Дистанционные уроки 8 класс

Слайд 1

Слайд 2

1) 2 ) Вода жидкость Вода пар Вода жидкость Кислород Водород Посмотрите внимательно и подумайте, в каком случае происходит физическое явление, а в каком химическое (химическая реакция)?

Слайд 3

Знакомьтесь: – Вещество Сегодня мы с вами узнаем, что же может происходить с Веществом в рамках химических реакций

Слайд 4

Признаки течения химической реакции: 1. Изменение цвета 2. Образование газа 3. Выпадение осадка 4. Выделение теплоты и (или) света Если присутствует хотя бы один из этих признаков - значит, произошло явление химическое.

Слайд 5

Условия для протекания химических реакций 1. Соединение веществ 2. Измельчение (дробление) веществ t ˚С 4. Изменение температуры 3. Время

Слайд 6

Классификация химических реакций в зависимости от изменения температуры: 1. Эндотермические – поглощение тепла, идут только при нагревании. Обозначение - Q 2 . Экзотермические – выделение тепла. Обозначение + Q

Слайд 1

Слайд 1

Слайд 2

Цель урока: Изучение закона сохранения массы вещества Задачи: Обучение учащихся составлению уравнений химических реакций Усвоение учащимися закона и его применения Воспитание положительного отношения к знаниям, патриотизма, трудолюбия

Слайд 3

М.В.Ломоносов в 1748 г. впервые сформулировал, а в 1756 г. экспериментально доказал закон сохранения массы веществ А.Лавуазье в 1789 г независимо от Ломоносова к пришел тем же выводам

Слайд 5

Формулировка закона Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе образовавшихся веществ

Слайд 6

Сосуд Ландольта

Слайд 7

Исходные вещества РЕАГЕНТЫ химическая реакция Продукты реакции

Слайд 8

Атомы не появляются и не исчезают при химической реакции

Слайд 9

Перегруппировка атомов при химической реакции СН 4 + 2 О 2 = СО 2 + 2Н 2 О + =

Слайд 10

Правила составления химических уравнений 1. В левой части уравнения записать формулы реагентов. Затем поставить стрелку. а) N 2 + H 2 → б) Al ( OH ) 3 → в) Mg + HCl → г) С aO + HNO 3 →

Слайд 11

2. В правой части (после стрелки) записать формулы веществ, образующихся в результате реакции (продуктов) а) N 2 + H 2 → NH 3 б) Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + H 2 O в) Mg + HCl → MgCl 2 + H 2 г ) С aO + HNO 3 → Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O

Слайд 12

3. Уравнение реакции составляется на основе закона сохранения массы веществ, т. е. слева и справа должно быть равное число атомов. Это достигается расстановкой коэффициентов перед формулами веществ.

Слайд 13

Алгоритм расстановки коэффициентов в уравнении химической реакции. 1. Подсчитать количество атомов каждого элемента в правой и левой части . 2. Определить, у какого элемента количество атомов меняется, найти Н.О.К. 3. Разделить Н.О.К. на индексы – получить коэффициенты. Поставить коэффициенты перед формулами.

Слайд 14

4. Пересчитать количество атомов, при необходимости действия повторить. 5. Начинать лучше с атомов О или любого другого неметалла (если только О не находится в составе нескольких веществ).

Слайд 15

а) N 2 + 3 H 2 → 2 NH 3 б) 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O в) Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2 г) С aO + 2 HNO 3 → Ca ( NO 3 ) 2 + H 2 O

Слайд 16

Новые вещества не получаются из ничего и не могут обратиться в ничто. При химических реакциях происходит перегруппировка атомов Масса веществ, вступивших в реакцию равна массе образовавшихся веществ При составлении уравнений нужно соблюдать закон сохранения массы веществ Выводы:

Слайд 17

Список источников: http://historydoc.edu.ru/catalog.asp?cat 04.10.2010 ob_no=&ob_no=14805 /04.10.2010 http://www.erudition.ru/referat/ref/id/4051_1.html/ 04.10.2010 http://www.hemi.nsu.ru/text152.htm 04.10.2010 http://wiki.saripkro.ru/index.php/% 04.10.2010 http://yacovleva-28.ucoz.ru/publ/3-1-0-1/04.10.2010

