Методичний кабінет Кам’янець-Подільської РДА · Web viewВід знайомих гімназійних учителів Марія Дмитрівна

Відділ освіти Кам’янець – Подільської районної державної адміністрації

Лабуняк Н. М., Зіньчук Г. М., Яцишина О. Б., Юрчак А. В., Ліщинська І. В.

Хімія

8 клас

Конспектиуроків за новим

Державним стандартом

Схвалено на засіданні методичної ради Кам’янець – Подільського районного

методичного кабінету (протокол № 1від 27.01.2016 р.)

Автори: Лабуняк Н. М. – вчитель хімії Завалецької ЗОШ І-ІІІ ступенів

Зіньчук Г. М. - вчитель хімії Слобідсько-Рихтівської ЗОШ І-ІІІ

ступенів

Яцишина О. Б. - вчитель хімії Оринінської ЗОШ І-ІІІ ступенів

Юрчак А. В. - вчитель хімії Довжоцький НВК «ЗОШ І-ІІІ ступенів»,

колегіум

Ліщинська І. В. - вчитель хімії Кам’янської ЗОШ І-ІІ ступенів

Рецензенти:

Ямборак Р. С. – кандидат географічних наук, доцент кафедри хімії

Подільського державного агротехнічного університету

Гончарик Л. В. – методист відділу освіти Кам’янець – Подільської

райдержадміністрації

Посібник призначений для надання допомоги вчителям у підготовці та проведенні уроків хімії в 8 класі. Посібник містить орієнтовне календарно-тематичне планування уроків хімії для 8 класу, плани-конспекти уроків, додаткові дидактичні матеріали. Наведено зразки самостійних і контрольних робіт, описи практичних робіт, лабораторних дослідів і демонстраційних експериментів, що рекомендуються програмою 8 класу.

2

Вступ

Хімія як природнича наука є частиною духовної і матеріальної

культури людства, а хімічна освіта – невідокремним складником загальної

культури особистості, яка живе, навчається, працює, творить в умовах

використання високих технологій, змушена протистояти екологічним

ризикам, зазнає різнобічних упливів інформації. Хімічні знання

створюють підґрунтя реалістичного ставлення до навколишнього світу, в

якому значне місце посідає взаємодія людини і речовини, сприяють

розкриттю таємниць живого через пізнання процесів життєдіяльності

організмів на молекулярному рівні.

Згідно з метою освітньої галузі «Природознавство» та її хімічного

компонента, визначеною в новій редакції Державного стандарту базової і

повної загальної середньої освіти, навчання хімії у школі спрямовується на

розвиток засобами предмета особистості учнів, формування їхньої загальної

культури, світоглядних орієнтирів, екологічного стилю мислення і поведінки,

творчих здібностей, дослідницьких навичок і навичок життєзабезпечення. У

зв’язку з цим ставляться такі завдання навчання хімії в основній школі:

опанувати наукову хімічну термінологію, науковий зміст основних

хімічних понять, законів;

формувати уявлення про методи хімічної науки, діяльність видатних

вітчизняних і зарубіжних учених-хіміків;

розкрити роль хімічних знань у поясненні природи речовин і суті

хімічних явищ; значення хімії в житті людини;

розвивати експериментальні уміння;

сприяти застосуванню хімічних знань на практиці;

формувати предметну і ключові компетентності учня, його екологічну

культуру, навички безпечного поводження з речовинами;

розвивати здатність до самоосвіти;

виробляти критичне ставлення до інформації хімічного характеру;

формувати соціальні (громадянські) якості, патріотизм учня;3

створити підґрунтя для подальшого навчання хімії у старшій школі.

Зміст курсу хімії основної школи зберігає перевірене часом базове

ядро, неодмінне для освіченості й розвитку учня; розкриває

загальнокультурний, гуманістичний характер природничо-наукових знань;

ґрунтується на провідних світоглядних ідеях природознавства, як от:

• пізнаваність матеріального світу;

• дискретність матерії;

• ієрархія рівнів структурної організації матерії;

• матеріальна єдність світу;

• причинно-наслідкові зв'язки у природі;

• значення природничих наук для розв'язування глобальних проблем

людства (продовольчої, екологічної, енергетичної, сировинної,

демографічної) .

Вивчення хімії потребує раціонального застосування способів дій,

засобів і методів навчання. Організації навчання хімії сприятиме

використання перевірених шкільною практикою групової роботи,

проблемного навчання, дидактичних ігор, тренінгових занять. У сучасних

умовах важливим методичним орієнтиром є формування в учнів уміння

вчитись і його реалізація в самостійній навчальній діяльності. Пріоритетний

вибір методики навчання належить учителеві.

Важливим джерелом знань, засобом формування експериментальних

умінь і дослідницьких навичок, створення проблемних ситуацій, розвитку

мислення, спостережливості та допитливості є хімічний експеримент і

розв’язування задач. Тому в програмі до кожної теми вказано види

хімічного експерименту й типи розрахункових задач, а також передбачено

досліди, які можна виконувати в домашніх умовах під наглядом батьків.

Виходячи з можливостей кабінету хімії та беручи до уваги токсичність

речовин і правила техніки безпеки, учитель на свій розсуд може доповнити

хімічний експеримент, як демонстраційний, так і лабораторний.

4

Формуванню компетентностей учнів сприяє виконання ними

навчальних дослідницьких проектів, орієнтовні теми яких (на вибір)

наведено в окремій рубриці програми. Учитель і учні можуть пропонувати і

власні теми. Проекти розробляються учнями індивідуально або в групах,

учитель може надавати консультацію щодо планування, визначення мети,

завдань і методики дослідження, пошуку інформації, координувати хід

виконання проекту. Проектна робота може бути теоретичною або

експериментальною. Тривалість проекту — різна: від уроку (міні-проект),

кількох днів (короткотерміновий проект) до року (довготерміновий).

Результати досліджень учні представляють у формі мультимедійної

презентації, доповіді (у разі необхідності – з демонстрацією хімічних

дослідів), моделі, колекції, буклету, газети, статистичного звіту, тематичного

масового заходу, наукового реферату (із зазначенням актуальності теми,

новизни і практичного значення результатів дослідження, висновків) тощо.

Презентація й обговорення (захист) проектів відбувається на спеціально

відведеному уроці або під час уроку з певної теми. Робота кожного

виконавця проекту оцінюється за його внеском, індивідуально.

Ефективність навчання можна підвищити завдяки застосуванню

сучасних інформаційно-комунікаційних технологій. Вони сприяють

активізації пізнавальної діяльності учнів, розвитку їхньої самостійності в

опануванні знань, формуванню ключових компетентностей, посиленню

позитивної мотивації навчання. Засоби на електронних носіях дають змогу

унаочнити навчальний зміст, зокрема той, що стосується внутрішньої будови

речовин чи хімічних процесів, недоступних для спостереження в умовах

шкільної лабораторії.

5

Програма

для загальноосвітніх навчальних закладів

8 клас

70 год, 2 год на тиждень, 10 год — резервніК-ть годи

н

Зміст навчального матеріалу

Державні вимоги до рівня загальноосвітньої підготовки учнів

3Повторення найважливіших питань курсу хімії 7 класу

Найважливіші хімічні поняття.

Прості й складні речовини (кисень, вода). Реакція розкладу, сполучення.

Відносна молекулярна маса, її обчислення за хімічною формулою.

Масова частка елемента в складній речовині.

Масова частка розчиненої речовини

Учень/учениця називає хімічні елементи (не менше 20-ти) за сучасною науковою українською номенклатурою, записує їхні символи;наводить приклади (формули і назви) простих (метали і неметали) і складних речовин (оксидів, основ, кислот); рівнянь реакцій: добування кисню з гідроген пероксиду; кисню з воднем, вуглецем, сіркою, магнієм, залізом, міддю, метаном, гідроген сульфідом, води з кальцій оксидом, натрій оксидом, фосфор(V) оксидом, карбон(ІV) оксидом; реакцій розкладу і сполучення;обчислює відносну молекулярну масу речовини за її формулою, масову частку елемента в складній речовині; масову частку і масу розчиненої речовини в розчині

14Тема 1. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів. Будова атома

Короткі історичні відомості про спроби класифікації хімічних елементів. Поняття про лужні, інертні елементи,

Учень/ученицяформулює означення періодичного закону;описує структуру періодичної системи (періоди: великі й малі, групи й підгрупи (А і Б);наводить приклади ізотопів, лужних, інертних елементів, галогенів;розрізняє атомне ядро, електрони, протони, нейтрони; періоди (великі й малі), головні (А) та побічні (Б) підгрупи періодичної системи; металічні та неметалічні елементи;характеризує склад ядер (кількість протонів і нейтронів у нукліді), розподіл електронів (за

6

галогени. Періодичний закон Д. І. Менделєєва. Структура періодичної системи хімічних елементів.

Будова атома. Склад атомних ядер (протони і нейтрони). Протонне число. Нуклонне число. Ізотопи. Нуклід. Сучасне формулювання періодичного закону.

Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів № 1-20. Стан електронів у атомі. Електронні орбіталі. Енергетичні рівні та підрівні; їх заповнення електронами в атомах хімічних елементів № 1-20. Електронні та графічні електронні формули атомів хімічних елементів № 1-20. Поняття про радіус атома.

Періодична система хімічних елементів з позиції теорії будови атома.

Характеристика хімічних елементів № 1-20 за їхнім місцем у

енергетичними рівнями та підрівнями) в атомах перших 20 хімічних елементів; хімічний елемент (№ 1–20) за його положенням у періодичній системі, зміни радіусів атомів у періодах і підгрупах, металічних і неметалічних властивостей елементів;пояснює періодичність зміни властивостей хімічних елементів (№ 1–20); залежність характеру елементів та властивостей їхніх сполук від електронної будови атомів;аналізує інформацію, закладену в періодичній системі, та використовує її для характеристики хімічного елемента;обґрунтовує фізичну сутність періодичного закону;записує: електронні та графічні електронні формули атомів 20 хімічних елементів;використовує інформацію, закладену в періодичній системі, для класифікації елементів (металічний або неметалічний), та визначення їхньої валентності, класифікації простих речовин (метал або неметал), визначення хімічного характеру оксидів (кислотний, амфотерний, оснόвний), гідратів оксидів (кислота, амфотерний гідроксид, основа), сполук елементів з Гідрогеном;оцінює наукове значення періодичного закону; значення прийому класифікації в науці

7

періодичній системі та будовою атома.

Значення періодичного закону

Демонстрації1. Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва (довга і коротка форми).2. Моделі атомів.3. Форми електронних орбіта лейНавчальні проекти 1. З історії відкриття періодичної системи хімічних елементів.2. Форми періодичної системи хімічних елементівТема 2. Хімічний зв’язок і будова речовини

Природа хімічного зв’язку. Електронегативність елементів. Ковалентний зв'язок, його утворення. Полярний і неполярний ковалентний зв’язок. Електронні формули молекул. Йони. Йонний зв’язок, його утворення.

Ступінь окиснення. Визначення ступеня окиснення елемента за хімічною формулою сполуки. Складання формули сполуки за відомими ступенями окиснення елементів.

Кристалічні ґратки. Атомні, молекулярні та

Учень/ученицяназиває: види хімічного зв’язку, типи кристалічних ґраток; наводить приклади: сполук із ковалентним (полярним і неполярним) та йонним хімічним зв’язком, атомними, молекулярними та йонними кристалічними ґратками; розрізняє: валентність і ступінь окиснення елемента; пояснює: утворення йонного, ковалентного (полярного і неполярного) зв'язків;характеризує: особливості ковалентного та йонного зв’язків, кристалічної будови речовин з різними видами хімічного зв'язку; обґрунтовує: природу хімічних зв'язків; фізичні властивості речовин залежно від їхньої будови;прогнозує: властивості речовин залежно від виду хімічного зв'язку і типу кристалічних ґраток; визначає: ступені окиснення елементів у сполуках за їх формулами, вид хімічного зв’язку в типових випадках, полярність ковалентного зв'язку; складає: електронні формули молекул, хімічні формули бінарних сполук за ступенями окиснення елементів; використовує: поняття електронегативності для характеристики хімічних зв'язків

8

йонні кристали. Залежність фізичних властивостей речовин від типів кристалічних ґратокДемонстрації4. Кристалічні ґратки різних типів.5. Речовини атомної, молекулярної та йонної будови.6. Фізичні властивості речовин атомної, молекулярної та йонної будови. Лабораторні досліди:1. Ознайомлення з фізичними властивостями речовин атомної,

молекулярної та йонної будови.Домашній експеримент:1. Дослідження фізичних властивостей речовин з різними типами

кристалічних ґраток: води, кухонної солі, піску.Навчальні проекти3. Залежність фізичних властивостей речовин від типів кристалічних граток.

9Тема 3. Кількість речовини. Розрахунки за хімічними формулами

Кількість речовини. Моль — одиниця кількості речовини. Число Авогадро.

Молярна маса.Закон Авогадро.

Молярний об’єм газів.

Відносна густина газів

Учень/ученицяназиває: одиницю вимірювання кількості речовини, молярний об’єм газів за нормальних умов, число Авогадро;пояснює: сутність фізичної величини кількість речовини; встановлює: взаємозв'язок між фізичними величинами (масою, молярною масою, об’ємом, молярним об’ємом, кількістю речовини); обчислює: число частинок (атомів, молекул, йонів) у певній кількості речовини, масі, об’ємі; молярну масу, масу і кількість речовини; об’єм даної маси або кількості речовини газу за нормальних умов; відносну густину газу за іншим газом

Розрахункові задачі1.Обчислення числа частинок (атомів, молекул, йонів) у певній кількості речовини, масі, об’ємі.2. Обчислення за хімічною формулою маси даної кількості речовини і кількості речовини за відомою масою.3. Обчислення об’єму певної маси або кількості речовини відомого газу за нормальних умов.4. Обчислення з використанням відносної густини газів

Тема 4. Основні класи

Учень:називає оксиди, основи, кислоти, амфотерні

9

неорганічних сполук

Класифікація неорганічних сполук, їхні склад і номенклатура.

Фізичні властивості оксидів. Хімічні властивості оснόвних, кислотних та амфотерних оксидів: взаємодія з водою, кислотами, лугами, іншими оксидами.

Фізичні властивості основ. Хімічні властивості лугів: дія на індикатори, взаємодія з кислотами, кислотними оксидами, солями. Реакція нейтралізації. Хімічні властивості нерозчинних основ: взаємодія з кислотами і розкладання внаслідок нагрівання. Заходи безпеки під час роботи з лугами.

Фізичні властивості кислот. Хімічні властивості кислот: дія на індикатори, взаємодія з металами, основними оксидами, основами,

гідроксиди, середні солі за сучасною науковою українською номенклатурою, індикатори (лакмус, метиловий оранжевий, фенолфталеїн, універсальний індикатор);описує поширеність представників основних класів неорганічних сполук у природі;наводить приклади оснόвних, кислотних і амфотерних оксидів, оксигеновмісних і безоксигенових, одно-, дво-, триосновних кислот, розчинних і нерозчинних основ, амфотерних гідроксидів, середніх солей;класифікує неорганічні сполуки за класами;розрізняє несолетворні (CO, N2O, NO, SiO) й солетворні оксиди (кислотні, основні, амфотерні), розчинні й нерозчинні основи, кислоти за складом (оксигеновмісні, безоксигенові) та основністю (одно-, дво-, триосновні), середні солі; реакції заміщення, обміну, нейтралізації;характеризує поняття амфотерності, фізичні та хімічні властивості оксидів, основ, кислот, солей, амфотерних гідроксидів;порівнює за хімічними властивостями основні, кислотні та амфотерні оксиди, луги і нерозчинні основи;встановлює генетичні зв’язки між простими і складними речовинами, основними класами неорганічних сполук;обґрунтовує залежність між складом, властивостями та застосуванням неорганічних речовин;прогнозує перебіг хімічних реакцій солей і кислот з металами, використовуючи ряд активності;складає хімічні формули оксидів, основ, кислот, середніх солей; рівняння реакцій, які характеризують хімічні властивості оснόвних, кислотних та амфотерних (Алюмінію, Цинку) оксидів (взаємодія з водою, кислотами, лугами, іншими оксидами (для алюміній і цинк оксидів у розчині та під час сплавляння), лугів (взаємодія з кислотними оксидами, кислотами та солями в розчині), нерозчинних основ (взаємодія з кислотами, розкладання під час нагрівання), кислот (взаємодія з металами, основними оксидами, основами та солями), середніх солей (взаємодія з металами, кислотами – хлоридною, сульфатною, нітратною, лугами, солями); способи

10

солями. Ряд активності металів. Реакції заміщення й обміну. Заходи безпеки під час роботи з кислотами.

Фізичні властивості середніх солей. Хімічні властивості середніх солей: взаємодія з металами, кислотами, лугами, іншими солями.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів (Алюмінію, Цинку): взаємодія з кислотами, лугами (в розчині, при сплавлянні).

Загальні способи добування оксидів, кислот, основ і середніх солей.

Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук.

Поширеність у природі та використання оксидів, кислот, основ і середніх солей. Вплив на довкілля

добування оксидів (взаємодія простих і складних речовин із киснем, розкладання нерозчинних основ, деяких кислот і солей під час нагрівання), лугів (взаємодія лужних і лужноземельних (крім магнію) металів із водою, оксидів лужних і лужноземельних елементів із водою) й нерозчинних основ (взаємодія солей із лугами), кислот (взаємодія кислотних оксидів із водою, неметалів із воднем, солей із кислотами), середніх солей (взаємодія кислот із металами, основних оксидів із кислотами, кислотних оксидів з лугами, лугів із кислотами, солей із кислотами, солей із лугами, кислотних оксидів з основними оксидами, солей із солями, солей із металами (реакції здійснюють у розчинах), металів із неметалами), амфотерних гідроксидів (Алюмінію, Цинку) (взаємодія солей із лугами);використовує сучасну українську номенклатуру основних класів неорганічних сполук; таблицю розчинності кислот, основ та солей для складання рівнянь хімічних реакцій; індикатори для виявлення кислот і лугів; обчислює за рівняннями хімічних реакцій масу, кількість речовини та об’єм газу (н. у.) за відомою масою, кількістю речовини, об’єму одного з реагентів чи продуктів реакції;планує експеримент, проводить його, описує спостереження, робить висновки;розв’язує експериментальні задачі;висловлює судження про значення хімічного експерименту як джерела знань; про вплив речовин на навколишнє середовище і здоров’я людини;оцінює значення найважливіших представників основних класів неорганічних сполук;дотримується запобіжних заходів під час роботи з кислотами і лугами

Розрахункові задачі5. Розрахунки за хімічними рівняннями маси, об'єму, кількості речовини реагентів та продуктів реакцій.Демонстрації7. Зразки оксидів.

11

8. Взаємодія кислотних і основних оксидів з водою.9. Зразки кислот.10.Хімічні властивості кислот.11.Зразки основ.12. Хімічні властивості лугів. 13. Добування і хімічні властивості нерозчинних основ. 14.Доведення амфотерності цинк гідроксиду.15.Таблиця розчинності кислот, основ, амфотерних гідроксидів та солей.16.Зразки солей.17.Хімічні властивості солей.18.Взаємодія кальцій оксиду з водою, дослідження добутого розчину індикатором, пропускання вуглекислого газу крізь розчин.19. Спалювання фосфору, розчинення добутого фосфор(\/) оксиду у теплій воді, дослідження розчину індикатором і нейтралізація лугом.Лабораторні досліди2.Дія водних розчинів лугів на індикатори.3. Взаємодія лугів з кислотами в розчині.4. Дія водних розчинів кислот на індикатори.5.Взаємодія хлоридної кислоти з металами.6. Взаємодія металів із солями у водному розчині.7.Взаємодія солей з лугами у водному розчині.8. Реакція обміну між солями в розчині.9. Розв’язування експериментальних задач.Практичні роботи1.Дослідження властивостей основних класів неорганічних сполук.2. Розв’язування експериментальних задач.Домашній експеримент3. Дія на сік буряка лимонного соку, розчину харчової соди, мильного розчину.Навчальні проекти 4. Сполуки основних класів у будівництві й побуті.5. Хімічний склад і використання мінералів.6. Вирощування кристалів солей.7. Вплив хімічних сполук на довкілля і здоров’я людини.

Орієнтовні об’єкти екскурсій. Краєзнавчий і мінералогічний музеї.

12

Календарно-тематичне планування

8 клас

№ Тема уроку Дата Примітка

Повторення основних питань курсу хімії 7

класу

3

1 Основні поняття хімії

2 Прості та складні речовини (кисень і вода)

3 Відносна молекулярна маса. Масова частка

елемента в складній речовині та масова частка

розчиненої речовини.

Періодичний закон і періодична система

хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова

атома

15

4 Короткі історичні відомості про способи

класифікації хімічних елементів

5 Поняття про лужні метали, інертні елементи,

галогени

6 Навчальний проект 1. З історії відкриття

періодичної системи хімічних елементів

7 Періодичний закон і періодична система хімічних

елементів Д. І. Менделєєва. Структура

періодичної системи

8 Навчальний проект 2. Форми періодичної

системи хімічних елементів. Життя і діяльність Д.

І. Менделєєва

9 Будова атома: ядро й електронні оболонки. Склад

атомних ядер (прортони і нейтрони). Протонне

число. Нуклонне число

13

10 Сучасне формулювання періодичного закону.

Ізотопи

11 Будова електронних оболонок атомів хімічних

елементів №1-20. Стан електронів у атомі.

Поняття про радіус атома

12 Енергетичні рівні та підрівні; їх заповнення

електронами в атомах хімічних елементів №1-20

13 Електронні та графічні електронні формули

атомів хімічних елементів № 1-20.

14 Періодична система хімічних елементів з позиції

теорії будови атома

15 Взаємозв'язок між розміщенням елементів у

періодичній системі та властивостями хімічних

елементів

16 Характеристика хімічних елементів №1-20 за

положенням у періодичній системі хімічних

елементів і будовою атома

17 Характеристика хімічних елементів за

положенням у періодичній системі хімічних

елементів і будовою атома

18 Контрольна робота по темі «Періодичний закон і

періодична система хімічних елементів Д. І.

Менделєєва. Будова атома»

Хімічний зв’язок і будова речовини 9

19 Електронна природа хімічного зв'язку. Поняття

про електронегативність

20 Ковалентний зв'язок, його види — полярний і

неполярний. Утворення ковалентного

неполярного й полярного видів зв'язку

21 Йонний зв'язок

14

22 Ковалентний полярний і неполярний зв'язок,

йонний зв'язок. Електронні формули молекул

речовин

23 Ступінь окиснення. Визначення ступеня

окиснення атомів елементів за хімічними

формулами сполук

24 Складання формул сполук за відомим ступенем

окиснення атомів елементів

25 Кристалічні ґратки. Атомні, молекулярні та йонні

кристали

26 Навчальний проект 3. Залежність фізичних

властивостей речовин від типів кристалічних

ґраток

27 Контрольна робота по темі «Хімічний зв'язок і

будова речовини»

Кількість речовини. Розрахунки за хімічними

формулами

9

28 Кількість речовини. Моль — одиниця кількості

речовини. Число Авогадро

29 Обчислення числа частинок (атомів,молекул,

йонів) у певній кількості речовини

30 Молярна маса

31 Обчислення за хімічними формулами молярної

маси й кількості речовини

32 Молярний об'єм газів. Обчислення об'єму газу за

нормальних умов

33 Відносна густина газів. Обчислення відносної

густини

34 Розрахунки за хімічними формулами

35 Розрахунки за хімічними формулами

15

36 Контрольна робота по темі «Кількість речовини.

Розрахунки за хімічними формулами»

Основні класи неорганічних сполук 25

37 Класифікація неорганічних сполук, їхній склад і

номенклатура.

38 Оксиди. Фізичні властивості оксидів.

39 Хімічні властивості оснόвних, кислотних та

амфотерних оксидів: взаємодія з водою,

кислотами, лугами, іншими оксидами.

40 Основи, їх склад і назви. Класифікація основ.

Фізичні властивості основ.

41 Хімічні властивості лугів: дія на індикатори,

взаємодія з кислотами, кислотними оксидами,

солями.

42 Реакція нейтралізації. Хімічні властивості

нерозчинних основ: взаємодія з кислотами і

розкладання внаслідок нагрівання. Заходи

безпеки під час роботи з лугами.

43 Класифікація кислот. Фізичні властивості кислот

44 Хімічні властивості кислот

45 Хімічні властивості кислот. Реакції заміщення й

обміну. Ряд активності металів.

46 Солі, їх склад і назви.Фізичні властивості

середніх солей

47 Хімічні властивості середніх солей: взаємодія

з металами, кислотами, лугами, іншими солями.

48 Поняття про амфотерні основи

49 Розрахунки за хімічними рівняннями маси,

об’єму, кількості речовини реагентів і продуктів

реакції

16

50 Практична робота № 1. Дослідження

властивостей основних класів неорганічних

сполук

51 Загальні способи одержання оксидів, основ,

кислот, солей

52 Загальні способи одержання оксидів, основ,

кислот, солей

53 Генетичний зв’язок між класами неорганічних

сполук

54 Генетичний зв’язок між класами неорганічних

сполук

55 Практична робота № 2 «Розв’язання

експериментальних задач»

56 Поширення оксидів, кислот, основ і середніх

солей у природі та їх використання

57 Поширення оксидів, кислот, основ і середніх

солей у природі та їх використання

58 Розв’язування задач. Самостыйна робота

59 Навчальний проект 4: Сполуки основних класів у

будівництві й побуті

60 Навчальний проект 5: Хімічний склад і

використання мінералів

61 Навчальний проект 6: Вирощування кристалів

солей

62 Навчальний проект 7: Вплив хімічних сполук на

довкілля і здоров’я людини

63 Узагальнення та систематизація знань з теми

“Основні класи неорганічних сполук”

64 Контрольна робота по темі «Основні класи

неорганічних сполук»

17

18

Повторення основних питань курсу хімії 7 класу

УРОК 1

Тема. Основні поняття хімії

Мета уроку: повторити хімічні поняття, що були розглянуті під час

вивчення хімії в 7 класі («речовина», «атом», «молекула», «іон», «хімічний

елемент», «відносна атомна й молекулярна маси», «прості та складні

речовини», «хімічна формула», «фізичні й хімічні явища», «хімічні

рівняння»).

Тип уроку: узагальнення й систематизація знань.

Форми роботи: фронтальна бесіда, групова робота.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва,

таблиця розчинності, опорні схеми.

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

II. Актуалізація опорних знань

У 7 класі ми познайомилися з основними хімічними поняттями й

термінами, якими користуються в хімії.

Фронтальна бесіда

— Назвіть, перелічіть ці поняття.

Учні з допомогою вчителя називають основні хімічні поняття.

(Речовина, чисті речовини й суміші, простіти складні речовини, атом,

молекула, хімічний елемент, хімічна формула, фізичні й хімічні явища,

хімічні реакції, рівняння хімічних реакцій та ін.)

III. Узагальнення й систематизація знань

Хімія — наука про _________________________, їх властивості,

перетворення та явища, що супроводжують ці перетворення.

Речовини — це те, із чого складаються

_________________________________.

Речовини, що існують у природі, постійно зазнають різних змін.19

Явища — різні ___________________________, що відбуваються з

речовинами.

Робота в парах з опорною схемою

Опорна схема «Основні поняття хімії»

Фізичні явища — це явища, що не супроводжуються перетвореннями

одних речовин на інші (зазвичай змінюється агрегатний стан речовин або

їхня форма).

_____________________ явища — це явища, у результаті яких з певних

речовин утворюються інші.

Хімічні явища називають ____________________________.

Кожна речовина має суворо визначені властивості.

Речовина —

_________________________________________________________.

Властивості речовин — це ознаки, що дозволяють відрізнити одні

речовини від інших або встановити подібність між ними.

Наведіть приклади:

______________________________

______________

______________________________

______________

______________________________

______________

______________________________

______________20

______________________________

______________

______________________________

______________

Усі речовини, що існують у природі, являють собою сукупність частинок

(атомів, молекул, іонів).

Кожна речовина залежно від умов (температури, тиску) може перебувати

в певному агрегатному стані.

_____________________________ — дрібна електронейтральна хімічно

неподільна частинка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра

й негативно зарядженої електронної оболонки.

Електрон — одна з елементарних частинок _________________________

зарядом.

Атомне ядро — центральна, позитивно заряджена частина атома, що

складається з нуклонів, зв'язаних між собою ядерними силами.

21

___________________________________ — вид атомів з певним зарядом

ядра.

Молекула — найменша частинка ______________________________, що

характеризується його хімічними властивостями.

Склад речовин молекулярної будови прийнято виражати з допомогою

хімічних формул.

Хімічна формула — умовний запис ______________________ з

допомогою хімічних символів та індексів.

Хімічне рівняння — _____________________________ хімічної реакції з

допомогою _________________________________.

IV. Підбиття підсумків уроку

22

Учні разом з учителем перевіряють правильність заповнення схем,

виправляють помилки. Учитель підбиває підсумки уроку, оцінює, заохочує

найбільш активних учнів.

V. Домашнє завдання

Повторити основні хімічні поняття.

23

УРОК 2

Тема. Прості та складні речовини (кисень і вода)

Мета уроку: повторити вивчені відомості про прості та складні речовини

на прикладі кисню та води, їх фізичні та хімічні властивості; удосконалювати

навички складання хімічних формул і рівнянь.

Тип уроку: узагальнення й систематизації знань.

Форми роботи: групова, індивідуальна.


картки із завданнями.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу

II. Перевірка домашнього завдання

Опитування по ланцюжку: учні відповідають на запитання з теми

«Основні поняття хімії» та ставлять своє питання наступному учневі.

III. Узагальнення й систематизація вивченого матеріалу

• На які групи можна поділити всі речовини? (На прості й складні)

• А на які групи можна поділити прості речовини? (На метали й неметали)

• За якою ознакою? (За фізичними й хімічними властивостями)

• Які прості та складні речовини вивчили в 7 класі? (Кисень і вода)

Групова робота

Учні об'єднуються в групи, одержують завдання, заповнюють опорну

схему.

Група 1

Оксиген

Хімічний символ — ___________________________

Відносна атомна маса Аr(О) =________________________________

Будова атома: +))24

Число протонів р ____________________________

Число електронів е- ________________________

Число нейтронів n ______________________________

Валентність ___________________________________

Група 2

Кисень

Тип речовини ________________________________

Має___________ будову.

Хімічна формула __________________________

Відносна молекулярна маса Мr(О) =__________________________

Фізичні властивості

Розчинність у воді_______________

Агрегатний стан __________________________

Колір ___________________________

Запах___________

Смак____________

Група 3

Способи одержання кисню

1. Лабораторні способи.

Розкладання оксигеновмісних речовин:

2. Промисловий спосіб:__________________________

Поширення в природі: __________________________

Група 4

Хімічні властивості кисню25

Взаємодія з неМе

Взаємодія з Me

Окиснення — це реакція взаємодії __________________________________

Горіння — це реакція _________________________, що супроводжується

виділенням ______________________ і ________________________.

Оксиди — складні речовини, що складаються з

___________________________ елементів, один з яких

______________________________.

Група 5

Вода

Тип речовини ____________

Має___________ будову.

Хімічна формула __________

Фізичні властивості

Агрегатний стан _________

Колір _________

Запах______

Смак________

Специфічні властивості_____________

Поширеність в природі__________________

Група 8

Хімічні властивості води

26

1. Взаємодія з оксидами металів

H2O + Na2O

H2O + BaO

2. Взаємодія з оксидами неметалів

H2O + SO3

H2O + CO2

Кислотні дощі — це ________________________________.

Значення води:_______________________________________.

Учні складають звіт про виконане завдання, по черзі коментують

допущені помилки. Учитель узагальнює відповіді, звертаючи особливу увагу

на способи одержання й хімічні властивості простих речовин.


Учитель підбиває підсумки уроку, оцінює роботу учнів.


Повторити матеріал про прості та складні речовини — кисень і вода.

Творче завдання. Навести свої приклади хімічних властивостей кисню й

води (по два-три рівняння реакцій).

27

УРОК 3

Тема. Відносна молекулярна маса. Масова частка елемента в

складній речовині та масова частка розчиненої речовини.

Мета уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів про відносну

молекулярну масу; узагальнити навички визначати відносну молекулярну

масу простих і складних речовин за їх формулами; систематизувати знання

учнів при визначенні масової частки елемента в складній речовині та масової

частки розчиненої речовини.


Форми роботи: фронтальна, групова, індивідуальна.




Форми роботи: самостійна, індивідуальна.



ХІД УРОКУ



Опитування по ланцюжку: учні відповідають на запитання з тем «Кисень»

та «Вода» та ставлять своє питання наступному учневі.


Завдання 1. Письмова самостійна робота в парах

Піраміда

28

Кожна пара одержує картку-завдання і повинна обчислити суму відносних

молекулярних мас. Завдання повторюються для можливості перехресної

перевірки.

Картка 1

Картка 2

Картка 3

Картка 4

Додаткове завдання. Розташуйте речовини в порядку зростання відносних

молекулярних мас.

Індивідуальна робота (біля дошки)

Завдання 2. Обчисліть масові частки елементів у молекулі вуглекислого

газу CO2.

29

Завдання 3. Масова частка Карбону в його сполуці з Оксигеном — 27,3 %.

Визначте формулу цієї сполуки, знаючи, що її відносна молекулярна маса —

44.

Завдання 4. Обчисліть масову частку розчиненої речовини в розчині,

одержаному в результаті змішування 30 г цукру і 120 г води.

Обчисліть, яку масу натрій хлориду й води необхідно взяти для

приготування 200 г розчину з масовою часткою розчиненої речовини 10 %.


Учитель підбиває підсумки уроку, оцінює роботу учнів.


Заповніть таблицю.

Обчисліть масову частку речовини в розчині, одержаному в результаті

змішування:

Завдання m(реч.), г m(води), г m(розч.), г ω, %

1 30 170

2 50 100

3 5 95

4 100 100

5 70 130

6 25 175

30

Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І.

Менделєєва. Будова атома

Урок № 4

Тема. Короткі історичні відомості про способи класифікації хімічних

елементів

Мета уроку: розкрити необхідність наукової класифікації хімічних

елементів і показати недосконалість перших спроб класифікації елементів;

розширити знання про хімічні елементи, характерні ознаки простих речовин,

утворених металами й неметалами.

Тип уроку: засвоєння нових знань.

Форми роботи: розповідь учителя, фронтальна евристична бесіда, робота з

навчальною літературою.


плакат «Приклади спроб класифікації хімічних елементів».

ХІД УРОКУ


Вступне слово вчителя:

Я рада Вас всіх бачити і сподіваюсь, що наш урок пройде в теплій, затишній

обстановці і Ви отримаєте багато нової корисної для Вас інформації.

Вчитель надає загальні відомості про місце досліджуваної теми в курсі хімії в

школі, оголошення теми, плану й основної мети уроку.


Фронтальна бесіда за основними поняттями хімії

• Як називається найменша неподільна частинка хімічного елемента, що

входить до складу молекул простих і складних речовин? (Атом)

• Що таке хімічний елемент? (Тип атомів, що характеризуються певною

сукупністю властивостей)

• Що таке молекули? (Це дрібні частинки, з яких складаються речовини та

які мають усі властивості цієї речовини)

Згадаймо класифікацію хімічних елементів і речовин.31

Гра «Хімічна мозаїка»

На дошці заздалегідь написані слова, з яких треба скласти схему класифікації

хімічних елементів і згадати їх фізичні властивості.

Метали, сірка, залізо, амфотерні елементи, срібло, блиск, крихкі, пластичні,

високі температури плавлення, не мають блиску, алюміній, не проводять

тепло і електрику, низькі температури плавлення, кисень, електро- і

теплопровідні, ковкі, цинк неметали.

Складаємо схему ( один учень біля дошки)

Коли схема готова, треба доповнити її прикладами і властивостями

відповідних груп елементів, тобто скласти мозаїку зі слів.

ІІІ. Мотивація навчальної діяльності.

Світ природи дуже різноманітний. Чи можемо ми визначити, скільки видів

рослин і тварин на нашій Землі. Їх дуже багато. Кожну рослину, кожну

тварину вивчити неможливо. Для цього не вистачить цілого життя. Але все ж

таки ми вивчаємо. Як? Аналізуючи ваші відповіді, я роблю висновок, що всі

рослини і тварини класифікують, систематизують, об’єднують у класи,

родини та інші групи на основі їх ознак. Достатньо вивчити детально один

вид ( наприклад голубів) і вже можна говорити про клас птахів і цілому. Так

само і в хімії. Ми не будемо вивчати кожен елемент окремо, а спробуємо

виявити спільне між ними, об’єднати, систематизувати, знайти

взаємозв’язки.

Запишемо тему уроку.

IV. Вивчення нового матеріалу

1. Вступне слово вчителя

32

Першими металами, на які людина звернула увагу, були самородні мідь і

золото. Люди бронзового століття довідалися про існування заліза — більш

твердого металу, ніж бронза. Важливу роль у розвитку хімії як науки

відіграли філософи Давньої Греції.

— Які елементи-стихії виділяли давні греки?

Давні греки вважали, що основними елементами є вода, земля, повітря й

вогонь. Кожен з елементів-стихій є носієм двох властивостей. Схема

Аристотеля передбачала чотири комбінації: вогонь — гарячий і сухий,

повітря — гаряче й вологе, земля — холодна й суха, вода — холодна й

волога.

За 300 р. до н. е. в Олександрії були відомі сім небесних тіл, що постійно

змінюють своє положення й тому названих «планетами» («мандрівними

зірками»), І відомі сім металів: золото, срібло, мідь, залізо, олово, свинець і

ртуть. Чому б не об'єднати їх у пари? Саме тоді золото почали співвідносити

із Сонцем, срібло — із Місяцем, мідь — із Венерою тощо.

У XVIII столітті були відкриті такі газоподібні елементи, як азот, водень,

кисень і хлор, і такі метали, як кобальт, платина, нікель, манган, вольфрам,

молібден, уран, титан і хром. До 70-х pp. позаминулого століття було вже

відомо понад 60 хімічних елементів. У хімії, як і в інших природничих

науках (ботаніка, зоологія), у міру накопичення фактів виникла необхідність

у їхній класифікації.

Спочатку вчені намагалися розділити всі хімічні елементи на дві групи —

метали й неметали.

— Які елементи називаються металами? неметалами?

В основу розподілу простих речовин були покладені як фізичні

властивості (металевий блиск, хороша електро- й теплопровідність для

металів і відсутність металевого блиску й відносно погана тепло- й

електропровідність для неметалів), так і хімічні (здатність утворювати: для

металів — переважно основні оксиди й відповідні їм гідроксиди — основи,

для неметалів — кислотні оксиди й відповідні їм гідроксиди — кислоти). 33

Неметали, на відміну від металів, утворюють із воднем леткі сполуки. Типові

метали в сполуках з Оксигеном проявляють низьку валентність (I, II, III), тоді

як типові неметали — високу (VII, VI, V, IV).

Під час вивчення найважливіших класів неорганічних сполук ми

з'ясували, що типові метали відрізняються від типових неметалів не лише за

фізичними, але й за хімічними властивостями.

Демонстрація дослідів

У склянку з водою додамо по краплі фенолфталеїну і вкинемо невеликий

шматочок натрію. Що спостерігаємо у склянках? Чому розчин змінив своє

забарвлення? Що є продуктом реакції?

Записуємо рівняння реакції.

Додамо до розчинів лугів хлоридної кислоти. Що спостерігаємо? Чому?

Запишемо рівняння реакції.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Типові метали, як, наприклад, кальцій Са, утворюють основні оксиди,

яким відповідають основи:

СаО + Н2O Са(ОН)2

— Доведіть, що кальцій оксид — основний оксид.

Неметали, наприклад сірка, утворюють кислотні оксиди, яким

відповідають кислоти:

SO3 + Н2O H2SO4

— Доведіть, що сульфур(ІV) оксид — кислотний оксид.

Метали реагують із кислотами, як правило, заміщуючи в них атоми

Гідрогену, з утворенням солей. Для неметалів реакція з кислотами не

характерна.

Згодом з'ясувалося, що класифікація хімічних елементів на метали й

неметали є неповною. Виявляється, існують хімічні елементи й відповідні їм

речовини, що проявляють двоїсту природу.

34

— Як називаються такі елементи та їхні сполуки?

Цинк гідроксид Zn(OH)2 має властивості основи (реагує з кислотами) і

кислоти (реагує з лугами), тобто має двоїсту природу.

— Доведіть амфотерність цинк гідроксиду.

Із сильною кислотою, наприклад із хлоридною, цинк гідроксид реагує як

основа:

Із сильною основою, наприклад з натрій гідроксидом, цинк гідроксид

реагує як кислота:

Такі ж двоїсті властивості характерні й для цинк оксиду:

Оксиди й гідроксиди, здатні реагувати й із кислотами, і з лугами,

називають амфотерними (від грецьк. амфотерос — «обидва», «той і інший»),

2. Поняття про групи подібних елементів

Учені-хіміки робили також спроби класифікувати хімічні елементи,

об'єднуючи їх в окремі групи відповідно до їхніх властивостей. Підчас

знайомства з киснем і залізом — простими речовинами, і складними

(основними класами неорганічних сполук — оксидами, основами, кислотами

й солями) ви вже зустрічалися з хімічними елементами, що утворюють

сполуки з подібними властивостями. Наприклад, метали в процесі взаємодії з

киснем утворюють основні оксиди, а неметали — кислотні оксиди.

— За якими ще ознаками можна об'єднати хімічні елементи та їхні

сполуки в групи?

• За валентністю;

• за розчинністю у воді;

• за агрегатним станом;

• за складом;

• за відношенням до повітря (кисню);35

• за температурами плавлення й кипіння тощо.

V. Узагальнення та систематизація знань.

1) Чому поділ хімічних елементів на двігрупи — метали і неметали —

є неточним і неповним? Наведіть приклади.

2) Напишіть у загальному вигляді формули оксидів і гідроксидів

металічних елементів: а) лужних; б) лужноземельних. Складіть рівняння

реакцій їх оксидів з водою.

3) В одну з природних групп об’єднані Оксисен, Сульфур, Селен, Телур.

Напишіть формули оксидів та гідроксидів цих елементів і вкажіть їхні назви.

4) Складіть рівняння утворення з простих речовин таких солей: натрій

хлориду, калій бромиду, кальцій хлориду, алюміній йодиду, ферум (ІІІ)

хлориду.

5) Складіть рівняння реакцій між речовинами: а) рубідієм і водою;

б) сульфатною кислотою і скандій гідроксидом; в) фосфатною кислотою

та цезій оксидом; г) рубідій оксидом і водою; д) цезієм і водою; е)стронцій

гідроксидом та нітратною кислотою.

VІ. Підбиттяпідсумків уроку.

Виставлення оцінок.

Учитель просить учнів визначити результати уроку. Чи отримані відповіді на

питання, що ставилися на початку уроку. Які нові знання набуті?

VІІ. Домашнє завдання

Опрацювати відповідний параграф підручника і відповісти на запитання.

Підготувати картки 20 хімічних елементів зазначивши символ хімічного

елементу, його відносну атомну масу, формули оксидів і гідроксидів та

валентність.( розмір сірникового коробка) (крім інертних елементів)

36

УРОК 5

Тема. Поняття про лужні метали, інертні елементи, галогени

Мета уроку: розширити знання учнів про хімічні елементи та їхні

властивості на прикладі природних родин хімічних елементів (лужні метали,

інертні елементи, галогени); розкрити залежність властивостей усередині

груп лужних металів і галогенів від порядкового номера елемента.


Форми роботи: розповідь учителя, робота з навчальними таблицями,

демонстраційний експеримент.


таблиця розчинності, ряд активності металів; для демонстрації:

кристалізатор, фільтрувальний папір, дистильована вода, ніж; розчини:

фенолфталеїн, металевий натрій, кальцій, магній, запаяна ампула з бромом,

ампула з кристалічним йодом.

ХІД УРОКУ


Прийом «Подаруйте усмішку…» (тим, хто сьогодні від самого ранку

поруч з вами).

ІІ. Актуалізація опорних знань.

Вправа «Що знаємо? Що хочемо дізнатися? Дізналися?»:

Що знаємо? Що хочемо дізнатися? Дізналися?

Деякі елементи мають

подібні властивості.

Лужні метали – це літій,

натрій, калій.

Інертні гази – гелій,

неон.

Чому їх об’єднують у

природні групи?

Що таке галогени?

Чи мають елементи у

природних групах

подібні властивості?


37

Той ряд елементів, які ви назвали до групи лужних металів, не є повний.

Лужними металами називають усю головну підгрупу І групи: літій, натрій,

калій, рубідій, цезій, францій. До групи інертних газів відносять усю головну

підгрупу VІІІ групи: гелій, неон, аргон, криптон і ксенон. Головну ж

підгрупу VІІ групи називають галогенами. Це фтор, хлор, бром, йод і астат.

Чому їх об’єднали у такі природні родини, - про це сьогодні на уроці.

ІV. Вивчення нового матеріалу.

1. Лужні метали

Лужні метали — це хімічні елементи з різко вираженими металевими

властивостями.

Англійський хімік Г. Деві під час електролізу лугу КОН відкрив новий

елемент, який він назвав потассіум, оскільки англійці називали КОН їдким

поташем. Деві кинув калій у воду й очікував, що метал має негайно

опуститися на дно. Але калій повівся інакше. З гучним шипінням цей метал

забігав по поверхні води. Потім пролунав оглушливий вибух, і над

потассіумом спалахнуло лілове полум’я. Так він і носився по воді, поки не

перетворився на їдкий луг.

Про цезій і рубідій, відкриті іншими вченими, писали, що це легкі

сріблясті метали, які так само, як літій і калій, загорялися на повітрі, бігали

по воді з полум’ям і тріском, навіть більш несамовито, ніж калій і натрій. Усі

лужні метали зберігають під шаром гасу. Солі Рубідію і Цезію не

відрізняються від звичайної кухонної солі. їдкий цезієвий луг та їдкий

рубідієвий луг були слизькими на дотик і мильними, подібно до їдкого натру

та їдкого калі.

Властивості лужних металів

Характерист

икиЛітій

Натрі

йКалій

Рубіді

йЦезій

Фра

нцій

Символ Li Na К Rb Cs Fr

Атомна маса 6,94 22,99 39,10 85,47 132,91 [223]

Порядковий 3 11 19 37 55 8738

номер

Валентність І І І І І І

Радіус

атома, нм0,156 0,192 0,238 0,251 0,271

Густина,

г/см30,53 0,97 0,86 1,52 1,87

Температура

плавлення, °С179 97,8 6305 39 28,5


кипіння, °С1 340 883 760 696 708

Агрегатний

стан (Н. у.)

Тверди

й

Тверд

ий

Тверди

й

Тверд

ий

Тверди

й

Твер

дий

Колір

полум’я

Червон

о-

коричнев

ий

Жовт

ий

Фіолето

вий

Черво

ний

Фіолето

вий

Якою є типова валентність для всіх лужних металів?

Li, Na, К, Rb, Cs, Fr — валентність I.

Фізичні властивості: дуже м'які метали, легко ріжуться ножем, металевий

блиск, гарна електро- й теплопровідність, незначна густина (легші за воду).

