ББК 24.164 · 2017-11-03 · Паскаль как-то сказал: «Лишь в конце ... рассматривается урок с элементами исследования

ББК 24.164.5 Л21

Лёвкин А.Н.Л21 Химия : 11 класс : углубленный уровень : методическое по-

собие / А. Н. Лёвкин, А. А. Карцова. — М. : Вентана-Граф, 2018. — 230, [10] с.

ISBN 978-5-360-08442-4Методическое пособие входит в систему учебно-методических

комплектов «Алгоритм успеха», предназначено для учителей химии, работающих в общеобразовательных учреждениях по учебнику «Химия. 11 класс. Углубленный уровень» (авт. Н. Е. Кузнецова, Т. Н. Литвинова, А. Н. Лёвкин. В пособии приведено планирование курса химии 11 класса, рассчитанное на 3 ч в неделю, а также даны разработки уроков и методические рекомендации, помогающие в успешной организации учебного процесса.

ББК 24.164.5

ISBN 978-5-360-08442-4 © Издательский центр «Вентана-Граф», 2018

3

Предисловие

Дорогие коллеги!Мы приступаем к изучению химии в 11 классе. Сложный

и ответственный период! Как правило, наши ученики в основ-ном уже сориентировались, будут ли они продолжать образова-ние в высшей школе и в каком учебном заведении. В данном по-собии мы даем рекомендации к проведению уроков для тех на-ших учащихся, кто выбирает химию как предмет углубленного изучения и, так или иначе, свяжет с ней свою будущую профес-сию.

В пособии дается планирование материала, но понятно, что к любому планированию и учебному пособию нельзя подхо-дить догматически. У каждого учителя есть свое чутье относи-тельно того, где, какие и когда надо сделать акценты. Выдающий-ся французский ученый Б. Паскаль как-то сказал: «Лишь в конце работы мы узнаем, с чего нужно было ее начинать». Это хорошо знает любой опытный учитель.

Конкретная ситуация в классе, степень подготовленности и интереса учащихся диктуют необходимость внести изменения в построение уроков и в сам процесс общения с учениками, ведь главное на уроках — взаимопонимание и ощущение обратной связи.

В отличие от методического пособия к учебнику «Химия. 10 класс. Углубленный уровень», где, кроме обсуждения наибо-лее трудных и важных вопросов органической химии, был дан обзор каждого урока в течение всего учебного года, в предлагае-мом пособии 11 класса авторы пошли по иному пути: представле-ны методические рекомендации к темам курса химии 11 класса, которые включают распределение часов по каждой теме, основ-ные понятия, изучаемые в данном разделе курса, демонстрации, химический эксперимент (практические работы и лаборатор-ные опыты) и др. Кроме того, приведены рекомендации к уро-кам различных типов, примеры решения задач, задания для контрольных работ в тестовой и традиционной формах, допол-нительный материал для расширения кругозора учеников. В кон-це пособия даны рекомендации по организации проектно-иссле-довательской деятельности обучающихся. В качестве примера рассматривается урок с элементами исследования.

При этом пособие снабжено списком рекомендуемой лите-ратуры для дополнительного чтения по химии для реализации исследовательских проектов, а также содержит ссылки на интер-нет-ресурсы.

4

Любая наука имеет целью приобретение знаний, их систе-матизацию и выработку теории, которая помогает объяснить из-вестное и предсказывать еще не изученное. Эту цель в организа-ции процесса познания ставили и авторы.

В состав данного учебно-методического комплекта входит задачник, где приведены различные по степени сложности зада-ния, востребованные учащимися как на базовом, так и на углуб-ленном уровне изучения химии. Есть задания прикладного харак-тера, обсуждение свойств веществ, используемых в нашей по-вседневной жизни (парфюмерия, косметика, лекарства и т. д.), выполнение которых предусматривается и на уроках в классе, и самостоятельно дома. Решения многих из перечисленных ти-пов задач в данном пособии подробно разобраны.

От всей души желаем вам, дорогие коллеги, успешной и плодотворной работы. Свои замечания и предложения вы може-те присылать по электронной почте: [email protected].

5

Планирование курса химии 11 класса(3 ч в неделю, всего 105 ч; из них 11 ч — резервное время)

Номер урока Тема Номер

параграфа

Тема 1. Основные понятия, теории и законы химии (7 ч)

1 Важнейшие понятия химии и их взаимо связи

1

2 Основные законы химии и расчеты на их основе

3 Теория строения атома как научная основа изучения химии

1

4 Современные представления о строении атома

2

5 Периодический закон в свете теории строения атома

3

6

7 Общая характеристика s-, p-, d- и f-элементов

4

Тема 2. Строение веществ (6 ч)

8 Химическая связь и ее виды. Ковалентная связь

5

9 Гибридизация атомов и пространствен-ное строение молекул

5

10 Ионная, металлическая и водородная связи

5

11 Аморфное и кристаллическое состояния веществ. Кристаллические решетки

12 Комплексные соединения 6

13 Многообразие веществ в окружающем мире

7

6


параграфа

Тема 3. Вещества и их системы (8 ч)

14 Чистые вещества и смеси. Дисперсные и коллоидные системы

9

15

16 Истинные растворы. Растворение как физико-химический процесс

10

17 Практическая работа № 1. Приготовле-ние растворов заданной концентрации

С. 75

18 Решение задач

19 Обобщение знаний по темам 3, 4

20

21 Контрольная работа № 1

Тема 4. Основы химической термодинамики (5 ч)

22 Тепловые эффекты реакций. Энтальпия. Термохимические уравнения

11

23

24 Закон Гесса 12

25 Энтропия 13

26 Энергия Гиббса. Прогнозирование возможности осуществления реакции

14

Тема 5. Кинетические понятия и закономерности протекания химических реакций (7 ч)

27 Скорость химических реакций и факторы, влияющие на нее

15

28 Закон действующих масс 16

29 Катализ и катализаторы 17

30 Практическая работа № 2. Влияние условий на скорость реакции

С. 119

31 Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

18

Продолжение табл.

7


параграфа



Тема 6. Растворы электролитов. Реакции в водных растворах электролитов.

Окислительно-восстановительные реакции (13 ч)

34 Теория электролитической диссоциации 19

35 Сильные и слабые электролиты 20

36 Реакции ионного обмена. Кислотно-основные взаимодействия

21

37 Ионное произведение воды. Понятие о рН растворов

22

38 Гидролиз неорганических и органических соединений

23

39 Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

24

40 Методы составления уравнений ОВР 24

41 Химические источники тока 25

42 Коррозия металлов и способы защиты от нее

27

43 Электролиз 26

44 Обобщение знаний по теме 6

45 Решение задач. Самостоятельная работа для совершенствования навыков выраже-ния количественного состава растворов


Тема 7. Неметаллы и их характеристика (15 ч)

47 Общая характеристика неметаллов. Водород и его соединения. Вода

29

48 Галогены 30


8


параграфа

49 Общая характеристика элементов VIA-группы. Кислород и озон

31, 32

50 Сера. Сероводород. Сульфиды 33

51 Кислородные соединения серы 34

52 Общая характеристика элементов VA-группы. Азот и его соединения

35

53 Аммиак. Соли аммония 36

54 Практическая работа № 3. Распознавание азотных, калийных и фосфорных удобрений

С. 269

55 Кислородные соединения азота 37

56 Фосфор и его соединения 38

57 Элементы IVA-группы. Углерод 39

58 Соединения углерода. Кремний и его соединения

40, 41

59 Практическая работа № 4. Распознавание карбонатов

С. 283

60 Практическая работа № 5. Получение аммиака и оксида углерода (IV) и изучение их свойств

С. 290


Темы 8—9. Металлы. Обобщение знаний о металлах и неметаллах (15 ч)

62 Элементы IA-группы. Элементы IIA-группы

42, 43

63

64 Практическая работа № 6. Жесткость воды и способы ее устранения

С. 309

65 Элементы IIIА-группы. Алюминий 44


9


параграфа

66 Практическая работа № 7. Исследование свойств соединений алюминия и цинка (см. урок 64)

С. 317

67 Железо. Соединения железа 45

68 Характеристика d-элементов и их соединений

46

69 Практическая работа № 8. Соединения железа и меди

С. 337


71 Решение задач


73 Металлы и неметаллы 47

74 Соединения металлов и неметаллов 47

75 Генетическая связь между классами неорганических веществ

48

76 Обобщение знаний по теме 9

Тема 10. Химия и медицина. Химия в быту (6 ч)

77 Биогенные элементы. Биологически активные вещества. Химические процессы в живых организмах

49

78 Химия в медицине 50

79 Средства бытовой химии. Моющие и чистящие средства. Химия на дачном участке

51

80

81 Обсуждение проектов, выполненных учащимися

82

Тема 11. Технологические основы получения веществ и материалов. Экологические проблемы химии (6 ч)

83 Химическая технология 52


10


параграфа

84 Получение металлов. Металлургия 52

85 Химическая технология синтеза аммиака 53

86 Экологические проблемы химических производств

54

87 Химико-экологические проблемы и охрана атмосферы, стратосферы, гидро сферы и литосферы

54

88 Экологические проблемы и здоровье человека

54

Тема 12. Методы научного познания (6 ч)

89 Химическое познание и его методы 55

90 Химический эксперимент и его роль в познании природы

55

91 Практическая работа № 9. Анализ химической информации, полученной из разных источников

С. 419

92 Практическая работа № 10. Решение экспериментальных задач на распознавание органических и неорганических веществ

С. 420

93 Обобщение знаний по темам 10, 11. (Обсуждение проектов, выполненных учащимися)94

95 Заключительный урок курса на тему «Химическое образование как общечеловеческая ценность»

Резервное время — 10 ч

Окончание табл.

11

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ТЕМАМ КУРСА

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Строение атома

Число уроков в неделю 3 4 5

Рекомендуемое количество уроков по теме 7 8 8

Планируемые результаты обученияФормирование мировоззрения, соответствующего совре-менному уровню развития науки и общественной практики.

Овладение навыками познавательной, учебно-исследова-тельской и проектной деятельности, навыками разреше-

ния проблем; способность и готовность к самостоятельному пои-ску методов решения практических задач, применению различ-ных методов познания.

Формирование представлений о месте химии в современ-ной научной картине мира; понимание роли химии в фор-

мировании кругозора и функциональной грамотности человека для решения практических задач.

Овладение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользова-ние химической терминологией и символикой.

Овладение основными методами научного познания, ис-пользуемыми в химии: наблюдение, описание, измерение, экспе-римент; умение обрабатывать, объяснять результаты проведен-ных опытов и делать выводы; готовность и способность приме-нять методы познания при решении практических задач.

Овладение правилами техники безопасности при исполь-зовании химических веществ.

Основные понятияСтехиометрия. Стехиометрические законы. Газовые зако-

ны в химии.Атом. Модели строения атома. Ядро и нуклоны. Нуклиды

и изотопы. Электрон. Дуализм электрона. Квантовые числа.

л

м

п

12

Атомная орбиталь. Распределение электронов по орбиталям в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда. Электрон-ная конфигурация атома и способы ее отображения. Валентные электроны. Основное и возбужденные состояния атомов.

Классификация химических элементов (s-, p-, d-элементы). Электронные конфигурации атомов переходных элементов.

Периодический закон. История открытия Периодическо-го закона. Прогнозы Д. И. Менделеева. Современная формули-ровка Периодического закона и современное состояние Перио-дической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Пе-риодическое изменение свойств элементов (атомных радиусов, значений энергии ионизации, электроотрицательности) и обра-зованных ими веществ.

Расчетные задачиВычисления массы или объема веществ, участвующих в реак-ции по массе или объему вещества, масса или объем которо-го известны. Вычисление массовой доли вещества в растворе после реакции. Комбинированные задачи.Вычисление массовой доли химического элемента в соедине-нии. Установление простейшей формулы вещества по массо-вым долям химического элемента. Расчеты на основе стехио-метрических законов химии.

Методические рекомендации к урокам

Уроки 1—2. Важнейшие понятия химии и их взаимосвязи. Основные законы химии и расчеты на их основе

Цели уроков: повторение основополагающих химиче-ских понятий, законов и закономерностей взаимосвязи состава, свойств и строения химических соединений.

Важнейшими понятиями, которые надо повторить в рам-ках данной темы, являются следующие: вещество, химия, хими-ческий элемент, атомная масса, количество вещества, моль, мо-лярная масса.

Повторение начинаем с таких понятий, как «химия» и «ве-щество». Традиционно начинаем с вопроса: что изучает химия? Объектами изучения химии являются вещества и их превраще-ния друг в друга, т. е. химические реакции. А что такое вещества? В 8 классе учащиеся знакомились с этим понятием в самом про-

13

стом варианте. Обратимся теперь к учебнику (см. понятие на с. 4). Далее переходим к понятию «химическая реакция», выпол-няем лабораторный опыт (с. 7), рассматриваем признаки хими-ческих реакций. Важно подчеркнуть, что некоторые реакции нельзя наблюдать непосредственно, но можно изучать с помо-щью специальных приборов.

Далее обращаем внимание на взаимосвязь состава, строе-ния и свойств вещества. Кратко повторяем положения атомно-молекулярного учения (они обозначены на с. 7). Затем переходим к количественным законам. «Наука начинается тогда, когда начи-нают измерять. Точная наука немыслима без меры» (Д. И. Менде-леев). Начать можно с вопроса: как можно измерить порцию ве-щества? Учащиеся могут предложить разные способы измерения, в результате которых мера вещества будет выражена с помощью разных физических величин (можно измерить массу, объем).

Можно задать вопрос: одинаковое ли количество атомов в 1 г серебра и в 1 г золота? В 1 мл воды и в 1 мл этилового спир-та? Так мы выходим на необходимость введения эталона коли-чества вещества, переходим к рассмотрению понятия «моль». Затем говорим о том, что не существует прибора, который бы мог непосредственно измерить количество вещества, но можно измерить, например, его массу. Уточняем понятие «молярная масса». Напоминаем учащимся, как рассчитывать массу вещест-ва, используя Периодическую систему химических элементов. Но в периодической системе приведены относительные атом-ные массы элементов. Что стоит за этим понятием? Формули-руем понятие относительной атомной массы (с. 8). Затем за-крепляем пройденный материал, используя простейшие хими-ческие расчеты. Переходим к повторению количественных законов химии.

Закон постоянства состава вещества, закон сохранения массы. Опыт показывает, что здесь эффективно использование исторического контекста событий, демонстрация логики эволю-ции химической науки.

Известно, что в XVI—XVII вв. химия несколько отставала от уровня развития других наук (физика, астрономия). Одной из причин было отсутствие строгих количественных измерений. В этот период происходит революция и в астрономии: выводы о строении Солнечной системы, обосновавшие рассуждения Н. Коперника, получены выдающимися астрономами XVII в. И. Кеплером и Г. Галилеем. Это очень важный период: с именем Г. Галилея связывают рождение новой научной методологии. Га-лилей одним из первых доказал необходимость тщательных из-мерений и математической обработки экспериментальных дан-

14

ных. Количественный подход при выполнении физических ис-следований развил другой выдающийся ученый — Исаак Ньютон. Таким образом, научная революция в физике и астрономии в этот период достигает наивысшей точки. А в химии переход от простого качественного описания к количественному измере-нию происходит только в XVIII в. спустя много лет после откры-тий Г. Галилея, И. Ньютона и других ученых.

На рубеже XVIII—XIX вв. химия получила новую фундамен-тальную теоретическую базу, новую терминологию и номенкла-туру. Начало такой революции в химии связывают с деятельнос-тью А. Л. Лавуазье. (В учебнике для базового уровня на с. 14—15 имеется дополнительный материал к главе 1, который целесо-образно использовать при подготовке к уроку.)

Далее переходим к изучению закона постоянства состава вещества. С этим законом учащиеся знакомились еще в 8 классе, но тогда он воспринимался скорее декларативно. Немного исто-рии. На рубеже XVIII и XIX вв. появилась идея химического сродства. Автором этой теории был выдающийся французский химик К. Л. Бертолле (1748—1822). По Бертолле, силы сродства аналогичны ньютоновским силам притяжения: они действуют на малых расстояниях, зависят от температуры, давления и плот-ности взаимодействующих веществ. Бертолле приходит к заклю-чению, что состав образующихся в процессе химической реак-ции соединений зависит от условий их получения.

В отличие от Бертолле, французский химик Жозеф Луи Пруст (1754—1826) опирался на результаты многочисленных экс-периментов по исследованию состава веществ. В работе «Иссле-дование меди» (1799) он показал, что природный карбонат меди и образец карбоната меди, полученный в лаборатории, имеют один и тот же состав, цвет и другие свойства. Никаких отличий не было обнаружено и между оксидом меди природным и синте-тическим.