Слайд 1

Слайд 2

Открытию периодического закона предшествовало накопление знаний о веществах и свойствах. По мере открытия новых химических элементов, изучения состава и свойств их соединений появлялись первые попытки классифицировать элементы по каким-либо признакам. В общей сложности до Д.И. Менделеева было предпринято более 50 попыток классификации химических элементов. Ни одна из попыток не привела к созданию системы, отражающей взаимосвязь элементов, выявляющей природу их сходства и различия, имеющей предсказательный характер. Открытие Периодического закона

Слайд 3

В основу своей работы по классификации химических элементов Д.И. Менделеев положил два их основных и постоянных признака: величину атомной массы и свойства образованных химическими элементами веществ. Он выписал на карточки все известные сведения об открытых и изученных в то время химических элементах и их соединениях. Сопоставляя эти сведения, учёный составил естественные группы сходных по свойствам элементов. При этом он обнаружил, что свойства элементов в некоторых пределах изменяются линейно (монотонно усиливаются или ослабевают), затем после резкого скачка повторяются периодически , т.е. через определённое число элементов встречаются сходные. Открытие Периодического закона

Слайд 4

При переходе от лития к фтору происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. При переходе от фтора к следующему по значению атомной массы элементу натрию происходит скачок в изменении свойств ( Nа повторяет свойства Li ) За Na следует Mg , который сходен с Ве - они проявляют металлические свойства. А1 , следующий за Mg , напоминает В . Как близкие родственники, похожи Si и С; Р и N ; S и О; С1 и F . При переходе к следующему за С1 элементу К опять происходит скачок в изменении и химических свойств. Что же было обнаружено?

Слайд 5

Если написать ряды один под другим так, чтобы под литием находился натрий , а под неоном – аргон , то получим следующее расположение элементов: Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Периодическая закон Д.И. Менделеева

Слайд 6

Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar При таком расположении в вертикальные столбики попадают элементы, сходные по своим свойствам. Периодическая закон Д.И. Менделеева

Слайд 7

На основании своих наблюдений 1 марта 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал периодический закон, который в начальной своей формулировке звучал так: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов Первый вариант Периодической таблицы

Слайд 8

Уязвимым моментом периодического закона сразу после его открытия было объяснение причины периодического повторения свойств элементов с увеличением относительной атомной массы их атомов. Более того, несколько пар элементов расположены в Периодической системе с нарушением увеличения атомной массы. Например, аргон с относительной атомной массой 39,948 занимает 18-е место, а калий с относительной атомной массой 39,102 имеет порядковый номер 19. Периодическая таблица Д.И. Менделеева Ar аргон 18 К 19 калий 39,102 39,948

Слайд 9

Только с открытием строения атомного ядра и установлением физического смысла порядкового номера элемента стало понятно, что в Периодической системе расположены в порядке увеличения положительного заряда их атомных ядер. С этой точки зрения никакого нарушения в последовательности элементов 18 Ar – 19 K, 27 Co – 28 Ni, 52 Te – 53 I, 90 Th – 91 Pa не существует. Следовательно, современная трактовка Периодического закона звучит следующим образом: Свойства химических элементов и образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер. Периодический закон Д.И. Менделеева

Слайд 10

Открытый Д. И. Менделеевым закон и построенная на основе за­кона периодическая система элементов - это важнейшее достижение химической науки. Периодическая таблица химических элементов

Слайд 11

Периодическая таблица химических элементов Периоды - горизонтальные ряды химических элементов, всего 7 периодов. Периоды делятся на малые ( I,II,III) и большие ( IV,V,VI), VII- незаконченный . 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.

Слайд 12

Периодическая таблица химических элементов Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом электронов на внешнем электронном уровне, равным номеру группы. Различают главные (А) и побочные подгруппы (Б). Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов.

