Модульная программа по химии
методическая разработка по химии (9 класс) на тему

МОДУЛЬНАЯ ПРОГРАММА по химии для 9 класса (программа О.С. Габриеляна)

Обобщение знаний по химии за курс основной школы

Модуль 0. Комплексные дидактические цели

Модуль 1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Модуль 2. Типы химических связей

Модуль 3. Классификация химических реакций

Модуль 4. Металлы и неметаллы

Модуль 5. Важнейшие классы неорганических соединений

Модуль 6. Зачет

Модуль 0.

КОМПЛЕКСНЫЕ ДИДАКТИЧЕСКИЕ ЦЕЛИ

1. Обобщить и систематизировать знания по химии за курс основной школы, а именно:

а) повторить основные вопросы курса химии 8 класса: строение атома и периодический закон;

б) добиться полного усвоения типов химических связей;

в) добиться полного усвоения принципов классификации химических реакций по различным признакам;

г) познакомить с особенностями строения атомов элементов – металлов и неметаллов;

2. Развивать и совершенствовать использование химического языка, а именно:

а) научиться записывать знаки химических элементов, составлять химические формулы веществ различных неорганических классов и давать названия их представителям;

3. Учиться адекватно оценивать свою работу и работу товарищей.

Модуль 1.

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

УЭ-1. Значение Периодического закона и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

УЭ-2. Строение атомов элементов

УЭ-3. Резюме

УЭ-4.Контроль

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

1. Изучить структуру периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

2. Выделить закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодах и группах в свете представлений о строении атомов элементов

3. Дать формулировку периодического закона Д.И. Менделеева и объяснить его значение

УЭ-1. Значение Периодического закона и Периодическая

система химических элементов Д.И. Менделеева

Частные дидактические цели:

1) Дать формулировку Периодическому закону и раскрыть его значение

2) Повторить структуру периодической системы химических элементов

2) Объяснить физический смысл порядкового номера элемента в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, номеров периода и группы.

Прочитайте учебный текст:

Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Физический смысл Периодического закона заключался в том, что представлялось невозможным даже предположить в виде безумной гипотезы какую-либо причинно - следственную связь для объяснения периодической зависимости физических и химических свойств элементов и веществ из них образуемых от зарядов их ядер окруженных роем электронов.

Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Сам Менделеев предсказал существование 12 элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе.

В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым Периодическая система элементов.

Периодическая система химических элементов – это классификация химических элементов, графическое выражение периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп.

Периоды — горизонтальные ряды, в которых атомы стоят в порядке возрастания их заряда ядра и заполнения электронами внешней электронной оболочки. Номер периода = число энергетических уровней в атоме.

Первый период, содержащий 2 элемента, а также второй и третий, насчитывающие по 8 элементов, называются малыми. Остальные периоды, имеющие 18 и более элементов — большими. Седьмой период не завершён.

Каждый период (за исключением первого) начинается типичным металлом (Li, Nа, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn), которому предшествует типичный неметалл.

Группы – вертикальные ряды, в которых стоят химические элементы, атомы которых  имеют одинаковое число электроннов на внешнем электронном слое. Номер группы = число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Группы подразделяются на подгруппы — главные (или подгруппы A), начинающиеся с элементов первого и второго периодов, и побочные (подгруппы В), содержащие d-элементы. Элементы одной подгруппы обладают сходными химическими свойствами.

Физический смысл порядкового номера Z элемента был выяснен в ядерной модели атома Резерфорда. Порядковый номер Z элемента совпадает с числом протонов – положительных элементарных зарядов в ядре. Число их закономерно возрастает на единицу при переходе от предыдущего химического элемента к последующему. Это число совпадает с общим количеством электронов в атоме данного элемента.

Что такое периодическая система химических элементов? Запишите в тетрадь определение и имя ее автора.

Какую структуру имеет периодическая система? Представте ее в виде схемы и запишите в тетрадь.

Самоконтроль

1) Какой элемент возглавляет группу IVА Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева?

а) селен (№ 34)         б) углерод (№ 6)        в) титан (№ 22)      г) кремний (№ 14)

2) Чему равна степень окисления кальция?

 а)+1  б) +2  в) +3   г) +4                                  

3) Сколько электронов на внешнем энергетическом уровне в атоме химического элемента с порядковым номером 37?

а)1  6)5   в) 6   г)7    

4) Сколько энергетических уровней в атоме фосфора?

а)2  6)4   в) 3   г)5  

5) Сколько всего электронов в атоме химического элемента, стоящего в 3 периоде, во 2 группе, главной подгруппе?

а)24  6)3   в) 12   г)25

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ в задании – 1 балл.

1) б

2) б

3) а

4) в

5) в  

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте еще раз УЭ-1.

УЭ-2. Строение атомов элементов

Частные дидактические цели:

1) узучить общее строение атомов химических элементов

2) установить закономерность изменения свойств элементов на основе строения их атомов

При чтении  учебного текста, попытайтесь записать в тетрадь необходимую информацию.

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Ядро всех атомов (за исключением водорода), в свою очередь, состоит из положительно заряженных протонов и не несущих электрического заряда нейтронов.

В целом атом электрически нейтрален. Число положительных зарядов (протонов) уравновешивается числом отрицательных зарядов (электронов). Если атом теряет или приобретает некоторое число электронов, он переходит в заряженное (ионизированное) состояние.

Химические свойства атомов определяются числом и расположением электронов. Они располагаются вокруг ядра на строго определённых орбитах (оболочках или энергетических уровнях).

