Рабочая программа курса внеурочной деятельности «Изучение проблемных вопросов в школьном курсе химии» для учащихся 9 — 11 классов

№

Наименование

раздела

Личностные

Метапредметные

Предметные

Регулятивные

Познавательные

Коммуникативные

1

Теоретические основы химии

формирование ответственного отношения к учению, готовности и способности к саморазвитию и самообразованию на основе мотивации к обучению и познанию.

умение понимать проблему, ставить вопросы, выдвигать гипотезу, давать определения понятиям, классифицировать, структурировать материал, проводить эксперименты, аргументировать собственную позицию, формулировать выводы и заключения.

умение создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач.

формирование и развитие компетентности в области использования инструментов и технических средств информационных технологий (компьютеров и программного обеспечения) как инструментальной основы развития коммуникативных и познавательных универсальных учебных действий.

Обучающиеся научатся:

понимать современные представления о строении атомов, давать сравнительную характеристику ХЭ и важнейшим соединениям естественных семейств щелочных металлов и галогенов;

классифицировать органические вещества, называть вещества по систематической номенклатуре;

знать основные положения теории химического строения органических веществ.

2

Неорганическая химия

формирование познавательной и информационной культуры, в том числе развитие навыков самостоятельной работы с учебными пособиями, книгами, доступными инструментами и техническими средствами информационных технологий.

формулировать и аргументировать своё мнение, корректно отстаивать свою позицию и координировать её с позицией партнёра, в т.ч. в ситуации столкновения интересов; продуктивно разрешить конфликты на основе учёта интересов и позиций всех его участников, поиска и оценки альтернативных способов разрешения конфликтов.

формирование познавательной и информационной культуры, в том числе развитие навыков самостоятельной работы с учебными пособиями, книгами, доступными инструментами и техническими средствами информационных технологий.

формирование коммуникативной компетентности в образовательной, общественно полезной, учебно-исследовательской, творческой и других видах деятельности;

Обучающиеся научатся:

понимать и объяснять зависимость свойств ХЭ и их соединений от положения в ПСХЭ Д.И.Менделеева.

классифицировать неорганические вещества на основе их строения и состава.

использовать основные положения изученных химических теорий для анализа свойств неорганических веществ,

составлять уравнения химических реакций (ЭЛД, ионного обмена, ОВР) с участием неорганических веществ.

3

Органическая химия

формирование понимания ценности здорового и безопасного образа жизни;

усвоение правил индивидуального и коллективного безопасного поведения в чрезвычайных ситуациях, угрожающих жизни и здоровью людей.

умение самостоятельно и аргументировано оценивать свои действия и действия одноклассников, адекватно оценивать объективную трудность как меру фактического или предполагаемого расхода ресурсов на решение задачи умение слушать партнёра.

умение создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач.

умение работать в группе – эффективно сотрудничать и взаимодействовать на основе координации различных позиций при выработке общего решения в совместной деятельности;

формирование и развитие компетентности в области использования инструментов и ТС информационных технологий как инструментальной основы развития УУД.

Обучающиеся научатся:

классифицировать органические вещества на основе их состава и строения

применять основные положения теории строения органических соединений для анализа свойств веществ и их генетической взаимосвязи.

составлять уравнения химических реакций с участием органических соединений изученных классов.

характеризовать химические свойства органических соединений.

4

Количественные отношения в химии: расчёты по химическим формулам и уравнениям химических реакций

формирование целостного мировоззрения, соответствующего современному уровню развития науки и общественной практики, а также социальному, культурному, языковому и духовному многообразию современного мира;

умение организовать свою жизнь в соответствии с представлениями о здоровом образе жизни, правах и обязанностях гражданина, ценностях бытия, культуры и социального взаимодействия;

умение выполнять познавательные и практические задания, в т.ч. проектные.

овладение навыками самостоятельного приобретения новых знаний, организации учебной деятельности, поиска средств его осуществления;

умение создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач.

Умение на практике пользоваться основными логическими приёмами, методами наблюдения, моделирования, объяснения, решения проблем, прогнозирования и др.;

умение планировать пути достижения целей на основе самостоятельного анализа условий и средств их достижения, выделять альтернативные способы достижения цели и выбирать наиболее эффективный способ, осуществлять познавательную рефлексию в отношении действий по решению учебных и познавательных задач.

Обучающиеся научатся:

проводить вычисления по химическим формулам и уравнениям, применяя знания о характерных свойствах соединений различных классов.

производить следующие расчёты: теплового эффекта реакции; массы Р.В. и массовой доли вещества в растворе; расчеты с применением закона объёмных отношений газов, нахождения массы (объёма газа) по известному количеству веществ; массы (количество вещества, объёма) продуктов реакции, если одно вещество имеет примеси, нахождение молекулярной формулы вещества.

5

Познание и применение веществ и химических реакций

формирование основ экологического сознания на основе признания ценности жизни во всех её проявлениях и необходимости ответственного, бережного отношения к окружающей среде;

развитие готовности к решению творческих задач, умения находить неадекватные способы поведения и взаимодействия с партнёрами.

умение самостоятельно и аргументировано оценивать свои действия и действия одноклассников, содержательно обосновывая правильность или ошибочность результата и способа действия, адекватно оценивать объективную трудность как меру фактического или предполагаемого расхода ресурсов на решение задачи, а также свои возможности в достижении цели определённой сложности.

умение создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач;

овладение навыками самостоятельного приобретения новых знаний, организации учебной деятельности, поиска средств его осуществления;

овладение навыками самостоятельного приобретения новых знаний, организации учебной деятельности, поиска средств его осуществления.

умение соотносить свои действия с планируемыми результатами, осуществлять контроль своей деятельности в процессе достижения результата, определять способы действий в рамках предложенных условий и требований, корректировать свои действия в соответствии с изменяющейся ситуацией;

Обучающиеся научатся:

правилам обращения с веществами и оборудованием;

методам исследования объектов, изучаемых в химии (качественные реакции неорганических и органических веществ);

общим научные принципам производства.

основным методам синтеза ВМС (пластмассы, каучука, волокна);

знать о токсичности и пожарной опасности изучаемых веществ;

формировать представления о значении химической науки в решении современных экологических проблем, в т.ч. в предотвращения техногенных и экологических катастроф.