Между Бертолле и Прустом разгорается научная полемика. В результате этого спора большинством химиков был принят за-кон постоянства состава, сформулированный Ж. Л. Прустом. Можно процитировать самого Пруста: «Соединение есть приви-легированный продукт, которому природа дала постоянный со-став… Никакой разницы мы не видим между окисью железа Юж-ного полушария и Северного… Анализ подтверждает эти факты на каждом шагу».

После знакомства с историческим контекстом формули-ровки закона постоянства состава вещества можно обратиться к тексту учебника. Обратим внимание на проблему, сформулиро-ванную на с. 10 учебника.

15

Как объяснить закон постоянства состава вещества с пози-ций атомно-молекулярного учения? Ключом к решению может послужить текст о Д. Дальтоне, приведенный на с. 11 учебника.

Можно поставить перед учащимися и такой вопрос. Мы знаем, что валентности многих элементов переменны. Так, на-пример, медь образует оксиды CuO и Cu2O. В одном массовая до-ля кислорода 20%, а в другом — 11,1%. Как объяснить это с пози-ции закона постоянства состава вещества?

Ж. Л. Пруст установил, что для элементов, которые образу-ют друг с другом несколько соединений, переход от одного со-единения к другому происходит не непрерывно, как предполагал Бертолле, а скачкообразно. Таким образом, и в этом случае за-кон постоянства состава соблюдается.

В XX в. были открыты соединения переменного состава, которые назвали бертоллидами (термин введен Н. С. Курнако-вым в 1912—1914 гг.). Учащиеся могут познакомиться с текстом на с. 11 учебника об открытиях Н. С. Курнакова. Можно привес-ти и другие примеры бертоллидов, например оксид ванадия (II) имеет в зависимости от условий получения состав от V0,9 до V1,3 и т. д. Отметим, что бертоллиды не являются веществами моле-кулярного строения!

Другой вариант урока: изучение закона постоянства соста-ва можно было бы организовать в виде научного диспута. В та-ком случае учитель начинает урок с формулировки проблемы. Одна группа учащихся защищает позицию Ж. Л. Пруста, другая — К. Л. Бертолле. Кроме того, учащиеся получают задание соста-вить биографическую справку об ученых. После дискуссии фор-мулируются выводы.

Более сложным является изучение закона сохранения мас-сы веществ. С этим законом учащиеся также знакомились в 8 клас-се (§ 18 «Законы сохранения массы и энергии» учебника 8 клас-са). Повторяя этот материал в 11 классе, сначала необходимо вспомнить формулировку закона, объяснить закон сохранения массы веществ с позиций атомно-молекулярного учения (см. зада-ние на с. 11 учебника). Далее можно дополнить знания учащихся, рассказав о взаимосвязи массы и энергии. Закон сохранения мас-сы является частным проявлением всеобщего закона сохранения материи и ее движения, о чем говорится на с. 12 учебника (допол-нительный материал). При наличии времени можно познако-мить учащихся с этим вопросом более подробно.

В начале XX в. Альберт Эйнштейн установил, что масса (m) и энергия (E) взаимосвязаны: E = mc2, где с — скорость света.

Из этого соотношения следует, что определенному количе-ству энергии соответствует определенная масса и наоборот. Так

16

как химические процессы сопровождаются выделением или по-глощением энергии, им должны соответствовать и некоторые изменения массы. Но так как скорость света — огромная величи-на (3•108 м/с), а изменение энергии в ходе химических процес-сов не столь велико, изменение массы оказывается столь ни-чтожным, что закон сохранения массы соблюдается с практиче-ски абсолютной точностью (Dm < 10–11 кг/моль). Изменение массы может стать заметным, когда количество выделяющейся энергии не является малой величиной по сравнению с с2, что имеет место, например, в ходе ядерных реакций.

Этот материал можно дать для самостоятельной работы учащимся, проявляющим интерес к физике и химии. Задание для «затравки» сформулировано в задаче 1-37 в задачнике.

В заключение дополним материал исторической справкой об открытии закона сохранения массы. Здесь немало драматиче-ских моментов. Кем и когда был открыт закон сохранения массы вещества? В большинстве отечественных источниках указано, что он открыт М. В. Ломоносовым в 1748 г. Но вот любопытные факты. В 1748 г. в письме выдающемуся математику Леонарду Эйлеру М. В. Ломоносов пишет: «…все встречающиеся в приро-де изменения происходят так, что если к чему-либо нечто приба-вилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько мате-рии прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у дру-гого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю у бодрствования, и т. д.»1.

В 1756 г. М. В. Ломоносов выполнил классический опыт: в запаянном сосуде при нагревании без доступа воздуха вес ме-талла не увеличивается, а общая масса сосуда при этом остается неизменной. Аналогичный эксперимент был выполнен А. Лавуа-зье лишь в 1774 г. К сожалению, это открытие М. В. Ломоносова, как и многие другие, оставалось долго неизвестным. Закон со-хранения массы был вновь открыт в 1773 г. А. Лавуазье. В «На-чальном учебнике химии» (1789) он приводит точную количест-венную формулировку закона сохранения массы вещества. Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон так: «Ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции (химиче-ской реакции) имеется одинаковое количество материи до и по-сле, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки. На этом по-ложении основано все искусство делать опыты в химии».

1 http://feb-web.ru/feb/lomonos/texts/lo0/loa/loa-439-.htm.

17

Хотя именно после этих работ Лавуазье закон сохранения массы основательно вошел в науку, роль Ломоносова в открытии этого закона неоспорима.

Для повторения закона Авогадро при наличии 2 ч в неделю рекомендуется выделить отдельный урок.

Рекомендуем учащимся найти дополнительный материал о личности А. Лавуазье. Можно предложить учащимся ответить на вопросы: «Почему считается, что А. Лавуазье совершил рево-люцию в химии?», «Почему А. Лавуазье был казнен в годы терро-ра Робеспьера?».

Закон Авогадро и следствия из него. Закон Авогадро изучен в курсе 8 класса. Мы неоднократно к нему возвращались, особенно когда применяли его следствия. На данном уроке ста-вится задача повторить закон Авогадро, сделав акцент на его применении. Но начать урок можно не с формулировки темы и задач, а совершенно иначе! В материалах ЕГЭ по химии встре-чаются задания: «Оцените верность двух суждений». Предложим следующее задание.

Задание. Оцените верность двух суждений о газах.А. В равных объемах различных газов при одних и тех же

условиях содержится одинаковое число молекул.Б. Порции различных газов, в которых содержится одно

и то же число молекул, при одинаковых условиях займут один и тот же объем.

Варианты ответов:1. верно только А 3. верны оба суждения2. верно только Б 4. оба суждения неверны

Можно подчеркнуть, что газы-то разные и молекулы в этих газах разные. Довольно часто учащиеся говорят, что один из от-ветов неверный.

Разберемся более детально. Итак, первое суждение (А) — это и есть формулировка закона Авогадро. Попробуем обосно-вать этот закон в самом примитивном варианте. Чем различает-ся расположение частиц в твердом, жидком и газообразном со-стояниях вещества? В газообразном состоянии расстояния между частицами существенно больше размеров самих частиц, а значит, собственно размерами самих частиц можно пренебречь.

А верно ли обратное? Ведь суждение Б — это тезис, в кото-ром условие и заключение поменяли местами. Конечно, сужде-ние Б верно. Его можно было бы назвать одним из следствий зако-на Авогадро. Практически в каждом учебнике по химии и физике упоминается этот закон. Именно закон Авогадро помог в конеч-

18

ном счете правильно определить формулы многих молекул и рас-считать атомные массы различных элементов.

Интересно обратиться к истории вопроса.В 1808 г. французский ученый Жозеф Луи Гей-Люссак

(1778—1850) вместе с немецким физиком, метеорологом и путе-шественником Александром Гумбольдтом (1769—1859) проводил опыты, целью которых было выяснение точности измерения со-става атмосферного воздуха. В ходе опытов было обнаружено, что кислород и водород образуют воду, соединяясь в пропорции 100 объемных частей кислорода на 200 объемных частей водоро-да. Это позволило сформулировать закон объемных отношений, согласно которому соотношение между объемами реагирующих газов выражается простыми целыми числами. Например, 2 объе-ма водорода соединяются с 1 объемом водорода, при этом обра-зуется 2 объема водяного пара, что можно было бы условно отра-зить схемой:

2V (водород) + 1V (кислород) = 2V (пары воды).

Другой пример: 1 объем хлора соединяется с 1 объемом во-дорода, при этом образуется 2 объема хлороводорода и т. д.

В то время закон объемных отношений мало что давал уче-ным. Еще не было единого мнения о том, из чего состоят части-цы разных газов. Не существовало и четкого различия между та-кими понятиями, как атом, молекула, корпускула.

А какие же выводы можно было сделать на основании зако-на кратных отношений?

Итак, эксперимент показывает, что объемы водорода, кис-лорода и образующихся из этих газов паров воды относятся как 2 : 1 : 2. Что из этого следует?

Молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов (Н2 и О2), а молекула воды — из трех, и тогда верно уравнение

2Н2 + О2 = 2Н2О.

Но возможен и такой вывод: молекулы водорода одноатом-ны, а молекулы кислорода и воды двухатомны, и тогда верно уравнение 2Н + О2 = 2НО с тем же соотношением объемов (2 : 1 : 2).

В первом случае из соотношения масс водорода и кислоро-да в воде (1 : 8) следовало, что относительная атомная масса кис-лорода равна 16, а во втором — что она равна 8. Даже через 50 лет после работ Гей-Люссака некоторые ученые продолжали настаи-вать на том, что формула воды именно НО, а не Н2О. Другие же считали, что правильна формула Н2О2. Соответственно, в неко-торых таблицах атомную массу кислорода принимали равной 8.

19

Тем не менее есть способ выбрать из двух предположений единственно верное. Какой?

Надо было проанализировать результаты и других подоб-ных экспериментов. Например, в реакции водорода с хлором взаимодействуют равные объемы водорода и хлора, в результате образуется удвоенный объем хлороводорода. Этот факт сразу исключает предположение о том, что водород одноатомный и что реакция идет не по схемам:

H + Cl = HCl,H + Cl2 = HCl2 и т. д.

Удвоенный объем HCl не получается.Следовательно, молекулы водорода (а также хлора) состо-

ят из двух атомов. Но если они двухатомны, то двухатомны и мо-лекулы кислорода, а в молекулах воды три атома, т. е. формула Н2О.

Эти выводы и сделал итальянский физик Амедео Авогадро. В 1811 г. появилась его статья «Очерк метода определения отно-сительных масс элементарных молекул тел и пропорций, соглас-но которым они входят в соединения». Излагая основные пред-ставления молекулярной теории, Авогадро показал, что она не только не противоречит данным, полученным Гей-Люссаком, но, напротив, прекрасно согласуется с ними и открывает воз-можность точного определения атомных масс, состава молекул и характера происходящих химических реакций.

Тщательно проанализировав результаты экспериментов Гей-Люссака и других ученых, Авогадро пришел к выводу, что за-кон объемных отношений позволяет понять, каков мог бы быть состав молекул газов. «Первая гипотеза, — писал он, — которая возникает в связи с этим и которая представляется единственно приемлемой, состоит в предположении, что число составных молекул любого газа всегда одно и то же в одном и том же объе-ме...» А «составные молекулы» (сейчас мы их называем просто молекулами), по мысли Авогадро, состоят из более мелких ча-стиц — атомов.

Удивление вызывает тот факт, что изложенные здесь вы-воды долгое время не могли убедить некоторых ученых в спра-ведливости теории Авогадро, которая в течение нескольких де-сятилетий оставалась практически незамеченной. Частично это можно объяснить отсутствием в те времена простой и ясной записи формул и уравнений химических реакций. Кроме того, противником теории Авогадро был выдающийся шведский хи-мик Йенс Якоб Берцелиус, имевший непререкаемый авторитет среди ученых. Согласно теории Берцелиуса, все атомы имеют

20

электрические заряды, а молекулы образованы атомами с проти-воположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Считалось, что атомы кислорода имеют отрицательный заряд, а атомы водорода — положительный. С точки зрения этой тео-рии невозможно было представить молекулу кислорода, состоя-щую из двух одинаково заряженных атомов.

Позднее, в 1814 г., Авогадро изложил свою гипотезу более четко и сформулировал ее в виде закона, носящего его имя: «Рав-ные объемы газообразных веществ при одинаковом давлении и температуре содержат одно и то же число молекул, так что плотность различных газов служит мерой массы их молекул...» Это уточнение оказалось весьма важным: можно, измеряя плот-ность разных газов, определять относительные массы молекул, из которых эти газы состоят. Действительно, если в 1 л водорода содержится столько же молекул, сколько в 1 л кислорода, то от-ношение плотностей этих газов равно отношению масс молекул. Авогадро особо отмечал, что молекулы в газах не обязательно должны состоять из одиночных атомов, а могут содержать не-сколько атомов — одинаковых или разных.

Выводы из своей почти десятилетней работы в области мо-лекулярной теории Авогадро опубликовал в 1821 г. в статье «Но-вые соображения о теории определенных пропорций в соедине-ниях и об определении масс молекул тел», распространив свой метод определения состава молекул на целый ряд органических веществ. В этой же работе в связи с исследованиями газов впер-вые упоминается и имя Анри Ампера, по выражению Авогадро, «одного из самых искусных физиков наших дней», в связи с его исследованиями в области молекулярной теории. Ампер работал и в области молекулярной физики. В 1814 г. Ампер опубликовал письмо к химику Бертолле, в котором сформулировал положе-ние, по существу совпадающее с законом Авогадро.

Значительно позднее, в конце 1850-х гг., поддержал гипоте-зу Авогадро и убедил ученых в ее справедливости молодой ита-льянский химик Станислао Канниццаро (1826—1910). Он принял для молекул газообразных элементов правильные (удвоенные) формулы: H2, N2, O2, Cl2 и т. д. — и согласовал гипотезу Авогадро с экспериментальными данными. С. Канниццаро писал: «Крае-угольный камень современной атомной теории составляет тео-рия Авогадро... Эта теория представляет самый логичный исход-ный пункт для разъяснения основных идей о молекулах и атомах и для доказательства последних... Вначале казалось, что физиче-ские факты были в несогласии с теорией Авогадро и Ампера, так что она была оставлена в стороне и скоро забыта; но затем хими-ки самой логикой их исследований и в результате спонтанной

21

эволюции науки незаметно для них были приведены к той же теории... Кто не увидит в этом длительном и неосознанном кру-жении науки вокруг и в направлении поставленной цели реши-тельного доказательства в пользу теории Авогадро и Ампера? Тео рия, к которой пришли, отправляясь от различных и даже противоположных пунктов, теория, которая позволила предви-деть немало фактов, подтвержденных опытом, должна быть чем-то большим, чем простой научной выдумкой. Она должна быть... самой истиной».

После того как гипотеза Авогадро стала общепризнанной, ученые получили возможность не только правильно определять состав молекул газообразных соединений, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Это помогало легко рассчитать массовые соотношения реагентов в химических реакциях. Изме-ряя массу веществ в граммах, ученые оперировали определен-ным количеством молекул. Количество вещества, численно рав-ное относительной молекулярной массе, но выраженное в грам-мах, назвали грамм-молекулой или молем. Термин «моль» введен в начале XX в. Его стал употреблять один из основоположников физической химии, немецкий ученый Вильгельм Оствальд (1853—1932). Это слово содержит тот же корень, что и слово «мо-лекула» (от лат. moles — масса с уменьшительным суффиксом).

Теперь рассмотрим следствия из закона Авогадро. Одно из них мы уже упоминали: порции различных газов, в которых содержится одно и то же число молекул, при одинаковых услови-ях займут один и тот же объем.

А какой объем займет порция газа, в котором содержится 1 моль вещества? Этот объем был измерен, при нормальных условиях (т. е. при давлении 1 атм = 1,013•105 Па и температуре 0 °C) он равен 22,41383 л (при условии, что газ близок к идеаль-ному). Это число известно как молярный объем газа, и обычно в расчетах мы его округляем до 22,4 л: VM = 22,4 л/моль.

Как мы знаем, любой физический закон имеет ограниче-ния. А закон Авогадро? Конечно, и здесь есть свои ограничения.

1. Закон Авогадро относится к газам, сжатым не очень сильно (например, к газам при атмосферном давлении). В случае сильно сжатых газов считать его справедливым нельзя.

2. Молярный объем газа, указанный выше с такой точно-стью, справедлив для идеального газа. Молярный объем реаль-ных газов конечно же несколько отклоняется от данного числа. Например, при н. у.:

азот — 22,397 л;оксид углерода (II) — 22,408 л;оксид углерода (IV) — 22,261 л.

22

В целом при округлении мы все равно получаем 22,4 л, по-этому при решении соответствующих задач данными отклонени-ями можем пренебречь.

Перейдем к конкретным примерам. Начнем с задания 1-20 по задачнику.