Максимально возможное количество электронов на каждом уровне: N = 2n2, где n – номер оболочки. Таким образом, на 1 уровне могут размещаться 2 электрона, на 2 уровне – 8 электронов, на 3 – 18, на 4 – 32 электрона и т.д.

Внутри каждого из уровней выделяются подуровни, образуемые различными типами электронов:

s – одна сферическая орбита в пределах каждого уровня; на ней может быть расположено не более 2 электронов с противоположными спинами (движущимися в противоположных направлениях);

p – три «гантелеобразных» орбиты, ориентированные взаимно перпендикулярно; тоже до двух электронов на каждой, всего не более 6;

d и f – более удалённые от ядра, морфологически более сложные; вместимость подуровня d – не более 10, f – не более 14 электронов.

Число электронов на каждой орбите, учитывая, что одновременно на орбите могут находиться два электрона с противоположными спинами:

Электронные слои заполняются у атомов постепенно, по мере увеличения общего числа электронов, которое соответствует порядковому номеру химического элемента.

Так, например, атом натрия имеет заряд ядра +11. Электронную оболочку атома составляют 11 электронов. На первом электронном слое находится два электрона, на втором — восемь, а на третьем — один электрон.

      У магния, как элемента II группы этого периода, на внешнем электронном слое находится уже два электрона.

Для остальных элементов периода изменение строения атома происходит аналогично. У каждого последующего элемента, в отличие от предыдущего, заряд ядра больше на одну единицу и на внешнем электронном слое расположено на один электрон больше. Число электронов, располагающихся на внешнем электронном слое, равно номеру группы.
         Завершает период аргон. Заряд его ядра +18. Это элемент VIII группы, поэтому на внешнем электронном слое его атома находится восемь электронов:

Любой период (кроме первого) начинается типичным металлом. В третьем периоде это натрий Na. Далее следует магний Mg, также обладающий ярко выраженными металлическими свойствами. Следующий элемент в периоде — алюминий А1. Это ам-фотерный элемент, проявляющий двойственные свойства (и металлов и неметаллов). Остальные элементы в периоде — неметаллы: кремний Si, фосфор Р, хлор С1. И заканчивается период инертным газом аргоном Аг.

Таким образом, в периоде происходит постепенное ослабление металлических свойств и возрастание свойств неметаллов. Такое изменение свойств объясняется увеличением числа электронов на внешнем электронном слое: от 1 — 2, характерных для металлов, и заканчивая 5 — 8 электронами, соответствующими элементам-неметаллам.

Из чего состоит атом? Какой он имеет заряд? Как определить, сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне у атома?

Самоконтроль

1) Электронная формула внешнего энергетического уровня атома кремния:

     А. 3s23p2             Б.  3s23p4               В. 4s24p2                 Г.  4s24p4

2) Ряд  элементов,  расположенных  в порядке усиления металлических свойств:

    A. Sr—Rb—К.          Б. Na—К—Са.       В. Be—Li—К.         Г. А1—Mg—Be.

3) Установите соответствие.
Элемент:                        Электронная формула:

I. Бериллий.                   A. 1s22s2.        

II. Натрий.                       Б. 1s22s22p3.        

III. Хлор.                        В. 1s22s22p63s¹

IV. Азот.                        Г. 1s22s22p63s23p5.

4) Ряд чисел 2,8,5 соответствует распределению электронов по энергетическим уровням  атома

     А. алюминия           Б.  азота              В. фосфора               Г.  хлора

5) Электронная формула атома 1s22s22p63s23p3. Химический знак и формула водородного соединения этого элемента

     А. C и CH4           Б.  О и Н2О              В. P и PH3              Г.  S и H2S

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ в задании – 1 балл.

1) Г

2) В

3) I. А; II. В; III. Г; IV. Б                        

4) В

5) В  

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте еще раз УЭ-2.

УЭ-3. Резюме

1. Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году. Формулировка Периодического закона Менделеевым Д.И.: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Современная формулировка: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

2. Периодическая система химических элементов – это классификация химических элементов, графическое выражение периодического закона, состоящая состоит из 7 периодов и 8 групп.

3. Порядковый номер Z элемента совпадает с числом протонов – положительных элементарных зарядов в ядре. Номер периода = число энергетических уровней в атоме. Номер группы = число электронов на внешнем энергетическом уровне.

4. Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Ядро всех атомов (за исключением водорода), в свою очередь, состоит из положительно заряженных протонов и не несущих электрического заряда нейтронов. В целом атом электрически нейтрален.

5. Максимально возможное количество электронов на каждом уровне: N = 2n2

6. Внутри каждого из уровней выделяются подуровни, образуемые различными типами электронов:s; p; d и f.

УЭ-4.Контроль

1) Порядковый номер элемента в Периодической системе определяется:

A. Зарядом ядра атома.

Б. Числом электронов в наружном слое атома.

B. Числом электронных слоев в атоме.

Г. Числом нейтронов в атоме.

2) Пара элементов, имеющих сходное строение внешнего и предвнешнего энергетических уровней:

     А. В и Si.         Б. S и Se.              В. К и Са.             Г. Мn и Fe.

3) Элемент Э с электронной формулой  1s22s22p63s23p3 образует высший оксид, соответствующий формуле:

А. Э2О.   Б. Э2О3.   В. ЭО2.   Г. Э2О5.

