Основания химия 9 класс – План-конспект урока по химии (9 класс) на тему: Конспект урока химии в 9 классе по теме «Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации»

Содержание

Конспект "Химия 9 класс: все темы кратко"

Химия 9 класс: все темы кратко

Краткий курс «Химия 9 класс» сгруппирован в четыре блока, содержание каждого из которых рассматривается в отдельном параграфе — «Вещества», «Химические реакции», «Основы неорганической химии» и «Методы познания веществ и химических реакций». Материал каждого параграфа представляет собой схематическое обобщение уже изученного вами материала в виде схем, таблиц, уравнений.

Повторение курса химии в 9 классе позволит вам систематизировать знания о веществах и химических реакциях. Внимание! Данный курс не является материалом для изучения химии с нуля. Он ориентирован на повторение пройденного материала (экспресс-обзор). Данный курс не является материалом для подготовки к ОГЭ по химии. При подготовке к ОГЭ используйте другие материалы сайта.

Использованы цитаты из учебника для общеобразовательных учреждений «Химия 9 класс / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов, С.А. Сладков — М.Просвещение, 2018» в учебных целях.

1. ВЕЩЕСТВА

Периодическая система элементов и строение атома

 

Строение вещества. Химическая связь

 

Основные классы неорганических веществ

 

2. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Классификация химических реакций

Химические реакции следует отличать от физических явлений. При химических реакциях происходит превращение одних веществ в другие, в то время как при физических явлениях состав веществ не претерпевает изменений.

Признаками химических реакций могут служить:

  • изменение цвета;
  • выпадение осадка;
  • выделение газа;
  • изменение окраски индикатора;
  • появление запаха и др.

Следует помнить, что ни один из перечисленных признаков не гарантирует протекание химической реакции, а лишь указывает на возможное её осуществление.

Классификация химических реакций по различным признакам приведена в таблице 6.

 

Электролиты и неэлектролиты.
Электролитическая диссоциация

 

Реакции ионного обмена

Протекание реакций обмена с участием электролитов в растворах (реакции ионного обмена) возможно при соблюдении одного из условий (правило Бертолле):

  • выпадение осадка;
  • выделение газа;
  • образование слабого электролита (в частности, воды).

Противоположно заряженные ионы, которые при соединении образуют малорастворимое вещество, газ или молекулы слабого электролита, совместно существовать в растворе без взаимодействия не могут.

Окислительно-восстановительные реакции



 

3. ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Химические свойства простых веществ

 

Химические свойства сложных веществ

 

4. МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ ВЕЩЕСТВ И ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Определение кислотности среды с помощью индикаторов

 

Качественные реакции в неорганической химии

 

Получение неорганических веществ


В смотрели «Химия 9 класс: краткий курс повторения». Всё самое важное вкратце, все формулы и определения за курс 9 класса.

 

Классы неорганических веществ. Химия, 8–9 класс: уроки, тесты, задания.

Вход ЯКласс лого
Вход Регистрация Начало Начало Поиск по сайту Поиск по сайту ТОПы ТОПы Учебные заведения
Учебные заведения Предметы Предметы Проверочные работы Проверочные работы Обновления Обновления Новости Новости Переменка Переменка Отправить отзыв
Отправить отзыв ЯКласс лого
  • Предметы
  • Химия
  • 8–9 класс
  1. Классификация веществ

  2. Металлы

  3. Неметаллы

  4. Оксиды

  5. Основания

  6. Кислоты

  7. Амфотерные гидроксиды

  8. Соли

  9. Взаимосвязь между классами неорганических веществ

Отправить отзыв Нашёл ошибку? Сообщи нам! Copyright © 2020 ООО ЯКласс Контакты Пользовательское соглашение

Оксиды. Химия, 8–9 класс: уроки, тесты, задания.