Докажем одно из следствий закона Авогадро: относитель-ная плотность газов (а учащимся стоит пояснить суть этого поня-тия) может быть вычислена не только как отношение абсолют-ной плотности газа А к абсолютной плотности газа B, но и как отношения их молярных масс. Иными словами, докажем спра-ведливость уравнения

( ) ( )( ) ( )

( ) = = .ρρB

A M AB M B

D A

Рассмотрим отношение значений абсолютной плотности газов А и В. Вспомним, что плотность — это отношение массы к объему:

ρρ

( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( )

= : = .A m A m B m A V BB V B V B V A m B

Выразим массу через количество вещества и молярную массу m = M•n, а объем через количество вещества и молярный объем:

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

= = .ρρ

M

M

A m A V B n A M A n B VB V A m B n A V n B M B

В результате сокращения получаем соотношение

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

= = = .ρρ

M

M

A m A V B n A M A n B V M AB V A m B n A V n B M B M B

Что и требовалось доказать.

Задача 1. Вычислите относительную плотность: а) метана по водороду; б) пропана по кислороду; в) оксида углерода (IV) по воздуху.

Решение:

а) 2

44

2 H

(CH ) 16(H ) 2

(CH ) = = = 8.MM

D

Иными словами, метан тяжелее водорода в восемь раз.

б) 2

3 83 8

2 O

(C H ) 44(O ) 32

(C H ) = = = 1,375.MM

D

в) ≈22

(CO ) 44( ) 29

(CO ) = = 1,5.MM

Dв возд.

23

В последнем случае учащиеся должны вспомнить, что условно молярная масса воздуха принимается равной 29 г/моль.

Задача 2. Вычислите объем кислорода, который потребу-ется для полного сгорания пропана объемом 10 л. Какой объем углекислого газа при этом образуется? Объемы всех газов изме-ряются при одинаковых условиях.

Решение:Записываем уравнение реакции горения пропана:

C2H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O.

На 1 моль пропана потребуется 5 моль кислорода. По зако-ну Авогадро в 10 л пропана и в 10 л кислорода при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. Для полного сгорания пропана потребуется в пять раз больше молекул кис-лорода, т. е. 50 л. Соответственно, углекислого газа образуется 30 л.

Задачи такого типа часто завершают часть А контрольно-измерительных материалов ЕГЭ. А что, если немного изменить условие задачи и сформулировать ее в другом варианте: «Вы-числите объем кислорода (н. у.), который потребуется для пол-ного сгорания пропана объемом 10 л (н. у.). Какой объем угле-кислого газа при этом образуется?»

Мы понимаем, что указание «н. у.» здесь появилось только для того, чтобы зафиксировать одинаковые условия измерения газов, и объемы их приведены к нормальным условиям. Чаще всего учащиеся в ходе решения таких задач начинают искать ко-личество вещества через молярный объем газов. Полезно ука-зать нерациональность таких действий, для чего оставим количе-ство вещества выраженным в виде обыкновенной дроби:

n(C3H8) = 10 1022,4 22,4

= лл / моль моль;

n(O2) = 10 • 522,4 моль;

V(O2) = 10 • 522,4 моль•22,4 л/моль = 50 л.

Ясно, что не было необходимости сначала делить объем на 22,4, а потом опять полученное количество умножать на то же самое число.

Решая эту задачу, вспомним, что в данном случае как раз и выполняется закон кратных объемных отношений Гей-Люсса-ка, с которого мы начали рассказывать историю открытия зако-на Авогадро.

24

Заканчивая урок, еще раз подчеркнем, что открытие за-кона Авогадро имело огромное значение для развития атомно-молекулярного учения. Приведем слова Д. И. Менделеева, кото-рый был одним из участников конгресса химиков в г. Карлсруэ: «В 50-х годах одни принимали О = 8, другие О = 16, если Н = 1. Вода для первых была НО, перекись водорода НО2, для вторых, как ныне, вода Н2О, перекись водорода Н2О2 или НО. Смута, сбивчивость господствовали. В 1860 г. химики всего света собра-лись в Карлсруэ для того, чтобы на конгрессе достичь соглаше-ния, однообразия. …Я хорошо помню, как велико было разногла-сие, как с величайшим достоинством охранялось корифеями нау-ки условное соглашение и как тогда последователи Жерара, во главе которых стал итальянский профессор Канниццаро, горячо проводили следствия закона Авогадро».

А закончить урок можно небольшим докладом, который за-ранее приготовит кто-то из учащихся, посвященным биографии Амедео Авогадро.

Дополнительные материалыГраф Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро ди Кваренья,

ди Черрето родился 9 августа 1776 г. в Турине (Северная Италия, Пьемонт) в семье служащего судебного ведомства Филиппо Аво-гадро. Амедео был третьим из восьми детей. В юношеские годы посещал школу геометрии и экспериментальной физики. В то время профессии и должности часто передавались по наследст-ву, и Амедео занялся юриспруденцией. В 20 лет получил степень доктора церковного законоведения, а в 25 лет начал самостоя-тельно изучать физико-математические науки.

В 1803 и 1804 гг. он, совместно со своим братом Феличе, представил в Туринскую академию наук две работы, посвящен-ные теории электрических и электромагнитных явлений, и был избран в 1804 г. членом-корреспондентом этой академии. В пер-вой работе под названием «Аналитическая заметка об электриче-стве» он объяснил поведение проводников и диэлектриков в электрическом поле, в частности явление поляризации диэлек-триков. Высказанные им идеи получили затем более полное раз-витие в работах других ученых. В 1806 г. Авогадро получает ме-сто репетитора в Туринском лицее. В 1809 г. переводится препо-давателем физики и математики в лицей г. Варчелли. А когда войска Наполеона заняли Северную Италию, Авогадро стал се-кретарем новой французской провинции.

Свою научную деятельность Авогадро начал с изучения электрических явлений. Большое внимание он уделял исследова-ниям в области электрохимии, пытаясь обнаружить связь между

25

электрическими и химическими явлениями. В этом отношении его исследования соприкасались с работами знаменитых хими-ков Дэви и Берцелиуса.

В сентябре 1819 г. Авогадро избирается членом Туринской академии наук. В 1820 г. королевским указом назначается пер-вым профессором новой кафедры высшей физики в Туринский университет.

Интересны взгляды Авогадро на преподавание физики. Он наметил обширный план действий. Основная его идея заключа-лась в необходимости сочетания преподавания с научной дея-тельностью.

Этим прогрессивным идеям не суждено было осуществить-ся из-за военных и политических событий в Италии начала 1820-х гг. В 1822 г. после студенческих волнений Туринский уни-верситет был на целый год закрыт, а его некоторые новые кафе-дры, в том числе кафедра высшей физики, ликвидированы. Тем не менее в 1823 г. Авогадро получает почетный титул заслужен-ного профессора высшей физики и назначается старшим ин-спектором Палаты по контролю за государственными расхода-ми — должность финансово-юридическая, весьма далекая от нау-ки. Несмотря на новые обязанности, Авогадро продолжал заниматься научными исследованиями. В 1832 г. Туринский уни-верситет вновь получил кафедру высшей физики, но ее предло-жили не Авогадро, а известному французскому математику Огюстену Луи Коши, покинувшему родину в 1830 г. Только спу-стя два года, после отъезда Коши, Авогадро смог занять эту ка-федру.

В 1837—1841 гг. Авогадро издал четырехтомное сочинение «Физика весомых тел, или Трактат об общей конституции тел» — первый в истории учебник по молекулярной физике. Каждый том имел более 900 страниц. К этому времени Авогадро уже ис-полнилось 65 лет, но ум его по-прежнему был ясным, а любовь к науке и трудолюбие неиссякаемыми.

На кафедре физики Авогадро работал до 1850 г., а затем ушел из университета, передав ее своему ученику Феличе Кью. После этого он еще некоторое время занимал должность старше-го инспектора Контрольной палаты, состоял членом Высшей статистической комиссии, Высшего совета народного образова-ния и председателем Комиссии мер и весов. Несмотря на свой почтенный возраст, он продолжал публиковать свои исследова-ния в трудах Туринской академии наук. Последняя его работа вышла из печати за три года до смерти, когда Авогадро исполни-лось 77 лет. Он умер в Турине 9 июля 1866 г. и похоронен в се-мейном склепе в Верчелли.

26

По своему безразличию к почестям Авогадро представлял редкое исключение среди ученых того времени. Современники в своих воспоминаниях говорят о нем как о человеке очень скромном, впечатлительном и обаятельном. «Высокообразован-ный без педантизма, мудрый без чванливости, презирающий ро-скошь, не заботящийся о богатстве, не стремящийся к почестям, безразличный к собственным заслугам и собственной известно-сти, скромный, умеренный, доброжелательный» — так характе-ризует Авогадро один из его современников.

В честь Авогадро названо число частиц в 1 моль вещества — число Авогадро.

Творческие задания. При наличии внеурочного времени можно организовать межпредметный семинар с учащимися по теме «Великая Французская революция. Революция в химии».

Домашнее задание:Задачи 1-49, 1-50 (по задачнику). Для обсуждения и работы

в группе можно рекомендовать задачи 1-36, 1-37.

Урок 3. Теория строения атома как научная основа изучения химии

Цели урока: повторение и углубление знаний о строении атома и атомного ядра.

Изучение этой темы требует опоры на знания, полученные ранее. Урок можно разделить на несколько этапов. Сначала рас-сматриваем состав атома, вспоминаем такие понятия, как «хими-ческий элемент», «изотопы».

Для повторения темы «Состав атома» можно использовать таблицу из учебника, представив ее на слайде презентации (учеб-ник, табл. 1, с. 7). Обратим внимание на термин «элементарные частицы». В данной таблице его было бы лучше заменить на тер-мин «субатомные частицы», так как по современным представле-ниям протоны и нейтроны образованы кварками, поэтому не яв-ляются столь уж элементарными. Термин «субатомные» акцен-тирует внимание на том, что именно эти частицы и образуют атом. Их открытие и изучение началось в конце XIX в.

В 1898 г. Дж. Томсоном открыт электрон — частица, являю-щаяся носителем наименьшего в природе отрицательного заря-да. В 1913 г. открыт протон, а в 1924 г. — нейтрон. Таким обра-зом, доказано сложное строение атома.

Далее акцентируем внимание учеников на том, что число протонов определяет заряд ядра, который, в свою очередь, сов-падает с номером элемента в Периодической системе химиче-

27

ских элементов Д. И. Менделеева. Заряд ядра является фундамен-тальной характеристикой, позволяющей ответить на вопрос, об атоме какого именно элемента идет речь.

Далее сформулируем следующую проблему: в ряде случаев атомы одного и того же элемента различаются массой. В чем причина этого явления? Масса электронов по сравнению с мас-сой протонов и нейтронов ничтожно мала. Она меньше массы протона в 1836 раз, поэтому при расчетах атомных масс массой электрона пренебрегают. Масса атома сосредоточена в его ядре, которое образовано протонами и нейтронами. В ядре таких ато-мов число протонов не может быть разным, поскольку это ато-мы одного и того же элемента. Тогда, значит, они различаются числом нейтронов?

В учебнике приведен один из самых характерных приме-ров: изотопы хлора-35 и хлора-37. Обратимся к дополнительному тексту учебника.

Какие «несложные расчеты» приведут к относительной атомной массе хлора, равной примерно 35,5? Можно привести этот расчет:

35•0,7553 + 37•0,2447 ≈ 35,5.

Полученный результат не является средним арифметиче-ским двух чисел, а является средней арифметической взвешен-ной величиной. А что показывают цифры 35 и 37? Ученики без труда могут ответить (проанализировав текст на с. 17), что это — массовые числа изотопов.

Полезно выполнить задание на с. 17 и вычислить число протонов и нейтронов в изотопах водорода.

Приведем еще примеры изотопов. Например, природный уран состоит из смеси трех изотопов: 238U (изотопная распро-страненность 99,2745%), 235U (0,7200%) и 234U (0,0055%). Обо-значим первые из этих двух изотопов на схеме:

Уран-238

238 92 U

Число p+ в ядре = 92Число n0 в ядре = 238 – 92 = 146Число e– в эл. оболочке = 92

Уран-235235 92

Число p+ в ядре = 92Число n0 в ядре = 235 – 92 = 143Число e– в эл. оболочке = 92

Вводим понятие «нуклид». При наличии времени можно рассмотреть понятие «радиоизотопы» и познакомить учащихся с понятием «ядерные реакции».

28

Состояние электронов в атоме. Квантовые числа. Следу-ющим важным этапом является рассмотрение строения элек-тронной оболочки.

Главной целью изучения данной темы является формиро-вание умений определять электронные конфигурации атомов элементов первых четырех периодов Периодической системы.

Какие понятия актуализируются при изучении данной темы?Это корпускулярно-волновой дуализм, электронное обла-

ко, атомная орбиталь, спин электрона, энергетический уровень и подуровень, электронная конфигурация атома. Все они обсу-ждаются в учебнике.

Одним из наиболее трудных для объяснения является поня-тие атомная орбиталь. Аналогии, с помощью которых можно трактовать это понятие, обычно страдают некорректностью. Од-на из наиболее удачных, на наш взгляд, попыток объяснения сде-лана авторами из МГУ В. В. Ереминым и его коллегами1. Конеч-но, стоит обратить внимание и на эмоциональную составляющую приводимого материала. История развития учения о строении атома полна драматизма и наполнена интереснейшими собы-тиями, ведь именно в это время физика (а по сути, и все естест-вознание в целом) переживала настоящую революцию: переход от классической физики к квантово-механическим объяснениям явлений. Основы этого учения заложены в работах английского физика Эрнста Резерфорда (1871—1937), датского физика Ниль-са Бора (1885—1962), немецкого физика-теоретика Вернера Гей-зенберга (1901—1976), австрийского физика-теоретика Эрвина Шрёдингера (1887—1961), французского физика Луи де Бройля (1892—1987) и других выдающихся ученых.

Биографии этих ученых, развитие их идей — благодарней-ший материал для внеклассной работы. Хочется порекомендо-вать ряд книг2, которые, несомненно, будут полезны учителю (и учащимся в ходе подготовки внеклассных мероприятий).

В одной из них (Л. И. Пономарев) приведен весьма инте-ресный факт из жизни Нильса Бора.

«На склоне лет Бор приехал в нашу страну и посетил Гру-зию, где отдыхал с группой физиков. Неподалеку от них располо-жились крестьяне из окрестного селения. Во главе с тамадой они пили вино и пели песни.

1 Еремин В. В. и др. Химия. 8 кл. М.: Оникс, 21 век, 2004. С. 200—201.

2 Пономарев Л. И. Под знаком кванта. М.: Наука, 1989; Томи-лин А. Н. В поисках первоначал. Л.: Детская литература, 1990.

29

Нильс Бор — человек не только великий, но и любознатель-ный — подошел к ним и был принят с традиционным радушием. „Это знаменитый ученый Нильс Бор…“, — начали представлять физики. Но тамада жестом остановил их и, обращаясь к сотра-пезникам, произнес: „Друзья! К нам в гости приехал самый боль-шой ученый мира профессор Нильс Бор. Он создал атомную фи-зику. Его труды изучают школьники всех стран... Пожелаем же ему и его спутникам долгих лет жизни, счастья, крепкого здоро-вья. Пожелаем его стране мира и благополучия“. Речь тамады пе-ревели Бору...

Нильс Бор жизнь свою провел среди парадоксов кванто-вой механики. Но даже его поразила нереальность происходяще-го: он заплакал от удивления и благодарности»1.

Домашнее задание:1. Выполнить задания по составлению уравнений ядерных

реакций: 2-13—2-15 (задачник).2. По возможности можно выполнить и другие задания та-

кого типа: 2-18—2-20.

Урок 4. Современные представления о строении атома

Цели урока: освоение понятий «квантовые числа», «элек-тронные конфигурации атомов», изучение закономерностей при заполнении электронами уровней и подуровней.

Урок можно провести в виде лекции по следующему плану.1. Определение понятия орбиталь. Графическое обозначе-

ние орбитали (ячейка Хунда).2. Запас энергии — основное отличие электронов друг от

друга в электронной оболочке данного элемента. Квантовые числа как характеристики запаса энергии и движения электрона в поле ядра.

3. Главное квантовое число характеризует количество энергетических уровней в электронной оболочке. Расчет макси-мально возможного числа электронов на данном энергетиче-ском уровне по формуле N = 2n2, где n — главное квантовое число (или номер периода, в котором находится элемент). Чем мень- ше n, тем прочнее связан электрон с ядром.

4. Орбитальное квантовое число как характеристика запа-са энергии электронов данного энергетического уровня. Обозна-чение, способ расчета. Физический смысл числа как форма ор-биталей.

1 Пономарев Л. И. Под знаком кванта. М.: Наука, 1989. С. 82.

30

5. Магнитное квантовое число определяет направленность орбиталей в пространстве. Физический смысл как количество определенного вида орбиталей. Обозначение, способ расчета.