4) Электронная формула атома 1s22s22p63s23p2. Химический знак и формула водородного соединения этого элемента

     А. C и CH4           Б.  О и Н2О              В. Si и SiH4               Г.  S и H2S

5) Ряд  элементов,  расположенных  в порядке усиления металлических свойств:

          A. Mg—Ca—Zn.             Б. Sr—Rb—К.       В. А1—Mg—Са.            Г. Ge—Si—Sb.

6) Формула высшего оксида элемента, электронная формула которого 1s22s22p63s23p3 ,

         А. B2O3         Б. Al2O3              В. N2O5             Г. P2O5

7) На основании положения в Периодической системе расположите элементы: германий, мышьяк, сера, фосфор  в порядке возрастания неметаллических свойств. Объясните ответ.

8) Составьте   электронную   формулу элемента с порядковым номером 12 в Периодической системе. Сделайте вывод о принадлежности этого элемента к металлам или неметаллам.

Модуль 2. Типы химических связей

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

УЭ-1. Виды химических связей

УЭ-2. Типы кристаллических решеток. Взаимосвязь строения и свойств веществ.

УЭ-3. Резюме

УЭ-4. Контроль

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

1. Дать определение понятию «химическая связь»

2. Выделить типа кристаллических решеток

3. Выявить взаимосвязь строения и свойств веществ

УЭ-1. Виды химических связей

Частные дидактические цели:

1. Повторить определение понятия «химической связи»

2. Предложить классификацию химической связи

Прочитайте учебный текст:

Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

Существуют следующие типы химической связи:

- ковалентная (неполярная и полярная)

- ионная

- металлическая

- водородная

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов.

Различают две основные разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода:

(на схеме электроны обозначены точками).

б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов. Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:    
    

Общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, в результате чего на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд , а на атоме водорода — частичный положительный . Таким образом, молекула становится полярной:

Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору. В итоге образуются противоположно заряженные частицы — ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. Вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами.

  Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).

Водородные связи могут образовываться между атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента, и электроотрицательным элементом, имеющим свободную пару электронов (О,F,N). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Связи 0-Н имеют выраженный полярный характер.

Запишите в тетрадь, что такое химическая связь, какие типы химических связей выделяют? Охарактеризуйте их. Зарисуйте схемы образования каждого вида химической связи.

Самоконтроль

1.) Формула вещества с ионной связью:

     А. НС1       Б. КВг          В. Р4.            Г. СН3ОН.

2) Вещество с металлической связью:

     А. Оксид калия.       Б. Кремний.       В. Медь.      Г. Гидроксид магния.

3) Химическая связь в молекуле NH3

     А. ионная  

     Б. ковалентная полярная    

     В. металлическая        

     Г. ковалентная неполярная

4) Число общих электронных пар в молекуле азота:

     А. Одна.       Б. Две.      В. Три.             Г. Четыре.

5) Полярность   химической   связи уменьшается в ряду соединений, формулы которых:

      А. С12, H2S, CO2.      Б. NH3, PH3, SO2.           В. НС1, HBr, HI.             Г. ВН3, NH3, HF.

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ в задании – 1 балл.

1) Б

2) В

3) Б

4) В

5) В

Если вы набрали 4-5 баллов, то пристйпайте к изучению следующего учебного раздела.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте еще раз УЭ-1.

УЭ-2. Типы кристаллических решеток.

Взаимосвязь строения и свойств веществ.

Частные дидактические цели:

1. Выделить типы кристалличсеких решеток

2. Выявить взаимосвязь между строением веществ и их свойствами

Прочитайте учебный текст:

Существование нескольких типов химической связи обуславливает строение и свойства веществ.

Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Оно характеризуется правильным расположением частиц в строго определенных точках пространства. При мысленном соединении этих точек пересекающимися прямыми линиями образуется пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой.

Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки. В узлах воображаемой решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы. Они совершают колебательные движения.

В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Кристаллические решетки, состоящие из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Примером может служит кристалл хлорида натрия, в нем нельзя выделить отдельные молекулы соли. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую макромолекулу, состоящую из равного числа ионов Na+ и Cl-.

Связи между ионами в таком кристалле весьма прочны. Поэтому вещества с ионной решеткой обладают сравнительно высокой твердостью. Они тугоплавки и малолетучи. Плавление ионных кристаллов приводит к нарушению геометрически правильной ориентации ионов относительно друг друга и уменьшению прочности связи между ними. Поэтому расплавы их проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих из полярных молекул, например в воде.

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз - одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. В решетке алмаза, как и в решетке хлорида натрия, молекулы отсутствуют. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для твердого бора, кремния, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием.

Кристаллические решетки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы в таких решетках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость и низкие температуры плавления, нерастворимы или малорастворимы в воде, их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной решеткой невелико.

Примерами их являются лед, твердый оксид углерода (IV) ("сухой лед"), твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (F2, Сl2, Br2, I2, Н2, О2, N2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьми- (S8) атомными молекулами.

Выпишите в тетрадь типы криссталических решеток и физические свойства веществ, которые имеют эти криссталлические решетки.

Самоконтроль

1) Кристаллическая решетка оксида кремния (IV):

          А. Атомная      Б. Металлическая       В. Ионная.     Г. Молекулярная.

2) Установите соответствие между типом кристаллической решетки и названием вещества.