У ряді Li, Na, К, Rb, Cs, Fr tкип ° tплавл ° зменшуються (зі збільшенням

атомної маси), густина збільшується, активність підвищується (щодо кисню й

води).

Li, Na, К загоряються на повітрі лише за нагрівання, а метали з більшою

атомною масою без нагрівання:

4Li + O2 2LiO2

З водою літій реагує повільно, натрій значно швидше, а калій так швидко

й виділяє стільки тепла, що водень, виділяючись, загоряється.

39

Демонстрація 13. Взаємодія натрію, кальцію, магнію з водою

У перший підготовлений заздалегідь кристалізатор з дистильованою

водою акуратно додаємо пінцетом маленький шматочок магнію. Що

спостерігаємо? Видимих змін немає.

У другий кристалізатор кладемо шматочок кальцію. Що спостерігаємо?

Шматочок кальцію повільно розчиняється у воді.

У третій кристалізатор — шматочок натрію. Що спостерігаємо? Натрій

швидко розчиняється у воді та згоряє жовтуватим полум'ям.

Тепер у всі три кристалізатори додаємо по дві-три краплі фенолфталеїну.

Про що свідчить зміну забарвлення розчину? Середовище в кристалізаторі

лужне. Запишемо на дошці рівняння реакцій:

2. Галогени

Галогени — типові неметали, у періодичній системі розташовані в VII

групі головної підгрупи. їх назва походить від слів галос — «сіль» і ген —

«той, що народжує».

Назвіть їх.

F, Cl, Br, I, At

Учні одержують для роботи таблицю із властивостями галогенів.

Властивості галогенів

Характеристики Флуор Хлор Бром ІодА

стат

Символ F Сl Вr І At

Атомна маса 19,00 35,45 79,90 126,90[2

10]

Порядковий номер 9 17 35 53 85

Валентність І І І І І

Радіус атома, нм 0,071 0,099 0,114 0,133 40

Густина, г/см3 1,11 1,56 3,12 4,94


плавлення, °С-220 -101 -7 114


кипіння, °С-188 -34 59 186

Агрегатний стан (н.

у.)Газ Газ

Ріди

на

Тверди

й

КолірЗеленкув

ато-жовтий

Жовто-

зеленкувати

й

Черв

оно -

бурий

Темно-

фіолетови

й

Флуор — газ ясно-зеленого кольору, дуже отруйний. Багато вчених, які

працюють із ним, постраждали від цього. Найбільш активний неметал (у

флуорі навіть вода горить), реагує з воднем за значного охолодження в

темряві.

Хлор — важкий газ зеленого кольору з різким запахом, отруйний, за

звичайних умов реагує з воднем дуже повільно, а за температури або на

світлі — з вибухом:

Н2 + Сl2 2НСl

Бром — важка темно-коричнева рідина, дуже активний неметал, але менш

активний, ніж хлор. З воднем реагує виключно за нагрівання.

Іод — темно-фіолетові кристали, активний неметал, найменш активний у

ряді галогенів, реакція з воднем навіть за нагрівання оборотна.

Флуор, Хлор, Бром, Іод — представники родини подібних за

властивостями елементів, які називають галогенами. Типова валентність — І.

У ряді: F, Cl, Br, I, At tкип ° tплавл ° збільшуються, активність

зменшується (найбільш активний — Флуор).

Запишемо кілька рівнянь, що характеризують хімічні властивості

галогенів.41

3. Інертні елементи

Інертні елементи — це елементи головної підгрупи VIII групи періодичної

системи. Назвіть їх.

Не, Ne, Аr, Кr, Хе, Rn

Розповідь учителя

У 1868 році француз Жансе й англієць Лок'єр під час вивчення сонячних

протуберанців відкрили спектр нового хімічного елемента, що не належав

жодному з відомих на земній кулі. «Небесний» елемент назвали Гелієм.

Через 25 років Релей виявив у звичайному повітрі домішок, який не вступав у

хімічні реакції. Цей елемент назвали Аргон («ледачий»).

Незабаром Гелій був виявлений у мінералах, що містять Уран і Торій.

Гелій виявився найлегшим після водню газом.

У 1897 році англієць Рамзай передбачив існування ще однієї газоподібної

речовини, що мала перебувати між Гелієм і Аргоном. Це виявився відкритий

у 1898 році Неон. А потім у короткий строк Рамзай та його співробітник

Траверс виявили в земній атмосфері ще два елементи — Криптон

(«таємний») і Ксенон («прихований»).

До складу повітря, крім кисню й азоту, входять ще п'ять газоподібних

простих речовин: гелій Не, неон Me, аргон Аr, криптон Кr, ксенон Хе.

Тривалий час не вдавалося одержати сполуки цих елементів. їх назвали

інертними газами.

Інертні гази Інертні гази

Не Ne Аr Кr Хе Rn

Безбарвні гази без запаху і смаку, помірно розчинні у воді, за значного

охолодження переходять у рідкий і твердий стани.

Густина, tкип

42

°tплавл °

збільшуються

Хімічні сполуки Не та Ne не відомі, тому їх називають інертними, у той

час як Кr і Хе утворюють хімічні сполуки. Аr, Кr і Хе утворюють також

клатрати.

З кожним роком розширюється сфера застосування інертних газів.

Легкість і негорючість гелію використовують для заповнення ним повітряних

куль і дирижаблів. В інертному середовищі аргону здійснюють

електрозварювання металів, що легко окислюються. Неоном, аргоном,

криптоном і ксеноном заповнюють електричні лампочки. Суміш гелію з

киснем застосовують для дихання під час підводних робіт. Якщо крізь

розріджені інертні гази пропускати електричний струм, то вони

випромінюють світло різного забарвлення. Наприклад, аргон дає синє

світіння, неон — червоне, тому їх використовують для світлових реклам і в

маяках.

ІV. Узагальнення та систематизація знань.

1. «Мікрофон»: Чому деякі хімічні елементи об'єднали у природні групи?Чи

можна піддати сумнівам інформацію про однакові властивості окремих груп

елементів?

2. Завершення вправи «Що знаємо? Що хочемо дізнатися? Дізналися?»:

Що знаємо? Що хочемо дізнатися? Дізналися?

43

Деякі елементи мають

подібні властивості.

Лужні метали – це літій,

натрій, калій.

Інертні гази – гелій,

неон.

Чому їх об’єднують у

природні групи?

Що таке галогени?

Чи мають елементи у

природних групах

подібні властивості?

Властивості лужних

металів, інертних газів

та галогенів.

Визначили залежність

властивостей від будови

атомів.

V. Підбиття підсумків уроку

Що нового ви дізналися сьогодні на уроці?

Які природні родини хімічних елементів ви вивчили?

Чим відрізняються ці три родини?

Учитель узагальнює відповіді учнів, відзначає, що така класифікація

хімічних елементів не є універсальною. Спроби класифікації хімічних

елементів тривали багато років аж до відкриття періодичної системи

хімічних елементів Д. І. Менделєєвим у 1869 році.

Наступний урок ми проведемо у формі проекту по темі «З історії

відкриття періодичної системи хімічних елементів». Ви повинні підготувати

проект, включаючи в нього таку інформацію:

1) «Правило тріад» німецького хіміка Й. В. Деберейнера.

2) «Гвинтовий графік» французького геолога О. Е. Шанкуртуа.

3) «Хвильовий графік» німецького хіміка Ю. Л. Мейєра.

4) Класифікація елементів американського хіміка Дж. Ньюлендса.

5) Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

VІ. Домашнє завдання

Підготуватися до уроку-проекту

44

Опорна схема «Лужні метали»

Опорна схема «Галогени»

Лужні метали

45

Галогени

Інертні гази

46

УРОК 6

Тема. З історії відкриття періодичної системи хімічних елементів

Мета уроку: ознайомити учнів з історією відкриття періодичної системи

хімічних елементів Д. І. Менделєєвим; розкрити роль російського хіміка Д. І.

Менделєєва у створенні універсальної класифікації хімічних елементів —

періодичної системи; розширити знання про хімічні елементи, історію їх

відкриття.

Тип уроку: урок- проект


саморобні таблиці класифікації хімічних елементів.

ХІД УРОКУ


Учні записують тему проекту

Учитель. А зараз ви запишете тези уроку-проекту.

1) «Правило тріад» німецького хіміка Й. В. Деберейнера.

2) «Гвинтовий графік» французького геолога О. Е. Шанкуртуа.

47

3) «Хвильовий графік» німецького хіміка Ю. Л. Мейєра.

4) Класифікація елементів американського хіміка Дж. Ньюлендса.

5) Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

ІІ. Інтерактивна вправа - центральна частина заняття

1. Вступне слово вчителя

Не всі елементи укладалися в природні родини, тому класифікація

елементів залишалася актуальною. Багато хіміків: німецькі вчені Й.

Деберейнер і Ю. Мейєр, англієць Дж. Ньюлендс, француз О. Шанкуртуа та

інші, пропонували різні варіанти класифікації хімічних елементів. Учні

заздалегідь одержали завдання підготувати повідомлення про спроби

класифікації хімічних елементів.

Надаємо слово першому учаснику проекту.

2. «Правило тріад» німецького хіміка Й. В. Деберейнера

Першим, кому вдалося відстежити певний порядок, був німецький хімік

Йоганн Вольфганг Деберейнер (1780—1849). У 1829 p., вивчаючи

властивості Брому, учений виявив, що цей елемент за своїми властивостями

посідає проміжне положення між Хлором та Іодом. У ряді Хлор — Бром —

Іод спостерігалася не лише поступова зміна кольору та реакційної здатності,

але й поступова зміна атомної маси. Випадковий збіг?

Деберейнер продовжив пошуки та знайшов ще дві групи з трьох елементів

(він назвав їх тріадами), в яких також спостерігалася поступова зміна

властивостей. Цими групами були Кальцій, Стронцій, Барій і Сульфур,

Селен, Телур. В обох групах атомна маса середнього елемента приблизно

дорівнює середньому арифметичному атомних мас двох інших елементів.

Знову збіг?

Деберейнер намагався знайти інші такі тріади, але безуспішно. Оскільки

розбити п’ятдесят шість відомих елементів на тріади не вдалося, хіміки

дійшли висновку, що тріади Деберейнера — явище випадкове. Навіть більше,

відповідність у зміні атомних мас і хімічних властивостей елементів у

48

тріадах Деберейнера не справило ніякого враження на хіміків. У першій

половині XIX ст. хіміки взагалі недооцінювали значення атомних мас.

Надаємо слово для доповіді другому учаснику проекту.

3. Класифікація елементів американського хіміка Дж. Ньюлендса

Ньюлендс (1837—1898) розташував відомі елементи в порядку зростання

атомних мас. Склавши такий перелік елементів, він виявив, що в отриманому

ряді можна виявити певну закономірність у зміні властивостей елементів.

Коли Ньюлендс розташував елементи вертикальними стовпцями по сім

елементів у стовпці, то з’ясувалося, що подібні елементи, як правило,

потрапляють у ті самі горизонтальні ряди. Так, Калій розташовується слідом

за дуже схожим на нього Натрієм, Селен опиняється в одному ряду зі схожим

на нього Сульфуром, Кальцій — поряд зі схожим на нього Магнієм і т. д.

Справді, у відповідному ряду можна було знайти кожну із трьох тріад

Деберейнера.

Ньюлендс назвав відкриту ним закономірність законом октав, тому що

кожен восьмий елемент мав властивості, подібні до властивостей перших,

дев’ятий — другого тощо. (У музичній октаві сім нот, восьма нота починає

нову октаву.) На жаль, крім рядів, що містять подібні елементи, у таблиці

були ряди із зовсім несхожими елементами. Тому решта хіміків вирішила, що

такий збіг випадковий, і поставилися до відкриття Ньюлендса як до факту,

що не заслуговує на увагу.

Третій учасник проекту представляє нам доповідь про роботу О. Е.

Шанкуртуа.

4. «Гвинтовий графік» французького геолога О. Е. Шанкуртуа

Двома роками раніше французький геолог Олександр Еміль Бегюйе де

Шанкуртуа (1820—1886) також розташував елементи в порядку зростання

атомних мас і відзначив їх на так званому «гвинтовому» графіку. І в цьому

випадку спостерігалася та сама тенденція: подібні елементи потрапляли у

вертикальні стовпці. Публікуючи своє повідомлення, Шанкуртуа не

49

супроводив його побудованим ним графіком, і його робота також залишилася

непоміченою.

П’ятий учасник підготував нам повідомлення про роботу Ю. Л. Мейєра.

5. «Хвильовий графік» німецького хіміка Ю. Л. Мейєра

Більш щасливим виявився німецький хімік Юліус Лотар Мейєр (1830—

1895). Графічна залежність атомних об’ємів елементів від їхніх атомнихмас

виражається у вигляді низки хвиль, що підносяться гострими піками в

точках, які відповідають лужним металам (натрію, калію, рубідію і цезію).

Кожний спуск і підйом до піка відповідає періоду в таблиці елементів. У

кожному періоді значення деяких фізичних характеристик, крім атомного

об'єму, також закономірно спочатку зменшуються, а потім зростають.

Гідроген — елемент із найменшою атомною масою — стояв у списку

елементів першим. У той час було прийнято вважати, що перший період

включає лише один елемент. (У сучасних таблицях перший період включає

два елементи — Гідроген і Гелій.) Другий і третій періоди графіка Мейєра

включали кожен по сім елементів. Ці періоди дублювали октави Ньюлендса.

Однак у наступних двох періодах кількість елементів перевищувала сім. У

такий спосіб Мейєр показав, у чому помилка Ньюлендса. Закон октав не міг

суворо виконуватися для всього списку елементів, останні періоди мали бути

довші за перші.

Учитель. Ми впритул підійшли до досліджень Д. І. Менделєєва.

Такі вчені, як Дж. Ньюлендс і Ю. Л. Мейєр, близько підійшли до

відкриття періодичного закону, помітивши залежність властивостей

елементів від їхніх атомних мас, але не зуміли піднятися від

спостережуваних ними фактів до сміливих узагальнень. Закон, що об'єднує

всі знання про хімічні елементи в струнку природну систему, був відкритий

російським ученим Д. І. Менделєєвим.

Слово надається групі учнів, які розкажуть нам про відкриття

періодичного закону Д. І. Менделєєвим.

6. Періодична система Д. І. Менделєєва50

Д. І. Менделєєв виходив з переконання, що в основу класифікації має бути

покладена фундаментальна кількісна характеристика елементів — атомна

маса, від якої «має залежати решта властивостей». Але виявити цю

залежність було вкрай важко з двох причин: по-перше, далеко не всі хімічні

елементи були відомі до початку роботи Д. І. Менделєєва; по-друге, атомні

маси деяких елементів були встановлені неточно і їх формальне зіставлення

призводило до непорозумінь.

На відміну від усіх своїх попередників, російський учений зіставив між

собою подібні елементи, розташувавши всі відомі елементи в порядку

зростання атомних мас. Нижче наведені перші 14 елементів цієї

послідовності:

Li — Be — В — С — N — О — F — Na — Mg — Al — Si — Р — S — Cl

Під час переходу від Літію Li до Флуору F відбувається закономірне

ослаблення металічних властивостей і посилення неметалічних з одночасним

підвищенням валентності. Перехід від Флуору F до наступного за значенням

атомної маси елементу натрію Naсупроводжується стрибкоподібною зміною

властивостей і валентності, причому Натрій багато в чому повторює

властивості Літію, будучи типовим одновалентним металом, хоча й більш

активним. Наступний за Натрієм Магній Mgбагато в чому подібний до

Берилію Be (обидва двовалентні, виявляють металічні властивості, але

хімічна активність обох виражена слабше, ніжу пари Li — Na). Алюміній Аl,

що йде за Магнієм, нагадує бор В (валентність дорівнює 3). Як близькі

родичі, схожі один на одного Силіцій Si та Карбон С, Фосфор Р і Нітроген N,

Сульфур S і Оксиген О, Хлор СІ і Флуор Р Підчас переходу до наступного за

Хлором у послідовності збільшення атомної маси елемента Калію К знову

відбувається стрибок у зміні валентності й хімічних властивостей. Калій,

подібно до Літію й Натрію, відкриває ряд елементів (третій за рахунком),

представники якого виявляють глибоку аналогію з елементами перших двох

рядів.

51

Отже, у природному ряді елементів (тобто елементів, розташованих у

порядку зростання атомної маси) їхні хімічні властивості змінюються не

монотонно, а періодично. Закономірна зміна властивостей елементів у межах

одного відрізка природного ряду (Li — Р) повторюються і в

інших(Na — Cl, К — Вr). Інакше кажучи, подібні в хімічному відношенні

елементи зустрічаються в природному ряді через правильні інтервали й,

отже, повторюються періодично.

7. Заключне слово вчителя

Ця чудова закономірність, виявлена Д. І. Менделєєвим і названа ним

законом періодичності, була сформульована так:

Властивості простих тіл, а також форма і властивості сполук елементів

перебувають у періодичній залежності від величини атомних мас елементів.

Відкритий закон періодичності Д. І. Менделєєв використав для створення

періодичної системи елементів. «Днем народження» системи Д. І.

Менделєєва зазвичай вважають 18 лютого 1869 p., коли був складений

перший варіант таблиці. У цій таблиці 63 відомих Д. І. Менделєєву елементи

були розташовані в порядку зростання атомних мас. Це розташування

відбивало також періодичність зміни властивостей елементів. У таблиці були

залишені порожні місця для чотирьох ще не відкритих елементів з атомними

масами 45, 68, 70 і 180. Існування їх було передвіщено Д. І. Менделєєвим.

Закон періодичності й періодична система елементів відіграли важливу

конструктивну роль у перевірці й уточненні властивостей багатьох

елементів. Однак справжній тріумф періодичної системи Д. І. Менделєєва

був пов’язаний з відкриттям передбачених ним елементів.

IІІ. Підбиття підсумків уроку

Складання опорного конспекту

Спроби впорядкувати, класифікувати елементи відповідно до їх

властивостей.

Деберейнер — виділив тріади елементів. Середній має середні (проміжні)

властивості.52

Ньюлендс — повторюваність властивостей через сім елементів — октави.

Шанкуртуа — «гвинтовий» графік.

Мейєр — графічна залежність атомних об'ємів елементів від їхніх

атомних мас виражається у вигляді низки хвиль, що підносяться гострими

піками в точках, що відповідають лужним металам.

Д. І. Менделєєв поклав у основу класифікації атомну масу:



Для складання таблиці Менделєєв (на відміну від попередників):

1) змінив атомні маси ряду елементів;

2) під час визначення положення елементів керувався в першу чергу

хімічними властивостями;

3) для деяких елементів, що ще не були відкриті, залишив порожні

клітинки — під Si — Екасиліцій (Ge);

4) передбачив наявність великих періодів.

IV. Домашнє завдання

Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на запитання.

«Правило тріад» німецького хіміка Й. В. Деберейнера.

53

«Гвинтовий графік» французького геолога О. Е. Шанкуртуа.

«Хвильовий графік» німецького хіміка Ю. Л. Мейєра

54

Класифікація елементів американського хіміка Дж. Ньюлендса.

УРОК 7

Тема. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.

І. Менделєєва. Структура періодичної системи

Мета уроку: ознайомити учнів зі структурою Періодичної системи

хімічних елементів Д. І. Менделєєва (малі й великі періоди, групи й

підгрупи), з довгою й короткою формою періодичної системи хімічних

елементів; продовжити формування уявлень учнів про періодичну зміну

55

властивостей хімічних елементів, виходячи з їх положення в періодичній

системі; показати загальну залежність і розвиток неорганічної природи;

продовжити формування знань про загальні закони природи.


Форми роботи: розповідь учителя, індивідуальна робота з періодичною

системою хімічних елементів, фронтальна робота з періодичною системою,

демонстрація.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва

(коротка і довгоперіодна форми).

ХІД УРОКУ

I. Організаційний етап.

Вправа на концентрацію уваги: підберіть слова, які на вашу думку повязані

із словом "відкриття" (наполегливість, праця, геніальність, інтелекттощо)

II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань

Завдання класу

(Четверо учнів працюють біля дошки.)

1. Дати порівняльну характеристику лужних металів.

2. Дати порівняльну характеристику галогенів.

3. Здійснити перетворення:


• Які вчені вдавалися до спроб класифікувати хімічні елементи?

• Як змінюється валентність у вищому оксиді в елементів:

♦ від Li до С;

♦ від Na до СІ?56

• Як змінюється характер оксидів цих елементів?

Висновок. Властивості елементів та їхніх сполук повторюються.

Періодична залежність означає, що властивості елементів повторюються.

• Яку властивість атомів поклав в основу класифікації Д. І. Менделєєв?

• Як Д. І. Менделєєв сформулював періодичний закон?




В історії розвитку людських знань немало подвигів. Але лише деякі з них

можна порівняти з тим, що було зроблено Д.І. Менделєєвим. Велич

наукового подвигу Менделеева не тільки не стирається часом,але продовжує

рости! Ніхто не може сказати, чи буде коли-небудь вичерпаний до кінця весь

зміст Періодичного закону. Чіткість таблиці Менделєєва приховує від нас

гігантську роботу вченого по створенню всього, що було відомо до нього про

перетворення речовин; роботу, завдяки якій стала здійсненною велика

інтуїтивна здогадка про існування нового закону-Закону періодичності

властивостей хімічних, елементів.

Поет В. Орел пише:

Знаходились великі вчені,

Науку рухали вперед.

Та ось на світ з’явився геній

І головний відкрив секрет

Він працював для Батьківщини,

Життя не шкодував свого.

Був Менделєєв справжнім сином

Росії й людства усього.

Узяв з минулого найкраще,

В майбутнє сміло зазирнув

І розум його роботящий

Багато в світі осягнув.57

Відкрив закон періодичний,

Що став для хіміків взірцем.

Закон, що буде жити вічно,

Бо вічний рух в собі несе!

IV . Вивчення нового матеріалу

Спробуємо з'ясувати, що із цього вийшло, у чому суть відкриття Д. І.

Менделєєва. Розглянемо таблицю сучасної Періодичної системи хімічних

елементів Д. І. Менделєєва.

Горизонтальні ряди елементів, у межах яких властивості елементів

змінюються послідовно (наприклад, ряд з восьми елементів від Літію до

Неону або від Натрію до Аргону), Д. І. Менделєєв назвав періодами.

Періоди бувають великі й малі. Малі періоди складаються з одного ряду

(1, 2, 3); великі періоди — з двох рядів (4, 5, 6).

Група — це вертикальний ряд подібних за властивостями елементів.

Група поділяється на підгрупи: головну й побічну. Головна підгрупа містить

елементи й малих, і великих періодів, побічна — елементи виключно великих

періодів.

Завдання для закріплення

1) Де в періодичній системі розташований елемент № 20? Складіть

формулу його оксиду. (СаО, — II група, 4 період)

2) Назвіть елементи:

а) 4 період, IV група, головна підгрупа; (Ge)

б) 5 період, III група, побічна підгрупа. (Y)

• Як змінюються металічні й неметалічні властивості елементів і характер

їх оксидів у малих періодах?

У всіх періодах зі збільшенням відносних атомних мас (зліва направо)

спостерігається ослаблення металічних і посилення неметалічних

властивостей. У великих періодах металічні властивості елементів

ослабляються зі зростанням порядкового номера повільніше, ніж у малих

періодах, тому в парних рядах розташовані метали.58

• Як змінюються металічні властивості лужних металів і неметалічні

властивості галогенів залежно від відносної атомної маси?

У головних підгрупах (згори вниз) зі збільшенням відносних атомних мас

посилюються металічні властивості елементів і слабшають неметалічні.

• Як змінюється максимальна валентність елементів у вищому оксиді?

Вища валентність елементів у сполуках з Оксигеном (за деякими винятками)

відповідає номеру групи. Елементи побічних підгруп можуть виявляти й

іншу валентність. Наприклад, Купрум — елемент І групи побічної підгрупи

— утворює оксид Сu2O. Однак найпоширенішими є сполуки двовалентного

Купруму (Au(+3), F(—1), 0(—2), N(+4) та ін.).

• Як змінюється валентність елементів неметалів у сполуках з Гідрогеном?

Елементи головних підгруп IV—VII груп утворюють також леткі сполуки

з Гідрогеном. Валентність елементів у сполуках з Гідрогеном визначається

різницею між числом 8 і номером групи.

Завдання для закріплення

3) Складіть формулу вищого оксиду й укажіть його характер для

елементів № 23, 30, 34. (V2O3(основний), ZnO (амфотерний),

SeO3 (кислотний))

4) Складіть формули летких сполук із Гідрогеном для елементів № 15,35.

(РН3, НВr)

5) Назвіть елементи 5 періоду, які мають формулу вищого

оксиду R2O3. (Y, In)

6) Назвіть елемент 3 періоду, що має формулу сполуки з

Гідрогеном H3R. (Р)

59

7) Назвіть елемент, розташований у V групі, відносна молекулярна маса

вищого оксиду якого дорівнює 108. (N)

8) Назвіть елемент, розташований у IV групі, відносна молекулярна маса

сполуки якого з Гідрогеном дорівнює 32. (Si)

V. Узагальнення тасистематизаціязнань(самостійна робота).

Учні індивідуально письмово за варіантами працюють із періодичною

системою, після закінчення часу обмінюються варіантами з метою

взаємоперевірки.

Варіант І

1. Назвіть елемент 4 періоду, VI групи головної підгрупи.

2. Складіть формулу вищого оксиду елемента № 32.

3. Назвіть елемент 4 періоду, що має формулу сполуки з Гідрогеном HR.

4. Назвіть елемент, розташований у II групі, відносна молекулярна маса

гідроксиду якого дорівнює 58.

Варіант II

1. Де в періодичній системі розташований елемент № 26?

2. Складіть формулу леткої сполуки з Гідрогеном для елемента № 8.

3. Назвіть елемент 5 періоду, що має формулу вищого оксиду RO3.

4. Назвіть елемент, розташований у IV групі, відносна молекулярна маса

сполуки з Гідрогеном якого — 211.

Варіант III

1. Назвіть найактивніший метал 4 періоду.


3. Назвіть елемент 5 періоду, що має формулу сполуки з Гідрогеном HR.

4. Назвіть елемент, розташований у III групі, відносна молекулярна маса

вищого оксиду якого дорівнює 102.

Варіант IV

1. Назвіть найактивніший метал IV групи головної підгрупи.

2. Складіть формулу леткої сполуки з Гідрогеном для елемента № 33.60

3. Назвіть елемент 5 періоду, що має формулу вищого оксиду R2O7.

4. Назвіть елемент, розташований у І групі, відносна молекулярна маса

гідроксиду якого дорівнює 40.

Варіант V

1. Назвіть найактивніший неметал 5 періоду.


3. Назвіть елемент 2 періоду, що має формулу сполуки з Гідрогеном RH4.

4. Назвіть елемент, розташований у IV групі, відносна молекулярна маса


Варіант VI

1. Назвіть найактивніший неметал V групи головної підгрупи.

2. Складіть формулу леткої сполуки з Гідрогеном для елемента № 9.

3. Назвіть елемент 3 періоду, що має формулу вищого оксиду RO.

4. Назвіть елемент, розташований у III групі, відносна молекулярна маса


VI. Підбиття підсумків уроку.



Творче завдання. Підготуватися до проекту.

61

Урок 8

Тема: Форми періодичної системи хімічних елементів. Життя і

діяльність Д. І. Менделєєва

Мета уроку: ознайомити дітей з цікавими фактами життя й науковою діяль-

ністю російського вченого-хіміка Д. І. Менделєєва; показати його роль у

створенні універсальної класифікації хімічних елементів періодичної

системи та інших наукових відкриттів XIXст.; сприяти зацікавленості до

хімії, її наукових надбань.

Обладнання:: електронно-періодична система хімічних елементів. Комп'ютер

з диском, програмно-методичний комплекс «Таблиця Менделєєва»; плакати-

проекти; дидактичні картки з домашнім завданням; виставка літератури,

використаної під час підготовки проектів.


ХІД УРОКУ

І. Повідомлення теми і мети уроку, мотивація навчальної діяльності

Доброго дня! Прошу сідати. Згадаємо щось приємне, посміхнемося і почнемо

наш урок.

Учитель. Ми живемо у ХХІ сторіччі - це нова цікава епоха, коли починають

перетворюватись у дійсність найсміливіші ідеї. Усі досягнення науки стали

можливими завдяки великій праці вчених, серед яких ми називаємо ім'я

одного з найвидатніших корифеїв науки Д. І. Менделєєва.

Отже, тема сьогоднішнього уроку ... (учні записують у робочих зошитах тему

уроку).

Завдання уроку: більш докладно ознайомитися з періодами життя та наукової

діяльності Д. І. Менделєєва. Усвідомити суть відкриття та значення для

класифікації хімічних елементів закону природи - періодичності.

Тези проекту


62

1.Дитинство та роки навчання Д. І. Менделєєва.

2.Захист магістерської дисертації. Педагогічна діяльність.

3.Наукова та громадська діяльність.

4.Відкриття та форми періодичної системи. Значення періодичного закону.

5. Значення періодичного закону.

Учитель. До кожного пункту ви маєте вписати найважливіші факти із

захисту проекту координатором і повідомлень членів проекту.

Запрошуємо координатора першої групи для представлення свого проекту.

Координатор І групи. Завдання нашої частини спільного проекту -

пошукова робота над інформацією про дитячі роки та навчання Д. І.

Менделєєва.

Мати Марія Дмитрівна та батько Іван Павлович, портрети яких ви бачите,

обоє вихідці із сімей російської інтелігенції.

Символічне зображення села - це розповідь про те, що дитячі роки Дмитра

Менделєєва пройшли серед розкішної сільської природи.

Ці зображення будівель з написами «Гімназія», «Інститут» - закладів, у яких

навчався Дмитро Менделєєв. Газетна сторінка символізує перші нариси

майбутнього вченого у пресі про досягнення наук на той час.

А зараз слово учасникам проекту.

Перший учасник проекту. Дмитро Іванович Менделєєв народився 27 січня

(8 лютого) 1834 р. в Тобольську в сім'ї директора гімназії народних училищ

Тобольської губернії Івана Павловича Менделєєва. Це була велика дружня

культурна сім'я російського інтелігента.

Мати Дмитра Івановича - Марія Дмитрівна походила з давньої культурної

сибірської сім'ї. Вона була зразковою вихователькою своїх багатьох дітей.

Дмитро Іванович - остання сімнадцята її дитина.

Другий учасник проекту. Дитинство та роки ранньої юності Дмитро

Іванович Менделєєв провів у селі, у здоровому трудовому оточенні, серед

селян і заводських робітників. На все життя він зберіг набуту в дитинстві

любов до праці, глибоку повагу до майстрів своєї справи, велику 63

зацікавленість до фабрично-заводського виробництва й сільського

господарства. Як найменший член сім'ї він рано навчився читати та писати і в

семирічному віці підготувався до вступу в гімназію разом зі старшим братом

Павлом. Однак через малу кількість років він був прийнятий у Тобольську

гімназію з умовою, що залишиться на другий рік у першому класі.

Роки навчання в гімназії не вплинули на вибір майбутньої діяльності та

подальший життєвий шлях Д. Менделєєва.

Третій учасник проекту. Дмитру Івановичу Менделєєву було лише 15 років,

коли він у 1849 році одержав атестат про закінчення гімназії. Треба було

вирішити: що робити далі? Це питання більше хвилювало матір Марію

Дмитрівну, аніж її малолітнього сина.

Від знайомих гімназійних учителів Марія Дмитрівна знала, що, не дивлячись

на посередні оцінки з деяких предметів, її син мав видатні, унікальні

здібності. Вона вирішила вивести сина на широку життєву дорогу і

насамперед дати йому вищу освіту.

Четвертий учасник проекту. 9 серпня 1850 року конференція Головного

педагогічного інституту в Петербурзі затвердила Менделєєва у званні

студента.

Головний педагогічний інститут був закритим навчальним закладом.

Студенти не тільки вчились, а й жили в інституті й могли виходити з його

стін лише з дозволу інспектора. Дмитра Івановича Менделєєва мало

турбувало тяжке, інколи нестерпне життя, він цілком віддавався навчанню,

захоплюючись природничими науками.

З перших років навчання він змушений був думати про заробіток. У

канікулярний час наймався в багаті сім'ї репетитором. На старших курсах

педінституту він займався літературною працею, друкуючи в журналах різні

дрібні нариси й огляди наукових досягнень.

Учитель. До представлення другої частини спільного проекту «Захист

магістерської дисертації. Педагогічна діяльність» запрошуємо координатора

другої групи.64

Координатор ІІ групи. Педагогічна діяльність як частина спільного проекту

представлена нашою групою таким чином: золота медаль за глибокі знання

основ наук. Зображення рукописної наукової роботи - наполеглива, важка

праця Дмитра Івановича над магістерською дисертацією. Схема міста -

перебування в Гейдельберзі (Німеччина) для навчання у відомих учених-

професорів.

Фотографії молодих науковців, з якими часто зустрічався Дмитро Іванович

Менделєєв для обговорення наукових відкриттів. Вершиною визнання

молодого вченого Менделєєва стала його участь у всесвітньому хімічному

конгресі.

Перший учасник проекту. У травні та червні 1855 року Менделєєв здавав

випускні іспити в Петербурзькому Головному педагогічному інституті.

Добре відомий професорам інституту видатними здібностями та

працелюбністю, він уразив екзаменаторів глибиною знань і вмінням чітко

висловлювати свої думки. Відмінно був зданий іспит із хімії. Присутні на

іспиті вітали О. О. Воскресенського з талановитим учнем.

За видатні успіхи в науках Дмитро Іванович Менделєєв після закінчення

інституту нагороджений «Золотою медаллю» і йому присвоєно звання

старшого вчителя.

Другий учасник проекту. Дмитру Івановичу і ще кільком студентам, які

відмінно закінчили інститут, запропонували підготовку на здачу іспитів для

присвоєння звання вченого ступеня - магістр. Менделєєв не зміг залишитись

при інституті. Хвороба, яка почалася на другому році навчання, була дуже

небезпечною. Лікарі запропонували жити на півдні. І він змушений був

погодитись на місце вчителя в Одеській гімназії. Навесні 1856 р. Менделєєв

узяв відпустку для здачі магістерських іспитів.

Після захисту на звання «магістр» Д. І. Менделєєв за дуже короткий термін

підготував дисертацію на тему «Будова кремнієвих сполук» і успішно її

захистив 21 жовтня 1856 р. Після цього він отримує посаду приват-доцента в

Петербурзькому університеті.65

Третій учасник проекту. На посаді приват-доцента Петербурзького

університету Менделєєв не отримував постійного заробітку. Тому він

змушений був шукати додаткових засобів для життя: викладав хімію у

другому кадетському корпусі м. Петербурга, паралельно він займався

літературною працею. У 1857 р. його нариси з різних питань розвитку науки

публікувалися в журналі Міністерства народної освіти та в інших журналах,

також він підготував кілька статей різними мовами. Так продовжувалось до

початку 1859 р.

Четвертий учасник проекту. У січні 1859 р. було нарешті задоволено

клопотання Головного педагогічного інституту та Петербурзького

університету про відрядження магістра Менделєєва за кордон «для

вдосконалення в науках».

Менделєєв поїхав за кордон після закінчення лекцій з курсу органічної хімії в

університеті (1859 р). Він вибрав основним пунктом перебування за

кордоном давній німецький університет міста Гейдельберга. У цьому місті

можна було спокійно вести дослідження, не відволікаючись на справи

великих міст. Крім цього, у Гейдельберзі було багато молодих російських

учених різних спеціальностей.

П'ятий учасник проекту. Менделєєв швидко став загальновизнаним

головою гуртка, який стихійно організувався з молодих учених.

Постійними членами цього гуртка насамперед слід назвати відомого пізніше

композитора й хіміка А. П. Бородіна, відомого філолога В. І. Сєчєнова,

природознавців В. І. Олєвінського, В. І. Славича, А. В. Майкова.

Із тимчасових членів гуртка, які приїжджали на деякий час до Гейдельберга,

слід згадати молодого професора О. М. Бутлерова, хіміків К. П. Лисенка, О.

М. Вишнеградського, відомого пізніше лікаря С. П. Боткіна, біологів А. О.

Ковалевського, Н. С. Фамінцина та українську письменницю Марко Вовчок.

Учитель. Третю частину проекту представляє координатор третьої групи зі

співавторами.

66

Координатор ІІІ групи. Частиною спільного проекту є наукова та

громадська діяльність Д. І. Менделєєва. Наш проект починають символічні

ваги, роль яких умотивують учасники проекту.

Зображення книг відповідає перекладу наукових праць.

Символічне зображення хімічних елементів і приладів свідчить про

практичне значення наукових праць ученого-хіміка, які пов'язані з розвитком

економіки, нафтової, вугільної, металургійної промисловості.

Повітряна куля - як ще один з елементів досліджень і відкриттів Д. І.

Менделєєва.

Двері у вищий навчальний заклад, - як символ того, що Дмитро Іванович

завжди любив і захищав студентів і був активним громадським діячем.

А детально про його наукову та громадську діяльність розкажуть учасники

проекту.

Перший учасник проекту. Учений-енциклопедист, член-кореспондент

Петербурзької академії наук, професор Петербурзького університету й

водночас технологічного інституту. З 1892 р. учений - зберігач Депо

зразкових мір і ваг, яке за його ініціативою в 1893 р. перетворене в Головну

палату мір і ваг. Найбільш повну характеристику Д. І. Менделєєву дав Л. О.

Чугаєв: «Геніальний хімік, першокласний фізик, успішний дослідник у галузі

гідродинаміки, метрології, геології, у різних відділах хімічної технології

(вибухові речовини, нафта, учення про паливо)... Глибокий знавець хімічної

промисловості, взагалі, оригінальний мислитель у галузі вчення про народне

господарство».

Другий учасник проекту. Наукова спадщина Д. І. Менделєєва надзвичайно

широка й багатогранна. Він залишив понад 500 друкованих наукових праць.

Автор фундаментальних досліджень з хімії, хімічної технології, фізики,

сільського господарства, економіки, освіти.

Перші наукові роботи (1854-1856) присвятив вивченню ізоморфізму й

питомих об'ємів. Відкрив у 1860 році температуру абсолютного кипіння

(критичну температуру рідини).67

У 1861 році видав підручник «Органическая химия» (перший вітчизняний

підручник з органічної хімії), за який був нагороджений премією

Петербурзької академії наук. У процесі роботи над першим виданням «Основ

химии» формує ідею про періодичну залежність властивостей хімічних

елементів від їх атомної ваги. Ця класична праця, яка за життя Д. І.

Менделєєва була видана вісім разів, восьме - у 1906 р.

Третій учасник проекту. Наукові дослідження Д. І. Менделєєв органічно

пов'язував із проблемами економіки, особливо з розвитком нафтової,

вугільної, металургійної та хімічної промисловості. У 1877 році висунув ідею

про неорганічне походження нафти, запропонував принцип безперервної

фракційної перегонки нафти. Авторитет Д. І. Менделєєва був настільки

високий, що його постійно запрошували експертом для розв'язання складних

економічних проблем. Так, під час відрядження в Донбас у 1888 р. він

уперше запропонував теорію підземної газифікації вугілля, розробив

програму інтенсифікації освоєння його природних ресурсів (кам'яного

вугілля, залізних руд, кам'яної солі), передбачив велике майбутнє

промисловості цього унікального краю.

Четвертий учасник проекту. Д. І. Менделєєв у 1890 році винайшов новий

тип бездимного пороху (піроколодій), організував його виробництво.

Пропагував застосування в сільському господарстві мінеральних добрив і

зрошення засушених земель. Здійснив у 1887 році політ на повітряній кулі

для спостереження сонячного затемнення. Запропонував гіпотезу про

природну радіоактивність (1902). Член і почесний член понад 90 академій

наук, наукових товариств, університетів та інститутів різних країн. Один із

засновників Російського хімічного товариства, його президент.

Працюючи з молоддю, Дмитро Іванович завжди захищав та обстоював права

студентів. Він був палким патріотом і сміливим захисником прогресивних

ідей.

П'ятий учасник проекту. Багатогранна діяльність Д. І. Менделєєва була

тісно пов'язана з розвитком науки, освіти та економіки України. Відомі його 68

широкі зв'язки з багатьма передовими українськими хіміками та іншими

вченими, особливо Київського та Харківського університетів. Ще 1871 р. Д.

І. Менделєєв брав активну участь у третьому з'їзді природознавців, що

відбувся в Києві.

Д. І. Менделєєв приділяв велику увагу організації вищої освіти, зокрема, брав

активну участь у створенні Київського політехнічного інституту (1898 р.). У

1903 році він був головою екзаменаційної комісії першого випуску інженерів,

агрономів цього ВНЗ.

Учитель. Про дослідження в рамках проекту теми уроку інформує

координатор четвертої групи.

Координатор ІV групи. Починає наш проект ксерокопія чорнового варіанту

таблиці під назвою «Дослідження системи елементів».

Наступний пункт проекту - рукопис таблиці, складений і підписаний 17

лютого 1869 року. Тут же ми пропонуємо вашій увазі першу друковану

таблицю під назвою «Дослід системи елементів на основі атомних мас і

хімічних властивостей».

Сучасні форми періодичних таблиць: драбинна (Н. Бор, 1921), видовжений

варіант періодичної системи та сучасна періодична таблиця, якою ми

користуємося на кожному уроці, зображені в нашому проекті на тему

«Відкриття періодичного закону». Деталі цих моментів роботи Д. І.

Менделєєва над створенням періодичного закону в повідомленні учасників

проекту.

Перший учасник проекту. Відкриття періодичного закону хімічних

елементів - явище незвичайне в історії науки, а насамперед, виключно

дивовижне. Природно, саме тому, що історики науки виявляють особливу

зацікавленість як до генезису самої ідеї періодичності властивостей хімічних

елементів, так і до творчого процесу розробки цієї ідеї, її втілення у

всеохоплюючий закон природи. Не дивно, що історії відкриття періодичного

закону присвячено багато літературних праць.

69

Другий учасник проекту. Успішне розв'язання Менделєєвим завдання

закономірних зв'язків властивостей хімічних елементів - задача, яку не

вдалося розв'язати його багаточисленним попередникам, пояснюється

абсолютно науковим підходом Менделєєва до цієї проблеми. Він рішуче

відкинув обмеження однією властивістю хімічного елемента. Уже першу

свою таблицю «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и

химическом сходстве» Менделєєв побудував на співставленні двох

властивостей елементів.

Відкриттю періодичного закону хімічних елементів Менделєєва сприяла вся

його попередня наукова діяльність. Періодичний закон ніби завершив

попередні дослідження, пов'язані з вивченням фізико-хімічних властивостей

різних речовин, із знаходженням зв'язків та аналогій між різними сполуками

елементів.

Третій учасник проекту. Достеменно відомо, що перша періодична система

елементів була складена та переписана Менделєєвим у понеділок 17 лютого

(1 березня) 1869 р. Рукописний варіант таблиці, а також попередні її

фрагменти зберігалися в паперах Менделєєва. Уже 19-20 лютого таблиця

була надрукована з російськими та французькими заголовками та розіслана

російським і закордонним ученим.

Четвертий учасник проекту. Як же працював Дмитро Іванович над таблицею

хімічних елементів? Якось він говорив друзям: «Усе в голові склалось, - а

виразити в таблиці не можу». Пізніше Лапшин писав: «Менделєєв три дні і

три ночі, не лягаючи спати, працював у конторці, пробуючи скомбінувати

результати своєї думки в таблиці, та спроби досягнути цього були

безуспішні. Зрештою, під впливом сильної втоми Менделєєв ліг і зразу ж

заснув. «Бачу уві сні таблицю, де елементи розставлені так, як треба.

Прокинувся, тут же записав на папірці, - тільки, як пізніше виявилось, в

одному місці потрібне було уточнення».

П'ятий учасник проекту. Твердження П. Іностранцева, що Менделєєв

побачив періодичну систему «уві сні», не слід розуміти буквально. 70

Зрозуміло, що напружена протягом кількох діб і спрямована думка

Менделєєва продовжувала працювати й уві сні. Можливо, що уві сні була

знайдена та частинка, якої не вистачало для встановлення зв'язку між

групами неподібних елементів. Це природно, психологам такі випадки добре

відомі. Таким чином, процес підготовки відкриття і саме відкриття стають

повністю зрозумілими.

Учитель. Підсумок проекту - значення періодичного закону - представляє

координатор п'ятої групи.

Координатор V групи. Наш проект - значення періодичної системи є

завершальною частиною проекту «Життя та наукова діяльність Д. І.

Менделєєва».

Опрацювавши хімічну енциклопедію та іншу літературу (ось вона

представлена на міні-виставці) ми дізнались багато з теми сьогоднішнього

уроку.

Розпочинає наш проект символічне зображення простої речовини та

хімічного елемента.

Зображення моделі молекули води - це вклад Менделєєва в атомно-

молекулярне вчення. Цифри 1911 рік - відкриття будови атома - ще раз

підтвердило велике значення періодичного закону, вираженого в таблиці, що

дало можливість штучно добути нові хімічні елементи.

Загальна формула заповнення енергетичних орбіталей у будові атома -

відображає запропоновану в 1931 році Зоммерфельдом ідеальну схему

заповнення орбіталей, що сприяло в 1934 році створенню квантово-

механічної теорії періодичної системи.

Представлення проекту в тезах доповнять мої однокласники, які працювали

над створенням цього проекту.

Перший учасник проекту. У 1871 р. Д. І. Менделєєв увів у хімію терміни,

що відповідають атомно-молекулярному вченню, тобто науково обґрунтовані

поняття «проста речовина» та «хімічний елемент».

71

Замінивши емпіричне уявлення про хімічний елемент науково

обґрунтованими поняттями, Д. І. Менделєєв здійснив наукову революцію в

теоретичній хімії.

Другий учасник проекту. Використовуючи поняття «хімічний елемент» як

класифікаційну одиницю, Д. І. Менделєєв розробив класифікацію атомів у

вигляді періодичної системи, науковим обґрунтуванням якої були атомно-

молекулярне вчення й відкритий ним періодичний закон.

Маючи наукове обґрунтування, менделєєвська класифікація атомів з

розвитком науки збагачувалась новими класифікаційними ознаками й

одержала науково-теоретичне обґрунтування на більш високому рівні.

Третій учасник проекту. Докази рівності порядкового номера елемента та

заряду ядра його атома мали величезне значення для розвитку вчення про

періодичність. Перша таблиця, в якій були проставлені дійсні порядкові

номери хімічних елементів, належить П. Фаянсу (опублікована в 1915 р.). 18

жовтня 1921 р. Н. Бор продемонстрував форму періодичної системи

елементів у вигляді східців, у якій вперше було продемонстровано

послідовність формування електронних конфігурацій атомів у відповідності

до зростання порядкових номерів елементів.

Четвертий учасник проекту. У 1931 р. А. Зоммерфельд запропонував

ідеальну схему, що відповідає поступовому заповненню кожної орбіталії до

повної ємності.

Резерфорд у 1934 р. з виникненням квантової механіки та застосування

квантово-механічних методів до атомної моделі створив спрощену квантово-

механічну теорію періодичної системи.