6. Спиновое квантовое число как характеристика направ-ления вращения электрона вокруг собственной оси. Принцип Паули.

Необходимые схемы следует заготовить заранее и в нуж-ное время предоставить ученикам, давая необходимые поясне-ния, повторяющие в сжатом виде лекционный материал. В кон-це урока учащимся предлагается внести в свои тетради обобщаю-щую таблицу по материалам лекции.

Электронные конфигурации атомов. Классификация хи-мических элементов. Изучение нового материала ведется в про-цессе лекции-беседы. Следует обратить внимание учащихся на то, что электроны заполняют уровни и подуровни в порядке возра-стания запаса энергии.

Поясняем один из основных принципов — принцип наи-меньшего запаса энергии (наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию).

Это положение подтверждается следующими постулатами.• Принцип минимума энергии: электрон поступает на ту

орбиталь, энергия которой минимальна.• Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов,

четыре квантовых числа которых одинаковы (т. е. каждая атом-ная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электро-нами, причем с антипараллельными спинами).

• Правило Хунда: электроны располагаются на одинако-вых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т. е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспарен-ных электронов с одинаковыми спинами.

• Правила Клечковского:а) заполнение электронных слоев электронами начинается

с уровней и подуровней, обладающих самыми низкими значения-ми n и l, и идет в порядке возрастания n + l;

б) если для двух орбиталей сумма n + l окажется одинако-вой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Для иллюстрации изложенных принципов и правил уча-щимся предоставляется таблица, которую рекомендуется пере-нести в тетрадь. Чтобы сэкономить время урока, можно предо-ставить учащимся копии заранее сделанной таблицы для разме-щения ее у себя в рабочих тетрадях.

31

Урок начинается с фронтальной беседы, в которой повто-ряются базовые определения предыдущего урока и разбираются следующие вопросы.

1. Определение понятия химический элемент.2. Каков состав ядра атома? Как определить число прото-

нов и нейтронов в ядре?3. Как определить количество энергетических уровней в

электронной оболочке атома?4. Как рассчитать максимально возможное число электро-

нов на данном энергетическом уровне?5. Каково количество подуровней на энергетическом уров-

не? Как они обозначаются?6. Что называется орбиталью? Какую форму имеют орби-

тали?7. Каково возможное количество орбиталей на подуров-

нях?8. Что обозначает термин «спин»?9. При каком условии на одной орбитали могут двигаться

два электрона?При ответе на вопрос 9 ученики должны мотивировать

свой ответ с точки зрения своих знаний, полученных на уроках физики при изучении темы «Вихревые магнитные поля», учиты-вая, что электрон является отрицательно заряженной частицей.

Домашнее задание:Решить задачи 2-21, 2-23 (задачник).

Уроки 5—6. Периодический закон в свете теории строения атома

Цели уроков: знакомство учащихся с историей открытия Периодического закона и его эволюцией. Освоение закономер-ностей свойств простых веществ и их соединений в зависимости от заряда ядра.

Учителю важно показать, что открытие Периодическо- го закона произошло не внезапно, а вполне закономерно и было подготовлено работами предшественников Д. И. Менделеева. Можно поручить отдельные доклады учащимся, которые в краткой форме представят сообщения о предшественниках Д. И. Менделеева: о классификации элементов Й. Я. Берцелиуса, о триаде И. В. Дёберейнера, о спиралях А. Э. де Шанкуртуа, об октавах Дж. Ньюлендса и о классификации Л. Майера (зада-ние 7 на с. 30 учебника).

Приведем здесь некоторую информацию о доменделеев-ских попытках систематизации элементов.

32

К началу XVIII в. было известно всего 14 элементов. В пе-риод с 1700 по 1800 г. было открыто 20 новых элементов1. Стала ощутимой необходимость в систематизации элементов и выявле-нии взаимосвязи между ними.

1. Li (6,94), Na (23,00), K (39,1).2. Ca (40,07), Sr (87,63), Ba (137,37).3. P (31,04), As (74,94), Sb (121,8).4. S (32,06), Se (79,2), Te (127,5).5. Cl (35,46), Br (79,92), I (126,92).С конца XVIII в. неоднократно предпринимались попытки

систематизации химических элементов. В 1817 г. немецкий уче-ный Иоганн Вольфганг Дёберейнер на основе сходства в свойст-вах некоторых элементов распределил их по триадам («тройкам»).

При этом Дёберейнер обнаружил, что если расположить в этих триадах элементы по возрастанию атомных масс, то атом-ная масса среднего элемента приблизительно равна среднему арифметическому атомных масс двух крайних, например:

6,94(Li) + 39,1(K)2

23(Na) = .

В 1857 г. химик Эрнст Ленсен распределил почти все из-вестные к тому времени элементы (около 60) в 20 триад, правда, не без некоторой натяжки в отношении отдельных элементов.

В 1865 г. Джон Ньюлендс расположил 62 известных к тому времени элемента по возрастанию атомных масс и заметил, что в этом ряду свойства того или иного элемента повторяются через семь элементов, подобно тому как чередуются семь нот гаммы.

до ре ми фа соль ля си

H Li Be B C N O

F Na Mg Al Si P S

Cl K Ca Ti Cr Mn Fe

Co, Ni Cu V Zn In As Se

Br Rb Sr Ce, La Zr Di, Mo Rh, Ru

Pd Ag Cd U Sn Sb Te

I Cs Ba, V Ta W Nb Au

Pt, Ir Tl Pb Th Hg Bi Os

1 В XVIII в. были открыты элементы H, Li, N, O, F, Cl, Ti, Cr, Mn, Co, Ni, Sr, Y, Zr, Mo, Te, Ba, W, Pt, U.

33

Свою таблицу Ньюлендс назвал «законом октав». Однако нарушений гармонии в такой таблице было много. Например, нет никакого сходства между хлором и платиной, между серой, железом и золотом, хотя, по Ньюлендсу, эти элементы попадают в одно семейство.

Обобщая сказанное, учитель может отметить, что до Д. И. Менделеева было предпринято около 50 попыток класси-фицировать химические элементы. Большинство ученых пыта-лись выявить связь между химическими свойствами элементов и их соединений и атомной массой.

В отличие от своих предшественников, пытавшихся обна-ружить некоторую связь между атомными массами и свойствами элементов, Менделеев был уверен в существовании общего зако-на природы, связывающего все свойства элементов с их атомны-ми массами.

Предшественники Д. И. Менделеева искали общее между сходными элементами и отказывались от сравнения свойств несходных элементов, игнорировали возможность существова-ния еще неоткрытых элементов (!). Поэтому всеобщая связь между всеми известными в то время элементами оставалась не-раскрытой. Такая взаимосвязь была найдена нашим соотечест-венником Дмитрием Ивановичем Менделеевым. Датой откры-тия Периодического закона химических элементов считается 1 марта (17 февраля по ст. ст.) 1869 г., когда Д. И. Менделеев завершил разработку таблицы «Опыт системы элементов, осно-ванной на их атомном весе и химическом сходстве». Эта табли- ца была прообразом периодической системы, в ней еще не отра-зилось четкое понятие периодов; атомные веса нескольких элементов были неправильными, и поэтому эти элементы попа-дали на не соответствующие им по свойствам места (например, уран).

В последующие два года Д. И. Менделеев заложил основы учения о периодичности. В марте 1870 г. он изменил атомные ве-са ряда элементов (например, приписал урану атомный вес 240, вследствие чего элемент оказался последним в системе). В декаб-ре того же года сформулировал понятия о группах элементов, ма-лых и больших периодах; ориентировочно оценил их «емкость», назвал свою систему естественной, предсказал существование не известных еще элементов.

В 1871 г. Д. И. Менделеев дал четкую формулировку Перио-дического закона: «Измеримые физические и химические свой-ства элементов и их соединений стоят в периодической зависи-мости от атомных весов элементов».

34

Иными словами, если расположить элементы в порядке возрастания атомных масс, то свойства элементов будут изме-няться периодически, со строго определенной регулярностью.

Предложим учащимся показать на конкретном примере выполнение Периодического закона. Расположим элементы от лития до аргона по возрастанию атомных масс:

Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar7 9 11 12 14 16 19 20 23 24 27 28 31 32 35,5 40

От лития до неона валентность по водороду (валентность элемента в его водородных соединениях) последовательно воз-растает от I (Li) до IV (C), затем убывает до 0 (неон Ne не образу-ет соединения с водородом), после чего такая закономерность в изменении свойств повторяется в ряду от натрия до аргона1.

Свойства элементов Менделеев подразделял на качествен-ные и количественные. К первым он относил способность эле-мента образовывать кислоты или основания, а также принад-лежность элементов к металлам и неметаллам.

Ко вторым — количественным — свойствам ученый отно-сил формы высших оксидов и гидридов, температуры плавления и кипения простых веществ, плотность, теплоту образования соединений и др.

Д. И. Менделеев выделил периоды, в которых свойства хи-мических элементов и образованных ими веществ закономерно изменяются.

Основой систематики свойств элементов у Д. И. Менделее-ва была атомная масса, как и у большинства его предшественни-ков. Несмотря на это единство в выборе аргументов, Д. И. Мен-делеев превзошел своих предшественников в том, что, опираясь на Периодический закон, он критически подошел к выбору зна-чений атомных масс в тех случаях, когда имелось несколько не-совпадающих значений, определенных разными учеными. Д. И. Менделеев исправил некоторые атомные массы и предска-зал их для еще не известных элементов.

Уже в первых вариантах периодической таблицы Д. И. Мен-делеев оставил пустые места и предсказал значения трех элемен-тов, которые назвал экаалюминием, экасилицием и экабором (при-

1 Отметим, что к 1869 г. благородные газы открыты не были. В 1829—1870 гг. в солнечном спектре был обнаружен гелий, аргон был открыт только в 1894 г. В. Рамзаем и В. Рэлеем, в 1898 г. был открыт не-он. Поэтому в таблицах, составленных Д. И. Менделеевым в 1869—1871 гг., группы, соответствующей благородным газам, быть не могло.

35

ставка «эка» в переводе с санскрита означает «еще один»). Раз-вернутое описание свойств этих элементов он дал в 1871 г.

В сентябре 1875 г. французский химик Лекок де Буабодран сообщил об открытии нового элемента, названного в честь Фран-ции галлием Ga. В ноябре 1875 г. на заседаниях Русского физи-ческого и Русского химического обществ Д. И. Менделеев сооб-щил, что галлий — это предсказанный им экаалюминий, и напи-сал об этом в Парижскую академию наук. При этом он указал, что плотность металлического галлия должна быть не 4,7 г/см3, как сообщал Буабодран, а 5,9—6,0 г/см3. Французский ученый тща-тельно очистил галлий и определил, что плотность галлия со-ставляет 5,96 г/см3. Лекок де Буабодран тогда сразу оценил зна-чимость Периодического закона и стал его горячим сторонни-ком.

Еще через четыре года шведский ученый Ларс Нильсон от-крыл скандий Sc, свойства которого с точностью совпали с пред-сказанным Д. И. Менделеевым свойствами экабора. А в 1885 г. немецкий ученый Клемент Винклер открыл предсказанный Менделеевым экасилиций и назвал его германием Ge.

Эти три успешных предсказания привели к всеобщему при-знанию Периодического закона. К концу XIX в. Периодический закон стал прочной основой для систематизации хими ческих знаний, фундаментом для их дальнейшего развития. Однако при-чины, обусловливающие периодичность в свойствах элементов, были выявлены позже на основе изучения строения атома.

Впоследствии Д. И. Менделееву пришлось защищать прио-ритет своего открытия, в частности имел место спор с Лотаром Мейером, который был близок к открытию периодического за-кона. Однако впоследствии сам Лотар Мейер писал: «В 1869 г., раньше, чем я высказал свои мысли о периодичности свойств элементов, появился реферат статьи Менделеева, в которой на-писано:

1) при расположении элементов в порядке восходящих атомных весов наблюдается периодическое изменение свойств элементов;

2) величина атомных весов определяет свойства элементов;3) атомные веса некоторых элементов требуют исправле-

ний;4) должны существовать некоторые еще не открытые эле-

менты…Это все было Менделеевым опубликовано до меня и вооб-

ще впервые. Я открыто сознаюсь, что у меня не хватило смело-сти для таких дальновидных предположений, какие с уверенно-стью высказал Менделеев».

36

Вернемся из времен Д. И. Менделеева в наши дни. Как же перейти от формулировки Периодического закона, данной Д. И. Менделеевым, к современной?

Обратим внимание учащихся, что еще в таблице Д. И. Мен-делеева несколько элементов располагались не строго в порядке возрастания атомных масс: Te и I; Co и Ni; Th и Pa.

В 1913 г. голландский ученый Антониус Ван-ден-Брук вы-сказал гипотезу о том, что порядковый номер элемента в перио-дической системе имеет физический смысл — он совпадает с за-рядом ядра атома данного элемента. Эту гипотезу в том же году экспериментально доказал английский исследователь Генри Мозли при изучении спектров рентгеновского излучения, испу-скаемого простыми веществами при бомбардировке их потоком электронов с высокой энергией. Таким образом, было выясне-но, что более важным параметром элемента является заряд ядра его атомов Z. В связи с этим формулировка Периодического закона впоследствии была уточнена: свойства элементов, а также свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от ве-личины заряда ядер их атомов.

Попросим учащихся объяснить причину периодичности. Они должны прийти к выводу о том, что причина периодично-сти заключается в периодической повторяемости конфигурации валентного слоя электронной оболочки атомов.

Учащиеся могут составить таблицу (табл. 1).Таблица 1

Электронные конфигурации валентного слоя атомов элементов от лития до кальция

Элемент Li Be B C N O

Z 3 4 5 6 7 8

Электронная конфигурация валентного слоя

2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4

Элемент F Ne Na Mg Al Si

Z 9 10 11 12 13 14


2s22p5 2s22p6 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2

37

Элемент P S Cl Ar K Ca

Z 15 16 17 18 19 20


3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 4s1 4s2

Таким образом, внимание учащихся акцентируется на взаи-мосвязи Периодического закона и теории строения атома. За-вершая беседу, учитель подводит учеников к выводу, что при хи-мических явлениях состав ядер атомов не изменяется, а на харак-тер элемента и свойства его соединений решающее воздействие оказывают особенности строения его электронной оболочки.

Домашнее задание:Для отработки составления электронной конфигурации

выполнить задания 2-24 и 2-26 по задачнику.

Урок 7. Общая характеристика s-, p-, d- и f-элементов

Цели урока: закрепить знания закономерностей распре-деления электронов в атоме по уровням и подуровням, совер-шенствовать умения составления электронных конфигураций атомов.

В учебнике достаточно подробно представлен материал о классификации элементов по семействам. Урок можно постро-ить по следующему плану.

1. Мотивация и актуализация знаний. Взаимосвязь Перио-дической системы химических элементов Д. И. Менделеева и элек-тронной конфигурации атомов, классификация элементов на ос-нове электронных конфигураций валентного слоя их атомов.

2. Работа учащихся в группах. Каждая группа получает зада-ние охарактеризовать в целом одно из семейств элементов (s-, p-, d- и f-элементы).

3. Выступления учащихся с докладами, подготовленными в группе.

4. Обобщение учителя.Рассматривая закономерности в Периодической системе

химических элементов, важно остановиться на сходстве элемен-тов разных подгрупп одной группы. Для этого сравним, напри-

Окончание табл. 1

38

мер, электронные конфигурации элементов VII-группы: хлора, марганца, брома и технеция.

Элемент Электронная конфигурация валентного слоя

Число валентных электронов

Cl 3s23p5 7

Mn 3d54s2 7

Br 3s23p5 7

Tc 4d55s2 7

В атомах этих элементов содержится 7 валентных электро-нов, поэтому они находятся в одной группе. (Номер группы, как правило, совпадает с числом валентных электронов1.) Электрон-ные конфигурации валентного слоя атомов элементов хлора Cl и брома Br отвечают распределению s2p5, а марганца Mn и техне-ция Tc — d5s2. Поэтому хлор и бром находятся в одной подгруппе (главной — VIIA), а марганец и технеций — в другой (побочной — VIIB).

Между элементами одной подгруппы достигается значи-тельное сходство (но не идентичность). Так, элементы хлор и бром образуют простые вещества — неметаллы, молекулы кото-рых двухатомны: Cl2 и Br2. Простые вещества хлор и бром явля-ются активными окислителями, легко окисляют многие метал-лы, образуя соли, в которых хлор и бром одновалентны:

2K + Cl2 = 2KCl Zn + Cl2 = ZnCl22K + Br2 = 2KBr Zn + Br2 = ZnBr2

Между элементами разных подгрупп сходство может быть достигнуто в состояниях, отвечающих максимальной степени окисления этих элементов. Так, например, Cl и Mn образуют не-похожие друг на друга простые вещества: Cl2 — типичный неме-талл, а Mn — металл. В то же время между соединениями, в кото-рых Cl и Mn проявляют высшую степень окисления (+7), много общего:

Cl2O7 — кислотный оксид; HClO4 — сильная кислота;Mn2O7 — кислотный оксид; HMnO4 — сильная кислота.

