Соли — методическая рекомендация. Химия, 8–9 класс.

1.	Химические формулы солей	1 вид — рецептивный	лёгкое	1 Б.	Знание классификации неорганических веществ. Уметь распознавать, какое из веществ, формулы которых приведены, является солью.
2.	Номенклатура средних солей	1 вид — рецептивный	среднее	2 Б.	Знание названий средних солей (галогенидов, сульфидов, сульфитов, сульфатов, нитритов, нитратов, ортофосфатов, карбонатов, силикатов).
3.	Составление названий средних солей	1 вид — рецептивный	среднее	3 Б.	Знание названий средних солей (галогенидов, сульфидов, сульфитов, сульфатов, нитритов, нитратов, ортофосфатов, карбонатов, силикатов).
4.	Классификация солей	1 вид — рецептивный	лёгкое	1 Б.	Знание названий классификации солей.
5.	Составление химических формул средних солей	1 вид — рецептивный	сложное	4 Б.	Знание названий и формул средних солей (галогенидов, сульфидов, сульфитов, сульфатов, нитритов, нитратов, ортофосфатов, карбонатов, силикатов).
6.	Составление названий кислых, основных и комплексных солей	2 вид — интерпретация	среднее	2 Б.	Знание названий классификации и названий комплексных, основных и кислых солей.
7.	Составление названия кристаллогидрата соли	2 вид — интерпретация	сложное	1 Б.	Знание названий кристаллогидратов.
8.	Составление химических формул кислых, основных и комплексных солей	2 вид — интерпретация	среднее	3 Б.	Знание формул средних солей, развитие навыка написания формул химических соединений.
9.	Распознавание соли по её внешнему виду	3 вид — анализ	среднее	3 Б.	Знание внешнего вида и названий средних солей.
10.	Растворимость солей	1 вид — рецептивный	лёгкое	1 Б.	Понимание таблицы растворимости.
11.	Составление уравнений реакций по химическим свойствам солей	3 вид — анализ	среднее	4 Б.	Знание химических свойств солей и классификации химических реакций.
12.	Уравнения реакций по химическим свойствам солей	3 вид — анализ	среднее	4 Б.	Знание химических свойств солей и классификации химических реакций.
13.	С чем может реагировать соль?	3 вид — анализ	среднее	4 Б.	Знание химических свойств солей.
14.	Применение солей	2 вид — интерпретация	лёгкое	1 Б.	Знания о применении солей.
15.	Способы получения средних солей	2 вид — интерпретация	среднее	2 Б.	Знания о способах получения средних солей.
16.	Образование солей в реакциях обмена	3 вид — анализ	среднее	5 Б.	Знание способов получения средних солей, тренировка навыка написания уравнений химических реакций и расстановки коэффициентов.
17.	Способы получения кислых, основных и комплексных солей	2 вид — интерпретация	сложное	5 Б.	Знание способов получения кислых, основных и комплексных солей, навыки написания уравнений химических реакций и расстановки коэффициентов.
18.	Расчёт по уравнению реакции, если исходное вещество содержит примеси	3 вид — анализ	среднее	5 Б.	По уравнению реакции вычислить массу или объём вещества, если известна масса или объём газообразного вещества, участвующего в реакции.
19.	Расчёт формулы кристаллогидрата и составление его названия	3 вид — анализ	сложное	5 Б.	Знание темы «Массовая доля», проверка навыков нахождения правильной формулы соединения кристаллогидрата, если известна массовая доля безводного вещества.
20.	Соли в природе. Названия минералов и горных пород	2 вид — интерпретация	среднее	2 Б.	Определение традиционных названий минералов по формуле.
21.	Названия солей, встречающихся в природе	2 вид — интерпретация	среднее	2 Б.	Знания о составлении систематических (международных) названий минералов по формуле.
22.	Распространение солей в природе	3 вид — анализ	лёгкое	3 Б.	Проверить знания обучающихся о понятии образования формул и расстановки индексов.