   Тип решетки                                               Название вещества                                    
 1)ионная                                                           А) поваренная соль
 2) атомная                                                         Б) цинк
 3) молекулярная                                               В) алмаз
 4) металлическая                                              Г) кислород

3) Кристаллическая решётка серы

         А) атомная     Б) молекулярная   В) ионная     Г) металлическая

4) Укажите тип кристаллической решётки веществ, для которых характерны следующие свойства: низкие температуры плавления, летучесть, малая твёрдость:

         А) ионная; Б) металлическая; В) атомная; Г) молекулярная.

5) Укажите вещество с ионным типом кристаллической решётки:

         А) вода; Б) пластилин; В) алюминий; Г) поваренная соль.

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) А

2) 1-А; 2- В; 3- Г; 4- Б.

3) Б

4) Г

5) Г

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-2.

УЭ-3. Резюме

1. Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. Существуют следующие типы химической связи:ковалентная,  (неполярная и полярная), ионная, металлическая и водородная.

2. В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

УЭ-4. Контроль

1) Формула вещества с ковалентной неполярной связью:

        A. MgCl2.        Б. HF.      В. N2.          Г. А1.

2) Вещество с ионной связью:

        А. Кислород.      Б. Фторид натрия.      В  Метан.        Г. Этаналь.

3) Число общих электронных пар в молекуле фтора:

        А. Одна.      Б. Две.     В. Три.       Г. Четыре.

4) Полярность    химической   связи увеличивается в ряду соединений, формулы которых:

       A. HI, HC1, HF        Б. HBr, O2, H2S.     В. H2S, NH3, СН4.        Г. Н2О, РН3, HI.

5) Кристаллическая решетка белого фосфора:

           А. Атомная.      Б. Металлическая.        В. Ионная.          Г. Молекулярная.

6) Установите соответствие между типом кристаллической решетки и названием вещества.

       Тип решетки                                   Название вещества
        1)ионная                                              А) оксид кремния
        2) атомная                                            Б) озон
        3) молекулярная                                  В) кальций

         4) металлическая                                 Г) нитрат калия

7) Частицы, находящиеся в узлах кристаллической решётки хлорида натрия  

А) ядра атомов     Б) ноны    В) атомы      Г) молекулы

8) Составьте схему образования соединений, состоящих из химических элементов:  

  А. Бора и фтора.      Б. Калия и серы.

Модуль 3. Классификация химических реакций

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

УЭ-1. Классификация химических реакций по числу и составу реагирующих и образующихся веществ

УЭ-2. Классификация химических реакций по тепловому эффекту, использованию катализатора и направлению

УЭ-3. Классификация химических реакций по изменению степеней окисления атомов

УЭ-4. Резюме

УЭ-5. Контроль

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

1. Дать определение понятию «химическая реакция»

2. Познакомиться с различными способами классификации химических реакций

УЭ-1. Классификация химических реакций

по числу и составу реагирующих и образующихся веществ

Частные дидактические цели:

1. Рассмотреть классификацию химических реакций по признаку: число и состав реагирующих и образующихся веществ.

2. Привести примеры уравнений химических реакций

Прочитайте учебный текст:

Химические реакции – химические процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие отличающиеся от них по составу и (или) строению. При химических реакциях обязательно происходит изменение веществ, при котором рвутся старые и образуются новые связи между атомами.

Признаки химических реакций:

- выделяется газ

- выпадет осадок

- происходит изменение окраски веществ

- выделяется или поглощается тепло, свет

- появление запаха.

Существует несколько признаков, по которым классифицируют химические реакции.

Классификация химических реакций по числу и составу реагирующих и образующихся веществ:

а) Реакции соединения – химические реакции, при которых из нескольких простых или сложных веществ образуется одно новое сложное вещество.
S + O2 = SO2 

б) Реакции разложения – химические реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько простых или сложных новых веществ.
2KNO3 → 2KNO2 + O2↑

в) Реакции замещения – химические реакции, при которых атомы простого вещества замещают атомы элемента в сложном веществе.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

г) Реакции обмена – химические реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.

AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl (осадок)

NaOH + HCl = NaCl + H2O (частный случай - реакция нейтрализации).

Выпишите в тетрадь данные типы химических реакции и примедите свои примеры.

Самоконтроль

1) Из перечисленных ниже процессов к химической реакции относится:

а) горение;       б) кипение                     в) возгонка;     г) плавление

2) Какое уравнение реакции соответствует схеме  2АВ  = 2А+В

а) Н2О = Н2 + О2

б) 2 Н2О = О2 + 2Н2

в) 2 Н2О = 2 Н2 + 2О2

3) К реакциям ионного обмена относится реакция между:

а) раствором гидроксида калия и соляной кислотой  

б) магнием и серой

в) цинком и соляной кислотой

г) раствором хлорида меди (II)  и железом.

4) . К реакциям соединения относится:

а) горение фосфора                                  

б) реакция между медью и раствором азотной кислоты      

в) реакция между калием и водой

г) реакция между мелом и соляной кислотой

5) К реакциям замещения относится:

а) горение фосфора  

б) реакция между гидроксидом лития и соляной кислотой

в) реакция между калием и водой  

г) разложение гидроксида алюминия при нагревании          

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) а

2) б

3) а

4) а

5) в

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-1.

УЭ-2. Классификация химических реакций

по тепловому эффекту, использованию катализатора и направлению

Частные дидактические цели:

1. Рассмотреть классификацию химических реакций по признаку: тепловой эффект, использование катализатора и направление

2. Привести примеры уравнений химических реакций

Прочитайте учебный текст, составтье схему классификации химических реакций по выделенными признакам:

По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.

1. Экзотермические реакции протекают с выделением энергии.

К ним относятся почти все реакции соединения.