№

Тема занятия

Количество часов

Практические занятия

Химический эксперимент

Видео ХЭ

Презентации

Выполнение заданий и упражнений. Решение расчётных задач

1

Теоретические основы химии

8

2

4 / 2

2

2

Неорганическая химия

7

1

5 / 3

3

Органическая химия

34

2

1 / 3

2

4

Количественные отношения в химии: расчёты по химическим формулам и уравнениям химических реакций

18

5

Познание и применение веществ и химических реакций

3

2

Итого

70

7

10 / 8

4

№ урока п/п

№ урока в теме

Тема урока

Дата

По плану

По факту

Теоретические основы химии -8 час

1

Строение электронных оболочек и электронная конфигурация атомов. Периодический закон и ПСХЭ Д.И.Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

2

Электроотрицательность, степень окисления и валентность химических элементов. Химическая связь. Вещества молекулярного и немолекулярного строения.

3

Классификация и номенклатура неорганических веществ. Классификация химических реакций.

4

Скорость химической реакции, её зависимость от различных факторов. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения.

5

Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Реакции ионного обмена.

6

Гидролиз.

7 - 8

Окислительно-восстановительные реакции.

Неорганическая химия

9

Характерные химические свойства представителей основных классов неорганических веществ.

10

Свойства галогенов и их соединений

11

Неметаллы VІА группы: кислород, сера.

12

Азот и его соединения. Фосфор и его соединения.

13

Неметаллы ІVА группы: углерод и кремний.

14

Общие свойства металлов. Металлы главных подгрупп.

15

Металлы побочных подгрупп.

Органическая химия

16-19

Классификация и номенклатура органических веществ. Теория строения органических соединений.

20- 30

Углеводороды: предельные, непредельные, ароматические углеводороды.

31-40

Кислородсодержащие органические соединения: спирты и фенолы, альдегиды и кетоны, карбоновые кислоты, сложные эфиры.

41-45

Азотсодержащие органические соединения: амины, аминокислоты.

46-49

Жиры и углеводы.

Количественные отношения в химии: расчёты по химическим формулам и уравнениям химических реакций

50

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ.

51

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ

52

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ

53

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ

54

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

55

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

56

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

57

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе

58-62

Задачи на установление молекулярной и структурной формулы вещества

63-67

Задачи на установление молекулярной и структурной формулы вещества

Познание и применение веществ и химических реакций

3 час

68

Методы исследования объектов. Качественные реакции неорганических веществ.

69

Методы исследования объектов. Качественные реакции органических веществ.

70

Общие научные принципы химического производства.

Основные методы синтеза высокомолекулярных соединений (пластмассы, каучуки, волокна).

Итого

70 час.

№

Кол-во часов

Наименование темы занятия

8 час

Теоретические основы химии

1

1

Строение электронных оболочек и электронная конфигурация атомов. Периодический закон и ПСХЭ Д.И.Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам. с.149

Изменения в ЕГЭ в 2018—2019 учебном году.

2

1

Электроотрицательность, степень окисления и валентность химических элементов. Химическая связь. Вещества молекулярного и немолекулярного строения.

3

1

Классификация и номенклатура неорганических веществ. Классификация химических реакций.

4

1

Скорость химической реакции, её зависимость от различных факторов. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения. с.117

1. Демонстрация химического эксперимента «Зависимость скорости химических реакций от различных факторов».

Реактивы: 10%-ый раствор НCl, 10%-ый раствор H₂SO₄, Mg (опилки), Zn (опилки, гранулы и порошок), Fe (опилки), CuO (порошок), дистиллированная вода; спиртовка, пробирки, пробиркодержатель, спички.

Химэксперимент №1. «Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ»

Создания проблемной ситуации.

В три пробирки под номерами прилить по 3 мл раствора НCl и внести в каждую из пробирок навески опилок одинаковой массы: в первую – Mg, во вторую – Zn, в третью – Fe;

Наблюдения: что химическая реакция идет во всех трех пробирках с выделением газа.

Уравнения реакций:

Mg + 2НCl → MgCl₂ + Н₂↑ (очень бурно)

Zn + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂↑ (бурно)

Fe + 2НCl → FeCl₂ + Н₂↑ (медленно)

Проблема. Обсуждение результатов опыта: массы взятых веществ навесок твёрдых веществ, концентрация соляной кислоты, условия проведения реакции одинаковы, но при этом интенсивность проходящих процессов (скорость выделения водорода) различна? Это потому что мы брали разные металлы. А так как все вещества состоят из атомов химических элементов. и отличаются порядковым номером, положением в Периодической системе Д. И. Менделеева, то есть они имеют различное электронное строение, а следовательно, простые вещества образованные этими атомами имеют различные свойства, то есть эти вещества имеют различную природу.

Вывод: Таким образом, скорость химической реакции будет зависеть от природы реагирующих веществ, т. к. они имеют различное строение и свойства. А чем активнее металл (вещество), тем выше скорость химической реакции (демонстрация положения химических элементов в «Ряду активности металлов»)

Химэксперимент №2. «Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ»

(Не акцентировать внимания учащихся на термине «концентрация» с целью создания проблемной ситуации)!

Выполнение опыта: В три пробирки (пронумерованные) прилить раствор НCl: в первую – 3 мл; во вторую – 2 мл; в третью – 1 мл.

Затем во вторую и третью добавить по 1 мл и 2 мл дистиллированной воды соответственно, чтобы разбавить

В каждую из пробирок опустить по грануле Zn (примерно одинакового размера).

Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках, но с разной скоростью.

Уравнение реакции: Zn + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂↑

В 1-ой пробирке реакция идёт бурно, во 2-ой пробирке медленно, а в 3-ей пробирке – очень медленно.

Проблема. Обсуждение результатов опыта: природа реагирующих веществ и условия проведения реакции одинаковы, а скорость выделения водорода различна?

Вывод: Скорость химической реакции будет зависеть от концентрации реагирующих веществ: чем больше концентрация реагирующих веществ, тем выше скорость химической реакции.

Химэксперимент №3. Зависимость скорости химической реакции от температуры

В три пробирки под номерами налить по 3 мл раствора Н₂SO₄ (одинаковой концентрации). В каждую поместить навеску CuO (II) (порошок). Первую пробирку оставить в штативе; вторую – опустить в стакан с горячей водой; третью – нагреть в пламени спиртовки.

Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках: раствор окрашивается в голубой цвет. Но в первой очень медленно и практически незаметно, во второй – с небольшой скоростью, а в третьей – очень быстро.