Соли аммония. Нитраты — урок. Химия, 8–9 класс.

Соли аммония

Соли аммония — сложные вещества, образованные катионом аммония Nh5+ и кислотным остатком.

Nh5Cl — хлорид аммония, (Nh5)2SO4 — сульфат аммония, Nh5NO3 — нитрат аммония. 

 

Соли аммония по свойствам похожи на соли натрия или калия. Они имеют ионное строение и представляют собой твёрдые белые вещества, хорошо растворяющиеся в воде.

 

Нитрат аммония

 

Образуются соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами:

 

Nh4+HCl=Nh5Cl,

 

2Nh4+h3SO4=(Nh5)2SO4.

 

Солям аммония характерны как общие для всех солей свойства, так и особые.

 

К общим свойствам солей можно отнести способность вступать в реакции обмена с кислотами и другими солями, если образуется газ или осадок:

 

(Nh5)2CO3+2HCl=2Nh5Cl+h3O+CO2↑,

 

(Nh5)2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2Nh5Cl.

 

Особые свойства солей обусловлены неустойчивостью иона аммония и его способностью разлагаться с образованием аммиака:

 

1. Соли аммония разлагаются при нагревании:

 

Nh5Cl=Nh4↑+HCl↑.

 

2. Соли аммония при нагревании реагируют со щелочами с выделением аммиака:

 

Nh5Cl+NaOH=Nh4↑+h3O+NaCl.

 

Применяются соли аммония в качестве удобрений. Карбонат аммония используется кондитерами как разрыхлитель теста. Хлорид аммония находит применение при паянии для очистки поверхности металла.

Нитраты — соли азотной кислоты.

NaNO3 — нитрат натрия, Cu(NO3)2 — нитрат меди(\(II\)), Nh5NO3 — нитрат аммония. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония называют ещё селитрами: Ca(NO3)2 — кальциевая селитра, Nh5NO3 — аммиачная селитра.

 

 

Все соли азотной кислоты хорошо растворяются в воде. При нагревании они разлагаются с выделением кислорода, поэтому взрывоопасны.

 

2KNO3=2KNO2+O2↑.

 

Используются нитраты в качестве удобрений, а также для изготовления взрывчатых смесей. Нитрат серебра используется в медицине в качестве прижигающего средства.

Тренировка по теме «Соли» — тест. Химия, 8–9 класс.

1.	Химические формулы солей	1 Б.
2.	Исторические названия солей	1 Б.
3.	Составление названий кислых, основных и комплексных солей	3 Б.
4.	Составление уравнений реакций по химическим свойствам солей	4 Б.
5.	Способы получения кислых, основных и комплексных солей	5 Б.

Тренировка по теме «Соли II» — тест. Химия, 8–9 класс.

1.	Классификация солей	1 Б.
2.	Составление названия кристаллогидрата соли	3 Б.
3.	Применение солей	1 Б.
4.	Распространение солей в природе	3 Б.
5.	Названия минералов и горных пород	2 Б.

Азотная кислота и ее соли. Видеоурок. Химия 9 Класс

Наиболее важное с практической точки зрения соединение азота – это азотная кислота. Данный урок посвящен изучению особых свойств азотной кислоты и ее солей. В ходе урока вы также познакомитесь с основными областями применения азотной кислоты.

В зависимости от степени разбавления водой, т. е. от концентрации, физические свойства азотной кислоты будут различны.

Безводная свежеполученная азотная кислота – бесцветная, похожая на воду жидкость с едким запахом, смешивающаяся с водой в любых соотношениях. При хранении под воздействием света или температуры азотная кислота частично разлагается с выделением оксида азота (IV) – бурого газа:

4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

Из-за выделяющегося кислорода тлеющая лучинка над нагретой азотной кислотой вспыхивает. Бурый газ растворяется в кислоте и окрашивает ее в желтый цвет. Вещества, содержащие белок, при попадании на них концентрированной азотной кислоты окрашиваются в желтый цвет. Поэтому на коже рук азотная кислота оставляет желтые пятна. Чтобы этого избежать, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.

