) гидроксид бария;        3) гидроксид калия;

2) хлорид серебра;        4) соляную кислоту.

Вариант II

А1. Реакция между ионами идет, если в ходе этой реакции:

1) выпадает осадок    3) образуется вода

2) выделяется газ       4) выполняется любое из указанных условий

А2. Белый осадок, не растворимый в азотной кислоте, образуется при взаимодействии:

1) Ва(ОН)2 и HNO3;        3)FeCl3 и NaOH;

2) CuCl и NaOH;                 4) СаСl2 и AgNO3.

А3. В растворе одновременно могут присутствовать ионы:

1) Сu2+ и S2-;                  3) Н+ и SiO32-;

2) Fe3+ и ОН-;                    4) Zn2+ и Сl-.

А4. Необратимая химическая реакция произойдет при сливании растворов веществ:

1) НСl и NaNO3;                 3) HCl и Na2CO3;

2) NaNO3 и CuCl2;       4) CuCl2 и K2SO4.

А5. Образование воды возможно при взаимодействии растворов веществ:

1) Н3РО4 и Ва(ОН)2;        3) HNO3 и К3РO4;

2) СuСl2 и NaOH;                 4) Са(ОН)2 и FeCl3.

Домашнее задание: § 4, ответить на вопросы 3, 4 (с. 22).

Тест

Вариант I

А1. Осадок голубого цвета получится в результате реакции между:

1) СuО и H2SO4;              3) Cu(OH)2        и HCl;

2) СuСl2 и AgNO3;     4) Ва(ОН)2        и Cu(NO3)2.

А2. Обнаружить в растворе наличие бромид-ионов можно с помощью раствора:

1) хлорида бария;              3)         нитрата серебра;

2) щелочи;                       4)        фиолетового лакмуса.

А3. Осадок черного цвета выпадает в результате реакции между нитратом свинца:

1) и карбонатом калия;   3) силикатом калия;

2) сульфидом калия;       4) фосфорной кислотой.

А4. Одновременно в растворе не могут быть ионы:

1) ОН- и Zn2+;        3) Na+ и ОН-;

2) NH4+ и NO3-;        4) Сu2+ и NO3-.

А5. Для распознавания солей Na2CO3 и Na2SiO3 можно использовать:

1) гидроксид бария;        3) гидроксид калия;

2) хлорид серебра;        4) соляную кислоту.

Тест

Вариант II

А1. Реакция между ионами идет, если в ходе этой реакции:

1) выпадает осадок    3) образуется вода

2) выделяется газ       4) выполняется любое из указанных условий

А2. Белый осадок, не растворимый в азотной кислоте, образуется при взаимодействии:

1) Ва(ОН)2 и HNO3;        3) FeCl3 и NaOH;

2) CuCl и NaOH;                 4) СаСl2 и AgNO3.

А3. В растворе одновременно могут присутствовать ионы:

1) Сu2+ и S2-;                  3) Н+ и SiO32-;

2) Fe3+ и ОН-;                    4) Zn2+ и Сl-.

А4. Необратимая химическая реакция произойдет при сливании растворов веществ:

1) НСl и NaNO3;                 3) HCl и Na2CO3;

2) NaNO3 и CuCl2;       4) CuCl2 и K2SO4.

А5. Образование воды возможно при взаимодействии растворов веществ:

1) Н3РО4 и Ва(ОН)2;        3) HNO3 и К3РO4;

2) СuСl2 и NaOH;                 4) Са(ОН)2 и FeCl3.

Учитель : Дулуш Ч.С.

Урок 9

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. ОКИСЛЕНИЕ И ВОССТАНОВЛЕНИЕ

Цели: дать понятие об окислительно-восстановительных реакциях, о правилах составления электронного баланса; познакомить с основными окислителями и восстановителями; научить определять степень окисления элементов в соединениях.

Ход урока

1.  Проверка домашнего задания. § 4, ответить на вопросы 3, 4 (с. 22).

Выполнение теста в формате ГИА. (Материал можно взять из сборника [16].)

2.  Актуализация знаний и введение в тему урока.

- Приведены два уравнения реакций. Определите, чем они отличаются друг от друга.

Na2CO3 + СаСl2 = СаСO3↓ + 2 NaCl (1)

2НСl + Zn = ZnCl2 + H2↑ (2)

Предполагаемый ответ: первое уравнение - реакция обмена, не является окислительно-восстановительной; второе уравнение - реакция замещения, является окислительно-восстановительной (ОВР).

Заполнение учащимися первого столбика таблицы.