Слайд 13

Поскольку окислительно – восстановительные свойства атомов оказывают влияние на свойства простых веществ и их соединений, то металлические свойства простых веществ элементов главных подгрупп возрастают, в периодах – убывают, а неметаллические – соответственно, наоборот – в главных подгруппах убывают, а в периодах – возрастают. Окислительно -восстановительные свойства

Слайд 14

Восстановительные свойства атомов (способность терять электроны при образовании химической связи) в главных подгруппах возрастают, в периодах – уменьшаются. Окислительные (способность принимать электроны), наоборот, - в главных подгруппах уменьшаются, в периодах - возрастают Окислительно -восстановительные свойства

Слайд 15

Электроотрицательность в периоде увеличивается с возрастанием заряда ядра химического элемента, то есть слева направо. В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть сверху вниз. Значит самым электроотрицательным элементом является фтор ( F) , а наименее электроотрицательным – франций ( Fr ) . Электроотрицательность

Слайд 16

Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается , т.к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. В начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов Изменение радиуса атома в периоде

Слайд 17

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают . Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя. Изменение радиуса атома в группе

Слайд 18

О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов Химия. Выпускной экзамен М. Дрофа, 2008. П.А. Оржековский Подготовка к ЕГЭ. Химия. Сборник заданий. М. Эксмо , 2011 Источники инфорации

Слайд 2

Простые вещества Сложные вещества Запись атомов и молекул с помощью химических символов Относительная атомная масса Относительная молекулярная масса

Слайд 3

ПРОВЕРОЧНЫЙ ТЕСТ Задание : подбери соответствие. 1.Аргентум 2.Аурум 3.Гидраргирум 4.Силициум 5.Натрий 6.Плюмбум 7.Фосфор 8.Кальций 9.Купрум 10.Феррум а) Ag б) Cu в) Fe г) C а д) Na е) Hg ж) Pb з) Р и) Si к) Au

Слайд 4

Вещества, которые состоят из атомов одного химического элемента , называются простыми веществами Н Н Н 2 О О О O 2 O 3 О О Индекс показывает сколько атомов химического элемента Соединено химической связью в молекулы

Слайд 6

Качественный состав - атомы каких элементов входят в состав молекулы Вывод - простое или сложное вещество. Количественный состав – сколько атомов каждого элемента входят в состав молекулы Для нахождения относительной молекулярной массы

Слайд 7

О О Н Н О С Н 2 О СО 2 состоят из атомов разных химических элементов индексы 1 1 Химическая формула показывает, атомы каких элементов (… состав) и в каких количествах соединениы между собой

Слайд 8

Н - один атом водорода 2Н - два атома водорода 5О - пять атомов кислорода коэффициент 1 Н 2 О - одна молекула воды 2Н 2 О - две молекулы воды 5О 2 - пять молекул кислорода коэффициент 1 Что означает запись? 4Н 2 О - четыре молекулы воды; в состав каждой входит два атома водорода и один атом кислорода 5 N 2 - пять молекул азота; в состав каждой входит два атома азота

Слайд 9

ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ ЧИСЛО АТОМОВ КАЖДОГО ЭЛЕМЕНТА ЧИСЛО МОЛЕКУЛ BaO CO ₂ Al ₂ O ₃ FeCl ₃ Na ₂ CO ₃ Заполните таблицу: 1 атом бария 1 атом кислорода 1 атом углерода 2 атома кислорода 2 атома алюминия 3 атома кислорода 1 атом железа 3 атома хлора 2 атома натрия 1 атом углерода 3 атома кислорода 1 1 1 1 1

Слайд 10

ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ ЧИСЛО МОЛЕКУЛ ЧИСЛО АТОМОВ КАЖДОГО ЭЛЕМЕНТА 3 BaO 2 CO ₂ 5 Al ₂ O ₃ 4 FeCl ₃ Na ₂ CO ₃ 3 2 5 4 1 2 атома натрия 1 атом углерода 3 атома кислорода 3 атома бария 3 атома кислорода 2 атома углерода 4 атома кислорода 10 атомов алюминия 15 атомов кислорода 4 атома железа 12 атомов хлора

Слайд 11

m ат (Н) = 0,000 000 000 000 000 000 000 001674 г = 0,1674 ∙10 -23 г m ат (О) = 0,000 000 000 000 000 000 000 026667 г = 2,6667 ∙10 -23 г m ат ( C ) = 0,000 000 000 000 000 000 000 01993 г = 1,993 ∙10 -23 г А r (О) = А r (C) =

Слайд 13

или так

Слайд 14

Масса молекулярная Понятие относительное. Смысл её физический Совсем не удивительный. Массу чтоб молекулы быстренько сравнить, Нужно на двенадцатую часть углерода разделить. m (в-ва) Mr (в-ва)= ------------------ 1/12 m ( C ) Ты молекулярную Массу рассчитай: Атомные массы Вместе все слагай И на число атомов При этом умножай. Mr