1 У элементов Co (3d74s2), Ni (3d84s2), Cu (3d104s1), Zn (3d104s2), Rh (4d85s1), Pd (4d105s0), Ag (4d105s1), Cd (4d105s2), Ir (5d76s2), Pt(5d96s1), Au (5d106s1), Hg (5d106s2) число валентных электронов не совпадает с но-мером группы. В атомах лантаноидов и актиноидов число валентных электронов равно трем только у празеодима Pr и протактиния Pa.

39

Для закрепления знаний и текущего контроля предлагаем ученикам выполнить тест на темы «Строение атома», «Периоди-ческий закон».

ТЕСТОВОЕ ЗАДАНИЕ1. И катион, и анион с электронной конфигурацией

1s22s22p63s23p6 образуют соединение1) KF 2) K2S 3) NaCl 4) Na2O

2. В ряду элементов As—Se—S—Cl1) увеличивается электроотрицательность, ослабляются

кислотные свойства водородных соединений2) уменьшается энергия связи валентного электрона с яд-

ром, ослабляются кислотные свойства высших гид роксидов3) уменьшается радиус атома, усиливаются кислотные

свойства водородных соединений4) увеличивается радиус атома, уменьшается энергия связи

валентного электрона с ядром.

3. Верны ли следующие суждения?А. В ряду HBr—HCl—HF кислотные свойства усиливаются.Б. Высший гидроксид хлора проявляет кислотные свойства.1) верно только А 3) верны оба суждения2) верно только Б 4) оба суждения неверны

4. Элементом с наибольшим радиусом атома является1) мышьяк 2) сера 3) фосфор 4) селен

5. Установите соответствие между элементом и электрон-ной конфигурацией валентного слоя его атомов.

ЭЛЕМЕНТ ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМОВ

А) оловоБ) мышьякВ) марганецГ) иод

1) 4s24p3

2) 4d25s2

3) 3d54s2

4) 5s25p2

5) 5s25p5

6) 5s25p4

Ответ впишите в пустую ячейку таблицы.

А Б В Г

40

6. Найдите три верных утверждения из представленных ниже.

В ряду Al—Si—P—S происходит:1) увеличение электроотрицательности2) ослабление кислотных свойств высших гидроксидов3) немонотонное увеличение энергии ионизации4) увеличение радиусов атомов5) усиление металлических свойств простых веществ6) усиление кислотных свойств высших оксидов(Ответ: 136.)

Домашнее задание:Решить задачи 2-44 и 2-46 (задачник).

41

Тема 2. Строение веществ











Основные понятияЭлектронная природа химической связи. Характеристики

ковалентной связи (полярность и энергия связи). Межмолеку-лярные взаимодействия. Современные представления о строе-нии твердых, жидких и газообразных веществ. Кристаллические и аморфные вещества. Жидкие кристаллы.

Методические рекомендации к урокамУрок 8 (1). Химическая связь и ее виды. Ковалентная связьЦели урока: систематизация, обобщение и углубление

знаний учащихся о видах химической связи.

л

м

п

42

Можно предложить изучение материала в следующей ло-гике.

1. Химическая связь. Ковалентная и ионная химическая связи: механизмы образования и разрыва. Классификация кова-лентной связи по признаку полярности.

2. Химическая связь и пространственное строение моле-кул. Теория гибридизации атомных орбиталей.

3. Металлическая связь.4. Водородная связь.В качестве мотивации к изучению темы может послужить

следующий вопрос. Говорят, что вопрос о природе химической связи — «сердце всей химии». Почему такое значение уделяется именно вопросам химической связи?

В ходе любой химической реакции происходит разрушение старых химических связей и образование новых. Возможности, пути и механизмы распада старых связей и образования новых определяют возможность и условия осуществления реакции.

Далее целесообразно провести небольшой исторический экскурс и показать, как возникали теории химической связи.

Надо сказать, что созданию представления о химической связи и ее электронной природе способствовало появление мо-дели строения атома Резерфорда—Бора. В соответствии с моде-лью Бора электроны могут занимать в атоме положения, кото-рым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни.

В 1916 г. немецкий физик Вальтер Коссель (1888—1956) предложил статическую электронную теорию строения атомов и молекул, в которой выделяются следующие идеи.

1. Атомы благородных газов (кроме гелия) обладают осо-бенно устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочкой — электронным октетом.

2. Атомы других элементов во внешней оболочке имеют не-полный электронный октет.

3. Образование химических соединений происходит вслед-ствие перехода электронов от атома одного элемента к атому другого и появления ионной химической связи, т. е. благодаря электростатическому притяжению.

4. Наиболее устойчивыми должны быть те соединения, в которых валентные электроны распределяются так, чтобы каж-дый атом был окружен оболочкой, имитирующей электронную оболочку инертного газа.

Впоследствии гипотеза Косселя, как мы понимаем, легла в основу учения о ионной связи. Такая модель с успехом могла быть использована для объяснения химической связи в ионных соединениях типа Na2O, KF и т. д.

43

Далее целесообразно попросить учащихся самим соста-вить схему образования химической связи, например в хлориде натрия. Хотя материал и знакомый, и хорошо понятный, зада-ние подумать и составить самим такую схему иногда вызывает за-труднения, так как не было дано конкретных указаний, какими именно моделями пользоваться. Таким образом, здесь мы уделя-ем внимание развитию метапредметных результатов обучения (формирование готовности к самостоятельному поиску методов решения практических задач, применению различных методов познания).

Учащиеся вспоминают, что основное положение, которое лежит в основе теории химической связи, следующее: устойчи-вым является такое состояние атома, при котором его внешний энергетический уровень завершен, т. е. содержит 8 электронов (для элементов 1-го периода — 2). В процессе химических реак-ций атомы стремятся его завершить путем:

• образования общих электронных пар;• отдачи или присоединения электронов;• обобществления электронов.Учащиеся вспоминают механизм образования ионной свя-

зи, например они могут изобразить следующую схему (схема 1).Более детально образование ионной связи описывается

в учебнике на с. 38—39. Этот материал учащиеся должны изучить. Важно обратить внимание на тот факт, что электронная оболоч-ка становится такой, как у ближайшего благородного газа, но за-ряд ядра атома (а впоследствии и иона) остается неизменным. Зададим учащимся вопрос: что было бы, если бы заряд ядра тоже был изменен?

Представляется важным показать, что теперь образовав-шиеся ионы находятся в тесном взаимодействии, электростати-ческое притяжение связывает их в кристалл. Учитель демонстри-

Na Cl+ Na Cl+

Na Cl Na+ Cl–

атомнатрия

атомхлора

катионнатрия

анионхлора

+ +

Схема 1

44

рует модель кристаллической решетки хлорида натрия и дает необходимые пояснения. Обратим внимание еще и на то, что обычно в моделях кристаллических решеток все ионы имеют одинаковый размер, а реально это не так. Продемонстрируем учащимся изображения кристаллических решеток, как на рис. 10 учебника, где соблюдаются пропорции в размерах ионов.

Далее переходим к рассмотрению природы ковалентной связи. В 1916 г. американский ученый Гильберт Ньютон Льюис (1875—1946) предложил трактовку химической связи в молеку-лах. Он также исходил из представлений о том, что атомы эле-ментов обладают тенденцией к достижению электронной кон-фигурации благородных газов. Ковалентная связь (по Льюису) образуется за счет обобществления пары электронов. В этом слу-чае электронная плотность распределяется между двумя атома-ми. Это противоречило господствующей в то время теории, буд-то один из связанных атомов несет положительный, а другой — отрицательный заряд. Льюис предложил обозначать электроны точками у символа химического элемента.

Предложим учащимся изобразить схемы образования не-которых молекул: H2, Cl2, N2, NH3. Они должны составить элек-тронные (формулы Льюиса) и графические формулы, в которых общие электронные пары обозначить валентным штрихом. По-вторим типы химических формул. В ходе выполнения данного задания учащиеся вспоминают классификацию ковалентной свя-зи по кратности и по полярности.

Классификацию ковалентной связи по признаку полярно-сти потребуется разобрать более детально. Ключевым понятием здесь является электроотрицательность — способность атомов того или иного элемента смещать к себе общую электронную па-ру при образовании связи.

Сравнивать элементы по электроотрицательности учащие-ся должны уметь, используя периодическую систему. Например, можно проследить, как меняется электроотрицательность в ря-дах: O—S—Se—Te; N—P—As—Sb; As—Se—S—O. Кроме того, учащиеся должны знать элементы с максимальными значениями электро-отрицательности: Cl—N—O—F.

Далее учащимся предлагаются задания на определение ти-пов химической связи в бинарных соединениях. Различить ко-валентную полярную и неполярную связи легко. Ковалентная неполярная связь, строго говоря, имеется только в простых ве-ществах (в металлах — металлическая). Различить ковалентную полярную и ионную связи для учащихся труднее. Нередко учите-ля основывают такую дифференциацию типов связи на разнице электроотрицательности, что не является достаточно коррект-

45

ным. С критикой такого подхода выступили А. Б. Никольский и С. В. Телешов1.

При выполнении упражнений следует помнить, что ион-ными бинарными соединениями являются соединения типич-ных металлов (щелочные металлы, щелочноземельные металлы, магний) и типичных неметаллов (галогенов, кислорода, водоро-да). Таким образом, ионные соединения — оксиды, галогениды и гидриды щелочных, щелочноземельных металлов и магния. В качестве упражнения можно предложить учащимся задания № 2-52—2-54 в задачнике.

В заключительной части урока (или этапа урока) можно предложить учащимся тестовые задания на определение типов связи. Например, в следующих тестах выбрать правильный от-вет (один из четырех).

ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Соединению с ковалентной связью соответствует фор-мула

1) Na2O 2) MgCl2 3) CaBr2 4) HF

2. Ковалентные неполярные связи характерны для каждо-го из двух веществ:

1) кислорода и алмаза 3) графита и натрия2) водорода и аммиака 4) кремния и цинка

3. В каком соединении полярность связи наибольшая?1) HBr 2) H2O 3) H2S 4) HCl

4. Ковалентные полярные связи характерны для каждого из двух веществ:

1) фтороводорода и оксида кальция2) водорода и хлороводорода3) хлорида бария и оксида натрия4) оксида хлора (I) и аммиака

5. Вещества с ковалентной полярной связью находятся в ряду

1) H2S, SF6, CsCl 3) CO2, N2, HF2) KF, HF, CF4 4) SO2, NO2, Cl2O7

На следующем этапе урока (или в ходе следующего этапа урока) рассматривается пространственное строение молекул и его взаимосвязь с типом гибридизации. В рамках одночасового курса химии этот вопрос придется рассматривать очень кратко.

1 Никольский А. Б., Телешов С. В. Учение о химической связи в школьном курсе // Химия в школе. 2010. № 5. С. 51—57.

46

Начать урок можно с повторения пройденного на про-шлом уроке материала и повторения классификации ковалент-ной связи по способу перекрывания атомных орбиталей (с. 45 учебника, рис. 8). Далее можно поставить вопрос о пространст-венно-электронном строении молекулы метана. Почему все свя-зи в молекуле метана выровнены? Так возникает идея о гибриди-зации атомных орбиталей. Обратим внимание, что гибридиза-ция — не реальный физический процесс, а только модель описания химической связи, которая с успехом может быть при-менена для характеристики и предсказания геометрии молекулы.

Рассматривая данный вопрос, важно показать, что тип ги-бридизации определяет геометрию молекулы не только в орга-нических соединениях (о чем уже говорилось в 10 классе), но и в неорганических. При рассмотрении можно ограничиться про-стыми примерами: метан, тетрахлорид кремния (sp3-гибридиза-ция); этилен, трифторид бора (sp2-гибридизация); ацетилен, хлорид бериллия (sp-гибридизация). Однако на многочисленные упражнения по характеристике пространственного строения молекул ни в рамках одночасового, ни в рамках двухчасового кур-са химии времени нет, поэтому можно ограничиться уже извест-ными учащимся примерами из органической химии. При опре-делении типа гибридизации углеродного атома учащимся надо посчитать число s-связей, которые образует углеродный атом, и сделать соответствующий вывод: четыре s-связи — sp3-гибриди-зация, три s-связи — sp2-гибридизация, две s-связи — sp-гибриди-зация. Для систематизации знаний можно использовать табли-цу 4 (с. 47 учебника) и для закрепления выполнить задание 5 на с. 17 рабочей тетради.

Следующий урок (этап урока) посвящен металлической и водородной связям. Начать урок можно с задания вспомнить спе-цифические свойства металлов (пластичность, высокая тепло- и электропроводность, наличие металлического блеска). Благо-даря чему обусловлены такие свойства?

Полезно вспомнить, что металлическая связь осуществля-ется между всеми атомами в кристаллической решетке металла совокупностью обобществленных валентных электронов. Обра-зование кристаллической решетки металлов происходит за счет перекрывания внешних орбиталей атомов, в результате чего ва-лентные электроны получают возможность беспрепятственно переходить от атома к атому, т. е. обобществляться. Эта совокуп-ность электронов, совершающих хаотическое движение по все-му объему металла, называется электронным газом.

Необходимо обратить внимание учащихся, что эта связь схожа с ковалентной тем, что осуществляется путем обобществ-

47

ления электронов, однако в данном случае происходит обоб-ществление валентных электронов всех атомов, образующих кристалл, а не только двух соседних атомов.

Характеризуя металлическую связь, следует отметить, что прочность металлической связи растет с увеличением числа валентных электронов и заряда ядра атома. Далее обращаем вни-мание на то, что именно наличие электронного газа обеспечива-ет такие свойства металлов, как высокие электро- и теплопро-водность, ковкость, пластичность и т. д.

Водородную связь учащиеся изучили в 10 классе, но на данном этапе требуется расширить их знания, рассматривая на личие водородной связи и в неорганических веществах. Под-ход к рассмотрению водородной связи между молекулами неор-га нических веществ обозначен в учебнике (с. 40—41). Полезно в ходе повторения вопросов, связанных с водородной связью в органических веществах, опираться на задания 2-91 и 2-92 задачника.

В конце урока можно предложить учащимся выполнить тест.

Установите соответствие между формулой вещества и ти-пом химической связи, характерной для него.

ФОРМУЛА ТИП ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИА) магнийБ) серная кислотаВ) оксид натрияГ) алмаз

1) ковалентная полярная2) ковалентная неполярная3) ионная4) металлическая

Ответ впишите цифру в пустую ячейку таблицы.

А Б В Г

Домашнее задание:1. Учебник: вопросы и задания к § 5.2. В задачнике имеются как задания репродуктивного ха-

рактера (2-55—2-57), так и задания, которые требуют переноса знаний, осмысления материала, например задание 2-60. Важно выполнить задания 2-64—2-66. Для повторения водородной связи в задачнике имеются задания 2-93, 2-97.

3. В рабочей тетради есть очень полезные задания для по-вторения типов химической связи (задания 1, 2, с. 15—16) и бо-лее творческие задания, например задание 4 на с. 17.

48

Урок 9 (2). Гибридизация атомов и пространственное строение молекул

Цели урока: обобщить и систематизировать знания уча-щихся о зависимости пространственной конфигурации молекул от типа гибридизации атомных орбиталей; совершенствовать умения определять геометрию различных частиц, используя мо-дель гибридизации атомных орбиталей Полинга.

Оборудование: набор моделей атомов для составления молекул, модели различных многогранников.

Материал во многом обсуждался ранее, поэтому оправдано ведение урока в форме активного диалога с учениками.

Вопросы для беседы:1) Какие свойства ковалентной связи вам известны?2) Какое свойство ковалентной связи определяет простран-

ственную конфигурацию частиц?3) Что такое гибридизация атомных орбиталей?4) Какие типы гибридизации вам известны?Обобщение и систематизация знаний проводятся в форме

самостоятельной работы.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

Рассмотрите пространственную конфигурацию частиц.