Азотная кислота относится к сильным неорганическим кислотам. Поэтому для нее характерны все общие свойства кислот: изменение окраски индикаторов, взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями. Но азотная кислота – еще очень сильный окислитель, поэтому по-особому реагирует с металлами.

Характер взаимодействия азотной кислоты с металлами достаточно сложен. Эти окислительно-восстановительные реакции не относятся к типу замещения, и состав продуктов таких реакций очень разнообразен. Причем, азотная кислота, даже разбавленная, способна взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду активности правее водорода.

Только золото, платина, осмий, иридий и тантал не взаимодействуют с азотной кислотой ни при каких условиях.

Некоторые активные металлы, например алюминий, не реагируют с азотной кислотой из-за плотной оксидной пленки, образующейся на поверхности металла. Для того чтобы показать активность алюминия, опустим алюминиевую проволоку в раствор соляной кислоты. Алюминий энергично взаимодействует с соляной кислотой с выделением водорода.

2Al + 6HCl = 3H₂↑ + 2AlCl₃

Затем эту же проволоку опускаем в концентрированную азотную кислоту. Тотчас же на поверхности алюминия образуется тончайшая оксидная пленка, которая препятствует взаимодействию металла с кислотой.

В большинстве реакций концентрированной азотной кислоты с металлами продуктом восстановления азотной кислоты будет оксид азота (IV). Например, при взаимодействии железа с концентрированной азотной кислотой при нагревании образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

Fe + 6HNO₃ (конц.) = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

Коэффициенты в подобных реакциях расставляют с помощью метода электронного баланса.

Проведем эксперимент. Пронаблюдаем, как реагирует разбавленная и концентрированная азотная кислота с металлами. Приготовим две пробирки с раствором азотной кислоты. Положим в первую цинк, во вторую – медь.

Цинк реагирует с сильно разбавленной азотной кислотой с выделением аммиака.

4Zn + 9HNO₃ = NH₃ ↑ + 4Zn(NO₃)₂ + 3H₂O

Влажная лакмусовая бумажка синеет у горлышка пробирки, указывая на присутствие аммиака. Медь реагирует с раствором азотной кислоты с выделением монооксида азота.

3Cu + 8HNO₃ = NO ↑ + 3Cu(NO₃)₂+ 4H₂O

Концентрированная азотная кислота – еще более сильный  окислитель. В пробирки с концентрированной азотной кислотой поместим цинк и медь. Цинк и медь бурно реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием растворимых солей и выделением бурого газа – диоксида азота (рис. 1).

Zn + 4HNO₃ = 2NO₂↑ + 2H₂O + Zn(NO₃)₂

Cu + 4HNO₃ = 2NO₂↑ + 2H₂O + Cu(NO₃)₂

Рис. 1. Взаимодействие меди (слева) и цинка (справа) с концентрированной азотной кислотой

При взаимодействии с большинством металлов концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Кроме того, соли азотной кислоты со щелочными металлами, кальцием и ионом аммония называются селитрами. Например, NH₄NO₃ – аммиачная селитра.

Все нитраты хорошо растворимы в воде и термически неустойчивы. Все они разлагаются при нагревании с выделением кислорода. Причем, в зависимости от катиона, продукты разложения могут различаться.

При термическом разложении нитрата калия преимущественно образуются нитрит калия и кислород:

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂↑

При термолизе нитрата меди (II) образуются оксид меди (II), диоксид азота и кислород:

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂↑

Азотная кислота – многотоннажный продукт химической промышленности. Она находит широкое применение для получения красителей, взрывчатых веществ, азотных удобрений и лекарств.

В лабораторной практике азотная кислота и особенно ее смесь с соляной (так называемая царская водка) используются для перевода в растворимое состояние металлов, не растворимых в других кислотах.

