минеральные удобрения
план-конспект урока по химии (9 класс) на тему

Урок

с использованием технологии «Чтение и письмо» для развития критического мышления.

Модель урока: «Зигзаг»

Минеральные удобрения

Цели урока: познакомиться с основными видами минеральных удобрений, их классификацией и составом; изучить способы определения минеральных удобрений; научиться проводить расчеты по химической формуле; совершенствовать экспериментальные умения; развивать умения работать со справочной литературой.

Оборудование: коллекция удобрений,  слайд-фильм, спиртовка, держатель, спички, лучинка, стакан, колба с водой, штатив с пробирками, хлорид бария, нитрат серебра, гидроксид натрия, универсальная индикаторная бумага.

Ход урока.

I. Организация класса

Стадия вызова

Один мой знакомый решил заняться фермерством. Он был полон радужных надежд и с жаром говорил о выгодах своего предприятия.

Я поинтересовалась: «Скажи, а каковы твои взаимоотношения с химией».

 «Да никакие. Ты знаешь три балла в школе. Что вы все со своей химией носитесь. В земле поковыряться и без химии можно. К тому же экологически чисто», - ответил он.

• Ребята, а как вы думаете прав ли этот начинающий фермер? Какой урожай он может получить со своими знаниями. Ответ поясните.

       А какие способы повышения урожайности вы можете предложить?

(Ребята предлагают свои варианты, из которых наиболее приемлемым является использование минеральных удобрений.)

Итак, тема сегодняшнего урока “Минеральные удобрения”.

Стадия осмысления

В 1840 году великий немецкий химик Юстус Либих впервые указал на истощение почв минеральными веществами и на необходимость возвращения их в почву. Не сразу, но его теория была принята. Согласно ей минеральные удобрения должны содержать три основных элемента – азот, фосфор и калий.

Из курса биологии вы знаете, что растение – это, прежде всего уникальная фабрика, перерабатывающая в процессе фотосинтеза в глюкозу углекислый газ и воду. На восстановление одной молекулы СО2 требуется четыре молекулы воды и четыре кванта света. КПД процесса фотосинтеза 75%, что больше, чем у любого производственного процесса. Питание растений без воды невозможно, так как в водном растворе происходят все процессы метаболизма, вода служит для растения источником кислорода и водорода, составляет 80% массы растения. Без нее невозможно и дыхание растений, поэтому, если лишить растение воды, оно погибнет не только от “жажды”, но и от “удушья”.

А вот как влияют на состояние здоровья растения другие минеральные вещества, вам предстоит выяснить самостоятельно, изучив текст о минеральных удобрениях.

   Класс делится на 3 группы. Каждая группа получает по два вопроса.

1.Понятие «минеральные удобрения».

2. Азотные удобрения, их значение. Исследование азотных удобрений: сульфат аммония, аммиачная селитра, мочевина.

1. Классификация удобрений.

2. Фосфорные удобрения, их значение. Исследование фосфорных удобрений: суперфосфат, фосфоритная мука, костяная мука.

1. Калийные удобрения, их значение. Исследование калийных удобрений: сильвинит, калийная селитра, хлористый калий.

2. Экологические последствия, связанные с применением минеральных удобрений.

Свои результаты ребята заносят в таблицу.

Первый текст “Азотные удобрения”

 Азот один из основных элементов, необходимых для жизни, так как входит в состав всех аминокислот, а значит и белка. Вне белковых тел жизнь невозможна. Атмосферный азот растения усваивать непосредственно не умеют, зато они усваивают азот из почвы в двух формах: одна нитратная (в виде нитрат – ионов), другая – аммонийная (в виде ионов аммония). Причем наиболее предпочтительна аммонийная, потому что азот в этой форме сразу идет на построение аминокислот, образующих белок.