Учитель. Дякую. У кого є індивідуальні повідомлення або інформація з теми

уроку-проекту?

Учень. У мене досить цікаве особисте повідомлення. Уперше таблицю Д. І.

Менделєєва для розв'язання геохімічних питань застосував у 1921 році

академік А. Є. Ферсман, який вивчив поширеність елементів у надрах землі

та зробив такі висновки:72

1.У надрах землі переважну більшість займають елементи з низькими

відносними атомними масами та порядковими номерами.

Із 28 перших елементів поширені 6, з порядковим номером більше 28-ми:

мідь, цинк, рубідій, стронцій, цирконій, барій. Одночасно такі елементи, як

гелій, берилій, неон, аргон, скандій, не увійшли у групу елементів, які

складають основну масу землі.

2.Елементи кисень, водень, кремній, алюміній складають якісну й кількісну

основу земних надр у всіх їх зонах і глибинах.

Поширеність хімічних елементів у земній корі зменшується залежно від

величини заряду ядра атомів.

3.У надрах землі переважають елементи, ядра атомів яких складаються із

парних чисел протонів і нейтронів.

4.Цікаво, що елементи, відносна атомна маса яких ділиться на 4 без остачі,

наприклад, кисень (16), кремній (28), магній (24) і т. д., у надрах землі

становлять 86,31 %, з остачею 1 - 0,01 %, з остачею 2 - 0,05 %, з остачею 3 -

12,63 %. Таким чином, у відповідності до досліджень Ферсмана та інших

учених поширеність хімічних елементів у надрах землі й у природі

визначається двома закономірностями:

а) що пов'язані із властивостями ядер атомів хімічних елементів;

б) з особливостями утворення земної кори як частини землі.

Учень. Я пропоную знайти, користуючись індивідуальними таблицями,

елементи, передбачені Д. І. Менделєєвим за номерами 21, 31, 32, 43, 89, 72,

75, 85, 87, 91. А також елементи, в яких були виправлені відносні атомні маси

номер 4, 39, 49, 55, 57, 68, 90, 92, про які не згадувалося в ході лекції-

проекту.

Учень. Я думаю, що варто почути і мою інформацію з рубрики «Це цікаво».

Французькі спеціалісти дослідили, що людське тіло вагою 70 кілограмів

утримує 45 кілограмів кисню, 12 - вуглецю, сім - водню, два азоту та трохи

більше кілограму кальцію. Інші елементи таблиці Менделєєва: 860 грамів

фосфору, 300 - сірки, 210 - калію, 100 - натрію, 70 - хлору, а також по кілька 73

грамів магнію, заліза, фтору, цинку, міді, кілька міліграмів йоду, кобальту,

марганцю, молібдену, хрому, селену. Також у людському організмі можна

виявити сліди таких елементів, як ванадій, титан, бор, бром, миш'як і

кремній.

Виходячи із сучасних цін на очищені хімічні продукти, французи

підрахували, що вартість «сировини», з якої «виготовлена людина», не

перевищує... 145 доларів.

ІІІ. Підбиття підсумків, оцінювання результатів уроку

Учитель. Зробимо підсумок нашого уроку-проекту

Чи існують межі періодичної системи?

Чи можуть існувати у природі (і скільки) елементи, які легші за гідроген і

важчі урану, тобто де проходить відповідно нижня й верхня межа

періодичної системи, який у ній перший елемент, а який останній? Це

питання виникло за 17 років після відкриття періодичного закону й

залишається відкритим. Можливо, на ваше покоління випаде час цього

наукового відкриття.

Отже, завершимо урок-проект словами Д. І. Менделєєва: «Періодичному

закону в майбутньому не загрожує руйнування, а тільки надбудова і розвиток

суспільства». Як бачимо, ці слова пророчі.

ІV. Загальні підсумки та оцінювання результатів уроку

Як можуть одержані на сьогоднішньому уроці знання бути корисними у

вашому житті?


Кожна група одержує картку із п'ятьма задачами, які потрібно розв'язати на

основі знань теми «Періодичний закон і періодична система Д. І.

Менделєєва».

74

Д. І. Менделєєв

Періодична система хімічних елементів (довга форма)

Періодична система хімічних елементів (коротка форма)

75

УРОК 9

Тема. Будова атома: ядро й електронні оболонки. Склад атомних ядер

(прортони і нейтрони). Протонне число. Нуклонне число

Мета уроку: продовжити знайомство з періодичною системи хімічних

елементів Д. І. Менделєєва; на основі знань про будову атома розкрити

фізичний зміст порядкового номера елемента; розширити знання учнів про

радіоактивність і будову атома; підвести учнів до сучасного формулювання

періодичного закону; формувати вміння характеризувати хімічні елементи за

положенням у періодичній системі хімічних елементів, обчислювати

кількості протонів, нейтронів і електронів у атомі; формувати уявлення про

матеріальну єдність світу й можливість його пізнання.

Тип уроку: засвоєння знань, умінь і навичок.

Форми роботи: розповідь учителя, індивідуальні повідомлення учнів,

фронтальна робота.

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва,

плакат зі схемами ядерних реакцій.

ХІД УРОКУ


На плакаті надпис девізу уроку:

«Вчені розщепили атом.

Тепер атом розщеплює нас»

— Квентін Рейнолдс

Вчитель вітається з учнями, організовує їх до уроку (налаштовує на

робочийлад), перевіряє відсутніх.


Завдання класу (фронтальна бесіда)

1. Що називається періодом? Що мають спільного й чим відрізняються

великі періоди від малих?

2. Що називається групою?76

3. Розкажіть про структуру періодичної системи хімічних елементів.

4. Як змінюються властивості хімічних елементів у періодах і головних

підгрупах?

5. Порівняйте неметалічні властивості елементів: О і С; F і В; Si і S.

6. Порівняйте металічні властивості елементів: Аl і Ga; Rb і Мо; Са і Ва.

7. Назвіть елемент V групи, відносна молекулярна маса оксиду якого

дорівнює 142.

8. Назвіть елемент VI групи, відносна молекулярна маса сполуки з

Гідрогеном якого дорівнює 81.

III.Мотивація навчально-пізнавальної діяльності.

Слово вчителя:

Зачитайте девіз уроку і висловіть свої думки з приводу даного визначення

про атом.

IV. Засвоєння знань, умінь і навичок

Вступне слово вчителя

Періодичний закон і періодична система хімічних елементів вплинули на

розвиток науки й техніки: вони послужили теоретичним фундаментом

спрямованого пошуку й відкриття за минуле століття 46 нових елементів зі

111 відомих сьогодні. Крім того, закон Д. І. Менделєєва став поштовхом до

досліджень будови атома, які змінили наші уявлення про закони мікросвіту й

привели до практичного втілення ідеї використання ядерної енергії.

Однак до моменту відкриття періодичного закону уявлення про молекули

й атоми лише почали стверджуватися. Причому атом уважався не лише

77

найменшою, але й елементарною (тобто неподільною) частинкою. Прямим

доказом складності будови атома було відкриття мимовільного розпаду

атомів деяких елементів, названа радіоактивністю. У 1896 р. французький

фізик А. Беккерель виявив, що матеріали, які містять Уран, засвічують у

темряві фотопластинку, іонізують гази, спричиняють світіння речовин, що

флуоресціюють. Надалі з’ясувалося, що цю здатність має не лише Уран.

Титанічні зусилля, докладені для переробки величезних мас уранової

смоляної руди, дозволили П. Кюрі та М. Склодовській-Кюрі відкрити два

нові радіоактивні елементи: Полоній і Радій.

У 1903 році П’єр і Марія Склодовська-Кюрі разом одержали Нобелівську

премію з фізики за відкриття радіоактивності. Після смерті чоловіка М.

Склодовська-Кюрі продовжила дослідження й у 1911 році за одержання

чистого Радію була удостоєна Нобелівської премії в галузі хімії. Уівіть собі

дамські рукавички, які завжди носила М. Склодовська-Кюрі, щоб прикрити

руки, безжалісно понівечені Радієм. А поруч, не вмовкаючи, тріскотить

лічильник Гейгера. Відвідувачі Всесвітньої виставки в Брюсселі ціпеніли,

коли дивилися на ці рукавички. Ще в 1958 році — через півстоліття! — вони

відчували від цих рукавичок не запах тонких парфумів, а «голос» того самого

Радію, якого безстрашно торкалися руки відважної жінки.

Повідомлення учнів

1. Відкриття радіоактивності.

2. Досліди Резерфорда.

3. Роботи П. Кюрі та М. Склодовської-Кюрі.

Узагальнення вчителя (матеріал пропонується використати на уроці за

наявності вільного часу)

Радіоактивність — це здатність деяких елементів випромінювати, такі

елементи названі радіоактивними.

α-випромінювання — це випромінювання позитивно заряджених частинок

(ядра Гелію 42He).

78

β-випромінювання — це випромінювання негативно заряджених частинок

(електрони).

γ-випромінювання — це випромінювання електромагнітних хвиль.

Випромінювання характеризується іонізуючою можливістю проникнення

(визначається шляхом, який частинка може пройти в речовині до остаточної

зупинки).

α-частинка — на 1 см2 утворюється 25 тис. пар іонів, довжина шляху — 2

—3 см і зупиняється (від а-випромінювання може захистити картон).

β-частинка — на 1 см2 утворюється 100 тис. пар іонів, довжина шляху —

кілька метрів (може захистити цегляна стіна).

γ-частинка — найбільша можливість випромінювання й довжина пробігу

(можуть захистити двометрові стіни, свинець).

Умови

випромінюванняДоза Ефект

Хронічне: упродовж

кількох років

0,5 Зв (50

Бер)

Хронічна променева хвороба

(катаракта — захворювання очей)

Гостре одноразове >1 Зв (100

Бер)

Гостра променева хвороба

Гостре одноразове >450 Бер Смерть

ГДД для людей: 0,1 Бер на рік.

Норми для продуктів харчування: від 50 до 100 Бк на 1 кг (кількість

атомів, що розпадаються за одиницю часу).

У 1911 р. англійський учений Е. Резерфорд довів з допомогою досліду, що

в центрі атома є позитивно заряджене ядро. Ядра атомів складаються з

протонів і нейтронів (загальна назва — нуклони). Кількість протонів у ядрі

дорівнює порядковому номеру елемента, а сума чисел протонів і нейтронів

відповідає його масовому числу. Навколо ядра замкненими орбітами

79

обертаються електрони. їх число дорівнює позитивному заряду ядра. Атом у

цілому електронейтральний.

Нейтрон — нейтральна частинка, що не має електричного заряду.

Протон — позитивно заряджена частинка. Заряд протона дорівнює заряду

електрона, але протилежний за знаком. І ті, й інші мають масу, що приблизно

дорівнює 1 а.о.м.

Порядковий номер = заряд ядра атома = кількість протонів = кількість

електронів

n = Аr - р

Нукло́нне число́ — властивість атома (атомного ядра, нукліда), яка вказує

на загальну кількість нуклонів (тобто сумарну кількість протонів та

нейтронів (Z + N)), які містяться у ядрі атома. Позначається здебільшого

символом A.

V. Узагальнення тасистематизація знань.

Завдання 1. Складіть схему будови атома Карбону, обчисліть число

протонів і нейтронів:

Завдання 2. Дайте характеристику будови атома елементів а) № 13, б) №

15 за його положенням у періодичній системі.

Приклад. № 13. Аl — 3 період, III група, головна підгрупа, p = 13, е = 15,

вища валентність — III, вищий оксид — Аl2O3, амфотерний гідоксид —

Аl(ОН)3 або НАlO2.

Біля дошки один учень виконує аналогічне завдання для хімічного

елемента з № 15.

Р — 3 період, V група, головна підгрупа, р = 15, е = 15, n = 31 —15 = 16,

вища валентність — V, вищий оксид — Р2O5, кислота — Н3РO3.

Заповніть таблицю.

80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%AF%D0%B4%D1%80%D0%BE_%D0%B0%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%B0

https://uk.wikipedia.org/w/index.php?title=%D0%9D%D0%B5%D0%B9%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%B5_%D1%87%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE&action=edit&redlink=1

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D1%82%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%B5_%D1%87%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B5%D0%B9%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D1%82%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%83%D0%BC%D0%B0

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D1%83%D0%BA%D0%BB%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D1%83%D0%BA%D0%BB%D1%96%D0%B4

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%AF%D0%B4%D1%80%D0%BE_%D0%B0%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%B0

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B8%D0%B2%D1%96%D1%81%D1%82%D1%8C

Варіант І

Назва

елемента

Хімічн

ий

символ

Порядко

вий номер

Заря

д ядра

n

p

n

n

n

e

Можлив

і

валентност

і

Форму

ла вищого

оксиду

Нітроге

н

Кальцій

Ферум

Варіант II

Назва

елемента

Хімічн

ий

символ

Порядко

вий номер

Заря

д ядра

n

p

n

n

n

e

Можлив

і


і

Форму

ла вищого

оксиду

Силіцій

Калій

Цинк

Варіант III

Назва

елемента

Хімічн

ий

символ

Порядко

вий номер

Заря

д ядра

n

p

n

n

n

e

Можлив

і


і

Форму

ла вищого

оксиду

Сульфу

р

Рубідій

81

Купрум

Варіант IV

Назва

елемента

Хімічн

ий

символ

Порядко

вий номер

Заря

д ядра

n

p

n

n

n

e

Можлив

і


і

Форму

ла вищого

оксиду

Хлор

Стронці

й

Титан

VI.Підбиття підсумків уроку.

До відкриття радіоактивності атом вважався неподільним. З відкриттям

цього явища вдалося встановити складну будову атома.

Атом складається з позитивно зарядженого ядра та негативно

заряджених електронів і в цілому є незарядженою (електронейтральною)

частинкою.

До складу ядра, крім протонів, входять нейтрони. Нейтрон — це

незаряджена частинка з масою, що приблизно дорівнює масі протона.

Абсолютні маси складових частинок атома дуже малі, тому

користуються їх відносними масами: у протона і нейтрона вони приблизно

однакові і прийняті за 1, в електрона маса у 1836 раз менша.

Ядро порівняно з атомом має дуже малі розміри, але в ньому

зосереджена основна маса атома.

Відкриття на межі XIX і XX ст. будови атома та радіоактивності —

визначне досягнення науки.

VІI. Домашнє завдання.

Опрацювати відповідний параграф підручника і відповісти на запитання.82

Модель будови атома Резерфорда та Томсона

П. Кюрі та М. Склодовська-Кюрі. Е. Резерфорд

83

Радіоактивне випромінення

84

УРОК 10

Тема. Сучасне формулювання періодичного закону. Ізотопи

Мета уроку: розширити знання про періодичний закон і періодичну

систему хімічних елементів Д. І. Менделєєва; формувати поняття про ізотопи

(стабільні й нестабільні); дати уточнене визначення поняттю «хімічний

елемент» виходячи зі знань періодичного закону — фундаментального

закону природи; дати сучасне формулювання періодичного закону

Тип уроку: засвоєння нових знань, умінь і навичок.

Форми роботи: розповідь учителя, фронтальна робота з навчальною

літературою.


таблиця розчинності.

ХІД УРОКУ


Прийом «Подаруйте усмішку…» (тим, хто сьогодні від самого ранку поруч

з вами).

II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань.

Завдання класу (фронтальна бесіда)

— Чому явище радіоактивності було сприйняте як катастрофа періодичного

закону й періодичної системи?

III. Мотиваціянавчальної діяльності.

У результаті розпаду атомів радіоактивних елементів утворювалися атоми

вже відомих елементів, але з іншими атомними масами. А періодична

система була побудована на основному понятті «хімічний елемент» — це вид

атомів з однаковою атомною масою. Але закон не можна знищити чи

створити. Людина може лише відкрити закон! Система була вираженням

закону природи.

IV. Вивчення нового матеріалу.

85

У результаті експериментальних досліджень було встановлено, що,

наприклад, у природному кисні, крім атомів Оксигену з масою 16, є також

атоми Оксигену з масою 17 і 18. їх співвідношення таке:

Виявилося, що інші елементи також складаються з атомів з різною масою.

Так, у природній воді, крім атомів Гідрогену з масою 1, є також атоми

Гідрогену з масою 2; співвідношення чисел цих атомів таке:

В ядерних реакціях також одержано Гідроген з атомною масою

3: 31H. Причому «важка вода» шкідлива для живих організмів. Тож притчі

про «живу» і «мертву» воду мають реальне наукове пояснення.

Учні розглядають таблицю «Ізотопи деяких елементів, виявлених у земній

корі».

Назва елемента Число ізотопів Масові числа

Гідроген 3 1,2, 3

Оксиген 3 16, 17, 18

Хлор 2 35, 36

Кальцій 6 40,42,43,44,46,48

Ферум 4 54, 56, 57, 58

Уран 3 234, 235, 238

Різновиди атомів того самого хімічного елемента, що мають однакове

число протонів у ядрі, але різну масу, називають ізотопами. «Ізотоп» означає

«той, що займає те саме місце».

Розглянемо характеристики ізотопів Гідрогену й Оксигену.

8160 8170 8180 p1 = p2 = p3

N = 8, 9, 10p = 8 p = 8 p = 8

e = 8 e = 8 e = 8

86

n = 8 n = 9 n = 10

11H (Протій) 12H(Дейтерій) 13H(Тритій)

p = 1 p = 1 p = 1

e = 1 e = 1 e = 1

n = 1 – 1 =0 n = 2 – 1 = 1 n = 3 – 1 =2

У природі існують хімічні елементи ізобари — атоми, що мають однакове

атомне число, але різні величини зарядів ядра, наприклад:40

18Аr і 4019К.

Атомні маси елементів у періодичній системі є середнім значенням

масових чисел природних сумішей ізотопів. Тому вони не можуть, як

пропонував Д. І. Менделєєв, служити головною характеристикою атома, а

отже, й елемента. Такою характеристикою, як ми тепер знаємо, є заряд ядра.

Він визначає число електронів у нейтральному атомі, які розподіляються

цілком визначено навколо ядра. Характер же розподілу електронів визначає

хімічні властивості атомів. Зазначені міркування дозволили дати нове

визначення хімічного елемента:

Хімічний елемент — це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра. А

також уточнити формулювання періодичного закону:

Властивості елементів, а також властивості й форми їхніх сполук

перебувають у періодичній залежності від заряду ядра атома елемента.

Чому ж атомні маси більшості елементів дробові? З'ясувалося, що слід

розмежовувати поняття «відносна атомна маса» і «відносна атомна маса

елемента». Значення відносних атомних мас ізотопів дуже близькі до цілих

чисел. Відносні ж атомні маси елемента як сукупності ізотопів виражаються

дробовими числами. Наприклад, відносна атомна маса елемента Хлору —

35,5. Відмінність цих понять неважко зрозуміти. Відносна атомна маса

елемента розраховується з урахуванням масової частки ізотопів у природі.

87

Елемент Хлор складається з двох ізотопів з відносними атомними масами,

дуже близькими до 35 і 37. Ізотопу1735Сl в природній суміші міститься 15%, а

ізотопу 1737Сl— 25 %. Звідси середня відносна атомна маса елемента Хлору

дорівнює

Ar = 35 · 0,75 + 37 · 0,25 = 35,5

Отже, атомна маса елемента тим більша, чим більше важких ізотопів

входить до складу елемента.

Можна пояснити аномалію в положенні в періодичній системі Калію й

Аргону, розрахувавши їх відносну атомну масу з урахуванням природних

ізотопів:

Ізотопи поділяються на стабільні й радіоактивні. Натрій, Алюміній, Флуор

не мають стабільних ізотопів. У Стануму їх десять.

Якщо всі ізотопи елемента є радіоактивними, то його відносна атомна

маса в періодичній системі зазначена у квадратних дужках. Розрізняють

природні радіоактивні ізотопи (Уран) та ізотопи штучного походження —

радіонукліди, що утворюються в результаті випробувань атомної зброї, під

час роботи ядерних виробництв.

Небезпечні ізотопи: 3890Sr (заміщає в кістках Са), 35

137Cs, 53113І. Радіоактивні

ізотопи в процесі радіоактивного випромінювання розпадаються на атоми

інших елементів, унаслідок чого відбувається ядерна реакція, що

супроводжується шкідливим випромінюванням:

Швидкість радіоактивного випромінювання характеризується періодом

напіврозпаду й може тривати від частки секунди до мільярдів років. Більш

88

докладно явище радіоактивності ви вивчатимете в курсі фізики. У хімічних

реакціях радіоактивні перетворення атомів не відбуваються.

Нуклід - загальна назва атомних ядер і атомів.Різновид атому, що характеризується числом протонів (порядковий атомний номер) та числом протонів і нейтронівразом (масове число).Позначається символом хімічного елемента з індексами: A

ZX , де А = Z+N — масове число; Z, N — відповідно, число протонів і нейтронів у ядрі. Радіоактивні ядра і атоми називаються радіонуклідами.

V. Узагальнення та систематизація знань.

Практика на прикладах

(Учні отримують аркуш із завданнями.)

Завдання 1. Знайдіть серед елементів такий, відносна атомна маса якого —

23, а число протонів — 18:

Завдання 2. Знайдіть серед елементів такий, відносна атомна маса якого —

40, а число протонів —11.

Завдання 3. Обчисліть відносну атомну масу атомів Аргону й Гелію за

такими даними:

Одержаний результат пояснює аномалію розташування цих хімічних

елементів у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

VI. Підбиття підсумків уроку.

VІI. Домашнє завдання


Повторити будову атомів хімічних елементів I—III періодів.

89

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B0%D0%B4%D1%96%D0%BE%D0%BD%D1%83%D0%BA%D0%BB%D1%96%D0%B4


https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D1%81%D0%BE%D0%B2%D0%B5_%D1%87%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D1%81%D0%BE%D0%B2%D0%B5_%D1%87%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE



https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%BD%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%BD%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%80




Опорна схема «Класифікація ізотопів»

Ізотопи Оксигену

Ізотопи Літію

90

УРОК 11

Тема. Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів №1-

20. Стан електронів у атомі. Поняття про радіус атома

Мета уроку: ознайомити учнів з рухом електронів у атомах; увести нові

поняття (електронна орбіталь, енергетичний рівень, квантові числа, напрямок

орбіталі в просторі, спін, радіус атома); показати учням двоїсту природу

електрона, утворення орбіталей під час руху електронів навколо ядра;

пояснити істотну відмінність між хімічною та ядерною реакціями.


Форми роботи: фронтальне опитування, розповідь учителя, робота з

навчальною схемою.


проектор, навчальна схема.

ХІД УРОКУ


Вітання з класом перевірка готовності учнів до уроку.

II. Актуалізація опорних знань, постановка завдання

Звернімося до сучасного формулювання періодичного закону. (Учні

наводять формулювання.)

Положення кожного елемента в періодичній системі суворо

регламентовано будовою атома.

Фронтальне опитування

(На проекторі або на дошці наведено незаповнену таблицю, така ж

таблиця знаходиться на парті кожного учня. Учні відповідають на запитання

і поступово заповнюють таблицю.)

Зв’язок періодичної системи й будови атома

Поняття в Визначення Зв’язок з будовою 91

періодичній системі атома

Порядковий

номер елемента

Період

Група

Відносна атомна

маса

Порядковий

номер елемента

Число, що визначає

положення елемента в

періодичній системі

Заряд ядра, число

протонів, число


Період Горизонтальний ряд

хімічних елементів у

періодичній системі

?

Група Вертикальний ряд хімічних

елементів у періодичній

системі

?

Відносна атомна

маса

Фізична величина, що

показує, у скільки разів маса

атома більша, ніж маса атома

12С

Сума протонів і

нейтронів

У таблиці залишилися два питання, які ми заповнимо протягом уроку. А

для цього нам необхідно розглянути, як поводиться електрон в атомі.

ІII. Мотивація навчальної діяльності.

Ми вже маємо уявлення про особливості руху електронів у атомі,

ознайомилися з характеристикою деяких орбіталей, з’ясували, що таке спін

електрона, навчилися розпізнавати s та p електрони за формою їх орбіталей.

Сьогодні ми навчимося розташовувати електрони за орбіталями навколо ядра

у елементів І – ІІІ періодів, навчимося прогнозувати валентність елемента за

кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні, установимо 92

залежність між номером періода та кількістю енергетичних рівнів у атомі

елемента.


Електрон — це частинка, маса спокою якої — mе = 9,1 · 10-31 кг, заряд

— qe = —1,6 · 10-19 Кл.

У теорії будови атома Резерфорда передбачалося, що рух електрона

навколо ядра відбувається за певною траєкторією — орбітою, і в кожен

момент часу ми можемо знайти його. Але насправді це було помилкою.

Виявилося, що рух електрона значно складніший. Швидкість його обертання

навколо ядра настільки велика, що в масштабах атома поняття траєкторії

втрачає зміст. Тому не можна розглядати електрон як частинку, що рухається

та положення якої в просторі точно відоме в будь-який момент часу. Можна

лише вказати деяку частину простору навколо ядра, в якому перебування

електрона є найбільш імовірним. Ця частина простору навколо ядра

називається електронною хмариною, або електронною орбіталлю.

(Проектуємо на екран або показуємо на плакаті зображення електронної

хмарини атома Гідрогену.)

Електронна орбіталь — це простір навколо ядра атома, в якому найбільш

імовірне перебування електрона.

Електронні орбіталі різняться за формою й напрямком у просторі.

(Проектуємо на екран або показуємо на плакаті форми електронних

орбіталей.) Ці електронні орбіталі різної форми позначаються

літерами s, р, d,f.

Для опису форми орбіталей використовують орбітальне квантове число 1.

Воно набуває позитивних цілочислових значень від 0:

l = 0— сферична форма електронної орбіталі (s-орбіталь);

l = 1 — гантелеподібна форма електронної орбіталі (p-орбіталь);

l = 3 — d-орбіталь;

l = 3 — f-орбіталь.93

Електронні орбіталі, що є більш складними, ніж f-орбіталі, в атомах,

описаних у періодичній системі на сьогодні, не використовуються.

Положення орбіталі в просторі можна визначити в системі координат.

Орієнтація орбіталі в просторі описується магнітним квантовим числом ml.

Умовно кожен підрівень поділяється на квантові комірки за напрямками

орбіталі в просторі.

На s-підрівні така квантова комірка лише одна, умовно позначається □ або

_.

На p-підрівні їх три

На d-підрівні їх п'ять

На f-підрівні їх сім

Кожна квантова комірка може розмістити лише два електрони. Крім руху

навколо ядра, електрон має ще і власний обертовий рух навколо своєї осі.

Цей рух описує спінове квантове число (або спін, від слова «веретено»).

Набуває два значення: +1/2 або -1/2. Для запису ми використовуємо умовну

позначку електронів або .

У квантовій комірці можуть знаходитись або один електрон, або два

електрони, але з протилежними спінами .

Рух електрона в атомі складніший, ніж здається на перший погляд.

Сьогодні ми спробували відповісти на деякі питання руху електронів у атомі.

• Чому негативні електрони не падають на позитивно заряджене ядро?

(Тому що електрони обертаються навколо ядра з величезною швидкістю)

• Що необхідно електрону, щоб обертатися з такою швидкістю й

утримуватися біля ядра, а не полетіти? (Відповідний запас енергії)

Моделі атомів передбачають розташування електронів на різних відстанях

від ядра. Електрони з більшими чи меншими запасами енергії

розташовуватимуться ближче до ядра?

94

Енергія розподіляється між електронами порціями. Тому розташування

електронів навколо ядра обмежується енергетичними рівнями. Кількість

енергетичних рівнів у атомі описується головним квантовим числом п і

дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться атом.

Наприклад: 126С +6 )2 )4

Дописуємо в таблицю, почату на початку уроку, фізичний зміст номера

періоду.

Радіус атома — величина, що визначається розмірами електронної

оболонки атома і дорівнює середній відстані між ядром атома та

найвіддаленішою орбітальною електронною оболонкою атома. Атомний

радіус вимірюється в пікометрах або ангстремах.

У періодах із зростанням зарядів ядер атомів елементів притягання ядром

електронної оболонки посилюється — відбувається своєрідне «стискання» їх,

і радіус атомів і йонів зменшується .

Наприклад, у разі переходу від Літію до Неону заряд ядра поступово

збільшується (від +3 до +10), що зумовлює зростання сил притягання

електронів до ядра. Розміри атомів при цьому зменшуються. Тому на початку

періодів розміщуються елементи, в яких невелике число валентних

електронів (на зовнішньому енергетичному рівні) і великий радіус атома. А в

групах навпаки: зі збільшенням кількості енергетичних рівнів радіус атома

збільшується.

У періодах із зростанням протонного числа радіус атомів елементів

зменшується, а в групах (головних підгрупах) — збільшується.

Зрозуміло, чим більший радіус атома, тим далі від ядра перебувають валентні

електрони і тим слабкіше вони зв'язані з ядром, отже, легше від нього

відриваються. Така структура атома характерна для елементів-металів.

V. Узагальнення й систематизація знань.

Дописуємо в таблицю, почату на початку уроку, фізичний зміст номера

періоду.95

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BD%D0%B3%D1%81%D1%82%D1%80%D0%B5%D0%BC

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%96%D0%BA%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%82%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%AF%D0%B4%D1%80%D0%BE_(%D0%B0%D1%82%D0%BE%D0%BC)

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%95%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%95%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD

1. Як визначити кількість електронів у атомі?

2. Де розподіляються електрони в атомі?

3. Які форми мають електронні орбіталі?

4. Як розподіляються електрони в атомі на різних енергетичних рівнях?

5. Якими квантовими числами описується стан електронів у атомі?

VІ. Підбиття підсумків.

Користуючись листком для самооцінювання, діти оцінюють за трибальною

системою рівень своїх знань з питань, що розглядались на уроці:

№ Зміст Кількість балів

(від 1 до 3)

1. Я знаю будову атома

2. Я вмію складати електронно-графічні

формули елементів І-ІІІ періодів

3. Я вмію визначати за електронною формулою

хімічний елемент

4. Я вмію визначати за електронною формулою

можливу валентність хімічного елемента

Аналіз листів самооцінювання дасть можливість виявити, що саме діти не

засвоїли та ліквідувати прогалини на наступному уроці

VІI. Домашнє завдання.


Скласти таблицю квантових чисел за матеріалами уроку.

96

Види орбіталей

Таблиця «Радіус атома»

97

УРОК 12

Тема. Енергетичні рівні та підрівні; їх заповнення електронами в

атомах хімічних елементів №1-20

Мета уроку: розширити уявлення учнів про будову атомів; навчити

складати електронні формули, схеми розподілу електронів по квантових

комірках для елементів I—III періодів; формувати вміння учнів визначати

електронну будову атома за його положенням у періодичній системі;

формувати уявлення учнів про єдину природу матеріального світу.

Тип уроку: засвоєння вмінь і навичок.

Форми роботи: розповідь учителя, фронтальна бесіда, індивідуальна

робота.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

ХІД УРОКУ





• Як визначити кількість електронів у атомі?

• Чому атоми електронейтральні, адже вони складаються з позитивних

протонів, негативних електронів і нейтральних нейтронів?

• Чому говорять, що електрон має двоїсту природу?

• Чи всі електрони в атомі однакові?

• Чим вони відрізняються?

• Що таке орбіталь?

• Які форми може мати електронна хмарина?

• Яка максимальна кількість електронів може перебувати:

♦ на s-підрівні;

♦ на p-підрівні;

♦ на d-підрівні?98

• Як розподіляються електрони в атомі?

• Яка кількість енергетичних рівнів може бути в атомі?

• Як визначити їх кількість за положенням у періодичній системі?

• Як визначити кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні?

• Як розподіляються електрони по енергетичних рівнях?

ІII. Мотивація навчальної діяльності.

Повторюючи будову атома на попередньому уроці ми з вами більш детально

зупинились на складі атомних ядер. Але під час хімічних реакцій ядро атома

не змінюється, а змін зазнають оболонки атома, які називають електронними

оболонками. Знаючи будову електронних оболонок можна пояснити

властивості хімічних елементів. Тому під час вивчення хімії велика увага

приділяється вивченню будови електронних оболонок атомів.

Сьогодні ми повторимо і поглибимо ваші знання про будову електронних

оболонок атомів елементів, складемо електронні та електронно-графічні

формули елементів.


Електрон має двоїсту природу: він може поводитися і як частинка, і як хвиля.

Електрон у атомі не рухається за певними траєкторіями, а може перебувати в

будь-якій частині навколо ядерного простору, проте ймовірність його

перебування в різних частинах цього простору неоднакова. Простір навколо

ядра, у якому найімовірніше перебування електрона, називається орбіталлю.

Кожний електрон у атомі перебуває на певній відстані від ядра відповідно до

запасу його енергії. Електрони з більш-менш однаковою енергією формують

енергетичні рівні, або електронні шари.

Число заповнених електронами енергетичних рівнів у атомі даного елемента

дорівнюєномеру періоду, в якому він розташований.

Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру

групи, вякій розміщений даний елемент.

99

Електрон на схемах позначається стрілкою, яка вказує його спін. Під спіном

розуміють обертання електрона навколо своєї осі. Він позначається

стрілкою: або . Два електрони на одній орбіталі записуються , але не .

Більше двох електронів на одній орбіталі перебувати не може (принцип

Паулі).

Принцип найменшої енергії: в атомі кожний електрон розташовується так,

щоб його енергія була мінімальною (що відповідає його найбільшому зв’язку

з ядром).

На енергетичних рівнях розташовуються електрони з близьким значенням

енергії.

На кожному енергетичному рівні може перебувати суворо визначене

число електронів. Максимальна кількість електронів на кожному рівні

обчислюється за формулою: N = 2n2.

На енергетичних рівнях розташовуються електрони з близьким значенням

енергії.

1-й енергетичний рівень побудований з одного s-підрівня, що складається з

однієї s-орбіталі; максимальна ємність рівня – 2 електрони;

2-й рівень – із s-підрівня (одна s-орбіталь) і p-підрівня (три p-орбіталі);

максимальна ємність рівня – 8 електронів;

3-й рівень – із s-підрівня (одна s-орбіталь), p-підрівня (три p-орбіталі) і d-

підрівня (п’ять d-орбіталей); максимальна ємність рівня 18 електронів;

4-й рівень – із s-підрівня (одна s-орбіталь), p-підрівня (три p-орбіталі), d-

підрівня (п’ять d-орбіталей) і f-підрівня (сім f-орбіталей); максимальна

ємність рівня – 32 електрони.

V. Узагальнення й систематизація знань.

Завдання 1. Побудуйте схему будови атома Гідрогену Н, запишіть

електронну формулу, розподіл електронів по квантових комірках.

100

Завдання 2. Побудуйте схему будови атома Гелію Не, запишіть


Завдання 3. Побудуйте схему будови атомів елементів II періоду, запишіть


Біля дошки учні по черзі будують електронні формули Літію, Берилію,

Бору, Карбону, далі під керівництвом учителя самостійно будують

електронні формули Нітрогену, Оксигену, Флуору, Неону. Учитель під час

виконання завдання дає учням індивідуальні консультації.

VІ. Підбиття підсумків уроку



Побудувати схеми будови атомів елементів III періоду, записати


Творче завдання. Скласти для подальшої роботи таблицю будови

електронних оболонок атомів елементів I—III періодів.

101

УРОК 13

Тема. Електронні та графічні електронні формули атомів хімічних

елементів № 1-20.

Мета уроку: розвивати навички складання електронних формул, схем

розподілу електронів по квантових комірках для елементів I—III періодів;

продовжити формування вмінь і навичок учнів з визначення електронної

будови атома за його положенням у періодичній системі та знаходження

хімічних елементів у періодичній системі за електронною формулою атома;

формувати уявлення учнів про завершений і незавершений енергетичний

рівень, заповнену, вільну квантову комірку.

Тип уроку: застосування знань, умінь і навичок.

Форми роботи: групова робота, самостійна робота.


ХІД УРОКУ


Вітання з классом, перевірка готовності учнів до уроку.

II. Актуалізація опорних знань, мотивація навчальної діяльності

Розглядаємо підготовлені учнями схеми будови електронних оболонок

хімічних елементів І—III періодів. Обговорюємо утруднення, які виникли під

час роботи.

Робота в парах

Пропонуємо учням з наведених формул вибрати елементи, в яких

зовнішній енергетичний рівень цілком заповнений електронами

(завершений).

Це Гелій, Неон, Аргон — інертні елементи.

— Який енергетичний рівень можна вважати завершеним?

Решта атомів у цій таблиці має незавершений зовнішній енергетичний

рівень.

102

Пропонуємо учням за схемами будови атомів і розподілом електронів по

квантових комірках вибрати хімічні елементи, в яких на зовнішньому рівні є

вільні квантові комірки. (Учні по черзі називають елементи, правильні

відповіді записуємо на дошці.)

Літій — три комірки.

Бор — дві комірки.

Карбон — одна комірка.

А тепер підрахуйте, скільки в цих атомах квантових комірок, що містять

два спарені електрони. За результатами досліджень на уроці заповнюємо

таблицю:

Назва елементаКількість

вільних комірок

Кількість

спарених


Кількість

неспарених


Літій 3 1 1

Берилій 3 2 -

Бор 1 2 1

Карбон - 2 2

Нітроген - 2 3

Оксиген - 3 2

Флуор - 4 1

Неон - 5 -

Завдання для самостійної роботи. На прикладі цих елементів доповніть

таблицю хімічними елементами III періоду.

III. Застосування знань, умінь і навичок

Керована практика

Завдання 1. За електронною формулою хімічного елемента знайдіть цей

елемент у періодичній системі, назвіть його:103

a) 1s12s12p1;

б) 1s22s1;

в) 1s22s22p13s23p2;

г) 1s22s22p6.

Завдання 2. Хімічний елемент розташований у III періоді, VI групі.

Напишіть схему будови й електронну формулу цього елемента.

Завдання 3. Укажіть, які елементи мають нижченаведений розподіл

електронів по енергетичних рівнях:

а) 2е1е;

б) 2е2е;

в) 2е8еЗе.

Завдання 4. Запишіть рівняння реакції між простими речовинами,

утвореними елементами А і Б, атоми яких мають такі електронні формули:

A - 1s22s22p63s2;

Б - 1s22s22р63s23р5.

Завдання 5. Подумайте, скільки різних видів молекул карбон(ІV) оксиду

можна скласти з ізотопу 12С і трьох ізотопів Оксигену: 16О, 17O, 18O. Обчисліть

молярні маси цих оксидів.

Самостійна робота за варіантами

Варіант І

1. Визначте положення атомів у періодичній системі хімічних елементів та

обчисліть число протонів, нейтронів, електронів в атомах елементів:

а) Карбон;

б) Калій;

в) Ферум.

2. Напишіть схему будови атома й електронну формулу запропонованих

атомів, укажіть кількість вільних квантових комірок, кількість спарених і

неспарених електронів:

а) Оксиген;

б) Фосфор;104

в) Магній.

3. Просту речовину, утворену хімічним елементом, електронна формула

зовнішнього енергетичного рівня якого — ...3s23p1, спалили в кисні масою 3,2

г. Обчисліть масу простої речовини, що витратили в результаті реакції.

Варіант II

1. Визначте положення атомів у періодичній системі хімічних елементів та

обчисліть число протонів, нейтронів, електронів в атомах елементів:

а) Хлор;

б) Кальцій;

в) Кобальт.

2. Напишіть схему будови атома й електронну формулу запропонованих

атомів, укажіть кількість вільних квантових комірок, кількість спарених і

неспарених електронів:

а) Алюміній;

б) Берилій;

в) Неон.

3. Просту речовину, утворену хімічним елементом, електронна формула

зовнішнього енергетичного рівня якого — ...3s23р3, спалили в кисні масою 3,2

г. Обчисліть масу простої речовини, що витратили в результаті реакції.

ІV. Підбиття підсумків уроку

1. Які питання у вас викликали запропоновані завдання?

2. Що ще ви хотіли б дізнатися про будову атомів?

3. Чи можна вважати протон, нейтрон, електрон неподільними

частинками?


Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на запитання,

виконати вправи.

105

Творче завдання. Підготувати повідомлення про сучасні дослідження з

вивчення будови атомів.

106

УРОК 14

Тема. Періодична система хімічних елементів з позиції теорії будови

атома

Мета уроку: розширити знання учнів про періодичну систему хімічних

елементів; на підставі знань про будову атома й будови електронних

оболонок атомів показати взаємозв’язок між розміщенням хімічних

елементів у періодичній системі та їхніми властивостями; показати

взаємозв’язок періодичної зміни електронних структур атомів хімічних

елементів та їх властивостей.


Форми роботи: фронтальне опитування, виконання тренувальних вправ.


ХІД УРОКУ



Аналіз письмової самостійної роботи.

Фронтальне опитування (робота з періодичною системою хімічних

елементів Д. І. Менделєєва)

1. Скільки енергетичних рівнів, заповнених електронами, мають атоми

елементів з порядковими номерами:

а) 17;

б) 29;

в) 42?

Складіть схему будови атома й електронну формулу.

2. Напишіть електронні формули елементів:

а) Фосфор;

б) Калій;

в) Аргон; 107

г) Магній;

д) Скандій.

3. Розподіліть на p-підрівні:

а) три електрони;

б) чотири електрони;

в) шість електронів.

4. Електронна формула атома має закінчення ...3р3. Напишіть повну

електронну формулу цього елемента, визначте його порядковий номер і

назву.

5. Складіть схему взаємозв'язку понять у періодичній системі й будови

атомів. (Учні під керівництвом учителя складають схему.)

Поняття в періодичній

системіБудова атома

А. Порядковий номер

елемента

а) Величина заряду ядра;

б) кількість протонів;

в) кількість електронів

Б. Номер періоду Число енергетичних рівнів, головне

квантове число

В. Номер групи а) Максимальна кількість електронів у

атомі, які можуть брати участь в утворенні

хімічних зв’язків (валентні електрони);

б) для елементів головних підгруп —

кількість електронів на зовнішньому рівні

Г. Зміна властивостей у

періодах

а) Зростає заряд ядра — зростає порядковий

номер;

б) збільшується кількість електронів на

зовнішньому рівні;

в) збільшується сила притягання електронів

108

зовнішнього рівня до ядра;

г) число енергетичних рівнів однакове;

д) спостерігається стискання енергетичних

рівнів, радіус атомів незначною мірою

зменшується;

е) чим більша кількість електронів на

зовнішньому рівні, тим важче атому віддавати

електрони й тим легше приєднувати електрони

інших атомів

Д. Зміна властивостей у

групах

а) Зростає заряд ядра — зростає порядковий

номер;

б) збільшується число енергетичних рівнів;

в) кількість електронів на зовнішньому рівні

однакова;

г) розмір атома збільшується;

д) слабшає сила притягання електронів

зовнішнього рівня до ядра;

е) чим більший радіус атома й менша

кількість електронів, тим легше атом віддає

електрони й важче приєднує електрони інших

атомів

6. Інертні елементи мають таку електронну формулу зовнішнього

енергетичного рівня:ns2np6. Запишіть електронні формули атомів Неону й

Аргону. Проаналізуємо ці формули.

• Скільки вільних квантових комірок на зовнішньому рівні?

• Яка кількість неспарених електронів?

• Скільки пар електронів на зовнішньому рівні?

• Скільки електронів може приєднати атом?

• Чому?

109

Тому що зовнішній енергетичний рівень атомів Неону й Аргону

завершений.

III. Узагальнення і систематизація знань.

Завдання виконують під керівництвом вчителя.

Завдання 7. Складіть схему будови атома Натрію та іона Na+.

Схема будови якого атома така сама, як і іона Натрію?

Завдання 8. Складіть схему будови атома Флуору та іона F-.

Схема будови якого атома така сама, як і іона Флуору?

Завдання 9. Самостійно побудувати схему будови атома та іона:

а) Магнію;

б) Хлору

Завдання 10. Подумайте і складіть схему будови іонів S-2, S+4, S+6.

Порівняйте будови атома Сульфуру та іонів Сульфуру. Чим вони

відрізняються? Чим вони подібні?

Завдання 11. У періодичній системі групи поділяються на головні й

побічні. Вони включають елементи, подібні за будовою атома.

Елементи, в яких останній заповнюваний підрівень — s, називають s-

елементами. В яких групах розташовуються s-елементи? (У I, II групах,

головній підгрупі)

Завдання 12. Використовуючи періодичну систему хімічних елементів,

наведіть прикладиp-елементів.

Елементи, в яких останній заповнюваний електронами підрівень — р,

називають p-елементами. В яких групах періодичної системи перебувають p-

елементи? (У III—VIII групах, головній підгрупі)

110


наведіть прикладиp-елементів.

У побічних підгрупах розташовані елементи, в атомах яких електронами

заповнюється (d-підрівень, — це d-елементи. На зовнішньому рівні в атомах

цих хімічних елементах перебуває один-два s-електрони. Скільки таких

елементів може бути в кожному періоді періодичної системи? Чому? Тому

що максимальна кількість електронів на d-підрівні — 10.


наведіть прикладиd-елементів.

У нижній частині таблиці окремо розташовані два ряди хімічних

елементів, що називаються лантаноїди й актиноїди. В якому періоді вони

мають розташовуватися? Скільки таких елементів у кожному періоді? Чому?

Елементи лантаноїди й актиноїди відрізняються від решти хімічних

елементів тим, що в них заповнюється електронами f-підрівень, максимальна

кількість електронів на f-підрівні — 14, тому й f-елементів у кожному періоді

— 14.


наведіть прикладиf-елементів.

ІV. Підбиття підсумків уроку

1. Що нового ви дізналися сьогодні на уроці?

2. Чому в короткоперіодній формі періодичної системи є головні й побічні

підгрупи? Чим відрізняються елементи, розташовані в головній і побічній

підгрупах?

3. Яка максимальна кількість періодів може бути в періодичній системі?

4. Яка максимальна кількість груп може бути в періодичній системі?

Чому?

5. Чому змінюються властивості хімічних елементів у періодах і групах?



виконати вправи.111

Зміна властивостей елементів у групах і періодах

112

УРОК 15

Тема. Взаємозв'язок між розміщенням елементів у періодичній

системі та властивостями хімічних елементів

Мета уроку: розширити знання про взаємозв'язок між розміщенням

хімічних елементів у періодичній системі, будовою їхніх атомів та їх

фізичними й хімічними властивостями; показати залежність між положенням

хімічного елемента в періодичній системі хімічних елементів і складом,

будовою і властивостями простих речовин, утворених цими елементами,

складом.

Тип уроку: застосування знань, умінь і навичок.

Форми роботи: хімічний диктант, робота в парах, фронтальна евристична

бесіда.


таблиця електронегативностей.

ХІД УРОКУ


Прийом «Подаруйте усмішку…» (тим, хто сьогодні від самого ранку

поруч з вами).


Хімічний диктант (робота з періодичною таблицею)

1. Назвіть елемент II періоду, що має на зовнішньому енергетичному рівні

два електрони.

2. Назвіть елемент III групи, останній заповнюваний електронами

енергетичний рівень якого — третій.

3. Назвіть елемент, у якого на п'ятому енергетичному рівні знаходиться

один електрон.

4. Назвіть елемент, у якого на другому зовнішньому енергетичному рівні

знаходиться п'ять електронів.