Рис. 1. Электронное строение молекулы хлорида бора: sp2-гибридизация АО; три s-связи. Молекула — плоская, треугольная; валентный угол — 120°

Хлорид бора — BCl3

Cl

2p2s 2p2s

B

ClCl

Cl s B s Cl

Cls

49

Фторид бериллия — BeF2

Рис. 2. Электронное строение молекулы фторида бериллия: sp-гибри-дизация АО; две s-связи. Молекула — линейная; валентный угол — 180°

F Be F

2p2s 2p2s

F s Be s F 4Be 1s22s2 + E → 4Be*

→

Рис. 3. Электронное строение молекулы метана: sp3-гибридизация АО; четыре s-связи. Молекула — тетраэдрическая; валентный угол — 109°28′

Метан — CH4

H

H

C

2p2s 2p2s

H s C s H

H

Hs

s6C 1s22s22p2 + E → 6C

*

Рис. 4. Электронное строение молекулы аммиака: sp3-гибридизация АО; три s-связи. Молекула имеет форму правильной пирамиды; валентный угол — 107°3′

Аммиак — NH3

H s N s H

Hs 7N 1s22s22p3

→

H

2p2sN

50

Рис. 5. Электронное строение молекулы воды: sp3-гибридизация АО; две s-связи. Молекула — угловая; валентный угол — 104°5′

Вода — H2O

H

2p2s

O

H s O s H 5O 1s22s22p4

→

Пример решения задачиЗадача. Для определения структуры молекул в газовой фа-

зе может быть использован метод электронографии, благодаря которому можно найти межъядерные расстояния в молекуле по интенсивности упругого рассеяния электронов. В результате ис-следования молекулы NCl3 установлено, что межъядерные рас-стояния в молекуле NCl3 равны r(N—Cl) = 0,176 нм, r(Сl—Сl) = = 0,283 нм. Установите, какую геометрическую фигуру образуют ядра атомов в этой молекуле. Предположите, в какой степени ги-бридизации находится атом азота в этой молекуле.

Решение:Все три связи N—Cl в молекуле NCl3 должны быть рав-

ноценными. Возможны в принципе два варианта: а) молекула может иметь форму правильного треугольника, если атом азота находится в плоскости, образованной тремя атомами хлора (рис. 6, а); б) если молекула не является плоской, то в этом слу-чае она должна иметь форму треугольной пирамиды (рис. 6, б). В первом случае угол между связями равен ∠ Cl—N—Сl = 120°, во втором случае ∠ Cl—N—Сl ≠ 120°.

Для нахождения этого угла рассмотрим равнобедренный треугольник Cl(1)—N—Cl(2) (рис. 6, в). По теореме косинусов:

r(Cl—Cl)2 = r(N—Cl)2 + r(N—Cl)2 – 2r(N—Cl)2cos(∠ Cl—N—Cl),откуда

cos(∠ Cl—N—Cl) = 1 – 0,2832/(2•0,1762) = –0,293,cos(∠ Cl—N—Cl) = 107°.Как видим, угол составляет не 120°, а 107°. Таким образом,

молекула имеет форму треугольной пирамиды. Действительно, центральный атом азота находится в состоянии sp3-гибридизации.

51

Домашнее задание:1. Прочитать с. 38—40 § 5 учебника.2. Выполнить упражнения 6, 7 на с. 43 учебника.

Урок 10 (3). Ионная, металлическая и водородная связи

Цель урока: научить прогнозировать свойства химиче-ских соединений в зависимости от природы химической связи.

Химическая связь, осуществляемая между всеми атомами в кристаллической решетке металла совокупностью обобществ-ленных валентных электронов, называется металлической.

Образование кристаллической решетки металлов проис-ходит за счет перекрывания внешних орбиталей атомов, в ре-зультате чего валентные электроны получают возможность бес-препятственно переходить от атома к атому, т. е. обобществлять-ся. Эта совокупность электронов, совершающих хаотическое движение по всему объему металла, называется электронным га-зом. Необходимо обратить внимание учащихся, что эта связь

Рис. 6. Электронное строение молекулы хлорида азота (III)

N

Cl Cl

Cl

N

Cl Cl

Cl

N

Cl Cl

а)

б)

в)

52

схожа с ковалентной тем, что осуществляется путем обобществ-ления электронов, однако в данном случае происходит обоб-ществление валентных электронов всех атомов, образующих кристалл, а не только двух соседних атомов. Характеризуя метал-лическую связь, следует отметить, что прочность металлической связи растет с увеличением числа валентных электронов и заря-да ядра атома. Именно наличие электронного газа обеспечивает такие свойства металлов, как электро- и теплопроводность, ков-кость, пластичность и т. д.

Обсуждая обобществление электронов, важно напомнить о делокализации p-электронной плотности в молекулах органи-ческих соединений. Обобществление электронов связано с та-ким явлением, как сопряжение: принципиально меняются свой-ства органических соединений (бензол, бутадиен-1,3, винилхло-рид и т. д.).

Химическая связь с участием атома водорода одной молеку-лы и электроотрицательного атома другой молекулы называется водородной связью.

Различают межмолекулярную (например, в молекулах во-ды, карбоновых кислот, спиртов, фенолов и др.) и внутримоле-кулярную (например, в о-нитрофеноле, салициловой кислоте и др.) связь. В результате атом водорода участвует в образовании дополнительной, более слабой, чем ковалентная, связи. Водо-родная связь характеризуется направленностью в пространстве и насыщаемостью.

Важно вспомнить свойства органических низко- и высоко-молекулярных соединений (белков, углеводов, нуклеиновых кис-лот), обусловленных наличием водородных связей, обсудить роль водородной связи в многообразных биохимических процессах.

Семинар «Прогноз физических свойств веществ, обладающих разным строением»Деятельность учеников заключается в следующем.1. Выбор химических элементов.2. Определение типа химической связи по разности значе-

ний электроотрицательности атомов, образующих химическую связь.

3. Определение типа кристаллической решетки вещества.4. Прогноз физических свойств вещества.На основании проделанной работы ученики приходят к за-

ключению, что физические и химические свойства вещества за-висят от типа кристаллической решетки данного соединения, которая, в свою очередь, зависит от природы элементов, ее обра-зующих.

53

Домашнее задание:1. Осуществить прогноз физических свойств соединений,

молекулы которых включают атомы: а) углерода и водорода; б) бария и хлора.

2. Рассмотреть пространственную конфигурацию частиц SF6, BF3, С2Н2.

3. Решите задачу: по данным электронографического экс-перимента межъядерные расстояния в молекуле ВI3 равны 0,21 нм. Определите, какую геометрическую фигуру образуют ядра атомов в этой молекуле. Установите тип гибридизации цен-трального атома.

Урок 11 (4). Аморфное и кристаллическое состояния веществ. Кристаллические решетки

Цели урока: углубить и обобщить знания учащихся о зави-симости свойств веществ от природы химической связи и типа кристаллической решетки; развить умение предсказывать свой-ства веществ по их строению и определять строение веществ по их свойствам, систематизировать, обобщить и углубить знания учащихся о взаимосвязи строения и свойств веществ, типах кри-сталлических решеток.

Для актуализации знаний в начале урока в беседе обсужда-ются следующие вопросы.

1. Основное положение, лежащее в основе теории химиче-ской связи.

2. Ковалентная химическая связь. Механизм образова-ния, классификация, примеры.

3. Ионная химическая связь. Механизм образования, при-меры.

4. Металлическая связь. Механизм образования, особенно-сти. Примеры.

5. Водородная связь. Механизм образования, классифика-ция. Примеры.

Основное содержание беседы сводится к следующим тези-сам.

• Пространственно-упорядоченное расположение струк-турных единиц вещества называется кристаллической ре-шеткой данного вещества.

• Кристаллические решетки, в узлах которых находятся полярные и неполярные молекулы, называют молекулярны-ми. Такие вещества имеют невысокую твердость и низкие темпе-

54

ратуры плавления, возрастающие по мере увеличения поляриза-ции молекул, располагающихся в узлах решетки. Они нераство-римы или малорастворимы в воде.

• Число неорганических веществ с молекулярной решет-кой невелико: твердые Н2О и СО2, твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, инертные газы, галогены, Н2, О2, Р4, S8. Молекулярную кристаллическую решетку имеет большинство кристаллических органических соединений.

• Если в узлах решеток расположены ионы, то такая про-странственная структура называется ионной кристаллической решеткой. Примером может служить кристалл поваренной соли (NaCl), в котором каждый ион натрия окружен шестью ионами хлора, а каждый ион хлора — шестью ионами натрия. Весь кри-сталл следует рассматривать как гигантскую макромолекулу, со-стоящую из равного числа ионов противоположных знаков. Ве-щества обладают высокой твердостью, тугоплавкостью, нелету-честью и хорошо растворяются в полярных растворителях. Плавление или растворение кристаллов приводит к разрушению кристаллической решетки, и ионы получают возможность пере-мещаться по всему объему, занимаемому веществом. Поэтому эти вещества являются электролитами.

• Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в решетке со-единены между собой прочными ковалентными связями. Эти ре-шетки характерны для веществ, образованных атомами неметал-лов (С, Si, S, Р и т. д.), с относительно низкими значениями элек-троотрицательности. Вещества с атомной структурой имеют высокие температуры плавления, прочны, тверды, практически нерастворимы в жидкостях. Атомная кристаллическая решетка характерна для бора, кремния, германия и соединений некото-рых элементов с углеродом и кремнием.

• Металлическую кристаллическую решетку имеют метал-лы в твердом состоянии. Наличие электронного газа обеспечи-вает такие свойства веществ, как пластичность, высокая элек-тро- и теплопроводность, ковкость, пластичность, нераствори-мость в растворителях.

Далее учитель просит учащихся вспомнить, чем принципи-ально различается расположение частиц в газообразных, жид-ких и твердых веществах. Затем переходим к обсуждению поряд-ка расположения частиц в твердом веществе. Различаем вещест-ва по степени упорядоченности (аморфные и кристаллические). Советуем учителю обратить внимание учащихся на красоту кри-сталлических веществ (в учебнике, например, приведены слова академика А. Е. Ферсмана).

55

Моделью расположения частиц в твердом веществе и слу-жит кристаллическая решетка. Места расположения частиц — уз-лы кристаллической решетки. Какие частицы могут быть в узлах кристаллической решетки? Это могут быть атомы, молекулы и ионы. Таким образом, можно выделить атомные, молекулярные и ионные кристаллические решетки. Особый случай — металлы в кристаллическом состоянии, там реализуется особый тип свя-зи (какой?), и, следовательно, речь идет об особом типе кристал-лических решеток (металлическая кристаллическая решетка).

Для систематизации знаний учащимся можно предложить заполнить следующую таблицу.

Тип кристал-лической решетки

Частицы в узлах

кристал-лической решетки

Что связывает частицы в узлах

кристалличе-ской решетки

Свойства веществ

с данным типом

кристалличе-ской решетки

Примеры веществ

Атомная Атомы Ковалентная связь

Прочная ре шет-ка, вы со кие зна-чения темпера-туры плавления

Алмаз, графит, диоксид кремния

Молеку-лярная

Молекулы Межмолеку-лярное взаи-модействие

Непрочная связь, низкие значения температуры плавления

Иод, лед, твердый углекис-лый газ

Ионная Ионы Электростати-ческое взаи-модействие (ионная связь)

Относительно прочная решет-ка, средние значения температуры плавления

Соли. Щелочи. Оксиды, гидриды щелочных и щелоч-ноземель-ных металлов

Металли-ческая

Атомы или ионы металлов

Электронный газ — относительно свободные электроны

Относительно прочная решет-ка, средние зна-чения темпера-туры плавления

Металлы

56

Заполнять эту таблицу можно, начиная со второй колонки, указывая частицы, которые могут быть в узлах кристаллической решетки, затем записать тип кристаллической решетки и оха-рактеризовать свойства веществ с данным типом кристалличе-ской решетки. Очень важно при заполнении таблицы показать, каким образом строение вещества влияет на его свойства. Важно объяснить, почему вещества молекулярного строения имеют низкие температуры плавления и кипения, а вещества с атомной кристаллической решеткой тугоплавки.

Для определения типа кристаллической решетки можно предложить учащимся следующий алгоритм (схема 2).

Пользуясь этим алгоритмом, учащиеся вполне могут опре-делить тип кристаллической решетки большинства веществ, изу-чаемых в школьном курсе.

В заключение урока учащимся можно предложить выпол-нить следующие задания.

Схема 2

Определение типа кристаллической решетки

1. Определите тип химической связиИонная Металлическая

Ионнаякристаллическая

решеткаКовалентная

Металлическаякристаллическая

решетка

2. Агрегатное состояние вещества при обычных условиях

Газ или жидкость Твердое

3. Органическое или неорганическое вещество

Органическое Неорганическое

...

Молекулярнаякристаллическая

решетка

57

ТЕСТОВОЕ ЗАДАНИЕ

1. Выберите один правильный ответ.1. Молекулярное строение имеет каждое из двух веществ1) NH4Cl и CH3NH2 2) C2H5OH и СH3CH3 3) K2CO3 и HNO34) H2S и CH3COONa

2. Веществами молекулярного строения являются все ве-щества ряда

1) сахар, сера, поваренная соль2) поваренная соль, сахар, глицерин3) сахар, глицерин, медный купорос4) сера, сахар, этиленгликоль

3. К веществам с атомной кристаллической решеткой от-носятся

1) магний, алмаз, сера2) бор, алмаз, карбид кремния3) сера, бор, хлорид калия4) белый фосфор, иод, вода

2. Установите соответствие между формулой вещества и типом кристаллической решетки, характерной для него.

ФОРМУЛА ТИП КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ

А) этанол Б) карбид кремния (SiC)В) оксид натрияГ) иод

1) ионная2) молекулярная3) атомная4) металлическая

Ответ (впишите цифру в пустую ячейку таблицы):

А Б В Г

Домашнее задание:1. Учебник, § 6, вопросы и задания к § 6.2. Рабочая тетрадь — задания на с. 18—20. В задании 5 пред-

полагается заполнить таблицу, почти такую же, какую учащиеся заполняли на уроке, но иное расположение элементов сравне-ния делает это задание весьма полезным, хотя и носит в большей степени репродуктивный характер. Весьма полезными являются задания 3, 4 на с. 19.

58

3. Для подготовки к уроку «Многообразие веществ и его причины» можно дать задание отдельным группам учащихся под-готовить выступления с презентациями по темам: «Аллотро-пия», «Структурная изомерия», «Пространственная изомерия».

Урок 12 (5). Комплексные соединения

Цель урока: знакомство с историей возникновения ком-плексных соединений, их составом и номенклатурой.

Начать рассмотрение комплексных соединений можно с двух проблем: проблемы «дополнительных валентностей» и про-блемы различия двойных солей и комплексных соединений. Хи-мики довольно рано столкнулись с комплексными соединения-ми. Так, в 1597 г. Андреас Либавий получил аммиачный комплекс меди (CuSO4•4NH3)

1, в 1648 г. Иоганн Глаубер получил аммиач-ный комплекс серебра (AgCl•2NH3), в 1798 г. Тассер синтезиро-вал аммиачный комплекс кобальта (CoCl3•6NH3). Но не только аммиачные комплексы были получены в исследовательских ла-бораториях. Так, в 1704 г. Дисбах получил берлинскую лазурь (KCN•Fe(CN)2•Fe(CN)3), а в 1749—1753 гг. Пьер Жозеф Макер получил красную кровяную соль. К середине XIX в. комплексных соединений было известно довольно много, но оставалось непо-нятным, почему элементы, валентность которых постоянна, проявляли «дополнительную валентность».

Не менее интересен и другой вопрос. По составу комплекс-ные соединения напоминали двойные соли. Но почему при дис-социации двойной соли, например сульфата алюминия-хро-ма (III), в растворе можно обнаружить ионы калия, хрома и суль-фат-анионы, а при диссоциации, например, кровяной соли ионы железа и цианид-ионы нельзя?

Далее можно упомянуть теории, возникшие до рождения координационной теории А. Вернера, например цепную теорию Бломстранда—Иергенсона. Можно показать, почему эта теория не объясняет существующие факты. Затем переходим к рассмо-трению теории Вернера. Первоначально она обозначена в его работе «К вопросу о строении неорганических соединений» (1893). Итоговый вариант изложен в его книге «Новые воззре-ния в области неорганической химии» (1905).

Какие же конкретно идеи были выдвинуты Вернером?1. Главная и побочная валентности.2. Принцип координации.

1 На данном этапе обучения целесообразно записывать формулы комплексных соединений без использования квадратных скобок.

59

3. Внутренняя и внешняя сферы.4. Пространственное строение комплексных ионов.Говоря о принципе координации и внутренней и внеш-

ней сфере, учащиеся изучают строение комплексных соеди-нений и рассматривают понятия: комплексообразователь, ли-ганды, внутренняя и внешняя сферы, координационное число. Вместе с этим рассматривается и пространственное строение комплексных соединений на простых примерах (комплексы ок-таэдрические, тетраэдрические и плоскоквадратные). В качест-ве образцов для рассмотрения координационных соединений удобно выбрать соединение с комплексным анионом (красная кровяная соль) и с комплексным катионом (медно-аммиачный комплекс).

Затем изучается механизм образования комплексных со-единений. Удобно рассмотреть механизм образования комплекс-ного иона на примере образования тетрагидроксоалюминат ио-на, выявить донорно-акцепторный механизм образования связи комплексообразователя с лигандами и показать, что лиганды (ионы или молекулы) обязательно являются донорами электрон-ных пар, а комплексообразователи — их акцепторами.