А вот нитратная форма должна сначала восстановиться до аммонийной и только потом будет усвоена растением. Без достаточного количества азота в почве растение не сможет набрать нужную вегетативную массу, а вот если его совсем не будет хватать, тогда нижние листья растений становятся бледно-зелеными, а потом уже все, начиная с верхушки, буреют и отпадают.

После уборки урожая азот в больших количествах уносится из почвы и вновь внести его в землю можно только с помощью минеральных удобрений. Недостаток азота в почве издавна восполняли органическими подкормками: перегноем и навозом. Производимые сейчас минеральные удобрения нельзя также вносить неконтролируемо, например, сульфат аммония после многократного внесения из-за гидролиза соли может привести к закислению почв, и его нужно нейтрализовать известью.

Все  азотные удобрения  хорошо растворимы в воде. Самое первое широко применяемое минеральное удобрение – это чилийская селитра (нитрат натрия), его впервые обнаружили и стали вывозить из Чили. Однако, запасы чилийской селитры стали быстро истощаться в связи с тем, что ее использовали и для производства пороха. Другим даже более ценным для растения стало удобрение – аммиачная селитра, его производство наладили после открытого немцем Фридрихом Габером способа связывания атмосферного азота в аммиак. Аммиачная селитра содержит азот сразу в двух формах: в нитратной и аммонийной. Получают ее так:

HNO3(разб.) + NH3   => NH4 NO3

Неудобство в ее использовании состоит в том, что оно легко слеживается, поэтому его нужно гранулировать, а также оно хорошо растворимо в воде, поэтому может быть смыто с поля первым же ливнем, и кроме того, при определенных условиях (при повышении температуры около 200оС) становится даже взрывоопасным.

Самое концентрированное и лекгоусваиваемое растениями азотное удобрение – это широко известная мочевина или карбамид – (NH2)2CO, массовая доля азота в нем 46%. Технологический процесс его производства довольно сложен и идет под давлением 20000 КПа и температуре около 200 0С и выражается уравнением:

2NH3 + CO2 => (NH2)2CO + H2O

Химическая промышленность выпускает также и сульфат аммония, гораздо более бедный по содержанию азота в нем, но зато очень дешевый, ведь это удобрение получают как побочный продукт при очистке коксового газа от аммиака серной кислотой:

2NH3 + H2SO4 => (NH4)2SO4

К его недостаткам можно отнести относительную бедность азотом и при многократном его использовании закисление почв.

Второй текст “Фосфорные удобрения”.

Фосфор – элемент важнейшего органического соединения для любого организма аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ. Эта кислота служит аккумулятором энергии в живой клетке. Фосфор входит в состав нуклеиновых кислот – ДНК и РНК, а без них невозможно хранение и воспроизведение генетической информации, содержащейся в клетке. Фосфор принимает активное участие в восстановлении и и распаде углеводов, оказывая большое влияние на рост растения, его цветение и плодоношение.

Растения усваивают фосфор из почвы главным образом в виде фосфат – иона (РО4-3). Как известно, фосфорная кислота образует три типа солей: орто- , гидро- и дигидрофосфаты. Для усвоения растением удобрение должно быть растворимо в воде, из средних фосфатов растворимы только соли щелочных металлов, гидрофосфаты растворимы лучше, зато дигидрофосфаты растворимы все без исключения.

Однако, и нерастворимая фосфоритная мука Са3(РО4)2 и труднорастворимый преципитат СаНРО4 прекрасно усваиваются некоторыми культурами (люпин, горох, горчица, гречиха…). Дело в том, что корневые волоски этих растений выделяют органические кислоты, растворяющие неподатливые в воде соли.