Проблема Обсуждение результатов опыта: среди исходных веществ есть сильный электролит – это серная кислота, она диссоциирует по уравнению: Н₂SO₄ → 2Н⁺ + SO₄^2-. Вещества, диссоциируя, могут взаимодействовать с молекулами воды, образуя гидратированные ионы, и некоторые среди таких гидратированных ионов окрашивают раствор в соответствующий цвет. Однако ни один из ионов: Н⁺ и SO₄^2- не имеет окраски в растворе. Следовательно, синий цвет раствору придали гидратированные ионы полученные при диссоциации продукта реакции.

Уравнение реакции: CuO + Н₂SO₄ → CuSO₄ + Н₂О

Синий раствор

Вывод: синюю окраску раствору придали гидратированные ионы меди.

все взятые для эксперимента вещества имеют одинаковую природу, масса порошка CuO и концентрация серной кислоты также одинаковы, однако скорость реакции разная. Значит, при изменении температуры реакции мы изменяем и ее скорость.

Вывод: Все взятые для эксперимента вещества имеют одинаковую природу, масса порошка CuO и концентрация серной кислоты также одинаковы, однако скорость реакции разная. Следовательно, любое изменение температуры на несколько градусов будет изменять скорость химической реакции, т.е. при изменении температуры реакции мы изменяем и ее скорость.

Химэксперимент №4. «Зависимость скорости химической реакции от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ»

В три пробирки под номерами прилить по 2 мл раствора HCl, и добавить в первую – гранулу Zn, во вторую – стружку Zn, в третью – порошок Zn.

Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках (выделение газа Н₂↑), но с разной интенсивностью.

Уравнение реакции:

Zn + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂↑ (гранулы медленно, стружка с высокой скоростью, порошок бурно)

Проблема. Обсуждение результатов опыта: все вещества одинаковы по своей химической природе, одинаковы по массе и концентрации, реагируют при одинаковой температуре, однако интенсивность выделения водорода, а следовательно и скорость разная. Одинаковые по массе гранулы Zn, стружки Zn и пыль Zn, имеют разные занимаемые объемы в пробирке, разную степень измельчения. Там где эта степень измельчения наибольшая – скорость выделения водорода максимальна. Эта характеристика – площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ. В нашем случае различна площадь поверхности соприкосновения цинка с раствором Н₂SO₄.

Вывод: Скорость химической реакции зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ: чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ (степень измельчения), тем больше скорость реакции. Такая зависимость наблюдается не всегда: так для некоторых гетерогенных реакций, например, в системе Твердое вещество – Газ, при очень высоких температурах (более 500 ⁰С) сильно измельчённые (до порошка) вещества способны спекаться, тем самым площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ уменьшается.

Химэксперимент №5. Зависимость скорости химической реакции от катализатора

В пробирку № 1 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода и внести детергент (растворенный стиральный порошок). В пробирку № 2 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода внести порошок оксида марганца (IV) и внести детергент (растворенный стиральный порошок).

Наблюдения: химическая реакция очень бурно проходит во второй пробирке и сопровождается выделением газа (детергент поднимается), по окончании реакции во второй пробирке масса оксида марганца (IV) не изменилась. Внесём тлеющую лучину. Лучина вспыхивает. Следовательно, это кислород.

Уравнение реакции:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑

Проблема. Обсуждение результатов опыта: если условия проведения опытов в пробирке № 1 и № 2 – концентрация пероксида водорода, температурный режим, природа исходного вещества – были одинаковые, а внесённый оксид марганца (IV) не израсходовался в ходе опыта, то почему во второй пробирке так интенсивно выделялся кислород?

Особенно на свету пероксид водорода разлагается на воду и кислород, который в момент образования обладает сильными окислительными свойствами. По этой причине пероксид водорода хранят в герметичных тёмных склянках.

Вывод: Используемое нами вещество – оксида марганца (IV) – это катализатор. Поскольку, катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами в ходе этого не расходуются. Катализаторы бывают положительные (увеличивают скорость химической реакции) и отрицательные – ингибиторы (уменьшают скорость химической реакции). Катализаторы способны изменять природу реагирующего вещества (его энергию активации).

Вывод по демонстрации химического эксперимента «Зависимость скорости химических реакций от различных факторов».

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

- от природы реагирующих веществ;

- от их концентрации;

- от температуры реакции;

- от площади соприкосновения реагирующих веществ;

- от катализатора.

5

1

Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Реакции ионного обмена.

6

1

Гидролиз

В представлении учащихся вода является растворителем многих веществ, в том числе и солей. Растворение солей они относят к физическим явлениям. Наблюдение гидролиза солей вступает в противоречие с имеющимися практическими знаниями. Поэтому интересно рассмотреть примеры взаимодействия металлов, например, алюминия с продуктами гидролиза.

1. Демонстрация «Взаимодействие алюминия с раствором карбоната натрия».

Реактивы: алюминий (гранулы), 10% р-р карбоната натрия, пробирки, спиртовка, спички.

Выполнение опыта: В пробирку с р-ром карбоната натрия помещаем гранулу алюминия и нагреваем смесь на пламени спиртовки.

Наблюдения:

а) Раствор соли Na₂CO₃ в растворе подвергается гидролизу по аниону:

Na₂CO₃ + Н₂O NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^–,

б) Алюминий, лишенный оксидной пленки, взаимодействует с водой:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ ↓ + 3H₂

в) Гидроксид алюминия, образовавшийся в реакции б), взаимодействует с гидроксидом натрия, полученным по реакции а), т.к. Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Al(OH)₃ + OH^– = [Al(OH)₄]^–.

г) Амфотерный оксид алюминия, образующий защитную пленку на поверхности алюминия, взаимодействует со щелочью, полученной по уравнению (а):

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

д) Поскольку гидроксид-ионы связываются гидроксидом алюминия, равновесие гидролиза смещается вправо, идет вторая ступень гидролиза:

HCO₃^– + H₂O OH^– + H₂CO₃ (H₂O + CO₂ ),

NaHCO₃ + H₂O NaOH + H₂CO₃ (H₂O + CO₂ ).