III. Закрепление изученного.

Упражнение 1. Определите степени окисления элементов в соединениях:

а) НСl, CuCl2,  FeCl2,  FeCl3, CuCl, HgCl2, PCl3,  PCl5,  SbCl3, SiCl4, SnCl2 (H+1Cl-1, Cu+2Cl2-1, Fe+2Cl2-1, Fe+2Cl3-1, Си+1Сl-1, Hg+2Cl2-1, P+3Cl3-1, P+5Cl5-1, Sb+2Cl3-1, Si+4Cl4-1, Sn+2Cl2-1)

б) SiO2,  SO2,  SO3, P2O3,  P2O5, PbO, PbO2, N2O5,  N2O3, NO2, NO, N2O, MnO2, MnO, Cr2O3, СrO3, Cl2O7, ClO2, CO2, CO (Si+4O-2, S+4O-2, S+6O3-2, P2+3O3-2, P2+5O5-2, Pb+2O-2, Pb+4O2-2, N2+5O5-2, N2+3O3-2, N+4O2-2, N+2O-2, N2+1O-2, Mn+4O2-2, Мп+2O-2, Сr2+3О3-2, Cr+6O3-2, Cl2+7O7-2,Cl+4O2-2, C+4O2-2, C+2O-2)

в) H2S,  FeS, AlI3, Al4C3, Al2S3, Ca3P2, NaH, Li3N, SiF4, HBr, NН3, PH3 (H2+1S-2, Fe+2S2, Al+3I3-1, Al4+3C3-4, Al2+3S3-2, Ca3+2P2-3, Nа+1Н-1, Li3+1N-3, Si+4F4-1, H+1Br-1 N-3H3+1, F-3H3+1)

г) H2SO4, HNO3, H3PO4, Na2SO4, Zn(NO3)2, K3PO4, Al2(SO4)3, KClO3, KClO4, K2SO3, KMnO4, K2MnO4, Fe(OH)3, Fe(OH)2, Cu(OH)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3, K2CrO4 

Упражнение 2. Определите степени окисления элементов, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления в следующих схемах:

S-2 – 6e → Sx(+4)            Hg – 2e → 2Hgx(+2)           S0 + 2e → Sx(-2)

2N-3 - 6e → N2x(0)          S° - 4e → Sx(+4)                     N+5 + 1e →Nx(+4)

Упражнение 3. Определите число отданных или принятых электронов, окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления в следующих схемах:

Сl20 → 2Сl-                           N+5 → N+3                                N+4 → N+2

C0 → C-4                               N+5 → N+2                            Mg0 → Mg+2

N-3 →        N+5                                  N+5 → N0                              Fe+2 → Fe+3

Упражнение 4. Составьте алгоритм записи окислительно-восстановительных реакций (работа с учебником, с. 17).

Алгоритм составления уравнений ОВР:

1. Определить степени окисления элементов в соединениях, участвующих в реакции.

2. Выявить элемент, степень окисления которого понизилась, повысилась, окислитель и восстановитель.

3. Выявить число отданных и принятых электронов. Число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

4. Если это не так, то составить электронный баланс:

а) найти наименьшее общее кратное (НОК) числа отданных и принятых электронов;

б) делением НОК на число отданных электронов получить коэффициент перед восстановителем;

в) делением НОК на число приятых электронов получить коэффициент перед окислителем;

г) умножить полуреакции окисления и восстановления на соответствующие коэффициенты;

д) перенести коэффициенты в общее уравнение.

Упражнение 5. Расставьте коэффициенты в уравнениях ОВР методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления:

1. Fe2О3 + Аl → Al2O3 + Fe;

2. Аl + S → Al2S3;

1.  Са + С(графит) → СаС2,
2.  Fe + O2 → Fe3O4;
3.  Na + S → Na2S;
4.  Са + N2 → Са3N2;
5.  Ag + S → Ag2S;
6.  Mg + N2 → Mg3N2;
7.  A1 + С (графит) → Al4C3;

   10. Са + Р (красный) → Ca3P2.

Домашнее задание: § 5, упр. 6-8 (с. 22).

Упражнение 1. Определите степени окисления элементов в соединениях:

а) НСl, CuCl2,  FeCl2,  FeCl3, CuCl, HgCl2, PCl3,  PCl5,  SbCl3, SiCl4, SnCl2 

б) SiO2,  SO2,  SO3, P2O3,  P2O5, PbO, PbO2, N2O5,  N2O3, NO2, NO, N2O, MnO2, MnO, Cr2O3, СrO3, Cl2O7, ClO2, CO2, CO

в) H2S,  FeS, AlI3, Al4C3, Al2S3, Ca3P2, NaH, Li3N, SiF4, HBr, NН3, PH3 

г) H2SO4, HNO3, H3PO4, Na2SO4, Zn(NO3)2, K3PO4, Al2(SO4)3, KClO3, KClO4, K2SO3, KMnO4, K2MnO4, Fe(OH)3, Fe(OH)2, Cu(OH)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3, K2CrO4 

Упражнение 2. Определите степени окисления элементов, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления в следующих схемах:

S-2 – 6e → Sx(+4)            Hg – 2e → 2Hgx(+2)           S0 + 2e → Sx(-2)

2N-3 - 6e → N2x(0)          S° - 4e → Sx(+4)                     N+5 + 1e →Nx(+4)

Упражнение 3. Определите число отданных или принятых электронов, окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления в следующих схемах:

Сl20 → 2Сl-                           N+5 → N+3                                N+4 → N+2

C0 → C-4                               N+5 → N+2                            Mg0 → Mg+2

N-3 →        N+5                                  N+5 → N0                              Fe+2 → Fe+3

Упражнение 4. Составьте алгоритм записи окислительно-восстановительных реакций (работа с учебником, с. 17).