113

5. Назвіть елемент III періоду, що в сполуках з Гідрогеном проявляє

валентність І.

6. Назвіть елемент IV періоду, що має завершений зовнішній

енергетичний рівень.

7. Назвіть елемент III періоду, який у сполуках з Оксигеном має вищу

валентність IV.

8. Назвіть елемент VI групи, останній заповнюваний електронами

енергетичний рівень якого — другий.

9. Назвіть елемент III періоду, що має один валентний електрон.

10. Назвіть елемент головної підгрупи VI групи, що має п'ять

енергетичних рівнів.

III. Вивчення нового матеріалу

— Розкажіть, як змінюються властивості хімічних елементів у періодах і

групах.

У періодах. На початку періоду розташовуються типові метали. Назвіть їх.

На зовнішньому енергетичному рівні — один-два електрони. Поступово в

періоді зліва направо зі збільшенням порядкового номера металічні

властивості слабшають і зрештою зникають, поступаючись місцем

неметалічним.

Метали можуть легко віддавати електрони, що знаходяться на

зовнішньому рівні. Ця властивість також поступово слабшає, елементи

втрачають здатність витісняти з кислот і з води водень, утворювати основні

оксиди й основи. І навпаки, з'являється здатність утворювати кислотні

оксиди й кислоти, леткі водневі сполуки та інші характерні для неметалів

властивості.

У кінці періодів розміщуються типові неметали. Назвіть їх.

На зовнішньому рівні знаходяться переважно чотири-сім електронів. Цей

перехід від металів до неметалів зі зростанням порядкового номера елемента

в періоді відбувається поступово. При цьому в деяких елементів у середині 114

періоду зберігаються ознаки металів і одночасно з'являються властивості

неметалів. Сполуки цих елементів проявляють амфотерні властивості:

Алюміній, Скандій, Титан.

У чому ж причина такої послідовної зміни властивостей у періоді? У зміні

будови атома.

Хімічні властивості елементів визначаються поводженням електронів

зовнішнього енергетичного рівня.

Якщо на зовнішньому рівні атома мало електронів (один-три), то він у

процесі утворення хімічних сполук може легко віддавати електрони, тобто

проявляє металічні властивості. Якщо ж на зовнішньому рівні багато

електронів (чотири-сім), атом легко приймає ще електрони до завершення

цього енергетичного рівня, тобто проявляє неметалічні властивості.

Максимальна кількість електронів на зовнішньому рівні — вісім. Такий

енергетичний рівень мають інертні елементи. Назвіть їх.

Здатність атомів віддавати та приєднувати електрони кількісно

визначається електронегативністю атомів (американський учений Полінг,

1932 p.).

Електронегативність — фізична величина, що показує здатність атомів

певного елемента притягувати до себе електрони атомів інших хімічних

елементів у хімічних сполуках. (Розглядаємо з учнями таблицю

електронегативностей хімічних елементів.)

Умовно за одиницю прийнято електронегативність Літію. Відповідно

розраховано решту. Найбільшу електронегативність має атом Флора — 4,1.

Електронегативність зменшується в періодах справа наліво, у групах — згори

вниз. Аналогічно змінюються металічні й неметалічні властивості елементів.

У періодах посилюються неметалічні та слабшають металічні властивості, у

групах слабшають неметалічні й посилюються металічні властивості.

IV. Узагальнення і систематизація знань.

• Який елемент можна назвати найсильнішим неметалом?115

• Який елемент можна назвати найсильнішим металом? Чому?

У Флуору лише два енергетичні рівні, на зовнішньому рівні — сім

електронів, що міцно втримуються ядром. Тому атом Флуору ніколи не

віддає електрони, а може лише приєднувати один електрон, тобто проявляє

неметалічні властивості.

Францій — найсильніший метал. Має один електрон на сьомому

енергетичному рівні, порівняно з іншими металами найбільш віддалений від

ядра, який легко віддається.

Тренувальні вправи (робота в парах)

Використовуючи періодичну систему хімічних елементів, можна зробити

висновок про хімічні властивості простих і складних речовин, утворених

цими елементами.

Наприклад.

1) Літій — II період, І група, один електрон на зовнішньому

енергетичному рівні.

Висновок: Літій — метал, у сполуках з Оксигеном проявляє валентність І,

оксид — основний, гідроксид — основа.

2) Сульфур — III період, VI група, шість електронів на зовнішньому рівні.

Висновок: Сульфур — неметал, вища валентність у сполуках з Оксигеном

— VI, оксид — кислотний, гідроксид — кислота. Утворює летку водневу

сполуку. Валентність у сполуках з Гідрогеном — II.

Завдання 1. Складіть формули вищих оксидів, гідроксидів, сполук із

Гідрогеном для таких елементів:

а) Барій;

б) Калій;

в) Нітроген;

г) Карбон.

Завдання 2. Порівняйте металічні й неметалічні властивості в парах

елементів:

а) Барій і Кальцій;116

б) Фосфор і Хлор.

Завдання 3. Укажіть, яка основа сильніша:

а) магній гідроксид чи барій гідроксид;

б) калій гідроксид чи цезій гідроксид.

Завдання 4. Укажіть, яка кислота сильніша:

а) карбонатна чи силікатна;

б) сульфатна чи ортофосфатна.


Учитель підбиває підсумки роботи учнів на уроці, оцінює роботу груп.




117

УРОК 16

Тема. Характеристика хімічних елементів №1-20 за положенням у

періодичній системі хімічних елементів і будовою атома

Мета уроку: закріпити знання учнів про будову атома; формувати вміння

й навички характеризувати елементи №1-20 за положенням хімічних

елементів у періодичній системі й будовою атома.

Тип уроку: засвоєння вмінь і навичок.

Форми роботи: фронтальна робота, групова робота.


таблиця електронегативностей, алгоритм характеристики хімічних елементів

за положенням у періодичній системі.

ХІД УРОКУ


Перевірка готовності учнів до уроку, налаштування на робочий

настрій.


1. Фронтальне опитування

1) Як змінюються властивості елементів у періодах і групах

Періодичної системи зі збільшенням порядкового номера? Чим

пояснюються такі зміни?

2) Чомуатоми намагаютьсяприйняти або віддати електрони в

хімічнихреакціях?

3) Чому інертні гази не вступають в хімічні реакції?

4) Які частки називають іонами?

5) Чим обумовлюється радіус атомів? Як він змінюється в

періодах і групах?

6) Щоназиваютьелектронегативністю? Як вона змінюється в періодах

і групах? Відповідь обґрунтуйте.

7) Назвіть найбільш і найменш електронегативні елементи.118

3. Завдання

1) Напишіть електронну конфігурацію: а) атома Хлору і йону Cl−;

б) атома Магнію і йону Mg2 +.

2) Яка частинка має більший радіус: а) атом Натрію або атом

Калію; б) атом Натрію або йон Натрію; в) атом Хлору або атом

Брому?

ІII. Актуалізаціяопорнихзнань.

Бесіда

1) Яку фізичну суть мають порядковий номер хімічного елемента,

но-мерагрупи, періоду?

2) Розташуйтенаступнісимволи в порядку зростання металічнихвла-

стивостей елементів: a) Al, Na, Mg; б) Са, Ва, Sr.

3) Розташуйте наступні символи в порядку зростання неметалічних

властивостей елементів: а) Ті, S, Se; б) Br, Cl, F.


Положення елемента в періодичній системі може багато розповісти про

цей елемент, його сполуки, їхні властивості. Д. І. Менделєєв помітив цю

закономірність і навіть зміг передбачити властивості ще не відкритих на той

час хімічних елементів. Знання закономірностей зміни будови й властивостей

атомів дозволяють передбачати будову та властивості елементів, їхніх

сполук. Тому кількість відкритих елементів постійно збільшується.

Скористаємося алгоритмом, щоб охарактеризувати будь-який хімічний

елемент за положенням у періодичній системі. (Кожен учень одержує

алгоритм складання характеристики для роботи на уроці.)

План характеристики елемента за йогоположенням уПеріодичнійсистемі та

будовою атома.

і. Положенняв періодичнійсистемі:

а) порядковий номер елемента, його назва і відносна атомна маса

б) у якому періоді, групі, підгрупі розміщений.

іі . Будова атома:119

а) заряд ядра та його склад (кількість протонів і нейтронів);

б) кількість електронів, кількість електронних шарів і розподіл у них

електронів;

в) електронна конфігурація та схема будови атома;

г) будова зовнішнього електронного шару, його завершеність,

кількість спарених і неспарених електронів.

ііі. Характерхімічногоелемента:

а) s-, p-, d- чи f- елемент;

б) металічний чи неметалічний елемент.

IV. Характеристикасполук:

а) вищий оксид, валентність елемента в ньому, характер оксиду;

б) гідрат вищого оксиду та його характер;

в) сполука Гідрогену і валентність елемента в ній.

V. Порівнянняметалічнихабонеметалічнихвластивостейіз власти-

востямиелементів, що стоять поряд у періоді та підгрупі.

Розглянемо характеристику елементів на прикладі Нітрогену

1. Положення в періодичнійсистемі

№ 7, Нітроген, Ar= 14

Другий період, V група,

головна підгрупа

2. Будова атома

Заряд ядра +7, ядро містить 7 протонів, 7 нейтронів, в

електронній оболонці — 7електронів. Електронна оболонка

складається з двох енергетичних рівнів. На зовнішньомурівні — 5


Будова електронної оболонки: 1S2 2S2 2P3

3. Характерхімічногоелемента

р-Елемент, неметалічний елемент, до завершення електронно-го рівня

приймає три електрони.

4. Характеристикасполук120

N2O5, кислотні властивості

HNO3, сильна кислота

5. Порівнянняметалічнихабонеметалічнихвластивостей

ізвластивостямиелементів, що стоять поряд у періоді та підгрупі

Неметалічні властивості виражені

більше, ніж у Карбону й Фосфору,

але менше, ніж в Оксигену

V. Засвоєння вмінь і навичок

1. Разом з учнями заповнюємо на дошці таблицю характеристики

хімічного елемента за положенням у періодичній системі на прикладі

Карбону.

2. Учні об'єднуються в групи по три-чотири особи для складання

характеристики елементів. Кожна група одержує номер хімічного елемента

(№ 11, № 13, № 15, № 16). Учні виконують завдання упродовж 5—6 хвилин,

потім зачитують і за необхідності записують на дошці результати,

обговорюють у класі, виправляють помилки.

VІ. Підбиття підсумків уроку

Учитель підбиває підсумки роботи учнів на уроці, оцінює роботу груп.

Ми навчилися характеризувати хімічні елементи за їх положенням у

періодичній системі хімічних елементів. Де можна надалі використати ці

знання?



повторити будову атома.

Охарактеризувати за алгоритмом хімічні елементи з порядковими

номерами 15 і 20.

121

УРОК 17

Тема. Характеристика хімічних елементів за положенням у

періодичній системі хімічних елементів і будовою атома

Мета уроку: закріпити вміння й навички характеризувати елементи за їх

положенням у періодичній системі й будовою атома; підготувати учнів до

тематичного оцінювання з теми «Періодичний закон і періодична система

хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова атома».


Форми роботи: виконання тренувальних вправ, групова робота.



за положенням у періодичній системі.

ХІД УРОКУ



II. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності

1. Двоє учнів записують характеристику за положенням у періодичній

системі Силіцію й Калію.

2. З допомогою хімічних реакцій доведіть, що калій оксид є основним

оксидом.

3. З допомогою хімічних реакцій доведіть кислотний характер силіцій(ІV)

оксиду.

4. Назвіть два-три елементи, в яких неметалічні властивості виражені

сильніше, ніжу Силіцію.

5. Назвіть два-три метали, сильніші за Калій.

6*. Складіть усі можливі формули води з атомів ізотопів Гідрогену й

Оксигену й розташуйте їх у порядку зростання молярної маси.

122

III. Використання знань, умінь і навичок для виконання тренувальних

вправ

Учні об'єднуються в групи, які одержують аналогічні завдання.

1. Розв'яжіть задачу та визначте хімічний елемент за запропонованими

даними.

2. Дайте характеристику цього елемента за положенням у періодичній

системі.

3. Напишіть електронну формулу іона, утвореного цим атомом,

порівняйте її з електронною формулою атома.

Групові завдання

Група 1. Формула леткої сполуки елемента з Гідрогеном — ЕН3. Масова

частка Гідрогену в ній — 17,6 %.

Група 2. Масова частка елемента II групи у вищому оксиді дорівнює 60%.

Група 3. Масова частка Оксигену у вищому оксиді елемента II групи

дорівнює 28,6 %.

Група 4. Елемент VII групи утворює летку сполуку з Гідрогеном, масова

частка елемента в якій дорівнює 97,3 %.

Група 5. Формула вищого оксиду елемента — Е2O3. Масова частка

Оксигену дорівнює 47 %.

Групи виконують завдання, після закінчення роботи учні зачитують і

наводять на дошці результати, за необхідності доповнюють і виправляють

помилки.


Ми закріпили вміння й навички характеризувати хімічні елементи за їх

положенням у періодичній системі хімічних елементів, характеризувати

властивості простих і складних речовин, які утворюють ці елементи.

Учитель підбиває підсумки уроку, оцінює роботу груп.

V. Домашнє завдання123

Повторити матеріал про будову атома, періодичний закон. Підготуватися

до тематичного оцінювання з теми «Періодичний закон і періодична система

хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова атома».

124

Урок 18

Тема. Контрольна робота по темі «Періодичний закон і періодична

система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова атома»

Мета уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів з теми

«Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І.

Менделєєва. Будова атома»; визначити рівень навчальних досягнень учнів з

теми.

Тип уроку: контроль і коригування знань, умінь і навичок.

Форма роботи: письмова контрольна робота за варіантами.



за положенням у періодичній таблиці.

ХІД УРОКУ



II. Письмова контрольна робота

Учитель розподіляє варіанти, нагадує учням зміст завдань, час виконання,

ключові моменти оформлення відповідей і систему оцінювання:



• завдання 1—6 — тестові, кожне завдання оцінюється в 0,5 бала, у сумі

перші шістьзавдань — 3 бали;

• завдання 7—9 оцінюються по 2 бали, разом за дев'ять правильно виконаних

завдань — 9 балів;

• завдання 10 пропонується виконувати учням, які претендують на оцінку 12

балів, оцінюється в 3 бали.

Отже, максимальна оцінка за правильно виконану роботу становить 12 балів.

Час на виконання роботи — 40 хв.

Варіант І125

І рівень

1. Заряд ядра атома визначається:

а) числом електронів на зовнішньомуенергетичномурівні;

б) числом нейтронів;

в) числом протонів.

2. Ядро атома містить відповідно протонів і нейтронів:

а) 80 і 120;

б) 80 і 100;

в) 80 і 80.

3. Укажіть максимальну кількість електронів, що може перебувати на одній

орбіталі:

а) три;

б) два;

в) один.

ІІ рівень

4. Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня

атома ns2np6 відповідає елементам головної підгрупи:

а) VI групи;

б) II групи;

в) VIII групи.

5. Відносна молекулярна маса оксиду елемента І групи дорівнює 144. Масова

частка елемента в ньому — 88,89 %. Укажіть елемент:

а) Сu;

б) К;

в) Рb.

6. У ряду кислот НСlO4 - H2SO4 - Н3РO4 - H2SiO3 найбільш сильною кислотою

є:

а) Н3РO4;

б) H2SiO3;

в) НСlO4; 126

г) H2SO4:

ІІІ рівень

7. Елемент головної підгрупи IV групиутворює летку сполуку з Гідрогеном,

масова частка цього елемента в якій — 5,2 %. Визначте цей елемент, укажіть

формулу його вищого оксиду й леткої сполуки з Гідрогеном.

8. Напишіть схему будови атома, електронну формулу і схему розподіл

електронів по квантових комірках:

а) для атома Фосфору;

б) для іона Алюмінію АГ3.

9. Двовалентний метал масою 2,5 г без залишку прореагував з водою. При

цьому виділився газ об'ємом 1,4 л (н. у.). Визначте метал.

ІV рівень

10. Здопомогою алгоритму складіть характеристику Карбону за положенням

у періодичній системі хімічних елементів.

Варіант II

I рівень

1. В основу класифікаціїхімічнихелементів Д. І. Менделєєв поклав:

а) валентність атомів хімічних елементів;

б) властивості хімічних елементів;

в) відносну атомну масу.

2. Ядро атома 82209Рb міститьвідповіднопротонів і нейтронів:

а) 82 і 82;

б) 82 і 127;

в) 82 і 107.

3. Укажіть, чим відрізняються між собою s- і р-орбіталі:

а) тількирозміром;

б) спіном;

в) формою та просторовою орієнтацією.

II рівень

127

4. Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома ns2np2

відповідає елементам головної підгрупи:

а) VI групи;

б) IV групи;

в) II групи.

5. Відносна густина леткої сполуки з Гідрогеном елемента головної підгрупи

V групи за воднем дорівнює 17. Масова частка елемента в цій сполуці — 91,2

%. Укажітьелемент:

a) N;

б) As;

в) Рb.

6. У ряду гідроксидів LiOН - Ве(ОН)2 - Н3ВO3 -Н2СO3 найбільш сильною

основою є:

a) LiOH;

б) Ве(ОН)2;

в) Н3ВO3;

г) Н2СO3.

3 рівень

7. Елемент головної підгрупи V групи утворює вищий оксид, масова частка

Оксигену в якому — 74,07 %. Визначте цей елемент, укажіть формулу його

вищого оксиду та леткої сполуки з Гідрогеном.

8. Напишіть схему будови атома, електронну формулу і схему розподілу

електронів по квантових комірках для:

а) атома Магнію;

б) іона Сульфуру S-2.

9. Метал другої групи масою 6 г без залишку прореагував із розчином

хлоридної кислоти. При цьому виділився газ об'ємом 5,6 л (н. у.). Визначте

метал.

IV рівень

128

10. Здопомогою алгоритму складіть характеристику Нітрогену за

положенням у періодичній системі хімічних елементів.

Варіант III

I рівень

1. Число нейтронів у ядрі атома можна визначити так:

а) від нуклонного числа відняти число електронів;

б) від нуклонного числа відняти протонне число;

в) дорівнює значенню протонного числа.

2. Ядро атома містить відповідно протонів і нейтронів:

а) 92 і 147;

б) 92 і 92;

в) 92 і 145.

3. Максимальна кількість електронів на третьому енергетичному рівні

дорівнює:

а) 18;

б) 12;

в) 8.

II рівень

4. Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня

атома ns2np5 відповідає елементам головної підгрупи:

а) V групи;

б) VI групи;

в) VII групи.

5. Відносна молекулярна маса оксиду тривалентного металу в 76 разів

більша, ніж відносна молекулярна масса водню. Масова частка елемента в

цій сполуці — 68,42 %. Укажіть елемент:

а) Сr;

б) Аl;

в) Sc.

129

6. У ряду оксидів SiO2 - Р2O5 - SO3 - Сl2O7 найсильніші кислотні властивості

проявляє:

a) SiO2;

б) Р2O5;

в) SO3;

г) Сl2O7.

III рівень

7. Елемент головної підгрупи V групи утворює кислоту складу Н3ЕO4,

відносна молекулярна маса якої дорівнює 142, масова частка елемента в ній

становить 52,82 %. Визначте цей елемент.

8. Напишіть схему будови атома, електронну формулу та схему розподілу

електронів по квантових комірках для:

а) атома Хлору;

б) іона Натрію Na+.

9. Лужний метал масою 5,75 г без залишку прореагував із водою. При цьому

виділився газ об'ємом 2,8 л (н. у.). Визначте метал.

IV рівень

10. З допомогою алгоритму складіть характеристику Магнію за

положенням у періодичній системі хімічних елементів.

III. Домашнє завдання

130

ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК І БУДОВА РЕЧОВИНИ

УРОК 19

Тема. Електронна природа хімічного зв'язку. Поняття про

електронегативність

Мета уроку: ознайомити учнів із причинами виникнення хімічного зв'язку

між атомами в процесі утворення простих і складних речовин, типами

хімічного зв'язку; розкрити зміст поняття електронегативність та його

застосування для визначення типу хімічного зв'язку; поглибити знання про

періодичний закон і будову атома на прикладі утворення хімічного зв'язку

між атомами різних хімічних елементів; розвивати вміня аналізувати,

порівнювати і використовувати отриманні раніше знання; виховувати

позитивне ставлення до пізнаваності навколишнього світу.


Форми роботи: розповідь учителя, фронтальна евристична бесіда.


таблиця електронегативностей, схеми будови атомів елементів I—III

періодів.

ХІД УРОКУ

І. Організаційний момент

Вступне слово вчителя (загальні уявлення про місце досліджуваної теми в

курсі хімії в школі, оголошення теми, плану й основних цілей теми)


Фронтальна бесіда (робота з періодичною системою хімічних елементів і

схемами будови атомів хімічних елементів)

1. Наведіть приклади елементів-металів.

2. Наведіть приклади елементів-неметалів.

3. Чим відрізняється будова зовнішнього енергетичного рівня в елементів

металів і неметалів?131

4. Назвіть хімічні елементи періодичної системи, що мають завершений

зовнішній енергетичний рівень.

5. Наведіть приклади хімічних елементів з незавершеним зовнішнім

енергетичним рівнем.

6. За якими властивостями відрізняються елементи із завершеним і

незавершеним зовнішнім енергетичним рівнем?

7. Наведіть приклади s-елементів, p-елементів, d-елементів, f-елементів.


У природі рідко коли можна зустріти атоми у вільному стані. Найчастіше

вони утворюють велику кількість сполук з іншими атомами. Причина

стійкості молекул полягає в тому, що між сполученими атомами в молекулі

виникає хімічний зв'язок, в утворенні якого головну роль відіграють

електрони зовнішнього рівня.


Основна причина утворення зв'язку між атомами — їх прагнення утворити

стійку електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня. Таким

рівнем можна вважати восьми-електронний завершений

рівень ns2np6, наприклад у інертних елементів. Завершений рівень

характеризується високою міцністю і стійкістю. У процесі хімічної взаємодії

атоми прагнуть перетворити зовнішній енергетичний рівень так, щоб він став

завершеним.

У процесі утворення хімічного зв'язку атоми перебудовують зовнішній

енергетичний рівень. При цьому атоми можуть віддавати або приєднувати

(частково чи повністю) електрони зовнішнього енергетичного рівня. Учення

про будову атомів пояснює механізм утворення молекул простих і складних

речовин, а також природу хімічного зв'язку. Кількісно здатність притягувати

електрони зовнішнього енергетичного рівня інших атомів вимірюється

поняттям електронегативності.

• Який елемент має найбільшу електронегативність?

• Який елемент має найменшу електронегативність?132

• В яких елементів — металів чи неметалів — електронегативність менша?

З допомогою таблиці електронегативностей розглянемо можливі схеми

перетворення зовнішнього енергетичного рівня в металів і неметалів.

IV. Закріплення нового матеріалу

Побудуємо електронну формулу Натрію. Це метал, може лише віддавати

електрони.

Охарактеризуємо зовнішній рівень атома Натрію: незавершений, один

неспарений електрон. Атом Натрію легко може віддати один електрон, при

цьому змінюється електронна формула:

Зовнішній енергетичний рівень перетворюється на завершений (як в атома

Неону, але атом стає зарядженою частинкою — позитивним іоном).

Аналогічно розглядаємо схеми будови атома Магнію та іона Магнію.

У іона Магнію зовнішній рівень завершений, як в атома Неону.

Розглянемо атом Флуору. Це найсильніший неметал, має найвищу

електронегативність, може лише приєднувати електрони.

Незавершений сьомий електронний зовнішній рівень Флуору

перетворюється на завершений, як в атома Неону.

Пропонуємо учням самостійно записати будову атома й електронні

формули атома та іона Оксигену.

Відносна електронегативність хімічних елементів

133


• У чому причина утворення хімічного зв'язку між атомами?

• Чому атоми різних елементів утримуються один біля одного?

• Чому можливе утворення хімічного зв'язку і між атомами однакових, і

між атомами різних хімічних елементів?

VI. Домашнє завдання


134

УРОК 20

Тема. Ковалентний зв'язок, його види — полярний і неполярний.

Утворення ковалентного неполярного й полярного видів зв'язку

Мета уроку: ознайомити учнів із принципами утворення ковалентного

неполярного й полярного видів зв'язку; розвивати навички складання

електронних формул речовин; виховувати понятя про єдність будови

речовин, формувати науковий світогляд.


Форми роботи: розповідь учителя, самостійна робота в групах.


таблиця електронегативностей, схеми будови молекул водню і флуороводню.

ХІД УРОКУ


Вітання з классом перевірка готовності учнів до уроку.

II. Перевірка домашнього завдання.

Актуалізація опорних знань

Робота біля дошки

1. Двоє учнів записують домашнє завдання.

2. Двоє учнів будують електронні формули атомів Літію та Хлору.

3. Як перетворити зовнішній енергетичний рівень цих атомів на

завершений?

4. Який стан енергетично більш вигідний — Li чи Li+; F чи F-?


Розглянемо схему будови атома Гідрогену:

Для завершення зовнішнього (першого) рівня йому не вистачає одного

електрона.

Ядро вільного атома Гідрогену оточене сферичною симетричною

електронною хмариною. Якщо два атоми Гідрогену віддалені один від 135

одного на значну відстань, то вони не взаємодіють між собою. У разі

зближення атомів Гідрогену на достатню відстань між ядром одного атома й

електронною оболонкою іншого атома виникає сила притягання. Унаслідок

зближення атомів на певну відстань (розглядаємо схему утворення молекули

водню) між ядрами атомів відбувається перекривання електронних хмарин і

два електрони різних атомів Гідрогену утворюють спільну електронну пару.

Між ядрами утворюється підвищена щільність негативного заряду, що

утримує ядра, урівноважуючи їх взаємне відштовхування. Обидва електрони,

кожен з яких раніше належав різним атомам, утворюють пари. У результаті

виникає зв'язок між атомами Гідрогену. Кожен атом перетворює зовнішній

електронний рівень на завершений, як в атома Гелію. (Записуємо електронну

схему утворення молекули водню.)

Зв'язок між атомами з допомогою утворення спільної електронної пари

називається ковалентним зв'язком.

Хімічний зв'язок між атомами характеризується суворо визначеною

відстанню між ядрами, за якого притягання між атомами є максимальним. Ця

відстань називається довжиною зв'язку. Характеристикою хімічного зв'язку

також є енергія зв'язку і кут зв'язку.

Ковалентний зв'язок виникає не лише між однаковими атомами, але й між

атомами різних хімічних елементів, наприклад у гідроген флуориді.

Розглядаємо з учнями схему утворення молекул галогеноводнів.

Розрізняють два різновиди ковалентного зв'язку — неполярний і

полярний. У молекулі водню ковалентний зв'язок утворений спільною

електронною парою між двома однаковими атомами Гідрогену. Спільна

електронна пара розташовується симетрично щодо двох ядер, тому що вони

мають однакову здатність притягувати електрони, тобто електронегативність.

Такий зв'язок називається неполярним ковалентним зв'язком. Він

утворюється між атомами елементів з однаковою електронегативністю.

Наприклад (використовуємо таблицю електронегативностей): Н2, Cl2, F2, РН3.136

Якщо електронегативність атомів різна, то спільна електронна пара

зміщається до ядра атома з більшою електронегативністю. Такий зв'язок

називається ковалентним полярним зв'язком. Наприклад: Н- F, Н-С1, NH3.

Різниця в електронегативностях не більш ніж 2.

Пропонуємо учням за таблицею електронегативностей підібрати пари

елементів, які утворюють між собою ковалентний полярний зв'язок.


1. Серед наведених молекул укажіть молекули, утворені ковалентним

полярним зв'язком: HBr, N2, N2O5, O2, Н2O, H2S.

2. Складіть схему утворення молекул.


Ще раз звертаємо увагу учнів на те, що зовнішній рівень обох атомів став

завершеним, в утворенні хімічного зв'язку беруть участь тільки електрони

зовнішнього рівня.

1. На які види поділяється ковалентний зв'язок?

2. Як можна визначити, полярним чи неполярним ковалентним зв'язком

утворена молекула певної речовини?

3. За яким принципом утворюється ковалентний зв'язок?



Скласти схему утворення молекули води

137

Ковалентний зв'язок (полярний та неполярний)

Ковалентний полярний зв'язок

138

УРОК 21

Тема. Йонний зв'язок

Мета уроку: розширити знання учнів про будову атомів металів і

неметалів на прикладі утворення йонів; ознайомити учнів з механізмом

утворення йонного зв'язку; розвивати навички складання електронних

формул речовин; виховувати цілісне уявлення при поясненні природи

речовин і суті хімічних явищ.


Форми роботи: розповідь учителя, самостійна робота, групова робота.


таблиця електронегативностей, схеми будови молекули натрій хлориду.

ХІД УРОКУ




Актуалізація опорних знань

На дошці виписані формули речовин.

HBr, N2, NH3, Н2O, Н2, NO2, O2, Р2O5, НI, Вr2

1. Виберіть із переліку:

варіант І — речовини з ковалентним полярним зв'язком;

варіант II — речовини з ковалентним неполярним зв'язком.

2. Укажіть, які електрони атомів Гідрогену і Брому беруть участь в

утворенні хімічного зв'язку в молекулі НВr. Зобразіть електронну формулу

цієї молекули.

3. Які електрони атомів Нітрогену й Фосфору беруть участь в утворенні

хімічного зв'язку з атомами Гідрогену? Скільки ковалентних зв'язків може

утворити кожен із цих атомів.

4. Використовуючи значення електронегативностей, поясніть, у якому

напрямку будуть зміщатися спільні електронні пари.

139

5. Який із хімічних зв’язків: H-Cl, H-Br, Н-І, Н-Р, H-S — є найбільш

полярним? Скористаємося таблицею електронегативностей, знайдемо

різницю електронегативностей атомів. Там, де ця різниця найбільша, зв'язок

більш полярний.

6. Учні самостійно виконують завдання.

Оксиген утворює хімічні зв'язки з Літієм, Карбоном, Бором, Фосфором.

Складіть молекулярні формули цих речовин, укажіть, використовуючи

значення електронегативностей, який із цих зв'язків найбільш полярний, а

який найменш полярний.


Розглянемо процес утворення йонів на прикладі атомів Натрію і Хлору.

Два учні на дошці зображають схему будови атомів Натрію і Хлору.

— Охарактеризуйте зовнішній енергетичний рівень цих атомів.

Натрій — зовнішній рівень незавершений, має один електрон, для

перетворення цього рівня на завершений атом Натрію може віддати один

електрон, при цьому він перетвориться на позитивний йон (катіон).

Хлор — зовнішній рівень незавершений, має сім електронів, для

перетворення на завершений йому необхідно прийняти один електрон, у

результаті атом Хлору перетвориться на негативний йон (аніон).

Такі йони мають завершений зовнішній енергетичний рівень. Між ними

виникають сили притягання й утворюється хімічний зв'язок, що називається

йонним. У цьому випадку спільна електронна пара переходить у володіння

більш електронегативного атома (різниця в електронегативностях більш ніж

2).

Утворені сполуки мають йонний зв'язок (розглядаємо схему утворення

йонного зв'язку між атомами Натрію і Хлору).

IV. Закріплення вмінь і навичок

1. Складіть схему утворення молекул Li, HF, F2. Визначте вид хімічного

зв'язку в утворених молекулах.

2. Самостійна робота за варіантами з взаємоперевіркою140

Варіант І

Завдання 1. Сульфур утворює хімічний зв'язок з атомами: Калій, Гідроген,

Карбон. Який зі зв'язків буде найбільш полярним?

Завдання 2. Складіть схему утворення молекули: NaF, Н20. Укажіть вид

хімічного зв'язку. Які електрони беруть участь в утворенні хімічного зв'язку в

цих молекулах?

Варіант II

Завдання 1. Оксиген утворює хімічний зв'язок з атомами: Магній, Силіцій,

Сульфур. Який зі зв'язків буде найбільш полярним?

Завдання 2. Складіть схему утворення молекули: LiCl, H2S. Укажіть вид

хімічного зв'язку. Які електрони беруть участь в утворенні хімічного зв'язку в

цих молекулах?


Після виконання самостійної роботи обговорюємо результати, коригуємо

відповіді учнів, акцентуємо увагу на типових помилках, аналізуємо недоліки,

ще раз повторюємо ключові моменти досліджуваної теми.

1. Які види хімічного зв'язку ви знаєте?

2. Чи можна стверджувати, що ковалентний зв'язок виникає між атомами

неметалів?

3. Чи можна стверджувати, що йонний зв'язок можливий лише між

атомами металів і неметалів?

4. Чи можуть метали утворювати негативні йони?

5. Чи можуть неметали утворювати позитивні йони?



141

Утворення йонного зв’язку

142

УРОК 22

Тема. Ковалентний полярний і неполярний зв'язок, йонний зв'язок.

Електронні формули молекул речовин

Мета уроку: закріпити знання про види хімічного зв'язку, уміння

визначати вид хімічних зв'язків у молекулах за будовою атомів, що

утворюють цю молекулу; розвивати навички написання електронних формул

речовин; формувати науковий світогляд.

Тип уроку: засвоєння знань, умінь і навичок;

Форми роботи: самостійна робота, групова робота.



ХІД УРОКУ





1. Які види хімічного зв'язку ви знаєте?

2. Напишіть електронні та структурні формули молекул (три учні біля

дошки): РН3, Н2O, O2.

Назвіть вид хімічного зв'язку й електрони, що беруть участь в утворенні

зв'язку в цих молекулах.

3. Чому молекулу води називають диполем?

4. Чому в молекулах простих речовин ділянка електронної густини після

перекривання орбіталей розташовується симетрично відносно ядер атомів?

5. Поясніть, з погляду будови атома, чому молекули інертних елементів

складаються з окремих атомів.

6. Порівняйте, в якій із двох пар елементів, з погляду теорії будови атома,

спостерігається тенденція до утворення іонного зв'язку:

а) С і S; 143

б) Na і F.

III. Засвоєння знань, умінь і навичок

Групи одержують перехресні завдання з метою взаємоперевірки.

Завдання 1

Група 1

Атом елемента має на чотири електрони менше, ніж йон Магнію. Назвіть

цей елемент, складіть електронну формулу атома.

Група 2

Атом елемента має на чотири електрони більше, ніж йон Натрію. Назвіть

цей елемент, складіть електронну формулу атома.

Група 3

Атом елемента має на два електрони більше, ніж йон Літію. Назвіть цей

елемент, складіть електронну формулу атома.

144

Група 4

Атом елемента має на три електрони менше, ніж йон Калію. Назвіть цей

елемент, складіть електронну формулу атома.

Завдання 2

Складіть схему утворення хімічного зв'язку цього елемента:

а) з Оксигеном;

б) з Гідрогеном.

Опишіть на підставі будови атома, якими електронами утворений

хімічний зв'язок у сполуках з Гідрогеном.

Завдання 3

Обчисліть масову частку Оксигену в отриманих сполуках.

Завдання 4

Обчисліть об'єм водню (за н. у.), що прореагує без залишку з простою

речовиною, утвореною цим хімічним елементом масою 20 г.

Завдання 5 (фронтальна робота)

На дошці записані чотири оксиди й чотири сполуки з Гідрогеном, складені

групами.

1) Розташуйте оксиди в порядку зростання полярності зв'язку Е - О.

2) Розташуйте сполуки з Гідрогеном у порядку зменшення полярності

зв'язку Е - Н.


У результаті групової роботи вчитель узагальнює знання про хімічний

зв'язок, підкреслює зв'язок між хімічним зв'язком і будовою атома, показує

відмінності в хімічних і фізичних властивостях речовин, утворених різними

видами хімічного зв'язку.


Опрацювати відповідний параграф підручника і виконати завдання до

нього.145

Творче завдання. Опишіть фізичні й хімічні властивості однієї-двох

речовин з різними видами хімічного зв'язку.

Типи хімічних зв’язків

146

УРОК 23

Тема. Ступінь окиснення. Визначення ступеня окиснення атомів

елементів за хімічними формулами сполук

Мета уроку: сформувати уявлення про ступінь окиснення, розділити

поняття «валентність» і «ступінь окиснення»; розвивати навички визначення

ступеня окиснення в сполуках за формулами, а також за будовою атомів, які

утворюють ці сполуки; сформувати навички складання хімічних формул за

відомими ступенями окиснення атомів; формувати науковий світогляд учнів.


Форми роботи: розповідь учителя, тренувальні вправи, індивідуальна

робота за картками.


картка-інструкція з визначення ступенів окиснення.

ХІД УРОКУ



Біля дошки троє учнів виконують завдання, одночасно клас працює в

зошитах.

Завдання. Визначте вид хімічного зв'язку у молекулах. Покажіть, до якого

атома зміщатимуться електрони в молекулах: НСl, NaCl, Сl2.

Після виконання завдання разом із класом аналізуємо відповіді учнів,

показуємо, що у випадку гідроген хлориду спільна електронна пара

зміщається до більш електронегативного атома Хлору. Умовно атом

Гідрогену віддає один електрон, а атом Хлору його приєднує. Тому молекула

полярна.

У молекулі натрій хлориду атом Натрію віддає атому Хлору один

електрон, у результаті чого вони перетворюються на заряджені частинки —

йони, які притягуються один до одного:

147

В обох випадках ми говоримо про перерозподіл електронів усередині

молекули.


Для характеристики атомів хімічних елементів у сполуках з йонним і

ковалентним полярним зв'язком використовують поняття ступеня окиснення.

Ступінь окиснення — це умовний заряд, який отримали б атоми в

сполуках у результаті обміну електронами в процесі утворення хімічного

зв'язку.

Ступінь окиснення може дорівнювати нулю або виражатися цілим

додатним або від'ємним числом.

Ступінь окиснення можна розрахувати виходячи з будови атома певного

хімічного елемента або за формулою хімічної речовини.

Розглянемо будову атома Флуору. Зовнішній рівень незавершений. На

зовнішньому рівні сім електронів, один неспарений. В атома Флуору

найвища електронегативність. Він може лише приєднувати електрони. Отже,

після приєднання одного електрона ступінь окиснення Флуору

дорівнюватиме —1.

Аналогічно розглядаємо будову атома Оксигену. Характерний ступінь

окиснення Оксигену з менш електронегативними елементами дорівнює —2.

У сполуці з Флуором він дорівнює +2 (OF2).

Розглянемо деякі правила розрахунку ступенів окиснення. (Учні

одержують картку-інструкцію.)

1) Сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю.

2) Ступінь окиснення атомів простої речовини дорівнює нулю.

3) Ступінь окиснення атома Флуору в сполуках дорівнює —1.

4) Характерний ступінь окиснення атома Оксигену в складних речовинах

дорівнює —2 (винятки OF2, Н2О2).

148

5) Ступінь окиснення атома Гідрогену в складних речовинах дорівнює + 1

(винятки — гідриди металів, —1).

6) Ступінь окиснення металів у сполуках завжди додатний.

Згадуємо будову атомів елементів I—III періодів (за схемою).

Легко можна помітити, що в металів І групи головної підгрупи ступінь

окиснення за кількістю електронів на зовнішньому рівні дорівнює +1. Для

металів головної підгрупи другої групи ступінь окиснення дорівнює +2, для

металів третьої групи головної підгрупи дорівнює +3.

7) Сума ступенів окиснення атомів у складних йонах дорівнює заряду

йона.

За відомими ступенями окиснення можна складати формули складних

речовин.

Яких правил слід дотримуватися під час складання формул?

1) Сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю.

2) Сума ступенів окиснення атомів у складних іонах дорівнює заряду іона.

Розглянемо на прикладі.

Кальцій — метал II групи головної підгрупи, отже, ступінь окиснення

дорівнює +2.

Оксиген — неметал VI групи головної підгрупи, ступінь окиснення —2.

Формула сполуки — Са+2O-2, +2 - 2 = 0, отже, індекси дорівнюють 1.

Для алюміній оксиду: Аl2+3O3

-2, +3 · 2 - 2 · 3 = 0.

Для складання формул солей необхідно враховувати заряд іонів

кислотних залишків. Розглядаємо на прикладі: Na2SO4, Са3(РO4)2.

IV. Керована практика

Розглянемо ці положення на конкретних прикладах.

Завдання 1. Учні по ланцюжку біля дошки розраховують ступінь

окиснення атомів у записаних на дошці формулах речовин:

149

СO2, СН4, NH3, N2O5, H2S.

Завдання 2. Індивідуальна робота учнів за картками з визначення ступенів

окиснення атомів у речовинах:

Na2O, Сl2O7, NO2, CuO, АlСl3, H2SO4, NaOH, KNO3.

Учитель контролює індивідуальну роботу учнів, коригує помилки,

індивідуально консультує учнів.

Потім по ланцюжку учні записують відповіді з метою перевірки, вносять

виправлення, за необхідності вчитель ще раз пояснює правила визначення

ступенів окиснення на конкретних прикладах.


Учитель обговорює з учнями такі питання:

1. Чому в простих речовинах в атомів ступінь окиснення — нуль?

2. Який знак має ступінь окиснення атома, що притягує електрони?

3. Чому атоми металів виявляють у сполуках лише додатні ступені

окиснення?

4. Як визначається ступінь окиснення атомів у складних сполуках?


Опрацювати відповідний параграф підручника, виконати вправи до нього.

150

УРОК 24

Тема. Складання формул сполук за відомим ступенем окиснення

атомів елементів

Мета уроку: закріпити навички складання хімічних формул за відомими

ступенями окиснення атомів, визначення ступенів окиснення, показати

єдність двох процесів — окиснення й відновлення — як властивості атомів

віддавати та приєднувати електрони; розвивати навички учнів застосовувати

набутті знання; виховувати позитивне ставлення до пізнаваності

навколишнього світу.


Форми роботи: розповідь учителя, виконання тренувальних вправ,

індивідуальна робота за картками-завданнями.


ХІД УРОКУ



Атом Сульфуру може проявляти ступені окиснення в сполуках: —2, +4,

+6. Запишіть процеси переходу електронів, у результаті яких ступінь

окиснення Сульфуру зміниться від 0 до —2, +4, +6.

III. Засвоєння нових знань


Процес віддачі електронів атомами називається окиснення. Ступінь

окиснення при цьому збільшується.

Атом, що віддає електрони, називається відновником:

Al0-3e→ Al+3

Fe+2-1e→ Fe+3

151

Процес приєднання електронів атомами називається відновлення Ступінь

окиснення при цьому знижується.

Атом, що приєднує електрони, називається окисником:

S0+2e→ S-2

Розглянемо рівняння горіння вугілля:

С + O2 СO2

У результаті хімічної реакції ступінь окиснення Карбону змінюється від 0

до +4:

С0 - 4е- С+4 — процес — окиснення, атом Карбону — відновник.

Ступінь окиснення атома Оксигену змінюється від 0 до —2.

О0 + 2е- О-2 — процес — відновлення, атом Оксигену — окисник.

Звертаємо увагу учнів на те, що реакції окиснення й відновлення

протікають разом, тому й хімічні реакції зі зміною ступеня окиснення атомів

називаються окисно-відновними реакціями.

IV. Закріплення вмінь і навичок

Завдання 1. Обчисліть кількість відданих або прийнятих електронів

відповідно до схеми. Укажіть процеси окиснення й відновлення:

Завдання 2. В якому ступені окиснення атоми можуть виявляти відновні

властивості?

Завдання 3. Чи можуть іони виявляти відновні властивості?

Так, у вищому або проміжному ступені окиснення.

У найвищому ступені окиснення атоми можуть виявляти лише окисні


152

У нижчому ступені окиснення атоми можуть виявляти лише відновні


У проміжному ступені окиснення — й окисні, і відновні.

Завдання 4. На підставі будови атома обчисліть вищий і нижчий ступені

окиснення атомів Сульфуру, Нітрогену, Хлору. Укажіть, у якому ступені

окиснення ці атоми виявляють окисні властивості, у якому — відновні.

Завдання 5. Обчисліть ступені окиснення атомів у формулах хімічних

речовин, що беруть участь у хімічних реакціях, укажіть окисник, відновник:

V. Незалежна практика

За карткою-завданням учні самостійно виконують завдання, одержують

консультацію вчителя й учнів у класі.

Завдання 6. Допишіть рівняння, розрахуйте ступені окиснення атомів,

укажіть окисник і відновник:

Усно перевіряємо виконані завдання, решту учні виконують удома.


Опрацювати відповідний параграф підручника, виконати вправи за

карткою-завданням.

153

УРОК 25

Тема. Кристалічні ґратки. Атомні, молекулярні та йонні кристали

Мета : показати взаємозв'язок між будовою речовин та їх фізичними

властивостями на підставі знань про типи хімічних зв'язків у неорганічних

речовинах; ознайомити учнів з типами кристалічних ґраток (атомною,

молекулярною, йонною, металевою); сформувати вміння характеризувати

фізичні властивості речовин за типом кристалічних ґраток і видом хімічного

зв'язку; виховувати науковий світогляд.


Форми роботи: фронтальна бесіда, демонстраційний експеримент,

тренувальні вправи.


моделі кристалічних ґраток (натрій хлорид, алмаз, графіт, карбон(ІУ) оксид,

залізо).

ХІД УРОКУ




1. Який вид хімічного зв'язку називається ковалентним?

2. Який вид хімічного зв'язку називається йонним?

3. Які частинки називаються йонами? Як вони утворюються?

4. Наведіть приклади речовин з ковалентним полярним, ковалентним

неполярним, йонним зв'язком. (Учні зачитують із підготовлених удома

описів речовини з різними видами хімічного зв’язку і записують на дошці.)

Учитель узагальнює наведені учнями відомості: між будовою речовин, їх

фізичними й хімічними властивостями існує тісний взаємозв'язок.

III. Засвоєння нових знань, умінь і навичок154

Демонстрація 15. Моделі кристалічних ґраток різних типів

Розглядаємо моделі кристалічних ґраток натрій хлориду, алмазу, графіту,

карбон(ІV) оксиду.

По черзі на підставі попередніх знань учні описують властивості кожної

речовини.

Натрій хлорид — твердий, кристалічний, тугоплавкий, добре розчинний у

воді. Хімічний зв'язок — йонний, у вузлах кристалічних ґраток знаходяться

іони Натрію і Хлору, які утримуються силами кулонівського притягання.

Такий тип кристалічних ґраток називається йонний.

Алмаз — найтвердіша речовина, тугоплавка, нерозчинна у воді. Тип

зв'язку — ковалентний неполярний, найміцніший. У вузлах кристалічних

ґраток знаходяться атоми Карбону, зв'язані між собою ковалентним

полярним зв'язком. Такі кристалічні ґратки називаються атомними.

Карбон(ІV) оксид — за нормальних умов газ, низькі температури

плавлення й кипіння, розчинний у воді. У твердому стані у вузлах

кристалічних ґраток знаходяться молекули вуглекислого газу. Зв'язок між

вузлами кристалічних ґраток — міжмолекулярна взаємодія. Такі кристалічні

ґратки називаються молекулярними.

Залізо — електропровідність, металевий блиск, високі температури

кипіння і плавлення, нерозчинне у воді. У вузлах кристалічних ґраток

знаходяться атоми та йони Феруму, а між вузлами ґраток рухаються вільні

електрони. Такий тип ґраток називається металевим.