C + O2 = CO2 + Q

Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения.

2. Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии. Очевидно, что к ним будут относиться почти все реакции разложения, например, обжиг известняка.

 CaCO3 → CaO + CO2 – Q

Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции, а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением:

Н2(г) + С12(г) = 2НС1(г) + 92,3 кДж

N2(г) + 02(г) = 2NO(г) - 90,4 кДж

        По участию катализатора различают:

1. Некаталитические реакции, идущие без участия катализатора

2HgO → 2Hg + O2↑

2. Каталитические реакции, идущие с участием катализатора

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑ (катализатор - MnO2)

Так как все биохимические реакции, протекающие в клетках живых организмов, идут с участием особых биологических катализаторов белковой природы — ферментов, все они относятся к каталитическим или, точнее, ферментативным.

Следует отметить, что более 70% химических производств используют катализаторы.

По направлению различают:

1. Необратимые реакции протекают в данных условиях только в одном направлении.

К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды) и все реакции горения.

KOH + HNO3 = KNO3 + H2O

2. Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.

2H2 + O2 ↔ 2H2O

Таких реакций подавляющее большинство.

Самоконтроль

1) Верно утверждение, что реакция нейтрализации – это реакция:

а) окислительно-восстановительная;       б) обмена;

в) всегда обратимая;                                  г) каталитическая.

2) В ходе  химических реакций тепловая энергия реакционной системы:

           а) поглощается;                                            б) не изменяется;  

           в) выделяется;                                              г) может поглощаться или выделяться.

3) Тримеризация ацетилена в бензол (реакция Н. Д. Зелинского) протекает в присутствии катализатора:

а Рt                          б) Н2SО4                            в) С(акт.)                               г) Hg2+

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) б

2) г

3) а

Если вы набрали 3 балла, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 3 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-2.

УЭ-3. Классификация химических реакций

по изменению степеней окисления атомов

Частные дидактические цели:

1. Рассмотреть классификацию химических реакций по признаку: изменение степеней окисления атомов

2. Привести примеры уравнений химических реакций

Прочитайте учебный текст:

По признаку изменения степеней окисления атомов различают следующие реакции:

1. Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции.

К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 

Mg(0) - 2e- = Mg(+2) -восстановитель

2H(+1) + 2e- = H2(0) – окислитель

2. Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов. К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, многие реакции разложения, реакции этерификации:

K2O + H2O = 2KOH

Выпишите в тетрадь два типа химических реакций, выделенных по признаку изменения степеней окисления и приведите собственные примеры.

Самоконтроль

1) Укажите верное утверждение:

а) все реакции замещения являются окислительно-восстановительными;

б) все реакции обмена не являются окислительно-восстановительными;

в) если в реакции разложения образуется хотя бы одно простое вещество, то это окислительно-восстановительная реакция;

г) если в реакции соединения участвует хотя бы одно простое вещество, то это окислительно-восстановительная реакция.

2) Электролиз – это реакция:

а) обмена;

б) окислительно-восстановительная;

в) каталитическая;

г) соединения.

3) К реакциям, идущим без изменения степени окисления, относится реакция между:

а) натрием  и хлором;          

б)  цинком  и серой;

в) железом  и соляной кислотой;

г) раствором хлорида бария и раствором нитрата серебра.

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) а

2) б

3) г

Если вы набрали 3 балла, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 3 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-3.

УЭ-4. Резюме

1. Химические реакции – химические процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие отличающиеся от них по составу и (или) строению. При химических реакциях обязательно происходит изменение веществ, при котором рвутся старые и образуются новые связи между атомами.

2. Классификация химических реакций по числу и составу реагирующих и образующихся веществ:

а) Реакции соединения

б) Реакции разложения

в) Реакции замещения

г) Реакции обмена

3. По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.

4. По участию катализатора различают: некаталитические и каталитические реакции

5. По направлению различают: необратимые и обратимые реакции

6.  По признаку изменения степеней окисления атомов различают следующие реакции:

а) Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции.

б)  Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.

УЭ-5. Контроль

1. К реакциям замещения относится:

а) горение фосфора        

б) реакция между гидроксидом лития и соляной кислотой

в) реакция между калием и водой

г) разложение гидроксида алюминия при нагревании          

2. Верно утверждение, что реакция:   Cа(OН)2 + 2 HCl = CаCl2 + 2 Н2O

а) окислительно-восстановительная;  

б) обмена;

в) соединения;      

г) каталитическая.

3. Реакции, в результате которых происходит разрушение одного вещесвтва, называют реакциями  ____________________________

4. Какое уравнение реакции соответствует схеме АВ  = А+В

а) Сu SО4 + 2N a OH = Сu (ОН)2 + N a2 SО4 

б) 2 Сu + О2 = 2Сu О

в) Сu (ОН)2   = Сu О + Н2О

5. К реакциям, идущим без изменения степени окисления, относится реакция между:

а) натрием  и хлором;      

б)  цинком  и серой;

в) железом  и соляной кислотой;

г) раствором хлорида бария и раствором нитрата серебра.