1. Агрегатное состояние оксидов

Сложность: лёгкое

1
2. Распознавание химических формул оксидов

Сложность: лёгкое

1
3. Классификация оксидов

Сложность: лёгкое

1
4. Составление формулы оксида по его названию

Сложность: лёгкое

1
5. Составление формулы оксида и расчёт его молярной массы

Сложность: лёгкое

2
6. Распознавание и классификация оксидов

Сложность: среднее

2
7. Составление названия оксида

Сложность: среднее

2
8. Составление названия оксида и расчёт его молярной массы

Сложность: среднее

2
9. Химические свойства и получение оксидов

Сложность: среднее

2
10. Распознавание оксидов по описанию их свойств

Сложность: сложное

3
11. Химические свойства и получение оксидов

Сложность: сложное

3
12. Расчёт формулы оксида

Сложность: сложное

3

План-конспект урока по химии (9 класс) на тему: Конспект урока химии в 9 классе по теме "Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации"

МОАУ СОШ  с. Озёрное

Конспект урока химии в 9 классе.

Тема: «Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации».

Учитель химии Т.М. Дедух

Цели урока:

- образовательные: обобщить и углубить знания обучающихся о составе, классификации, химических свойствах оснований, о реакциях ионного обмена, совершенствовать умения учащихся записывать молекулярные и ионные уравнения  реакций;

- развивающие: развивать умения рационально планировать свою деятельность, анализировать, делать выводы на основании наблюдений, работать в группах и индивидуально, совершенствовать практические навыки при выполнении лабораторных опытов;

- воспитательные: воспитывать наблюдательность, аккуратность, уверенность в своих силах,  культуру общения через работу в парах ученик-ученик, учитель-ученик.

Девиз урока:

Дорога к знанию?

Ну что же, её легко понять.

Ответить можно сразу:

Вы ошибаетесь, и ошибаетесь, и ошибаетесь опять,

Но меньше, меньше, меньше с каждым разом

Тип урока: урок обобщения и углубления знаний в форме ролевой игры, урок-исследование.

Методы обучения: словесные, наглядные, практические, исследовательские, частично поисковые.

Оборудование: мультимедийный проектор, ноутбук, лабораторная посуда, химические реактивы, таблички с номерами лабораторий, бейджики, инструктивные карты для каждой лаборатории, карточки для индивидуальной работы.

Ход урока.

  1. Организация класса, доведение темы и целей урока.
  2. Проверка  знаний обучающихся по теме «Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации». Письменная проверочная работа по карточкам, задания дифференцированные.

Карточка №1 (для  слабых  обучающихся).

Напишите молекулярные, полные и сокращённые  ионные уравнения реакций между растворами BaCl2   и  h3 SO4 .

Карточка №2(для  обучающихся  среднего уровня).

С какими из перечисленных веществ: растворы гидроксида бария, серной кислоты, нитрата серебра будет реагировать соляная кислота?

 Карточка №3(для  сильных  обучающихся).

Между какими из перечисленных веществ: серная кислота, медь, гидроксид меди (II), хлорид бария возможны химические реакции?

Запишите молекулярные  и ионные  уравнения возможных реакций.

  1. Обобщение и углубление знаний обучающихся по теме

 «Химические свойства оснований в свете теории электролитической    

   диссоциации».

Актуализация знаний. Фронтальная беседа (вопросы на экране через мультимедийный проектор):

- Какие  вещества  называются основаниями? (понятие из 8 класса и в свете теории электролитической диссоциации).

- Как классифицируют основания?

- Какими электролитами являются  щёлочи?

- Какими электролитами являются нерастворимые основания?

Сегодня на уроке мы будем работать в научно-исследовательском институте. НИИ получил заказ: экспериментально изучить химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации. Будет работать 6 лабораторий. Каждая лаборатория получает своё задание – технологическую карту. Выполнив  задание, необходимо затем на совещании отчитаться перед всеми работниками института. (Обучающиеся делятся на 6 групп, выданы  бейджики  заведующим  лабораторий, таблички с номерами лабораторий, технологические карты).

Учитель-инженер по технике безопасности напоминает правила техники безопасности при работе с кислотами, щелочами, спиртовкой.

Обучающиеся  работают в группах по технологическим картам. Время на работу-5-7 минут.

Группа №1.

Опыт. Действие щелочей на растворы индикаторов.

Добавьте в  пробирку с гидроксидом натрия раствор фенолфталеина, во вторую- раствор метилоранжа. Что наблюдаете? Как изменилась окраска индикаторов в щелочной среде?

Результаты опыта запишите в тетрадь.

Группа №2.

Опыт. Взаимодействие щелочей с растворами кислот.