1. Які сили утримують атоми, молекули, йони в кристалах?

2. Учні на підставі отриманих знань заповнюють таблицю.

155

Тип

кристалічних

ґраток

ХарактеристикаПриклади

речовинФізичні властивості

Молекулярни

й

У вузлах

кристалічних

ґраток знаходяться

полярні або

неполярні

молекули, зв’язані

між собою

слабкими силами

електростатичного

притягання

Вода,

амоніак,

більшість

органічних

сполук

Невисокі

температури

плавлення й

кипіння, нетверді,

діелектрики,

розчинні (з

полярним типом

зв’язку) і

нерозчинні (з

неполярним типом

зв’язку)

Атомний У вузлах атомних

ґраток розміщені

атоми, зв’язані між

собою спільними

електронними

парами

Алмаз Високі температури

плавлення й

кипіння, тверді,

крихкі, діелектрики

або

напівпровідники,

нерозчинні

Йонний У вузлах йонних

ґраток почергово

розташовані

позитивно й

негативно

заряджені іони

Більшість

солей,

оксидів та

основ

Високі температури

плавлення, кипіння,

тверді, крихкі,

діелектрики, у

водних розчинах

або розплавах —

провідники,

розчинні

Металевий У вузлах Метали, Різні температури 156

металевих ґраток

поряд з

нейтральними

атомами

розміщаються

позитивно

заряджені іони

металів

сплави плавлення й

кипіння, переважно

високі, тверді,

пластичні,

провідники,

нерозчинні у воді

3. Самостійна робота

На підставі таблиці учні самостійно складають і заповнюють таблицю.

Речовина

Вид

хімічного

зв’язку

Тип

кристалічни

х Ґраток

Структурн

і частинки

Сили

взаємодії

Фізичні

властивості

NaCl

Н2О

N2

Cu

V. Підбиття підсумків

1. Що нового ви дізналися на уроці про будову речовин?

2. З якими типами кристалічних ґраток ми познайомилися на уроці?

3. Чим зумовлений той чи інший тип кристалічних ґраток речовини у

твердому агрегатному стані?

4. Як називаються речовини, які не мають кристалічних ґраток?


Опрацювати відповідний параграф підручника, виконати завдання до

нього, повторити види хімічного зв'язку.157

Типи кристалічних граток

158

УРОК 26

Тема. Залежність фізичних властивостей речовин від типів

кристалічних ґраток

Мета уроку: систематизувати знання учнів про будову речовин на

прикладі речовин з різними типами кристалічних ґраток; розвивати вміння й

навички порівнювати властивості речовин та їх будову, аналізувати будову

атома й будову речовин та їх зв'язки з фізичними властивостями простих і

складних речовин; виховувати науковість у пізнанні оточуючих явищ і

будови речовин.

Тип уроку: узагальнення й систематизації знань, умінь і навичок;

проектний урок

Форми роботи: фронтальна бесіда, демонстраційний експеримент, робота

в групах, індивідуальна робота за картками.


приклади речовин з різними типами кристалічних ґраток.

ХІД УРОКУ



Самостійна робота за картками

Завдання (на дошці). Охарактеризуйте вид хімічного зв'язку, тип

кристалічних ґраток, структурні частинки, що знаходяться у вузлах

кристалічних ґраток, сили, які їх утримують, фізичні властивості речовин,

ступені окиснення.

Кожен учень одержує картку з формулою речовини, індивідуально

виконує завдання і здає на перевірку.

Два-три учні (на вибір) зачитують свої відповіді, клас за необхідності

коментує, учитель відзначає правильні й невірні судження.

159

Речовини: Cl2,КСl, O2, H2S, Br2, SiO2,СаСl2, CaS, HBr,СO2, SO3,ВН3, NaBr,

MgS та ін.

III. Засвоєння нових знань, умінь і навичок

Демонстрація 16. Фізичні властивості речовин з різними типами

кристалічних ґраток

1. Розчинність у воді

(Заповнюємо таблицю.)

160

Речовина Тип ґраток Вид зв’язку Розчинність

Натрій хлорид

Цукор

Сірка

Мідь

2. Температура плавлення й кипіння

(З допомогою довідкової літератури заповнюємо таблицю.)

Речовина Тип ґраток Вид зв’язку tпл tкип

Натрій хлорид

Цукор

Сірка

Мідь

IV. Узагальнення й систематизація знань

Розглянемо формули складних речовин: кислот, основ, солей.

Виступ учнів з повідомленями

1. Чому солі належать до іонних речовин?

Перший учасник проекту. Тому що солі складаються з позитивних

іонів металів і негативних іонів кислотного залишку, тобто зв'язок

іонний. У вузлах кристалічних ґраток чергуються позитивні й

негативні іони, які утримуються силами електростатичного притягання.

Наприклад:Na+Cl-, К+Вr .

Аналогічно в солях з оксигеновмісним кислотним залишком.

Отже, всі солі належать до іонних речовин. Про це можна судити з їх

фізичних властивостей.

2. Основи — це іонні чи молекулярні речовини?

161

Другий учасник проекту. Іонні. Розглянемо зв'язок у молекулі натрій

гідроксиду.

Na-O-Н, зв'язок О-Н ковалентний полярний, Na-О значно більш

поляризований, атом Натрію віддає свій електрон і перетворюється на катіон

Натрію. У вузлах кристалічних ґраток чергуються катіони Натрію й аніони

гідроксильних груп. Основи належать до іонних речовин, що й

підтверджують фізичні властивості: гідроксиди тверді, тугоплавкі речовини.

3. Третій учасник проекту. Розглянемо молекулу сульфатної

кислоти H2SO4. Запишемо структурну формулу кислоти, проаналізуємо тип

зв'язку в молекулі. Усі зв'язки ковалентні полярні.

Полярність якого зв'язку більша — О-Н чи S-О? Отже, молекула полярна,

матиме молекулярні кристалічні ґратки.

4. Четвертий учасник проекту. Цукор — органічна речовина. Усі

органічні речовини, навіть найскладніші, мають молекулярні кристалічні

ґратки. Чому?

Це підтверджується їхніми фізичними властивостями: легкоплавкі,

малорозчинні у воді, не проводять електричний струм.


Між складом, будовою, властивостями, застосуванням речовин існує

тісний взаємозв'язок, який можна пояснити на підставі будови речовин.


Повторити будову атомів елементів І—III періодів.

162

УРОК 27

Тема. Контрольна робота по темі «Хімічний зв'язок і будова речовини»

Мета уроку: узагальнити й скоригувати знання учнів з теми «Хімічний

зв'язок і будова речовини»; визначити рівень навчальних досягнень учнів з

теми, розуміння основних понять, уміння використовувати їх на практиці.

Тип уроку: контролю й коригування знань, умінь і навичок.

Форми роботи: письмова контрольна робота за варіантами.



ХІД УРОКУ



Учитель розподіляє варіанти, нагадує учням зміст завдань, час виконання і






163

Учитель розподіляє варіанти, нагадує учням зміст завдань, час виконання і ключові моменти оформлення відповідей і систему оцінювання:

• завдання 1—6 — тестові, кожне завдання оцінюється в 0,5 бала, у сумі перші шість завдань — 3 бали;

• завдання 7—8 оцінюються по 1 балу, разом — 2 бали;

• завдання 9 – 10 , кожне завдання оцінюється по 2 бали, 4 бали разом.

• завдання 11- оцінюється в 3 бали.



Варіант І І рівень (по 0,5 бали за кожне завдання)

1. Ковалентним називають хімічний зв'язок, що утворюється:

а) йонами;

б) спільною електронною парою;

в) йонами та спільною електронною парою.

2. Ступінь окиснення атома Оксигену в оксидах дорівнює:

а) -2;

б) 0;

в) -1.

3. У вузлах йонних кристалічних ґраток розміщені:

а) позитивно заряджені йони металів;

б) негативно заряджені йони неметалів;

в) позитивно заряджені йони металів і негативно заряджені йони неметалів.

4. Вказати кількість електронів, відданих чи приєднанних атомами за схемою:

164

Mg+2→ Mg0

a) +2;

б) – 2;

в) 0.

5. Найбільш полярним є ковалентний зв'язок між атомами:

а) Н-Сl;

б) H-S;

в) H-N.

6. Елемент з електронною формулою 1s22s22p63s23p3 виявляє відповідно максимальний і мінімальний ступені окиснення:

а) —3 і +5;

б) +3 і +5;

в) +3 і —5;

г) —3 і +3.

ІІ рівень (по 1,5 бала за одне завдання )

7. Визначте вид хімічного зв'язку і тип кристалічних ґраток у сполуках: N2, HF,NH3.

8. Визначте ступені окиснення атомів у сполуках: As2O5, SO3, NH3.

ІІІ рівень (по 2 бали за одне завдання)

9. Написати структурні та електронні формули, визначити ступені окиснення, тип хімічного зв’язку, тип кристалічної гратки для сполук, формули яких: Cl2; SiH4; KBr.

У яких сполук молекули неполярні і чому?

165

10. Вищий оксид елемента VI групи має відносну молекулярну масу 80. Назвати елемент.

IV рівень (3 бали)

11. Скласти рівняння реакцій між простими речовинами, утвореними елементами, які мають такі закінчення електронних формул:

…3s23p1 та …4s24p5

Зазначити окисник та відновник.

Варіант II І рівень (по 0,5 бали за кожне завдання)

1. йонним називають хімічний зв'язок, що утворюється:

а) електростатичним притяганням між йонами;

б) спільною електронною парою;

в) йонами та спільною електронною парою.

2. Ступінь окиснення атомів у простих речовинах дорівнює:

а) +1;

б) 0;

в) -1.

3. У вузлах молекулярних кристалічних ґраток розміщені:

а) неполярні або полярні молекули;

б) атоми;

в) позитивно заряджені іони металів і негативно заряджені йони неметалів.

166


S+6 →S+4

a) +2;

б) – 2;

в) 0.

5. Укажіть ряд, у якому наведені лише неполярні молекули:

a) N2, РН3, Н2;

б) N2, O2, СO2;

в) N2, Н2O, NH3.

6. Елемент з електронною формулою 1s22s22p63s23p5 виявляє відповідно максимальний і мінімальний ступені окиснення:

а) +5 і —3;

б) +5 і —1;

в) +7 і —1;

г) +7 і +1.


7. Визначте вид хімічного зв'язку й тип кристалічних ґраток у сполуках: SO3, NCl3,ClF3.

8. Визначте ступені окиснення атомів у сполуках: Mn2O7, СO2, РН3


167

9. Написати структурні та електронні формули, визначити ступені окиснення, тип хімічного зв’язку, тип кристалічної гратки для сполук, формули яких: O2; H2Se; AlF3.

10.Лужний метал І групи має гідроксид з відносною молекулярною масою 40. Назвати метал.



…3s23p5 та …3d64s2


Варіант III І рівень (по 0,5 бали за кожне завдання)

1. Речовина з молекулярною формулою F2 утворена хімічним зв'язком:

а) йонним;

б) ковалентним полярним;

в) ковалентним неполярним.

2. Ступінь окиснення лужних металів у сполуках дорівнює:

а) +1;

б) 0;

в) -1.

3. У вузлах атомних кристалічних ґраток розміщені:

а) полярні й неполярні молекули;

б) атоми неметалів;

168

в) позитивно заряджені йони металів і негативно заряджені іони неметалів.


Fe+2→Fe+3

а) +1;

б) -1;

в) 0.

5. Укажіть ряд, у якому наведено лише йонні сполуки:

а) КСl, ZnBr2, Аl2O3;

б) HF, SO3, H2SO4;

в) K2SiO3, NO2, HBr.

6. Елемент з електронною формулою 1s22s22р63s23р2 виявляє відповідно максимальний і мінімальний ступені окиснення:

а) +2 і —2;

б) +4 і —4;

в) +2 і —4;

г) +4 і —2.


7. Визначте вид хімічного зв'язку й тип кристалічних ґраток у сполуках: СO2, РН3, Н2.

8. Визначте ступені окиснення атомів у сполуках: КВr, МnO2, Сr2O3.


169

9. Написати структурні та електронні формули, визначити ступені окиснення, тип хімічного зв’язку, тип кристалічної гратки для сполук, формули яких:Br2; KCl; CH4/

10. Вищий оксид хімічного елемента Vгрупи має відносну молекулярну масу 142. Назвати хімічний елемент.



…3s23p5 та …1s1


170

Кількість речовини. Розрахунки за хімічними формулами

УРОК 28

Тема. Кількість речовини. Моль — одиниця кількості речовини.

Число Авогадро

Мета уроку: сформувати уявлення учнів про хімічне поняття «кількість

речовини»; показати сутність фізичної величини кількості речовини;

ознайомити з одиницею вимірювання кількості речовини; увести поняття

«моль», «стала Авогадро».

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.

Форми роботи: розповідь учителя, бесіда.


ХІД УРОКУ




1) Із чого складаються всі речовини на Землі? (З атомів, молекул, іонів)

2) Наведіть приклади речовин молекулярної та немолекулярної будови.

(І2, Cl2; NaCl, CaF2, алмаз)

3) В яких одиницях вимірюються розміри атомів? (нм, тобто 10-9 м, rа =

10-14 см, якщо атом збільшити до розміру друкарської крапки, то

пропорційно збільшена людина досягала б зросту близько 7 км)

4) Якою є маса атома? (Це маленька частинка, реальна маса якої

оцінюється величиною порядку 10-27 -10-26 кг)

5) Скільки молекул води Н2O міститься в краплі води? (Багато, порядку

1023 молекул)

6) А скільки атомів Карбону міститься в діаманті вагою 1 карат?

Розв'язати задачу нам допоможе величина, з якою ми познайомимося на

сьогоднішньому уроці.

III. Вивчення нового матеріалу171

Ще у XVIII столітті для хімічних обчислень водночас із масою й об'ємом

було введено фізичну величину, яка дозволяла розрахувати кількість

структурних частинок (атомів, молекул, іонів) у певній порції речовини. Ця

величина одержала назву «кількість речовини».

Кількість речовини — це фізична величина, що показує число

структурних частинок (атомів, молекул, іонів) у певній порції цієї речовини.

Позначається грецькою літерою (ню). Одиниця вимірювання кількості

речовини — моль.

Відомий італійський учений Амедео Авогадро вивчив і виміряв кількість

речовини для різних речовин. З допомогою спеціальних розрахунків А.

Авогадро підрахував, що у 12 г вуглецю міститься 6,02 · 1023 атомів. Таку

кількість речовини взяли за 1 моль.

Подібні розрахунки показали, що:

у 32 г сірки міститься 6,02 · 1023 атомів;

у 18 г води міститься 6,02 · 1023 молекул.

Ця величина одержала назву «стала Авогадро». Позначається вона Na =

6,02 · 1023 частинок/моль, або моль-1. Ця величина не залежить від

агрегатного стану речовини.

Отже, 1 моль — це кількість речовини, що містить стільки ж частинок

(атомів, молекул, іонів), скільки атомів міститься у 12 г вуглецю, тобто 6,02 ·

1023 частинок.

n (v) = N/Na,

де N — число частинок у порції речовини;

Na — стала Авогадро.

IV. Закріплення нового матеріалу (керована практика)

1. Обчисліть кількість речовини в порції води, що містить 12,04 · 1023

молекул.

172

Відповідь: 2 моль.

2. Обчисліть число атомів Феруму в порції заліза кількістю речовини 5

моль.

Відповідь: 30,01 · 1023 атомів.



Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на питання.

Творче завдання. Обчислити кількість атомів Карбону в діаманті масою 1

карат (1 карат = 0,2 г).

А. Авогадро

УРОК 29173

Тема. Обчислення числа частинок (атомів,молекул, йонів) у певній

кількості речовини

Мета уроку: формувати вміння і практичні навички хімічних обчислень з

використанням понять «кількість речовини», «моль», «стала Авогадро».

Тип уроку: формування вмінь і навичок.

Форми роботи: керована практика, самостійна робота.


ХІД УРОКУ



1. Тестові завдання (на дошці)

1) Кількість речовини вимірюється в одиницях:

а) моль;

б) метр;

в) літр.

2) Число частинок, що міститься у 2 моль:

а) 12,04 · 1023;

б) 6,02 · 1023;

в) 3,01 · 1023.

3) В 1 моль вуглекислого газу СO2 міститься:

а) 1,67 · 1023 молекул;

б) 44 молекули;

в) 6,02 · 1023 молекул.

2. Якою формулою виражається взаємозв'язок між кількістю речовини та

сталою Авогадро?

3. У чому полягає фізичний зміст «кількості речовини»?

174

III. Поглиблення знань, формування вмінь і навичок


Задача 1

Обчисліть кількість молекул у 3 моль натрій карбонатуNa2CO3.

Відповідь: 18,06 · 1023 молекул.

Задача 2

Обчисліть кількість атомів Оксигену у 2 моль вуглекислого газу СO2.

2) Одна молекула СO2 містить два атоми Оксигену, отже


Задача 3

Обчисліть кількість речовини сульфатної кислоти H2SO4 у зразку, що

містить 3,01 · 1023 молекул.

Відповідь: 0,5 моль.

IV. Самостійна робота під керівництвом учителя з картками

175

Завдання: обчисліть число молекул складної речовини й число атомів

кожного хімічного елемента в заданій кількості речовини.

Варіан

т

Формула

речовини

Кількість

речовини

Число

молекулЧисло атомів

І K2SO4 0,5 моль

К S О

II NaNO3 1,5 моль

Na N О

III Са(ОН)2 0,8 моль

Са Са Н

IV Н3РO4 2 моль

Н Р O

Після виконання завдання виписуємо відповіді на дошці, коригуємо.

Складаємо алгоритм розв'язання.

1. Обчислити число молекул складної речовини за формулою

N =n · Na.

2. За хімічною формулою речовини визначити число атомів кожного

елемента в молекулі складної речовини.

3. Обчислити кількість атомів хімічного елемента в заданій кількості

речовини.

V. Керована практика. Розвивальне завдання

Обчисліть кількість речовини кисню, що прореагує без залишку із залізом

кількістю речовини 2 моль із утворенням ферум(ІІІ) оксиду.

Для того щоб розв'язати задачу, згадаймо курс хімії 7 класу.

— Що показує рівняння хімічної реакції?

• Які речовини взаємодіють між собою (формули речовин).

176

• В якому співвідношенні ці речовини взаємодіють одна з одною

(коефіцієнти в рівнянні реакції).

Правило. Кількість речовини будь-яких попарно взятих речовин у

рівнянні реакції співвідносяться як їхні коефіцієнти в рівнянні реакції.

Розв'яжемо задачу.

3) За рівнянням хімічної реакції, 4 моль заліза реагують із 3 моль кисню:

4) Складемо пропорцію:

2/4 = х/3;

4х = 6;

х = 1,5.

Отже, n(O2) = 1,5 моль.

Відповідь: 1,5 моль кисню реагують із 2 моль заліза.

VI. Підбиття підсумків

VII. Домашнє завдання

Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на питання.

Творче завдання. В якій кількості речовини ферум(ІІІ) оксиду міститься

18,06 · 1023 атомів Феруму? Скільки атомів Феруму міститься в такій же

кількості речовини ферум(ІІ) оксиду?

177

УРОК 30

Тема. Молярна маса

Мета уроку: увести поняття «молярна маса»; ознайомити з одиницею

вимірювання молярної маси речовини; показати фізичний зміст молярної

маси речовини; пояснити взаємозв'язок між кількістю речовини, масою,

молярною масою.

Тип уроку: комбінований.



ХІД УРОКУ



Керована практика. Розв’язання задач

Задача 1

2) За формулою = N/NA;


Задача 2

2) Оскільки в молекулі FeO одна молекула Феруму, то

178



Скільки важить 1 моль речовини?

В 1 моль міститься 6,02 · 1023 частинок речовини. Кожна частинка має

певну масу.

Молярна маса — це маса 1 моль речовини, а отже, сумарна маса всіх

частинок, що входять в 1 моль цієї речовини.

Молярна маса пропорційна масі однієї молекули певної речовини. Тому

числове значення молярної маси дорівнює відносній молекулярній масі для

будь-якої речовини.

Молярна маса — це фізична величина, що дорівнює відношенню маси

речовини до відповідної кількості речовини.

Позначається Мm.

Mm = m/n.

Одиниці вимірювання: кг/моль або г/моль.

Наприклад, маса 1 моль води дорівнює:

IV. Закріплення вивченого матеріалу

Знаючи масу речовини, ми можемо обчислити кількість речовини за

формулою

n = m/Мm.

Задача 1

Обчисліть кількість речовини кисню в 64 г кисню.

179

Тоді:


Задача 2

Обчисліть масу 3 моль карбон(ІV) оксиду.

Тоді:

Відповідь: 32 г.

V. Самостійна робота з взаємоперевіркою

Обчисліть масу 5 моль:

варіант І: натрій хлориду NaCl;

варіант II: кальцій оксиду СаО.

Після виконання завдання учні обмінюються роботами й перевірять один

одного.


180

Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на питання,


Творче завдання (домашня практика)

1. Обчисліть кількість речовини питної соди — натрій

гідрогенкарбонату NaHCO3, в ложці соди масою 45 г.

2. Обчисліть масу 10 моль цукру (сахароза має формулу С12Н22О11).

181

УРОК 31

Тема. Обчислення за хімічними формулами молярної маси й

кількості речовини

Мета уроку: поглибити уявлення учнів про молярну масу речовини;

навчити використовувати набуті знання для обчислення за хімічними

формулами молярної маси, маси й кількості речовини.





ХІД УРОКУ



Хімічний диктант

1) Скільки атомів Феруму міститься в 1 моль заліза? (6,02 · 1023 атомів)

2) Молярна маса молекули кисню О2 дорівнює... (32 г/моль)

3) Формула розрахунку кількості речовини за відомою масою речовини.

(n = m/Мm)

4) Стала Авогадро NA дорівнює... (б,02 · 1023 частинок/моль)

5) Одиниці вимірювання молярної маси. (кг/моль або г/моль)

У цей час два учні на дошці наводять розв'язання домашніх задач.

III. Формування навичок і вмінь

Учитель. Сьогодні ви навчитеся здійснювати обчислення за хімічними

формулами з використанням фізичних величин «кількість речовини» й

«молярна маса».

На аркуші наведені задачі, які ми розв'яжемо з використанням вивчених

на попередньому уроці формул, а також формули, що знадобиться для

розрахунків у процесі розв'язання задач.

Записуємо на дошці формули:

182

Розв’язання задач. Практика на прикладах

Задача 1

Розрахуйте кількість речовини натрій хлориду (NaCl) масою 117 г.

2) За формулою = m/Мm:


Задачі для самостійного розв’язання

Задача 2

Обчисліть масу 5 моль сульфатної кислоти H2SО4.

2) 3 формули n = m/М випливає:

m = n · М,

тоді

m(H2SO4) = 5 моль · 98 г/моль = 490 г.


Задача 3

Обчисліть масу кальцій карбонату (СаСО3) кількістю речовини 3 моль.

2) 3 формули n = m/М випливає:

m = n · М,

183

тоді

m(СаСO3) = 3 моль · 100 г/моль = 300 г.



Задача 4

Обчисліть кількість атомів Феруму у ферум(ІІ) сульфіді масою 352 г.

2) За формулою = m/Мm обчислюємо кількість речовини FeS:

3) 3 формули n = N/NA випливає: N = n · NA.

Обчислюємо число молекул FeS:

N(FeS) = 4 моль · 6,02 · 1023 молекул/моль = 24,08 ·1023 молекул.

4) Оскільки молекула FeS складається з одного атома Феруму й одного

атома Сульфуру, то

N(Fe) = N(S) = 24,08 · 1023 (атомів).


Задача 5

Обчисліть кількість атомів Оксигену в молекулярному кисні масою 64 г.

2) За формулою n = m/Мm обчислюємо кількість речовини O2:

3) 3 формули n = N/NA випливає: N = n · NA.

Обчислюємо число молекул O2:

N(O2) = 2 моль · 6,02 · 1023 молекул/моль = 12,04 · 1023 молекул.

184

4) Оскільки молекула O2 складається з двох атомів Оксигену, то

N(O2) = 2 · N(O) = 2 · 12,04 · 1023 = 24,08 · 1023 (атомів).


Задача 6

Обчисліть, в якій масі води міститься така ж кількість молекул води,

скільки атомів містить кальцій масою 80 г.

2) Нам відомо, що N(H2O) = N(Ca). А з формули n = N/NAвипливає,

що n(H2O) = n(Ca) = 2 моль.

3) За формулою m = n · M обчислюємо масу 2 моль Н2O:

M(Н2O) = 18 г/моль;

m(Н2O) = 2 моль · 18 г/моль = 36 г.


IV. Домашнє завдання


Творче завдання (домашня практика). Самостійно розв’язати задачі 2, 4, 6,

8 з картки на окремому аркуші.

185

УРОК 32

Тема. Молярний об'єм газів. Обчислення об'єму газу за нормальних

умов

Мета уроку: ознайомити учнів з поняттям «молярний об'єм»; розкрити

особливості використання поняття «молярний об'єм» для газоподібних

речовин; навчити учнів використовувати отримані знання для розрахунків

об'ємів газів за нормальних умов.


Форми роботи: розповідь учителя, керована практика.


картки із завданнями, куб об'ємом 22,4 л (зі стороною 28,2 см).

ХІД УРОКУ



Учні здають на перевірку виконане на аркушах домашнє завдання.


1) Що таке «кількість речовини»?

2) Одиниця вимірювання кількості речовини.

3) Скільки частинок міститься в 1 моль речовини?

4) Яка існує залежність між кількістю речовини й агрегатного стану, в

якому перебуває ця речовина?

5) Скільки молекул води міститься в 1 моль льоду?

6) А в 1 моль рідкої води?

7) В 1 моль водяної пари?

8) Яку масу матимуть:

• 1 моль льоду?

• 1 моль води?

• 1 моль пари?


186

Створення й розв’язання проблемної ситуації Проблемне питання. Який

об'єм займатиме:

• 1 моль льоду?

• 1 моль води?

• 1 моль пари?

Відповісти на ці запитання відразу ми не можемо, тому що об’єм

речовини залежить від густини речовини. І згідно з формулою V = m/ρ, об’єм

буде різним. 1 моль пари займає об’єм більший, ніж 1 моль води або льоду.

Чому?

Тому, що в рідких і газоподібних речовинах відстань між молекулами

води різна.

Вивченням газоподібних речовин займалося безліч учених. Значний

внесок у вивчення цього питання зробили французький хімік Жозеф Луї Гей-

Люссак та англійський фізик Роберт Бойль, які сформулювали низку

фізичних закономірностей, що описують стан газів.

Які з цих закономірностей ви знаєте?

Усі гази однаково стискаються, мають однаковий термічний коефіцієнт

розширення. Об’єми газів залежать не від розмірів окремих молекул, а від

відстані між молекулами. Відстані між молекулами залежать від швидкості

їхнього руху, енергії та, відповідно, температури.

На підставі цих законів і своїх досліджень італійський учений Амедео

Авогадро сформулював закон:

В однакових об’ємах різних газів міститься однакова кількість молекул.

За звичайних умов газоподібні речовини мають молекулярну будову.

Молекули газів дуже дрібні порівняно з відстанню між ними. Тому об’єм

газу визначається не розміром частинок (молекул), а відстанню між ними, що

для будь-якого газу приблизно однакова.

А. Авогадро зробив висновок, що, якщо взяти 1 моль, тобто 6,02 · 1023

молекул будь-яких газів, то вони займатимуть однаковий об’єм. Але при

187

цьому вимірюватися цей об’єм має за однакових умов, тобто за однакових

температури й тиску.

Умови, за яких проводяться подібні розрахунки, назвали нормальними

умовами.

Нормальні умови (н. у.):

Т= 273 К або t = 0 °С

Р = 101,3 кПа або Р = 1 атм. = 760 мм рт. ст.

Об’єм 1 моль речовини називають молярним об’ємом(Vm). Для газів за

нормальних умов він дорівнює 22,4 л/моль.

Демонструється куб об’ємом 22,4 л.

У такому кубі міститься 6,02-1023 молекул будь-яких газів, наприклад,

кисню, водню, амоніаку (NH3), метану (СН4).

За яких умов?

За температури 0 °С і тиску 760 мм рт. ст.

Із закону Авогадро випливає, що

V = n · Vm;

отже,

n = V/Vm,

де Vm = 22,4 л/моль для будь-якого газу за н. у.

Отже, знаючи об’єм газу, можна обчислити кількість речовини, і навпаки.

IV. Формування навичок і вмінь

Практика на прикладах

Задача 1

Обчисліть, який об’єм займатимуть 3 моль кисню за н. у.

Відповідь: 67,2 л.

188

Задача 3

Обчисліть кількість молекул карбон(IV) оксиду в об'ємі 44,8 л (н. у).

2) Обчислимо кількість молекул СO2 за формулами:

n = N/NA; N = n · NA,

N(CO2) = 2 моль · 6,02 · 1023 молекул/моль = 12,04 · 1023 молекул.

Відповідь: 12,04 · 1023 молекул.

Задача 5

Обчисліть, який об'єм займає азот масою 112 г (за н. у.).

2) За формулами n = V/Vm, V = n · Vm обчислимо об'єм N2:

V(N2) = 4 моль · 22,4 л/моль = 89,6 л.

Відповідь: 89,6 л.



Творче завдання (домашня практика). Самостійно розв’язати задачі 2, 4, 6

з картки.

Картка-завдання до уроку 32

Задача 2

Обчисліть, який об’єм займе 7 моль азоту CO2 (за н. у.).

(Відповідь: 156,8 л)189

Задача 4

Обчисліть кількість молекул озону О3 об’ємом 112 л.

(Відповідь: 30,1 · 1023 молекул)

Задача 6

Обчисліть, який об’єм займає амоніак NH3 масою 340 г.

(Відповідь: 1.12 л)

190

УРОК 33

Тема. Відносна густина газів. Обчислення відносної густини

Мета уроку: розкрити суть поняття «відносна густина газів»; навчити

учнів здійснювати розрахунки відносної густини газів, обчислення молярної

маси за відомою відносною густиною; показати практичне значення цих

розрахунків.


Форми роботи: розповідь учителя, керована практика, самостійна робота.


терези, колба об’ємом 0,250 мл із пробкою, установка для одержання кисню,


ХІД УРОКУ



1. Звіряємо відповіді в задачах, коментуємо, відповідаємо на запитання

учнів.

2. Заповнюємо таблицю на дошці й у зошитах, проводячи розрахунки усно

(умови нормальні).

Формули для розрахунку записуємо на дошці:

Формула

газу

Кількість

речовини

Молярна

масаМаса Об’єм

N2 1 моль 28 г/моль 28 г 22,4 л

O2 0,5 моль 32 г/моль 16 г 11,2л

H2 1 моль 2 г/моль 2 г 22,4 л

CO2 2 моль 44 г/моль 88 г 44,8 л

CH4 2 моль 16 г/моль 32 г 44,8 л

191

NH3 0,5 моль 17 г/моль 8,5 г 11,2л

Яким законом ми скористалися, щоб обчислити об'єм газів? (Законом

Авогадро)

III. Виклад нового матеріалу


З таблиці на дошці видно, що однакова кількість речовини різних газів

займає однаковий об'єм, але має різну масу, як і різну молярну масу. Тобто

гази мають різну густину. Порівняємо густину двох газів кількістю речовини

1 моль за н. у.

Тоді співвідношення густин:

Таке співвідношення називають відносною густиною газів і позначають D.

Це безрозмірна величина, що показує, у скільки разів один газ важчий або

легший за інший.

D = M1/M2,

звідси M1 = D · M2.

Отже, за молярною масою відомого газу можна визначити густину будь-

якого газу.

Демонстрація

1. Зважуємо закриту колбу з повітрям на терезах.

2. Заповнюємо колбу киснем, закорковуємо та зважуємо.

3. Обчислюємо співвідношення маси колби з повітрям і киснем, це й буде

відносна густина, оскільки об'єм колби однаковий, а отже, і кількість речовин

однакова.

192

4. M2(O2) = 32 г/моль.

За формулою М1 = D · M2 обчислюємо молярну масу повітря в кімнаті.



Задача 1

Обчисліть відносну густину карбон(ІV) оксиду за киснем.

Розв’язання

Відповідь: 1,375.

Задача 2

Обчисліть відносну густину сульфур(ІV) оксиду SO2 за воднем Н2.

(Відповідь: 32)

Задача 3

Густина невідомого оксиду Нітрогену за воднем дорівнює 38. Обчисліть

молярну масу цього оксиду, визначте його формулу.

2) Визначаємо формулу. Складемо рівняння:

Відповідь: N2O3; M (N2O3) = 76 г/моль.

Задача 4

193

Густина метану за гелієм дорівнює 4. Обчисліть молярну масу метану й

виведіть його формулу.

(Відповіді,: 16 г/моль; СН4)

Задача 5

Обчисліть об'єм водню, що взаємодіє з киснем об'ємом 3 л.

Дано:

V(O2) = 3 л

V(H2) - ?

Розв’язання

Для розв'язання цієї задачі ми скористаємося наслідком із закону

Авогадро — законом об'ємних відносин: «Об'єми газоподібних речовин, що

беруть участь у реакції, співвідносяться між собою як відповідні

стехіометричні коефіцієнти».

Рівняння реакції:

2Н2 + O2 = 2Н2O

За рівнянням: 2л 1л

За умовою: хл 3л

Складемо пропорцію:

2/x = 1/3;

х = 6 (л).

Відповідь: 6 л.



Творче завдання (домашня практика). Самостійно розв’язати задачі.

Використовуючи знання про газоподібні речовини, скласти й розв’язати

задачі, аналогічні задачі 2.

194

УРОК 34

Тема. Розрахунки за хімічними формулами

Мета уроку: систематизувати знання про кількість речовини, молярну

масу, молярний об’єм; удосконалювати навички обчислень за хімічними

формулами; підготувати учнів до тематичного оцінювання з теми «Кількість

речовини. Розрахунки за хімічними формулами».


Форми роботи: групова, індивідуальна.



ХІД УРОКУ



1. Два-три учні пропонують складені вдома задачі на обчислення

відносної густини газоподібних речовин.

2. На дошці виписуємо формули зв’язку:

• кількості речовини и маси: n = m/M;

• кількості речовини и числа частинок: n = N/NA;

• кількості речовини и об’єму газів: n = V/Vm;

• попарно взяті кількості речовини реагентів і продуктів реакції: n1/k1

= n2/k2, де k1 і k2 — коефіцієнти в рівнянні реакції;

• об'ємів газоподібних речовин — реагентів і продуктів реакції: V1/k1

= V2/k2.



1. Учні об’єднуються в групи, одержують завдання на аркуші формату А3,

виконують відповідні розрахунки, заповнюють вільні клітинки в таблиці.

Потім по колу обмінюються аркушами, червоним чорнилом виправляють

помилки й вивішують аркуші на дошці.

Після цього по черзі коментують допущені помилки.195

Учитель узагальнює відповіді (10—15 хв.).

Варіант І

NaCl СO2 H2SO4

т, г 58,5

М, г/моль

n, моль 2

N, частинок

V, л 11,2

Варіант II

SO2 Аl(ОН)3 СuО

т, г 16

М, г/моль

n, моль 12,04 ·1023

N, частинок

V, л 44,8

Варіант III

СаСО3 CO HCl

т, г 150

М, г/моль

n, моль

N, частинок 9,03 · 1023

V, л 56

Варіант IV

АlСl3 N2 H2CO3

т, г 26,7

М, г/моль

n, моль 3

N, частинок

V, л 33,6

196

2. Кожна група одержує завдання (5 хв.)

Обчисліть об’єм вуглекислого газу, що утвориться в результаті згоряння

природного газу, який містить метан об’ємом:

група 1 — 5 л;



група 4 — 10 л.

Який об’єм кисню з повітря при цьому витрачається?

Записуємо на дошці рівняння реакції й під рівнянням виписуємо відповіді

всіх груп.

Варіант І 5 л 10 л 5 л

Варіант II 3 л 6 л 3 л

Варіант III 7 л 14 л 7 л

Варіант IV 10 л 20 л 10 л

3. Яка кількість речовини кисню знадобиться для повного згоряння

речовини X кількістю речовини 0,5 моль?

X: група 1 — Аl; група 2 — Р; група 3 — Mg; група 4 —Li.

Кожна група наводить рівняння реакції, складає пропорцію й записує

відповідь. Потім групи по колу обмінюються розв'язаннями, перевіряють,

виправляють, коментують.

Учитель узагальнює відповіді.

Група 1

Група 2

197

Група 3

Група 4

IV. Підбиття підсумків уроку. Рефлексія

Ще раз звертаємо увагу на виписані на дошці формули.

· Де на уроці ми використали ці формули?

· Яка група швидше й правильніше виконувала завдання?

· Які помилки допускалися в процесі виконання завдань?


Повторити матеріал теми, підготуватися до тематичного оцінювання.

Творче завдання. Заповнити таблицю.

2Na +Сl2 = 2NaCl

m, г 4,6

n, моль

V, л - -

УРОК 35

198

Тема: Розрахунки за хімічними формулами

Мета: продовжити формувати вміння проводити обчислення кількості

речовини, молярної маси, маси речовин, об’єму та відносної густини

газів.

Обладнання: роздатковий матеріал


Форми роботи: формульний диктант, робота в групах, самостійна робота,

прийоми «Взаємоперевірка»

Хід уроку:

І. Організація класу.

ІІ. Оголошення теми і мети уроку.

ІІІ. Актуалізація опорних знань.

Прийом «Формульний диктант». Записати формули, за якими можна

обчислити:

1. Відносну молекулярну масу речовини за відносними атомними масами.

2. Масу речовини за відомою кількістю.

3. Молярну масу речовини за відомою відносною молекулярною масою.

4. Об’єм газу за відомою кількістю речовини.

5. Кількість речовини за відомою кількістю молекул.

6. Кількість речовини за відомою масою речовини.

7. Кількість молекул за відомою кількістю речовини.

8. Кількість речовини за відомим об’ємом.

9. Відносну густину хлору за повітрям.

10.Відносну густину азоту за киснем.

11.Густину газу за нормальних умов.

Прийом «Самоперевірка»

199

IV. Мотивація навчальної діяльності.

На сьогоднішньому уроці ми з вами будемо розв’язувати задачі за

вивченими раніше формулами.

V. Робота в групах.

Клас розбивається на гетерогенні групи.

Завдання: Заповнити в таблиці пропущені місця (роздатковий матеріал).

Речовина M (реч.),

г/моль

n (реч.),

моль

m (реч.),

г

N

(молек.)

N

(атомів)

V (газу),

л

N2 1,4

K2O 3,01•1024 −

NH3 2,5

Обчислити відносні густини газів один за одним.

Якого газу

За я

ким

Кисень Хлор Нітроген

(ІІ) оксид

Вуглекислий

газ

Повітря

Прийом «Взаємоперевірка»

VІ. Самостійна робота.

Розв’язування задач.

І-ІІ рівень

І варіант. 1. Обчислити об’єм кисню кількістю речовини 3 моль.

2. Обчислити відносну густину метану (СН4) за воднем.

200

ІІ варіант. 1. Обчислити кількість речовини літій оксиду масою 3 г.

2. Обчислити відносну густину етану (С2Н6) за гелієм.

ІІІ рівень

І варіант. 1. Обчислити масу метану (СН4) об’ємом 2,24 л.

2. Обчислити відносну густину карбон (ІІ) оксиду за повітрям.

ІІ варіант. 1. Обчислити об’єм гідроген сульфіду (Н2S) масою 3,4 г.

2. Обчислити відносну густину нітроген (І) оксиду за повітрям.

ІV рівень

І варіант. 1. Обчислити кількість атомів Оксигену в нітроген (IV) оксиді

масою 9,2 г.

2. Обчислити відносну густину газу за повітрям, якщо його

відносна густина за вуглекислим газом складає 1,045.

ІІ варіант. 1. Обчислити масу хлору, якщо кількість атомів складає

1,204•1022.

2. Обчислити відносну густину газу за киснем, якщо його

відносна густина за повітрям складає 1,241.

VІІ. Підбиття підсумків уроку.

VІІІ. Домашнє завдання

201

УРОК 36

Тема. Контрольна робота по темі «Кількість речовини. Розрахунки за

хімічними формулами»

Мета уроку: перевірити рівень знань учнів та їх уміння виконувати

розрахунки з використанням понять «кількість речовини», «молярна маса»,

«молярний об’єм», «відносна густина газу»; виявити рівень навчальних

досягнень учнів з теми.

Тип уроку: контроль знань, умінь і навичок.

Форми роботи: письмова контрольна робота.


тексти завдань.

ХІД УРОКУ



Учитель нагадує учням зміст завдань, час виконання, розподіляє варіанти,

наголошує на ключових моментах оформлення відповідей і системи

оцінювання:


перші шість завдань — 3 бали;

• завдання 7—9 оцінюються по 2 бали, разом за дев’ять правильно

виконаних завдань — 9 балів;

• завдання 10 пропонується виконати учням, які претендують на оцінку 12


Таким чином, максимальна оцінка за правильно виконану роботу

становить 12 балів.


Варіант І

1. Кількість речовини — це...

2. У кисні N2 кількістю речовини 2 моль міститься:

а) 6,02·1023 молекул; 202

б) 3,01·1023 молекул;

в) 12,04·1023 молекул;

г) 9,03·1023 молекул.

3. Молярна маса НСl:

а) 36,5 г/моль;

б) 35,5 г/моль;

в) 73 г/моль;

г) 15 г/моль.

4. З моль азоту за н. у. займає об’єм:

а) 67,2 л;

б) 22,4 л;

в) 89,6 л;

г) 44,8 л.

5. Одиниця вимірювання молярної маси — ...

6. Зв’язок між кількістю речовини й числом молекул описується

формулою: ...

7. Обчисліть кількість речовини вуглекислого газу СO2 масою 4,4 г.

8. Обчисліть відносну густину амоніаку NH3 за киснем.

9. Обчисліть кількість речовини кисню, що витратиться на згоряння 5

моль магнію.

10. Обчисліть, у якій масі сульфур(ІV) оксиду міститься стільки ж

молекул, скільки міститься атомів у фосфорі масою 6,2г.

Варіант II

1. Молярний об’єм — це...

2. У водні кількістю речовини 0,5 моль міститься:

а) 6,02·1023 молекул;

б) 3,01·1023 молекул;

в) 12,04·1023 молекул;

г) 9,03·1023 молекул.

3. Молярна маса HNO3:203

а) 63 г/моль;

б) 16 г/моль;

в) 80 г/моль;

г) 40 г/моль.

4. 4 моль кисню за н. у. займає об’єм:

а) 22,4 л/моль;

б) 44,8 л/моль;

в) 11,2 л/моль;

г) 32 л/моль.

5. Одиниця вимірювання сталої Авагадро — ...

6. Зв’язок між кількістю речовини й масою описується формулою:...

7. Обчисліть кількість речовини води масою 3,6 г.

8. Обчисліть відносну густину вуглекислого газу СO2 за киснем.

9. Обчисліть об’єм кисню, що за нормальних умов взаємодіє з воднем

об’ємом 4 л.

10. Обчисліть, у якій масі натрію міститься стільки ж молекул, скільки

міститься атомів у цинку масою 130 г.

Варіант III

1. Молярна маса — це...

2. В сірководні H2S кількістю речовини 1,5 моль міститься:

а) 6,02·1023 молекул;

б) 3,01·1023 молекул;

в) 12,04·1023 молекул;

г) 9,03·1023 молекул.

3. Молярна маса СaO:

а) 22 г/моль;

б) 32 г/моль;

в) 56 г/моль;

г) 12 г/моль.

4. 2.5 моль вуглекислого газу СО2 за н. у. займає об’єм:204

а) 44,8 л/моль;

б) 89,6 л/моль;

в) 56 л/моль;

г) 67,2 л/моль.

5. Одиниця вимірювання кількості речовини — ...

6. Зв’язок між кількістю речовини й об’ємом газоподібних речовин

описується формулою:...

7. Обчисліть кількість речовини сульфатної кислоти Н2SO4 масою 17,5 г.

8. Обчисліть відносну густину амоніаку НN3 за киснем.

9. Обчисліть кількість речовини водню, що взаємодіє без залишку з

киснем кількістю речовини 4 моль.

10. Обчисліть, де більше атомів у 5 моль води чи 22.4 л газу азоту N2 .

205

Основні класи неорганічних сполук

УРОК 37

Тема. Класифікація неорганічних сполук, їхній склад і номенклатура.

Мета уроку: сформувати уявлення про загальну класифікацію

неорганічних речовин на підставі отриманих раніше знань про прості та

складні речовини.


Форми роботи: бесіда, робота з опорною схемою, самостійна робота.


опорна схема, класифікація речовин, навчальна таблиця.

ХІД УРОКУ


II. Аналіз контрольної роботи

Робота з класом зі з’ясування типових помилок, індивідуальна робота над

помилками

III. Актуалізація опорних знань, постановка завдання

Бесіда

1. На які два класи поділяються всі хімічні речовини? Наведіть приклади з

навчальної таблиці. (Учні називають і деякі пишуть на дошці.)

2. Прості речовини, у свою чергу, поділяються ще на дві групи. Які саме?

(Метали й неметали. Наведені на дошці прості речовини розподіляємо на

метали й неметали)

3. А на які групи можна розподілити складні речовини? (З наведених на

дошці вибираємо органічні й неорганічні)

4. Складних чи простих речовин більше в природі? (Складних, тому що

вони складаються з атомів кількох хімічних елементів, а такі, як органічні, —

з різної кількості тих самих елементів: СН4, С2Н8 та ін.)

5. А за якою ознакою можна класифікувати складні речовини? (За

складом, будовою, застосуванням, властивостями)206

Сьогодні ми починаємо вивчати нову тему, що познайомить вас не лише зі

способами класифікації складних речовин, але й дозволить дізнатися, як

склад і будова речовин впливають на їхні властивості, способи одержання й

застосування. Із класифікацією органічних речовин ми познайомимося в 9

класі, а зараз поговоримо про неорганічні речовини.


Робота з опорною схемою

За складом неорганічні сполуки поділяються на чотири класи: оксиди,

основи, кислоти, солі.

Згадайте, де ми зустрічалися з оксидами в процесі вивчення хімії.

У 7 класі під час вивчення простої речовини кисню. Унаслідок згоряння

різних речовин у кисні утворюється продукт їх взаємодії — оксид. Тому

невід’ємна частина будь-якого оксиду — Оксиген.

Оксиди — це складні речовини, що складаються з атомів двох хімічних

елементів, один із яких — Оксиген.

Наводимо приклади оксидів з навчальної таблиці.

Основи — це складні речовини, що складаються з атомів металів та однієї

чи кількох гідроксильних груп -ОН.

Наприклад: Са(ОН)2, Mg(OH)2, NaOH, Fe(OH)3.

Кислоти — це складні речовини, що складаються з атомів Гідрогену й

кислотних залишків. (Гідроген у кислотах записується перед кислотним

залишком.)

Наприклад: HNO3, H2SO4, Н3РO4, H2SO3.

Солі — складні речовини, що складаються з атомів металів і кислотних

залишків.

Наприклад: K2SO4, CuSO4, MgSO4.

V. Закріплення вивченого матеріалу

1. Виберіть із п’ятого ряду таблиці формули оксидів.

2. Виберіть зі стовпця В усі формули основ.

3. Виберіть із восьмого ряду формули кислот.207

4. Зі стовпця Г виберіть формули солей і відокремте кислотний залишок.

VІ. Підбиття підсумків уроку.



Опорна схема «Класифікація речовин»

Опорна схема «Класи неорганічних сполук»

208

Навчальна таблиця 1 до уроку

№ з/п А Б В Г Д E

1 S P K2SO4 CO FeCl2 CO2

2 HNO3 Li Ag2O CuSO4 H2SO4 CaO

3 NaClCa(OH

)2

Sr(OH

)2

Na2SiO3 Hg HgO

4 C4H10 H2SO3 Mg FeCl3 C6H12O6 Al2O3

5 К2O Na2O ZnO BaCl2 FeS SnO2

6 FeS2 Fe BaSO3 C3H8 N2 LiOH

7 К3РO4 MgSO4 P2O5 Cu(OH)2 Rb SnF4

8 Вr2 Cl2O7 NaCl HI KMnO4 H3PO4

9Fe(OH

)3

Cr2O3 Ca PbSMg(OH

)2

CaCO3

10 LiCl K2ZnO2 Fe2O3 AgCl N2O5 Cl2

11 HF H2S NaOH O2 FeO SrSO4

12 ZnS Ca3P2 Al4C3 CH4 Mn Fe2O3

209

210

УРОК 38

Тема. Оксиди. Фізичні властивості оксидів.

Мета уроку: розширити знання про класифікацію неорганічних речовин

на прикладі оксидів та їх класифікації за складом; ознайомити із сучасною

науковою українською номенклатурою оксидів; формувати навички

використання номенклатури на прикладі назв оксидів; розвивати навички

учнів у складанні формул бінарних сполук на прикладі складання формул

оксидів; ознайомити учнів з фізичними властивостями оксидів .

Тип уроку: поглиблення знань.

Форми роботи: робота з опорною схемою, розповідь учителя,

демонстраційний експеримент(зразки оксидів).


зразки оксидів, навчальна таблиця 2.

ХІД УРОКУ


II. Актуалізація опорних знань, перевірка домашнього завдання

1. Самостійна робота за варіантами.

Завдання: за навчальною таблицею розподілити по класах речовини, що

розташовані в колонці вашого варіанта.

2. По одному учню з різних варіантів пишуть на дошці оксиди.

3. Які сполуки називаються оксидами? (Визначення)

4. Що спільного в складі всіх оксидів, написаних на дошці? (Наявність у

складі атомів Оксигену)

5. Чим відрізняються ці оксиди? (Кількістю атомів Оксигену, другим

хімічним елементом, що може бути металом і неметалом)

6. Розподіліть написані на дошці оксиди на оксиди металів і оксиди

неметалів.


Демонстраційний дослід 1. Зразки оксидів

211

Учні розглядають оксиди в запаяних ампулах, на яких написані формули

оксидів та їх назви, розділяють їх на три класи.

Оксиди металів

(основні)

Оксиди неметалів

(кислотні)Амфотерні оксиди

СаО, CuO, FeO,К2O SiO2, Р2O5, SO2 Al2O3, ZnO, Fe2O3

Оксиди металів — основні оксиди.

Оксиди неметалів — кислотні оксиди.

Амфотерні оксиди — це оксиди, що проявляють властивості й кислотних,

і основних оксидів.

Назви оксидів за сучасною українською номенклатурою складаються за

схемою:

Назва елемента (валентність, якщо вона змінна) + Оксид.

Наприклад: СаО — кальцій оксид, SiO2 — силіцій оксид.

Далі по ланцюжку учні називають оксиди, написані на дошці:

барій оксид фосфор(V) оксид

ферум(ІІ) оксид сульфур(ІV) оксид

калій оксид сульфур(VІ) оксид

Фізичні властивості оксидів.

Всі основні і амфотерні властивості речовини, без запаху. Вони можуть

мати різне забарвлення. ZnO, MgO – білий, CuO – чорний, Cr2O3 –

зелений, Al2O3 – червоний або синій (рубін і сапфір) і ін.

Твердими є деякі кислотні оксиди: P2O5 SiO2 і ін.

Газоподібними кислотними оксидами є CO2 SO2 і ін.

Учитель демонструє зразки оксидів

Дослід 1. Розглянемо два оксиди: СаО і Р2O5. Що можна сказати про

фізичні властивості цих оксидів? (Тверді, білого кольору, розчинні у воді)

Не всі оксиди тверді.

— Наведіть приклади газоподібних оксидів.(CO, СO2, SO2)212

Відрізняються оксиди:

• за забарвленням: СuО — чорний; Сu2O — червоний, Fe2O3 — бурий,

Сr2O3 — зелений тощо;

• за температурою плавлення;

• за розчинністю у воді (CuO, Fe2O3 — нерозчинні у воді; СаО й Р2O5 —

розчинні).

IV. Закріплення знань

Заповнюємо таблицю самостійно в зошиті й коментуємо запис на дошці.

ЕлементФормула

оксидуНазва оксиду Клас оксиду

Li

C(IV)

Ca

N(III)

Pb(II)

Al(III)

Cr(V)

V. Підбиття підсумків уроку.




Творче завдання. Скласти формули оксидів елементів III періоду з вищою

валентністю, дати назви, зазначити клас.

213

Навчальна таблиця 2 до уроку

№ з/пВаріант

І II III IV

1 Ca(NO3)2 S KOH P2O5

2 H2SO4 Zn(OH)2 SO3 CaO

3 Са(ОН)2 Na2SO3 KNO3 CuSO4

4 SiO2 BaO HNO3 P

5 Al(OH)3 KOH K Zn(OH)2

6 Hg H2SO3 Na2SO4 Ag

7 CaO Na FeO H3PO4

8 FeSO4 BaCl2 Cu NaOH

9 P2O5 Cu Al(OH)3 Ba

10 Ca SO2 K2O Na3PO4

Опорна схема «Класифікація оксидів»

214

215

УРОК 39

Тема. Хімічні властивості оснόвних, кислотних та амфотерних

оксидів: взаємодія з водою, кислотами, лугами, іншими оксидами.

Мета уроку: ознайомити учнів з хімічними властивостями оксидів; дати

поняття індикаторів, пояснити їх використання для визначення кислот та

основ; розвивати логічне мислення учнів на прикладі порівняння взаємодії

кислотних і основних оксидів з водою, кислотами, лугами, іншими оксидами;

розвивати вміння й навички складати рівняння хімічних реакцій на прикладі

хімічних властивостей оксидів.


Форми роботи: фронтальна робота, розповідь учителя, демонстраційний

експеримент.


хімічні реактиви.

ХІД УРОКУ



• Ми знаємо, що за складом хімічні сполуки поділяються на чотири класи.

Які саме? (Оксиди, основи, кислоти, солі)

• Як розрізняють класи сполук? (За складом речовин)

• А якщо формула речовини не відома? (То розпізнати її можна за

хімічними властивостями)

III. Формування вмінь і навичок

Демонстрація 2. Взаємодія кислотних і основних оксидів з водою

Розчинні оксиди взаємодіють із водою.

— Які продукти виходять у результаті такої взаємодії?

Дослід 2. У склянку з водою насипаємо білий порошок СаО, а в іншу —

білий порошок Р2O5.

• Що спостерігаємо? Обидва порошки розчинилися у воді.216

• Що сталося з водою?

Розібратися в цьому нам допоможе індикатор — речовина, що реагує на

різне середовище зміною забарвлення. Познайомимося з двома з них.

Фенолфталеїн — безбарвний у нейтральному й кислому середовищі, стає

малиновим у лужному середовищі. Додаємо дві краплі фенолфталеїну в

розчин СаО — з'являється малинове забарвлення, а в розчині Р2O5 колір не

змінився.

Метиловий оранжевий у нейтральному середовищі — оранжевий, у

лужному — жовтий, у кислому — червоний.

Додаємо по кілька крапель у наші розчини:

розчин СаО під дією метилового оранжевого забарвився в жовтий колір,

отже, у склянці міститься луг;

розчин Р2O5 набув червоного забарвлення, отже, у цій склянці міститься

кислота.

Запишемо рівняння реакцій, щоб підтвердити наші дослідження.

СаО + Н2O = Са (ОН)2 (кальцій гідроксид)

Р2O5 + 3Н2O = 3Н3РO4 (ортофосфатна кислота)

Висновок. Кислотні оксиди в результаті взаємодії з водою утворюють

кислоти, а основні оксиди утворюють основи.

По-різному кислотні й основні оксиди взаємодіють із лугами й кислотами.

Розглянемо на прикладах:

Висновок. Кислотні оксиди взаємодіють з основами з утворенням солі й

води; основні оксиди взаємодіють із кислотами з утворенням солі й води.

Кислотні й основні оксиди можуть взаємодіяти між собою.

СаO + Р2O5 = Са3(РO4)2

217


Заповнюємо опорну схему «Хімічні властивості оксидів», по ланцюжку на

дошці складаємо рівняння реакцій з опорної схеми.



Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на запитання до

нього, виконати вправи.

Опорна схема «Хімічні властивості оксидів»

218

УРОК40

Тема. Основи, їх склад і назви. Класифікація основ. Фізичні

властивості основ.

Мета уроку: розширити знання про класифікацію й номенклатуру

неорганічних речовин на прикладі основ; розвивати вміння й навички

складати формули неорганічних сполук за валентністю на прикладі основ,

складати назви речовин за сучасною українською номенклатурою,

розпізнавати класи неорганічних речовин; ознайомити учнів з іізичними

властивостями основ.

Тип уроку: поглиблення і розширення знань.

Форми роботи: групова робота, робота з опорною схемою,



таблиця розчинності, зразки основ.

ХІД УРОКУ



Учні записують формули солей з назвами.

Звернімося до схеми класифікації органічних речовин. У ній залишився

ще один клас неорганічних сполук, з яким ми повинні познайомитися на

цьому уроці.

Демонстрація 6. Зразки основ

219

КОН, NaOH, Са(ОН)2, Сu(ОН)2 (свіжоприготовлений), Аl(ОН)3

• Що спільного у формулах основ, які є на вашому столі? (Наявність групи

атомів -ОН — гідроксильної групи)

• Який клас неорганічних сполук називається основами?

• Від чого залежить кількість гідроксильних груп в основі? (Від

валентності металу)

• Як можна в загальному вигляді записати формулу основ? (Me(ОН)m,

де m — валентність металу)

III. Засвоєння нових знань

Назви основ складаються за такою схемою:

Назва металу (валентність, якщо вона змінна) + слово «гідроксид».

Назвемо основи, які є на вашому столі, за сучасною українською

номенклатурою та наведемо тривіальні назви цих речовин.

КОН — калій гідроксид (їдке калі)

NaOH — натрій гідроксид (їдкий натр)

Са(ОН)2 — кальцій гідроксид (гашене вапно)

Сu(ОН)2 — купрум(ІІ) гідроксид

Аl(ОН)3 — алюміній гідроксид

Один зі способів класифікації основ ґрунтується на їхній взаємодії з

водою. Серед наведених у вас основ не розчинними у воді є Сu(ОН)2 і

Аl(ОН)3.

Основи поділяються на такі класи:

• розчинні у воді (луги);

• нерозчинні (малорозчинні).

Познайомимося з таблицею розчинності. У ній літерою «н» позначено

нерозчинні речовини, «р» — розчинні, «м» — малорозчинні речовини, у тому

числі й основи, солі й кислоти.

Фізичні властивості основ.

За стандартних умов усі луги — тверді речовини білого кольору, добре

розчинні у воді. NaOH і КОН — милкі на дотик, дуже їдкі. Вони роз'їдають 220

http://school.xvatit.com/index.php?title=%D0%A4%D1%96%D0%B7%D0%B8%D1%87%D0%BD%D1%96_%D0%B2%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B8%D0%B2%D0%BE%D1%81%D1%82%D1%96_%D0%BE%D1%81%D0%BD%D0%BE%D0%B2._%D0%9A%D0%BB%D0%B0%D1%81%D0%B8%D1%84%D1%96%D0%BA%D0%B0%D1%86%D1%96%D1%8F_%D0%BE%D1%81%D0%BD%D0%BE%D0%B2._%D0%9F%D0%BE%D0%B2%D0%BD%D1%96_%D1%83%D1%80%D0%BE%D0%BA%D0%B8

шкіру, тканини, папір та інші матеріали. За цю властивість їх називають

їдкими лугами. Так, натрій гідроксид NaOH — їдкий натр, а калій гідроксид

КОН — їдкий калій.

Їдкі луги (NaOH, КОН) роз'їдають шкіру, тканини та інші речовини, їх не

можна брати руками (спричиняють опіки), а тільки пінцетом

Чи знаєш ти, звідки походить слово «луг»? Так називали милкий настій

попелу, що використовувався для прання

У зв'язку з тим, що кристалічні їдкі луги, що потрапили на шкіру,

спричиняють опіки, їх не можна брати руками, а тільки пінцетом. Якщо ж

розчин лугу все ж таки потрапив на шкіру, необхідно відразу ж змити його

великою кількістю води, аж доки щезне відчуття милкості, а потім

нейтралізувати розчином борної кислоти Н3ВО3.

Нерозчинні основи також тверді речовини, але вони по-різному забарвлені.

Так, купрум(ІІ) гідроксид Сu(ОН)2 має блакитний із зеленкуватим відтінком

колір, ферум(ІІІ) гідроксид Fe(OH)3 — бурий, a Fe(OH)2 — блідо-

зеленкуватий, майже білий.



1. З допомогою таблиці розчинності виберіть по два приклади

нерозчинних солей і основ, складіть їх формули й дайте назви.

Пари зачитують свої приклади, записують неповторювані формули на

дошці, читають їх назви, виправляють помилки.

2. Для кожної з вибраних вами основ і солей розрахуйте кількість

речовини в 250 г.

• Якою формулою необхідно скористатися для розрахунку? (n = m/Mm)

Оголошуємо результат через 5—7 хв.

• Чому маса речовин була однакова, а кількість речовини різна? (Тому що

еони мають різний склад і різну молярну масу)

221

3. Усно складіть і назвіть формули основ, якщо до їх складу

входять: Сa, Al(III), K, Sn(IV), Rb, Cu. (Метали записані на дошці.)





222

Калій гідроксид Кобальт гідроксид

Манган гідроксид Купрум гідроксид

Натрій гідроксид

223

УРОК 41

Тема. Хімічні властивості лугів: дія на індикатори, взаємодія з

кислотами, кислотними оксидами, солями.

Мета уроку: ознайомити учнів з хімічними властивостями основ;

закріпити знання про класифікації основ на розчинні й нерозчинні; показати

дію лугів на індикатори; розвивати навички складання рівнянь хімічних

реакцій на прикладі хімічних властивостей основ.

Тип уроку: поглиблення й розширення знань.

Форми роботи: розповідь учителя, демонстраційний експеримент,

лабораторні досліди, робота з опорною схемою.


таблиця розчинності, таблиця «Правила техніки безпеки в кабінеті хімії», ряд

активності металів, хімічні реактиви.

ХІД УРОКУ



• Який клас неорганічних сполук називається основами?

• На які дві групи поділяються основи? (Розчинні (луги) й нерозчинні

(малорозчинні))

• 3 допомогою таблиці розчинності наведіть приклади розчинних і

нерозчинних основ. (П’ятеро-шестеро учнів по ланцюжку виписують на

дошці формули основ.)

• Назвіть записані основи за сучасною українською номенклатурою. (По

ланцюжку наступні учні називають основи.)

• 3 допомогою таблиці «Взаємозв’язок між класами неорганічних сполук»,

що є у вас у зошитах, припустіть, які хімічні властивості проявлятимуть

основи.

1) Взаємодія з кислотами.

2) Взаємодія з кислотними оксидами.

Додаємо:224

3) Взаємодія із солями.

І за цим планом будемо вивчати властивості основ.


1. Лабораторна робота №2 . Дія водних розчинів лугів на індикатори

Для проведення цієї лабораторної роботи ми використаємо пластинку для

мікрометоду.

Акуратно в перший ряд капаємо по дві краплі натрій гідроксиду, у другий

ряд — по дві краплі кальцій гідроксиду. Далі в перше заглиблення з

кислотами додаємо одну краплю метилового оранжевого, у друге — одну

краплю лакмусу, у третє — одну краплю фенолфталеїну.

На основі спостережень заповнюємо таблицю.

Метиловий

оранжевийЛакмус Фенолфталеїн

Нейтральний Оранжевий Фіолетовий Безбарвний

NaOH Жовтий Синій Малиновий

Са(ОН)2 Жовтий Синій Малиновий

Висновок. У розчинах лугів метиловий оранжевий набуває жовтого

забарвлення, лакмус — синього, фенолфталеїн — малинового. Отже, розчини

лугів можна визначити з допомогою індикатора.

2. Демонстрація . Хімічні властивості основ

На початку уроку ми припустили, які властивості повинні мати основи.

Подивимося практично.

Дослід 1. Взаємодія лугів з кислотними оксидами Збираємо прилад для

одержання вуглекислого газу. Одержаний газ пропускаємо крізь розчин

кальцій гідроксиду.

— Яку ознаку реакції спостерігаємо? (Випадіння осаду) Записуємо

рівняння реакції:

225

СO2 + Са(ОН)2 СаСO3 + Н2O

Укажіть тип реакції. (Реакція обміну)

Дослід 2. Взаємодія лугів з кислотами

• Як називається ця реакція? (Нейтралізації)

• Яка речовина допоможе побачити, що реакція відбулася? (Індикатор) У

дві пробірки наливаємо NaOH і Са(ОН)2, додаємо фенолфталеїн.

А потім по краплях знебарвлюємо розчин хлоридною кислотою.

Пропонуємо учням записати рівняння реакцій:

Дослід 3. Взаємодія лугів із солями

У дві пробірки наливаємо CuSO4, Al2(SO4)3, потім по краплях додаємо

розчин їдкого натру.

— Які ознаки реакції спостерігаємо? (Утворення нерозчинного осаду)

Запишемо рівняння реакції:

Усі наші припущення про властивості лугів підтвердилися практично.

(Розглядаємо відповідно до пунктів плану.)

На основі цього вносимо доповнення в таблицю «Взаємозв'язок між

класами неорганічних сполук».



Завдання 1. Здійснити перетворення:

Знання властивостей класів неорганічних сполук дозволяє нам

припустити, з допомогою яких реакцій можна одержати ту чи іншу речовину.

Два учні з двох боків:

226

Завдання 2. Здійснити перетворення:





Здійснити перетворення:

Опорна схема «Хімічні властивості основ»

227

УРОК 42

Тема. Реакція нейтралізації. Хімічні властивості нерозчинних основ:

взаємодія з кислотами і розкладання внаслідок нагрівання. Заходи

безпеки під час роботи з лугами.

Мета уроку: закріпити знання учнів про хімічні властивості основ;

розвивати вміння й навички проведення хімічного експерименту складання

рівнянь хімічних реакцій на прикладі хімічних властивостей лугів і

нерозчинних основ.

Тип уроку: формування вмінь і навичок, урок-дослідження.

Форми роботи: лабораторна робота, робота з опорною схемою.


таблиця розчинності, ряд активності металів, хімічні реактиви, плакат

«Правила техніки безпеки в кабінеті хімії».

ХІД УРОКУ



III. Aктуалізація опорних знань

Робота з опорною схемою «Хімічні властивості основ»

• На основі знань про хімічні властивості основ заповнимо опорну схему

«Хімічні властивості основ».

• Згадаймо, яких правил необхідно дотримуватися в хімічній лабораторії.

(Звертаємося до таблиці «Правила техніки безпеки в кабінеті хімії».)228

http://school.xvatit.com/index.php?title=%D0%A4%D0%B0%D0%B9%D0%BB:%D0%A2%D0%B0%D0%B1%D0%BB%D0%B8%D1%86%D1%8F_6._%D0%A5%D1%96%D0%BC%D1%96%D1%87%D0%BD%D1%96_%D0%B2%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B8%D0%B2%D0%BE%D1%81%D1%82%D1%96_%D0%BE%D1%81%D0%BD%D0%BE%D0%B2.jpg


Лабораторна робота № . 3 Взаємодія розчинів лугів з кислотами в розчині

У дві пробірки наливаємо по 1 мл NaOH і по одній-дві краплі

фенолфталеїну. Потім в одну з них по краплях додаємо хлоридну кислоту, у

другу — сульфатну кислоту. Заносимо результати до протоколу.

РеагентиЩо

спостерігаєте?

Рівняння

реакціїВисновок

NaOH HCl

NaOH H2SO4

Cu(OH)2 HCl

Висновок. З якими властивостями основ ми познайомилися на цьому

уроці?

• Реакція нейтралізації.

• Розклад нерозчинних основ.



Завдання 1. Обчисліть кількість речовини води, що утвориться внаслідок

нагрівання алюміній гідроксиду масою 15,6 г.

1) Обчислимо кількість речовини Аl(ОН)3 за формулою = m/M:

2) Складемо пропорцію й обчислимо кількість речовини води:

0,2 моль : 2 моль = х моль : 3 моль

229

Відповідь: 0,3 моль.

Завдання 2. Здійсніть перетворення:



Опрацювати відповідний параграф підручника, виконати завдання до

нього.

230

УРОК 43

Тема. Класифікація кислот. Фізичні властивості кислот

Мета уроку: розширити знання про класифікацію неорганічних речовин

на прикладі кислот; ознайомити учнів із класифікацією кислот за складом,

номенклатурою та з фізичними властивостями кислот;.

Тип уроку: поглиблення знань, вивчення нового матеріалу.




таблиця назв кислот за українською сучасною номенклатурою.

ХІД УРОКУ



Учні пишуть на дошці формули вищих оксидів елементів III періоду,

дають назви й указують клас оксиду.

— Як у періоді зі збільшенням порядкового номера хімічних елементів

змінюється клас оксидів, які вони утворюють?

(Основні амфотерні кислотні)


Кожному кислотному оксиду відповідає кислота.

— Який клас неорганічних речовин називаються кислотами?

Демонстраційний дослід 2. Зразки кислот

Розглядаємо зразки кислот у пробірках з етикетками з формулами й

назвами.

• Що спільного у формулах кислот, які є у вас на столах? (Атом Гідрогену

присутній у всіх формулах)

• За кількістю атомів Гідрогену кислоти класифікують на такі класи:

♦ одноосновні (НСl, HNO3);

♦ двоосновні (H2SO4);

♦ триосновні (Н3РO4).231

• Чим відрізняються формули цих кислот?

♦ кількістю атомів Гідрогену;

♦ наявністю або відсутністю атомів Оксигену.

За наявністю Оксигену в складі кислоти поділяються на такі класи:

• безоксигенові (НСl);

• оксигеновмісні (HNO3, H2SO4, Н3РO4).

Познайомимося з назвами кислот за сучасною українською

номенклатурою. (Розглядаємо таблицю з назвами кислот.) У деяких кислот є

історично сформовані назви, що використовуються поряд з

номенклатурними дотепер.

Назви кислот

Формул

а

Назва за

номенклатуроюТривіальна назва

Назва

кислотного

залишку

HF ФлуориднаФлуороводнева,

плавиковаФлуорид

HCl Хлоридна Хлорводнева, соляна Хлорид

НВr Бромідна Бромводнева Бромід

НІ Іодидна Іодоводнева Іодид

HCN Ціанідна Ціановоднева Ціанід

H2S Сульфідна Сірководнева Сульфід

H2SO4 Сульфатна Сірчана Сульфат

H2SO3 Сульфітна Сірчиста Сульфіт

HNO3 Нітратна Азотна Нітрат

HNO2 Нітритна Азотиста Нітрит

H2CO3 Карбонатна Вугільна Карбонат

H2SiO3 Силікатна Кремнієва Силікат

H3PO4 Ортофосфатна Ортофосфорна Ортофосфат

HPO3 Метафосфатна Метафосфорна Метафосфат

232

HCl — хлоридна (соляна) кислота — кислота, що входить до складу

шлункового соку.

H2SO4 — сульфатна (сірчана)

HNO3 — нітратна (азотна)

HF — флуоридна (плавикова) кислота, що розчиняє скло.

Назви кислотних залишків відповідають назвам кислот. (Розглядаємо

відповідний стовпчик у таблиці.)

Валентність кислотного залишку дорівнює числу атомів Гідрогену в

молекулі кислоти.

Чому? (Тому що валентність Гідрогену завжди дорівнює I)

Фізичні властивості кислот

Коли ми вивчали класифікацію кислот, звернули увагу, що більшість

відомих кислот — це водні розчини. Без води їх властивості змінюються.

Наприклад, безводна сульфатна кислота не взаємодіє із залізом, що дозволяє

перевозити її в сталевих цистернах. А розчин цієї кислоти розчинить

цистерну дорогою. Безводна хлоридна кислота — це газ гідрогенхлорид. А в

разі розчинення у воді — це хлоридна кислота, що входить до складу

шлункового соку.


1. Обчисліть масову частку Гідрогену в наведених на дошці кислотах і

виберіть кислоту з найбільшим та з найменшим умістом Гідрогену

ω(Н/НСl) = 1/36,5 = 2,7%

ω(H/HNO3) = 1/63 = 1,6% — мінімальний уміст

ω(H/H2SO4) = 2/98 = 2,0%

ω(Н/Н3РO4) = 3/98 = 3,0 % — максимальний уміст

2. Кожній оксигеновмісній кислоті відповідає кислотний оксид, з якого

можна одержати цю кислоту. Спробуймо підібрати ці оксиди:233

H2SO4 SO3

HNO3 N2O5

H2SO3 SO2

H3PO4 P2O5

3. Для того щоб зрозуміти, як розміщуються атоми в молекулах кислот,

будуємо їхні структурні формули.




нього. Вивчити назви кислот за сучасною українською номенклатурою.

Опорна схема «Класифікація кислот»

Опорна схема «Властивості кислот»

УРОК 44

Тема. Хімічні властивості кислот234

Мета уроку: ознайомити учнів з хімічними властивостями кислот;

розширити знання учнів про реакції заміщення й обміну на прикладі

хімічних властивостей кислот, їх взаємодії з металами, основними оксидами,

основами й солями; розвивати навички складання рівнянь хімічних реакцій

на прикладі хімічних властивостей кислот.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.

Форми роботи: розповідь учителя, демонстраційний експеримент,

лабораторні досліди, робота з опорною схемою.


таблиця розчинності, ряд активності металів, хімічні реактиви.

ХІД УРОКУ




На попередніх уроках ми познайомилися з фізичними й хімічними

властивостями оксидів.

— З якими класами неорганічних речовин взаємодіють оксиди?

(З водою, з лугами — кислотні оксиди, з кислотами — основні оксиди, з

іншими оксидами)

Розставте знак «плюс» там, реакція можлива, виходячи з властивостей

оксидів.

Основний

оксидКислота Основа Сіль

Кислотний

оксид+ +

Кислота +

Основа

Сіль

— А як же інші клітинки? Щоб заповнити їх, ми повинні вивчити хімічні

властивості інших класів неорганічних сполук.235


Хімічні властивості кислот

Вивчення хімічних властивостей кислот ми проведемо за планом:

• Дія кислот на індикатори

• Взаємодія кислот з металами

• Взаємодія кислот з оксидами

• Взаємодія кислот з основами

• Взаємодія кислот із солями

1) Лабораторна робота №4 . Дія водних розчинів кислот на індикатори

Для проведення цієї лабораторної роботи ми використаємо пластинку для

мікрометоду.

Акуратно капаємо в перший ряд по дві краплі хлоридної кислоти, у

другий ряд — по дві краплі сульфатної кислоти. Далі в перше заглиблення з

кислотами додаємо одну краплю метилового оранжевого, у друге — одну

краплю лакмусу, у третє — одну краплю фенолфталеїну.

На підставі спостережень заповнюємо таблицю.

Метиловий

оранжевийЛакмус Фенолфталеїн

Нейтральний Оранжевий Фіолетовий Безбарвний

HCl Червоний Рожевий Безбарвний

H2SO4 Червоний Рожевий Безбарвний

Висновок. У розчинах кислот метиловий оранжевий набуває червоного

забарвлення, лакмус — рожевого. Отже, розчини кислот можна визначити з

допомогою індикатора метилоранжу або лакмусу.

2) Демонстрація 4

Розглянемо, як взаємодіють кислоти з металами.

Для експерименту в три пробірки наливаємо хлоридну кислоту; у першу

додаємо шматочки мідного дроту, у другу — гранули цинку, у третю —

магнієву стружку.

— Чому метали неоднаково реагують із кислотою?236

Це пов’язано з властивостями металів. М. М. Бекетов розташував метали

відповідно до їх активності в ряд від найсильніших до найслабших.

Цей ряд так і називається — ряд активності металів. (Розглядаємо

таблицю, знаходимо ряд активності металів у підручнику.) Водень серед

металів перебуває не випадково. Він розділяє метали на активні, які

витісняють водень із розчинів кислот, і ті, що не взаємодіють із розчинами

кислот і водень не витісняють.

Запишемо рівняння реакцій:

Укажіть тип реакції. (Реакція заміщення)

Увага! Нітратна кислота по-особливому реагує з металами. Водень не

витісняється жодним із металів, наприклад:

3) Із попередніх уроків ми знаємо, що кислоти можуть реагувати тільки з

якими оксидами? (З основними)

Насиплемо в пробірку кальцій оксид, додамо розчин хлоридної кислоти.

Що спостерігаємо? (Оксид розчинився)


СаО + 2НСl СаСl2 + Н2O

Укажіть тип реакції.

Це реакція обміну — дві складні речовини обмінюються своїми

складовими.

4) У пробірку наливаємо натрій гідроксид, додаємо кілька крапель

фенолфталеїну — розчин забарвлюється в малиновий колір. Потім по

краплях додаємо хлоридну кислоту. Яку ознаку реакції спостерігаємо?

(Знебарвлення розчину)

Запишемо рівняння хімічної реакції:

NaOH + НСl = NaCl + Н2О

237

— Чому знебарвлюється розчин? (Середовище стало нейтральним)

Укажіть тип реакції. (Реакція обміну)

Така реакція між розчинами кислот і основ називається реакцією

нейтралізації. Поясніть, чому.

Висновок. Кислоти взаємодіють із солями.

5) Кислоти можуть витісняти більш слабкі кислоти з їхніх солей.

Здійснимо реакцію, яку вам доводилося спостерігати багато разів, коли мама

гасила оцтом соду.

Наливаємо в пробірку розчин натрій карбонату й додаємо кілька крапель

хлоридної кислоти. З'являються бульбашки газу — ознака протікання

хімічної реакції. Запишемо рівняння:






Творче завдання. Скласти правила роботи з кислотами.

Опорна схема «Хімічні властивості кислот»

238

УРОК 45

Тема. Хімічні властивості кислот. Реакції заміщення й обміну. Ряд

активності металів.

Мета уроку: закріпити знання про хімічні властивості кислот на прикладі

хлоридної кислоти; поглибити знання учнів про реакції заміщення й обміну

на прикладі хімічних властивостей кислот; розвивати навички

експериментальної роботи з кислотами; повторити правила техніки безпеки

підчас роботи з кислотами; ознайомити учнів з рядом активності металів.

Тип уроку: формування вмінь і навичок, урок-дослідження.

Форми роботи: розповідь учителя, лабораторні досліди, робота з опорною

схемою, робота з підручником.


таблиця розчинності, ряд активності металів, хімічні реактиви, плакат

«Правила техніки безпеки в кабінеті хімії».

ХІД УРОКУ




Завдання 1

Учень розповідав біля дошки про хімічні властивості кислот. Знайдіть

помилки в нижченаведених висловлюваннях і виберіть тільки ті хімічні

властивості, які характерні для кислот:

а) забарвлення розчину лакмусу в синій колір;

б) забарвлення розчину лакмусу в червоний колір;

в) взаємодія з металами;

г) взаємодія з кислотними оксидами;

д) взаємодія з основними оксидами;

е) взаємодія з основами;

ж) взаємодія з кислотами.

239

Наведіть рівняння відповідних реакцій і назви продуктів реакцій у вигляді

опорної схеми «Властивості кислот».

Завдання 2

Робота з опорною схемою «Хімічні властивості кислот».


Лабораторна робота № 5. Взаємодія хлоридної кислоти з металами

На кожному столі — дев’ять пробірок з номерами та склянка з хлоридною

кислотою.

Учитель нагадує учням про необхідність дотримання правил техніки

безпеки під час виконання лабораторної роботи. Особливу увагу слід

приділити заходам безпеки під час роботи з кислотами. (Розглядаємо

підготовлені учнями схеми.)

— Назвіть правила першої допомоги в разі потрапляння кислоти на шкіру

або в очі. (Рясно промити водою; шкіру промити розчином харчової соди, що

є в лабораторній аптечці)

Завдання. У протоколі під номером пробірки зазначений реактив, що

міститься в цій пробірці. Акуратно додайте в кожну пробірку три-чотири

краплі хлоридної кислоти, запишіть ознаки реакції та висновок про

властивість хлоридної кислоти.

Протокол лабораторної роботи № 5

Взаємодія хлоридної кислоти з різними речовинами

№

пробіркиНазва реагенту

Ознаки

реакції

Рівняння

реакціїВисновки

1Zn — цинк

гранульований

2 Аl — алюміній

гранульований

240

3 Сu — мідний дріт

4СuО — купрум(ІІ)

оксид

5 SiO2 — силіцій оксид

6NaOH — натрій

гідроксид

7Сu(ОН)2 — купрум(ІІ)

гідроксид

8Na2CO3 — натрій

карбонат

9Na2SiO3 — натрій

силікат


Підбиття підсумків лабораторної роботи

Кожна група учнів по черзі зачитує результати експерименту, учні спільно

вносять виправлення в протоколи, роблять висновки.





Творче завдання. Скласти за підручником схему «Використання кислот».

241

УРОК 46

Тема. Солі, їх склад і назви.Фізичні властивості середніх солей

Мета уроку: розширити знання про класифікацію неорганічних речовин і

номенклатуру неорганічних речовин на прикладі солей; навчити називати

солі, складати їхні формули за валентностями, розпізнавати з-поміж інших

класів неорганічних сполук; розвивати вміння й навички складати формули

за валентністю на прикладі солей, виконувати обчислення; ознайомити учнів

з фізичними властивостями середніх солей.



демонстраційний експеримент, групова робота.


зразки солей, картки-завдання.

ХІД УРОКУ

I. Організація классу


III.Актуалізація опорних знань

Хімічний диктант за назвами кислот і оксидів

1) плюмбум(ІІ) оксид;

2) сульфітна кислота;

3) фторидна кислота;

4) карбон(ІV) оксид;

5) алюміній оксид;

6) карбонатна кислота;

7) ортофосфатна кислота;

8) сульфатна кислота;

9) фосфор(ІІІ) оксид;

10) нітратна кислота.

242

IV. Мотивація навчальної діяльності, виклад нового матеріалу

Демонстрація 9. Зразки солей

1) NaCl — кухонна сіль

2) CuSO4 — мідний купорос

3) Na2SO4 — каустична сода

4) КМnO4 — марганцівка

5) KNO3 — калійна селітра

(На склянках наведені тривіальні назви.)

— Де використовуються ці солі?

1. Які неорганічні сполуки належать до класу солей?

Солі, представлені на столі, належать до класу середні солі.

Розрізняють: середні (Na2CO3), кислі(NaHCO3) й основні ((СuOН)2СO3)

солі.

2. Як називаються солі відповідно до сучасної української номенклатури?

Назва металу (валентність, якщо змінна) + назва кислотного залишку.

Скористаймося таблицею «Назви кислот» і назвемо солі, які є на вашому

столі.

1) NaCl — натрій хлорид

2) CuSO4 — купрум(ІІ) сульфат

3) Na2SO4 — натрій сульфат

4) КМnO4 — калій перманганат

5) KNO3 — калій нітрат

3. Аналогічно можна скласти формули солей, знаючи їхню назву,

валентність металу й валентність кислотного залишку.

Ферум(ІІ) хлорид — FeCl2

Натрій фосфат — Na3PO4

Алюміній сульфат — Al2(SO4)3

Фізичні властивості солей

За нормальних умов усі солі — тверді кристалічні речовини різного

кольору. Розчинність їх у воді різна (див. таблицю розчинності ).243



Кожна пара одержує картку-завдання.

1. Складіть формули солей.

2. Дайте назву за сучасною українською номенклатурою.

Сl SO4 РO4

Са

Na

Cr(III)

Вr SO3 NO3

Fe(ІІІ)

K

Bа

F PO4 SiO3

Fe(II)

Li

Al

CO2 Cl NO3

Cu(II)

Na

Fe(III)

Учні по черзі читають складені формули солей, записують у зошитах і, за

необхідності, на дошці, дають солям назви.

3. Додаткове завдання.

1) Серед одержаних солей виберіть формулу солі з найбільшою молярною

масою.

244

2) Обчисліть кількість речовини в 45 г цієї солі.

3) Обчисліть, у якій масі міститься 1,5 моль солі.




нього.

Творче завдання

1. Складіть формули солей Натрію з усіма кислотними залишками в

таблиці й дайте їм назви.

Натрій сульфат Ферум сульфат

Натрій хлорид Кальцій хлорид

245

Натрій фосфат Ферум (ІІ) фосфат

246

УРОК 47

Тема. Хімічні властивості середніх солей: взаємодія з металами,

кислотами, лугами, іншими солями.

Мета уроку: систематизувати знання учнів про хімічні властивості класів

неорганічних сполук на прикладі хімічних властивостей солей

Тип уроку: поглиблення й систематизація знань.

Форми роботи: лабораторна робота, робота з опорною схемою.


таблиця розчинності, ряд активності металів, розчини реактивів.

ХІД УРОКУ


II. Актуалізація опорних знань учнів

Заповнюємо опорну схему «Хімічні властивості солей».

III. Лабораторна робота № 6. Взаємодія металів із солями у водному

розчині

У три пробірки наливаємо по 1 мл розчину купрум(ІІ) сульфату й

занурюємо по одній гранулі заліза, алюмінію, цинку.

У наступні три пробірки наливаємо по 1 мл розчину цинк сульфату й

занурюємо по одній гранулі міді, заліза, алюмінію.

— Що спостерігаєте? Заповніть протокол.


№

досліду

Реактиви Що

спостерігали?

Рівняння


І II

CuSO4

Fe

Al

Zn

ZnSO4 Cu

Fe 247

Al

Чому в графі «Рівняння реакції» у деяких випадках немає запису? (Ряд

активності)

IV. Лабораторна робота №7.

Взаємодія солей з лугами у водному розчині.

У дві пробірки наливаємо розчини CuSO4 й ZnSO4, потім в обидві

пробірки по краплях додаємо натрій гідроксид до появи осаду.

• Чому до розчину ZnSO4 натрій гідроксид необхідно додавати акуратно,

по краплях?

• А якщо, навпаки, додавати розчин ZnSO4 до розчину натрій гідроксиду?

Заповніть протокол лабораторної роботи №7 .


№

дослідуРеактиви

Що

спостерігали?

Рівняння


CuSO4 NaOH

ZnSO4 NaOH

V. Лабораторна робота № 8.

Реакція обміну між солями в розчині


№

досліду

Реактиви Що

спостерігали

?

Рівняння


І II

CuSO4 ВаСl2

ZnSO4 ВаСl2

248

AgNO3 ВаСl2

CuSO4 NaCl

В якому випадку ми можемо стверджувати, що реакція не відбувається?

Чому?



Опрацювати відповідний параграф підручника

249

УРОК 48

Тема. Поняття про амфотерні основи

Мета уроку: розглянути поняття амфотерності як здатності сполук

проявляти двоїсті властивості: і кислот, і основ; розширити знання учнів про

властивості основ і кислот на прикладі амфотерних сполук; формувати

вміння й навички складання рівнянь хімічних реакцій на прикладі

амфотерних основ.

Тип уроку: поглиблення й систематизації знань.

Форми роботи: розповідь учителя, демонстраційний експеримент, робота з

опорною схемою.


таблиця розчинності, хімічні реактиви.

ХІД УРОКУ


II. Мотивація навчальної діяльності

Ми знаємо, що кислоти й основи реагують між собою. Як називається така

реакція? (Реакція нейтралізації)

Демонстрація . Доказ амфотерності цинк гідроксиду

Здійснимо таку реакцію з цинк гідроксидом.

— Як одержати цей гідроксид з реактивів, наведених на дошці?

Zn(ОН)2 — нерозчинна основа, желеподібний осад. Розділимо одержаний

осад на дві пробірки.

Який реактив слід додати, щоб провести реакцію нейтралізації? (Розчин

хлоридної кислоти)

Zn(OH)2 + 2НСl = ZnCl2 + 2Н2O

• Що спостерігаємо? (Осад розчинився)

А тепер у другу частину осаду доллємо розчин натрій гідроксиду.

• Що спостерігаємо? (Осад розчинився)

250

• Чому?


Висновок. Цинк гідроксид — амфотерна основа.

Амфотерність — це здатність речовин проявляти властивості й кислот, і

основ залежно від природи речовин, з якими вони взаємодіють.

Наприклад, Zn(OH)2 під час взаємодії з кислотами проявляє властивості

основ, а під час взаємодії з основами — властивості кислот.

До таких основ також належать Аl(ОН)2, Ве(ОН)2, Сr(ОН)3 та ін.

III. Закріплення вивченого матеріалу

Завдання 1

У трьох пробірках без етикеток містяться нерозчинні гідроксиди Цинку,

Купруму й Магнію. Як дослідним шляхом розпізнати, в якій із пробірок

міститься амфотерний гідроксид? Укажіть, яким зі способів може

скористатися лаборант:

а) за забарвленням виявити Сu(ОН)2;

б) до порцій гідроксидів долити кислоту, розчиняться всі гідроксиди;

в) до порцій гідроксидів долити розчин лугу, розчиниться тільки

амфотерний гідроксид;

г) виділивши за забарвленням купрум(ІІ) гідроксид, до решти додати

розчин лугу, розчиниться амфотерний гідроксид.

Завдання 2

Доведіть амфотерність Ве(ОН)2.

Завдання 3

У лабораторії знаходяться набори реактивів різного складу. Укажіть, який

із наборів речовин можна використати для одержання найбільшої кількості

амфотерних гідроксидів:

251

Завдання 4

На лотку після експерименту залишилися реактиви: К2CO3, NaОН,

BаО, Pb(OH)2, Cu, CаСl2, Сu(ОН)2, KCl, Al(OH)3, Н2O, SO2. Виберіть із

перелічених речовин ті, які можна нейтралізувати сульфатною кислотою.

Запишіть рівняння можливих реакцій, назвіть солі.

Завдання 5

Лаборант злив розчини калій гідроксиду й сульфатної кислоти, що містять

NaОН і H2SO4 однаковою кількістю речовини — 1 моль. Визначте реакцію

середовища одержаного розчину. Якого забарвлення набуде лакмус у

розчині, що утворився?

ІV. Підбиття підсумків уроку.



Цинк гідроксид

Хром гідроксид Берилій гідроксид

252

УРОК 49

Тема. Розрахунки за хімічними рівняннями маси, об’єму, кількості

речовини реагентів і продуктів реакції

Мета уроку: закріпити знання про хімічні властивості оксидів і кислот;

розвивати навички складання рівнянь хімічних реакцій на прикладі хімічних

властивостей оксидів і кислот; розвивати вміння й навички проводити

розрахунки за хімічними рівняннями маси, об’єму, кількості речовини

реагентів і продуктів реакції; підготувати учнів до проміжного оцінювання з

теми «Властивості оксидів, кислот».


Форми роботи: групова робота.


таблиця розчинності, ряд активності металів, картки - завдання.

ХІД УРОКУ



Учні представляють підготовлені ними схеми використання кислот.

III. Узагальнення й систематизація знань


Для роботи на уроці учні об’єднуються в шість груп. Після закінчення

роботи над кожним завданням група представляє результат своєї роботи, учні

виправляють помилки, учитель підбиває підсумки.

Завдання 1

Дано такі речовини:

№ Речовини

1 Cu(OH)2, K2О, Р2О5, HNО3, Fe2(SО4)3, NaОН

2 Ba(OH)2, CaO, SО2, H3PО4, MgCl2, LiOH

3 Fe(OH)3, Na2О, CО2, HCl, Zn3(PO4), Ca(OH)2

4 Al(OH)3, CaO, Cl2O7, H2SO4, Ba(NO3)2, KOH

5 CuO, H2SiO3, CO2, Al(OH)3, AgNO3, LiOH253

6 K2O, HCl, N2O5, Cu(OH)2, Са3(РО4)2,Ba(OH)2

1. Виберіть зі списку формули оксидів. Назвіть речовини.

2. Напишіть рівняння одержання цих оксидів із простих речовин.

3. Розташуйте ці оксиди в ряд у міру зростання їх відносної молекулярної

маси.

4. Розташуйте ці оксиди в ряд у міру зменшення масової частки Оксигену

в них.

5. Напишіть рівняння можливих реакцій цих оксидів з речовинами:

• водою;

• хлоридною кислотою;

• натрій гідроксидом.

Укажіть тип реакцій, назвіть продукти.

6. Де в навколишньому світі зустрічаються оксиди?

Завдання 2

Дано такі речовини:

№ Речовини

1 Cu(OH)2, Na2O, P2O5, HNO3, Al2(SO4)3, HCl, KOH

2 Fe(OH)2, CaO, SO3, H3PO4, MgCl2, NaOH, H2S

3 Fe(OH)3, K2O, CO2, HCl, Zn3(PO4)2, Ba(OH)2, HNO3

4 Al(OH)3, MgO, Cl2O7, H2SO4, Ba(NO3)2, KOH, H2S

5 ZnO, H2SiO3, CO2, Al(OH)3, AgNO3, KOH, HBr

6 K2O, HCl, P2O5, Cu(OH)2, Са3(РО4)2,Ba(OH)2, H2SO4

1. Виберіть зі списку формули оксигеновмісних кислот.

2. Напишіть рівняння їх одержання з відповідних оксидів.

3. З якими із запропонованих речовин реагують ці кислоти:

• магній, мідь, алюміній, цинк?

• натрій гідроксид, барій гідроксид, купрум(ІІ) гідроксид?

• натрій сульфат, калій силікат, барій нітрат?

254

Напишіть рівняння можливих реакцій.

4. Чи зустрічається ця кислота в природі?

Завдання 3

На дошці зображено схему:

У реакцію з хлоридною кислотою вступив метал масою 18 г.

1) Запишіть рівняння реакції.

2) Обчисліть об’єм водню, що виділився (н. у.).

3) Обчисліть масу солі, що утворилася.

4) Обчисліть кількість речовини кислоти, що вступила в реакцію.

Після виконання розрахунків групи обмінюються розв’язаннями й

перевіряють розрахунки сусідів, а потім віддають на перевірку вчителеві.


Учитель підбиває підсумки роботи груп за трьома завданнями, повідомляє

оцінки, акцентує увагу на типових помилках, які були припущені в процесі

виконання завдань.


255

Повторити параграф, виконати завдання, підготуватися до тематичного

оцінювання, підготуватися до практичної роботи №1 «Дослідження

властивостей основних класів неорганічних сполук».