Модуль 4. Металлы и неметаллы

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

УЭ-1. Характеристика металлов

УЭ-2. Характеристика неметаллов

УЭ-3. Резюме

УЭ-4. Контроль

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

1. Дать характеристику металлам

2. Дать характеристику неметаллам

УЭ-1. Характеристика металлов

Частные дидактические цели:

1. рассмотреть особенности строения атомов металлов

2. рассмотреть химические свойства простых веществ металлов

3. раскрыть основные способы получения

Прочитайте учебный текст, выпишите главное в тетрадь:

Металлы— группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами:

• Металлический блеск
• Хорошая электропроводность
• Возможность лёгкой механической обработки
• Высокая плотность  
• Высокая температура плавления
• Большая теплопроводность
• В реакциях чаще всего являются восстановителями

Химические свойства металлов

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)

Реакции с простыми веществами

1. С неметаллами

2. С кислотами (с кислотами реагируют металлы, стоящие до Н в ряду напряжения металлов)

3. С водой

Самоконтроль

1) Электронная формула иона Na+:

           A. 1s22s22p63s2.                            B. ls22s22p6.

           Б. 1s22s22p63s1.                             Г. 1s22s22p5.

2) Переменную степень окисления в соединениях проявляет:

           А. Барий.       Б. Медь.           В. Кальций.          Г. Цезий.

3) Цинк взаимодействует с каждым веществом группы:

             А. Водород, сульфат меди (II) (р-р), метаналь.  

             Б. Кислород, муравьиная кислота, сера.

             B. Оксид углерода (IV), оксид кальция, фенол (расплав).

             Г. Глюкоза, этанол, хлор.

4) s-Элементу 4-го периода Периодической системы соответствует электронная формула:

          A. 1s22s22p63s23p63d34s2.                В. ls22s22p63s23p63d14s2.

          Б.  ls22s22p63s23p64s1 .                     Г. ls22s22p63s1.

5) Переменную степень окисления в соединениях проявляет:

              А. Алюминий.       Б. Железо.     В. Барий.       Г. Рубидий.

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) Б

2) Б

3) А

4) Б

5) Б

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-1.

УЭ-2. Характеристика неметаллов

Частные дидактические цели:

1. рассмотреть особенности строения атомов неметаллов

2. рассмотреть химические свойства простых веществ неметаллов

Прочитайте учебный текст, выпишите главное в тетрадь:

Неметаллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов, и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.

У некоторых неметаллов наблюдается проявление аллотропии. Так, для газообразного кислорода характерны две аллотропных модификации — кислород (O2) и озон (O3), у твёрдого углерода множество форм — алмаз, графен, графит.

Химические свойства неметаллов:

1. Взаимодействие с металлами:

2Na + Cl2 = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N2 = 2Li3N,

2Ca + O2 = 2CaO

В этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.

2. Взаимодействие с другими неметаллами:

взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:

3H2 + N2 = 2NH3,

H2 + Br2 = 2HBr;

взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:

S + O2 = SO2,

4P + 5O2 = 2P2O5;

при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:

2F2 + O2 = 2OF2;

неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:

S + 3F2 = SF6,

C + 2Cl2 = CCl4.

Самоконтроль

1) Электронная конфигурация атома элемента главной подгруппы VII группы,

    4-го периода Периодической системы:

              A….3s23p63d104s24p4.                 Б. ...3s23p5.

              B….3s23р63d104s24р5.                 Г. ...3s23p63d104s24p3.

2) Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы VI группы     Периодической системы соответствуют общим формулам:

             А. ЭО2 и Н2ЭО3.                         Б. Э2О5 и Н3ЭО4.

             В. Э03 и Н2ЭО4.                          Г. Э2О7 и НЭО4.

3) Простое вещество — углерод — взаимодействует с каждым из группы   веществ, формулы которых:

           А. СО, О2, С12.                               Б. Fe, NaOH, HC1.

           В. СО2, СО, Н2О.                           Г. Н2, 02, Н2О.

4) Схеме превращения  N-3  →  N0  соответствует уравнение:

           A. 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О.             Б. NH3 + Н2О = NH3 • Н2О.

           В. 4NH3 + ЗО2 = 2N2 +  6Н2О.              Г. NH3 + HC1 = NH4C1.

5) Электронная формула атома элемента главной подгруппы IV группы,

   3-го периода Периодической системы:

                A. 1s22s22p2.                    Б. 1s22s22p63s23p4.

                В. 1s22s22p63s23p2.          Г. 1s22s22p63s23p6.

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) Б

2) В

3) Б

4) Б

5) В

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-2.

УЭ-3. Резюме

1. Есть некоторые различия между металлами и неметаллами. Металлы отличают от неметаллов их высокой проводимостью для высокой температуры и электричества, металлическим блеском и их сопротивлением электрическому току. Их использование в промышленности объясняется не только теми свойствами, но также и фактом, что их свойства, типа силы и твердости, могут быть очень улучшены, сплавляя их с другими металлами.

2. Есть несколько важных групп металлов и сплавов. Общие(обычные) металлы типа железа, меди, цинка, и т.д. произведены в больших количествах.
3. Так называемые драгоценные металлы включают серебро, золото, платину и палладиум(защиту). Легкие металлы - алюминий, berillium и титан. Они важны в строительстве ракеты и самолете.

4. Много элементов классифицируются как полуметаллы (висмут, например), потому что они имеют намного более бедную проводимость чем общие(обычные) металлы.
5. Неметаллы (углерод, кремний, сера) в твердом теле - обычно ломкие материалы без металлического блеска и - обычно бедные проводники электричества. Неметаллы показывают большее разнообразие химических свойств, чем общие(обычные) металлы.

6. Металлы могут подвергнуться коррозии, изменяющейся в этом случае их химические и электромеханические свойства. Чтобы защищать металлы от коррозии, изделия, сделанные из металлов и стали покрыты некоторыми фильмами (покрытия). Органические покрытия защищают металлы и сталь от коррозии, формируя стойкий к коррозии барьер между металлом или сталью и коррозийной окружающей средой.