Слайд 15

Mr(Na ₂O) = 2 · Ar(Na) + Ar(O) = 2 · 23 + 16 = 62 Mr(H ₂SO₄) = 2 · 1 + 32 + 4 · 16 = 98 ? ? ? РАСЧИТАЙТЕ ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ МОЛЕКУЛЯРНЫЕ МАССЫ : Mr( H ₂ O) = ? Mr( NaCl) = ? Mr(H ₂ O) = 2 · 1 + 16 = 18 Mr(NaCl) = 23 + 35,5 = 58,5

Слайд 16

М r (Н 2 О) = 2 ∙ A r (H) + A r (O) = 2∙ 1 + 16 = 18 М r (Н 2 S О 4 ) = 2 ∙1 + 32 + 16 ∙ 4 = 9 8 М r ( Al 2 О 3 ) = 2 ∙ 27 + 3∙16 = 102 М r (CO 2 ) = 1 2 + 16 ∙ 2 = 44 М r (N 2 O ) = 2 ∙1 4 + 16 = 44

Слайд 1

Слайд 2

Маленькая точка, сделанная карандашом, состоит из огромного количества атомов, большего, чем количество жителей на Земле !

Слайд 3

Демокрит В основе философии Демокрита лежит учение об атомах и пустоте как двух принципах, порождающих многообразие космоса. Атом есть мельчайшее «неделимое» тело, не подверженное никаким изменениям. Неделимость атома аналогична неделимости «бытия» .

Слайд 4

М.В. Ломоносов (1711-1765 гг.) Материя состоит из мельчайших первичных частиц, или атомов. Атомы неделимы и не могут создаваться и разрушаться. Атомы характеризуются определенным размером и массой. Молекулы состоят из атомов, как из одинаковых, так и различных. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических – разрушаются. Химические реакции заключаются в образовании новых молекул из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества. атомно- молекулярная теория Джон Дальтон (1766-1844 гг.)

Слайд 5

В 1895 году немецкий учёный Уильям Конрад Рентген обнаружил новый вид невидимых лучей, способных беспрепятственно проходить через твердые тела и вызывать почернение фотоплёнки. Рентген назвал их Х-лучами . В 1896 году французский ученый Анри Беккерель открыл явление естественной радиоактивности ( от лат. Radius – «луч» ) – самопроизвольного испускания атомами излучения.

Слайд 6

В 1898 году Пьер Кюри и Мария Склодовская – Кюри , изучавшие явление радиоактивности, открыли новые элементы – полоний и радий.

Слайд 7

Английский физик Эрнест Резерфорд в 1909 г. открыл ядро атома Опыт Резерфорда : поток ά -частиц, излучаемый радиоактивным источником, через узкую щель направлялся на тонкую золотую фольгу; при помощи флюоресцирующего экрана проводилась регистрация ά -частиц, которые в отсутствии фольги двигались узким пучком, вызывая на экране яркую вспышку

Слайд 8

- - - - - - - - - - - - - ά -частицы, пролетая вблизи атомного ядра, отклоняются на разные углы

Слайд 9

Модель Томсона Дж. Дж. Томсон в 1898 году предложил модель атома в виде положительно заряженного шара радиусом 10 -10 м, в котором плавают электроны, нейтрализующие положительный заряд.

Слайд 10

Э. Резерфорд предложил планетарную модель атома : в центре находится положительно заряженное ядро, которое имеет достаточно малые размеры, но в нём заключена почти вся масса атома; вокруг ядра по круговым орбитам движутся отрицательно заряженные электроны, подобно движению планет вокруг солнца.

Слайд 11

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре. 3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов ( нуклонов). 4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Частица Заряд Массовое число Электрон е – -1 0 Протон р + +1 1 Нейтрон n 0 0 1

Слайд 12

Атомы элемента, имеющие один и тот же заряд ядра, но разные массы, называются изотопами . Изотопы водорода Водород 1 H Дейтерий 2 D Тритий 3 T Число протонов (Z) одинаковое 1 1 1 Число нейтронов N разное 0 1 2 Массовое число А разное 1 2 3 - + е – р - + е – р n - + е – р n n

Слайд 13

протий дейтерий тритий

Слайд 14

Во атомах одного химического элемента число протонов Z всегда одинаково (равно заряду ядра), а число нейтронов N бывает разным. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра Число протонов в ядре (Z) Число электронов Порядковый номер элемента в ПС = = =

Слайд 15

Атом – электронейтральная частица Число протонов (заряд ядра) Атомный номер ( Z ) Число электронов = Число нейтронов Число протонов + Массовое число (А)

Слайд 16

He Z = 2 A = 4 е= p = 2 n = 2

Слайд 17

Кислород Азот

Слайд 18

Водород Азот Кислород Углерод

Слайд 19

Периодическая система и строение атома Порядковый номер элемента Число протонов Число электронов Заряд ядра ( Z ) Число нейтронов N =A r -Z

Слайд 20

Заполни таблицу Ca Fe Cu C l p + e - n 0

Слайд 21

Установите соответствие Установите соответствие, соединив стрелками P + =7 n 0 =7 e - =34 P + =34 e - =3 n 0 =4 N Se Li

Слайд 22

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер Современная формулировка Периодического закона

Слайд 23

Тестовые задания Заряд ядра атома азота равен : а) 7 б) 13 в) 4 г) 29 д) 11 Число протонов в ядре атома криптона : а ) 36 б) 17 в) 4 г) 31 д) 6 Число нейтронов в ядре атома цинка : а) 8 б) 35 в)11 г)30 д)4 Число электронов в атоме железа : а) 11 б)8 в)56 г)26 д)30 Изотопы водорода отличаются друг от друга : а)числом e - б)числом n в) химическим знаком г) числом p д)массовым числом

Слайд 24

Тестовые задания Заряд ядра атома азота равен : а) 7 б) 13 в) 4 г) 29 д) 11 Число протонов в ядре атома криптона : а ) 36 б) 17 в) 4 г) 31 д) 6 Число нейтронов в ядре атома цинка : а) 8 б) 35 в)11 г)30 д)4 Число электронов в атоме железа : а) 11 б)8 в)56 г)26 д)30 Изотопы водорода отличаются друг от друга : а)числом электронов б)числом нейтронов в) химическим знаком г) числом p д)массовым числом МОЛОДЦЫ ! ЭТО ВАМ УДАЛОСЬ !!!

Слайд 1

Слайд 2

Ионная связь металл + неметалл Na + 11 ) 2 ) 8 ) 1 Cl + 17 ) 2 ) 8 ) 7 8 + – Электростатическое притяжение Na + Cl - ионы

Слайд 3

Свойства ионной связи + ненаправленная, так как электромагнитное поле распространяется во все стороны + – – – – ненасыщаемая, притянется столько ионов, сколько уместится

Слайд 4

Поэтому все вещества с ионной связью имеют немолекулярное строение Кристаллическая решетка

Слайд 5

неметалл + неметалл Cl + 17 ) 2 ) 8 ) 7 С l С l Ковалентная связь С l Н Химическая связь, образованная посредством общих электронных пар, называется ковалентной. δ + δ - Ковалентная полярная связь Ковалентная неполярная связь

Слайд 6

N N Ковалентная связь может быть образована несколькими парами электронов N N Количество связей у атома равно количеству электронов, которых не достает у атома до октета.

Слайд 7

Свойства ковалентной связи направленная, атомы должны расположиться определенным образом. Н О Н 104˚ насыщаемая, связывает два атома, «третий – лишний» Н:Н

Слайд 8

Способы изображения ковалентной связи электронные схемы Н : Н структурные формулы перекрывание орбиталей электронно-графические схемы Н 2 Н F F 2 Н : F F : F Н -F Н -H F-F s-s s-p p-p H F F F

Слайд 9

+ + + + + + + + + + + + + + + + ион-атомы свободные электроны Металлическая связь

Слайд 10

Как определить вид связи в веществе? Определите природу химических элементов если только металл только неметаллы металл и неметалл если связь металлическая связь ковалентная связь ионная связь ковалентная полярная связь ковалентная неполярная ЭО элементов одинакова ЭО элементов различна

Слайд 11

Определите вид связи в следующих веществах: Н 2 , Na, NaF, H 2 S, NH 3 , O 2 , Zn, CaS, Mg 3 N 2 , CH 4 , Al, F 2 .

Слайд 12

Водородная связь – электростатическое притяжение между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом О, N или F другой молекулы (или другого фрагмента молекулы). - - - - - + + + + + + + + + + + + -

Слайд 1

Слайд 2

Большинство встречающихся в природе простых веществ - металлы . Некоторые из них мы часто встречаем в повседневной жизни, так что знаем, как они выглядят и для чего их можно использовать. Большое количество предметов, найденных при археологических раскопках, свидетельствуют о том, что наши далекие предки использовали металлы для создания простых орудий труда и украшений.

Слайд 3

При комнатной температуре металлы - твердые вещества, за исключением ртути (она жидкая). Большинство металлов серебристо-серого цвета с разными оттенками, за исключением золота и меди. Все металлы имеют характерный блеск, называемый металлическим блеском . Металлы хорошо проводят тепло и электричество . Металлы различаются по твердости . Металлы сильно различаются по температуре плавления . Металлы гибкие и ковкие . Металлы значительно различаются по плотности , например: плотность натрия 0,97 г/см 3 , а плотность платины 21,45 г/см 3 . В металлургии металлы делят на черные (железо, марганец, хром) и цветные (все остальные металлы).

Слайд 4

Металлический блеск наиболее выражен у серебра . Его используют в создании зеркал.

Слайд 5

Свойство электропроводности ярко выражено у меди

Слайд 6

А теплопроводность меди используется при изготовлении посуды

Слайд 7

Алюминий –лёгкий металл. Его используют для создания «крылатых» сплавов.

Слайд 8

Свинец – очень тяжелый металл, его используют как балласт при погружении в воду.

Слайд 9

Температура плавления разных металлов довольно сильно различается. Так, ртуть плавится при -39 °С, а платина - не ниже +1735 °С.

Слайд 10

Свойство пластичности наиболее ярко выражено у золота.

Слайд 11

Железо – металл серого цвета

Слайд 12

Медь – металл с красноватым блеском .

Слайд 13

А так выглядит цинк

Слайд 14

Многие предметы, которыми мы ежедневно пользуемся, сделаны из металлов.

Слайд 15

Существует небольшая группа встречающихся в природе элементов, называемых металлоидами. Металлоиды: бор - В, кремний - Si, германий - Ge, мышьяк - As, теллур - Те, сурьма – Sb. Они обладают промежуточными между металлами и неметаллами свойствами. В одних условиях они проявляют свойства, характерные для металлов, в других - для неметаллов.

Слайд 1

Слайд 2

Все простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Примеры неметаллов: водород, кислород, азот, сера, фосфор, углерод, иод, бром, хлор. Неметаллы - это химические элементы, которые образуют простые вещества, не обладающие свойствами, характерными для металлов. (Графит (одна из форм углерода) - единственный неметалл, проводящий электрический ток.)

Слайд 3

Кислород, водород – пример газообразных бесцветных неметаллов

Слайд 4

Хлор (как и фтор) – окрашенные газообразные неметаллы.

Слайд 5

При растворении хлора в воде получается хлорная вода

Слайд 6

Бром – жидкость красно-бурого цвета

Слайд 7

При растворении брома в воде получается бромная вода

Слайд 8

Большинство неметаллов имеют твёрдое агрегатное состояние Сера – кристаллическое вещество жёлтого цвета

Слайд 9

Красный фосфор

Слайд 10

Фосфор был открыт в 1669 году в Гамбурге алхимиком Хеннигом Брандом. В 1688 году другой ученый, Б. Альбинус, получил фосфор из золы водяного кресса и белой горчицы; в 1771 году фосфор упоминается в качестве компонента костей животных ученым К. Шееле. А. Л. Лавуазье был первым, кто признал, что фосфор является химическим элементом. Символ Р, образованный от латинского названия phosphorous, был введен Йенсом Берцелиусом. Е.Я. Берцелиус

Слайд 11

Углерод (уголь)

Слайд 12

Большинство неметаллов нерастворимы или малорастворимы в воде Уголь

Слайд 13

Фосфор

Слайд 14

Сера не смачивается водой

Слайд 15

Существует небольшая группа встречающихся в природе элементов, называемых металлоидами. Металлоиды: бор - В, кремний - Si, германий - Ge, мышьяк - As, теллур - Те, сурьма – Sb. Они обладают промежуточными между металлами и неметаллами свойствами. В одних условиях они проявляют свойства, характерные для металлов, в других - для неметаллов.