Напишіть рівняння можливих реакцій.

256

УРОК 50

Тема. Практична робота № 1. Дослідження властивостей основних

класів неорганічних сполук

Мета уроку: продовжити формування навичок роботи з хімічними

речовинами й лабораторним устаткуванням; перевірити знання техніки

безпеки під час роботи в кабінеті хімії; поглибити знання про хімічні

властивості оксидів, кислот, основ і солей; визначити рівень засвоєння знань

про хімічні властивості класів неорганічних сполук.

Тип уроку: практичне використання знань, умінь і навичок.

Форми роботи: виконання експерименту, складання звіту.

Обладнання: відповідно до інструкції.

ХІД УРОКУ


II. Повторення правил техніки безпеки в кабінеті хімії, під час проведення

хімічного експерименту, інструктування перед початком практичної роботи

III. Виконання практичної роботи за інструкцією

IV. Оформлення звіту про виконану роботу в зошитах, формулювання

висновків щодо роботи


Повторити хімічні властивості класів неорганічних сполук.

257

УРОК 51

Тема. Загальні способи одержання оксидів, основ, кислот, солей

Мета уроку: ознайомити учнів із загальними способами одержання

оксидів, основ, кислот, солей; розвивати навички роботи з навчальною

літературою; показати на прикладі одержання різних класів неорганічних

сполук взаємозв’язок між будовою, властивостями й одержанням цих

речовин.

Тип уроку: комбінований урок засвоєння навичок, формування вмінь і

творчого застосування їх на практиці.

Форми роботи: робота з підручником, групова робота.


таблиця розчинності, ряд активності металів, лабораторне устаткування,


ХІД УРОКУ


Для організації роботи на уроці учні об’єднуються у вісім груп (по дві

групи на кожен клас неорганічних сполук для можливості взаємоконтролю та

взаємоперевірки). Кожна група одержує картку-завдання, набір навчальної

літератури, аркуш для оформлення результатів.

II. Мотивація навчальної діяльності

Між класами неорганічних сполук існує генетичний зв’язок.

Проаналізуємо, що означає поняття «генетичний зв’язок класів неорганічних

сполук».

• Одні сполуки шляхом хімічних перетворень можна перевести в інші.

• Існує тісний зв’язок між складом окремих класів сполук.

• Взаємоперетворення кожного класу неорганічних сполук зумовлені їх

фізичними й хімічними властивостями.

• Генетичний зв’язок дає можливість припустити шляхи синтезу класів

неорганічних сполук.

258

Можливе одержання різних класів неорганічних сполук із простих

речовин шляхом взаємоперетворення складних речовин.

Сьогодні ми повинні, спираючись на наші знання про властивості класів

неорганічних сполук, їх генетичний зв’язок, розглянути способи одержання

класів неорганічних сполук. Для цього в запропонованій літературі ви

повинні знайти відповіді на певні питання й завдання.

Завдання для груп

Група 1

Розкажіть про способи одержання оксидів у промисловості.

Група 2

Розкажіть про лабораторні способи одержання оксидів.

Група З

Розкажіть про способи одержання основ у промисловості.

Група 4

Розкажіть про лабораторні способи одержання основ.

Група 5

Розкажіть про способи одержання кислот у промисловості.

Група б

Розкажіть про лабораторні способи одержання кислот.

Група 7

Розкажіть про способи одержання солей у промисловості.

Група 8

Розкажіть про лабораторні способи одержання солей.

III. Самостійна робота в групах

Учні під керівництвом учителя готують відповіді на завдання групи й

вивішують на дошці підготовлені способи одержання класів неорганічних

сполук.

Група 1

Загальні способи одержання оксидів у промисловості259

1) Багато речовин у природі існують у вигляді руд, що містять оксиди.

Наприклад:

• бурий залізняк Fe2O3;

• червоний залізняк Fe3O4;

• боксити Аl2O3;

• пісок, кварц SiO2.

У цьому випадку одержання оксиду передбачає очищення і збагачення

руди.

2) Шляхом спалювання простих речовин:

N2 + O2 = 2NO

3) Шляхом спалювання складних речовин:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6Н2O

Група 2

Лабораторні способи одержання оксидів

1) Шляхом спалювання простих речовин:

S + O2 = SO2

2Ca + O2 = 2CaO

(Демонстрація спалювання вуглецю і магнію)

2) Шляхом спалювання складних речовин:

СН4 + 2O2 = СO2 + 2Н2O

3) Шляхом розкладання складних речовин у процесі нагрівання:

Група 3

Одержання основ у промисловості

Луги — шляхом електролізу розчинів солей:

2KCl + 2Н2O = 2KOH + Н2 + Сl2

260

Група 4

Лабораторні способи одержання основ

1) Луги — шляхом розчинення лужних і лужноземельних металів у воді:

2K + 2Н2O = 2KOH + Н2

Луги — шляхом розчинення основних оксидів у воді:

BаO + Н2O = Bа(ОН)2

2) Нерозчинні основи — шляхом дії лугів на солі:

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaOH

Група 5

Промислові способи одержання кислот

1) Безоксигенові кислоти одержують шляхом розчинення галогеноводнів

у воді:

HCl, H2S.

2) Виробництво оксигеновмісних кислот — це складний багатостадійний

процес, що ґрунтується на розчиненні кислотних оксидів у воді:

SO3 + H2O = H2SO4

CO2 + H2O = H2CO3

Група 6

Лабораторні способи одержання кислот

У лабораторії кислоти одержують шляхом дії більш сильних кислот на

розчини солей:

Група 7

Одержання солей у промисловості

261

1) Із природних сполук:

СаСO3, Na2CO3, MgCO3, NaCl.

2) Шляхом сплавлення оксидів:

K2O + SiO2 = K2SiO3

Група 8

Лабораторні способи одержання солей

1) Шляхом взаємодії кислотних оксидів з розчинами лугів:

Bа(ОН)2 + СO2 = BаСO3 + Н2O

2) Шляхом розчинення металів у кислотах:

Mg + 2НСl = MgCl2 + Н2

3) Шляхом взаємодії основних оксидів з кислотами:

BаО + H2SO3 = CaSO3 + Н2O

4) Шляхом взаємодії основ і кислот:

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2Н2O

5) Шляхом взаємодії солей з основами:

АlСl3 + 3KOH = Аl(ОН)3 + 3KCl

6) Шляхом взаємодії солей з кислотами:

K2CO3 + 2НСl = 2KCl + СO2 + Н2O

7) Шляхом взаємодії розчинів солей:

AgNO3 + NaCl = AgCl і + NaNO3


Учитель узагальнює відповіді учнів і підбиває підсумки уроку.


Опрацювати відповідний параграф підручника. Скласти схему одержання

класів неорганічних сполук у будь-якій формі.

262

Отримання оксиду карбону

Одержання нітратної кислоти

263

УРОК 52

Тема. Загальні способи одержання оксидів, основ, кислот, солей

Мета уроку: розвивати вміння й навички учнів у складанні рівнянь на

прикладі одержання оксидів, основ, кислот, солей; систематизувати знання

учнів про загальні способи одержання оксидів, основ, кислот і солей;

показати їх взаємозв’язок з генетичним зв’язком класів неорганічних сполук.

Тип уроку: узагальнення й систематизація знань учнів.

Форми роботи: демонстраційний експеримент.


таблиця розчинності, ряд активності металів, лабораторне устаткування,


ХІД УРОКУ



III.Мотивація навчальної діяльності

На попередньому уроці ми розглянули способи одержання оксидів, основ,

кислот і солей. Удома ви склали схеми способів одержання класів

неорганічних сполук.

(Учні презентують свої варіанти класифікації способів одержання класів

неорганічних сполук. Учитель коментує й узагальнює.)

Тепер розглянемо, як практично можна використати ці знання.

IV. Практика на прикладах

Демонстрація 11. Взаємодія кальцій оксиду з водою

Насипаємо в пробірку кальцій оксид і доливаємо 10 мл дистильованої

води.

• Що спостерігаємо? (Порошок розчинився)

• Що утворилося в пробірці? (Кальцій гідроксид)

• Як це можна підтвердити? (Індикатор фенолфталеїн забарвлює розчин у

малиновий колір)

Записуємо рівняння хімічної реакції:264

СаO + Н2O = Са(ОН)2

Тепер пропустимо вуглекислий газ крізь цей розчин.

• Що спостерігаємо? (Випадає осад, забарвлення зникає)

• Чому? (Утворилася сіль)

Записуємо рівняння реакції:

Са (ОН)2 + СO2 = CaCO3 + Н2O

Завдання 1

Складіть ланцюжок перетворень, що відповідає нашому експерименту.

СаО Са(ОН)2 СаСО3

Демонстрація 12. Спалювання фосфору

Акуратно, під витяжкою спалюємо 0,5 г червоного фосфору. Одержаний

білий порошок розчиняємо в 10—15 мл дистильованої води.

• Що утворилося в пробірці? (Ортофосфатна кислота)

• Як це можна перевірити? (З допомогою індикатора. Лакмус забарвлює

розчин у рожевий колір)

Запишемо рівняння реакції.

Акуратно, по краплях, додаємо розчин натрій гідроксиду до зміни

забарвлення розчину з рожевого на фіолетовий.

• Про що свідчить зміна забарвлення? (У пробірці немає кислоти,

утворилася сіль)

Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

Завдання 2

Складіть схему перетворень, що відповідає цьому експерименту.

Р Р2O5 Н3РO4 Na3PO4

Завдання 3

Обчисліть масу натрій фосфату, який можна одержати з фосфору масою:

265

варіант І — 4,2 г;

варіант II — 17,5 г.

Клас розв’язує задачу та звіряє відповідь.

Завдання 4

Учитель пояснює на уроці, що для одержання солей можна скористатися

такими способами:

а) реакція нейтралізації;

б) взаємодія кислотних оксидів з основними оксидами;

в) взаємодія кислоти з основним оксидом.

Наведіть конкретні приклади одержання кальцій фосфату кожним із

запропонованих способів. Для чого в сільському господарстві

використовуються фосфати? Подумайте, солі яких металів найбільш

ефективні для використання з цією метою?

Завдання 5

Унаслідок розчинення різних речовин у воді розчин набуває лужного,

нейтрального або кислого середовища. Поясніть це і підтвердьте рівняннями

хімічних реакцій на нижченаведених прикладах.

а) Які з перелічених речовин — натрій оксид, кальцій, сульфур(ІV) оксид

— взаємодіють із водою з утворенням лугу?

б) Які з перелічених речовин — калій, барій оксид, сульфур(VІ) оксид —

взаємодіють із водою з утворенням лугу?

в) Які з перелічених речовин — фосфор(У) оксид, силіцій оксид,

сульфур(VІ) оксид — взаємодіють із водою з утворенням кислоти?

Учні виконують завдання самостійно по варіантах, з взаємоперевіркою.


Учитель оцінює роботу учнів і підбиває підсумки уроку.



нього.

266

Творче завдання. Скласти схему одержання сульфатної кислоти із сірки.

Обчислити масу одержаної сульфатної кислоти, якщо для реакції взяли сірку

масою 316 г.

267

УРОК 53

Тема. Генетичний зв’язок між класами неорганічних сполук

Мета уроку: розкрити взаємозв’язок явищ у природі на прикладі

взаємоперетворень одних класів речовин на інші; узагальнити знання про

неорганічні речовини та їх властивості; розвивати вміння порівнювати склад

і властивості речовин, класифікувати речовини й реакції, встановлювати

генетичний зв’язок між класами неорганічних сполук.

Тип уроку: поглиблення й узагальнення знань.

Форми роботи: виконання вправ, робота з опорною схемою.


таблиця розчинності, ряд активності металів, опорні схеми класів

неорганічних сполук, генетичного зв’язку класів неорганічних сполук.

ХІД УРОКУ


II. Аналіз виконання практичної роботи

Робота з класом зі з’ясування типових помилок, коригування знань.

III. Мотивація навчальної діяльності

Повернімося до схеми класифікації речовин.

Усі класи речовин складаються з тих самих хімічних елементів: металів і

неметалів.

— Чим вони відрізняються? Кількісним і якісним складом.

268

А чи існує зв'язок між окремими класами неорганічних сполук? У чому

цей зв'язок виявляється? Речовини одного класу взаємодіють з іншими

речовинами. При цьому утворюються сполуки інших класів. Тобто шляхом

хімічних перетворень сполуки одного класу можна перетворювати на інші.

Ми говоримо, що між класами неорганічних сполук існує генетичний зв'язок,

тобто вони взаємно перетворюються під час хімічних реакцій.

Розгляньмо найпростіші приклади.

IV. Поглиблення знань

Здійсніть перетворення:

S →SO2→H2SO3→Na2SO3

Запишемо цю схему в загальному вигляді.

Схема 1

Неметал кислотний оксид кислота сіль

Тепер візьмемо інший ланцюжок перетворень:

Запишемо її в загальному вигляді.

Схема 2

Метал основний оксид основа сіль

Подібних ланцюжків можна запропонувати багато.

Завдання 1

Запропонуйте ланцюжки перетворень до схем 1 і 2.

(Заслуховуємо варіанти учнів, записуємо на дошці.)

Схеми 1 і 2 можуть змінюватися. У загальному вигляді така схема матиме

набагато більш складну структуру.

269

Аналогічно можна одержати кислоту із солі, оксиди з основ і кислот, чисті

метали й неметали з їхніх оксидів і солей і т. д. (Учні аналізують можливі

шляхи взаємоперетворень класів неорганічних сполук за схемою і

доповнюють схему генетичного зв’язку.)

V. Керована практика

Завдання 2 (по варіантах, під керівництвом учителя)

Напишіть рівняння реакцій, щоб здійснити перетворення.

Варіант І

Варіант II

Зачитуємо правильні відповіді.

Завдання 3

Обчисліть кількість речовини магній сульфату яку можна одержати з

магнію масою 15 г, за схемою:

Mg MgO MgSО4

270

Завдання 4

Варіант І

Обчисліть кількість речовини натрій ортофосфату, якщо для реакції взяли

7,2 г фосфору.

Варіант II

Обчисліть кількість речовини кальцій карбонату, якщо для реакції взяли

кальцій масою 35 г.

VI. Підбиття підсумків уроку

Перевірка відповідей у завданні 4, виставлення оцінок за роботу на уроці.


Опрацювати відповідний параграф підручника, скласти схему 1, 2 для

Карбону і Барію.

271

УРОК 54

Тема. Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук

Мета уроку: розкрити взаємозв'язок явищ у природі на прикладі

взаємоперетворень одних класів речовин на інші; узагальнити знання про

неорганічні речовини та їх властивості; розвивати вміння порівнювати склад

і властивості речовин, класифікувати речовини й реакції, встановлювати

генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук.


Форми роботи: самостійна робота, групова робота.


таблиця розчинності, ряд активності металів, опорні схеми, картки-завдання.

ХІД УРОКУ



Учні записують на дошці підготовлені схеми генетичного зв'язку на

прикладі Барію й Карбону а також рівняння до них.

III. Фронтальна робота з картками-завданнями

Завдання 1

Унаслідок розчинення різних речовин у воді розчин набуває лужного,

нейтрального або кислого середовища. Поясність це і підтвердьте

рівняннями хімічних реакцій на таких прикладах:

а) Які з перелічених речовин — натрій оксид, кальцій, сульфур(ІV) оксид

— взаємодіють із водою з утворенням лугу?

б) Які з перелічених речовин — калій, барій оксид, сульфур(VІ) оксид —

взаємодіють із водою з утворенням лугу?

в) Які з перелічених речовин — фосфор(V) оксид, силіцій оксид,

сульфур(VІ) оксид — взаємодіють із водою з утворенням кислоти?272

Завдання 2

Поясніть, що означає поняття «генетичний зв'язок». Виберіть правильну

відповідь і обґрунтуйте її:

а) перетворення речовин одного класу сполук на речовини інших класів;

б) хімічні властивості речовин;

в) можливість одержання складних речовин із простих;

г) взаємозв'язок простих і складних речовин усіх класів неорганічних

сполук.

Складіть схему генетичного зв'язку класів неорганічних сполук на

прикладі Сульфуру й Кальцію.

Завдання 3

Розчини деяких солей не можна зберігати в залізному посуді. Які з

перелічених речовин — купрум(ІІ) нітрат, натрій нітрат, хлоридна кислота —

вступають у реакцію заміщення із залізом?

Складіть відповідні рівняння реакцій. Посудину з яких металів ви

порекомендували б використати для зберігання цих розчинів?

Завдання 4

а) Визначте речовину С, що утворюється в результаті перетворень:

Складіть алгоритм виконання цього завдання біля дошки.

б) Використайте запропонований алгоритм для виконання аналогічного

завдання: визначте, що є продуктом X, який утворюється в результаті таких

перетворень:

273

Визначте рівень складності цього завдання.

Завдання по варіантах (зі взаємоперевіркою)

Варіант І

Завдання 5

Із чотирьох елементів — Натрій, Сірка, Оксиген і Гідроген — складіть

формули:

• однієї основи;

• однієї кислоти;

• трьох середніх солей.

Як ви вважаєте, які з цих речовин реагуватимуть між собою? Складіть

рівняння хімічних реакцій, укажіть їх тип.

Варіант II

Завдання 6

Із чотирьох елементів — Барій, Флуор, Оксиген і Гідроген — складіть

формули:

• однієї основи;

• однієї кислоти;

• однієї середньої солі.

Які з цих речовин, на вашу думку, реагуватимуть між собою? Складіть

рівняння хімічних реакцій, укажіть їх тип.

IV. Самостійна робота під контролем учителя з наступним обговоренням

біля дошки

Завдання 7

274

У дві однакові відкриті склянки, що врівноважені на шальках терезів та

містять достатню для реакції кількість хлоридної кислоти, внесли однакові за

масою наважки цинку і крейди.

Чи збережеться рівновага терезів після закінчення реакції? Відповідь

підтвердьте обчисленнями.

Завдання 8

Перетворення Сульфуру «зашифровані» схемою:

Розшифруйте речовини А, Б, В, Г, Д, Е; укажіть, до якого класу вони

належать. Напишіть рівняння реакцій.


Склад, властивості речовин, їх використання тісно пов'язані одне з одним.

Знаючи склад речовини, ми можемо запропонувати шляхи синтезу цієї

речовини. Якщо нам відомі властивості цієї речовини, ми можемо легко

припустити, з якими речовинами вона реагуватиме, де можна її використати.


Повторити матеріал про класи неорганічних сполук, їх властивості,

генетичний зв'язок.

Творче завдання. Скласти схему генетичного зв'язку для Феруму, записати

рівняння реакцій.

275

УРОК 55

Тема. Практична робота № 2 «Розв’язання експериментальних задач»

Мета уроку: перевірити знання правил техніки безпеки, навички роботи з

лабораторним устаткуванням, хімічними реактивами, навички проведення

хімічного експерименту; перевірити навички практичного використання

знань про фізичні й хімічні властивості речовин різних класів неорганічних

сполук.


Форми роботи: практична робота.


таблиця розчинності, ряд активності металів, реактиви й устаткування за

інструкцією до практичної роботи № 2.

ХІД УРОКУ



Повторення правил техніки безпеки в кабінеті хімії, під час проведення

хімічного експерименту, інструктування перед початком практичної роботи.

III. Виконання практичної роботи за інструкцією

IV. Оформлення звіту про виконану роботу в зошитах, формулювання

висновків щодо роботи


Повторити фізичні й хімічні властивості класів неорганічних сполук,

способи їх одержання.

276

УРОК 56

Тема. Поширення оксидів, кислот, основ і середніх солей у природі та

їх використання


неорганічних сполук; показати поширення, оксидів, кислот, основ і середніх

солей у природі їх практичне значення; ознайомити учнів з галузями

використання кислот, основ, оксидів і солей.


Форми роботи: навчальний міні-семінар, робота з опорною схемою.



ХІД УРОКУ



А) Фронтальна бесіда

-Які речовини називаються солями?

Солі-це складні речовини, до складу яких входять атоми металів і кислотні

залишки.

-З якими фізичними властивостями солей ви познайомилися на попередніх

уроках?

ІІI. Міні-семінар

Учні розповідають про практичне застосування солей, їх поширення в

природі.

Поширеність солей в природі та їх практичне значення

Учні записують в зошит схему «Солі в природі»

Виступи учнів з повідомленнями

-Де ж застосовуються солі?

NaCl- натрій хлорид, кухонна сіль застосовується як харчовий і консервуючий

засіб, є сировиною для добування соди, їдкого натру, хлору, соляної кислоти,

мила.277

FeС13 - ферум (III) хлорид, застосовується як травильний засіб у радіотехніці,

сировина для органічних барвників.

Na2SO4 - натрій сульфат, глауберова сіль, застосовується як послаблюючий

засіб, сировина для виробництва скла, соди.

FеSO4 - ферум (ІІ)сульфат, залізний купорос, хімічний засіб захисту рослин,

протрава при фарбуванні тканин, сировина для виробництва

чорнила,фото- препаратів, мінеральних фарб.

СuSО4 - купрум (II) сульфат, мідний купорос, хімічний засіб захисту рослин,

сировина для виробництва чистої міді, штучного шовку, мінеральних фарб.

NaNO3 - натрій нітрат, натрієва селітра, застосовується як

добриво, кон- сервуючий засіб, сировина для виробництва скла, мила.

NaНСОз - натрій гідрогенкарбонат, питна сода, використовується у медицині і

харчовій промисловості, сировина для виробництва скла, мила.

СаСОз - кальцій карбонат, крейда та зубний порошок, мармур, вапняк,

черепашник, використовують в будівництві, в цукровій промисловості для

очищення бурякового соку, в паперовій, гумовій промисловості ,як

наповнювач у будівельній і ремонтній справі - для побілки, чистий, білий

мармур для скульптурних робіт.

СаSO4 - кальцій сульфат, мінерал, гіпс СаSO4 • 2Н2O, використовують у

будівництві.

СаСl2 - кальцій хлорид, застосовується в медицині, в холодильних системах.

КВг - калій бромід застосовується у фотографії.

КІ - калій йодид застосовується у медицині і як хімічний реактив.

К2СО3 - калій карбонат, поташ, застосовується у скляному і миловарному

виробництвах, а також як добриво.

КМnО4 - калій перманганат, в медицині і ветеринарії, в органічному синтезі.

АgNОз - аргентум нітрат, ляпісний олівець, в медицині застосовується і як

хімічний реактив.

-Де поширені солі в природі?278

Солі досить поширені в природі і відіграють важливу роль у процесах обміну

речовин у тваринних і рослинних організмах. Солі містяться у клітинному соці

живих організмів, входять до складу різних тканин: кісткової, нервової,

мязової тощо. Масова частка солей в організмі людини становить 5,5%. Живі

організми потребують постійного надходження солей. Вони їх одержують з

питною водою та харчовими продуктами. Це були події минулого тижня.

- Яке значення солей в життя людини?

У природі міститься чимало солей. Вони складають різні грунти і породи,

мінерали. Більшість солей – це силікати. Численні солі утворюють цінні

руди, з яких добувають чисті метали – цинк сульфід , плюмбум сульфід

Арсен(ІІІ) сульфід. Багато різних солей розчинено в морській воді.

Натрій хлорид незамінний у приготуванні їжі. Крім того він є важливою

сировиною в хімічній промисловості для добування хлору, хлоридної

кислоти, натрій гідроксиду та соди. В природі він перебуває у вигляді

мінералу галіту, а також у великій кількості міститься у воді морів, океанів та

солених озер.

Натрій карбонат більше відомий як сода, у природі зустрічається у вигляді

кристалогідрату ( кристалічної соди), з неї добувають безводну сіль-

кальциновану соду. Сода є ефективним засобом для миття і чищення посуду,

прання білизни. Калій карбонат (поташ) також використовується для прання

завдяки тому , що наявність його у розчині створює лужне середовище , в

якому полегшується прання.

До революції поташ добували із золи рослин ( зола стебел соняшника містить

до 30% поташу.)

Натрій сульфат ( глауберова сіль або мірабіліт)- цінний реактив для

лабораторної практики, використовується для виготовлення скла.

Калій перманганат, у побуті відомий як марганцівка, є цінною речовиною,

що використовується як дезінфекційний засіб та для промивання шлунка при

279

отруєннях. Калій перманганат є також цінним реактивом в лабораторній

практиці.

Широке застосування мають солі нітратної кислоти- нітрати ( в

промисловості їх також називають селітрами ).Нітрати Калію, Натрію та

Кальцію входять до складу пороху та інших піротехнічних сумішей,

використовується для добування кисню в лабораторії. В сільському

господарстві широко використовуються нітратні добрива. Аргентум нітрат

(ляпіс) здавна використовують для виготовлення дзеркал.

Дуже поширеними солями у природі є солі Кальцію. Вони трапляються у

вигляді багатьох порід і мінералів. Кальцій сульфат у вигляді

кристалогідрату з двома молекулами води – це мінерал гіпс. Обпалений гіпс

використовують у будівництві для приготування різних сумішей та у

медицині для фіксації переламаних кінцівок. Найпоширеніша сіль Кальцію –

це карбонат. Кальцій карбонат складає вапняк, крейду , а також мінерали

кальцит та мармур. Крім того, кальцій карбонат складає оболонку яєць

(шкаралупу ) , мушлі багатьох молюсків тощо. Вапняк використовують у

будівництві для зведення будинків. Прожарюванням вапняку добувають

вапно. Крейдою пишуть на твердих поверхнях , використовують для побілки

стін, додають у зубну пасту, а також використовують ( разом із содою і

піском) для виготовлення скла.

Різні солі широко застосовують у промисловості для одержання металів,

кислот, у виробництві скла. У сільському господарстві вони служать

добривами й засобами для боротьби із хворобами й шкідниками рослин.

Деякі солі використовують як будівельні матеріали й ліки.

IV. Поглиблення знань про оксиди


Завдання 1. Назвіть оксиди, що трапляються в природі.

Наприклад: СO2, SiO2, Аl2O3, CaO, Fe2O3, FeO, оксиди металів — руди.

Учитель доповнює відповіді учнів.280

Завдання 2. Ви підготували повідомлення про використання оксидів.

Учні розповідають про використання оксидів у техніці, побуті. Учитель

доповнює, пояснює зв’язок між властивостями оксидів та їх застосуванням.

V . Керована практика.

З допомогою вчителя учні заповнюють схему

«Солі в природі»

Відповідають на питання:

1. Де солі зустрічаються в природі?

2. Приведіть приклади солей, що поширені в грунті, воді, живих

організмах, гірських породах.

3. Яке значення солей в життя людини?

4. Чи можуть бути солі шкідливі для людини?

VI. Підбиття підсумків уроку. Оцінювання.


Опрацювати параграф, скласти казку про сіль, підготувати повідомлення

про використання та поширення оксидів, основ та кислот

Поширення оксиду силіцію в природі

281

УРОК 57

Тема. Поширення оксидів, кислот, основ і середніх солей у природі та

їх використання


неорганічних сполук; показати поширення, оксидів, кислот, основ і середніх

солей у природі їх практичне значення; ознайомити учнів з галузями

використання кислот, основ, оксидів і солей.


Форми роботи: навчальний міні-семінар, робота з опорною схемою.



ХІД УРОКУ



ІІI. Міні-семінар

Учні розповідають про використання кислот.

Виступи учнів з повідомленнями

1. Використання кислот.

Кислоти є одними з найважливіших речовин у промисловості, не тільки

в хімічній. Найбільша увага приділяється сульфатній, нітратній, хлоридній

та фосфатній кислотам. Їх добувають на хімічних заводах у величезних

кількостях, особливо сульфатну. Часто навіть про рівень розвитку якої-

небудь країни судять по тому, скільки вона виробляє сульфатної кислоти.

А це саме тому, що сульфатну кислоту (як і інші кислоти) використовують

майже у всіх галузях народного господарства. Без цих кислот

неможливо виготовляти метали, тканини, папір, мінеральні добрива тощо.

Величезні об’єми сульфатної кислоти витрачаються у виробництві

кольорових металів, мийних засобів, ліків і барвників, вибухових

матеріалів, акумуляторів і сірників.

282

2. Застосування оксидів

У природі існує близько трьохсот оксидів. Багато з них використовують на

практиці. Оксиди багатьох металів є сировиною для добування металів —

заліза, алюмінію, свинцю, міді тощо. Кварц та кварцовий пісок є сировиною

для виробництва скла. Скло із чистого кварцу є дуже цінним матеріалом,

оскільки воно пропускає ультрафіолетове випромінювання (лампи з

кварцового скла використовують у солярії). Окрім того, пісок та багато

інших оксидів є цінними будівельними матеріалами. Алюміній оксид

утворює дуже твердий мінерал корунд, який використовують як абразивний

матеріал для обробки металічних, керамічних та інших поверхонь. Багато

оксидів є основою різних фарб: ферум(ІІІ) оксид — коричневої (вохра),

хром(ІІІ) оксид — зеленої, титан(ІV) оксид і цинк оксид — білої (титанові та

цинкові білила).

3. Застосування основ.

Натрій гідроксид NaOH використовують у виробництві мила, паперу,

штучного волокна, для очищення нафтопродуктів. Калій гідроксид КОН — у

виробництві рідкого мила та як електроліт для лужних акумуляторів. Кальцій

гідроксид Са(ОН)2(гашене вапно) — як будівельний матеріал.

Чи знаєш ти, що суміш піску, подрібненого каменю та вапна

Са(ОН)2 використовували в будівельній справі ще 2 000 років тому?

ІV. Керована практика

1. Напишіть формули хлороводневої, бромоводневої, сірководневої кислот.

До якого типу кислот вони належать? Яку основність мають.

2. Дано дві пробірки з прозорими розчинами. Відомо, що в одній з них

кислота, а в іншій вода. Запропонуйте метод, за яким можна знайти, в якій з

пробірок кислота.

3. Обчисліть масу 0,5 моль сульфатної кислоти.


Учні аналізують досягнення цілей уроку. Учителеві потрібно надати

283

відповіді на питання, які не були розглянуті під час уроку.Учитель оцінює

результати діяльності учнів на уроці.


Вивчити параграф. Виконати завдання.

284

УРОК 58

Тема. Розв’язування задач. Самостійна робота

Мета уроку: розвивати вміння й навички проводити розрахунки за

хімічними рівняннями маси, об’єму, кількості речовини реагентів і продуктів

реакції, узагальнити й систематизувати знання учнів про класифікацію

неорганічних сполук, фізичні й хімічні властивості оксидів і кислот;

визначити рівень навчальних досягнень учнів з цієї теми.

Тип уроку: контроль і коригування знань.

Форми роботи: письмова самостійна робота.

Обладнання: картки-завдання, Періодична система хімічних елементів Д.

І. Менделєєва, таблиця розчинності.

ХІД УРОКУ



ІІІ. Узагальнення й систематизація знань

Розв’язування задач

Задача 1. У реакцію з карбонатною кислотою вступив цинк масою 13 г.

Обчисліть:

а) кількість речовини карбонатної кислоти, що вступила в реакцію;

б) об’єм водню, що виділився (н. у.);

в) масу солі, що утворилася

Задача 2. Обчисліть, яку масу заліза можна одержати з ферум(ІІІ) оксиду

масою 42 кг.

IV. Проведення самостійної роботи

Варіант І

1. У реакцію із сульфатною кислотою вступив магній масою 6 г.

Обчисліть:

а) кількість речовини сульфатної кислоти, що вступила в реакцію;


в) масу солі, що утворилася.285

2. Напишіть рівняння реакцій між хлоридною кислотою і такими

сполуками

Варіант ІІ

1. У реакцію з хлоридною кислотою вступив алюміній масою 2,7 г.

Обчисліть:

а) кількість речовини хлоридної кислоти, що вступила в реакцію;


в) масу солі, що утворилася.

2. Напишіть рівняння реакцій між нітратною кислотою і такими

сполуками


Учитель підбиває підсумки роботи учнів, повідомляє оцінки, акцентує

увагу на типових помилках, які були припущені в процесі виконання завдань.


Повторити параграф, виконати завдання

286

Урок № 59

Тема: Сполуки основних класів у будівництві й побуті

Мета уроку: ознайомити учнів з використанням оксидів, кислот, основ та

солей у будівництві; показати їх роль у побуті; сприяти зацікавленості до

основних класів неорганічних сполук .


таблиця розчинності, ряд активності металів,; виставка літератури,



ХІД УРОКУ


Доброго дня! Прошу сідати. Згадаємо щось приємне, посміхнемося і почнемо

наш урок.

Учитель.



1.Використання оксидів в будівництві та побуті.

2. Використання основ в будівництві та побуті.

3. Використання кислот в будівництві та побуті.

4. Використання солей в будівництві та побуті.

Учитель. До кожного пункту ви маєте вписати найважливіші факти із

захисту проекту.

Запрошуємо учнів для представлення свого проекту.

Захист проекту. Учні виступають з повідомленням на тему «Використання

оксидів в будівництві й побуті»

Алюміній оксид (Al2O3) – використовують для виготовлення шліфувальних

кругів

Кальцій оксид (СаО) – негашене вапно використовують для добування

гашеного вапна287

Силіцій оксид (SіО2) – використовують для виготовлення скла, кераміки,

порцеляни; для просочування дерев’яних виробів.

Карбон (ІV) оксид– використовують для виробництва соди, цукру,

мінеральних добрив; для зберігання харчових продуктів.


основ в будівництві й побуті»

Натрій гідроксид (NаОН), калій гідроксид – використовують у виробництві

фарб, мила, целюлози, штучного шовку, осушування газів.

Кальцій гідроксид (СаОН) – використовують у будівництві для приготування

вапняного розчину, силікатного бетону, побілка стін. Захист деревини від

гниття і згорання, для боротьби зі шкідниками рослин (побілка стовбурів).


кислот в будівництві й побуті»

Ортофосфатна кислота (Н3РО4) – виробництво синтетичних мийних засобів,

кормових добавок; виробництво спецскла.


солей в будівництві й побуті»

Барій сульфат (ВаSО4) – виробництво паперу, гуми, білої мінеральної фарби.

Натрій сульфат (Na2SO4) – виробництво скла, соди.

Натрій хлорид (NaCl) – виробництво соди.



1. Які оксиди використовують у будівництві?, а які – в побуті?

2. Яке значення основ в побуті?

3. Які кислоти використовують для виготовлення спецскла?

4. Солі якої кислоти використовують для виробництва соди?


Як можуть одержані на сьогоднішньому уроці знання бути корисними у

вашому житті?

V. Домашнє завдання288

Кожна група одержує картку задачами, які потрібно розв'язати на основі

знань теми «Основні класи неорганічних сполук».

289

Урок № 60

Тема: Хімічний склад і використання мінералів

Мета уроку: ознайомити учнів з хімічним складом і використанням

мінералів; показати їх роль для людини; дати визначення поняттю

«мінерал»; сприяти зацікавленості до різних груп мінералів.


таблиця розчинності, ряд активності металів,; виставка літератури,


Тип уроку: проектний урок

ХІД УРОКУ


Учитель. Кожен мимоволі начуваний про мінерали: щодня й щогодини нам

наполягає на них реклама. Мінерали там, мінерали сям, в ліках, в косметиці,

кошачому кормі…Що ж таке мінерали? Про це ми дізнаємося з виступів

наших учасників проекту.


1.Історія виникнення поняття «мінерал».

2. Властивості мінералів.

3. Класифікація мінералів.

4. Характеристика мінералів по класах

Учитель.


Захист проекту. Учні виступають з повідомленням на тему «Історія

виникнення поняття «мінерал».»

Сучасне визначення звучить так: мінерал - це тверде тіло природного

неорганічного походження, що має кристалічну будову і склад, який можна

виразити хімічною формулою. Тобто мінерали - цекристали (або кристали),

їх можна помацати, виміряти, зважити або хоча б побачити, нехай навіть у

лупу або мікроскоп. 290

Але до простого і чіткого усвідомлення мінералів наука підібралася

зовсім не просто і не відразу. Уявлення про мінерали змінювалися з часом,

демонструючи зв'язок з розвитком виробництва та господарських потреб,

тобто з самою історією людства.

Та й саме поняття «мінерал» виникло відносно недавно. Зрозуміло,

воно було абсолютно незнайоме первісній людині. Нічого не знав він і про

хімічних складах і кристалічних структурах. Навколо він бачив просто

камені, і йому досить було знати ті їх властивості, що були важливі при

виготовленні примітивних знарядь і споруд. Про все це не варто було б і

згадувати, якби не маленьке обставина, яка, можливо, приверне увагу

сучасного колекціонера: знахідки археологів указують на той цікавий факт,

що окремі мінерали (як ми назвали б їх сьогодні) були цікаві стародавній

людині незалежно від їх практичного використання.

Для чого, наприклад, знадобився йому куб галеніту, через десятки

тисяч років, у 1986 р., знайдений американськими археологами під час

розкопок палеолітичних курганів Долини Міссіссіппі? Адже галеніт , як

відомо, не валяється під ногами де завгодно. Старовиннілюди міг підібрати

його не ближче ніж за сотню кілометрів від місця розкопок, там, де рудна

поклад смуги Вайбернум-Тренд виходить на поверхню землі. Свідків цієї

події немає, і нам залишається припустити, що кристал галеніту зацікавив

людини незвичайним видом - блиском, вагою, ще чим-небудь. Мабуть,

колекціонерських інстинкт - прагнення зберігати незвичайне, рідкісне, що

зникає був властивий навіть нашим самим далеким предкам.

У IV столітті до н.е. Аристотель розчленував навколишній світ на три

«царства» - тварина, рослинне і мінеральне. До мінеральному він відніс все,

що не потрапляло в перші два, сформулювавши тим самим історично вихідну

позицію: мінерали - вся нежива природа.Згодом, у міру накопичення даних і

відкриття раніше невідомих мінеральних видів, поняттю мінералу судилося

все більш звужуватися.

291

Проте до початку XVI століття все ще не знали різниці між мінералами

як такими і гірськими породами, скам'янілостями, рудами, а також штучними

продуктами. Основна увагаприділялася застосуванню і способам

ідентифікації мінеральних речовин, як можна бачити на прикладі зведення,

складеної в 1048 р. узбецьким енциклопедистом Біруні. Правда,

всередньовічній Європі трактати про камені («лапідарії») як правило були

компіляціями античних текстів зі схоластичними коментарями і неодмінним

перерахуванням «таємних» властивостей каменів: «Тим, хто носить

агат, він дарує і силу, і фортеця, / / Робить красномовним , приємним і з

вигляду квітучим »(Марбод Реннській, 1080 р.).

Сам термін «мінерал», наскільки відомо, вперше вжив вчений чернець

XIII ст.Альбертус Магнус (Альберт Великий). На середньовічної латини він

означав «те, що з копальні», «копалина». Натяк на практичне ставлення до

мінералів був відображенням більш зрілої стадії поділу праці і, відповідно,

диференціації знання: з поняття мінералу виключалися штучні тіла. Але до

мінералів все ще відносили будь-які копалини: і уламки гірських порід, і

скам'янілі рештки тварин і рослин, а також воду, нафту, кам'яне

вугілля. Потреба розділити поняття ще не назріла.

В епоху Ренесансу розквіт промислового виробництва і торгівлі

збільшив попит наметали, особливо кольорові і благородні. Попит викликав

інтенсивне освоєння рудних родовищ, розвиток гірничої справи та

металургії. Виникли нові питання до науки, перш за все щодо рудних

мінералів та їх супутників в рудних жилах і покладах. З цього

почаласямінералогія як наука. Серед вчених-натуралістів, які відмовилися від

середньовічної схоластики і присвятили себе прямому вивченню природи,

виділяється постать саксонського лікаря,мінералога і колекціонера Георгія

Агріколи (Георга Бауера, 1494-1555). «Викопні» Агрікола вивчав не за

стародавніми манускриптів, а безпосередньо в гірничих виробках. Він склав

описи фізичних властивостей багатьох мінералів, скам'янілостей, різного

роду каміння і навіть кам'яних сокир, які приймалися тоді за що впали з неба 292

«громові камені», додавши до всього цього 20 «копалин», відкритих

власноруч. Усе ще не роблячи різниці між мінералами та іншими

копалинами, Агрікола вважав їх продуктами природних

геологічних процесів. Про «надприродних силах» він висловився

категорично: «Про таємні силах, приписуванихперськими магами і арабами

деяким каменям і самоцвітів, я не скажу нічого. Гідність і пристойності

зобов'язують людини науки повністю їх відкинути »(« Про природу копалин

», 1546 р.). Не завадило б нагадати про це сучасним апологетам «езотеричних

властивостей» каменів. У міру накопичення нових даних вимальовувалася

специфіка власне мінералів.

До початку XIX століття знань про скам'янілостях накопичилося

достатньо для виникнення окремої науки палеонтології. А починаючи з

середини XIX ст. від мінералогії відбрунькувалася петрографія - наука

про гірські породи.

До середини XX століття відносини між наукою про мінерали і

практикою залишалися досить простими. Мінерали служили головним чином

сировиною для докорінної металургійної або хімічної переробки, і науку,

відповідно, цікавив в першу чергу їх склад і зміст потрібних хімічних

елементів. Так затверджувався «хімічний» погляд на мінерали. Цьому

сприяли успіхи хімії, яка робила в той час свої найважливіші

відкриття; мінералогія, зі свого боку, забезпечувала її новими даними. На

початку минулого століття виникла геохімія - наука про поведінку хімічних

елементів у земній корі. Її творці, знамениті мінералоги В.І. Вернадський

(1863-1945), В.М. Гольдшмідт (1888-1947), А.Є. Ферсман (1883-1945),

бачили в мінералах продукти протікають у земній корі хімічних реакцій:

«Мінерал є хімічна сполука хімічних елементів, що утворилося природним

шляхом». А оскільки такими сполуками є всі речовини земної кори,

мінералами вважали не тільки тверді, а й рідкі та газоподібні

навіть природні тіла.В.І. Вернадський, наприклад, відносив до мінералів 1500

293

«мінеральних видів» природних вод.Мінералогія ставала прикладною

наукою - хімією земної кори.

Захист проекту. Учні виступають з повідомленням на тему «Властивості

мінералів»

Фізичні властивості. До них відносяться: колір, блиск, прозорість;

твердість, щільність, розщеплення, злам і ін властивості.

КОЛІР мінералу визначається його здатністю поглинати певну частину

світлового спектру. Ферсман виділив 3 роду забарвлень мінералів за

походженням:

ідіохроматіческую (своя власна),

аллохроматіческую (ало - чужий),

псевдохроматіческую (псевдо - помилковий).

Іноді на поверхні мінералу з'являється райдужна забарвлення, звана

мінливістю - виникає за рахунок утворення тонкої плівки окислів на його

поверхні.

КОЛІР - колір мінералу у порошку. Часто колір риси повторює колір

мінералу, але бувають і відхилення. Наприклад, мінерали магнетит і хроміт

мають чорний колір, а їх колір в порошку або колір риси відрізняються: у

магнетиту риса чорна, а у хроміту - темно-бура.

ПРОЗОРІСТЬ - здатність мінералу пропускати світло. За цією ознакою

мінерали поділяються на прозорі, напівпрозорі і непрозорі.

БЛИСК - здатність відображати падаюче світло. За відбивної здатності

мінералів блиск підрозділяється на металевий і неметалічний. Металевий

блиск мають мінерали з високою відбивною здатністю. Неметалічний блиск

поділяють на: скляний, жирний, перламутровий і т.д.

Спайність - здатність мінералів розколюватися під ударом з

утворенням рівних поверхонь паралельних граней, ребер і

ін кристалографічних напрямах. Виділяють спайність:

- Вельми досконала (слюда, тальк),294

- Досконала (кальцит, галіт),

- Середня (польові шпати, рогова обманка),

- Недосконала (олівін, апатит),

- Вельми недосконала (золото, корунд).

ЗЛАМ - вид поверхні при розколі мінералу. Буває - рівний, східчастий,

раковістий, скалкуватий, землистий і т.д.

ЩІЛЬНІСТЬ - залежить від хімічного складу і структури мінералу. Всі

мінерали по щільності поділяються на: легкі (1-3 р. / см 3), важкі (3,5-9 р. / см

3), дуже важкі (9-23 г./см3).

ТВЕРДІСТЬ - здатність мінералу чинити опір механічній

дії. Виділяють абсолютну і відносну твердості.

Захист проекту. Учні виступають з повідомленням на тему «Класифікація

мінералів»

Класифікація мінералів

Зараз відомо ~ 3000 мінералів і щороку їх кількість збільшується. Як

орієнтуватися в цьому численному і різноманітний світ мінералів? Для цього

вчені групують або систематизують їх на основі якихось ознак. Тобто

проводять класифікацію. У мінералогії були спроби створити класифікацію

на основі різних ознак: наприклад по твердості, блиску чи спайності; за

умовами освіти або генезису. Але є мінерали, які можуть утворитися зовсім у

різних умовах. З середини минулого століття мінерали стали класифікувати

за хімічним складом - по домінуючому аніоном або аніонної групі. Але

тільки після появи рентгеноструктурного аналізу та визначення з його

допомогою внутрішньої будови мінералів стало можливим встановити тісний

зв'язок між хімічним складом мінералу і його кристалічною решіткою. Це

відкриття поклало початок принципу кристаллохимический класифікації

мінералів. Вперше це зробили вчені Брег і Гольдшмідт для силікатів.

За основну одиницю при такій класифікації прийнятий мінеральний

вид, що володіє певною кристалічною структурою і певним стабільним 295

хімічним складом. Мінеральний вид може мати різновиди. Під різновидом

розуміють мінерали одного виду, що відрізняються один від одного по

якомусь фізичному ознакою, наприклад за кольором мінерал кварц

численними різновидами (чорний - моріон, прозорий - гірський кришталь,

фіолетовий - аметист).

Існуючі класифікації об'єднують мінеральні види в класи чи групи. Їх

кількість у різних авторів коливається, в міру удосконалення класифікації та

отримання нових даних про мінеральні видах. Ми розглянемо вісім класів:

самородні карбонати

сульфіди сульфати

оксиди і гірооксіди фосфати

галоїди силікати

Захист проекту. Учні виступають з повідомленням на тему

«Характеристика мінералів по класах»

Характеристика мінералів по класах

1. Самородні

2. Сульфіди

3. Оксиди та гідрооксиди

4. Галоїди

5. Карбонати

6. Сульфати

7. Фосфати

8. Силікати

1. Самородні елементи (мінерали).

До цього класу належать мінерали, що складаються з одного хімічного

елемента і званих по цьому елементу. Наприклад: самородне золото сірка і

т.д. Всі вони поділяються на дві групи: метали та неметали. У першу групу

296

входять самородні Au, Ag, Cu, Pt, Fe і деякі інші, в другу - As, Bi, S і С

(алмаз і графіт).

Застосування в народному господарстві:

1 - ювелірне виробництво і валютні запаси (Au, Pt, Ag, алмази);

2 - культові предмети і начиння (Au, Ag),

3 - радіоелектроніка (Au, Ag, Cu), атомна, хімічна промисловість,

медицина, ріжучі інструменти - алмаз;

4 - сільське господарство - сірка.

2. Сульфіди - солі сірководневої кислоти.