УЭ-4. Контроль

Модуль 5. Важнейшие классы неорганических соединений

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

УЭ-1. Оксиды

УЭ-2. Гидроксиды

УЭ-3. Соли

УЭ-4. Резюме

УЭ-5. Контроль

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

1. Обощить и систематизировать знания об оксидах, гидроксидах и солях

2. Добиться полного усвоения принципов номенклатуры соединений данных классов

3. Убедиться во взаимосвязи вещест данных классов

УЭ-1. Оксиды

Частные дидактические цели:

1. Повторить определение, состав и номенлатуру оксидов

2. Повторить типы классификации соединения данного класса

3. Выделить общие химические свойства оксидов в свете теории электролитической диссоциации

Прочитайте учебный текст:

Оксиды – это бинарные соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых явялется кислород в степени окисления -2.

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II).

В зависимости от химических свойств различают:

• Солеобразующие оксиды:

• основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
• кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
• амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);

• Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.

Химические свойства оксидов:

Основные оксиды:

1. Взаимодействие с водой
CaO+H2O = Ca(OH)2 

2. Взаимодействие с кислотами
CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O

3. Взаимодействие с кислотными оксидами
CaO+CO2=CaCO3 
Кислотные оксиды 

1.  Взаимодействие с водой
CO2+H2O=H2CO3 

2.  Взаимодейтсвие с основными оксидами
CO2+MgO=MgCO3 

3. Взаимодейтсвие с основаниями

CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O
Амфотерные оксиды 

1. Взаимодейтсвие с кислотным оксидом
ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O

2. Взаимодейтсиве с основаниями
ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O

Выпишите в тетрадь, определение, классификацию и химические свойства оксидов.

Самоконтроль

1. Ряд, состоящий только из основных оксидов:

a) SO3, СО2, Р2О5; б) CuO, CaO, Na2O; в) Al2O3, Cr2O3, ZnO.

2. Оксиды, реагирующие с соляной кислотой:

а) СuО; б) Na2О; в) СО2; г) Аl2О3; д) Р2О5.

3. Оксиды, реагирующие между собой:

а) СuО и Na2О; б) СаО и СО2; в) СО2 и Р2О5.

4. Ряд, состоящий только из кислотных оксидов:

a) Mn2O7, SO3, СаО; б) MnO, CaO, CI2O7; в) Mn2O7, CrO3, SO3; г) СrО3, SO3, Na2O.

5. Оксиды, реагирующие со щелочами:

а) СuО; б) Na2О; в) СО2; г)Аl2О3; д)Р2О5.

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) б

2) а, б,г

3) б

4) в

5) в, г, д

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-1.

УЭ-2. Гидроксиды

Частные дидактические цели:

1. Повторить определение, состав и номенлатуру гидроксидов

2. Повторить классификации соединения гидроксидов

3. Выделить общие химические свойства гидроксидов в свете теории электролитической диссоциации

Прочитайте учебный текст:

В зависимости от того, является ли соответствующий оксид основным, кислотным или амфотерным, соответственно различают:

• основные гидроксиды (основания) — гидроксиды, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(ОН)2, гидроксид калия KOH, гидроксид натрия NaOH и др.);
• кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты) — гидроксиды, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO3, серная кислота H2SO4, сернистая кислота H2SO3 и др.)
• амфотерные гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(ОН)3, гидроксид цинка Zn(ОН)2).

Основания — сложные вещества, которые состоят из атомов металла и гидроксогруппы (-OH). Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.

Основания классифицируются по ряду признаков.

• По растворимости в воде.

• Растворимые (щёлочи) NaOH, KOH
• Малорастворимые Mg(OH)2, Ca(OH)2
• Нерастворимые  Zn(OH)2, Cu(OH)2

• По количеству гидроксильных групп в молекуле.

• Однокислотные NaOH
• Двукислотные Cu(OH)2
• Трехкислотные Fe(OH)3

• По степени электролитической диссоциации.

• Сильные (α > 30 %): щёлочи.
• Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.

Химические свойства:

1. Действие на индикаторы: лакмус - синий, метилоранж - жёлтый, фенолфталеин – малиновый.
2. Основание + кислота = Соли + вода Примечание:реакция не идёт, если и кислота, и щёлочь слабые.

NaOH + HCl = NaCl + H2O

3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

4. Щёлочь + соли = (новое)основание + (новая) соль прим-е:исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы 1 из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH

5.Слабые основания при нагреве разлагаются: Cu(OH)2=CuO + H2O

Кислоты – это электролиты, состоящие из катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Химические свойства:

1. Взаимодействие с оксидами металлов с образованием соли и воды:

CaO + 2HCl(разб.) = CaCl2 + H2O

2. Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O
3. Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl(разб.) = NaCl + H2O

4. Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:

Cu(OH)2+H2SO4=CuSO4+2H2O
5. Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl↑

6. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4), если образующаяся соль растворима:

Mg + 2HCl(разб.) = MgCl2 + H2↑.

Выпишите в тетрадь определния, классификацию и химические свойства гидроксидов.