Упражнение 5. Расставьте коэффициенты в уравнениях ОВР методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления:

1. Fe2О3 + Аl → Al2O3 + Fe;

2. Аl + S → Al2S3;

3. Са + С(графит) → СаС2,

4. Fe + O2 → Fe3O4;

5. Na + S → Na2S;

6. Са + N2 → Са3N2;

7. Ag + S → Ag2S;

8. Mg + N2 → Mg3N2;

9. A1 + С (графит) → Al4C3;

   10. Са + Р (красный) → Ca3P2.

Домашнее задание: § 5, упр. 6-8 (с. 22).

Учитель : Дулуш Ч.С.

Урок 10

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

ОКИСЛЕНИЕ И ВОССТАНОВЛЕНИЕ

(урок-практикум)

Цели: совершенствовать умение составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций с использованием метода электронного баланса.

Ход урока

1.  Проверка домашнего задания. § 5, упр. 6-8 (с. 22).

У доски:

1-й ученик - упр. 6 (с. 22).

2-й ученик - упр. 7 (с. 22).

3-й ученик - упр. 8 (с. 22).

Для класса: химический диктант.

- Вставьте пропущенные слова.

1) В окислительно-восстановительной реакции 2Аl + Fe2О3 = 2Fe + Аl2O3 алюминий выполняет роль ... (восстановителя).

Пояснение: алюминий изменяет степень окисления с 0 до +3, => отдает электроны, выполняет роль восстановителя.

2) В окислительно-восстановительной реакции произошло превращение Э+4 → Э+6. Этот процесс называется ... (окислением).

Пояснение: элемент повысил степень окисления, => отдал электроны, то есть с ним произошло окисление.

3) В химической реакции С + 2Н2 = СН4 водород является ... (восстановителем).

Пояснение: водород меняет степень окисления с 0 до +1, => отдает электроны, => является восстановителем.

4) В химической реакции 2Na + Н2 = 2NaH водород является ... (окислителем).

Пояснение: водород меняет степень окисления с 0 до -1, => принимает электроны, => является окислителем.

2.  Совершенствование умений и навыков.

Проводится комментированное выполнение упражнений с использованием пособия [16]. Разбор типичных заданий ГИА.

1. Взаимодействие гидрида натрия NaH с водой с образованием щелочи и водорода относится к реакциям:

1) ионного обмена;            3) окислительно-восстановительным;

2) замещения;                     4) нейтрализации.

Пояснение. Запишем уравнение реакции:

NaH + Н2O → NaOH + Н2.

Эту реакцию нельзя отнести к реакциям ионного обмена, замещения и нейтрализации. Водород меняет степень окисления с -1 в NaH и +1 в Н2O на нуль в Н2. Значит, это окислительно-восстановительная реакция.

2. Без изменения степеней окисления идет реакция, уравнение которой:

1) 4Р + 5O2 = 2Р2O5;                           3) 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2;

2. СаО + Н2O = Са(ОН)2;        4) Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2.

Пояснение. В уравнениях реакций 1, 3, 4 участвуют простые вещества, значит, степень окисления элементов в этих реакциях меняется (у простых веществ степень окисления равна 0, а в сложных веществах у элементов степень окисления не равна 0).

3. При опускании очищенного гвоздя в раствор хлорида меди (II) протекает реакция, которая относится к реакциям:

1) обмена;                           3) соединения;

2) замещения;                 4) разложения.

Пояснение. Гвоздь сделан из стали. Основным компонентом стали является железо. Запишем уравнение реакции:

Fe + CuCl2 → Сu + FeCl2.

Это реакция, в которой атомы простого вещества железа замещают атомы меди в сложном веществе.

4. Реакция между растворами Na2SiO3 и HNO3 является реакцией:

1) нейтрализации;                      3) окислительно-восстановительной;

2) каталитической;                      4) необратимой.

Пояснение. Запишем уравнение реакции:

Na2SiO3 + 2HNO3 → H2SiO3 + 2NaNO3.

Это реакция ионного обмена, идущая без катализатора. Она является необратимой, так как образуется осадок.

III. Самостоятельная работа.

- Выберите правильный ответ.

1. В уравнении реакции ионного обмена между сульфатом железа (III) и гидроксидом натрия коэффициент перед щелочью:

1) 6;  2) 2;  3) 3;  4) 1.

2. В уравнении реакции Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2 коэффициенты перед формулами веществ (соответственно):

1) 1, 4, 2, 2;              2)         2, 4, 2,1;        3) 4, 2, 2,1;          4) 2, 2, 4, 1

3. В уравнении реакции получения фосфата кальция при взаимодействии фосфорной кислоты и гидроксида кальция коэффициент перед формулой воды равен:

1) 3;         2) 6;          3) 2;          4) 4.

4. В уравнении реакции разложения гидроксида железа (III) коэффициент перед формулой воды равен:

1) 1;           2) 2;   3) 3;   4) 6.

5. В уравнении реакции обмена между оксидом железа (III) и азотной кислотой коэффициент перед формулой азотной кислоты равен:

1) 3;        2) 2;        3) 6;        4) 1.

6. В уравнении реакции горения фосфора в кислороде с образованием оксида фосфора (V) коэффициент перед знаком фосфора равен:

1) 5;          2) 4;          3) 2;  4) 3.