На конкретных примерах рассматривается и номенклатура комплексных соединений. Учитель объясняет учащимся принци-пы составления названий комплексных соединений, а затем уча-щиеся выполняют несколько упражнений, например:

1. Даны формулы комплексных соединений и их тривиаль-ные названия. Составьте названия этих соединений по система-тической номенклатуре1.

• Первое основание Рейзе [Pt(NH3)4](OH)2• Соль Чугаева [PtCl(NH3)5]Cl3• Соль Цейзе K[PtCl3C2H4]• Пурпуреосоль [CoCl(NH3)5]Cl2• Кроцеосоль [Co(NO2)2(NH3)4]Cl• Соль Рейнеке NH4[Cr(SCN)4(NH3)2]• Соль Магнуса [Pt(NH3)4][PtCl4]

2. Представлены названия комплексных соединений. Со-ставьте их формулы.

• Гексанитрокобальтат (III) натрия• Гидроксид диамминсеребра (I)• Тетраиодомеркурат (II) калия• Тетрароданомеркурат (II) аммония

1 В данном случае удобно работать с презентацией в PowerPoint.

60

Для каждого из этих соединений можно дать краткую ин-формацию о том, где в химическом анализе применяется то или иное вещество.

Далее приступаем к рассмотрению поведения комплекс-ных соединений в водных растворах. Раскрываем причины и ме-ханизм первичной диссоциации комплексных соединений, зада-ем вопрос: так ли уж «монолитны» комплексные ионы? Рассма-триваем их вторичную диссоциацию на примере аммиачного комплекса серебра (удобство в том, что координационное число серебра равно 2). Ставим вопрос о количественной характери-стике вторичной диссоциации и выходим на понятия константы нестойкости и константы устойчивости комплексных соедине-ний.

В качестве упражнения можно предложить учащимся най-ти самый устойчивый и самый нестойкий комплекс, анализируя данные таблицы 2.

Следующий этап изучения комплексных соединений — их классификация и рассмотрение конкретных представителей аци-до-, аква-, гидроксокомплексов и аммиакатов. Изучение данного материала должно далее облегчить освоение таких тем, как «Ме-таллы побочных подгрупп», «Железо», «Медь» и др. Хотя хелат-ные комплексные соединения рассматриваются отдельно, целесо-образно на данном этапе уже обозначить их существование, чтобы они заняли свое место в общей классификации комплексов.

Рассмотрение конкретных комплексных соединений не-отъемлемо от изучения методов их получения. Целесообразно остановиться на получении гидроксокомплексов цинка, алюми-ния, хрома и аммиачных комплексов меди, никеля и кобальта. Это поможет и в закреплений знаний основного курса химии.

Таблица 2Константы нестойкости некоторых комплексных ионов

Комплексный ион

[Fe(CN)6]3– [Fe(CN)6]

4– [Co(NH3)6]2+

Константа нестойкости

1,0•10–31 1,0•10–36 7,75•10–6

Комплексный ион

[Ag(NH3)2]+ [Cu(NH3)4]

2+ [Zn(OH)4]2–

Константа нестойкости

9,31•10–8 2,14•10–13 3,6•10–16

61

При рассмотрении свойств комплексных соединений на данном этапе достаточно показать участие комплексов в обмен-ных реакциях. Так, например, можно подробно рассмотреть ка-чественную реакцию на ионы железа с красной и желтой кровя-ной солью (образование турнбулевой сини и берлинской лазури соответственно), реакцию желтой кровяной соли при обнаруже-нии ионов меди (II). Изучение конкретных типов комплексных соединений должно быть иллюстрировано большим количест-вом лабораторных опытов.

Практическую работу № 1 «Получение и свойства ком-плексных соединений меди и железа» целесообразно выполнить после того, как учащиеся познакомятся со строением и номен-клатурой комплексных соединений.

Домашнее задание:1. Прочитать дополнительный материал к главе 3 «Ком-

плексные соединения» и подготовить вопросы. Используя этот материал, учащиеся могут выполнить задания 8-77, 8-80 в задач-нике.

2. Для гуманитариев в задачнике есть задание 8-86, для вы-полнения которого потребуется найти информацию об авторе координационной теории Альфреде Вернере.

Урок 13 (6). Многообразие веществ в окружающем мире

Цели урока: систематизация и обобщение знаний уча-щихся о многообразии веществ и его причинах.

Основные вопросы урокаВещества в окружающем мире. Многообразие веществ и

его причины. Аллотропия. Гомология и изомерия.

Демонстрационные опытыПолучение аллотропных модификаций кислорода, серы,

фосфора.

Методы обученияБеседа, постановка и решение учебных проблем, объясне-

ние, составление классификационных схем и др.Данный урок предоставляет простор для творчества, ведь

большая часть изучаемого здесь материала известна учащимся. Содержание урока позволяет интегрировать представления уче-ников о многообразии мира веществ и причинах, определяющих это многообразие.

62

Удачной формой для проведения такого урока будет урок-семинар с выступлениями учащихся, а может быть, это даже и урок-мастерская.

Для начала урока можно задать вопрос: когда человек впер-вые побывал на Южном полюсе Земли? Что вы знаете об экспе-дициях к Южному полюсу?

Одну из таких экспедиций организовал британский иссле-дователь Роберт Скотт в 1910 г. Уже после отплытия в Антаркти-ду стало известно, что британцы вступили в состязание с нор-вежцами — экспедицией Руаля Амундсена. Обе команды разме-стились в 650 км друг от друга и использовали принципиально разные методы передвижения.

Много трудных месяцев продвигалась экспедиция Скотта по снежным пустыням Антарктиды, оставляя на своем пути не-большие склады с продуктами и керосином — запасы на обрат-ную дорогу. Команда Скотта из пяти человек достигла Южного полюса 17 января 1912 г., но, к своему великому разочарованию, Скотт обнаружил там записку. Выяснилось, что на месяц раньше здесь побывал Руаль Амундсен.

Трагедия произошла, когда экспедиция Скотта отправи-лась в обратный путь. На первом же складе не оказалось кероси-на: жестянки, в которых он хранился, стояли пустые. Уставшие, продрогшие и голодные люди не могли согреться, им не на чем было приготовить пищу. С трудом добрались они до следующего склада, но и там их встретили пустые банки: весь керосин вытек. Будучи не в силах сопротивляться полярной стуже и страшным буранам, разразившимся в то время в Антарктиде, Роберт Скотт и его друзья вскоре погибли.

Как можно объяснить причину таинственного исчезнове-ния керосина? Почему тщательно продуманная экспедиция окон-чилась так трагически?

Причина оказалась простой. Жестяные банки с керосином были запаяны оловом. Должно быть, путешественники не знали, что на морозе олово «заболевает»: блестящий белый металл сна-чала превращается в тускло-серый, а затем рассыпается в поро-шок. Это явление, называемое «оловянной чумой», и сыграло роковую роль в судьбе экспедиции. А ведь подверженность олова «заболеванию» на холоде была известна задолго до описанных событий. Еще в Средние века обладатели оловянной посуды за-мечали, что на морозе она покрывается «язвами» и в конце кон-цов превращается в порошок.

В конце урока важно подвести итоги, акцентируя внима-ние учащихся на причинах многообразия веществ, среди кото-рых аллотропия и изомерия.

63

Ответы на вопросы к § 7 учебника не требуют слишком много времени, ими можно воспользоваться в заключительной части урока.

Домашнее задание:1. Учебник, § 8.2. В рабочей тетради на с. 20—22 имеются три задания по

вопросам многообразия веществ. Особенно интересным и твор-ческим является задание 1, в котором надо соотнести кристалли-ческие решетки с различными аллотропными модификациями углерода. Материал современный и актуальный. Задание 3 носит межпредметный характер.


1. Водородная связь образуется между молекулами1) водорода 3) метана2) метиламина 4) метаналя

2. Установите соответствие между элементом и электрон-ной конфигурацией валентного слоя его атомов.

ЭЛЕМЕНТ ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМОВ

А) титанБ) мышьякВ) марганецГ) иод

1) 4s24p3

2) 4d25s2

3) 3d54s2

4) 5s25p2

5) 5s25p5

6) 5s25p4


А Б В Г

3. Установите соответствие между формулой вещества и типом химической связи, характерной для него.

ФОРМУЛА ТИП ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИА) магнийБ) серная кислотаВ) оксид натрияГ) алмаз

1) ковалентная полярная2) ковалентная неполярная3) ионная4) металлическая

64


А Б В Г

4. Установите соответствие между формулой вещества и типом кристаллической решетки, характерной для него.

ФОРМУЛА ТИП КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ

А) этанол Б) карбид кремния (SiC)В) оксид натрияГ) иод

1) ионная2) молекулярная3) атомная4) металлическая


А Б В Г

65

Тема 3. Вещества и их системы











Основные понятияДисперсные системы. Истинные растворы. Понятие о кол-

лоидах (золи, гели). Система (гомогенная, гетерогенная). Раство-рение как физико-химический процесс.

ДемонстрацииРастворение окрашенных веществ в воде: сульфата ме-

ди (II), перманганата калия, хлорида железа (III). Образцы пище-вых, косметических, биологических и медицинских золей и ге-лей. Коллоидные растворы, их получение. Эффект Тиндаля.

л

м

п

66


Уроки 14, 15 (1, 2). Чистые вещества и смеси. Дисперсные системы. Коллоидные растворы

Цель уроков: изучить понятия «химическая система», «фаза», «дисперсные системы».

В программе обсуждаемые понятия выделены курсивом, по-этому изучаются в ознакомительном порядке и не входят в конт-рольно-измерительные материалы. Главной задачей в теме 3 бу-дет отработка расчетов массовой доли вещества в растворе, рас-четов, необходимых для приготовления растворов определенной концентрации.

Оборудование и реактивыОбразцы истинных растворов разных цветов: раствор хло-

рида натрия, сульфата меди (II), хромата калия, дихромата ка-лия, сульфата никеля (II), хлорида хрома (III). Лазерная указка, четыре химических стаканчика с дистиллированной водой, рас-твором хлорида натрия (5%), хлорида железа (III), чаем или ко-фе. Порция (20 г) ланолина или лецитина, подсолнечное масло, вода.

Вводная часть первого урока посвящается обсуждению от-личий индивидуальных веществ от смесей. Данный материал изу чался в 8 классе, и далее к его рассмотрению обращались пра-ктически на протяжении всего курса химии. В данном случае мы обобщаем знания; учащиеся могут привести массу примеров от-личия смесей от индивидуальных веществ. Так, например, мож-но предложить им обсудить различия по составу и по свойствам следующих систем:

— смесь водорода и кислорода — вода;— смесь железа и серы — сульфид железа (II).Можно обратить внимание, что в последнем случае суль-

фид железа (II), строго говоря, не является химическим соедине-нием с постоянным составом, это соединение можно отнести к типу бертоллидов, но тем не менее оно является сложным ве-ществом, а не смесью.

Важным этапом при изучении данной темы является опре-деление такого понятия, как «химическая система». В учебнике в § 9 смесь веществ, находящихся во взаимодействии, названа также системой веществ (с. 62). Ввиду большого значения этого понятия при рассмотрении последующих тем (например, при

67

рассмотрении химической термодинамики и кинетики) рассмо-трим это понятие более подробно.

Система — произвольно выбранная часть пространства, содержащая одно или несколько веществ. Любая система отделе-на от внешней среды реальной или воображаемой границей (оболочкой). Между отдельными частями системы возможно хи-мическое взаимодействие или перераспределение массы и энер-гии.

Часть объема системы, обладающая во всех своих точках одинаковыми физическими и химическими свойствами и отде-ленная от других частей системы поверхностью раздела, называ-ется фазой.

Например, при 0 °С лед, вода и образующийся над ними пар образуют гетерогенную систему из трех фаз: твердой — льда, жидкой — воды и газообразной — водяного пара.

По количеству фаз системы подразделяют на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенной является система, состоящая из одной фазы. Это, например, смеси газов (например, воздух), истинные рас-творы (раствор поваренной соли или сахара и др.) и т. д.

Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, разгра-ниченных между собой поверхностями раздела. В такой системе могут содержаться вещества или одно вещество в различных аг-регатных состояниях. Это любые системы, в которых участвуют реагенты в твердом состоянии, несмешивающиеся жидкости и т. д.

Далее, продолжая изучение § 9, говорим о том, что в при-роде практически не существует «идеально чистых» веществ, лю-бые вещества могут содержать примеси. Полезно обратить вни-мание на таблицу 8 на с. 64 учебника, где приведена классифика-ция химических реактивов в зависимости от степени чистоты. Возможно, полезно будет обсудить вопрос: является ли дистил-лированная вода идеально чистым веществом? Для внесения в урок «лирической нотки» полезно обратиться к задаче 7-66 за-дачника.

Следующим вопросом будет рассмотрение дисперсных и коллоидных систем. Материал достаточно хорошо представлен в учебнике (с. 64—66).

Начать урок, посвященный дисперсным системам, можно с проблемного эксперимента.

Приготовим истинный раствор (например, раствор пова-ренной соли, раствор дихромата калия) и коллоидный раствор. Например, возьмем раствор хлорида железа (III) (∼ 50 мл) и доба-вим несколько капель раствора щелочи, тщательно перемешаем,

68

чтобы не было видимого осадка гидроксида железа (III). В каче-стве примеров коллоидного раствора можно взять чай и кофе. Пропустим через все растворы луч от лазерной указки. Попро-сим учащихся объяснить, почему в одних случаях луч проходит через раствор без рассеяния, а в других луч рассеивается. Пояс-няем: чтобы разобраться в этом, потребуется изучить тему «Дис-персные системы».

Можно воспользоваться небольшим кинофрагментом на 20 мин о дисперсных системах1 («Киевнаучфильм»). Фильм зна-комит с распространением дисперсных систем в природе, их классификацией, с понятиями «дисперсная фаза», «дисперсная среда». Рассматриваются размеры частиц во взвесях, истинных и колоидных растворах, свойства коллоидных частиц, способы получения коллоидов: конденсацией, размельчением.

Обсуждаем содержание фильма и отвечаем на вопросы, опираясь на материал § 10.

Для иллюстрации одного из видов дисперсных систем мож-но продемонстрировать следующий опыт. Порцию (20 г) ланоли-на/лецитина растворить при 40—45 °С в 60 г подсолнечного ма-сла, затем влить в воду 100—120 мл (15—18 °С). Наблюдается рас-слоение — две прозрачные несмешивающиеся жидкости, а при взбивании образуется белая плотная эмульсия — крем. Данный опыт наглядно демонстрирует природу дисперсной системы жидкость/жидкость. Учащиеся могут подумать, как этот опыт может иллюстрировать практическое значение коллоидных сис-тем.

Домашнее задание:1. По учебнику учащиеся изучают § 8 и могут выполнить за-

дания 5—7 в конце параграфа.2. Для отработки решения задач на вычисление массовой

доли растворенного вещества в растворе можно использовать задачи 3-17—3-19. Это все практикоориентированные задачи, условие которых связано с приготовлением растворов, использу-емых в медицине, в быту и т. д. Важно также решать задачи дру-гих типов, связанных с использованием массовой доли раство-ренного вещества, например задачи 3-26, 3-30, 3-31.

3. В рабочей тетради учащиеся выполняют задания 1—4. Весьма полезными с практической точки зрения являются зада-ния 3, 4.

1 http://video.edu-l ib.net/uchebnye-f i l -my/nauchfi l -m-dokumental-ny-e-fil-my-dlya-shkol-nikov-seriya-himiya-1974-1984-g-dispersnye-sistemy.

69

Урок 16 (3). Истинные растворы. Растворение как физико-химический процесс

Цель урока: изучить особенности истинных растворов и сущность процесса растворения.

Следующим важным вопросом является рассмотрение рас-творов. Даем определение растворов и их классификацию в за-висимости от степени насыщения растворенным веществом. Учащиеся в тетради отображают классификационную схему.

Далее переходим к рассмотрению способов выражения концентрации растворенного вещества. Вспоминаем формулы для вычисления массовой доли растворенного вещества и реша-ем простейшие задачи на вычисление массовой доли растворен-ного вещества (задачник: 3-6, 3-10, 3-12, 3-13).

Затем можно решить задачи на вычисление массы вещест-ва, которое нужно растворить, чтобы получить раствор с опреде-ленной массовой долей (3-20, 3-21). Важно, чтобы у всех учащих-ся в тетради были образцы решения задач разных типов. Далее учитель говорит о том, что в лабораторной практике чаще при-ходится иметь дело не с массовой долей растворенного вещест-ва, а с молярной концентрацией. Вспоминаем понятие моляр-ной концентрации и решаем простейшие задачи (3-107, 3-110). Последующие уроки будут посвящены отработке и закреплению навыков решения задач на приготовление растворов. Напри-мер, при наличии времени можно отработать решение задач на приготовление растворов из кристаллогидратов.

Домашнее задание:1. Изучить § 10 учебника.2. Выполнить упражнения 4—6 на с. 74 учебника.3. Проанализировать примеры задач на с. 48—50 задачника.4. Выполнить задачи 3-17, 3-18, 3-30, 3-31.