Самоконтроль

1.Все кислоты в своем составе имеют кислород:

а) да

б) нет

2. Кислоты дают среду:

а) щелочную

б) нейтральную

в) кислую

3. Уравнение реакции образования кислоты:

а) СаО + H2O = Ca(OH)2 

б) MgCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Mg(OH)2 

в) Na2SO4 + 2HCl = H2SO4 + 2NaCl

4. Реакция нейтрализация:

а) Na2SO4 + 2HNO3 = H2 SO4 + 2NaNO3 

б) MgCl2 + Ba(OH)2 = Ba Cl2 + Mg(OH)2 

в) 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

5. Основания могут вступать в реакцию с:

а) основными оксидами

б) кислотными оксидами

в) со всеми неорганическими веществами

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) а

2) в

3) в

4) в

5) б

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-2

.

УЭ-3. Соли

Частные дидактические цели:

1. Повторить определение, состав и номенлатуру солей

2. Повторить классификации солей

3. Выделить общие химические свойства солей в свете теории электролитической диссоциации

Прочитайте учебный текст:

Соли – это электролиты, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка.

Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже: Na2SO4 сульфат натрия. Для металлов с переменной степенью окисления её указывают в скобках: FeSO4 сульфат железа(II), Fe2(SO4)3 сульфат железа(III).

Классификация солей

Химические свойства:

1. Взаимодействие с кислотами и основаниями, если в результате реакции образуется осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl↑

NaHCO3 + HCl(разб.) = NaCl + CO2↑ + H2O

Na2SiO3 + 2HCl(разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O

2. Взаимодействие с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
3. Взаимодействие между собой, если в результате реакции образуется осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

 CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

NaCl(разб.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓

4. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CuCO3=CuO+CO2↑

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

Самоконтроль

1. Формулы, которым соответствуют соли:

а) NaOH, MgCl2, Cu(OH)2 

б) К2О, HNO3, SO3

в) NaHCO3, Mg(OH)Cl2, K2S

г) K3PO4, Al2O3, Na3AlO3

2. Соли вступают в реакцию с

а) основными оксидами

б) кислотными оксидами

в) кислотами

г) основаниями

д) со всеми неорганическими веществами

3. Средние соли содержат в своем составе ионы

а) водорода, металла, кислотного остатка

б) металла, кислотного остатка

в) металла, гидроксогруппы, кислотного остатка

4. Медный купорос - это:

а) сульфат магния

б) сульфат меди

в) хлорид натрия

г) нитрат меди

5. Кислые соли содержат в своем составе ионы

а) водорода, металла, кислотного остатка

б) металла, кислотного остатка

в) металла, гидроксогруппы, кислотного остатка

Проверьте правильность вашего ответа.

За каждый верный ответ задания – 1 балл.

1) в

2) д

3) в

4) б

5) а

Если вы набрали 4-5 баллов, то приступайте к изучению следующего учебного элемента.

Если же вы набрали меньше 4 баллов, то вернитесь и прочитайте УЭ-3.

УЭ-4. Резюме

Оксиды – это бинарные соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых явялется кислород в степени окисления -2.

Основания — сложные вещества, которые состоят из атомов металла и гидроксогруппы (-OH).

Кислоты – это электролиты, состоящие из катионов водорода и анионов кислотного остатка

Соли – это электролиты, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка.

УЭ-5. Контроль

1. Все оксиды могут взаимодействовать с водой

а) да

б) нет

2. Оксиды могут взаимодействовать между собой с образованием:

а)кислоты
б) соли

в) основания

г) все перечисленное

3. Основные оксиды можно получить при взаимодействии с кислородом:

а) неметалла

б) металла

в) газа

4. Формулы, соответствующие кислотным оксидам

а) СаО, MgCl2, H2O

б) SO3, SiO2, Al2O3

в) CO3, N2O5, H2O

г) SO2, P2O5, SiO2,

5. Лакмус в кислой среде изменяет окраску на:

а) красный

б) малиновый

в) фиолетовый

г) не изменяет окраску

6. Кислоты могут реагировать со

а) всеми оксидами

б) основаниями

в) солью

7. Основания могут вступать в реакцию с:

а) основными оксидами

б) кислотными оксидами

в) со всеми неорганическими веществами

8. Если основание вступает в реакцию с кислотой, такая реакция называется:

а) разложение

б) соединение

в) замещения

г) нейтрализации

9. При взаимодействии кислотного и основного оксида образуется:

а) основание

б) кислота

в) соль

10. К гидроксидам относятся:

а) соль, основание

б) кислота, соль

в) основание, кислота, соль

г) кислота, основание

Модуль 6. Зачет

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

УЭ-1. Контроль

УЭ-0. Интегрирующие дидактические цели

1. Провести контроль усвоенных знаний по теме «Обобщение знаний по химии за курс основной школы».

УЭ-1. Контроль

Задание 1.

Дана схема превращений:

Zn→ZnCl2→Zn(OH)2→ZnO→Zn

Напишите уравнения химических реакций в молекулярном виде и ионном виде.

Превращение 4 рассмотрите в свете ОВР.

Превращение 2 рассмотрите в свете ТЭД.

Дайте характеристику химической реакции 3 по всем изученным признакам классификации.

Задание 2.

Даны вещества, формулы которых:

А. NaOH

Б. H3PO4

В. K2CO3

Г. ZnO

Д. CO2

Е. Ca

Укажите классы, к которым относятся эти вещества (по составу).

Укажите тип химической связи в веществах А, Д, Е.

Укажите степень оксиления каждого элемента в соединениях Б, В.

Предложите не менее трех способов получения вещества В. Запишите соответствующие уравнения реакций.

Укажите вещества, которые попарно взаимодействуют друг с другом.