Наблюдения: В ходе эксперимента учащиеся наблюдают выделение газов, которые представляют собой смесь водорода б) и углекислого газа д). Кроме того, наблюдается выпадение осадка б). Al(OH)₃ гидроксид алюминия – амфотерный, он должен взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами. При экспериментальной проверке, действительно, осадок растворяется и в соляной кислоте, и в растворе гидроксида калия:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O,

Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O;

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄],

Al(OH)₃ + OH^– = [Al(OH)₄]^–.

1. Демонстрация «Взаимодействие алюминия с раствором хлорида железа (III)».

Реактивы: алюминий (гранулы), 10% р-р хлорида железа (III), пробирки, спиртовка, спички.

Выполнение опыта: В пробирку с р-ром хлорида железа (III), помещаем гранулу алюминия и нагреваем смесь на пламени спиртовки.

Наблюдения: алюминий более активный металл, чем железо, поэтому алюминий вытесняет железо из раствора его соли:

Al + FeCl₃ = AlCl₃ + Fe.

В осадке можно обнаружить частички железа, например, с помощью магнита.

Выделяющийся газ (характерный хлопок при поджигании) показал, что этот газ – водород.

Но в осадке наряду с частицами железа обнаружены бурые частицы другого вещества.

А) Хлорид железа(III) подвергается гидролизу по катиону:

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + H₂O FeOHCl₂ + HCl

Получившаяся в результате реакции (А) кислота взаимодействует с алюминием и с образующимся железом с выделением водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ (Б)

2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ (В)

Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂

Алюминий и железо связывают ионы H⁺, равновесие гидролиза смещается в сторону его продуктов, гидролиз идет по 2-й и 3-й ступеням:

FeOH²⁺ + H₂O Fe(OH)₂⁺ +H⁺

FeOHCl₂ + H₂O Fe(OH)₂Cl + HCl

Fe(OH)₂⁺ + H₂O Fe(OH)₃↓ + H⁺

0Fe(OH)₂Cl + H₂O Fe(OH)₃↓ + HCl

Следовательно, бурые частицы осадка – это гидроксид железа(III), не растворимый в воде и щелочах, но растворимый в кислотах. Это можно проверить экспериментально:

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O,

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O.

В растворе щелочи осадок Fe(OH)₃ не растворяется.

Также можно рассмотреть примеры совместного гидролиза: взаимодействия растворов хлорида алюминия и карбоната натрия, концентрированного раствора хлорида железа(III) и кусочка карбоната кальция, раствора сульфата алюминия немного (на кончике шпателя) и оксида меди(II) при нагревании.

3. Практическая работа « Взаимодействие растворов хлорида алюминия и карбоната натрия».

Реактивы: растворы хлорида алюминия и карбоната натрия пробирки, спиртовка, спички.

Выполнение опыта: Смешиваем растворы хлорида алюминия и карбоната натрия.

Наблюдения: выделение газа и выпадение осадка. Угасание горящей лучины доказывает наличие углекислого газа. Выпадающий осадок – карбонат алюминия. Чтобы определить состав осадка, добавляют к промытому от исходного карбоната натрия осадку соляную кислоту. Газ при этом не образуется, осадок же растворяется. Если к осадку добавить раствор щелочи, то осадок тоже растворяется. Следовательно, осадок – гидроксид алюминия.

Вывод: Хлорид алюминия гидролизуется по катиону:

Al³⁺ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺ (а)

AlOH²⁺ + H₂O Al(OH)₂⁺ + H⁺

Карбонат натрия гидролизуется по аниону:

CO₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^– (б)

Ионы H⁺ и OH^– связываются в молекулы воды, их концентрация понижается, равновесие реакций гидролиза (а) и (б) смещается в сторону продуктов реакций. Идут и последние ступени реакций гидролиза:

Al(OH)₂⁺ + H₂O Al(OH)₃↓ + H⁺,

HCO₃^– + H₂O OH^– + H₂CO₃ (H₂O + CO₂ ).

Суммарное уравнение реакции совместного гидролиза имеет вид:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂ + 6NaCl.

Более сложное задание – это взаимодействие металлов, основных оксидов и нерастворимых солей с растворами средних солей, что противоречит теоретическим представлениям. Например, взаимодействие нерастворимых солей с другими солями.

Аналогично рассматривается случай совместного гидролиза солей хлорида железа (ІІІ) и карбоната натрия.

В реакции солей FeCl₃ и Na₂CO₃ учащиеся наблюдают выпадение бурого осадка и выделение газа, не поддерживающего горение. Довольно Учащиеся достаточно быстро делают вывод, что совместный гидролиз хлорида железа, гидролизующегося по катиону, и карбоната натрия, гидролизующегося по аниону, приводит к гидроксиду железа(III) и оксиду углерода(IV). Эти вещества являются продуктами последних ступеней гидролиза исходных солей:

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂ + 6NaCl,

2Fe³⁺ + 3CO₃^2– + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂ .

4. Практическая работа. «Взаимодействие карбоната кальция (твёрдый) с раствором хлорида железа (III)».

Реактивы: карбоната кальция (твёрдый), раствор хлорида железа (III).

Выполнение опыта: Смешиваем карбоната кальция (твёрдый), раствор хлорида железа (III).

Наблюдения: бурное выделение газа и выпадение бурого осадка. Угасание горящей лучины доказывает наличие углекислого газа CO₂. Выпадающий осадок – гидроксид железа(III). Чтобы определить состав осадка, добавляют к промытому от исходного карбоната натрия осадку соляную кислоту. Газ при этом не образуется, осадок же растворяется. Если к осадку добавить раствор щелочи, то осадок тоже растворяется. Следовательно, осадок – гидроксид железа(III).

Вывод: образовавшаяся при гидролизе FeCl₃ соляная кислота реагирует с CaCO₃:

FeCl₃ + H₂O FeOHCl₂ + HCl

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

2HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + H₂O + CO₂

2H⁺ + CaCO₃ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂ .

Поскольку ионы H⁺ реагируют с CaCO₃, то гидролиз FeCl₃ идет по 2-й и 3-й ступеням:

FeOH²⁺ + H₂O Fe(OH)₂⁺ + H⁺

Fe(OH)₂⁺ + H₂O Fe(OH)₃ ↓+ H⁺

Общий вывод по гидролизу: Таким образом, учащиеся приходят к следующим выводам: при гидролизе соли может образоваться кислота. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, основными оксидами, нерастворимыми солями (если при этом образуется газ), нерастворимыми основаниями и амфотерными гидроксидами. Следовательно, можно предположить, что растворы солей, гидролизующихся по катиону, будут растворять основания и амфотерные гидроксиды. Продукт такого гидролиза – кислота – будет взаимодействовать с основаниями и амфотерными гидроксидами.

7 - 8

2

Окислительно-восстановительные реакции

1. Демонстрация. Окисление галогенид-ионов катионами меди (II)

Реактивы. 

Проведение опыта

CuSO₄ + KCI → нет реакции

CuSO₄ + KBr → нет реакции

2CuSO₄ + 4KI → 2CuI↓ + I₂ + 2K₂SO₄

Создается проблемная ситуация о возможности проявления окислительных свойств с различными галогенидами.

Вывод: В растворе катионы меди (II) , а также и катионы железа (III) могут проявлять окислительные свойства только по отношению к ИОДИД-ИОНАМ

2. Видео «Восстановление перманганата калия сульфитом натрия в различных средах»

3. Практическая работа «Качественные реакции на хромат – и дихромат- ионы», «Превращение хроматов в дихроматы»

7 час

Неорганическая химия

9

1

Характерные химические свойства представителей основных классов

неорганических веществ.

1. Слабая кислота вытесняет сильную из ее соли

Реактивы. Борная кислота, хлорид натрия, универсальная индикаторная или синяя лакмусовая бумага.

Проведение опыта. В пробирку помещают тонко измельченную смесь, состоящую из 1 г хлорида натрия и 3 г борной кислоты. Закрепляют пробирку в лапке пробиркодержателя и нагревают на пламени спиртовки.

Наблюдения: Через некоторое время у отверстия пробирки появляется белый дым. Подносят к отверстию пробирки универсальную индикаторную бумагу, смоченную водой, наблюдается покраснение бумаги. При проведении опыта учителю необходимо отметить нелетучесть борной кислоты.

Объяснение опыта. При нагревании смеси протекает следующая реакция:

2NaCl + 4H₃BO₃ = Na₂B₄O₇ + 5H₂O + 2HCl .

В растворе реакция протекала бы в обратную сторону – соляная кислота вытеснила бы борную из ее соли. При нагревании же происходит смещение равновесия в сторону образования летучих продуктов – хлороводорода и водяных паров. При этом также образуется устойчивый к нагреванию тетраборат натрия. Возможность протекания данного химического процесса можно подтвердить и термодинамическими расчетами.

1. Растворение меди в бромоводородной кислоте

Реактивы. Свежеосажденная медь, крепкий раствор бромоводородной кислоты.

Проведение опыта. В пробирку с небольшим количеством свежеосажденной меди приливают 3–5 мл бромоводородной кислоты и осторожно нагревают на пламени спиртовки. Начинается энергичное взаимодействие меди с кислотой. Выделяющийся водород собирают в небольшую пробирку или непосредственно поджигают у отверстия пробирки.

Наблюдения: Выделяющийся водород горит с характерным звуком.

Образующееся комплексное соединение Н[CuBr₂] зеленоватого цвета.

Объяснение опыта. Взаимодействие меди с бромоводородной кислотой можно объяснить тем, что в результате реакции образуется комплексное соединение Н[CuBr₂]:

4HBr + 2Cu = 2H[CuBr₂] + H₂ .

Комплексный ион [CuBr₂]^– достаточно прочный, вследствие чего концентрация ионов меди Cu⁺ в растворе оказывается ничтожно малой, электродный потенциал меди становится отрицательным и происходит выделение водорода.

Аналогичный опыт можно провести с серебром и йодистоводородной кислотой. С порошком серебра реакция идет очень бурно. Образующийся йодид серебра практически нерастворим в воде, поэтому в данном случае концентрация ионов серебра в растворе ничтожна, и потенциал серебра становится отрицательным.

10

1

Свойства галогенов и их соединений

11

1

Неметаллы VІА группы: кислород, сера.

При изучении темы «Кислород» учитель демонстрирует учащимся горение в кислороде серы, угля, фосфора и железа. Правильной будет следующая последовательность демонстраций: горение угля, горение серы, горение фосфора, горение железа. Такой порядок объясняется внешним эффектом, сопровождающим горение данных веществ. Уголь горит более энергично в кислороде, чем на воздухе. Горение серы в кислороде сопровождается появлением большого синего пламени. Фосфор ослепительно сгорает в кислороде. И наконец, горение железа похоже на горение бенгальских огней.

При изменении данного порядка эффект последующих реакций будет ниже предыдущих, что, несомненно, вызывает разочарование учащихся. Кроме того, мы демонстрируем сначала горение в кислороде веществ, горючих на воздухе (С, S, Р), и только потом горение негорючего вещества железа. Наконец, первые три процесса – это взаимодействие кислорода с неметаллами, а последняя демонстрация – взаимодействие кислорода с металлами. Формируется при этом системность знаний учащихся.

12

1

Азот и его соединения. Фосфор и его соединения.

Учащиеся часто считают, что металлы выделяют водород не только из растворов хлороводородной и серной кислот, но и из азотной кислоты. Для создания проблемной ситуации учитель предлагает провести исследовательский эксперимент и дать объяснение результатов опыта.

В пробирку с соляной кислотой помещают несколько гранул цинка. После того как начинается реакция с выделением водорода, добавляют 1–2 капли концентрированной азотной кислоты. Учащиеся наблюдают, что выделение водорода практически прекращается, но через некоторое время возобновляется. Такой результат опыта кажется учащимся непонятным и ставит их в тупик. Эксперимент заставляет задуматься над рядом вопросов:

1. В чем причина наблюдаемого явления?

2. Почему добавление азотной кислоты влияет на выделение водорода из раствора соляной кислоты?

3. Почему через определенное время выделение водорода возобновляется?

Учащиеся выдвигают предположения, объясняющие этот необычный факт. К решению проблемы они вполне подготовлены, т.к. имеют достаточный запас знаний о свойствах кислот, знакомы с составлением уравнений окислительно-восстановительных реакций. Выдвигается рабочая гипотеза: водород, выделяющийся из соляной кислоты, затрачивается на восстановление азотной кислоты. Данной гипотезе учащиеся могут дать обоснование, актуализировав свои знания о восстановительных свойствах водорода. Вспомнив, что водород в момент выделения является очень сильным восстановителем, а азотная кислота – окислитель, учащиеся записывают уравнение реакции восстановления азотной кислоты:

HNO₃ + 8H = NH₃ + 3H₂O.

Рассуждая дальше, ученики приходят к заключению, что образующийся аммиак связывается соляной кислотой в хлорид аммония, остающийся в растворе, поэтому выделения водорода не происходит:

NH₃ + HCl = NH₄Cl.

То, что это действительно так, учащиеся могут доказать, проведя исследование раствора на содержание иона аммония. Полученный в ходе исследовательского эксперимента вывод ученики могут использовать для правильной записи уравнения реакции цинка с сильно разбавленной азотной кислотой:

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Теперь учащиеся смогут ответить на все вопросы, поставленные при выделении рабочей гипотезы. Водород не выделяется из азотной кислоты и растворов других кислот в присутствии азотной кислоты потому, что расходуется на восстановление азотной кислоты. Возобновляется же выделение водорода в данном опыте потому, что происходит восстановление всей азотной кислоты.

Фосфор

Демонстрация видео «Превращение красного фосфора в белый».

13

1

Неметаллы ІVА группы: углерод и кремний.

14

1

Общие свойства металлов. Металлы главных подгрупп.

Проблема: алюминий – активный металл при н.у. не показывает признаков реакции взаимодействия с водой?

Демонстрируются образцы некоторых щелочных, щелочноземельных и амфотерных металлов. Учащиеся наблюдают, что одни металлы хранятся при обычных условиях (Аl, Zn, Fe), другие в стеклянной банке под слоем керосина (Na, Ca, К).

Исходя из их химических свойств, одни металлы более активны, а другие – менее. Щелочные и щелочноземельные металлы самые активные и легко взаимодействуют с кислородом воздуха, поэтому хранят под слоем керосина. А другие менее активные они взаимодействуют с кислородом только при нагревании, поэтому могут храниться при обычных условиях.

Почему сегодня алюминиевая посуда рекомендуется только для хранения холодных продуктов, а использование её для нагревания нежелательно?.

При нагревании происходит химический процесс: 2Аl + 6Н₂О → 2Аl(OH)₃ + 3H₂ ↑, ионы алюминия переходят в раствор, и их присутствие нежелательно для пищевых блюд.

Таким образом, алюминий при н.у. защищён оксидной плёнкой Al₂O_3. Именно эта оксидная плёнка предохраняет алюминий от активного взаимодействия с водой при н.у., если же она будет удалена, то алюминий будет энергично реагировать с водой.

Взаимодействие металлов с кислотами

Реактивы : Аl (гранулы), , Zn (гранулы), 40%-ый раствор НCl,; пробирки.

В две пронумерованные пробирки нальем 3 мл 40%-го раствора НCl, 2-3 капли фенолфталеина и поместим в каждую гранулы Zn и алюминия, соответственно. В маленький кристаллизатор нальём небольшое количество (примерно 2 см в высоту) 40%-го раствора НCl .

Наблюдения: в пробирке с цинком: реакция сразу идёт бурно, с выделением газа, изменения окраски фенолфталеина не происходит

2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

В пробирке с алюминием: сначала не наблюдаем признаков реакции, а затем реакция идёт бурно, с выделением газа выделением газа, изменения окраски фенолфталеина не происходит

6HCl + 2Al → 2AlCl₃ + 3H₂↑

Проблема: все взятые металлы активны, однако они по-разному реагируют с водой?

В частности, алюминий и цинк? Оба металла находятся в раду активности рядом, значения их стандартных электродных потенциалов очень близки по значению Е⁰(Аl) = – 1,66, Е⁰(Zn) = – 0,76.

Обсуждение опыта: отсроченное во времени выделение пузырьков газа на поверхности алюминия связано с присутствием на его поверхности более прочной оксидной плёнки. Следовательно, прочность оксидной плёнки позволяет защищать алюминий не только при его взаимодействии с водой, но и при взаимодействие с сильными кислотами.

Показываем видео: опыт с нагреванием алюминиевой проволоки в пламени газовой горелки (алюминий плавится внутри капсулы, стенки которой образованы Al₂O₃ и предупреждают стекание алюминия).

Вывод по опыту: согласно ряду напряжения металлов, металлы, стоящие до водорода будут вытеснять его из раствора кислот (исключение: щелочные и щелочно-земельные металлы: они реагируют с водой, растворяющей кислоты).

«Взаимодействие металлов с растворами солей»

Реактивы: Zn (гранулы), Fe (железный гвоздь), Сu (восстановленная), 40%-ый раствор сульфата железа (II), 5 %-ый раствор СuSO₄, 40%-ый раствор сульфата (хлорида) железа (III), 10 % раствор сульфата (хлорида) цинка, раствор хлорида (сульфата) железа (Ш), пробирка с налетом серебра; пробирки.

Выполнение опыта: В пробирку № 1 прильём раствор медного купороса (раствор СuSO₄·5Н₂О) объёмом 5 мл и добавим кусочек железа (железный гвоздь).

В пробирку № 2 прильём раствор сульфата железа (II) и добавим восстановленную медь.

В пробирку № 3 прильём раствор медного купороса (раствор СuSO₄·5Н₂О) объёмом 5 мл и добавим гранулу цинка.

В пробирку № 4 прильём раствор сульфата (хлорида) цинка объёмом 5 мл и добавим восстановленную медь.

В пробирку № 5 прильём раствор сульфата (хлорида) железа (III) и добавим порошок восстановленной меди.

Наблюдения (запись уравнений реакций):

В пробирке № 1: СuSO₄ + Fe → Сu + FeSO₄: красно-рыжий налет на кусочке Fe.

В пробирке № 2: FeSO₄ + Cu: ничего не происходит.

В пробирке № 3: СuSO₄ + Zn → Сu + ZnSO₄: красно-рыжий налет на кусочке Zn.

В пробирке № 4: ZnSO₄ + Cu: ничего не происходит.

В пробирке № 5: Fe₂(SO₄)₃ + Cu: медь растворяется, появляется зеленовато-голубоватое окрашивание раствора.

Проблема и обсуждение опытов: Все предложенные опыты – это опыты с использованием металла и соли другого металла, однако не все результаты опытов вписываются в схему Ме + Ме^*А → Ме^* + МеА. Почему?

Определяющим в природе металла является его активность. Обратимся к ряду активности металлов

Медь располагается правее цинка и железа.

Вывод: медь – это менее активный металл, чем железо и цинк. Таким образом, металлы расположены в ряду активности слева направо в порядке уменьшения их активности.

