• 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

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

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.

3. 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.

4. 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 ↓

5. 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.

7. 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