В пробирку с раствором гидроксида натрия добавьте несколько капель раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем прилейте по каплям раствор серной кислоты. Что произошло? Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Группа №3.

Опыт. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами.

В пробирку с раствором гидроксида кальция с помощью газоотводной трубки сделайте несколько выдохов через раствор. Какой газ вы выдыхали? Что вы наблюдаете? Почему произошло помутнение раствора?

Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Группа №4.

Опыт. Взаимодействие щелочей с солями.

В пробирку с раствором гидроксида натрия  прилейте  несколько капель раствора  сульфата железа(III). Что вы наблюдаете? Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Группа № 5.

Опыт. Взаимодействие нерастворимого основания с кислотами.

В пробирку с гидроксидом меди (II) добавьте несколько капель раствора серной кислоты. Что вы наблюдаете? Почему исчез осадок?

Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Группа № 6.

Опыт. Разложение нерастворимых оснований при нагревании.

Закрепите пробирку с гидроксидом меди (II) в держателе. Зажгите спиртовку. Нагрейте пробирку. Соблюдайте правила техники безопасности при работе со спиртовкой, а также правила нагревания. Что наблюдаете?

Запишите уравнение реакции  разложения  гидроксида меди (II).

 Обмен информацией.

     После выполнения лабораторных опытов фронтальная работа – работники

     каждой лаборатории сообщают результаты опытов, записывают уравнения  

     химических реакций на доске, делают вывод о сходстве и различии  в

     химических  свойствах  щелочей и нерастворимых оснований в свете теории  

    электролитической диссоциации.

  1. Закрепление.

Задание на экране: найдите ошибки в формулах, коэффициентах, зарядах ионов.

Mg(NO3 )2   + NaOH = Na(NO3 )2    +  MgOH ↓

Mg+  + (NO3 - )2   + Na+ + OH- = Na+ + (NO3 - )2   +  MgOH ↓

Mg+  + OH- = MgOH ↓

  1. Домашнее задание (через мультимедийный проектор на экран).

Обучающиеся  записывают в  рабочих тетрадях.

 Запишите уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, доказывающие химические свойства гидроксида калия и гидроксида железа (II).

VI. Подведение итогов. Дать  качественную оценку работы класса и отдельных  обучающихся. Объявить оценки с комментарием.

  1. Рефлексия.

Что мы узнали сегодня  нового? Что было непонятно? Какие были затруднения? Что показалось самым интересным?

Спасибо за сотрудничество!

             

Основные понятия в химии 9 класса |

Химия – наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно – молекулярное учение.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро – центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра – положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы – химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Массовое
число ®
Заряд ®
ядра

A
Z

Э

63
29

Cu и

65
29

Cu;

35
17

Cl и

37
17

Cl

Химическая формула – это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс – цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия – явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества – молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C – основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г

Относительная атомная масса (Ar) – безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

Относительная молекулярная масса (Mr) – безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Mг = mг / (1/12 mа(12C))

mr – масса молекулы данного вещества;

mа(12C) – масса атома углерода 12C.

Mг = S Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Примеры.

Mг(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70

Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =
= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 • 16 = 258

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения – моль.

Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль – количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро ди Кваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность – моль-1).

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA

N(s) = n(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

M = m / n

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая – безразмерная.

M = NA • m(1 молекула) = NA • Mг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) • Mг = Mг

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 ® 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

Закон сохранения массы веществ
(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm • c2 , где с – скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками “+” и “®” :

HgO ® Hg + O2

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO ® 2Hg + O2

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Расчеты по химическим уравнениям

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.

h= (mp / mт) • 100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

Пример 1

Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

Решение
CuO + h3 ® Cu + h3O

1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

6,4 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г

Пример 2

Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?

Решение

a) Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды

w(WO3)= 1,0 – 0,3 = 0,7

m(WO3) = w(WO3) • mруды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г

b) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия.

WO3 + 2Al ® Al2O3 + W

При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO3 –– Х г W

X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г W

c) Рассчитаем практический выход вольфрама

18,7 г W –– 100%

12,72 г W –– Y%

Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%

Пример 3.

Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?

Решение.

BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4¯ + 2NaCl

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.

1. Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество г Na2SO4 –– X.

208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г –– с Х г

X = (20,8 • 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2 затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.

2. Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск