Конспекти уроків з хімії

7 клас

Тема: Хімія – природнича наука. Речовини та їх перетворення у  навколишньому світі .

Мета: сформувати в учнів поняття про предмет хімії та показати її місце

           серед наук про природу; пояснити цілі й завдання хімії; навести

           гіпотези про походження слова «хімія»; з’ясувати , як інтерес людей

           до речовин  та їх перетворень сприяв поступовому формуванню

            однієї з фундаментальних наук – хімії, ознайомити учнів з основними

           становлення хімії як науки;

           виховувати бажання самостійно здобувати знання;

           повторити відомості про речовини та хімічні елементи, вивчені в курсі

          «Природознавства».

           познайомити  учнів з найбільш відомими хіміками.

Тип уроку: засвоєння нових знань.

Методи і форми роботи: словесні (розповідь вчителя, бесіда, колективне

                                          обговорення, самостійна робота) демонстраційні

                                           досліди.

Обладнання: схеми «Зв’язок хімії з іншими науками”, «Використання

                       хімічних процесів» , «Застосування продуктів хімії».

Портрети відомих вчених (Роберт Бойль, М.В.Ломоносов, Джон Дальтон, Лавуазьє, Гей –Люссака, Д.І.Менделєєв ), малюнки з описом хімічних процесів у різін періоди становлення хімії.

Хід уроку

І.Організаційний етап.

Знайомство з класом, вступне слово вчителя, загальні уявлення про структу- ру курсу хімії в школі, оголошення теми уроку, його плану й основних цілей уроку.

ІІ. Мотивація навчальної діяльності

-         Які ви знаєте науки?

Гуманітарні : історія, рідна мова і література, іноземна мова.

Природничі : фізика, біологія, астрономія, географія, екологія, хімія.

Точні : математика.

-         Вивчаючи природознавство у молодших класах, ви здобули початкові знання про речовини та хімічні явища, маєте уявлення про такі поняття, як «атом», «молекула», знаєте назви деяких речовин, прига- дайте, які? (Вода, вуглекислий газ, водень, кисень, азот, кухонна сіль, крохмаль, сода). Але для того, щоб краще зрозуміти навколишній світ, цього недостатньо, і тому ви починаєте вивчати надзвичайно цікаву науку — хімію. Ця наука має свої закони, правила, азбуку і мову. Хімія розкриває свої таємниці всім, хто наполегливо оволодіває її надбаннями. Знання, отримані вами на уроках хімії, будуть потрібні вам у житті.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Слово вчителя.

-          Світ, що оточує нас, розмаїтий, багатогранний, загадковий. Вивчають його природничі науки — фізика, біологія, астрономія, географія, екологія, а також хімія. (Учні записують назви природничих наук в робочому зошиті). Кожна з цих наук вивчає навколишній світ за допомогою різних методів. Запишіть в зошиті. Хімія — наука про речовини, їх склад, властивості й хімічні перетворення речовин та явища, що супроводжують ці перетворення. Подивимося, як одні речовини перетворюються на інші.

Демонстраційний дослід 1. Взаємодія харчової соди з оцтом

Учитель насипає в пробірку натрій гідрогенкарбонат (питну соду) і додає  1–2 мл оцтової кислоти, при цьому спостерігається «закипання» (інтенсивне виділення бульбашок вуглекислого газу).

Демонстраційний дослід 2. Зміна забарвлення індикаторів у різних середовищах.

-         В три хімічні склянки вчитель наливає розчин натрій гідро ксиду. Почергово у кожну склянку додає по кілька крапель фенолфталеїну, лакмусу і метилового оранжевого; безбарвні розчини у склянках набувають малинового, синього і жовтого забарвлень.  Вивчаючи хімію, ви зможете не тільки пояснити бачене, а й самостійно досліджувати властивості речовин і добувати деякі сполуки. Хімія — чарівний і захоплюючий світ метаморфоз. Під час хімічних реакцій руйнуються одні речовини, а утворюються інші з притаманними їм будовою та властивостями.

2.Різноманітність хімічних наук.

     У зв'язку з величезною кількістю хімічних речовин і явищ поступово виникла необхідність у поділі хімії на окремі науки. Неорганічна, органічна, фізична й аналітична хімія — розділи, кожен з яких має свій предмет дослідження.

Цю четвірку прийнято вважати фундаментальною основою сучасної класифікації хімічних наук. Тим часом, ці чотири галузі хімічних  знань поділяються на дрібніші складові частини.

     У неорганічній і органічній хімії поділ відбувається за об'єктами дослідження. Так, неорганічна хімія поділяється на хімію кислот, хімію основ, хімію карбону, хімію благородних газів, хімію Силіцію... В органічній хімії виділяються хімія ароматичних сполук, хімія спиртів, хімія вуглеводів, хімія природних сполук, нафтохімія, біохімія...

     З двома іншими фундаментальними галузями — фізичною й аналітичною хімією — справа складніша. Фізична хімія історично складається з різних «мозаїчних шматочків знання». Дослідження теп­лових ефектів породило термохімію. Хімічні процеси, що протікають під дією електричного струму, дали початок електрохімії. Більшість реакцій протікає в рідкому середовищі — звідси вчення про розчини. Крім того, існують хімічна кінетика, хімічна термодинаміка, фото­хімія тощо

Хімічні процеси використовуються:

Під час кулінарної обробки продуктів харчування

Для одержання пральних порошків

Під час переробки кам’яного вугілля, природного газу і нафти

В процесі виплавки чавуну, сталі, одержання пластмас.

Для виготовлення одягу та взуття із штучних і синтетичних матеріалів.

Для добування лаків та фарб

Для добування металів із руди

Під час добування мінеральних добрив, амоніаку , кислот.

Для одержання будівельних матеріалів

Продукти хімії застосовують:

У сільському господарстві як мінеральні добрива

Як нові матеріали в промисловості для виготовлення деталей машин і механізмів товарів щоденного вжитку, побутових товарів

Як парфуми і ліки

Для боротьби з шкідниками сільського господарства та для захисту рослин

Як миючі та дезинфікуючі засоби

Як засоби гігієни

ІV. Підсумок вивченого.

Тестові завдання.

1.Хімія

А)наука про радіоактивні речовини;

Б) наука про речовини та їх взаємоперетворення;

В)наука про процеси, які відбуваються в живих клітинах;

Г)наука для пізнання будови і властивостей речовин;

2.Природничі науки:

А)історія;

Б)географія;

В)фізика;

Г)мова і література;

Д)хімія;

Е)астрономія.

3.Слово хімія походить

А) від назви частини світу;

Б)від назви материка;

В)від назви Стародавнього Єгипту;

Г)від мистецтва виплавлення металів.

4.Найважливіші етапи розвитку хімії:

А)сучасна хімія;

Б)становлення хімії як науки;

В)алхімічний період;

Г)реміснича хімія.

5.Хімія відіграє важливу роль в житті суспільства:

А) в медицині;

Б)в побуті;

В)в комп’ютерній галузі;

Г)в промисловості.

6.Застосування продуктів хімії:

А)засоби гігієни;

Б)парфумерія;

В)миючі та дезинфікуючі засоби;

Г) в сільському господарстві як мінеральні добрива;

Д)у визначенні маси і об’єму речовини

7.Назвіть хімічні речовини якими ви користуєтесь:

А)

Б)

В)

Г)

8.Випишіть речовини які не існують у природі, а добуті людиною і використовуються у повсякденному житті:

А)мило;

Б)вода;

В)капрон;

Г)пластмаса;

Д)віск;

Е)каучук;

Є)гума;

Ж)яблучний сік;

З)штучний шовк.

9.Хімія використовує математичні знання….(кількісного опису хімічних процесів).

10.Хімія використовує знання з фізики для…..

Тема. Прості та складні речовини. Багатоманітність речовин

Мета: поглибити знання учнів про класифікації речовин за складом їх молекул; дати поняття про прості та складні речовини; навчити розрізняти поняття «хімічна сполука» і «суміш речовин», «проста речовина» і «хімічний елемент»; навчити учнів аналізувати якісний склад простих і складних речовин; розвивати: мислення, увагу, пам'ять; виховувати: охайність, самостійність, інтерес до предмета.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.

Форми роботи: розповідь з елементами бесіди, лабораторна робота, самостійна робота з підручником, дидактична гра «Морський бій», робота біля дошки, вправа «Ланцюжок».

Обладнання:   Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, навчальні таблиці, зразки простих речовин (сірка, вугілля, залізо, алюміній), зразки складних речовин (вода, натрій хлорид, купрум (ІІ) оксид, цукор),

ХІД УРОКУ

I. Організаційний момент

II. Мотивація навчальної діяльності

         Повідомлення теми, мети уроку (вчитель разом з учнями формулює мету – прописує на дошці).

         ІІІ. Актуалізація опорних знань і виклад нового матеріалу

         Згадаймо, що таке молекула. (Молекула — це дрібна частинка речови­ни, що має її властивості)

ü     3 чого складається молекула? (З атомів)

ü     3 однакових чи різних? (Із однакових, і з різних)

IV. Вивчення нового матеріалу

         За якісним складом речовини поділяються на прості та складні.

         Прості — речовини, молекули яких складаються з атомів одного хі­мічного елемента:

(Індекс унизу праворуч указує на число атомів у молекулі).

Назви простих речовин

(під час пояснення вчитель звертає увагу на мал. 40 – с. 56).

Робота біля дошки

         Учні, по-черзі, називають прості речовини хімічних елементів: Н, Lі, Мg, N (записують на дошці хімічні символи).

          Складні — речовини, молекули яких складаються з атомів двох і біль­ше хімічних елементів.

ü     Вода — проста чи складна речовина? (складна; складається з двох атомів Гідрогену й одного атома Оксигену — Н ₂O)

Назви складних речовин (пояснення вчителя)

Самостійна робота з підручником

Учням дається завдання знайти в підручнику інформацію, виписати її в зошит та розповісти на клас.

1 учень – виписати речовини, які мають молекулярну будову;

2 учень - виписати речовини, які мають атомну будову;

3 учень - виписати речовини, які мають йонну будову;

V. Закріплення і поглиблення знань

Робота з навчальною таблицею

1) Морський бій.

Учитель називає координати, учень — просту чи складну речовину  під цими координатами.

Опитування проводиться по ланцюжку для кожного учня.

2) Учні по вертикалі виконують завдання за таблицею.

Варіант І: виписати десять формул простих речовин.

Варіант II: виписати десять формул складних речовин.

Варіанти обмінюються виконаними завданнями і перевіряють.

3) На дошці виписані формули простих і складних речовин двох учнів, які першими виконали завдання. Усі учні по ланцюжку читають записи, аналізуючи якісний склад написаних речовин.

V. Лабораторний дослід № 1
«Ознайомлення зі зразками простих і складних речовин»

В учнів на столі зразки:

простих речовин: сірка, залізо, вугілля, алюміній;

складних речовин: вода, натрій хлорид, купрум(ІІ) оксид, цукор.

1) Розгляньте речовини та відзначте:

ü     агрегатний стан;     

ü     колір;

ü     відношення до води;

ü     запах.

2) Зробіть висновок про фізичні властивості простих і складних речо­вин.

3) Ґрунтуючись на власному досвіді, запропонуйте можливі способи застосування цих речовин.

4) Чи можна за зовнішнім виглядом судити про приналежність речо­вини до простих чи складних речовин?

Учні записують у зошитах для лабораторних робіт спостереження й оформляють їх у вигляді таблиці, окремо для простих і складних речовин. 

VI. Підсумок уроку.

Учні роблять висновок, чи досягнуто мети уроку.

Вправа «Ланцюжок»

VІI. Оцінювання роботи на уроці, підбиття підсумків. Учні, по-черзі, називають те, про що вони дізнались на сьогоднішньому уроці та, що їм найбільше сподобалось.

VII.   Домашнє завдання

         Прочитати параграф, відповісти на запитання, повторити назви й хі­мічні символи елементів. Виписати з підручника п'ять формул складних речовин і описати їх якісний склад. 61, 62 – с. 60 (64, 65 – с. 60)

Тема. Метали й неметали. Металічні та неметалічні елементи, їх розміщення в періодичній системі.

Мета: дати початкову класифікацію елементів на метали й неметали; навчити розрізняти металічні й неметалічні елементи за їх положенням у періодичній системі; сформувати уявлення про будову металів і неметалів; показати істотну відмінність фізичних власти­востей металів та неметалів; розвивати: мислення, увагу, пам'ять; виховувати: охайність, самостійність, інтерес до предмета.

 Тип уроку:   комбінований.

Форми роботи: розповідь з елементами бесіди, робота біля дошки, інтерактивна вправа «Відгадай», дидактична гра «Обери правильно», демонстрація, самостійна робота з підручником, дидактична гра «Хрестики-нулики», робота в парах, мультимедійна презентація.

Обладнання та матеріали: періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, картки із завданнями, дидактична таблиця, зразки металів та неметалів, завдання для гри «Хрестики-нулики», ноутбук.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу                                                         

II. Перевірка домашнього завдання

Інтерактивна вправа «Відгадай»

         На столі вчителя знаходяться картки, на зворотному боці яких записані запитання. Учні, по-черзі, обирають картку та дають відповідь на запитання.

Дидактична гра «Обери правильно»

         Учням роздаються дидактичні таблиці на яких із переліку речовин потрібно обрати (підкреслити):

І варіант – прості речовини;

ІІ варіант – складні речовини.

Взаємоперевірка (на слайді представлено правильні відповіді)

Робота біля дошки

         Учні, по-черзі, виконують завдання 86.

ІІІ. Мотивація навчальної діяльності

Повідомлення теми, мети уроку (вчитель разом з учнями формулює мету уроку – прописує на дошці).

         Отже, сьогодні ми дізнаємось чим метали відрізняються від неметалів, та яке місце вони займають у ПС?

ІV. Актуалізація опорних знань

ü     Згадаймо, що таке молекула. (Молекула — це дрібна частинка речови­ни, що має її властивості)

ü     3 чого складається молекула? (З атомів)

ü     3 однакових чи різних? (Із однакових, і з різних)

ü     На вашу думку, чи використовувала людина метали з давніх-давен?

ü     Які ви знаєте назви історичних епох пов’язаних з металами?

V. Вивчення нового матеріалу

         Будова речовини залежить від природи хімічних елементів, що його утворюють.

Перша класифікація хімічних елементів за властивостями передба­чає їх поділ на метали й неметали.

         Вчитель, використовуючи ПС, пояснює де в таблиці розміщені метали і неметали.

 А тепер подивімося в періодичну систему. Умовна діагональ від Бору до Астату поділяє періодичну систему на дві частини: у нижній частині та­блиці ліворуч від діагоналі знаходяться елементи-метали, а у верхній лівій частині знаходяться елементи-неметали (крім елементів побічних груп).

         Відомі також елементи, що в сполуках виявляють властивості як ме­талів, так і неметалів. Вони називаються перехідними елементами. До них належать, наприклад, Ре, Gе та інші.

Демонстрація  Розгляд зразків металів і неметалів.

         Вчитель звертає увагу на малюнки в підручнику 36 – с. 54; 38 – с. 55.

Будова молекул

Метали – не молекулярна будова.

Неметали – як молекулярна так і атомна.

Фізичні властивості

Самостійна робота з підручником (робота в парах)

 Учні повинні знайти інформацію про фізичні властивості:

1 пара – неметалів;

2 пара – металів

Метали

·        Металевий блиск;

·        сірі (крім міді); тверді;

·        проводять електричний струм.

Неметали

Крихкі;

·        тверді або газоподібні;

·        різні властивості.

VІ. Узагальнення та систематизація знань

Дидактична гра «Хрестики-нулики» (робота в парах)

         (завдання на слайді)

Взаємоперевірка (правильна відповідь – на слайді).

IV. Підбиття підсумків

Учні роблять висновок, чи досягнуто мети уроку.

V. Домашнє завдання

         Прочитати с 54 - 58.

Виконати завдання 61 – с. 60.

Творче завдання. Скласти таблицю відмінностей фізичних власти­востей металів і неметалів.

8 клас

Тема: Значення періодичного закону. Життя і наукова діяльність

Д.І. Менделєєва

Попередня тема: Характеристика хімічних елементів малих періодів за їх місцем у періодичній системі та будовою атома.

Мета: розкрити роль Періодичного закону як фундаментального закону природи, доказу єдності матеріального світу; ознайомитись з життям і діяльністю російського вченого хіміка Д.І. Менделєєва;

         показати значення Періодичного закону для розвитку періодичних дисциплін, у тому числі хімії; розвивати логічне мислення, увагу, пам'ять; виховувати волю до подолання труднощів, самостійність у роботі, наполегливість.

Тип уроку: комбінований (з використанням елементів проекту).

Обладнання та матеріали: періодична система Д. І. Менделєєва, картки із завданнями для перевірки домашнього завдання, ноутбук, хімічні маршрути для дидактичної гри.

Методи та методичні прийоми: групова робота (дидактична гра – хімічний маршрут "Висловлювання Менделєєва),  випереджувальні завдання (повідомлення та мультимедійна презентація учнів), індивідуальна робота, фронтальне опитування, вправа «Ланцюжок.

Хронометраж уроку

1. Організаційний момент                                                             2 хв.

2. Перевірка домашнього завдання                                                       5 хв.

3. Мотивація навчально-пізнавальної діяльності                        3 хв.

4. Актуалізація теоретичних знань                                                        3 хв.

5. Виклад нового матеріалу                                                         22 хв.

6. Узагальнення та закріплення нового матеріалу                      4 хв.

7. Підсумок уроку                                                                         2 хв.

8. Виставлення оцінок та їх мотивація                                         2хв.

9. Інструктаж з домашнього завдання                                         2хв.

Хід уроку

1. Організаційний момент

2. Перевірка домашнього завдання

Індивідуальна робота за картками

1. Дайте характеристику елемента Кальцій (Ca) за положенням у періодичній системі (пункт 1).

2. Напишіть електронну формулу і схему розподілу елементів по квантових комірках для атома Сульфуру.

3. Мотивація навчальної діяльності

Повідомлення теми, мети уроку (вчитель разом з учнями формулює мету уроку – прописує на дошці).

         Отже, сьогодні ми дізнаємось про значення періодичного закону та цікаві факти про життя та діяльність Менделєєва.

4. Актуалізація теоретичних знань

Фронтальне опитування

№	Запитання вчителя	Орієнтовна відповідь
1	У якому році був відкритий Періодичний закон Д. І. Менделєєва?	1869 р.
2	Скільки років виповниться з дня відкриття Періодичного закону?	147 р.
3.	Сформулюйте Періодичний закон Д. І. Менделєєва	Властивості елементів, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів
4.	В якій групі і якому періоді періодичної системи перебуває елемент з порядковим номером 10? Назвіть цей елемент	Елемент Неон. Знаходиться в VIII групі і II періоді

5. Виклад нового матеріалу

Значення періодичного закону надзвичайно велике.

До періодичного закону, - писав Д.І. Мендєлєєв, - елементи були окремими явищами природи; не було приводу шукати яких-небудь нових, а заново знайдені були цілковитою несподіваною новинкою. Періодична законність першою дала змогу бачити не відкриті ще елементи у такій далині, до якої неозброєний цією закономірністю зір до тих пір не досягав".

Попередники Мендєлєєва (Деберейнер, Ньюленде, Мейєр) зробили багато для підготовки відкриття періодичного закону. Але жоден із цих учених не наважився на підставі поміченої періодичності передбачити нові хімічні елементи. Жоден із них не зумів  у певному обсязі охопити сукупність фізичних і хімічних властивостей елементів і утворених ними речовин, що розкривають усю глибину періодичного закону. Для них періодичність була лише способом класифікації, вони не побачили в ній фундаментального закону природи

До періодичного закону, - писав Д.І. Мендєлєєв, - елементи були окремими явищами природи; не було приводу шукати яких-небудь нових, а заново знайдені були цілковитою несподіваною новинкою. Періодична законність першою дала змогу бачити не відкриті ще елементи у такій далині, до якої неозброєний цією закономірністю зір до тих пір не досягав".

Попередники Мендєлєєва (Деберейнер, Ньюленде, Мейєр) зробили багато для підготовки відкриття періодичного закону. Але жоден із цих учених не наважився на підставі поміченої періодичності передбачити нові хімічні елементи. Жоден із них не зумів  у певному обсязі охопити сукупність фізичних і хімічних властивостей елементів і утворених ними речовин, що розкривають усю глибину періодичного закону. Для них періодичність була лише способом класифікації, вони не побачили в ній фундаментального закону природи

Один з учнів виступає, з попередньо підготовленим повідомленням, про значення періодичного закону.

Життя та діяльність І. Д. Менделєєва

Один з учнів виступає, з попередньо підготовленою презентацією про життя і діяльність Д.І. Менделєєва.

6. Узагальнення та закріплення нового матеріалу

Бесіда

1. Роки життя Д. І. Мендєлєєва (1834 – 1907)

2. В якому році був відкритий Періодичний закон Д. І. Мендєлєєва?(1869р.)

3. В якому віці Д.І. Менделєєв став викладачем Петербурзького університету?(в 23 р.)

4. В якому віці Д.І. Менделєєв відкрив Періодичний закон?(в 35р.)

Робота в групах

Хімічний маршрут

"Висловлювання Менделєєва"

         Суть гри: весь час рухаючись за годинниковою стрілкою та пропускаючи однакову кількість складів, учні повинні прочитати висловлювання Д.І. Менделєєва.

         Відповідь: Періодичному законові майбутнє не загрожує руйнуванням, а тільки надбудова і розвиток передбачаються.

7. Підсумок уроку

Періодичний закон і сьогодні, через 140 років, залишається одним з найголовніших законів хімії. Він об'єднує всі явища. що відбуваються в природі, підтверджує загальні закони розвитку природи:

- закон переходу кількості в якість;

- закон єдності й боротьби протилежностей;

- закон заперечення-заперечення.

         Учні роблять висновок про те, чи досягнуто мети уроку.

Вправа «Ланцюжок»

         Учні, по-черзі, називають те, про що вони дізнались на сьогоднішньому уроці, що їм найбільше запам’яталось та сподобалось.

8. Виставлення оцінок та їх мотивація

9. Інструктаж з домашнього завдання

         Підготуватися до к/р.

         Повторити параграф 4-16.

Тема: "Історичні відомості про спроби класифікації хімічних елементів. Поняття про лужні, інертні елементи, галогени"

Мета уроку: Ознайомити учнів з періодичним законом, розкрити особливості системності хімічних елементів; Показати функціональність періодичного закону; виховати бережливе ставлення до довкілля; охайність; працелюбність; наполегливість, самостійність у роботі; волю до подолання труднощів; повагу до думки іншого; інтерес до предмета

Тип уроку: Вивчення нового матеріалу

Методи та методичні прийоми: розповідь учителя, бесіда, пояснення.

Базові поняття: періодичний закон, порядковий номер, періодична система, періодична таблиця.

Засоби навчання: підручники

Хронометраж уроку

1.    Організаційний момент (2хв.)

2.    Мотивація навчально-пізнавальної діяльності (2хв.)

3.    Актуалізація теоретичних знань (5хв.)

4.    Виклад вчителем нового матеріалу (30хв.)

5.    Узагальнення та закріплення нового матеріалу (7хв.)

6.    Підсумок уроку (2хв.)

7.    Виставлення оцінок та їх мотивація (2хв.)

8.    Інструктаж з домашнього завдання (1-2хв.)

Хід уроку

1.    Організаційний момент

2.    Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

«В його світлі переді мною розкрилися цілі нові області науки. Я в нього внутрішньо повірив тією вірою, яку вважаю необхідною для кожної плідної справи» - так Менделєєв розповідав про відкриття періодичного закону, що зробив велетенський крок у розвитку науки. Сьогодні ми познайомимось з дослідженнями Менделєєва та змістом періодичного закону.

Які були спроби класифікації елементів?

Що було покладено в основу класифікації елементів?

Які родини елементів ви знаєте?

Які спільні ознаки мають елементи однієї родини?

3.    Виклад нового матеріалу

Розповідь вчителя: Пригадайте, що закон — це твердження, яке за певних умов справджується стосовно всієї сукупності досліджуваних власти­востей чи явищ, закон не має винятків. Щодо періодичного закону, то сукупністю досліджуваних властивостей є властивості хімічних елементів та їх сполук.

На час відкриття періодичного закону були відомі 63 хімічні елементи. Спроби попередників Д. І. Менделєєва класифікувати їх на основі схожих ознак та властивостей не мали успіху, тоді як наука хімія і навчальний предмет хімія продовжували відчувати гостру потребу класифікації хімічних елементів. Молодий професор Санкт-Петербурзького університету Дмитро Іванович Менделєєв з власної ініціативи взявся за цю справу, бо, навчаючи студентів та працюючи над створенням підруч­ника «Основи хімії», розумів, наскільки важливо мати чітку класифікацію елементів.

Перед ученим постало питання вибору ознаки, яку слід покла­сти в основу класифікації.

Запитання вчителя: Які дві ознаки брали за основу вчені?

(атомну масу і валентність)

 Дмитро Іванович обрав атомну масу, керуючись тим, що вона є незмінною характеристи­кою атомів і залишається такою, які б хімічні явища не відбува­лися. Валентність же буває як постійною, так і змінною, до того ж однакову валентність можуть мати атоми елементів з різко відмінними хімічними властивостями речовин, як наприклад, одновалентні лужні метали та одновалентні у сполуках з Гідроге­ном і металами галогени. Але це ніскільки не означає, що учений відмовився від використання валентності. Навпаки, він ретельно аналізував і порівнював валентність атомів у різних сполуках і це допомагало йому в роботі над класифікацією хімічних елементів.

Щоб з'ясувати, чи існує загальна залежність властивостей хімічних елементів та їх сполук від атомної маси, Д. І. Менде­лєєв розмістив картки із записами символів хімічних елементів за порядком зростання атомної маси елементів, розпочавши з Гідрогену. Крім символа хімічного елемента на картках було записано округлену атомну масу, формулу оксиду, вищу ва­лентність за Оксигеном, формулу леткої водневої сполуки (для неметалів), валентність елемента в ній. Розміщені в один ряд елементи були пронумеровані, а наданий їм номер дістав назву порядкового номера.  Для кращого сприйняття цієї інформації попрацюємо з таб­лицею 4 вашого підручника.

Пояснення вчителя: З наведеного фрагмента бачимо, що зі збільшенням атомної маси відбувається періодичне повторення властивостей елемен­тів. Так, одинадцятий елемент ряду — Натрій — має спільні властивості з третім хімічним елементом — Літієм. У межах ряду від Літію до Флуору металічні властивості сполук поступово спадають і при цьому зростають неметалічні властивості. І дійсно, після активного лужного металічного елемента Літію четвертим розміщений теж металічний елемент Берилій, але вже з амфо­терними властивостями сполук. П'ятий, шостий, сьомий, восьмий, дев'ятий та десятий елементи — неметалічні. Активність простих речовин та сполук цих елементів зі збільшенням поряд­кового номера зростає й досягає максимуму у Флуору.

Десятим є інертний хімічний елемент Неон. При переході від галогену до цього елемента спостерігається різкий спад активності. На відміну від галогенів неон не реагує ні з воднем, ні з металами й за своїми властивостями нагадує елемент з порядковим номером 2, тобто Гелій.

За Натрієм розміщений типовий металічний елемент Магній, після якого під порядковим номером 13 стоїть амфотерний металічний елемент Алюміній. Далі, як і в проміжку Бор — Неон, під номерами 14, 15, 16, 17, 18 розміщені неметалічні елементи. Причому серед них так само відбувається поступове зростання неметалічних властивостей, яке досягає максимуму в розміщеного сімнадцятим Хлору. Після Хлору знову з'являється неактивний інертний елемент Аргон. Тобто через проміжок у вісім хімічних елементів властивості повторилися.

Проаналізуємо решту записів на картках та зробимо висновок, що від Літію й до Неону, від Натрію й до Аргону зі збільшенням атомної маси спостерігається однакова зміна таких характеристик: металічні властивості елементів послаблюються, неметалічні зростають; валентність за Оксигеном збільшується; валентність неметалів у бінарних сполуках з Гідрогеном зменшується.

Якщо б ми продовжували аналізувати й далі, то побачили б, що дев'ятнадцятий елемент Калій — представник лужних елементів — повторює властивості елементів з порядковими номерами 3 та 11.

З'ясувавши, що при постійному збільшенні атомної маси властивості елементів та їх сполук періодично повторюються, Д. І. Менделєєв повідомив про своє відкриття. Невдовзі воно стало іменуватися періодичним законом Д. І. Менделєєва.

У формулю­ванні свого першовідкривача закон звучить так.

(Учні записують та проговорюють періодичний закон)

Властивості простих речовин, а також форми і властиво­сті сполук хімічних елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг елементів.

Зробивши висновок про періодичну повторюваність власти­востей елементів та їх сполук за постійного збільшення атом­ної маси, Д. І. Менделєєв суцільний ряд елементів розбив на коротші ряди та розмістив їх таким чином, щоб елементи з природних родин були один під одним. Так з'явилося графічне відображення періодичного закону — періодична таблиця, яку з часом назвали періодичною системою.

Розповідь вчителя: Слід зазначити, що були випадки, коли періодичність пору­шувалася. Це навело вченого на думку, по-перше, перевірити достовірність атомних мас деяких елементів, а по-друге, перед­бачити існування ще не відкритих елементів.

Наведемо приклади.

(Учні коротко записують приклади)

Приклад 1. До початку роботи Д. І. Менделєєва над створен­ням класифікації елементів вважалося, що у Берилію відносна атомна маса 13,5. У такому випадку він мав би розміститися між Карбоном і Нітрогеном, і тоді б схожі елементи не потра­пили б в одну групу. Дмитро Іванович звернув увагу на те, що за формою і властивостями сполук цей елемент має зайняти місце між Літієм і Бором, і висловив припущення про помилку у визначенні відносної атомної маси Берилію. Експери­ментальні дослідження підтвердили правильність думки Д. І. Менделєєва.

Приклад 2. При побудові періодичної таблиці Д. І. Менделєєв залишив чимало вільних клітинок, вважаючи, що серед відомих 63 хімічних елементів немає таких, які б за властивостями їх речовин можна було там розмістити. Наприклад, такими були клітинки з порядковими номерами 21, 31,32. Та Д. І. Менделєєв не лише передбачив під цими номерами ще не відкриті елементи, а й правильно описав їх властивості. Всі три елементи були відкриті за життя Д. І. Менделєєва й дістали назви Скандій, Галій, Германій. їхні властивості збігли­ся з властивостями, передбаченими великим ученим. Після цих відкриттів періодичний закон здобув світове визнання, а періодична система як графічне відображення цього закону стала таблицею номер 1 для всіх хіміків та тих, хто вивчає хімію у школі чи університеті.

5. Узагальнення та закріплення нового матеріалу

Які показники взяв за основу при дослідженні Менделєєв?

Як звучить періодичний закон?

В чому полягає важливість періодичного закону?

Які ще відкриття дозволив зробити періодичний закон?

Хімічний кросворд

«Хімічні елементи».

1. Природна група хімічно активних одновалентних елементів, з яких утворені прості речовини метали, що за спільні властивості називають …

2. Група простих речовин, які переважно тверді, проводять електричний струм, пластичні, здебільшого сірого кольору.

3. Природна група простих речовин, назва якої перекладається як «Солероди».

4. Група хімічних елементів, які за свою хімічну пасивність названі …

5. Група лужних елементів, протилежна за властивостями металам.

         Відповіді:

1. Лужні. 2. Метали. 3. Галогени. 4. Інертні. 5. Неметали.

6. Підсумок уроку

Що нового ви дізналися на сьогоднішньому уроці? Чи досягнуто мети уроку?

Що було незрозумілим що варто повторити на наступному уроці?

7. Виставлення оцінок та їх мотивація

8. Інструктаж з домашнього завдання

Прочитати § 29, виконати письмово завдання № 4, 5, 6.

Виконати тести на сторінці 28.

Тема: Ковалентний зв’язок, його види – полярний та неполярний. Утворення ковалентного неполярного зв’язку.

Мета: ознайомити учнів з утворенням і різновидами ковалентного хімічного зв’язку ( полярним і неполярним). Формувати уміння складати схему утворення ковалентного зв’язку, пояснювати суть утворення спільних пар, відмінність полярного ковалентного зв’язку від неполярного; розвивати вміння висувати гіпотези, науково обґрунтувати їх, робити висновки і узагальнення; сприяти формуванню наукового світогляду; виховувати вміння самостійно здобувати знання.

Обладнання та матеріали: періодична система хімічних елементів, таблиця електронегативностей.

Базові поняття та терміни: хімічний зв’язок, ковалентний зв’язок, електронна і структурна формула, зв’язуючі електрони, полярний і неполярний ковалентний зв’язок, часткові заряди, диполь.

Тип уроку: комбінований.

Хід уроку

1. Організаційний момент.

2. Перевірка домашнього завдання.

Фронтальна бесіда.

1.     Як пояснити з погляду теорії будови атома зміну властивостей елементів у періодах від металів до неметалів?

2.     Як пояснити хімічну пасивність інертних газів?

3.     Що таке електронегативність?

4.     Що таке електронна пара?

5.     Які ви знаєте типи хімічного зв’язку?

3. Мотивація та актуалізація опорних знань.

На прикладі досліду.

Візьмемо дві чашки для приготування: 1- розчину солі NaCl та 2- розчину цукру. Випарюємо. Сіль кристалізується. Цукор плавиться. Від чого це залежить? На це запитання ми зможемо відповісти розглянувши тему нашого сьогоднішнього уроку.

4. Виклад вчителем нового матеріалу.

* Що таке хімічний зв’язок? Хімічний зв’язок – це взаємодія атомів, яка зумовлює їхнє сполучення в молекули. Типи хімічного зв’язку:             ковалентний  полярний (зв’язок, у разі якого електронна пара зміщується в бік до більш електронегативного атома).                       неполярний (зв’язок, утворений електронами двох однакових атомів).             водневий (зв’язок, який виникає між атомами водню й елемента з високою електронегативністю внаслідок зміщення електронної хмари, що належить атому водню, в бік іншого елемента.               металічний – це зв’язок між позитивно зарядженими іонами чи атомами кристалічної решітки.             донорно – акцепторний це ковалентний зв’язок, який утворюється за рахунок неподіленої електронної пари одного атома і вільної орбіталі іншого атома.             іонний зв’язок – це ковалентний полярний зв’язок. На сьогоднішньому уроці ми розглянемо ковалентний полярний зв’язок. * Які ви знаєте види речовин? Давайте візьмемо просту речовину Н2. * Скільки електронів має водень? Н • + • Н  Н  Н Один електрон ми позначимо Н •, а інший • Н . Під час такого сполучення утворюється часткове перекривання хмар.   Н - Н *Як ви гадаєте між атомами Н2 електронна пара розміщена симетрично? Н - Н Такий ковалентний зв’язок називають неполярним. Наприклад: H2, F2, N2 тощо.

-         це зв’язок, який виникає внаслідок електростатичної взаємодії позитивно заряджених ядер негативно заряджених електронів. Прості і складні. Два. Так.

         Учні, за допомогою вчителя, записують приклади речовин – утворення ковалентного неполярного зв’язку.

5. Узагальнення і систематизація знань.

1.     Що таке хімічний зв’язок? За рахунок чого він виникає?

2.     Який хімічний зв’язок називають ковалентним?

3.     Які види ковалентного зв’язку ви знаєте?

4.     Які типи зв’язку вам відомі?

5.     В яких речовинах існує лише неполярний ковалентний зв’язок?

6.     Дано такі речовини: Cl₂, KBr, HCl, CaO, CO₂, H₂, N₂, NO₃, O₂, H₂O, H₂F, F₂, NH₃, SO₂. Визначити який тип хімічного зв’язку у даних сполуках.

6. Підсумок уроку.

На сьогоднішньому уроці ми поглибили знання про властивості елементів, вивчили, що таке хімічний зв’язок, які існують типи хімічного зв’язку, навчилися визначати тип хімічного зв’язку у сполуках.

7. Домашнє завдання.

§11 – 12 ст. 48 – 51. Виконати завдання 63, 65 – 68.

Задача.

Визначити масову частку (%), яку одержано при розчиненні в 200 мл. води, газу, який виділився внаслідок згорання 4,8 г. сірки.

Тема: «Кристалічні ґратки. Атомні. молекулярні та йонні кристали. Залежність фізичних властивостей речовин від типів кристалічних ґраток»

Мета: ознайомити учнів з поняттям кристалічної гратки, з типами                       кристалічних решіток; розвинути вміння визначати тип кристалічної                    гратки для різних сполук; розвинути логічне мислення; пам'ять та                 увагу; самостійність у роботі.

Тип уроку: комбінований

Методи та методичні прийоми: фронтальна бесіда, розповідь, самостійна                                                      робота

Базові поняття: кристалічна гратка, йонна кристалічна гратка, атомна                               кристалічна гратка, молекулярна кристалічна гратка.

Засоби навчання: моделі кристалічних решіток, картки зі схемами                                        кристалічних решіток.

ХІД УРОКУ:

I.                  Організаційний момент

II.               Перевірка домашнього завдання

1) Чим подібний і чим відрізняється полярний ковалентний зв'язок від неполярного? Наведіть приклади сполук, для яких характерні дані типи зв’язку.

2) Що собою являє йонний зв'язок? Між якими елементами він може виникати?

3) Дано речовини: CaCl₂, F₂, H₂S, NH₃. Поясніть, який тип зв’язку існує між атомами у кожній окремій речовині. Чому?

III. Вивчення нового матеріалу

         1. Мотивація навчально-пізнавальної діяльності.

Всім відомий елемент періодичної системи хімічних елементів Карбон С. Найбільше значення мають дві алотропні видозміни Карбону – алмаз та графіт. Алмаз – прозорий, безкольоровий, не проводить електричного струму, найтвердіший з природних сполук. Графіт – непрозорий, сірого кольору, із металічним блиском, проводить електричний струм та тепло. Обидва мають кристалічну гратку, але різняться розміщенням у ній атомів. Саме тому вони обидва мають такі різні властивості. Таким чином, на сьогоднішньому занятті ми розглянемо види кристалічних граток та чим зумовлені властивості різних сполук в залежності від типу кристалічної гратки. 

2. Актуалізація опорних знань.

1) Що, на Вашу думку, називають кристалічною ґраткою?

2) Чи можливо, знаючи будову кристалічної гратки, визначити фізичні властивості тої чи іншої речовини?

3) Що називається йоном?

4) Що називають атомом?

5) Що називається молекулою?

 3. Виклад нового матеріалу.

         Якщо піддати механічному дробленню слюду чи багато інших твердих речовин, можна помітити, що вони подрібнюються і утворюють маленькі кристалики певної форми. Такі речовини називають кристалічними. Однак відомі тверді речовини, наприклад, скло, шматки смоли, які при ударі утворюють осколки невизначеної форми. Такі речовини називають аморфними, тобто безформними.

         Виникає питання: як пояснити існування твердих речовин з настільки різними властивостями? Чому кристалічні речовини при ударі розколюються у певних площинах, а аморфні речовини цією властивістю не володіють? Так як властивості речовин залежать від їхньої будови, то можна передбачити, що у кристалічних речовинах їх складові частинки (йони, атоми, молекули) знаходяться ближче одна до одної, а в інших – на більш віддаленій відстані. Дійсно, вчені довели, що у кристалічних речовинах, наприклад у графіті, в одних площинах атоми Карбону розміщені близько один до одного, утворюючи шар, а в інших площинах – на більш далеких відстанях (демонстрація моделі розміщення атомів Карбону у кристалах графіту). Саме по площинам, у яких атоми Карбону знаходяться далі один від одного, графіт легко розщеплюється на лусочки. Згадайте: коли ви пишете олівцем, від графітового стержня олівця залишаються на папері сліди (лусочки графіту). Подібними властивостями володіють, наприклад, слюда та інші кристалічні речовини.

         У кристалічних речовинах йони, атоми або молекули розміщені строго впорядковано, на певних відстанях.

         Майже всі тверді речовини мають кристалічну будову. Кристали –  це макротіла. Структуру кристалів називають кристалічною ґраткою. Кристалічну  ґратку можуть утворювати як однакові, так і різні частинки. Існують різні типи кристалічних ґраток. В залежності від природи частинок, що містяться у вузлах кристалічної гратки, і від того, які сили взаємодії між ними переважають, виділяють наступні види кристалічних решіток:

Йонні	Атомні	Молекулярні
Такі гратки характерні для йонних сполук. У вузлах йонних решіток містяться протилежно заряджені йони.           Типовими представниками таких сполук є солі. Наприклад, у вузлах кристалічної гратки натрій хлориду знаходяться йони натрію Nа+  та хлорид-йони Сl-. Представляємо модель кристалічної гратки натрій хлориду. У натрій хлориді кожен йон зв’язаний (у трьох перпендикулярних площинах) з шістьма протилежно зарядженими йонами. Дані йони знаходяться на однаковій відстані один від одного, утворюючи кристали кубічної форми. У кристалах натрій хлориду окремих молекул натрій хлориду не існує. Весь кристал являє собою немовби гігантську молекулу. Подібно до NaCl більшість солей складаються не з молекул, а із окремих йонів. Окрім солей, складаються з йонів, а не молекул, основні оксиди, гідроксиди.       Всі речовини з йонним зв’язком за кімнатної температури – тверді (кристалічні), з досить високою температурою плавлення і ще вищою – температурою кипіння.	У вузлах атомних кристалічних ґраток містяться окремі атоми, зв’язані між собою ковалентним зв’язком. Кристал є ніби велетенською молекулою, де кожен атом Карбону сполучений ковалентними зв’язками з чотирма сусідніми атомами Карбону, тобто з кожним із них утворює чотири спільні електронні пари. Ось чому алмаз та інші речовини, які мають атомну кристалічну гратку, характеризуються великою твердістю, дуже високими температурами плавлення та кипіння, вони практично не розчиняються в жодних розчинниках. Атомні гратки мають лише деякі речовини у твердому стані (Si, B, SiC та ін.). Так як  атоми, подібно до йонів, можуть розміщуватись у просторі по-різному, то в цих випадках утворюються кристали різної форми. Наприклад, у вузлах кристалічних ґраток алмазу та графіту містяться атоми Карбону, але через різне розташування атомів кристали алмазу мають октаедричну форму, а кристали графіту -  призматичну. Порівнюємо за допомогою моделей решіток алмазу та графіту.        У алмазі всі зв’язки однаково міцні.	У вузлах молекулярних кристалічних решіток знаходяться неполярні або полярні молекули. Наприклад, у вузлах гратки кисню (за температури нижче -219ºС) знаходяться неполярні молекули О2, у вузлах кристалічної гратки твердого хлороводню (за температури нижче -144ºC) – полярні молекули НСl.        Іншими прикладами сполук із молекулярною кристалічною ґраткою є І2, нафталін, бром, Н2О, спирт, хлор, NH3, СН4.         Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса) значно слабші за сили ковалентного зв’язку. Тому речовини з молекулярною кристалічною ґраткою мають невелику твердість, легкоплавкі та леткі.         В залежності від взаємного розміщення молекул у просторі можуть утворюватись кристали різної форми.

         Металічні кристалічні гратки вивчаються дещо пізніше.

         Між будовою речовини, яка визначається типом хімічного зв’язку та типом кристалічної гратки, та її властивостями існує певна залежність. Якщо відома будова речовини, можна спрогнозувати її властивості, і навпаки, якщо відомі властивості речовини, можна зробити висновок про її будову.

         Користуючись даною закономірністю постараємось передбачити, якими приблизно мають бути температури плавлення натрій фториду NaF, фтору F₂ та фтороводню HF.

NaF	F2	HF
У вузлах кристалічної гратки містяться йони натрію Nа+ та фторид-йони F-. Між ними діють електростатичні сили протягування, які є порівняно великими. Аби розплавити  NaF, слід подолати ці сили та зруйнувати кристалічну гратку. Звідси, температура плавлення NaF має бути великою.	У вузлах кристалічної гратки містяться неполярні молекули. Сили зчеплення між ними невеликі. Тому фтор повинен мати низьку температуру плавлення.	У вузлах кристалічної гратки знаходяться полярні молекули. Сили зчеплення між ними набагато більші, ніж поміж неполярних молекул. Тому температура плавлення фтороводню повинна бути набагато нижча, ніж у натрій фториду, але вища, ніж у фтору.

            Все вище наведене підтверджено експериментально.

Назва речовини	Температура плавлення (ºC)
NaF	995
F2	-220
HF	-83

IV. Закріплення та узагальнення нового матеріалу.

1)    Визначити тип кристалічної гратки для нижче наведених сполук:

Сполука	Тип кристалічної гратки
Н2О	молекулярна
LiH	йонна
H2	молекулярна

2) Виходячи з будови кристалічних граток та температури плавлення розташуйте у порядку зростання за часовою стрілкою наступні речовини:

NaF	995ºC
F2	-220ºC
Са	842ºC
Р	44ºC
HF	-83ºC
Ва	727ºC

V. Підсумок уроку.

VI. Інструктаж з домашнього завдання.

            Прочитати §14 (Буринська Н.М., 9 клас, 2000), дати відповіді на запитання після параграфу та виконати завдання:

Визначити тип кристалічної гратки для нижче наведених сполук:

Na2SO4	йонна
KBr	йонна
Ca3(PO4)2	йонна
C	атомна

Тема: «Визначення ступеня окиснення атомів елементів за хімічною формулою сполуки»

Мета: сформувати уявлення про ступінь окиснення; розділити поняття                «валентність» і «ступінь окиснення»; навчити учнів визначати                                ступінь окиснення в сполуках за формулами, а також за будовою                     атомів, які утворюють ці сполуки; працювати самостійно; розвинути           логічне мислення; увагу; пам'ять; виховати бережливе ставлення до                 шкільного обладнання; охайність; працелюбність, наполегливість,                самостійність у роботі; волю до подолання труднощів; інтерес до             предмета.

Тип уроку: комбінований

Методи та методичні прийоми: словесні: бесіда, пояснення, робота біля                                                                дошки

Базові поняття: ступінь окиснення, валентність

Засоби навчання: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва,                                      карка-інструкція з визначення ступенів окиснення

Хід уроку

I.                  Організаційний момент

II.               Перевірка домашнього завдання

         Вчитель проводить фронтальне опитування.

         Які Ви знаєте види хімічного зв’язку? (Йонний, ковалентний полярний та неполярний зв’язки).

Назвіть типи кристалічних граток. (Атомні, молекулярні, йонні).

Який тип кристалічних граток мають органічні речовини? (Молекулярні кристалічні гратки).        

III.           Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

Сьогодні ми ознайомимося з поняттям ступінь окиснення. Це поняття використовують для характеристики атомів хімічних елементів у сполуках з йонним і ковалентним полярним зв’язком.

Ви вже знаєте, що більшість речовин містять атоми, що мають заряди. Виникнення цих зарядів є наслідком переходу електронів від одних атомів до інших або зміщення спільних електронних пар у бік атомів більш електронегативних елементів.

Сьогодні ми дізнаємось чи існує заряд, який отримали б атоми в сполуках у результаті обміну електронами в процесі утворення хімічного зв’язку.

IV. Актуалізація теоретичних знань

Фронтальна бесіда:

Пригадайте будову атома. (Атом складається з ядра і електронів, які рухаються навколо нього).

Яка відмінність між речовинами молекулярної і не молекулярної будови? (Відрізняються за структурними частинками речовини, зв’язком між структурними частинками, температурою кипіння і плавлення, агрегатним станом за звичайних умов, поширенням у природі).

Чим відрізняється ковалентний полярний зв'язок від неполярного? (Ковалентний зв'язок, у якому одна чи кілька спільних електронних пар зміщені в бік одного з атомів, називається полярним зв’язком, а за відсутності такого зміщення – неполярним).

Що називається електронегативністю? (Електронегативність -  це властивість атома елемента відтягувати у свій бік спільну з іншим елементом електронну пару).

Що таке валентність? (Валентність – це властивість атомів хімічного елемента з’єднуватися з певним числом атомів того самого або інших хімічних елементів).

V. Виклад нового матеріалу

Поняття ступінь окиснення використовують для характеристики атомів хімічних елементів у сполуках з йонним і ковалентним полярним зв’язком.

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 Оксигену. Характерний ступінь окиснення Оксигену з менш електронегативними елементами дорівнює -2. У сполуці з Флуором він дорівнює +2 (ОF₂).

Визначимо ступені окиснення атомів у фтороводні НF – одній з молекулярних сполук. Між атомами в молекулі фтороводню існує ковалентний полярний зв'язок. Внаслідок зміщення спільної електронної пари (Н:F) до більш електронегативного атома Флуору (Н→F) на останньому зосереджується негативний заряд (-δ), а на атомі Гідрогену – такий самий за значенням, але позитивний (+δ): Н^+δF^-δ.

Дослідним шляхом установлено, що ці заряди невеликі: δ = 0,45.

Якщо спільну електронну пару «віддати» атому Флуору (тоді вона спільною вже не буде), то до цього атома повернеться його електрон, який брав участь у ковалентному зв’язку, і надійде «чужий» електрон від атома Гідрогену. За рахунок цього електрона атом Флуору дістане заряд -1, а атом Гідрогену, втративши свій єдиний електрон, набуде заряду +1. Такі штучно отримані заряди і є ступенями окиснення елементів Флуору і Гідрогену в молекулі НF:

                    Н⁺¹F^-1.

Отже, ступінь окиснення елемента в молекулярній речовині визначають після передачі спільних електронних пар атомом більш електронегативних елементів. Тобто, припускають, що сполука складається з простих (одноатомних) іонів.

Таким чином, ступінь окиснення – це умовний заряд, який отримали б атоми в сполуках у результаті обміну електронами в процесі утворення хімічного зв’язку.

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 ОF₂, Н₂О₂);

5.     Ступінь окиснення атома Гідрогену в складних речовинах дорівнює +1 (винятки – гідриди металів – ступінь окиснення -1);

6.     Ступінь окиснення металів у сполуках завжди додатній.

Згадаємо будову атомів елементів I-III періодів.

Легко помітити, що в металів I 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 ступінь окиснення дорівнює +3.

7. Сума ступенів окиснення атомів у складних іонах дорівнює заряду іона.

Розглянемо ці положення на конкретних прикладах:

Н⁺¹₂О^-2            Н⁺¹Сl^-1             Н⁺¹N^хО₃^-2

 +2-2 = 0  +1-1 = 0   +1+х-6 = 0, х = +5

Робота біля дошки:

Учні біля дошки розраховують ступінь окиснення атомів у записаних на дошці формулах речовин: CO₂, CH₄, NH₃, N₂O₅, P₂O₅, NaKSO₄, (NH₄)₂SO₄.

Значення ступеня окиснення і валентності елемента нерідко збігаються (наприклад, Гідрогену – в молекулі НF, Карбону в молекулі CO₂). Проте їх не можна плутати і замінювати один одним, бо поняття «ступінь окиснення» та «валентність» є різними за змістом. Ступінь окиснення дедалі ширше використовується як універсальна й однозначна величина, зручна для систематизації речовин, хімічних реакцій, хоча щодо молекулярних речовин вона має умовний характер.

VI. Узагальнення та закріплення нового матеріалу

Теоретичні питання:

1.     Що таке ступінь окиснення елемента?

2.     Яки мінімальних і максимального значень може набувати ступінь окиснення?

3.     Який знак має ступінь окиснення атома, що притягує електрони?

4.     Чому атоми металів виявляють у сполуках лише додатні ступені окиснення?

5.     Як визначається ступінь окиснення атомів у складних сполуках?

Практичні завдання (виконуються учнями біля дошки):

Вкажіть тип хімічного зв’язку та визначте ступені окиснення атомів у сполуках: NaCl, O₂, H₂, H₂O. (NaCl – іонний зв'язок, Na⁺¹Cl^-1; O₂ – ковалентний полярний зв'язок - O₂^-2; H₂ – ковалентний неполярний зв'язок - H₂^-1; H₂⁺¹О^-2).

VII. Підсумок уроку

Що нового Ви дізналися на сьогоднішньому уроці? Чи досягнуто мети уроку?

VIII. Виставлення оцінок та їх мотивація

IX. Інструктаж з домашнього завдання

Повторити §44 Виконати завдання  

7* Ступінь окиснення атома Фосфору в іоні НРО₄^3- дорівнює:

         а) +5; б)+3; в) 0; г) -5.

8* Передбач мінімальний і максимальний ступені окиснення Селену.

9* Визначте ступені окиснення атомів елементів у таких сполуках:  Н₂О₂, ОF₂, NaH, ВаН₂, Н₂S.

9 клас

Тема: «Ступінь дисоціації. Сильні і слабкі електроліти»

Тема попереднього уроку: «Електролітична дисоціація кислот, основ, солей у водних розчинах»

Мета: сформувати поняття про ступінь дисоціації; сформувати уявлення про      сильні і слабкі електроліти; розвинути вміння працювати з                                підручником; аналізувати результати спостережень; порівнювати                     здатність кислот до дисоціації; складати самостійно рівняння реакцій       дисоціації солей, кислот і основ; розвинути логічне мислення, увагу,          пам'ять; виховати наполегливість, самостійність у роботі

Тип уроку: комбінований

Методи та методичні прийоми: словесні (розповідь, бесіда); практичні                                                                  (демонстрація)

Засоби навчання: підручники

Базові поняття: ступінь дисоціації, сильні електроліти, слабкі електроліти

Хронометраж уроку:

1.     Організаційний момент (1хв.)

2.     Перевірка домашнього завдання (2хв.)

3.     Мотивація навчально-пізнавальної діяльності (2хв.)

4.     Актуалізація теоретичних знань (5хв.)

5.     Виклад нового матеріалу (20хв.)

6.     Узагальнення і закріплення нового матеріалу (5-7хв.)

7.     Підсумок уроку (3-4хв.)

8.     Виставлення оцінок та їх мотивація (2хв.)

9.     Інструктаж з домашнього завдання (2-3хв.)

Хід уроку:

1.     Організаційний момент

2.     Перевірка домашнього завдання (його наявності)

3.     Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

Дана демонстрація показує вплив ступеня дисоціації на електропровідність розчинів. Збирається установка для демонстрації електропровідності розчинів електролітів. В електродну комірку по черзі заливаються розчини хлоридної та оцтової (або нітритної) кислот з однаковими молярними концентраціями. Різницю в електропровідності цих двох розчинів можна зафіксувати за величиною відхилення стрілки гальванометра або за інтенсивністю світіння лампочки, включеної в ланцюг установки.

4. Актуалізація теоретичних знань

●      За рахунок чого відбувається електролітична дисоціація?

●      Які речовини належать до електролітів?

●      За рахунок яких іонів розчини кислот, основ змінюють забарвлення індикаторів?

●      Чи можливе одночасне перебування в розчині катіонів і аніонів, утворених при розчиненні кислот і основ?

         5. Виклад нового матеріалу

Як випливає з рівнянь, при дисоціації всіх кислот утворюються однакові іони: по одному катіону Гідрогену і одному однозарядному аніону. Однак у разі оцтової (або нітритної) кислоти електропровідність у 10-100 разів менша, про що свідчить менше відхилення стрілки гальванометра або менша інтенсивність світіння лампочки.

Як це можна пояснити? Ймовірно, що в розчині оцтової (або нітритної) кислоти не всі молекули дисоціюють на іони. Чим це можна пояснити?

На дошці зображуються структурні формули хлоридної, оцтової й нітритної кислоти і пропонується учням визначити, який зв'язок в цих сполуках найбільш полярний.

Під час дискусії за допомогою вчителя учні повинні визначити, що в хлорид ній кислоті зв'язок більш полярний, ніж у оцтовій чи нітритній. Отже, у випадку хлороводню зв'язок розривається значно легше, ніж у молекулах оцтової (чи нітритної) кислоти.

Електроліти не завжди повністю дисоціюють на іони. Електроліти, молекули яких у розчинах повністю дисоціюють на іони, називаються сильними. Електроліти, молекули яких у розчинах дисоціюють на іони не повністю, називаються слабкими. (Тут також необхідно зауважити, що до слабких електролітів належать лише деякі кислоти і деякі, найчастіше, органічні основи; з неорганічних основ слабким є амоній гідроксид).

До сильних електролітів належать:

1.     майже всі солі;

2.     багато мінеральних кислот (Н₂SO₄, HNO₃, HCl, НВr, НІ, НМnO₄, НСlO₄, НСlO₃);

3.      основи лужних і лужноземельних металів.

До слабких електролітів належать:

1.     майже всі органічні кислоти;

2.     деякі мінеральні кислоти (Н₂СО₃, Н₂S, НNO₂, НСlО, Н₂SiO₃);

3.     багато основ металів (крім основ лужних і лужноземельних металів), а також амоній гідроксид.

До слабких електролітів належить вода.

Для кількісної характеристики розпаду електролітів на іони використовують спеціальну величину – ступінь дисоціації:

α = N_дис./N₀,

де N_дис. – число молекул, які розпалися на іони; N₀ – початкова кількість молекул до дисоціації.

Ступінь дисоціації електроліту визначається експериментально і виражається в частках від одиниці або у відсотках. Якщо α = 0, то дисоціації немає, а якщо α = 1 або 100%, то електроліт повністю розпадається на іони.

6. Узагальнення і закріплення вивченого матеріалу

Учням пропонується самостійна робота з підручником для приготування відповідей на такі питання:

a.     Що означає вираз «ступінь дисоціації оцтової кислоти в розчині дорівнює 0,013 або дорівнює 1,3%»?

b.     Чому дорівнює ступінь дисоціації електроліту, якщо при розчиненні його у воді з кожних 100 молекул на іони розпались: а) 80; б) 5 молекул?

c.      Випивати окремо по два-три приклади: а) сильних електролітів; б) слабких електролітів.

7. Підсумок уроку (Що нового ви дізнались на уроці? Що було незрозуміло?)

8. Виставлення оцінок та їх мотивація

9. Інструктаж з домашнього завдання

Написати рівняння дисоціації: а) нітратної і сульфатної кислот; б) гідроксидів калію і барію; в) магній нітрату, натрій фосфату і алюміній сульфату.

Пояснити, чому вода не є провідним електричного струму.

Тема: «Швидкість хімічної реакції, залежність швидкості реакції від               різних чинників»

Мета: ознайомити учнів з поняттям швидкості хімічних реакцій, з                        основними факторами, які впливають на швидкість хімічної реакції;                      наголосити на залежності швидкості реакції від тих чи інших                        чинників; розвинути вміння вести розрахунки швидкості хімічної               реакції, тиску, концентрації, температурного коефіцієнту тощо;                працювати самостійно; розвинути логічне, творче мислення; увагу,               пам'ять; волю до подолання труднощів; повагу до думки іншого.

Тип уроку: комбінований

Методи та методичні прийоми: демонстрація, розповідь, бесіда,                                                                   пояснення, розвязування задач

Базові поняття: швидкість хімічної реакції, хімічна кінетика, дійсна                                              швидкість реакції, закон діючих мас, константа швидкості,                         правило Вант-Гоффа

Засоби навчання: роздатковий матеріал для кожного учня

Хід уроку:

I.  Організаційний момент.

II.  Перевірка домашнього завдання

 Фронтальне опитування:

1. Що являють собою екзотермічні реакції? Наведіть приклад.

2. Що являють собою ендотермічні реакції? Наведіть приклад.

3. Продовжіть речення: «Тепловий ефект реакції – це…»

4. Що являє собою термохімічне рівняння?

5.У чому різниця між хімічними та термохімічними рівняннями. Пояснити             на конкретних прикладах.

III.  Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

Вам відомо, що деякі хімічні реакції, наприклад, горіння водню у хлорі, протікають дуже швидко; інші – наприклад, ржавіння заліза, - повільно. На сьогоднішньому занятті ми познайомимось із поняттям швидкості реакції та зрозуміємо чому одні реакції проходять досить інтенсивно, інші ж – навпаки, досить повільно. Тема уроку: «Швидкість хімічної реакції. Залежність швидкості реакції від різних чинників».

IV. Актуалізація теоретичних знань

1.     Що таке швидкість хімічної реакції з фізичної точки зору?

2.     Як впливає температура на швидкість хімічної реакції?

3.     Що являють собою концентровані розчини?

4.     Що являють собою розведені розчини?

5.     Які існують способи вираження концентрації?

V. Виклад вчителем нового матеріалу

Зі швидкістю реакцій пов’язані уявлення про перетворення речовин, а також економічна ефективність їх добування у промислових масштабах. Вчення про швидкість і механізми хімічних реакцій називається хімічною кінетикою.

Що ж являє собою швидкість хімічних реакцій і як вона визначається та змінюється? Швидкість хімічної реакції – це зміна концентрації однієї з реагуючих речовин за одиницю часу за незмінного об’єму системи.

При цьому немає значення, про яку з речовин, що бере участь у реакції, йдеться: всі вони пов’язані між собою рівняннями реакції, і за зміною концентрації однієї з речовин можна судити про відносні зміни концентрації решти речовин. Звичайно концентрацію виражають в моль/л, а час – у секундах або хвилинах. Якщо, наприклад, вихідна концентрація однієї з речовин, що взаємодіють, становила 1 моль/л, а через 4с від початку реакції вона становить 0,6 моль/л, то середня швидкість реакції дорівнює (1,0–0,6)/4 = 0,1моль/(л·с).

 Розглянемо у загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається за рівнянням:

А + В = С + D

По мірі витрачання речовини А швидкість реакції зменшується (як це показано на рис.1):

Рис.1 Зміна концентрації реагуючої речовини з часом

Звідси випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки концентрація речовини А у момент часу t₁ вимірюється величиною с₁, а в момент t₂ – величиною с₂, то за проміжок часу Δt = t₂- t₁ зміна концентрації речовин становитиме Δc = с₂-с₁, звідки можна визначити середню швидкість реакції (υ):

ύ = -(c₂-c₁)/(t₂-t₁) = ± Δc/ Δt.

Знак «мінус» ставимо тому, що, незважаючи на зменшення концентрації речовини А і, отже, на від’ємне значення  різниці  с₂-с₁, швидкість реакції може бути тільки додатною величиною. Можна також стежити за зміною концентрації одного з продуктів реакції – речовин С або D; вона під час реакції буде збільшуватись, і тому у правій частині рівняння треба ставити знак «плюс».

Одиниця вимірювання швидкості хімічної реакції:

υ = Δc/Δt = моль/(л∙с), де с – моль/л, t – с, хв.

Оскільки швидкість реакції весь час змінюється, то у хімічній кінетиці розглядають лише дійсну швидкість реакції υ, тобто швидкість у даний момент часу.

Задача№1 (на визначення швидкості хімічної реакції)

Початкова концентрація хлору в реакції з воднем становила 1,2моль/л. Через 10хв. вона стала дорівнювати 0,45моль/л. Визначити швидкість хімічної реакції.

Дано:                                                                   Розв’язання:

С_поч.(Сl₂) = 1,2моль/л                             1) Записуємо формулу для знаходження                                С_кінц.(Сl₂) = 0,45моль/л                                швидкості хімічної реакції:

Δτ = 10хв.                                                                       υ = Δc/ Δt

     υ - ?                                                     2) Записуємо рівняння реакції:

                                                                            Cl_2(г.) + H_2(г.) ↔ 2HCl_(г.)

                                                                 3) Обчислюємо швидкість для даної реакції:

                                                                            υ = (1,2 – 0,45)моль/л/10хв. =                                                                                                              = 0,75/10 = 0,075(моль/(л∙хв.))

                                                                            Відповідь: швидкість для реакції                                                                                                                      хлору з воднем дорівнює                                                                                                                   0,075моль/(л∙хв.)

Задача №2 (вплив тиску на швидкість хімічної реакції)

У скільки разів слід збільшити тиск, щоб швидкість утворення нітроген (IV) оксиду з нітроген (II) оксиду зросла в 1000разів?

Дано:                                                                              Розв’язання:

 υ_кінц./υ_поч. = 1000                                     1. Записуємо рівняння реакції:

   р_кінц./р_поч. - ?                                                      2NO + O₂ ↔ 2NO₂

                                                                 2. Записуємо формули для розрахунку                                                                                              початкової та кінцевої швидкостей та їх                                                                                        відношення:

                                                                            υ_поч. = kр³_поч.; υ_кінц. = kр_кінц.;

                                                                                                      υ_кінц./υ_поч. = kр³_кінц./kр³_поч.

                                                                 3. Обчислюємо, виходячи з дано формули,                                                                                       відношення початкового та кінцевого тисків:

                                                                            1000 = (р_кінц./р_поч.)³;    10³ = (р_кінц./р_поч.)³;

                                                                                        р_кінц./р_поч. = 10

                                                                                        Відповідь: тиск потрібно                                                                                                                                 збільшити у 10 разів.

Основним законом хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин, є закон діючих мас, що звучить наступним чином: «швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин»:

υ = kс_Ас_В,

с_А і с_В- концентрації речовин А і В, моль/л; k– коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

З даного рівняння неважко встановити фізичний зміст константи швидкості k: вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожної з реагуючих речовин становлять 1моль/л, або коли добуток їх дорівнює одиниці.

Константа швидкості k залежить від природи реагуючих речовин та від температури, але не залежить від їхніх концентрацій.

Закон діючих мас не враховує реагуючих речовин, що перебувають у твердому стані, т.я. їхні концентрації стабільні і вони реагують лишу на поверхні.

Тепер розглянемо фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції. Вона залежить від природи реагуючих речовин та умов перебігу реакцій: концентрації с, температури t, наявності каталізаторів, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску – для газових реакцій, від ступеня подрібнення – для твердих речовин).

Основні фактори впливу на швидкість хімічної реакції можна побачити на відповідному роздатковому матеріалі, який роздається кожному учневі:

Умови	Приклади	Теоретичне обґрунтування
1. υх.р. залежить від природи реагуючих речовин	Метали (калій, натрій) з тією самою речовиною – водою – реагують з різними швидкостями (в однаковому стані і за рівних умов)	Суть реакцій металів з водою полягає в тому, що атоми металів віддають електрони, тобто окислюються. Атоми калію мають більший атомний радіус, ніж атоми натрію, і тому віддають електрони значно енергійніше.
Демонстрація №1 Проводимо паралельно взаємодію магнію та цинку із сульфатною кислотою. Маси магнію і цинку однакові. (Водень швидше виділяється при дії сульфатної кислоти на магній. Відповідь: швидкість взаємодії металів з кислотою залежить від того, який саме взято метал. Висновок: швидкість реакцій залежить від природи реагуючих речовин). Написати рівняння відповідних реакцій.
2. Для речовин у розчиненому стані та газів υх.р. залежить від їх концентрації	У чистому кисні горіння речовин  відбувається активніше, ніж у повітрі, де концентрація кисню майже у п’ять разів менша	Щоб відбулася реакція, необхідне зіткнення молекул реагуючих речовин. Частота зіткнень залежить від кількості молекул в одиниці об’єму, тобто від концентрації
Демонстрація №2 Беремо дві пробірки. До обох пробірок кладемо по дві гранули цинку. До першої пробірки доливаємо 2мл розведеної сульфатної кислоти, а до другої – 2мл концентрованої сульфатної кислоти. Що спостерігаємо у кожній із пробірок? (Спостереження: у пробірці, до якої доливаємо концентровану сульфатну кислоту, реакція буде проходити інтенсивніше, ніж у пробірці із розбавленою кислотою. Висновок: значний вплив має концентрація реагуючих речовин. Для проходження реакції є необхідним зіткнення молекул реагуючих речовин. Частота даних зіткнень залежить від концентрації (кількості молекул в одиниці об’єму).
Задача №3 (вплив концентрації на швидкість реакції) Як змінить швидкість хімічної реакції окиснення сульфур (IV) оксиду, якщо початкову концентрацію оксиду збільшили у 4 рази, а початкову концентрацію кисню – у 2 рази. Дано:                                                                              Розв’язання: Скінц.(SO2)/Споч.(SO2) = 4            1. Записуємо рівняння відповідної реакції: Скінц.(O2)/Споч.(O2) = 2                                        2SO2 +  O2 ↔ 2 SO3            υкінц./υпоч. - ?                                  2. Записуємо вирази для знаходження початкової                                                                               та кінцевої швидкостей:                                                              υпоч. = к∙с2поч.(SO2)∙споч.(O2);                                                                             υкінц. = к∙с2кінц. (SO2)∙скінц.(O2) =                                                                                                                  = к(4с2поч.(SO2)∙скінц.(O2))                                                                  3. Записуємо відношення швидкостей:                                                                              υкінц./υпоч. = (к∙16с2поч.(SO2)∙2споч.(O2))/                                                                                                /( к∙с2поч.(SO2)∙споч.(O2)) =16∙2= 32                                                                             Відповідь: швидкість хімічної                                                                                                                           реакції збільшить у 32 рази.
3. Для речовин у твердому стані υх.р.  прямо пропорційна поверхні реагуючих речовин	Речовини залізо та сірка у твердому стані реагують досить швидко тільки після попереднього подрібнення і під час перемішування	Після подрібнення речовини збільшується поверхня стикання реагуючих речовин
Демонстрація №3 В одну пробірку насипаємо трішки порошку цинку, в другу – стільки ж цинкових гранул. В обидві пробірки доливаємо по 2мл розведеної хлоридної кислоти (1:2). Що спостерігаємо? (Спостереження: у пробірці з порошком реакція відбувається активніше. Висновок: чим більша площа поверхні реагуючих речовин, тим більша швидкість реакції. Щоб збільшити площу контакту між реагуючими речовинами, тверді речовини подрібнюють). Написати рівняння відповідної реакції.
4. З підвищенням температури υ більшості хімічних реакцій збільшується. Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10ºC швидкість більшості хімічних реакцій зростає в середньому у 2-4 рази: υt2 = υt1·γt2-t1/10, де  υt2 – швидкість реакції при підвищеній температурі; υt1 – швидкість реакції при початковій температурі; γ – температурний коефіцієнт.	З багатьма речовинами кисень починає реагувати з помітною швидкістю вже за звичайної температури (повільне окислення). Із підвищенням температури швидкість окислення різко збільшується і починається бурхлива реакція (горіння)	Під час зіткнення реагують тільки ті молекули, які мають достатню кінетичну енергію. З підвищенням температури частка активних молекул весь час зростає
Демонстрація №4 До обох пробірок кладемо по два шматочки цинку. До кожної з пробірок додаємо по 2мл розведеної сульфатної кислоти. Одну пробірку злегка підігріваємо, іншу залишаємо для порівняння. Що спостерігаємо? (При нагріванні речовин швидкість хімічних реакцій збільшується. Висновок: нагрівання речовин сприяє збільшенню числа активних молекул, тому й швидкість більшості хімічних реакцій у разі нагрівання зростає).
Задача №4 (вплив температури на швидкість хімічної реакції) При температурі 30ºC реакція перебігає за 25хв., а при 50ºC – за 4хв. Обчисліть температурний коефіцієнт швидкості реакції.  Дано:                                                                             Розв’язання: t1 = 30ºC                                                  1. Записуємо формулу для розрахунку t2 = 50ºC                                                      відношення швидкостей: τ1 = 25хв.                                                            υ2/υ1 = γt2-t1/10;      γt2-t1/10 = τ1/τ2; τ2 = 4хв.                                                                                      υ2/υ1 = τ1/τ2     γ - ?                                                      2. Обчислюємо за даною формулою                                                                      температурний коефіцієнт:                                                                              25/4 = γ50-30/10;     25/4 = γ2;                                                                              (5/2)2 = γ2;            γ = 5/2 = 2,5                                                                              Відповідь: температурний коефіцієнт                                                                                                            дорівнює 2,5.
5. υх.р. залежить від наявності деяких речовин. Речовини, які прискорюють хімічні реакції, але самі при  цьому не витрачаються, називають каталізаторами, а речовини, що сповільнюють υх.р., - інгібіторами.	Розклад бертолетової солі КСlО3 і пероксид водню прискорюється Манган (IV) оксидом. При наявності інгібіторів хлоридна кислота стає інертною відносно металів	Під дією каталізаторів молекули стають реакційноздатними при нижчій температурі. Наприклад, бертолетова сіль стає реакційноздатною лише при 400ºC, а в присутності  MnО2 – при 200ºC
Демонстрація №5 Беремо пробірку, насипаємо до неї 1г бертолетової солі КСlО3, пробірку нагріваємо. Розклад калій хлорату (V) буде проходити повільно. При додаванні ж до солі манган (IV) оксиду МnО2 розклад бертолетової солі значно прискорюється. (Реакція проходить швидше при додаванні MnО2, ніж при звичайному нагріванні. Висновок: за наявності відповідних речовин – каталізаторів – швидкість хімічної реакції значно прискорюється, а за наявності інгібіторів – відповідно пригнічується). Напишіть рівняння відповідної реакції. (2КСlО3 → 2КСl + 3О2↑).