Проблема: В пробирке № 5: Fe₂(SO₄)₃ + Cu: медь растворяется, появляется зеленовато-голубоватое окрашивание раствора.

Вывод: Таким образом, соли железа (III), в отличие от солей железа (II), способны вступать во взаимодействие с менее активными металлами.

Составляем схему предполагаемого уравнения реакции в ионном виде:

Cu⁰ + Fe³⁺  Cu²⁺ + Fe²⁺

Вывод: ионы Fe³⁺ обладают настолько сильным окислительным свойством, что могут даже в водном растворе окислить медь, в заключении составляем уравнение реакции № 5 в молекулярном виде:

Cu + Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe SO₄ + CuSO₄

Следовательно, правило о том, что металлы, стоящие в ряду активности металлов правее железа, не должны реагировать с солями железа, справедливо только для растворов солей железа (II). Соли железа (III) в растворе обладают сильными окислительными свойствами и реагируют со многими менее активными металлами, включая медь.

В подтверждение проводится опыт: в пробирку с налетом серебра (после реакции «серебряного зеркала») прилить раствор хлорида железа (III).

Наблюдения: В пробирке Fe₂(SO₄)₃ + Ag: растворение серебра, а через 2-3 минуты полное исчезновение налета серебра со стенок пробирки. Причем одновременно с растворением серебра происходит легкое помутнение раствора вследствие образования осадка сульфата серебра.

Составляем схему предполагаемого уравнения реакции в ионном виде:

Ag⁰ + Fe³⁺  Ag⁺ + Fe²⁺

После этого выдвинутую гипотезу проверяем исследованием полученной в реакции смеси. Качественная реакция на ионы серебра (с хлоридами натрия или соляной кислотой) дает положительный результат, это объясняется тем, что растворимость сульфата серебра значительно выше, чем хлорида.

По краткому ионному уравнению составляем уравнение реакции в молекулярном виде:

2Ag + Fe₂(SO₄)₃ → Ag₂SO₄ + 2FeSO₄

«Химические свойства солей алюминия»

Реактивы: Na, 10 % раствор сульфата (хлорида) алюминия, фенолфталеин; пробирки, кристаллизатор.

Выполнение опыта: В кристаллизатор с раствором хлорида алюминия и несколькими каплями фенолфталеина поместить небольшой кусочек натрия.

Наблюдения: выделение пузырьков газа, розово-малиновое окрашивание раствора и осадка белого цвета.

Натрий – это более активный металл, чем алюминий. Следовательно, натрий должен вытеснять алюминий из растворов его солей по уравнению:

3Na + AlCl₃ → Al + 3NaCl

Проблема и обсуждение опыта: Согласно этому уравнению реакции мы не должны наблюдать выделение газа и осадка белого цвета. Кроме того, ни полученное по нашей схеме вещество NaCl, ни исходное вещество AlCl₃ не имеет щелочной реакции среды (можно для сравнения предложить раствор хлорида натрия и раствор хлорида алюминия с фенолфталеином). То есть, активный металл натрий не вытесняет менее активный алюминий из растворов его солей?

Вывод: Натрий активно реагирует с водой растворяющей хлорид алюминия по уравнению: 2Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂↑. Таким образом, мы объясняем выделение газа (водорода).

Как объяснить выделение осадка? Обратимся к таблице растворимости (растворимость исходных и продуктов).

Все исходные вещества и предполагаемые продукты реакции растворимы в воде.

В предложенном растворе находятся ионы Na⁺, OH^–, Al³⁺, Cl^–, между которыми возможны взаимодействия:

Na⁺ + OH^– → NaOH;

Na⁺ + Cl^– → NaСl;

Al³⁺+ 3Cl^– → AlСl₃;

Al³⁺+ 3OH^– → Al(OH)₃↓ .

Вывод: Таким образом, все вещества находятся в одной пробирке, следовательно, вступать во взаимодействие могут не только исходные вещества, но и продукты их взаимодействия.

Учитель: запишем оба уравнения и суммируем их:

2Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂↑

3NaOH + AlCl₃ → Al(OH)₃↓ + 3NaCl

Суммарно: Na + AlCl₃ + H₂O → Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂↑

Расставим коэффициенты методом электронного баланса:

Na⁰ + AlCl₃ + H⁺₂O → Al(OH)₃↓ + Na⁺Cl + H₂⁰ ↑

Na⁰ – е^– → Na⁺ 2

2 H⁺ + 2 е^– → H₂⁰ 1

2Na⁰ + AlCl₃ + H⁺₂O → Al(OH)₃↓ + 2Na⁺Cl + H₂⁰ ↑

Взаимодействие металлов с растворами солей

1. Растворение меди в растворе хлорида железа(III)

Реактивы. Свежеосажденная медь, 10%-й раствор хлорида железа(III).

Проведение опыта. В пробирку помещают немного свежеосажденной меди и приливают раствор хлорида железа(III).

Наблюдения: В течение минуты происходит растворение меди, и раствор окрашивается в зеленый цвет. Для увеличения скорости реакции раствор можно немного подогреть. При использовании медных опилок, стружек или медной проволоки реакция идет слишком медленно. Окраска раствора меняется на зелёную, а при длительном проведении опыта - на голубую.

Объяснение опыта. Данная химическая реакция используется в радиотехнике для травления плат. При этом протекает процесс, описываемый следующим химическим процессом:

Cu + FeCl₃ = CuCl₂ + FeCl₂.

Реакция является окислительно-восстановительной. Ион железа Fe³⁺ – окислитель, атом меди – восстановитель. Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его окислительные свойства, а чем меньше алгебраическое значение окислительно-восстановительного потенциала атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.

Потенциал пары (Е1) Fe³⁺|Fe²⁺ равен +0,77,

а пары (Е2) Cu²⁺|Cu⁺ равен +0,34.

Вывод: ОВР может протекать в выбранном направлении при условии, что разность потенциалов окислителя и восстановителя имеет положительное значение.

Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:

Е = Е(ок-ля ) – Е(вос-ля).

Если Е  0, то данная реакция возможна. Окислительно-восстановительные потенциалы пар Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,771 В, Е⁰(Cu²⁺/Cu⁰) = 0,338 В. Найдем электродвижущую силу реакции:

ЭДС = 0,771 – 0,338 = 0,433 В.