Слайд 1

Слайд 2

Химия - наука о веществах … Что изучает химия?

Слайд 3

Как и в каких единицах можно измерить вещество?

Слайд 4

Для измерения вещества выбрана особая единица, которая соединяет в себе число молекул и массу Это единица измерения вещества - МОЛЬ

Слайд 5

В порции вещества количеством 1 МОЛЬ содержится 6 · 10 23 молекул (атомов) данного вещества. При этом масса порции вещества 1 моль численно равна относительной молекулярной массе этого вещества.

Слайд 6

Примеры: 1) А r (Н)=1, => 1 г элементарного водорода содержит 6 · 10 23 атомов водорода 3) Mr ( Н 2 )= 2 , => 2 г водорода содержат 6 · 10 23 молекул водорода 2) А r ( Na)=23, => 23 г натрия содержат 6 · 10 23 атомов натрия 3) Mr (N 2 )=28, => 28 г молекулярного азота содержат 6 · 10 23 молекул азота

Слайд 7

Определение Количество вещества - это физическая величина, которая определяется числом структурных единиц этого вещества (молекул, атомов, ионов); обозначается n или ; измеряется в моль.

Слайд 8

Определение Моль - это единица измерения количества вещества, то есть такая порция вещества, которая содержит 6 · 10 23 структурных частиц (молекул, атомов ) этого вещества.

Слайд 9

Постоянная Авогадро - это физическая величина, которая показывает содержание структурных частиц (молекул, атомов ) в 1 моль вещества; обозначается N A ; численно равна 6 · 10 23

Слайд 10

Формула для определения числа частиц вещества N- число структурных частиц (молекул, атомов и др.) N=N A · n n= N/N A

Слайд 11

Определите число молекул, содержащихся в 2 моль водорода. N (H 2 )= 6 · 10 23 · 2 = =12 · 10 23 молекул

Слайд 12

3 моль водорода - 5 моль кислорода - 1 моль оксида углерода - 2 моль азота - 1 моль хлора - 4 моль воды - Определите число молекул, содержащихся в 24 · 10 23 1 8 · 10 23 30 · 10 23 6 · 10 23 12 · 10 23 6 · 10 23

Слайд 13

Моль – порция вещества Моль – единица измерения количества вещества Число структурных частиц в порции вещества количеством 1 моль Число Авогадро 1 моль N A = 6 · 10 23 2 моль 0 ,5 моль N = 3 · 10 23 N = 12 · 10 23 N = 6 · 10 23

Слайд 14

Молярная масса Это физическая величина, которая показывает массу 1 моль вещества. Обозначается М Численно равна относительной молекулярной массе, М r Измеряется в г/моль

Слайд 15

Количество вещества n = m/M m = n· M

Слайд 16

Заполняем таблицы 6 и 7, стр. 49 Решаем задачи № 8, стр. 49 № 10, стр. 50

Слайд 17

Домашнее задание § 15 В тетради на печатной основе Задание 9,11,12, стр. 50

Слайд 1

Слайд 6

Генетический ряд меди

Слайд 9

Генетический ряд кремния

Слайд 10

ЗАПИСАТЬ МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНЯ ПЕРЕХОДОВ

Слайд 11

Литература: 1.О.С.Габриелян Химия 8 , Дрофа 2009 2. О.С.Габриелян И.Г. Остроумов Настольная книга учителя химии 8 класс,Дрофа,2010. 3. М.Ю.Горковенко Поурочные разработки по химии.Москва,Вако,2008

Слайд 1

Слайд 2

Классификация кислот Наличие кислорода в кислотном остатке Кислородосодержащие Бескислородосодержащие

Слайд 3

Классификация кислот Растворимость в воде Растворимые Нерастворимые

Слайд 4

Классификация кислот Основность Односновные Двухосновные Трехосновные

Слайд 5

Классификация кислот Степень электролитической диссоциации Сильные Слабые

Слайд 6

Классификация кислот Летучесть Летучие Нелетучие

Слайд 7

Физические свойства Кислые Изменяют окраску индикаторов

Слайд 8

Химические свойства НХ + Ме → МеХ + Н 2 актив. 2) НХ+ МеУ→ МеХ + НУ более актив. 3) МеО+ НХ→ МеХ + Н 2 О 4) НХ + МеОН → МеХ +Н 2 О

Слайд 1

Слайд 2

Классификация оснований Растворимость в воде Растворимые Нерастворимые

Слайд 3

Классификация оснований Степень электролитической диссоциации Сильные Слабые

Слайд 4

Физические свойства оснований 1) Мылкие 2) Изменяют окраску индикатора 3) едкие

Слайд 5

Химические свойства оснований 1) МеОН + НХ → МеХ + Н 2 О 2) МеОН + неМеО → МеХ + Н 2 О щелочь 3) МеОН + Ме │ Х → Ме │ ОН↓ +МеХ щелочь 4) Ме OH t → МеО+ Н 2 О

Слайд 1

Слайд 2

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка.

Слайд 3

Классификация солей:

Слайд 4

Средние, или нормальные, соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл .

Слайд 5

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Слайд 6

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогруппы в основании на кислотный остаток.

Слайд 7

Выпишите формулы солей по классификации и назовите их:

Слайд 10

Диссоциация солей:

Слайд 11

СОЛЬ+КИСЛОТА= СОЛЬ+ЩЁЛОЧЬ=

Слайд 14

МОЛОДЦЫ!!!

Слайд 1

Слайд 2

Классификация оксидов Оксиды Несолебразующие Солеобразующие Основные Кислотные Амфотерные

Слайд 3

Химические свойства основных оксидов 1) МеО+ НХ → МеХ + Н 2 О 2) МеО + неМеО→ МеХ 3) МеО + Н 2 О→ МеОН раств.

Слайд 4

Химические свойства кислотных оксидов 1) неМеО + Н 2 О→ НХ 2) МеО + неМеО→ МеХ 3) МеОН + неМеО → МеХ + Н 2 О щелочь

Слайд 1

Слайд 6

Генетический ряд меди

Слайд 9

Генетический ряд кремния

Слайд 10

ЗАПИСАТЬ МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНЯ ПЕРЕХОДОВ

Слайд 11

Литература: 1.О.С.Габриелян Химия 8 , Дрофа 2009 2. О.С.Габриелян И.Г. Остроумов Настольная книга учителя химии 8 класс,Дрофа,2010. 3. М.Ю.Горковенко Поурочные разработки по химии.Москва,Вако,2008

Слайд 1

Слайд 3

Химические реакции По числу исходных и конечных в-в По направлению По использо- ванию катализатора По фазовому составу По тепловому эффекту Реакции соединения Реакции разложения Реакции замещения Реакции обмена Обратимые Необратимые Катали- тические Некатали- тические Гомогенные Гетерогенные Экзо- термические Эндо- термические

Слайд 4

t, MnO 2 2 К ClO 3( т ) →2KCl ( т ) + 3O 2( г ) ↑- Q NO ( г) + O 2( г) ⇄ NO 2( г) + Q C ( т ) + CO 2( г ) ⇄ 2CO ( г ) - Q

Слайд 6

Цель проекта «Семь чудес России» – возрождение чувства патриотизма и любви к своему Отечеству, а также привлечение внимания к восстановлению и сохранению исторических, культурных и природных объектов на территории нашей Родины.

Слайд 10

+18 Ar ) ) ) Ar 0 2 8 8 +20 Ca 0 ) ) ) ) Ca 2+ ) ) ) Ca 0 - 2 ē → Ca 2+ 2 8 8 2 2 8 8 атом ион +16 S 0 ) ) ) S 2- ) ) ) S 0 + 2 ē → S 2- 2 8 6 2 8 8 атом ион Ca 0 + S 0 → Ca +2 S -2

Слайд 11

Химические реакции По числу исходных и конечных в-в По направлению По использо- ванию катализатора По фазовому составу По тепловому эффекту Реакции соединения Реакции разложения Реакции замещения Реакции обмена Обратимые Необратимые Катали- тические Некатали- тические Гомогенные Гетерогенные Экзо- термические Эндо- термические По изменению СО атомов элементов ОВР Без изменения СО

Слайд 12

ОВР – это такие реакции, при которых происходит изменение СО. Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается. Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, являются восстановителями . Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями .

Слайд 13

СаСО 3 => СаО + СО 2 KMnO 4 => K 2 Mn О 4 + Mn О 4 + О 2 CuS + О 2 => С u О + S О 2