Домашнее задание: § 5, записать в словарь понятия окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительные реакции; задачи 1, 2 (с. 22).

Самостоятельная работа.

- Выберите правильный ответ.

1. В уравнении реакции ионного обмена между сульфатом железа (III) и гидроксидом натрия коэффициент перед щелочью:

1) 6;  2) 2;  3) 3;  4) 1.

2. В уравнении реакции Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2 коэффициенты перед формулами веществ (соответственно):

1) 1, 4, 2, 2;              2)         2, 4, 2,1;        3) 4, 2, 2,1;          4) 2, 2, 4, 1

3. В уравнении реакции получения фосфата кальция при взаимодействии фосфорной кислоты и гидроксида кальция коэффициент перед формулой воды равен:

1) 3;         2) 6;          3) 2;          4) 4.

4. В уравнении реакции разложения гидроксида железа (III) коэффициент перед формулой воды равен:

1) 1;         2) 2;   3) 3;   4) 6.

5. В уравнении реакции обмена между оксидом железа (III) и азотной кислотой коэффициент перед формулой азотной кислоты равен:

1) 3;        2) 2;        3) 6;        4) 1.

6. В уравнении реакции горения фосфора в кислороде с образованием оксида фосфора (V) коэффициент перед знаком фосфора равен:

1) 5;        2) 4;         3) 2;  4) 3.

Самостоятельная работа.

- Выберите правильный ответ.

1. В уравнении реакции ионного обмена между сульфатом железа (III) и гидроксидом натрия коэффициент перед щелочью:

1) 6;  2) 2;  3) 3;  4) 1.

2. В уравнении реакции Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2 коэффициенты перед формулами веществ (соответственно):

1) 1, 4, 2, 2;              2)         2, 4, 2,1;        3) 4, 2, 2,1;          4) 2, 2, 4, 1

3. В уравнении реакции получения фосфата кальция при взаимодействии фосфорной кислоты и гидроксида кальция коэффициент перед формулой воды равен:

1) 3;         2) 6;          3) 2;          4) 4.

4. В уравнении реакции разложения гидроксида железа (III) коэффициент перед формулой воды равен:

1) 1;         2) 2;   3) 3;   4) 6.

5. В уравнении реакции обмена между оксидом железа (III) и азотной кислотой коэффициент перед формулой азотной кислоты равен:

1) 3;        2) 2;        3) 6;        4) 1.

6. В уравнении реакции горения фосфора в кислороде с образованием оксида фосфора (V) коэффициент перед знаком фосфора равен:

1) 5;        2) 4;         3) 2;  4) 3.

Учитель :Дулуш Ч.С.

Урок 11

ГИДРОЛИЗ

Цели: познакомить с реакцией гидролиза; научить определять реакцию среды и прогнозировать ход гидролиза.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания. § 5, записать в словарь понятия окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительные реакции; задачи 1, 2 (с. 22).

У доски:

1-й ученик: классификация солей. Привести примеры средних, кислых, основных солей и записать уравнения их диссоциации.

2-й ученик: взаимные переходы между классами неорганических соединений. Привести примеры уравнений реакций получения сульфата меди (II), взяв исходными веществами медь и серу.

Сu → СuО

                                                         CuSO4

S → SO2 → SO3 → H2SO4

Беседа с классом по вопросам:

1. Что называется кислотой? Назовите сильные и слабые кислоты. (Кислота - сложное соединение, состоящее из атомов водорода и кислотного остатка; H2SO4 - сильная, Н2СО3 - слабая.)

2. Что называется основанием? Приведите примеры сильных и слабых оснований. (Основание - сложное соединение, состоящее из атомов Me и гидроксогрупп. Сильное основание - NaOH, слабое - Fe(OH)3)

2. Актуализация знаний и введение в тему урока.

Проблемный вопрос:

         - Какие способы взаимодействия солей с водой, кроме образования кристаллогидратов, существуют?

Демонстрационный опыт.

В три стакана наливаем растворы солей: NaCl, AlCl3, Nа2СО3. Исследуем среду в стаканах с помощью индикатора - синего лакмуса. Наблюдаем, что в растворе NaCl цвет лакмуса не изменяется, в растворе AlCl3 лакмус краснеет, в растворе Nа2СО3 цвет лакмуса меняется на синий.

Вопрос классу:

• Чем это можно объяснить?

Предполагаемый ответ: соль NaCl образована сильным основанием и сильной кислотой, с водой не реагирует, так как ионы таких солей не могут связываться с ионами Н+ и ОH-. С водой реагируют соли, образованные или слабым основанием и сильной кислотой, или сильным основанием и слабой кислотой, или слабым основание и слабой кислотой. Это объясняется тем, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами Н+ и ОН.

III. Закрепление изученного.

Выполнение комментированных упражнений, разбор типичных заданий ГИА.

А1. Какая из солей не подвержена гидролизу:

1) хлорид натрия;        3) хлорид алюминия;

2) хлорид магния;        4) сульфат железа (III).

Пояснение. Соль NaCl образована сильным основанием

NaOH и сильной кислотой НСl, => гидролизу не подвергается.

А2. Раствор какой из перечисленных солей имеет щелочную среду:

1) карбонат натрия;        3) сульфат натрия;

2) нитрат калия;                 4) хлорид алюминия.

Пояснение. Щелочную среду будет иметь раствор соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Такому условию соответствует соль карбонат натрия.

А3. Раствор какой из перечисленных солей имеет кислую среду:

1) сульфат калия;                 3) хлорид алюминия;

2) нитрат кальция;        4) сульфид натрия.

Пояснение. Кислую среду будет иметь раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Такому условию соответствует соль хлорид алюминия.

А4. Какая из солей подвержена гидролизу?

1) xлорид калия;                 3) нитрат натрия;

2) хлорид цинка;        4) сульфат кальция.

Пояснение. Гидролизу подвержены соли, образованные

или слабым основанием и сильной кислотой, или сильным основанием и слабой кислотой, или слабым основанием и слабой кислотой. Это объясняется тем, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами Н+ и ОН-.

А5. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

СO32- + Н2O ↔ НСО3- + ОН-

1) Na2CO3 + Н2O = NaHCO3 + NaOH;

2) Na2CO3 + 2Н2O = NaHCO3 + 2NaOH;

3) Na2SO4 + 2H2O = H2SO4 + 2NaOH;

4) BaCO3 + H2SO4 = BaSO4 + H2O + CO2.

Домашнее задание: § 6, упр. 9, 10, с. 22.

Выполнение комментированных упражнений, разбор типичных заданий ГИА.

А1. Какая из солей не подвержена гидролизу:

1) хлорид натрия;                 3) хлорид алюминия;

2) хлорид магния;        4) сульфат железа (III).

А2. Раствор какой из перечисленных солей имеет щелочную среду:

1) карбонат натрия;        3) сульфат натрия;

2) нитрат калия;                 4) хлорид алюминия.

А3. Раствор какой из перечисленных солей имеет кислую среду:

1) сульфат калия;                 3) хлорид алюминия;

2) нитрат кальция;        4) сульфид натрия.

А4. Какая из солей подвержена гидролизу?

1) xлорид калия;                 3) нитрат натрия;

2) хлорид цинка;           4) сульфат кальция.

А5. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

СO32- + Н2O ↔ НСО3- + ОН-

1) Na2CO3 + Н2O = NaHCO3 + NaOH;

2) Na2CO3 + 2Н2O = NaHCO3 + 2NaOH;

3) Na2SO4 + 2H2O = H2SO4 + 2NaOH;

4) BaCO3 + H2SO4 = BaSO4 + H2O + CO2.

Выполнение комментированных упражнений, разбор типичных заданий ГИА.

А1. Какая из солей не подвержена гидролизу:

1) хлорид натрия;                 3) хлорид алюминия;

2) хлорид магния;        4) сульфат железа (III).

А2. Раствор какой из перечисленных солей имеет щелочную среду:

1) карбонат натрия;        3) сульфат натрия;

2) нитрат калия;                 4) хлорид алюминия.

А3. Раствор какой из перечисленных солей имеет кислую среду:

1) сульфат калия;                 3) хлорид алюминия;

2) нитрат кальция;        4) сульфид натрия.

А4. Какая из солей подвержена гидролизу?

1) xлорид калия;                 3) нитрат натрия;

2) хлорид цинка;           4) сульфат кальция.

А5. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

СO32- + Н2O ↔ НСО3- + ОН-

1) Na2CO3 + Н2O = NaHCO3 + NaOH;

2) Na2CO3 + 2Н2O = NaHCO3 + 2NaOH;

3) Na2SO4 + 2H2O = H2SO4 + 2NaOH;

4) BaCO3 + H2SO4 = BaSO4 + H2O + CO2.

Учитель :Дулуш Ч.С.

Урок 12

Практическая работа №1 Решение экспериментальных задач по теме «ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ»

Цели: закрепить знания по данной теме, формировать практические умения и навыки выполнения лабораторных работ.

Ход урока

I. Подготовка к проведению практической работы.

1.  Инструктаж по технике безопасности при работе с кислотами и щелочами.
2.  Беседа о ходе практической работы.

Работа выполняется в соответствии с инструкцией учебника (с. 24, работа 1). (Можно немного изменить набор веществ исходя из наличия их в лаборатории.)

II. Проведение практической работы.

Задача 1.

Цель: изучить реакции, идущие до конца.

О п ы т 1 (№ 3(a), с. 24, работа 1).

Проведем реакцию между растворами К2СО3 и НСl. Для этого сольем растворы данных соединений.

К2СO3 + 2НСl = 2KCl + H2О + СO2↑

2Н+ + СO32- = Н2O + СO2↑

Сильная соляная кислота вытесняет слабую, летучую кислоту Н2СО3, которая разлагается с выделением углекислого газа СO2. Наблюдаем появление пузырьков газа.

Опыт 2 (№ 6(a) с. 24, работа 1).

Проведем реакцию между растворами FeCl и КОН.

FeCl + 3КОН = Fe(OH)3↓ + 3КСl

Fe3+ + 3ОН- → Fe(OH)3↓

При сливании растворов выпадает бурый аморфный осадок. В данной реакции сильным основанием КОН осаждаем слабое нерастворимое основание Fe(OH)3.

Опыт 3. Проведем реакцию между растворами NaOH и H2SO4.

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

H+ + ОН- → Н2O

В данной реакции происходит взаимодействие между кислотой и основанием, идет процесс нейтрализации. Видимых изменений не наблюдаем.

Задача 2.

Цель: научить определять реакцию среды у предложенных солей, записывать уравнения гидролиза.

• Определите реакцию среды соли Na2CO3. Запишите уравнение гидролиза

(полное и сокращенное).

Na2CO3 + Н2O = NaHCO3 + NaOH

СО32- + Н2O ↔ НСO3- + ОН-    среда щелочная

Задача 3.

Цель: научить проводить на практике окислительно-восстановительные реакции, определять окислитель и восстановитель, составлять уравнение электронного баланса.

№ 5(г), с. 24, работа 1.

3.  Соблюдайте технику безопасности при работе с серной кислотой! Опустите в пробирку с концентрированной серной кислотой предварительно очищенную медную проволоку и осторожно нагрейте пробирку. Наблюдайте выделение пузырьков газа.

Си + 2H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2↑ + 2Н2O

Сu0 - 2е → Сu2+ восстановитель

S+6 + 2е → S+4   окислитель

4.  Результаты работы оформите в виде таблицы:

Домашнее задание: оформить работу; подготовиться к контрольной работе (повторить § 1-6, словарь, уметь записывать уравнения в ионном виде, составлять электронный баланс).

Урок

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №1 ПО ТЕМЕ

«ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ»

Цели: закрепить, углубить и проконтролировать знания учащихся по данной теме.

Ответы к контрольной работе № 1 по теме «Электролитическая диссоциация»

(9 класс):

Задания для контрольной работы можно подобрать II {пособия [12].

Урок

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №1 ПО ТЕМЕ

«ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ»

Учитель : Дулуш Ч.С.

Тема 2. КИСЛОРОД И СЕРА (9 ч)

Урок

ПОЛОЖЕНИЕ КИСЛОРОДА И СЕРЫ В ПСХЭ, СТРОЕНИЕ ИХ АТОМОВ.

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ КИСЛОРОДА И СЕРЫ

(урок изучения нового материала)

Цели: научить давать характеристику элементов главной подгруппы 6-й группы по плану, исходя из их положения в Периодической системе и строения их атомов; продолжить формирование понятий: «химический элемент», «простое вещество»; дать определение аллотропии и аллотропных видоизменений, объяснить причины аллотропии; научить сравнивать простые вещества кислород и озон, указывать причину их сходства и отличия; продолжить формирование логического мышления: развивать умение сравнивать химический элемент и простое вещество, их свойства, аллотропные видоизменения.

Ход урока

I. Актуализация знаний.

Опрос учащихся о положении кислорода и серы в ПСХЭ, строении их атомов. Заполнение первого столбика таблицы

(Второй столбик заполняется по мере объяснения и разбора материала.)

II. Изучение нового материала.

1. Простые вещества.

Опрос учащихся о строении простого вещества кислорода и заполнение первого столбика таблицы. (Второй столбик заполняется по мере объяснения и разбора материала.)

III. Закрепление изученного.

Выполнение тестовых заданий.

1. Сера отличается от кислорода тем, что...

1) имеет аллотропные модификации;

2) твёрдое вещество при нормальных условиях;

3) имеет цвет;

4) взаимодействует с водородом.

2. Признаки, отличающие озон от кислорода:

1) количественный состав молекул;

2) агрегатное состояние;

3) газ, тяжелее воздуха;

4) способность уничтожать вредные организмы.

3. Массовые доли кислорода и серы равны:

1) в H2SO4; 2) SO3; 3) SO2; 4) H2SO3.

Домашнее задание: § 7, 8, 10 (табл. 30), упр. 1-3, с. 31.

Учитель:Дулуш Ч.С.

Урок

СЕРА. ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ. ПРИМЕНЕНИЕ

Цель: изучить материал о нахождении серы в природе и способах её применения; научить сопоставлять свойства веществ и области их применения.

Ход урока

I. Проверка домашнего задания: § 7, 8, 10 (табл. 30), упр. 1-3, с. 31.

1) Упражнение 1, с. 31 (у доски 1-йучащийся).

2) Упражнение 2, с. 31 (у доски 2-й учащийся).

3) Упражнение 3, с. 31 (у доски 3-йучащийся).

Фронтальная работа для класса.

- Сравните химические и физические свойства серы и кислорода по плану:

Сходство: а) строение атома; б) физические свойства, аллотропия; б) химические свойства.

Отличия: а) строение атома; б) физические свойства, аллотропия; б) химические свойства.

II. Изучение нового материала. Работа с книгой.

Задание 1. Прочитайте текст на с. 29 учебника (схема 2) и выполните задания: перечислите природные соединения серы, напишите их химические формулы и определите в них степени окисления серы.

Задание 2. Прочитайте текст на с. 30 учебника (схема 3) и заполните пропуски в таблице 1.

Таблица 1

Домашнее задание: § 9, 10 (схема 3), упр. 5, задача 1 (с. 31).

Учитель:Дулуш Ч.С.

Урок

СЕРНИСТЫЙ ГАЗ. СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА И ЕЁ СОЛИ

Цель: изучить состав, свойства сернистого газа и сернистой кислоты, физиологическое воздействие сернистого газа.

Ход урока

1.  Проверка домашнего задания. §11; задача 1: составить уравнения реакций, характеризующих свойства сероводородной кислоты (общие с другими кислотами); задача 2 (повышенного уровня сложности): составить уравнение гидролиза сульфида меди (II).

У доски 1-й учащийся: рассказать о химических свойствах H2S.

 H2S взаимодействует:

1) с основаниями;

2) основными и амфотерными оксидами;

3) металлами;

4) солями.

Уравнения реакций:

1) H2S + 2NaOH = Na2S +2Н2О              3) H2S + CaO = CaS + H2О

2) 3H2S + 2Al=  Al2S3 + 3H2↑                  4) H2S + CuCl2 = CuS↓+ HCl

У доски 2-й учащийся: написать уравнение гидролиза CuS.

CuS + Н2O = Cu(OH)2↓+ H2S↑ - среда, близкая к нейтральной

2.  Актуализация знаний.

Предложить учащимся записать известные им уравнения реакций для сернистого газа (оксида серы IV) и сернистой кислоты H2SO3 по вариантам:

III. Изучение нового материала.

Учитель. Оксид SO2 - газ с удушливым запахом; весьма ядовит. При растворении SO2 в воде образуется сернистая кислота H2SO3. Это кислота средней силы. Сернистая кислота нестойка, существует только в водных растворах, при нагревании ее раствора равновесие смещается влево и выделяется оксид серы (IV).

Для оксида SO2, кислоты H2SO3 и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность, так как сера имеет в этих соединениях промежуточную степень окисления +4.

В окислительно-восстановительных реакциях сернистая кислота обычно играет роль восстановителя и окисляется до серной кислоты:

H2S+4O3 + Сl°2 + Н2O = H2S+6O4 + 2НСl-1 

S+4 -2e=S+6                  восстановитель

Сl°2 + 2e=2Cl-1         окислитель

H2SO3 постепенно окисляется до серной кислоты даже кислородом воздуха. Но, взаимодействуя с более сильным восстановителем, например с сероводородом, сернистая кислота ведет себя как окислитель и восстанавливается до свободной серы: H2S+4O3 + 2H2S -2= 3S°↓ + 3H2O

S-2 -2e=S0   2   восстановитель

         S+4 +4e=S0  1   окислитель

 Сернистая кислота, будучи двухосновной, образует соли двух типов: средние и кислые. В воде растворимы лишь соли щелочных металлов и гидросульфиты. Средние соли сернистой кислоты называют сульфитами (например, Na2SO3 - сульфит натрия), а кислые - гидросульфитами (NaHSO3 - гидросульфит натрия). Сульфиты - тоже активные восстановители. Сернистая кислота находит применение при консервировании фруктов овощей (сульфитация) и кормов.

Однако восстановительные свойства у соединений серы (IV) преобладают. Так, сульфиты в растворах окисляются даже кислородом воздуха при комнатной температуре.

На высших животных оксид SO2 действует прежде всего как раздражитель слизистой оболочки дыхательных путей. Токсичен этот газ и для растений. В промышленных районах, где сжигается много угля, содержащего небольшое количество соединений серы, в атмосферу выделяется диоксид серы. Растворяясь во влаге, находящейся на листьях, SО2 образует раствор сернистой кислоты, который, в свою очередь, окисляется до серной кислоты H2SO4.

Атмосферная влага с растворенными SО2, H2SО3 и H2SО4 нередко выпадает в виде кислотных дождей, приводящих к гибели растительности.

Оксид серы (IV) обесцвечивает органические пигменты, поэтому его применяют иногда вместо хлора для отбеливания шелка, шерсти и соломы. Но, в отличие от хлора, оксид серы (IV) не разрушает красители, а лишь образует с ними непрочные бесцветные соединения, которые разлагаются под действием тепла или света, и первоначальная окраска растительного пигмента восстанавливается (например, у соломенных шляп).

Сернистым газом SО2 окуривают склады, подвалы и тару для уничтожения плесневых грибков, а в ветеринарии его используют для лечения животных от чесотки.

IV.Закрепление изученного.

- Выполните тесты:

1. Распределение электронов но энергетическим уровням в атоме серы:

1)2,6;        2) 2, 8, 8;        3) 2, 8, 6;        4) 2, 8, 8, 6.

2. Сера - более сильный окислитель, чем:

1) фтор;        2) хлор;        3) фосфор;           4) кислород.

3. Степени окисления серы изменяются от +6 до 0 в группе веществ:

1) S, SО2, SО3;                                3) Na2SО4,        K2S, S;

2) H2SО4, SО2, H2S;                  4) SО3, K2SО3, S.

4. И сероводород, и сернистый газ будут реагировать со следующей парой веществ:

1) NaOH, О2;                  3) CuSО4 и Н2О;

2) Н2О и Н2;                  4) S и СuО.

5. Для осуществления превращения S → H2S → SO2 → CaSO3 нужно последовательно использовать:

1) водород, воду, оксид кальция;

2) водород, кислород, гидроксид кальция;

3) водород, кислород, хлорид кальция;

4) воду, воду, кальций.

Домашнее задание: § 12; учить конспект по тетради; составить три теста по теме: «Сернистый газ, сернистая кислота», повторить из курса 8 кл. § 32.