Положительное значение ЭДС подтверждает возможность протекания данной реакции в стандартных условиях.

2. Взаимодействие щелочных металлов с растворами солей

Взаимодействие лития с раствором сульфата меди (II)

Реактивы: щелочные металлы литий, раствор сульфата меди(II),

Проведение опыта. В пробирку помещаем раствор сульфата меди (II), в который добавляют кусочек лития размером с горошину.

Наблюдения: на поверхности раствора бурно выделяется газ. Поджигают газ, и по характерному хлопку убеждаются, что это водород. Одновременно в верхней части пробирки образуется осадок чёрного цвета

Li + CuSO₄ (раствор) → осадок чёрного цвета + H₂ + Q

Гипотеза: что это за осадок?

Ответ: оксид меди(II): Li + CuSO₄ (раствор) → CuO + H₂ + Q

Возникает проблемная ситуация при расхождении между имеющимися знаниями и наблюдаемыми новыми фактами и явлениями.

Объяснение опыта. Теоретические данные:

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂ + Q

2LiOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂ ↓ + Li₂SO₄

Почему при взаимодействии лития с раствором сульфата меди (II) не образуется осадок синего цвета, а образуется чёрный осадок оксида меди (II)?

Создаётся проблемная ситуация расхождения между имеющимися знаниями и наблюдаемыми фактами

Выдвигается гипотеза:

Гидроксид меди (II) под действием теплоты, которая выделяется при взаимодействии лития с водой разлагается.

Уравнения последовательно протекающих реакций:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂↑ + Q

2LiOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + Li₂SO₄

Cu(OH)₂ = H₂O + CuO

В обобщённом виде:

2Li+2H₂O+CuSO₄=CuО+H₂О +H₂↑+Li₂SO₄

Вывод: При действии активного металла на растворы солей не происходит вытеснение менее активного металла, а образуется нерастворимый гидроксид, который под действием теплоты разлагается на оксид металла и воду.

15

1

Металлы побочных подгрупп.

Растворение меди в растворе аммиака

Реактивы. 15–25%-й раствор аммиака, свежеосажденная медь.

Проведение опыта. В колбу объемом 250–300 мл помещают несколько крупинок свежеосажденной меди и приливают 15–20 мл крепкого раствора аммиака. Колбу закрывают пробкой и сильно встряхивают в течение нескольких секунд.

Наблюдения: Раствор приобретает голубую окраску.

Объяснение опыта. Растворение меди в растворе аммиака можно объяснить тем, что при окислении меди кислородом воздуха в присутствии аммиака образуется устойчивый комплексный ион, который и определяет направление химической реакции:

2Cu + 8NH₃ + O₂ + 2H₂O = 2[Cu(NH₃)₄ ]²⁺ + 4OH^–.

Окисление малоактивных металлов

Окисление меди раствором хлорида меди (II)

Реактивы: раствор хлорида меди (II), медная проволока.

Проведение опыта: в пробирку с раствором хлорида меди (II) вносим медную проволоку.

CuCI₂ + Cu = 2CuCI ↓

Наблюдения: через некоторое время выпадает осадок БЕЛОГО ЦВЕТА – хлорида меди (I)

Объяснение опыта: создаётся проблемная ситуация при расхождении между имеющимися знаниями и условиями их применения в незнакомой ситуации.

Цепочки превращений (в одной пробирке) с.109

6 час

Органическая химия

16

1

Классификация и номенклатура органических веществ. Теория строения органических соединений.

Таблица «Органика в твоих руках» с.57 + с.19 («Современные технологии…»

17 - 18

1

Углеводороды: предельные, непредельные, ароматические углеводороды. с. 181

Эксперимент «Способы очистки поверхности воды от нефти». с.89.

Оборудование: миска с водой, нефть, палочка, средство для мытья посуды, перчатки.

2.Необходимо вылить в воду нефть и размешать палочкой, чтобы получились нефтяные разводы.

3.Теперь надо капнуть в воду с краской средство для мытья посуды.

Плотность нефти меньше, чем воды, поэтому она плавает по поверхности. Средство для мытья посуды разбивает нефтяную плёнку на отдельные капли, которые затем тонут.

1. Если вылить воду, то можно увидеть на дне миски утонувшую нефть.

Вывод: химическими средствами можно бороться с нефтяной плёнкой, но часть нефти оседает на дно океана, где продолжает нарушать экологию.

Опыт 2:

уничтожить нефть с помощью пробковой крошки

1.Оборудование : кристаллизатор, нефть, пробковая крошка

2.В кристаллизатор наливают воду и добавляют 1-2 мл нефти.

3.На образовавшуюся нефтяную пленку высыпаю пробковую крошку ,которая служит адсорбентом.

4.Через некоторое время пропитанную нефтью крошку собирают с поверхности воды

В качестве адсорбента можно использовать так же опилки, кусочки пенопласта.

Вывод: очистили воду от нефти, но все же ее микрочастицы осели на дно кристаллизатора

19

1

Кислородсодержащие органические соединения: спирты и фенолы, альдегиды и кетоны, карбоновые кислоты, сложные эфиры.

С.198, 202

20

1

Азотсодержащие органические соединения: амины, аминокислоты.

С.191

21

1

Жиры и углеводы.

10 час

Количественные отношения в химии: расчёты по химическим формулам и уравнениям химических реакций

22

1

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ.

Решение заданий части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

23

1

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

24

1

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ

Решение задач части 1 и 2

Учебные пособия [1] и [2],

25

1

Расчеты массы вещества или объёма газа по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

26

1

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

27

1

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

28

1

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

29

1

Расчёты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе».

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

30

1

Задачи на установление молекулярной и структурной формулы вещества

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

31

1

Задачи на установление молекулярной и структурной формулы вещества

Решение задач части 1 и 2.

Учебные пособия [1] и [2],

3 час

Познание и применение веществ и химических реакций

3 час

32

1

Методы исследования объектов.

Качественные реакции неорганических веществ.

Решение экспериментальных задач на распознавание неорганических веществ.

Практическое занятие.

33

1

Методы исследования объектов.

Качественные реакции органических веществ.

Решение экспериментальных задач на распознавание органических веществ.

Практическое занятие

34

1

Общие научные принципы химического производства.

Основные методы синтеза высокомолекулярных соединений (пластмассы, каучуки, волокна).

Работа со схемами.

Работа с коллекциями.

с.114

Итого

34 час