 

Список литературы

1. Оржековский П.А. Сборник задач и упражнений по химии: 9-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 9 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2007.
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§ 37)
3. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013. (§ 24)
4. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.
5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.
6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

 

Домашнее задание

1. с. 160 №№ 5, 7 из учебника П.А. Оржековского «Химия: 9-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013.

Сведения о составе минералов и горных пород — урок. Химия, 8–9 класс.

Соли в составе минералов

Минералом называют однородное природное тело, состоящее из вещества природного происхождения.

Подавляющее большинство минералов имеет кристаллическое строение.

Исторически сложилось так, что единый подход к присвоению названий минералам отсутствует. Какие-то из них получили название по месту открытия, какие-то — в честь исследователей, их открывших, в названиях некоторых минералов отображён их состав или какие-то существенные свойства и т. п.

 

Сведения о солях, образующих некоторые минералы, а также о названиях этих минералов, приведены в таблице.

 

Формула соли	Название минерала
\(BaSO_4\)	барит
\(Ca_5(PO_4)_3(Cl, F, OH)\)	апатит (соответственно — хлорапатит, фторапатит,   гидроксиапатит)
\(Ca_3(PO_4)_2\cdot Ca(OH)_2\)	фосфорит
\(CaCO_3\)	кальцит
\(CaCO_3\cdot MgCO_3\)	доломит
\(CaF_2\)	флюорит
\(CaSO_4\)	ангидрит
\(CaSO_4\cdot 2H_2O\)	гипс, селенит
\(Cu_2S\)	халькозин
\(2CuCO_3\cdot Cu(OH)_2\)	азурит
\(CuCO_3\cdot Cu(OH)_2\)	малахит
\(CuFeS_2\)	халькопирит
\(FeCO_3\)	сидерит
\(FeS_2\)	пирит
\(Hg_2Cl_2\)	каломель
\(HgS\)	киноварь
\(KCl\)	сильвин
\(KCl\cdot MgCl_2\cdot 6H_2O\)	карналлит
\(KCl\cdot NaCl\)	сильвинит
\(MgCl_2\cdot 6H_2O\)	бишофит
\(MgCO_3\)	магнезит
\(MgSO_4\cdot 7H_2O\)	эпсомит
\(3NaF\cdot AlF_3\)	криолит
\(Na_2B_4O_7\cdot 10H_2O\)	бура
\(Na_2CO_3\cdot 10H_2O\)	сода
\(Na_2SO_4\cdot 10H_2O\)	мирабилит
\(NaCl\)	галит
\(PbS\)	галенит
\(ZnS\)	сфалерит

Соли в составе горных пород

Горные породы — плотные или рыхлые природные тела, слагающие земную кору и состоящие из одного или нескольких минералов (или органических веществ).

Горные породы образуются в результате процессов, протекающих в природе.

Как и в случае минералов, названия горных пород слагались исторически. В таблице приведены сведения о составе и названиях некоторых горных пород, главными образующими соединениями которых являются соли.

 

Формула соли	Название горной породы
\(Ca_3(PO_4)_2\)	фосфорит
\(CaCO_3\)	известковые сланцы
\(CaCO_3\)	известняк
\(CaCO_3\)	мрамор
\(CaCO_3\)	мел
\(CaCO_3\cdot MgCO_3\)	доломит
\(CaSO_4\cdot 2H_2O\)	гипс
\(NaCl\)	каменная соль

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. Химия, 8–9 класс: уроки, тесты, задания.

1.	Типы электролитов. Кислоты Сложность: лёгкое	1
2.	Типы электролитов. Основания Сложность: лёгкое	1
3.	Типы электролитов. Соли Сложность: лёгкое	1
4.	Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД Сложность: лёгкое	1
5.	Диссоциация слабых многоосновных кислот Сложность: среднее	2
6.	Диссоциация солей Сложность: среднее	2
7.	Ионы, образующиеся при диссоциации солей Сложность: среднее	2
8.	Ионы, образующиеся при диссоциации одноосновных кислот Сложность: среднее	2