Задача: для обеззараживания складов, погребов, теплиц и парников можно применять окуривание сернистым газом - оксидом серы (IV). В обрабатываемом помещении поджигают серу и выдерживают его закрытым в течение 1-2 суток. При сжигании серы образуется оксид серы (IV) в результате реакции соединения. Но можно получить его для обработки погреба и путем реакции обмена. Какие для этого потребуются исходные вещества?

(Ответ: SO2 + Н2O → H2SO3. Соли сернистой кислоты называются сульфитами. Сернистая кислота - нестойкая, существует только в разбавленных растворах и быстро разлагается на воду и оксид серы (IV). Поэтому при взаимодействии сульфитов с сильными кислотами образуется SO2:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑ + H2O.)

Учитель:Дулуш Ч.С.

Урок

СЕРОВОДОРОД. СУЛЬФИДЫ

Цели: изучить состав, свойства, физиологическое воздействие сероводорода и сульфидов, рассказать о противоядии при отравлении сероводородом.

I. Проверка домашнего задания. § 9, 10 (схема 3), упр. 5, задача 1 (с. 31).

1) Упражнение 5, с. 31 (у доски 1-й учащийся).

2) Задача 1, с. 31 (у доски 2-й учащийся).

Беседа с классом по вопросам:

1. Перечислите области применения серы. На основе каких свойств возможно такое применение серы? (Применяют серу как изоляционный материал, в фармакологии, при производстве топлива.)

2.  Как взаимодействует сера с металлами? Как называются соединения серы с металлами? (Соединения серы с металлами называются сульфидами. При нагревании сера реагирует со многими металлами.)

3. Как взаимодействует сера с неметаллами? Как называется соединение серы с водородом? (Сера реагирует со многими неметаллами. Соединение серы с водородом называется сероводородом.)

4. В каких случаях сера выступает как окислитель, в каких - как восстановитель? (С водородом сера - окислитель, с кислородом - восстановитель.)

II. Изучение нового материала.

Рассказ учителя.

Сероводород (диводородсульфид) часто встречается в природе. Содержится в так называемых серных минеральных водах. Это бесцветный газ с неприятным запахом. Образуется при гниении растительных и в особенности животных останков под действием микроорганизмов. Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, вместо кислорода выделяют элементную серу - продукт окисления H2S.

Сероводород - весьма токсичное вещество, гак как является ингибитором фермента цитохромоксидазы - переносчика электронов в дыхательной цепи. Он блокирует перенос электронов с цитохромоксидазы на кислород. При отравлении сероводородом противоядием служит вдыхание свежего воздуха или кислорода с примесью хлора.

Водные растворы H2S называются сероводородной водой, дают слабокислую реакцию по лакмусу. Происходит диссоциация по двум ступеням:

H 2S ↔ Н+ + HS- (I ступень)

HS-↔ Н+ + S2- (II ступень)

Сероводородная кислота очень слабая, поэтому диссоциация по второй ступени протекает только в очень разбавленных растворах. Соли сероводородной кислоты называются сульфидами.

Работа с учебником.

- Найдите в таблице растворимости сульфиды. Сделайте вывод об их растворимости в воде. (Предполагаемый ответ: в воде растворимы сульфиды только щелочных, щелочноземельных металлов и аммония.)

Беседа по вопросам.

Учитель. Двухосновная сероводородная кислота образует два ряда солей: гидросульфиды и сульфиды. Кислые соли (гидросульфиды) известны только для щелочных и щелочноземельных металлов.

Составим химические формулы некоторых солей: NaHS - гидросульфид натрия; Na2S - сульфид натрия; Ba(HS)2 - гидросульфид бария. Многие сульфиды обладают характерной окраской: ZnS - белой, PbS - чёрной, CdS - жёлтой.

Являясь солями слабой кислоты, сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов многозарядных катионов металлов (Al3+, Cr3r и др.) часто доходит до конца, он практически необратим.

Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот.

- Перечислите общие свойства кислот. (Они взаимодействуют: 1) с основаниями; 2) основными и амфотерными оксидами; 3) металлами; 4) солями.)

Учащимся предлагается составить дома уравнения всех перечисленных реакций.

Учитель. H2S  является сильным восстановителем. Например, при долгом стоянии на воздухе сероводородная вода мутнеет, что объясняется взаимодействием H2S с кислородом воздуха, при этом выделяется элементная сера:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2Н2O

S-2 – 2e = S0           2  восстановитель

O20 + 4e = 2O-2  1  окислитель

Именно поэтому H2S не накапливается в больших количествах в природе, так как окисляется кислородом воздуха до серы.

- Рассмотрите реакции сгорания сероводорода до сернистого газа. Отметьте условия проведения данных реакций. (Выполнение.)

Как восстановитель H2S активно взаимодействует с растворами галогенов. Пример:

H2S + I2 = 2S↓ + 2HI

S- 2 – 2e = S0 2  восстановитель

I2 + 2e=2I- 2  окислитель

Домашнее задание: §11; задача 1: составить уравнения реакций, характеризующих свойства сероводородной кислоты (общие с другими кислотами); задача 2 (повышенного уровня сложности): составить уравнение гидролиза сульфида меди (II).