Одно из первых фосфорных удобрений – это простой суперфосфат CaSO4. Ca(H2PO4)2. Массовая доля оксида фосфора в нем не превышает 20% (это немного), кроме того, большую часть этого удобрения составляет балласт – сульфат кальция. Однако, пользоваться им будут еще долго, из-за легкости его получения:

Са3(РО4)2 + 2 Н2SO4 => 2 Ca SO4 + Ca(H2PO4)2

В другом фосфорном удобрении – двойном суперфосфате Са(Н2РО4) . Н2О - в отличие от простого нет балласта – неусваиваемого растениями гипса. Производство этого удобрения связано с применением фосфорной кислоты вместо серной, сырьем может служить как фосфорит (ортофосфат кальция), так и известняк (карбонат кальция):

Са3(РО4)2 + 4 Н3РО4+ 3Н2О => 3Са (Н2РО4)2 . Н2О

СаСО3 + 2Н3РО4 =>Са (Н2РО4)2 . Н2О + СО2

На основе фосфорной кислоты также можно получить еще одно фосфорное удобрение – преципитат Са НРО4, содержащий 27–42 % фосфорного ангидрида:

2Н3РО4 + Са(ОН)2e=> Са(Н2РО4)2 + 2 Н2О

Са(Н2РО4)2+ Са(ОН)2 => 2 СаНРО4 + 2Н2О

А если заменить в этих удобрениях довольно безразличный для растений кальций на ион аммония? Нейтрализацией фосфорной кислоты газообразным аммиаком получают высокоэффективные удобрения - аммофосы:

NH3 + H3PO4 => (NH4) H2PO4 

или

2NH3 + H3PO4 => (NH4)2 HPO4

Третий текст “Калийные и комплексные удобрения”

Калий, так же как азот и фосфор, нужен любому растению. Но особенно в нем нуждаются технические культуры: клевер, подсолнечник, лен, картофель, табак. Один килограмм оксида калия, внесенного в почву, позволяет дополнительно получить 8 кг зерна, 35 кг картофеля или 40 кг сахарной свеклы. Если листья бледнеют и отмирают , а стебель становится слабым и сгибается под собственной тяжестью, значит в “пище” растений наверняка не хватает калия. При недостатке этого элемента снижается интенсивность фотосинтеза, а дыхания, напротив, повышается, то есть растение начинает как бы “судорожно глотать воздух”, как бегун после длинной дистанции. Без калия сахарная свекла не наберет положенного ей количества сахара, а картофель крахмала. По запасам калийного сырья наша страна занимает первое место в мире. Чаще всего эти удобрения получают из сильвинита – (NaCl . KCl). Другими природными источниками калия являются карналлит (KCl . MgCl2 . 6H2O) и каинит (KCl . MgSO4 . 3H2O) .

К сожалению, ни одна из этих солей в чистом виде удобрением служить не может. Поскольку все соли калия растворимы, то растения легко усваивают ион калия , пропуская его через мембрану клеток корневых волосков. Одно плохо, в таких больших количествах сопутствующий ион хлора растениям не нужен. Поэтому ценятся бесхлорные калийные удобрения сульфат калия и карбонат калия – поташ. Правда, поташ можно вносить только на закисленные почвы, ведь у него в водном растворе из – за гидролиза ярко выраженная щелочная реакция.

 Несмотря на богатство минералами, содержащими калий без технологических процессов по выделению из них хлорида калия не обойтись. Вся технология процесса построена на том, что растворимость хлорида калия значительно растет при повышении температуры, а растворимость хлорида натрия от температуры почти не зависит. Значит, если обработать исходную смесь нагретым до 80 – 1000С рассолом хлоридов натрия и калия, насыщенным в холодном состоянии, раствор будет обогащаться калием. А когда насыщенный уже при высокой температуре раствор охладится , в осадок выпадет только хлорид калия. Полученный хлорид калия – самое концентрированное удобрение по содержанию в нем калия, но хлорид – ион не нужен растениям в таком большом количестве, поэтому, наиболее употребляемым удобрением является сульфат калия. хотя он содержит меньше действующего вещества, но зато используется для удобрения любых культур.

Способ получения довольно не сложен:

2KCl + 2 MgSO4 e=> K2SO4 . MgSO4 + MgCl2

K2SO4 . MgSO4 + 2 KCl => 2 K2SO4 + MgCl2

В настоящее время все чаще используют комплексные удобрения. Преимущества их очевидны. Ведь в них питательные вещества распределяются более равномерно, затраты на внесение значительно уменьшаются и поля не засоряются балластом. В таких удобрениях составляющие их вещества должны входить в строгих соотношениях, так как растения сразу будут реагировать на недостаток или избыток чего-либо. Комплексное удобрение может быть очень простым – это, например, калийная селитра. Наиболее используемое из тройных удобрений - это нитроаммофоска, в ней соотношение питательных элементов азота, фосфора и калия соответственно 1:1:1.

Упомянутый фосфат аммония – тоже комплексное удобрение, к тому же не содержащее балласта.

Питательная ценность минеральных удобрений.

Задачи:

1. Содержание  питательного элемента фосфора в фосфорных минеральных удобрениях определяют в пересчете на оксид фосфора(V).  Сколько этого оксида в простом и двойном суперфосфате?
2. Определите питательную ценность натриевой селитры.
3. Рассчитайте   питательную ценность хлорида калия.

III. Рефлексия. 

Учитель предлагает учащимся вернуться в рабочие группы, обменяться информацией, полученной в экспертной группе, и заполнить сводную таблицу и презентовать ее. Затем учитель предлагает

IV. Домашнее задание: §29 (учебник “Химия -8” О.С. Габриеляна).

Учащиеся усаживаются поудобнее, расслабляются, тихо звучит спокойная музыка.

Учащиеся выполняют рефлексивный тест, который не подписывают. В случае согласия с утверждением ставят напротив него знак “+”:

1. Я узнал (а) много нового.
2. Мне это пригодится в жизни.
3. На уроке было над, чем подумать.
4. На все возникающие у меня вопросы я получил (а) ответы.
5. На уроке я поработал (а) добросовестно.

МКОУ «Бережковская ООШ»

Урок химии 9 класс

по теме

 «Оксиды углерода»

                                                          Выполнила:

 Сидорова Раиса Сергеевна,

                                                             учитель химии

Бережки 2012год

Урок

с использованием технологии «Чтение и письмо» для развития критического мышления.

Модель урока: «Чтение текста с пометками»

Тема урок:   Оксиды углерода

Цели урока:  изучить строение, свойства, получение и применение угарного и углекислого газов; развивать умения работать с дополнительной литературой, составлять кластер; Развивать самостоятельность в мышлении и учебной деятельности; поддерживать познавательный интерес к изучаемому материалу и к предмету в целом; использовать полученные знания в различных жизненных ситуациях.

Тип урока: урок изучение нового материала.

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, р-р  соляной кислоты, гидроксид натрия, фенолфталеин, огнетушитель, стакан с водой, колба.

Ход урока

I. Организация класса

II. Проверка домашнего задания.

Тестирование

Выберите из предложенных утверждений только те, которые справедливы:

I вариант – для алмаза. II вариант – для графита.

1. Прозрачный, бесцветный.
2. Очень твердый.
3. Ковалентная неполярная связь.
4. Не проводит электрический ток.
5. Используют как добавку в смазке.
6. Непрозрачный, серого цвета, с металлическим блеском.
7. Электропроводен.
8. Атомная кристаллическая решетка.
9. Легко расслаивается на отдельные мельчайшие пластинки.
10. При обычных условиях химически инертен, при высокой температуре становится активным.
11. Легко вступает в химические реакции при нормальных условиях.

Девиз урока: «То, что не ясно следует выяснить, то, что трудно творить, следует делать с величайшей настойчивостью»

Стадия вызова

Чтоб появиться я сумел,

Прокаливают белый мел.

Меня дает огонь в печи

И пламя маленькой свечи.

И стоит только сделать вздох,

Чтоб я на свет явиться мог.

Я в газированной воде,

Я в хлебе, в соде; я везде.

В минеральной воде я бурлю,

 В  газе летаю.

Растения пользу несу,

Пожар затухать заставляю.

Нрав у газа, ох непрост!

Много жизней он унес

Кто печь рано закрывает,

От него он умирает.

- О каких газах идет речь в данных загадках?

- Какой будет тема урока?

Учитель: Сегодня мы изучаем тему: «Оксиды углерода».

- Каковы цели урока?

 Однако перед тем как вы начнете работу, давайте подумаем об оксидах углерода. Возьмите лист бумаги и авторучку и в течении 2-3 минут запишите все, что вы слышали, можете сказать об этих веществах? Что знаете? Где встречаются в природе и как образуются эти соединения? Где и как используются? Каково их физиологическое воздействие на организм человека?  После того как вы  все записали, обсудите свои результаты с товарищем.

Стадия осмысления.

Учащиеся читают текст.

ФИЗМИНУТКА, так дети много читают, то следует провести зарядку для глаз.

Угарный газ.

Строение молекулы

Атом углерода передал в общее пользование два электрона, а более электроотрицательный атом кислорода оттянул к себе два электрона:

Но отсюда видно, что при таком “раскладе сил” у углерода не будет заветной восьмерки электронов на внешнем уровне – четыре своих и два общих с атомом кислорода. Как быть? Очевидно, атому кислорода придется передать в общее пользование одну свою свободную электронную пару, т.е. выступить в роли донора. Акцептором будет атом углерода:

Т.е. ковалентных связей будет три, а оттянутых от кислорода к углероду электронов – два.

Исходя из строения молекулы, СО может проявлять восстановительные свойства.

Физические свойства.

Монооксид углерода представляет собой бесцветный и не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде.t пл. 205 °С,  t кип. 191 °С , растворимость СО в воде около 1:40 по объёму.

Химические свойства.

При обычных условиях CO инертен; при нагревании - восстановитель; несолеобразующий оксид.

1) с кислородом

2C+2O + O2 = 2C+4O2

2) с оксидами металлов

C+2O + CuO = Сu + C+4O2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl2 -> COCl2(фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (муравьинокислый натрий (формиат натрия))

Монооксид углерода химически не взаимодействует с водой. Не реагирует СО также со щелочами и кислотами. Он чрезвычайно ядовит.

С химической стороны монооксид углерода характеризуется главным образом склонностью к реакциям присоединения и своими восстановительными свойствами. Однако обе эти тенденции обычно проявляются лишь при повышенных температурах. В этих условиях СО соединяется с кислородом, хлором, серой, некоторыми металлами и т. д. Вместе с тем оксид углерода при нагревании восстанавливает до металлов многие оксиды, что весьма важно для металлургии. Наряду с нагреванием повышение химической активности СО часто вызывается его растворением. Так, в растворе он способен восстанавливать соли Au, Pt и некоторых других элементов до свободных металлов уже при обычных температурах.

При повышенных температурах и высоких давлениях имеет место взаимодействие СО с водой и едкими щелочами: в первом случае образуется НСООН, а во втором - муравьинокислый натрий. Последняя реакция протекает при 120 °С, давлении 5 атм и находит техническое использование.

На воздухе СО загорается около 700 °С и сгорает синим пламенем до СО2:

2 СО + О2 = 2 СО2 + 564 кДж.

Сопровождающее эту реакцию значительное выделение тепла делает монооксид углерода ценным газообразным топливом. Однако наиболее широкое применение он находит как исходный продукт для синтеза различных органических веществ.

Сгорание толстых слоёв угля в печах идёт в три стадии:

1) С + О2 = СО2 ; 2) СО2 + С = 2 СО; 3) 2 СО + О2 = 2 СО2.

При преждевременном закрытии трубы в печи создаётся недостаток кислорода, что может вызвать распространение СО по отапливаемому помещению и привести к отравлениям (угар). Следует отметить, что запах "угарного газа" обусловлен не СО, а примесями некоторых органических веществ.

Получение.

Монооксид углерода образуется при сгорании углерода в недостатке кислорода. Чаще всего он получается в результате взаимодействия углекислого газа с раскалённым углём:

СО2 + С = 2 СО.

Небольшие количества СО удобно получать разложением муравьиной кислоты: НСООН = Н2О + СО

Применение.

Водяной и смешанный газы (в них содержится CO) используются в качестве топлива и исходного сырья химической промышленности.

Влияние на организм.

Угарный газ очень ядовит. Первыми признаками острого отравления СО являются головная боль и головокружение, в дальнейшем наступает потеря сознания. Предельно допустимая концентрация СО в воздухе промышленных предприятий считается 0,02 мг/л. Основным противоядием при отравлении СО служит свежий воздух. Полезно также кратковременное вдыхание паров нашатырного спирта.

Чрезвычайная ядовитость СО, отсутствие у него цвета и запаха, а также очень слабое поглощение его активированным углём обычного противогаза делают этот газ особенно опасным. Вопрос защиты от него был разрешён изготовлением специальных противогазов, коробка которых заполнялась смесью различных оксидов (в основном MnO2 и CuO). Действие этой смеси ("гопкалита") сводится к каталитическому ускорению реакции окисления СО до СО2 кислородом воздуха. На практике гопкалитовые противогазы очень неудобны, так как заставляют дышать нагретым (в результате реакции окисления) воздухом.

Нахождение в природе.

Монооксид углерода входит в состав атмосферы (10-5 объёмн. %). В среднем 0,5% СО содержит табачный дым и 3% - выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания.

Соединения углерода со степенью окисления +4. 

Оксид углерода (IV) CO2.

В высшем оксиде углерода (IV) – СО2 – у углерода высшая степень окисления (+4), равная номеру группы, в которой стоит элемент углерод в периодической системе.

Строение молекулы СО2 

Оксид углерода имеет следующие электронную и структурную формулы:.

или

Полярность молекулы зависит от двух факторов:

1. от полярности связи, которая определяется значениями электроотрицательности элементов, образующих химическую связь;

2. от геометрии молекулы.

Так молекула H2O имеет угловое строение и молекула воды полярна, а молекула СО2 имеет линейное строение, и несмотря на ковалентную полярную химическую связь, молекула углекислого газа неполярна.

Строение молекулы СО2: линейная, симметричная в пространстве; благодаря симметричному расположению связей молекула неполярна; межмолекулярные связи слабые, поэтому СО2 газ, хотя легко сжижается при комнатной температуре и давлении 6Мпа; при температуре (-80°С) – затвердевает (“сухой лед”).

Физические свойства:

 При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горения. tкип=20оС. Под давлением около 60 атм уже при обычных температурах сгущается в бесцветную жидкость; при сильном охлаждении застывает в белую снегообразную массу, под обычным давлением возгоняющуюся при -78оС. Твердый оксид углерода (IV) – снегообразная масса, называемая сухим льдом.

Получение, собирание, распознавание углекислого газа.

В лаборатории СО2 получают действием соляной (HCl) или азотной (HNO3) кислот на мрамор (CaCO3).

Опыт №1. Получение углекислого газа и изучение его свойств.

Опыт №2. Пропустить образующийся углекислый газ через прозрачный раствор известковой воды – известковая вода мутнеет – это способ распознавания углекислого газа.

мрамор

известковая
вода

В промышленности большие количества углекислого газа получают обжигом известняка:

известняк

Химические свойства

По химическим свойствам это – типичный кислотный оксид, поэтому для него характерны все реакции кислотных оксидов:

, (равновесие смещено влево).

При добавлении лакмуса – синий лакмус краснеет, значит, образуется кислота (хотя и слабая).

      основной
      оксид

            щелочь

, СО2 – окислитель, С – восстановитель.

 СО2 – окислитель, т.к. степень окисления у углерода (+4), все электроны отданы, и углерод углекислого газа может принимать электроны, выступая в роли окислителя.