VI. Узагальнення та закріплення нового матеріалу

1. Що називають швидкістю хімічної реакції? Напишіть формулу її                      розрахунку.

2. Які фактори впливають на швидкість хімічної реакції?

3. У скільки разів зростає швидкість хімічної реакції (в середньому) при                   підвищенні температури на кожні 10ºC?

4. Швидкість реакції за температури 10ºC становить 2моль/л∙с.             Температурний коефіцієнт реакції становить 3. Обчисліть швидкість          реакції за температури 40ºC. (Відповідь: 54моль/л∙с).

VII. Підсумок уроку

Вчителем підводиться підсумок уроку, ще раз називається тема уроку: «Швидкість хімічної реакції, залежність швидкості від різних чинників», та основні поняття, що вивчалися протягом уроку.

Що нового Ви дізналися? Що старого згадано?

VIII. Виставлення оцінок та їх мотивація

IX. Інструктаж з домашнього завдання

  Прочитати §14, Ф.Г. Рудзітіс, Г.Є. Фельдман, 1992р., ст.33-34. Вивчити формули до даної теми. Виконати завдання:

1.                      Внаслідок підвищення температури на 10ºC швидкість деякої реакції зростає в 3 рази. За температури 0ºC швидкість реакції становить 1моль/(л∙с). Обчисліть швидкість цієї реакції за температури 30ºC. (Відповідь: 27моль/(л∙с)).

2.                      У скільки разів зросте швидкість хімічної реакції при підвищенні температури з 20ºC до 70ºC, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3? (Відповідь: у 243 рази).

3.                      Написати рівняння швидкості хімічної реакції: С + О₂ →СО₂. Визначити, у скільки разів збільшиться швидкість реакції при збільшенні концентрації в 4 рази. (Відповідь: у 4 рази).

 Тема: «Тепловий ефект хімічних реакцій. Екзотермічні та ендотермічні реакції. Термохімічне рівняння»

Мета: створити умови для формування уявлення про екзо- й ендотермічні                    реакції, тепловий ефект та його зміну, умови перебігу таких реакцій;            формування вміння складати термохімічні рівняння за умовою;                      сприяти розвитку мислення та якостей особистостей, уміння                           відстоювати власну думку; виховати почуття необхідності                           систематичної підготовки до занять, удосконалювати вміння                             працювати з класом, обговорювати поставленні проблеми

Тип уроку: комбінований

Методи та методичні прийоми: словесні(бесіда, пояснення), практичні                                                                   (розв'язування вправ)

Засоби навчання: роздатковий матеріал, підручник

         Хронометраж уроку:

1.     Організаційний момент (1-2хв.)

2.     Перевірка домашнього завдання (5хв.)

3.     Мотивація навчально-пізнавальної діяльності (3хв.)

4.     Актуалізація теоретичних знань (5-7хв.)

5.     Виклад вчителем нового матеріалу (20хв.)

6.     Узагальнення та закріплення нового матеріалу (4-5хв.)

7.     Підсумок уроку (3хв.)

8.     Виставлення оцінок та їх мотивація (1-2хв.)

9.     Інструктаж з домашнього завдання (1-2хв.)

         Хід уроку:

1.     Організаційний момент

2.     Перевірка домашнього завдання

Фронтальне опитування:

1.     Які реакції називаються окисно-відновними?

2.     Що таке окисник і відновник?

3.     Що таке процес окиснення і відновлення?

4.     Дайте визначення терміну «метод електронного балансу».

         Індивідуальне опитування (біля дошки):

1. Виберіть із наведених схем ті, що відповідають окисно-відновним реакціям, і поясніть свій вибір:

а) S + O₂ → SO₂;

б) Na₂О + Н₂О → NaОН;

в) Zn + CuCl₂ →  Cu + ZnCl₂;

г) КОН + Н₂S → К₂S + Н₂О;

д) СаСО₃ → СаО + СО₂↑

     е) КNO₃ → КNO₂ + О₂↑.

2. Складіть рівняння окисно-відновних реакцій за наведеними схемами, використавши метод електронного балансу:

а) SO₂ + Вr₂ + Н₂О → Н₂SO₄ + НВr;

б) МnO₂ + НІ → MnI₂ + І₂ + Н₂О;

в) Аl + NaOH → Na₃АlО₃ + Н₂;

г) Н₂S + НNO₃ → S + NO + H₂О.

3. Закінчіть схеми реакцій та перетворіть їх на хімічні рівняння:

а) FeCl₃ + Н₂S → S + FeCl₂ + …;

б) PbO₂ + HCl → Cl₂ + PbCl₂ + …;

в) Н₂S + Cl₂ + Н₂О → Н₂SO₄ + …;

г) СuО + NH₃ → Сu + N₂ + ….

3. Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

Давайте ще раз назвемо ознаки, за якими класифікують хімічні реакції. На минулих уроках ми розглянули класифікують хімічних реакцій за кількістю та складом вихідних речовин та продуктів реакції. Сьогодні більш докладно поговоримо про класифікацію хімічних реакцій за тепловим ефектом. Що це за реакції? Яке значення вони мають і як правильно складати їх рівняння? Як визначити тепловий ефект? Ви дізнаєтеся про це сьогодні. Тема нашого уроку – «Енергетичний ефект хімічних реакцій».

4. Актуалізація теоретичних знань

Диктант-взаємоперевірка:

Напишіть рівняння реакцій, виходячи з речовин, що вступають у взаємодію, розставте в них коефіцієнти, визначте тип реакції:

Варіант 1:

а) Сu + О₂ →;

б) CuCl₂ + Zn →; 

в) NaCl + H₂SO₄ →;

г) Na₂О + Н₂О →;

д) СаСО₃ →.

Варіант 2:

а) Fe₂О₃ + Н₂ →;

б) Н₂S + О₂ →;

в) Zn(OH)₂ + НСl →;

г) СаО + СО₂→;

д) Cu(OH)₂ →.

Взаємоперевірка завдання:

Оцініть відповіді таким чином: правильно записано рівняння реакції – 1 бал, визначено її тип – ще 1 бал; 2 бали додатково отримують ті, хто не допустив жодної помилки.

5. Виклад вчителем нового матеріалу

Протягом усього навчального року ми проводили багато хімічних реакцій з різними речовинами. Одні з них відбувалися самодовільно, в інших – відбувалося виділення тепла. З чим це пов’язано? (Роздатковий матеріал).

Пригадайте, як відбувається взаємодія магнію з киснем. Яскраве полум’я свідчить про те, що виділяється велика кількість теплоти.

«Хімічні реакції, які відбуваються з виділенням теплоти, називаються екзотермічними. Є ще ендотермічні реакції, які відбуваються з поглинанням теплоти».

(Усі визначення учні записують під диктовку вчителя у зошиті).

Як Ви думаєте, який приклад можна навести для цього типу реакції?

Із чим може бути пов’язане виділення або поглинання теплоти?

Як Ви вже знаєте, між атомами у речовині існують хімічні зв’язки, під час руйнування яких енергія поглинається, а під час утворення – виділяється.

«Теплота, яка виділяється або поглинається під час хімічної реакції, називається тепловим ефектом реакції».

Тепловий ефект показує різницю між вмістом енергії у вихідних речовинах і продуктах реакції.

«Хімічні рівняння, у яких зазначено тепловий ефект реакції, називаються термохімічними».

Тепловий ефект реакції позначається ΔН (ентальпія) і записується окремо від хімічного рівняння, після крапки з комою. Його одиницею вимірювання є кДж. Якщо теплота виділяється, то ΔН має знак «-», а якщо поглинається «+». Це пов’язано з тим, що під час поглинання теплоти енергія реакційної системи збільшується, а під час виділення – зменшується.

Наприклад, під час спалювання вугілля виділяється 393 кДж теплоти:

С + О₂ → СО₂; ΔH = -393кДж

– це екзотермічна реакція, тобто теплота в її ході виділяється.

Під час взаємодії азоту з киснем поглинається 180,5 кДж теплоти:

N₂ + О₂ → 2NO; ΔH = +180,5кДж

-         ендотермічна реакція, теплота поглинається.

6. Узагальнення та закріплення вивченого матеріалу

Учні виходять до дошки і записують рівняння, решта працює в зошиті.

1) Напишіть рівняння реакцій і визначте їх тип:

         а) Під час взаємодії міді та хлору виділилось 223кДж теплоти;

         б) Внаслідок спалювання ацетилену поглинається 1300кДж                            теплоти;

         в) Під час перетворення кисню в озон виділяється 96кДж                                         теплоти;

         г) Під час утворення води з кисню і водню поглинається 285кДж                   теплоти.

2) Змінимо завдання. Тепер треба прочитати рівняння і вказати тип кожного з них:

а) СН₄ + 2О₂ → СО₂ + Н₂О; ΔH = -891кДж;

б) 3Fe + 2О₂ → Fе₃О₄; ΔH = -1118кДж;

в) СаСО₃ → СаО + СО₂; ΔH = +180кДж;

г) 2Zn + О₂ → 2ZnO; ΔH = +34,9кДж.

7. Підсумок уроку

Пропонується учням висловити свої думки щодо складності, що виникли на уроці, а також проаналізувати результати, яких досягнуто на уроці.

8. Виставлення оцінок та їх мотивація

9. Інструктаж з домашнього завдання

Опрацювати §15, ст.92-98. Н.М. Буринська, 2009. Завдання після параграфа 1 - 4.

Роздатковий матеріал

Хімічні реакції

Явище перетворення одних речовин на інші називається хімічною реакцією.
За типом взаємодії (за числом вихідних речовин і речовин, що утворюються) реакції бувають:
1. Сполучення	2. Розкладу	3. Заміщення	4. Обміну
А + В + С = D, де А,В,С – вихідні речовини, D – продукт реакції.	А = В + С + D, де А – вихідна речовина, а  В, С, D – продукти реакції.	А + ВС = АВ + С, де А і С – проста речовина, а ВС і АВ – складні речовини.	АВ + СD = АС + ВD
Класифікація реакцій за тепловим ефектом
ЕКЗОТЕРМІЧНІ		ЕНДОТЕРМІЧНІ
З виділенням теплоти: 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3 + Q – теплота виділяється		З поглинанням теплоти: N2 + О2 = 2NO – Q – теплота поглинається
Q – тепловий ефект реакції з точки зору навколишнього середовища. Однак тепловий ефект реакції можна розглядати з погляду тепломісткості самої хімічної системи – ΔH.        Тепловий ефект реакції ΔH – це різниця між вмістом енергії в кінцевих продуктах реакції та у вихідних речовинах. Тепловий ефект вимірюють у Дж чи в кДж. ΔH = Н2 – Н1 – це зміна ентальпії (тепломісткості) системи. Величина ΔH стосується того числа молей речовин, що визначено рівнянням реакції: 2Н2(г.) + О2(г.) =  2Н2О; ΔH = -572кДж.          Величина енергетичного ефекту (ΔH) береться з негативним знаком, якщо реакція – екзотермічна. Якщо реакція ендотермічна, то енергетичний ефект вважається позитивним.
Зовнішнє середовище ΔH = Н2 – Н1 ΔH<0 «екзо» - назовні		Зовнішнє середовище ΔH = Н2 – Н1 ΔH>0 «ендо» - всередину
4Аl + 3О2 = 2Аl2О3, ΔH<0. Реакція екзотермічна.		N2 + О2 → 2NO, ΔH>0. Реакція ендотермічна.

 Тема: «Електролітична дисоціація. Електроліти та неелектроліти»

Мета: ознайомити учнів із електролітами та неелектролітами; дати короткі                   відомості про електролітичну дисоціацію; розкрити зв'язок між                    будовою речовини та її властивостями на прикладі залежності                            електропровідності розчинів та розплавів від типу зв’язку в її                           молекулі; показати суттєву різницю між механізмом дисоціації                    сполук з іонним та ковалентним полярним зв’язками; розвивати               вміння писати рівняння дисоціації окремих сполук; виховати                         працелюбність, наполегливість, самостійність у роботі, волю до                       подолання труднощів.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу

Методи та методичні прийоми: фронтальна бесіда, розповідь,                                                                       демонстраційний експеримент,                                                                        демонстрація таблиць

Базові поняття: електроліти, неелектроліти, електролітична дисоціація

Хронометраж уроку:

1.     Організаційний момент

2.     Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

3.     Актуалізація опорних знань

4.     Виклад учителем нового матеріалу

5.     Узагальнення та закріплення нового матеріалу

6.     Підсумок уроку

7.     Виставлення оцінок та їх мотивація

8.     Інструктаж з домашнього завдання

Хід уроку:

1.     Організаційний момент

2.     Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

На сьогоднішньому уроці ми повинні зясувати, що відбувається з речовиною під час її розчинення у воді, з погляду фізико-хімічної теорії розчинів, які продукти при цьому утворюються.

3.     Актуалізація опорних знань

На попередніх уроках ви ознайомилися з розчинами, їх класифікацією, розчинністю, їх залежністю від деяких факторів, будовою молекули води.

Фронтальна бесіда:

1.     Що таке розчини, з яких компонентів вони складаються?

2.     За якими ознаками класифікують розчини?

3.     За якими ознаками класифікують рідкі розчини?

4.     Які розчини називаються розведеними, концентрованими, насиченими, ненасиченими?

5.     Які існують теорії розчинів, як вони пояснюють процес розчинення?

6.     Що таке гідрати, кристалогідрати?

7.      Що таке розчинність?

8.     Від яких факторів залежить розчинність?

4.     Виклад учителем нового матеріалу

Демонстраційний експеримент:

Послідовно з’єднати з лампою накалювання ванну з дистильованою водою, в яку занурені металеві пластини, та підключити лампу й ванну до мережі. Лампа не горить. Розчин цукру у воді також не проводить електричний струм. Якщо за допомогою піпетки наливати у ванну із дистильованою водою кілька крапель кислоти, то лампа яскраво загорається. Виходить, що розчин кислоти у воді – гарний провідник струму; а чиста дистильована вода – практично діелектрик.  

То як же називаються речовини, які проводять електричний струм? (Провідники); як називаються речовини, що не проводять електричного струму (Діелектрики). Випробуємо електропровідність кристалічного натрій хлориду та дистильованої води. Ми бачимо, що кристалічний натрій хлорид і дистильована вода не проводять електричного струму, а розчин, тобто суміш цієї речовини у воді проводить електричний струм.

Учені поділяють речовини на 2 групи за відношенням їх розчинів до електричної провідності.

Електроліти -  речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм.

Неелектроліти – речовини, водні розчини або розплави яких не проводять електричного струму.

Уперше розподіл речовин на електроліти та неелектроліти запропонував англійський учений Фарадей.

Так чим же відрізняється поведінка цих речовин у розчині? Як пояснити процес розчинення? Що таке гідрати? Яка будова молекули Н₂О?

Нагадую, що фізики стверджували про те, що іони в розчинах електролітів дійсно існують, «хіміки» мали рацію, коли наголошували на хімічній взаємодії між речовиною, яку розчиняють, та розчинником як обов’язковій умові розпаду електроліту на іони.

Розщеплення електролітів на іони у водному розчині або розплаві називають електролітичною дисоціацією.

Подивимось, як відбувається цей процес на прикладі дисоціації солі натрій хлориду (речовина з іонним типом зв’язку).

Під час стикання кристалів натрій хлориду відбувається атака молекул солі молекулами розчинника – води. При цьому позитивні кінці молекул води прилипають до негативно заряджених іонів (аніонів) Хлору, а негативні – до позитивно заряджених іонів (катіонів) Натрію. Під час такої взаємодії, як і під час будь-якої іншої, між протилежними зарядами виділяється енергія, яка йде на розрив зв’язку між аніонами та катіонами. Утворюються гідратовані іони. (Демонстрація таблиці «Гідратовані іони»).

Як і у випадку дисоціації речовини з іонним зв’язком, відбувається орієнтація диполів води відносно полюсів молекули: негативний полюс диполя до негативного полюса речовини, яку розчиняють.

Під дією диполів відбувається спочатку послаблення, а потім і руйнування зв’язків у речовині. Під впливом молекул води електронна пара ковалентного зв’язку повністю зміщується до атома з більшою електронегативністю. Ковалентний зв'язок перетворюється на іонний. Утворюються гідратовані іони.

Повернемося до визначення понять «електроліти» та «неелектроліти».

Згадаймо, що таке електричний струм? (Електричний струм – це впорядкований рух заряджених частинок). У нашому випадку зарядженими частинками є іони. Отож можемо запропонувати ще такі визначення: електроліти – це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Неелектроліти – речовини, розчини або розплави яких не проводять електричного струму.

Електроліти у свою чергу поділяються на:

1) сильні – під час розчинення у воді повністю дисоціюють на іони (ступінь дисоціації = 1). Наприклад, майже всі солі, луги, багато мінеральних кислот;;

2) слабкі – які під час розчинення у воді частково дисоціюють на іони. Наприклад, деякі мінеральні кислоти, гідроксиди металів, органічні речовини.

Сила електроліту залежить від полярності хімічного зв’язку і чим зв'язок полярніший, тим легше він розкривається, тим електроліт сильніший.

Особливості водних розчинів електролітів пояснив шведський учений Сванте Арреніус, запропонувавши теорію електролітичної дисоціації. Основні положення теорії записуєте до своїх зошитів:

 1) Електроліти під час розчинення у воді розпадаються на позитивно і негативно заряджені іони;

2) Позитивно заряджені іони, які притягуються до катода (негативно зарядженого полюсу), називаються катіонами;

3) Негативно заряджені іони, які притягуються до аноду називаються аніонами.

5.     Узагальнення та закріплення нового матеріалу

Фронтальна бесіда:

1.     Які речовини називаються електролітами?

2.     Що таке неелектроліти? Чому вони не дисоціюють у воді?

3.     Чи всі речовини можуть піддаватися дисоціації?

4.     Чи можлива дисоціація натрій хлориду у чотири хлористому карбоні?

       (Дисоціація натрій хлориду у розчині чотири хлористого карбону неможлива, оскільки чотири хлористий карбон є неполярним розчинником, а дисоціація можлива лише під дією полярних розчинників).

5.     Яка сульфатна кислота є біль сильним електролітом: розведена чи        концентрована?

(Розведена кислота є більшим електролітом, оскільки у воді її молекули практично повністю дисоціюють на іони).

6.     Чому кристалічна кухонна сіль не проводить електричного струму? (Електролітичній дисоціації піддаються полярні молекули).

                   ГРА «Хімічна долина»

       Правило гри: за парту  кожним двом учням; хто першим виграє, отримує п’ятірку. Кількість фішок – 28шт.

Кількість балів партнера, який програв у грі, відповідає сумі позитивних і негативних зарядів. Зберігаються всі правила гри в доміно.

H+	H+	NH4+	Cl-	F-	NO3-	OH-
OH-	H+	NH4+	Cl-	F-	NO3-	OH-

           

Ag+	K+	Ba2+	Ca2+	Mg2+	Al3+	Cr3+
Ag+	Br-	SO42-	PO43-	S2-	SO32-	SO42-

Fe3+	Fe2+	Zn2+	Cu2+	Fe2+	Zn2+	Cu2+
CO32-	SiO32-	PO43-	PO43-	PO43-	CO32-	S2-

Cr3+	Ba2+	Ca2+	Mg2+	Na+	Al3+	Fe3+
SiO32-	CO32-	SO42-	SO32-	Na+	PO43-	SO42-

Правила гри з фішкою «нуль-нуль» зберігаються для H⁺- OH^-, а «шість-шість» - для Al³⁺- PO₄^3-. Крім того: а) у процесі гри до «катіону» (катіонів) ставиться «аніон» (аніони), і навпаки, щоб сума позитивних зарядів відповідала сумі негативних зарядів; б) якщо гравець поставив «катіон до катіона» або «аніон до аніона», то відбувається замикання і партнер вибуває з гри; в) першим гру починає партнер, який має будь-який однозарядний «катіон-катіон» або «аніон-аніон». Наприклад: H⁺- H⁺, Cl^-- Cl^-, Na⁺- Na⁺.

6. Підсумок уроку

1. З якими новими поняттями ви сьогодні познайомились?

2. Що нового ви дізналися сьогодні?

Також ми проаналізували положення електролітичної дисоціації, на прикладі сили електроліту ще раз переконалися в тому, що властивості речовин залежать від їх будови. Ви вже маєте навички писання рівнянь дисоціації окремих речовин. Ці знання та вміння потрібні для більш глибокого вивчення теми, написання іонних рівнянь.

7.     Виставлення оцінок та їх мотивація

8.      Інструктаж з домашнього завдання

       §19 Н.М. Буринська, 1998р., ст.80, вправи.