Поділяються на прості із загальною формулою А m X p і сульфосолі -

А m B n X p, де -

А - атом металів, В-атоми металів і металоїдів, Х - атоми сірки.

(Pb, Cu, Fe і т. д.) (Bi, Sb, As, Sn)

Сульфіди кристалізуються у різних сингониях - кубічної,

гексагональної, ромбічної і т.д.У порівнянні з самороднимі, у них більш

широкий склад елементів-катіонів. Звідси більшу різноманітність

мінеральних видів і більш широкий діапазон одного і того ж властивості.

Загальними властивостями для сульфідів є металевий блиск, невисока

твердість (до 4), сірі і темні кольори, середня щільність.

3. Оксиди та гідроксиди - представляють один з найбільш поширених

класів з понад 150 мінеральними видами, в яких атоми чи катіони металів

утворюють сполуки з киснем або гідроксильною групою (ОН). Це

виражається загальною формулою АХ або АВХ - де Х-атоми кисню або

гідроксильна група. Найбільш широко представлені оксиди Si, Fe, Al, Ti,

Sn. Деякі з них утворюють і гідрооксідную форму. Особливість більшості

гідрооксидів - зниження значень властивостей в порівнянні з оксидної

формою того ж атома металу. Яскравий примі р - оксидна і гідрооксідная

форма Al.

мінерал твердість щільність блиск

297

Корунд Al2O3 9 4 алмазний

Беміт AlO • OH 3.5-4 3 тьмяний

Оксиди за хімічним складом і блиску можна розділити на: металеві та

неметалеві. Для першої групи характерні середня твердість, темні кольори

(чорний, сірий, бурий), середня щільність. Приклад - мінерали гематит і

каситерит. Друга група характеризується низькою щільністю, високою

твердістю 7-9, прозорістю, широкою гамою кольорів, відсутністю

спайності. Примі р - мінерали кварц, корунд.

У народному господарстві найбільш широко використовуються оксиди та

гідрооксиди для отримання Fe, Mn, Al, Sn. Прозорі, кристалічні

різновиди корунду (сапфір і рубін) і кварцу (аметист, гірський кришталь та

ін) використовуються як дорогоцінні й напівкоштовні камені.

Генезис - при ендогенних і екзогенних процесах.

4. Галоїди. Найбільш широко поширені фториди і хлориди - сполуки

катіонів металів з одновалентних фтором та хлором.

Фториди - мінерали світлі, середньої щільності і твердості. Представник -

флюорит CaF2.Хлоридами є мінерали галіт і Сельвіні (NaCl і KCl).

Для галоїдов загальними являются - низька твердість, кристалізація в

кубічній сингонії, досконала розщеплення, широка кольорова гама,

прозорість. Особливими властивостями володіють галіт і сильвін - солоний і

гірко-солоний смак.

У народному господарстві флюорит використовується в оптиці,

металургії, для отримання плавикової кислоти. Галіт і сильвін знаходять

застосування в хімічній і харчовій промисловості, в медицині та сільському

господарстві, фотосправі.

5. Карбонати - солі вугільної кислоти, загальна формула АСО3 - де А -

Са, Мg, Fe і ін

Загальні властивостей акристалізуються в ромбічної і тригональної

сингонії (хороші кристалічні форми і спайність по ромба); низька твердість 298

3-4, переважно світле фарбування, реакція з кислотами (HCl і HNO3) з

виділенням вуглекислого газу.

Найбільш поширеними є: кальцит СаСО3, магнезит Mg СО3, доломіт

СаМg (СО3) 2, сидерит Fe СО3.

Карбонати з гідроксильною групою (ОН):

Малахіт Cu2 CO3 (OH) 2 - зелений колір і реакція з НС l,

Азуріт Cu3 (CO3) 2 (OH) 2 - синій колір, прозорий у кристалах.

Генезис карбонатів різноманітний - осадовий (хімічний і біогенний),

гідротермальний,метаморфічних.

Це породообразующие мінерали осадових порід (вапняки, доломіт та

ін) і метаморфічних - мармур, апатиту. Використовуються в будівництві,

оптиці, металургії, як добрива. Малахіт використовується як камінь

виробу. Великі скупчення магнезиту і сідеріта - джерело отримання заліза і

магнію.

6. Сульфати - солі сірчаної кислоти, тобто мають радикал SO4. Найбільш

поширені та відомі сульфати Ca, Ba, Sr, Pb. Загальними властивостями

для них являютс я - кристалізація в моноклінної та ромбічної сингонії,

світле забарвлення, низька твердість, скляний блиск, досконала

розщеплення.

Мінерали: гіпс CaSO4 • 2H2O, ангідрит CaSO4, барит BaSO4 (висока

щільність), целестин SrSO4.

Утворюються в екзогенних умовах, часто спільно з галоидами. Деякі

сульфати (барит, целестин) мають гідротермальний генезис.

Застосування - будівництво, сільське господарство, медицина, хімічна

промисловість.

7. Фосфати - солі фосфорної кислоти, тобто містять PO4.

Кількість мінеральних видів мало, ми розглянемо мінерал апатит Ca

(PO4) 3 (F, Cl, OH).Він утворює кристалічні і зернисті агрегати, твердість 5,

сингонія гексагональна, спайність недосконала, колір зелено-

блакитний. Містить домішки стронцію, ітрію, рідкоземельні елементи.299

Застосування - агросировини, хімічне виробництво і в керамічних

виробах.

8. Силікати - найбільш поширений і різноманітний клас мінералів (до 800

видів). В основі систематики силікатів - кремнекислородним тетраедр

[SiO4] -4. У залежності від структури, яку вони утворюють, з'єднуючись

один з одним, всі силікати діляться на:

острівні, шарові, стрічкові, ланцюгові і каркасні.

Острівні силікати - в них зв'язок між відокремленими тетраедрами

здійснюється через катіони. У цю групу входять мінерали: олівін,

топаз, гранати, берил, турмалін.

У складі катіонів у силікатах найбільш часто присутні: Mg, Fe, Mn, Al,

Ti, Ca, K, Na, Be, рідше Zr, Cr, B, Zn рідкісні та радіоактивні

елементи. Необхідно відзначити, що частина кремнію в тетраедрах може

заміщатися Al і тоді ми відносимо мінерали до алюмосилікатах.

Складний хімічний склад і різноманітність кристалічної структури в

поєднанні дають великий розкид показників фізичних властивостей. Навіть

на прикладі шкали Мооса видно, що твердість у силікатів від 1 до 9.

Спайність від дуже досконалої до недосконалою. Про забарвленням і

говорити нічого - найширший спектр кольорів і відтінків.

У той же час, всередині кожної структурної групи властивості близькі і

завжди є якийсь один або дві ознаки, за якими можна визначити

мінерал. Наприклад, слюди визначають за спайності і низької твердості.

Часто силікати групуються за забарвленням - темнофарбовані,

світлофарбованим.Особливо широко це застосовується до силікатів -

породоутворюючих мінералах.

Багато силікати є корисними копалинами і застосовуються в народному

господарстві. Цебудівельні матеріали, облицювальні, виробні і дорогоцінне

каміння (топаз, гранати, смарагд, турмалін та інші), руди металів (Ве, Zr, Al)

і неметалів (В), рідкісних елементів. Вони знаходять застосування у гумовій,

паперовій промисловості, як вогнетриви і керамічне сировину.300



1. Що таке мінерал?

2. Які фізичні властивості притаманні мінералам?

3. Як класифікують мінерали?

4. Де використовуться різні групи мінералів?



Підготуватися до наступного уроку на тему: «Вирощування кристалів солей»

301

УРОК 61

Тема. Вирощування кристалів солей

Мета уроку: ознайомити учнів з поняттям «кристал»; продовжити

формування навичок роботи з хімічними речовинами й лабораторним

устаткуванням; перевірити знання техніки безпеки під час роботи в кабінеті

хімії.


Форми роботи: виконання експерименту.

Обладнання: кухона сіль, цукор, вода, посуд різних розмірів

ХІД УРОКУ


II. Повторення правил техніки безпеки в кабінеті хімії, під час проведення

хімічного експерименту, інструктування перед початком практичної роботи

III. Мотивація навчальної діяльності

Під терміном "кристал" слід розуміти речовина, в якому найдрібніші

частинки, атоми, розташовуються в певному порядку. Вони утворюють

кристалічну решітку - трехмерно-періодичну упорядковану просторову

укладання. Внаслідок цього зовні кристали мають вигляд правильних

симетричних багатогранників. Вони можуть сильно відрізнятися за формою і

мати від чотирьох і до декількох сотень граней, які перетинаються під

певними кутами один з одним.

Одним з таких твердих тіл з упорядкованим симметрическим будовою є

звичайна сіль. Вона являє собою харчовий продукт, що зустрічається в

природі у вигляді мінералу під назвою галит. Велику її кількість знаходиться

в морській воді та інших солоних джерелах. Якщо ви розгляньте за

допомогою мікроскопа або лупи крупинки солі, то помітите, що вони мають

плоскі грані. А значить, знаходяться в кристалічному стані. У цій статті ми 302

розповімо про те, як зробити кристал із солі самостійно. Насправді це

нескладно. Щоб зрозуміти, як відбувається утворення кристалів солі, тобто

процес кристалізації, пропонуємо вам здійснити цікавий досвід в домашніх

умовах. Дитині бажано виконувати його під керівництвом

дорослого. Пам'ятайте, що форма кристала солі може бути різною, в тому

числі кубічної, призматичної або будь-який інший - більш складною. Проте

грані кристала кам'яної солі завжди перетинаються під прямим кутом.

IV. Виконання експеременту

Учитель. Ну що ж, давайте приступимо до роботи. Які матеріали та

інструменти нам знадобляться для проведення цього цікавого досвіду?

Звичайно,

сіль кухонна,

вода,

прозорі скляні стакани,

мотузочок або товста нитка,

дерев'яна лопатка

стрижень кулькової ручки або звичайний олівець

Вирощування кристалів з солі почнемо з приготування сильно

концентрованого розчину. Наллємо в стакан теплу воду (200 мл) і почнемо

додавати сіль. Не забуваємо постійно помішувати рідину дерев'яною

лопаткою. Це необхідно для того, щоб сіль добре розчинялася. Після того як

розчин буде готовий (визначити це можна по тому, що вноситься сіль

перестала розчинятися в склянці з водою при звичайному помішуванні), слід

підігріти суміш. Наповнимо посудину водою, поставимо на вогонь, підогрієм

воду. Після чого помістимо в неї склянку з концентрованим сольовим

розчином і почекаємо, поки він нагріється.

303

Потім виймаємо наш скляний стакан з посудини і залишаємо його в спокої.

На стрижні кулькової ручки (олівці) закріплюємо нитку, до якої прив'язуємо

маленький кристалик солі. Кладемо стрижень на склянку і занурюємо в

розчин мотузочку з "затравкой". Саме на цьому кристалику солі зростатиме

наш красивий експонат. От і все, тепер залишається тільки чекати.

А далі ви продовжите дослід вдома.

Стакан потрібно буде поставити в тепле місце і стежити щодня за процесом

кристалізації. Ні в якому разі не можна трясти, перевертати або піднімати

ємність з розчином. Поступово кристал виросте і стане досить великим. Коли

це відбудеться, можна акуратно виймати його з розчину. Потрібно обсушити

його серветкою, але будьте вкрай обережні - ваш екземпляр дуже крихкий.

Обріжте зайву нитку і покрийте кристал безбарвним лаком, щоб продовжити

термін його "життя".


Приготувати кристал з частинок цукру

Цукровий розчин повинен бути високої концентрації, для цього краще

використовувати саме гарячу воду. Можна, як у випадку сіллю підібрати

зародок з числа кристаликів, а можна піти іншим шляхом. Ви можете взяти

ватний джгут і повільно занурити його в цукровий розчин. Тримати його

необхідно не довго. Десяти хвилин цілком достатньо.

Потім необхідно дати йому як слід просохнути. Коли ватний джгут буде

просихати, на його поверхні ви помітите кристалики, які виступлять. Один з

них ви можете використовувати як зародка. Виростити кристал з цукру не

складе особливих труднощів. Ви просто повинні виконати всі наші

рекомендації. Після цього необхідно знову опустити ватний джгут в розчин.

Для цього, вам необхідно один з кінців джгута прив'язати до міцного дроту,

або до олівця.

Це на ваш розсуд. Після чого ви повинні до другого кінця джгута прив'язати

маленький грузик. Дана дія необхідно для дотримання вертикального 304

положення джгута. Потім накрийте банку папером і захистите її від

попадання сторонніх тіл. Залишається тільки чекати. І після певного часу ви

отримаєте великий цукровий кристал. Зазначені досліди досить прості у

здійсненні. Це прекрасний спосіб відкрити для себе щось нове.

Кристал з солі і фарби

Приготування кристала з цукру

305

Урок № 62

Тема: Вплив хімічних сполук на довкілля і здоров’я людини

Мета уроку: ознайомити учнів з впливом хімічних сполук на довкілля;

показати їх роль для здоров’я людини; привернути увагу учнів до

екологічних проблем людства; розвивати екологічне мислення; виховувати

бережливе ставлення до навколишнього середовища

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва;

виставка літератури, використаної під час підготовки проектів.

Тип уроку: проектний урок

ХІД УРОКУ


Учитель. Вдихнімо на повні груди повітря і замислимося над ставленням до

природи, щоб не перейти тієї грані, за якою здатен зупинитися час і зникнути

простір.

З кожнем днем в повітря, в грунт й у водойми викидається безліч сполук, які

негативно впливають на довкілля та й саму людину. А які саме це сполуки,

про це ми дізнаємося з виступів наших учасників проекту.


1. Забруднення довкілля хімічними сполуками.

2. Вплив нітратів на навколишнє середовище здоров’я людини.

3. Кислотні дощі.

4. Вплив оксидів та солей різних металів на довкілля та організм людини.

Учитель.


Учні виступають з повідомленням

1. Забруднення довкілля хімічними сполуками.

Атмосфера. За даними ООН, в атмосферу щорічно викидається 110 млн. т

сульфур (ІV) оксиду; 70 млн. т нітроген (ІV) оксиду; 180 млн. т карбон (ІV)

оксиду ; 70 млн. т неочищених отруйних газів; 60 млн. т завислих часток; 700 306

тис. т фреонів (сполук тяжких металів); 100 тис. т токсичних хімікатів тощо.

Щорічно кількість кисню в атмосфері зменшується на 10 млрд. т (цього

вистачило б для дихання кількох десятків мільярдів чоловік .

Виникла реальна загроза зміни клімату і порушення енергетичного балансу

планети, що пов'язано із значним збільшенням обсягу вуглекислого газу в

атмосфері (“парниковий ефект”) .

У повітрі циркулюють створені людиною отруйні речовини, які призводять

до мутагенного забруднення. Сьогодні - понад 10% немовлят народжуються

із спадковими дефектами. Це вказує на грізну небезпеку зміни генофонду

людства.

Спостерігається значна деформація озонового шару Землі як наслідок

попадання у верхні шари атмосфери оксидів нітрогену, брому та

хлорорганічних сполук, які і розкладають озон на кисень.

Літосфера

З початку XVI століття з надр Землі було добуто 50 млрд.т вуглецю, 2 млрд.т

заліза, 20 млн. т міді, 20 тис. т золота. За останні 40 років кольорових та

рідкісних металів добуто більше,ніж за всю попередню історію людства.

Значної екологічної шкоди земельні ресурси зазнають через забруднення

ґрунтів викидами промисловості (важкі метали, кислотні дощі тощо) та

використання засобів хімізації в аграрному секторі. Понад 40 відсотків

органіки, отримуваної в результаті діяльності великих тваринницьких

комплексів та птахофабрик, з потенційних органічних добрив

перетворюються на джерела забруднення довкілля.

2. Вплив нітратів на навколишнє середовище здоров’я людини.

Високі концентрації нітратів у питній воді чи продуктах харчування можуть

спричинитися до гострих отруєнь людей. Перші ознаки отруєння серед дітей

спостерігають уже при концентрації 100 мг на 1 л води або соку.

Важкі отруєння фіксують при вмісті нітратів у харчових продуктах, воді,

напоях щонайменше 1200 мг на 1 л або на 1 кг.

307

Відомо, що нітрати з тонкого кишечнику швидко потрапляють у кров і там

відновлюються до нітритів. Отруєння виникає як наслідок впливу комбінації

нітратів і нітритів. Що більше утворюється нітритів, то сильнішою стає їх

токсична дія — нітрити взаємодіють з оксигемоглобіном, утворюється

метгемоглобін, який не має змоги зв'язувати і приносити у тканини кисень.

Смерть може настати вже після прийняття всередину 3,5 г нітрату натрію.

Картина гострого отруєння може бути різною залежно від дози препарату,

що потрапив в організм, бактеріального біоценозу кишок, віку,

індивідуальної чутливості організму та інших чинників. Чутливість до

нітратів підвищується в умовах гірської місцевості, за наявності в повітрі

оксиду азоту, чадного газу, вуглекислоти та в разі вживання спиртних напоїв.

Нітрати харчових продуктів викликають більш виражені симптоми з боку

травного каналу, серцево-судинної та центральної нервової систем; нітрати

води — з боку серцево-судинної, дихальної та центральної нервової систем.

Перші ознаки отруєння настають через кілька годин (від однієї до 6 год)

після надходження нітратів в організм. У потерпілого з'являються нудота,

блювання (часто з домішкою жовчі), пронос,

збільшується розмір печінки, у ній виникає біль, іноді жовтіють склери.

Важливою ознакою отруєння нітратами є синюшність шкірних покривів.

Нітрати мають судинорозширювальний ефект, який поряд зі зниженням

артеріального тиску поглиблює нестачу кисню у тканинах. У потерпілого, як

правило, виявляють нерівний пульс (слабкого наповнення), холодні кінцівки.

Потерпілий скаржиться на біль у грудях, перебої в роботі серця, прискорення

дихання, задишку. Аналіз виявляє високий рівень метгемоглобіну у крові вже

через 5-6 год після надходження нітратів в організм. Потерпілий скаржиться

на головний біль, шум у вухах, слабкість, судоми м'язів обличчя, порушення

координації рухів. Потерпілий може знепритомніти і навіть впасти в

коматозний стан.

У легких випадках отруєння людина стає млявою, її стан можна оцінити як

загальну депресію.308

У разі тяжких отруєнь з'являються сильне потовиділення, блювання,

синювато-сіре забарвлення губ і нігтів, через кілька днів можуть з'явитися

кишкова кровотеча і гостра ниркова недостатність з відсутністю

сечовиділення.

Перша допомога полягає у промиванні шлунка, швидкому введенні в

організм метиленового синього. Людині необхідно якнайшвидше подати

медичну допомогу.

3. Кислотні дощі

Великої шкоди завдають кислотні дощі, які утворюються внаслідок взаємодії

атмосферної вологи з продуктами неповного згорання палива на ТЕЦ,

промислових підприємствах, в автомобільних двигунах. Сульфатна і нітратна

кислоти у вигляді дрібних краплин переносяться на величезні відстані і

випадають кислотними дощами. Економічні збитки від кислотних дощів

становлять понад 4% від валового національного продукту, який виробляє

людство.

Отруйний тютюновий дим забруднює повітря у сотні тисяч разів

інтенсивніше, ніж будь-який металургійний чи хімічний комбінат. За даними

Всесвітньої організації охорони здоров'я (ВООЗ), від хвороб, спричинених

палінням, щорічно вмирає 1,5 млн. чоловік, а витрати на лікування, пов'язані

з цим злом, сягають 100 млрд. доларів щорічно.

4. Вплив оксидів та солей різних металів на довкілля та організм людини

Свинець і його сполуки. У промисловості застосовують різні сполуки свинцю:

оксид, діоксид, хлорид, сульфат, арсеніт та ін.

Контакт зі свинцем і його сполуками відбувається під час добування

свинцевих руд, у поліграфічному виробництві, сільському господарстві, при

використанні інсектицидів, які містять арсеніт свинцю, в автотранспорті

тощо.

Токсичність сполук свинцю тотожна, відмінності виявляються в силі й

характері їх дії і залежать від різної розчинності сполук у рідинах організму і

особливо у шлунковому соку.309

Свинець і його сполуки надходять в організм через дихальні шляхи у вигляді

пилу і парів, а також через травний канал, потрапляючи в порожнину рота із

забруднених рук.

У крові свинець циркулює у вигляді фосфату свинцю або, що трапляється

частіше, колоїдного свинцю. У товстих кишках свинець перетворюється на

нерозчинну сірчанокислу сполуку і виводиться з організму.

Свинець виділяється з організму не повністю: він відкладається в усіх

тканинах, але основна його частина (до 75 %) утворює депо в кістках у

вигляді трифосфату свинцю. Алкоголізм, перевтома, голодування, інфекції

мобілізують свинець із депо, а надходження свинцю у кров спричинює

загострення захворювання.

Свинець і його сполуки впливають на всі органи і системи організму, але

особливо тяжкі зміни спостерігаються в нервовій системі. Найбільш ранньою

ознакою впливу свинцю є посилення збудливості кори головного мозку. У

подальшому в корі головного мозку і в підкіркових центрах розвиваються

гальмівні процеси, зокрема знижуються смакові відчуття і чутливість шкіри.

Окрім нервової уражується також система травлення. Розвиваються гастрити

з порушенням секреторної функції шлунка. Часто виникають спастичні

хронічні кольки, які характеризуються нудотою, блюванням, переймистим

болем у животі, закріпленнями або проносами, збільшуються розміри

печінки і біль у печінці, а також трапляються випадки її гострої атрофії.

Миш'як і його сполуки. Миш'як у чистому вигляді з огляду на його

нерозчинність не отруйний; отруйні його численні сполуки.

Арсеніт натрію, швейпфуртську зелень, зелень Шеєле, арсенат кальцію,

арсенат натрію використовують у сільському господарстві для боротьби зі

шкідниками.

Отруєння сполуками миш'яку виникають внаслідок потрапляння його у

шлунок чи вдихання пилу.

Залежно від шляхів проникнення в організм розрізняють три форми гострих

отруєнь людини миш'яковистими сполуками.310

Шлунково-кишкова форма розвивається в разі потрапляння миш'яку у

шлунок. У роті відчувається металевий присмак, печіння у зіві, з'являються

сильне блювання і біль у животі. У подальшому блювання припиняється, але

сильний біль у животі триває. Починається сильний пронос, що нагадує

холерний: випорожнення мають вигляд рисового відвару. Внаслідок великої

втрати води різко зменшується сечовиділення, голос стає хрипкий і

беззвучний, з'являються судоми в литках, ціаноз, може настати колапс.

Температура тіла нижча за нормальну.



1. Які речовин негативно впливають на довкілля і людину?

2. Що таке кислотні дощі?

3. Які сполуки металів шкодять здоров’ю людини?



Підготуватися до уроку-гри

Кислотні дощі

311

Урок 63

Тема. Узагальнення та систематизація знань з теми

“Основні класи неорганічних сполук”

Мета уроку : узагальнити та систематизувати знання учнів про найважливіші

класи неорганічних сполук, їх властивості, удосконалювати вміння та

навички складати хімічні формули, рівняння хімічних реакцій, розвивати

пізнавальні здібності , логічне мислення учнів, виховувати культуру

спілкування, вміння висловлювати власні думки, створити умови для

активного навчання

Тип уроку: урок узагальнення та систематизації знань, умінь і навичок

Форма уроку: урок-гра

Обладнання та реактиви: кальцій оксид, фосфор (V) оксид, купрум (ІІ) оксид,

вода, хлоридна кислота, розчини сульфатної кислоти, натрій гідроксиду,

калій гідроксиду, аргентум нітрату, жетони для оцінювання, картки із

завданнями

ХІД УРОКУ:

І. Організаційний етап

З учнів класу формується чотири групи – команди “Оксиди”, “Кислоти”,

“Основи”, “Солі”. У кожній команді обирається капітан.

ІІ. Мотивація пізнавальної діяльності

Учитель: ми з вами закінчили вивчення теми “Основні класи неорганічних

сполук”. Майже чотири місяці тому перед кожним з вас була одна і та ж

велика гора дорогоцінних знань про неорганічні сполуки, але кожен

зачерпнув тих скарбів по-різному: хтось – оберемок, а дехто – жменьку.

Сьогодні ми проведемо гру, під час якої і з’ясуємо, наскільки кожен з вас

збагатився знаннями. Ви будете працювати у командах, але робота кожного

буде оцінюватись жетонами. За кількістю одержаних жетонів ви зможете

одержати оцінку за урок.

ІІІ. Узагальнення та систематизація знань

Конкурс 1. “Реклама” (домашнє завдання).312

Команда демонструє “рекламний ролик” (2 хв.) одного з класів неорганічних

сполук відповідно до назви команди та емблему команди. Оцінюється

змістовність, оригінальність.

Конкурс 2. “Розминка”

Команда отримує перфокартку. Кожен член команди заповнює один рядок і

швидко передає картку іншому. Виграє команда, яка швидко і правильно

виконає завдання.

Конкурс 3. “Експериментальна естафета”

Беруть участь по два гравці з кожної команди. Їм пропонується здійснити

хімічні перетворення. Гравці по черзі складають рівняння необхідних реакцій

та проробляють їх. Оцінюється правильність виконання як теоретичної, так і

практичної частини завдання та дотримання правил безпеки життєдіяльності.

Команда “Оксиди”: HCl → NaCl → NaNO3 ;

Команда “Кислоти”: СаО → Са(ОН)2 → СаCl2 ;

Команда “Основи”: P2O5 → H3PO4 → K3PO4 ;

Команда “Солі”: CuO → CuSO4 → Cu(OH)2

Конкурс 4. «Штурман»

Індивідуальне завдання для одного гравця з кожної команди. Вибрати вірний

напрям і скласти відповідне рівняння реакції:

В цей же час решта гравців беруть участь у наступному конкурсі.

Конкурс 5. «Хто більше?»

За 5 хв. скласти якомога більше можливих реакцій за участю запропонованих

речовин:

Na, CaO, H2O, SO3, HCl, Fe, Cu(OH)2, K2CO3, P2O5, ZnO

Жетони за цей конкурс отримує команда, яка складе найбільшу кількість

рівнянь реакцій. Розподіляє жетони капітан.

Конкурс 5. “Подарунок”

Із запропонованого переліку речовин скласти схему перетворень і

подарувати її іншій команді (попарно). Кожна команда складає рівняння

313

реакцій до «подарованої» схеми перетворень. Оцінюється правильність і

швидкість виконання завдання.

ІV. Підведення підсумків уроку.

V. Оцінювання роботи учнів на уроці.

VІ. Домашнє завдання.

Скласти рівняння реакцій за схемою, зазначити їх тип, вказати класи сполук:

Fe

Fe2O3 FeCl3

Fe(OH)3

Додатки

Перфокартка для конкурсу «Розминка»

Хімічна формула Назва Клас сполук

НNO3

кальцій гідроксид

натрій ортофосфат

Mn2O7

ферум (ІІІ)

гідроксид

FeSO4

хлоридна кислота

MgO

Завдання для конкурсу «Штурман»

Команда “Оксиди”: Команда “Кислоти”:

Команда “Основи”: Команда “Солі”:

314

УРОК 64

Тема. Контрольна робота по темі «Основні класи неорганічних

сполук»

Мета уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів про властивості

класів неорганічних сполук, їх генетичний зв'язок; визначити рівень

навчальних досягнень з теми.

Тип уроку: проміжний контроль і коригування знань.

Форми роботи: письмова контрольна робота.


таблиця розчинності, ряд активності металів, картки - завдання.

ХІД УРОКУ


II. Проведення контрольної роботи




перші шість завдань — 3 бали;

• завдання 7—9 оцінюються по 2 бали, разом за дев'ять правильно виконаних

завдань — 9 балів;

• завдання 10 пропонується виконувати учням, які претендують на оцінку 12




Варіант І

1. Укажіть рівняння реакції, що є якісною реакцією на хлоридну кислоту

та її солі:

315

2. Укажіть ряд, у якому наведено формули сульфатів:

а) CaSO4, Na2SO4, Al2(SO4)3;

б) K2S; ZnS, MgS;

в) BaSO3, K2SO3, CaSO3.

3. Дано рівняння реакції:

NaCl + КОН KCl + NaOH

Ця реакція не можлива, тому що:

а) усі вихідні реагенти та продукти реакції розчинні;

б) випадає осад;

в) змінюється колір розчину.

4. Маса купрум(ІІ) сульфату, що утворюється в результаті взаємодії

сульфатної кислоти масою 9,8 г з надлишком лугу, дорівнює:

а) 10 г;

б) 14 г;

в) 16 г.

5. Унаслідок взаємодії солей з кислотами утворюються:

а) нова сіль і нова кислота;

б) основа й нова кислота;

в) нова сіль і основа.

6. З розчином купрум(ІІ) сульфату не реагують метали:

a) Mg, Zn, Fe;

б) Na, К, Са;

в) Au, Pt, Ag.

7. На нейтралізацію калій гідроксиду витратили сульфатну кислоту

масою 19,8 г. Обчисліть масу солі, що утворилася.

8. Здійсніть перетворення:

S SO3 H2SO4 Na2SO4 CaSO4

316

9. Допишіть рівняння реакцій:

10. Тривалентний метал масою 11,2 г прореагував із хлором. При цьому

витратився хлор об'ємом 6,72 л (н. у). Визначте цей елемент.

Варіант II

1. Укажіть рівняння реакції, з допомогою якої можна одержати луг:

2. Укажіть пару солей, в якій обидві солі нерозчинні:

а) ВаСl2, NaNO3;

б) КСl, Na2SiO3;

в) AgCl, BaSO4.


Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag

Ця реакція можлива, тому що:

а) менш активний метал витісняє з розчину солі більш активного металу;

б) більш активний метал витісняє з розчину солі менш активного металу;

в) мідь реагує з нітратами.

4. У результаті взаємодії аргентум(І) нітрату масою 17 г із хлоридною

кислотою випадає осад масою:

а) 12,5 г;

б) 14 г;

в) 14,35 г.

5. Унаслідок сильного нагрівання нерозчинних у воді основ утворюються:

а) нова основа й вода;

б) луг і вода;

317

в) оксид і вода.

6. Гідроксиди складу Ме(ОН)3 утворюються металами:

а) Аl, Fe, Сr;

б) Na, Mg, Са;

в) К, Zn, Ag.

7. Який об'єм газу (н. у.) виділиться в результаті остаточного розчинення

кальцій карбонату масою 40 г у хлоридній кислоті?



10. Двовалентний метал масою 1,2 г без залишку розчинився в хлоридній

кислоті. При цьому витратилася кислота масою 3,65 г. Визначте цей елемент.

Варіант III

1. Укажіть рівняння реакції нейтралізації:

2. Укажіть пару формул, до якої входять лише амфотерні гідроксиди:

a) NaOH, Ва(ОН)2;

б) Са(ОН)2, Сr(ОН)3;

в) Zn(OH)2, Аl(OН)3.


MgCl2 + 2NaOH 2NaCl + Mg (OH)2

Ця реакція можлива, тому що:

318

а) виділяється газ;

б) випадає осад;

в) утворюється вода.

4. У результаті взаємодії міді масою 64 г з розчином аргентум(І) нітрату

випадає в осад срібло масою:

а) 216 г;

б) 21,6 г;

в) 20 г.

5. Колір лакмусу в лужному середовищі:

а) червоний, не змінюється;

б) синій, рожевий;

в) синій, малиновий.

6. З наведених пар сполук виберіть ті, в яких обидві речовини

реагуватимуть із цинк гідроксидом:

а) Н2O, ZnO;

б) HNO3, NaOH;

в) H2S, MgO.

7. Який об'єм газу виділиться (н. у.), якщо нагрівати за високої

температури магній карбонат масою 226 г?



10. Двовалентний метал масою 4 г розчинили у воді. При цьому виділився

водень об'ємом 2,24 л (н. у). Визначте цей елемент.

III. Домашнє завдання319

Повторити матеріал про класи неорганічних сполук, їх властивості,

генетичний зв’язок.

320

Додаток 1

Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва

321

Додаток 2

Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва (довга форма)

322

Додаток 3

Електронегативність хімічних елементів

Значення електронегативності за ПолінгомГрупа I A II

AIII B

IV B

V B

VI B

VII B

VIII B

VIII B

VIII B I B II

BIII A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

Період

1H

2,20

He-

2Li0,98

Be1,57

B2,04

C2,55

N3,04

O3,5

F3,98

Ne-

3Na0,93

Mg1,31

Al1,61

Si1,90

P2,19

S2,58

Cl3,16

Ar-

4K

0,82

Ca1,00

Sc1,36

Ti1,54

V1,63

Cr1,66

Mn1,55

Fe1,83

Co1,88

Ni1,91

Cu1,90

Zn1,65

Ga1,81

Ge2,01

As2,18

Se2,55

Br2,96

Kr-

5Rb0,82

Sr0,95

Y1,22

Zr1,33

Nb1,6

Mo2,16

Tc2,1

Ru2,2

Rh2,28

Pd2,20

Ag1,93

Cd1,69

In1,78

Sn1,96

Sb2,05

Te2,1

I2,66

Xe2,60

6Cs0,79

Ba0,89

*

Hf1,3

Ta1,5

W1,7

Re1,9

Os2,2

Ir2,20

Pt2,28

Au2,54

Hg1,9

Tl1,8

Pb1,8

Bi1,9

Po2,0

At2,2

Rn-

7 Fr0,7

Ra0,9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Лантаноїди

*

La1,1

Ce1,12

Pr1,13

Nd1,14

Pm1,13

Sm1,17

Eu1,2

Gd1,2

Tb1,1

Dy1,22

Ho1,23

Er1,24

Tm1,25

Yb1,1

Lu1,27

Актиноїди

**

Ac1,1

Th1,3

Pa1,5

U1,38

Np1,36

Pu1,28

Am1,13

Cm1,28

Bk1,3

Cf1,3

Es1,3

Fm1,3

Md1,3

No1,3

Lr1,29

1

Додаток 4

Електрохімічний ряд напруг металів

323

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%BE%D1%83%D1%80%D0%B5%D0%BD%D1%81%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%BE%D0%B1%D0%B5%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D0%BD%D0%B4%D0%B5%D0%BB%D1%94%D0%B2%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B5%D1%80%D0%BC%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%95%D0%B9%D0%BD%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%BB%D1%96%D1%84%D0%BE%D1%80%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%B5%D1%80%D0%BA%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%8E%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BC%D0%B5%D1%80%D0%B8%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%BB%D1%83%D1%82%D0%BE%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B5%D0%BF%D1%82%D1%83%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D1%80%D0%B0%D0%BD_(%D1%85%D1%96%D0%BC%D1%96%D1%87%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82)

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D1%82%D0%B0%D0%BA%D1%82%D0%B8%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%BE%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BA%D1%82%D0%B8%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BA%D1%82%D0%B8%D0%BD%D0%BE%D1%97%D0%B4%D0%B8

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BA%D1%82%D0%B8%D0%BD%D0%BE%D1%97%D0%B4%D0%B8

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D1%8E%D1%82%D0%B5%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%86%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%B1%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D1%83%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%95%D1%80%D0%B1%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D0%BC%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%94%D0%B8%D1%81%D0%BF%D1%80%D0%BE%D0%B7%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%B5%D1%80%D0%B1%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B0%D0%B4%D0%BE%D0%BB%D1%96%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%84%D0%B2%D1%80%D0%BE%D0%BF%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B0%D0%BC%D0%B0%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B5%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D0%BC

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%B0%D0%B7%D0%B5%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D0%BC

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B5%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D1%97%D0%B4%D0%B8

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0%D0%BD%D0%BE%D1%97%D0%B4%D0%B8

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%BE%D0%BA%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%BE%D0%BA%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D1%81%D0%B5%D0%BF%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D1%81%D0%B5%D0%BF%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%B3%D0%B5%D0%BA%D1%81%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%BF%D0%B5%D0%BD%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%BF%D0%B5%D0%BD%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%BA%D0%B2%D0%B0%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D0%BA%D0%B2%D0%B0%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A3%D0%BD%D1%83%D0%BD%D1%82%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%BF%D0%B5%D1%80%D0%BD%D0%B8%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%B3%D0%B5%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%94%D0%B0%D1%80%D0%BC%D1%88%D1%82%D0%B0%D0%B4%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B5%D0%B9%D1%82%D0%BD%D0%B5%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B0%D1%81%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%BE%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%96%D0%B1%D0%BE%D1%80%D0%B3%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%94%D1%83%D0%B1%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B5%D0%B7%D0%B5%D1%80%D1%84%D0%BE%D1%80%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B0%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D1%80%D0%B0%D0%BD%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B0%D0%B4%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%81%D1%82%D0%B0%D1%82

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%BE%D0%BB%D0%BE%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D1%96%D1%81%D0%BC%D1%83%D1%82

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B2%D0%B8%D0%BD%D0%B5%D1%86%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%B0%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D1%82%D1%83%D1%82%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%97%D0%BE%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%BE

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%BB%D0%B0%D1%82%D0%B8%D0%BD%D0%B0

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%86%D1%80%D0%B8%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9E%D1%81%D0%BC%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B5%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D1%84%D1%80%D0%B0%D0%BC

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0%D0%BB_(%D1%85%D1%96%D0%BC%D1%96%D1%87%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82)

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B0%D1%84%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%B0%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B5%D0%B7%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%81%D0%B5%D0%BD%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%99%D0%BE%D0%B4

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%B5%D0%BB%D1%83%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%82%D0%B8%D0%B1%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9E%D0%BB%D0%BE%D0%B2%D0%BE

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%86%D0%BD%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%B4%D0%BC%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%80%D1%96%D0%B1%D0%BB%D0%BE

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B0%D0%BB%D0%B0%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%BE%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D1%83%D1%82%D0%B5%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%B5%D1%85%D0%BD%D0%B5%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%BE%D0%BB%D1%96%D0%B1%D0%B4%D0%B5%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D1%96%D0%BE%D0%B1%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B8%D1%80%D0%BA%D0%BE%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%86%D1%82%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D1%83%D0%B1%D1%96%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%80%D0%B8%D0%BF%D1%82%D0%BE%D0%BD


https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%80%D1%81%D0%B5%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B5%D1%80%D0%BC%D0%B0%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B0%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A6%D0%B8%D0%BD%D0%BA

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D1%96%D0%B4%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D1%96%D0%BA%D0%B5%D0%BB%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%B1%D0%B0%D0%BB%D1%8C%D1%82

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%97%D0%B0%D0%BB%D1%96%D0%B7%D0%BE

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D0%BD%D0%B3%D0%B0%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D1%80%D0%BE%D0%BC

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%B0%D0%BD%D0%B0%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A2%D0%B8%D1%82%D0%B0%D0%BD_(%D1%85%D1%96%D0%BC%D1%96%D1%87%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82)

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%BA%D0%B0%D0%BD%D0%B4%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%BB%D1%8C%D1%86%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D1%80%D0%B3%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D0%BB%D0%BE%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%96%D1%80%D0%BA%D0%B0

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%BE%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D1%80%D0%B5%D0%BC%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%BB%D1%8E%D0%BC%D1%96%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%B0%D0%B3%D0%BD%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B0%D1%82%D1%80%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%B5%D0%BE%D0%BD

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D1%82%D0%BE%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B8%D1%81%D0%B5%D0%BD%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%90%D0%B7%D0%BE%D1%82

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D1%83%D0%B3%D0%BB%D0%B5%D1%86%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%BE%D1%80

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%91%D0%B5%D1%80%D0%B8%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D1%96%D1%82%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D0%B5%D0%BB%D1%96%D0%B9

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%92%D0%BE%D0%B4%D0%B5%D0%BD%D1%8C

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B5%D1%80%D1%96%D0%BE%D0%B4_%D0%BF%D0%B5%D1%80%D1%96%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D1%87%D0%BD%D0%BE%D1%97_%D1%81%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B8

https://uk.wikipedia.org/wiki/%D0%93%D1%80%D1%83%D0%BF%D0%B0_%D0%BF%D0%B5%D1%80%D1%96%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D1%87%D0%BD%D0%BE%D1%97_%D1%81%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B8

Додаток 5

Розчиність кислот, основ і солей у воді

324

Зміст

Вступ____________________________________________________

Програма_________________________________________________

Календарно-тематичне планування___________________________

Повторення основних питань курсу хімії 7 класу

Урок №1. Основні поняття хімії______________________________

Урок №2. Прості та складні речовини (кисень і вода)____________

Урок №3. Відносна молекулярна маса. Масова частка елемента в

складній речовині та масова частка розчиненої речовини._______

Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І.

Менделєєва. Будова атома

Урок №4. Короткі історичні відомості про способи класифікації

хімічних елементів_________________________________________

Урок №5. Поняття про лужні метали, інертні елементи, галогени__

Урок №6. Навчальний проект 1. З історії відкриття періодичної системи

хімічних елементів__________________________________

Урок №7. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів

Д. І. Менделєєва. Структура періодичної системи______

Урок №8. Навчальний проект 2. Форми періодичної системи хімічних

елементів. Життя і діяльність Д. І. Менделєєва__________

Урок №9. Будова атома: ядро й електронні оболонки. Склад атомних

ядер (прортони і нейтрони). Протонне число. Нуклонне

число_____________________________________________________

Урок №10. Сучасне формулювання періодичного закону. Ізотопи_

Урок №11. Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів

№1-20. Стан електронів у атомі. Поняття про радіус

атома_____________________________________________________

Урок №12. Енергетичні рівні та підрівні; їх заповнення електронами в

атомах хімічних елементів №1-20________________

Урок №13. Електронні та графічні електронні формули атомів хімічних

3

6

13

19

24

28

31

38

48

56

63

77

85

91

97

325

елементів № 1-20.__________________________________

Урок №14. Періодична система хімічних елементів з позиції теорії

будови атома______________________________________________

Урок №15. Взаємозв'язок між розміщенням елементів у періодичній

системі та властивостями хімічних елементів________

Урок №16. Характеристика хімічних елементів №1-20 за положенням у

періодичній системі хімічних елементів і будовою

атома______________________________________________________

Урок №17. Характеристика хімічних елементів за положенням у

періодичній системі хімічних елементів і будовою атома__________

Урок №18. Контрольна робота по темі «Періодичний закон і періодична

система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова

атома»______________________________________________________

Хімічний зв’язок і будова речовини

Урок №19. Електронна природа хімічного зв'язку. Поняття про

електронегативність___________________________________________

Урок №20. Ковалентний зв'язок, його види — полярний і неполярний.

Утворення ковалентного неполярного й полярного видів зв'язку_____

Урок №21. Йонний зв'язок_____________________________________

Урок №22. Ковалентний полярний і неполярний зв'язок, йонний зв'язок.

Електронні формули молекул речовин____________________

Урок №23. Ступінь окиснення. Визначення ступеня окиснення атомів

елементів за хімічними формулами сполук_______________________

Урок №24. Складання формул сполук за відомим ступенем окиснення

атомів елементів_____________________________________________

Урок №25. Кристалічні ґратки. Атомні, молекулярні та йонні

кристали____________________________________________________

Урок №26. Навчальний проект 3. Залежність фізичних властивостей

речовин від типів кристалічних ґраток___________________________

Урок №27. Контрольна робота по темі «Хімічний зв'язок і будова

102

107

113

118

122

125

131

135

139

143

147

151

154

326

речовини»___________________________________________________

Кількість речовини. Розрахунки за хімічними формулами

Урок №28. Кількість речовини. Моль — одиниця кількості речовини.

Число Авогадро _____________________________________________

Урок №29. Обчислення числа частинок (атомів,молекул, йонів) у певній

кількості речовини______________________________________

Урок №30. Молярна маса______________________________________

Урок №31. Обчислення за хімічними формулами молярної маси й

кількості речовини____________________________________________

Урок №32. Молярний об'єм газів. Обчислення об'єму газу за

нормальних умов_____________________________________________

Урок №33. Відносна густина газів. Обчислення відносної густини___

Урок №34. Розрахунки за хімічними формулами__________________

Урок №35. Розрахунки за хімічними формулами__________________

Урок №36. Контрольна робота по темі «Кількість речовини. Розрахунки

за хімічними формулами»___________________________

Основні класи неорганічних сполук

Урок №37. Класифікація неорганічних сполук, їхній склад і

номенклатура________________________________________________

Урок №38. Оксиди. Фізичні властивості оксидів____________________

Урок №39. Хімічні властивості оснόвних, кислотних та амфотерних

оксидів: взаємодія з водою, кислотами, лугами, іншими оксидами____

Урок №40. Основи, їх склад і назви. Класифікація основ. Фізичні

властивості основ_____________________________________________

Урок №41. Хімічні властивості лугів: дія на індикатори, взаємодія з

кислотами, кислотними оксидами, солями________________________

Урок №42. Реакція нейтралізації. Хімічні властивості нерозчинних

основ: взаємодія з кислотами і розкладання внаслідок нагрівання.

Заходи безпеки під час роботи з лугами__________________________

159

163

171

174

178

182

186

191

195

199

202

206

210

215

218

222

327

Урок №43. Класифікація кислот. Фізичні властивості кислот________

Урок №44. Хімічні властивості кислот___________________________

Урок №45. Хімічні властивості кислот. Реакції заміщення й обміну. Ряд

активності металів.________________________________________

Урок №46. Солі, їх склад і назви.Фізичні властивості середніх солей_

Урок №47. Хімічні властивості середніх солей: взаємодія з металами,

кислотами, лугами, іншими солями._____________________________

Урок №48. Поняття про амфотерні основи _______________________

Урок №49. Розрахунки за хімічними рівняннями маси, об’єму, кількості

речовини реагентів і продуктів реакції __________________

Урок №50. Практична робота № 1. Дослідження властивостей основних

класів неорганічних сполук___________________________

Урок №51. Загальні способи одержання оксидів, основ, кислот, солей_

Урок №52. Загальні способи одержання оксидів, основ, кислот, солей _

Урок №53. Генетичний зв’язок між класами неорганічних сполук_____

Урок №54. Генетичний зв’язок між класами неорганічних сполук_____

Урок №55. Практична робота № 2 «Розв’язання експериментальних

задач»_______________________________________________________

Урок №56. Поширення оксидів, кислот, основ і середніх солей у

природі та їх використання______________________________________

Урок №57. Поширення оксидів, кислот, основ і середніх солей у

природі та їх використання______________________________________

Урок№ 58. Розв’язування задач. Самостійна робота_________________

Урок №59. Навчальний проект 4: Сполуки основних класів у

будівництві й побуті ___________________________________________

Урок №60. Навчальний проект 5: Хімічний склад і використання

мінералів_____________________________________________________

Урок №61. Навчальний проект 6: Вирощування кристалів солей_______

Урок №62. Навчальний проект 7: Вплив хімічних сполук на довкілля і

здоров’я людини_______________________________________________

226

229

233

238

241

246

249

252

256

257

263

267

271

275

276

281

284

286

289

328

Урок №63. Узагальнення та систематизація знань з теми “Основні

класи неорганічних сполук”_____________________________________

Урок №64. Контрольна робота по темі «Основні класи неорганічних

сполук»_______________________________________________________

Додатки ______________________________________________________

301

305

311

314

320

329

Documents

Методичний кабінет Кам’янець-Подільської РДА · Web viewВід знайомих гімназійних учителів Марія Дмитрівна