Применение.

Применяется для производства соды аммиачным способом, для газирования фруктовых соков, вина, пива и других напитков, в сахарной промышленности, в химических лабораториях, для хранения скоропортящихся продуктов, для тушения пожаров.

Прочитав текст, заполняют таблицу. Например, и так далее по тексту.

Итак, на уроке Вы познакомились со строением молекул и свойствами двух оксидов углерода – СО и СО2, их нахождением в природе, физиологическим действием на живой организм.

А теперь проведем небольшой диктант и узнаем, насколько вы освоили новый материал. Для этого первый вариант выписывает номера тех высказываний, которые подходят для СО, а второй вариант для СО2. Химический диктант

1. Газ, в воде практический нерастворимый
2. Газ, заметно растворимый в воде
3. Газообразный при обычных условиях
4. Не имеет запаха
5. Не сжижается
6. Легко сжижается и затвердевает
7. Ядовитый газ в любых концентрациях
8. Не ядовит
9. Горюч
10. Не горюч
11. Газ легче воздуха
12. Газ тяжелее воздуха
13. Степень окисления углерода +2
14. Степень окисления углерода +4
15. В молекуле между атомами ковалентная полярная связь
16. Несолеобразующий оксид
17. Кислотный оксид
18. Реагирует с оксидами металлов с образованием металла и углекислого газа
19. При пропускании через известковую воду наблюдается помутнение
20. В реакциях может быть только окислителем
21. В реакциях может быть и окислителем и восстановителем

Стадия рефлексии.

Я прошу, чтобы подняли руки те учащиеся, которые поставили пять плюсов, затем те, у кого получилось четыре и три плюса. Это именно те оценки, которые они поставили за урок мне. Если когда-нибудь учащиеся смогут сказать обо мне словами учеников Д.И.Менделеева, что учитель “доброе в них семя полагал, а не простую отбывал повинность”, то это будет для меня высшей наградой.

Составления кластера:

Домашнее задание: 1. Шумная компания городских жителей решила отметить Новый год на природе, в деревенском домике с печкой. Когда дрова прогорели, они закрыли вьюшку у печки, не заглянув вовнутрь, чтобы, как они решили, тепло сохранилось дольше. Что могло случиться, но, к счастью, не произошло, так как дверь в домике очень часто была открыта?

2. Водитель, нарушая привычные для себя правила, заехал в гараж задним ходом, чтобы утром быстрее выехать. Но утром было очень холодно и водитель, не открыв ворота, решил прогреть двигатель. Через некоторое время случилось непредвиденное…

Проблема № 3. Не так давно знакомые купили овощную яму, которую когда-то уже использовали, и была она в достаточно запущенном состоянии: не проветривалась, на дне лежали полусгнивший картофель и капуста. Что могло бы произойти, если бы знакомые начали пользоваться овощной ямой, не проведя предварительной подготовки?

Литература для учителя:

1. О.С. Габриелян. Химия. Учебник. 9 класс. – М., Дрофа, 2002
2. О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. Настольная книга учителя. Химия. 9 класс. – М., Дрофа, 2002
3. Я иду на урок химии. Книга для учителя. 8-11 классы. – М., Первое Сентября, 2000
4. Журнал “Химия. Методика преподавания в школе. 2001. №4” (с.58-60).
5. Журнал “Химия в школе”. 2004. №5 (с. 22-24).

Опорный конспект по теме «Кислород»

Литература для учителя:

1. О.С. Габриелян. Химия. Учебник. 9 класс. – М., Дрофа, 2002
2. О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. Настольная книга учителя. Химия. 9 класс. – М., Дрофа, 2002
3. Я иду на урок химии. Книга для учителя. 8-11 классы. – М., Первое Сентября, 2000
4. Журнал “Химия. Методика преподавания в школе. 2001. №4” (с.58-60).
5. Журнал “Химия в школе”. 2004. №5 (с. 22-24).