Урок 17 (4). Практическая работа № 1. Приготовление растворов заданной концентрации

Цель урока: овладеть практическим умением приготовле-ния растворов.

Практическая работа подробно описана на с. 73—74 учеб-ника. Для взвешивания следует использовать электронные весы. Учащиеся сначала рассчитывают массу навески соли, затем рас-творяют ее в необходимом количестве воды. Учителю следует обратить внимание на использование термина «навеска» — пор-

70

ция вещества определенной массы. Какие соли следует исполь-зовать для приготовления растворов? Естественно, приготовле-ние растворов поваренной соли вызвать большого интереса не может. Учащимся можно предложить несколько вариантов цвет-ных солей, например хромата и дихромата калия (важно, чтобы соли не содержали кристаллизационную воду). Для повышения ответственности за выполненную работу можно сказать, что эти растворы в дальнейшем будут использоваться учащимися при изучении последующих тем курса.

При наличии времени и возможности можно обогатить практическую работу заданием на приготовление раствора из кристаллогидрата. Например:

Задание. Требуется приготовить 100 г 10%-го раствора карбоната натрия, исходя из декагидрата карбоната натрия (со-ды кристаллической).

1. Проведите расчет навески соды кристаллической и объ-ема воды.

2. Взвесьте на весах кристаллическую соду.3. Отмерьте с помощью мерного цилиндра необходимый

объем воды.4. Растворите навеску в химическом стаканчике при посто-

янном перемешивании.Домашнее задание:Выполнить по задачнику задачи 3-40, 3-50, 3-54.

Урок 18 (5). Самостоятельная работа. Решение задач на вычисление состава растворов

Цель урока: совершенствовать расчётные умения в ходе решения задач на приготовление растворов.

В ходе данного урока приводим примеры заданий для са-мостоятельной работы на вычисление массовой доли вещества в растворе или расчетов масс веществ, необходимых для приго-товления растворов.

Задачи:1. Какую массу воды надо добавить к 500 г 10%-го раствора

соли, чтобы раствор стал 1%-м?2. Какую массу гидроксида калия надо добавить к 5 кг 1%-го

раствора KOH, чтобы раствор соли стал 10%-м?3. Смешали два раствора гидроксида натрия: 120 г 5%-го

раствора и 130 г 15%-го раствора. Рассчитайте массовую долю гидроксида натрия в полученном растворе.

71

4. Какие массы 25%- и 5%-го растворов серной кислоты H2SO4 потребуются для приготовления 40 г 20%-го раствора этой кислоты смешиванием двух исходных растворов?

5. К 5%-му раствору серной кислоты массой 200 г добавили 16 г серного ангидрида (оксида серы (VI)). Вычислите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.

6. Порцию серного ангидрида массой 0,8 г добавили к 5%-му раствору серной кислоты. В результате образовался 12%-й рас-твор серной кислоты. Вычислите массу 5%-го раствора серной кислоты.

7. К 200 г раствора серной кислоты добавили избыток рас-твора хлорида бария. В результате реакции образовался осадок массой 46,6 г. Вычислите массовую долю серной кислоты в ис-ходном растворе.

8. Нитрат натрия массой 8,5 г поместили в мерную колбу на 2 л и добавляли воду, доведя уровень раствора до метки. Опре-делите молярную концентрацию полученного раствора.

Домашнее задание:Решить по задачнику задачи 3-59, 3-67, 3-70.

Уроки 19, 20 (6, 7). Обобщение знаний по темам 3, 4

Цели уроков: обобщить и систематизировать знания по теме «Вещества и их системы»; совершенствовать умения ре-шать задачи на приготовление растворов.

Данные уроки рекомендуем построить в форме семинаров, на которых можно еще раз рассмотреть наиболее сложные во-просы изученных ранее тем, рассмотреть задания к этим темам из материалов ЕГЭ, а также обсудить результаты выполненных учащимися проектов.

Домашнее задание:1. Подготовиться к контрольной работе.2. Выполнить по задачнику задачи 3-118, 3-130, 3-132.

Урок 21 (8). Контрольная работа № 1

Цели урока: проверка и коррекция знаний и умений уча-щихся, полученных в ходе изучения предыдущих тем.

Для подготовки к контрольной работе можно воспользо-ваться материалом задачника, рабочей тетради, пособия для под-готовки к ЕГЭ и др.

72

Тема 4. Основы химической термодинамикиЧисло уроков в неделю 3 4 5




ния проблем; способность и готовность к самостоятельному по-иску методов решения практических задач, применению различ-ных методов познания.






Основные понятияЭнтальпия и энтропия. Энергия Гиббса. Закон Гесса и след-

ствия из него.

Расчетные задачиРасчеты теплового эффекта реакции.

Методические рекомендации к урокамУрок 22 (1). Тепловые эффекты химических

реакций. Энтальпия. Термохимические уравнения

Цель урока: познакомить учащихся с основами химиче-ской термодинамики.

л

м

п

73

Для мотивации изучения темы зададим учащимся ряд во-просов.

• Почему при взаимодействии одних веществ происходит та или иная химическая реакция, а при взаимодействии других химические процессы невозможны?

• Можно ли предсказать заранее, будет ли происходить хи-мическая реакция при взаимодействии тех или иных веществ?

• Почему одни химические процессы обратимы, а другие нет?

Ответить на все эти вопросы поможет знание энергетики химических реакций. Необходимо понять, выгодно ли превра-щение одних веществ в другие с точки зрения затрат и высвобо-ждения энергии. Вопросы, связанные с переходом и взаимопрев-ращением энергии, изучаются термодинамикой.

В § 11 учебника сначала формулируется проблема, которая также поможет мотивировать изучение темы, затем формулиру-ется необходимость рассмотрения химической термодинамики.

Возникновение термодинамики относится к середине XIX в. Сначала термодинамика изучала только соотношения между теп-лотой и механической работой. Этот вопрос возникал в связи с изобретением и все большим распространением паровых ма-шин.

С открытием и исследованием электрической, химической и других форм энергии в рассматриваемые термодинамикой во-просы включалось изучение и этих форм энергии. Расширялась и область практического применения термодинамических мето-дов исследования. Развитие различных прикладных направле-ний термодинамики постепенно предопределило их выделение в самостоятельные разделы, среди которых появилась химиче-ская термодинамика.

Химические системы (это понятие уже обсуждалось в рам-ках темы 3) характеризуются термодинамическими функциями. Одной из важнейших термодинамических функций системы яв-ляется ее энергия. Вообще полная энергия системы состоит:

• из кинетической энергии движения системы как целого объекта;

• потенциальной энергии, обусловленной положением системы в каком-либо внешнем поле;

• внутренней энергии химической системы.Однако обычно химические реакции осуществляются при

отсутствии электрических и магнитных полей, а воздействие гравитационного поля Земли на химические реакции весьма ма-ло. В таком случае изменение кинетической и потенциальной энергий можно не учитывать и считать, что изменение полной

74

энергии системы определяется лишь изменением ее внутренней энергии. Таким образом, учащиеся знакомятся с такими понятия-ми, как «внутренняя энергия», «энтальпия».

Так как в учебнике изложение материала, приводящее к понятию «энтальпия», приведено довольно кратко, приведем для учителя в данном пособии более подробно материал, помога-ющий осознанию понятия «энтальпия».

Внутренняя энергия U представляет собой сумму слагае-мых, каждое из которых характеризует определенный вид движе-ния в системе: кинетическую энергию движения (поступательно-го, вращательного, колебательного) структурных частиц (Еk), по-тенциальную энергию межмолекулярного взаимодействия (Еp), химическую энергию внутримолекулярной химической связи (Ех), атомную энергию взаимодействия нуклонов в ядрах (Еn):

U = Еk + Еp + Еx + Еn.

Поскольку в химических реакциях ядерные перестройки не происходят, Еn системы постоянна, а изменяются кинетиче-ская, потенциальная и химическая энергии. Поэтому при пере-ходе из начального состояния системы (1), от исходных веществ (реагентов), в конечное (2), к продуктам реакции, изменение внутренней энергии будет равно:

DU = U2 – U1 = DЕk + DЕp + DЕx + DЕn.

Абсолютные значения U1 и U2 неизвестны, и непосредст-венно их невозможно измерить, поэтому можно судить только о суммарном изменении внутренней энергии системы DU по об-мену внутренней энергии системы с внешней средой и таким формам обмена энергией, как теплота и работа.

Предположим, что некоторая система за счет поглощения теплоты Q переходит из состояния 1 в состояние 2. В общем слу-чае эта теплота расходуется на изменение внутренней энергии системы DU и на совершение работы против внешних сил A:

Q = DU + А.

(Первый закон термодинамики.)Приведенное уравнение выражает закон сохранения энер-

гии. Оно означает, что сумма изменения внутренней энергии и совершенной системой (или над нею) работы равна сообщен-ной (или выделенной ею) теплоте. Так, если теплота сообщается газу в цилиндре, закрытом поршнем, то газ:

а) нагревается, т. е. его внутренняя энергия U возрастает;б) расширяется, т. е. производит работу подъема поршня А.

75

Для химических реакций под работой против внешних сил в основном подразумевается работа против внешнего давления. В первом приближении (при р = const) она равна произведению давления р на изменение объема системы DV при переходе ее из состояния 1 в состояние 2:

A = p(V2 – V1) = p DV.

При изохорном процессе (V = const), поскольку изменения объема системы не происходит, А = 0. Тогда переходу системы из состояния 1 в состояние 2 отвечает равенство:

Q v = U2 – U1 = DU.

Таким образом, если химическая реакция происходит при постоянном объеме, то выделение или поглощение теплоты Q v связано с изменением внутренней энергии системы.

При изобарном процессе (р = const) тепловой эффект Q p равен:

Q P = DU + p DV; Q p = (U2 – U1) + p(V2 – V1)

или

Q p = (U2 + pV2) – (U1 + pV1).

Введем обозначение: U + pV = H.Тогда Q p = Н2 – Н1 = DН.Величину Н называют энтальпией (в пер. с греч. — «тепло-

содержание»).Таким образом, если при изохорном процессе энергетиче-

ский эффект реакции равен изменению внутренней энергии си-стемы Q v = DU, то в случае изобарного процесса он равен изме-нению энтальпии системы: Q p = Н2 – Н1 = DН.

Энергетический эффект реакции, происходящей при по-стоянном давлении, отличается от энергетического эффекта ре-акции, происходящей при постоянном объеме, на величину p DV. Для химического процесса, происходящего при постоянном дав-лении, DV представляет собой разность между суммой объемов продуктов реакции и суммой объемов исходных веществ.

Подавляющее большинство химических реакций проис-ходит при постоянном давлении. Поэтому в дальнейшем более подробно рассмотрим изобарные процессы и оценим энергети-ческий эффект реакции изменением величины энтальпии сис-темы.

Далее учащиеся рассматривают понятие «энтальпия обра-зования веществ». Данный материал достаточно подробно изло-жен в учебнике (с. 80—81).

76

Урок 23 (2). Тепловые эффекты химических реакций и расчеты на основе термохимических уравнений

Цель урока: научиться решать задачи на вычисление теп-ловых эффектов реакций, исходя из термохимических уравне-ний.

Для начала задаем учащимся вопрос: все ли реакции можно классифицировать на экзо- и эндотермические? А существуют ли реакции «с нулевым тепловым эффектом»? Для ответа на этот вопрос надо понять причину появления теплового эффекта.

На наш взгляд, удачно объяснена причина появления теп-лового эффекта в учебнике для базового уровня. Обратимся к этому материалу.

Химическая реакция — это процесс превращения одних ве-ществ в другие. В ходе химической реакции происходит разруше-ние химических связей в исходных веществах и образование но-вых химических связей. Суммарная энергия, необходимая для разрушения связей в исходных веществах, и суммарная энергия, которая выделяется при образовании новых веществ, никогда не бывают равными. Именно благодаря этой разности в энергии в ходе любой химической реакции выделяется или поглощается теп лота.

Проиллюстрируем это примером. Рассмотрим реакцию образования фтороводорода: H2 + F2 = 2HF.

Значения энергии связей в исходных веществах и в продук-те реакции следующие:

Н Н 436 кДж/моль,F F 159 кДж/моль,H F 566 кДж/моль.Таким образом, для разрыва связей в 1 моль молекул водо-

рода и в 1 моль молекул фтора необходимо затратить 436 + 159 = = 595 кДж. А в ходе образования 2 моль фтороводорода выделяет-ся 566•2 = 1132 кДж. Разность в значениях энергии составит: 1132 – 595 = 537 кДж.

Таким образом, в ходе образования фтороводорода выде-ляется 537 кДж. Это и есть тепловой эффект реакции обра-зования фтороводорода.

Уравнение реакции образования фтороводорода можно записать, указывая значение теплового эффекта: H2 + F2 = 2HF + + 537 кДж.

Так учащиеся выходят на понятие «термохимическое уравнение».

77

Учитель может привести и другие примеры, например ре-акцию образования оксида азота (II):

N2(г) + O2(г) = 2NO(г).

Энергия тройной связи в молекуле азота составляет 945,3 кДж/моль, а в молекуле кислорода — 498,4 кДж/моль. Та-ким образом, для разрыва связи в 1 моль азота и кислорода по-требуется суммарно 1443,7 кДж. Энергия связи в молекуле NO составляет 631,6 кДж/моль, т. е. при образовании 2 моль NO вы-деляется 1263,2 кДж. Разность в значениях энергии, которую на-до затратить, и энергии, которая выделяется при образовании новых связей, составляет 180,5 кДж. В этом случае затратить энергии потребуется на 180,5 кДж больше, соответственно, ре-акция эндотермическая:

N2(г) + O2(г) = 2NO(г) – 180,5 кДж.

В наших расчетах мы, естественно, допускаем некоторые условности. Так, в данных расчетах мы использовали значения стандартной энтальпии реакций диссоциации связи, предпола-гая, что все перечисленные вещества являются идеальными газа-ми и находятся в основных (невозбужденных) состояниях при температуре 298,15 К. На самом деле, если говорить о послед- ней реакции, то она осуществляется при температуре порядка 2000 °С.

Далее приведем пример расчета количества выделяемой или поглощаемой теплоты в ходе химической реакции. Учащие-ся могут решить по задачнику задания 4-10, 4-11. В за дачнике те-пловой эффект обозначен как изменение энтальпии. В данном случае надо объяснить учащимся, как переписать приведенные термохимические уравнения в более привычный вид:

2Mg(тв) + O2(г) = 2MgO(тв), DН° = –1203,6 кДж;2Mg(тв) + O2(г) = 2MgO(тв) + 1203,6 кДж.

Хорошим практическим приложением термохимических расчетов может стать, например, оценка калорийности питания. Интересно также обсудить с учащимися вопрос, как появилось понятие «калория».

Калория — внесистемная единица количества теплоты. Слово «калория» происходит от французского слова calorie, ко-торое, в свою очередь, происходит от латинского слова calor, означающего «тепло». Ранее также были распространены тер-мины «малая калория» (соответствует современной калории) и «большая калория» (соответствует современной килокалории).

78

Первым термин «калория» применил шведский физик Иоганн Вильке (1732—1796).

Определение калории связано с удельной теплоемкостью воды: калория — количество теплоты, необходимое для нагрева-ния 1 г воды на 1 °С при стандартном атмосферном давлении 101,3 кПа. Однако поскольку теплоемкость воды зависит от тем-пературы, то и размер определяемой таким образом калории за-висит от условий нагревания. В силу сказанного и по причинам исторического характера возникли и существуют несколько определений различных видов калории.

Под калорийностью, или энергетической ценностью, пи-щи подразумевается количество энергии, которое получает орга-низм при полном ее усвоении. Чтобы определить полную энерге-тическую ценность пищи, ее сжигают в калориметре и измеряют тепло, выделяющееся в окружающую его водяную баню. Анало-гично измеряют и расход энергии человеком: в герметичной ка-мере калориметра измеряют выделяемое человеком тепло и пе-реводят его в «сожженные» калории — таким образом можно уз-нать физиологическую энергетическую ценность пищи.

Домашнее задание:1. По учебнику учащиеся изучают § 11 и могут выполнить

задания 3—6 в конце параграфа.2. Для закрепления расчетных навыков рекомендуем вы-

полнить задачу 4-17 по задачнику. В этом задании потребуется сравнить тепловой эффект сгорания порции разных веществ массой 1 г (приведены термохимические уравнения пяти разных реакций).

3. В рабочей тетради учащиеся выполняют задания 1—3 (с. 32—33). Задание 3 — типовая задача на расчет теплового эф-фекта химической реакции (в данном случае сгорание ацетиле-на). Задание 2 потребует больших усилий и носит практикоори-ентированный характер.

Урок 24 (3). Закон Гесса

Цели урока: изучить закон Гесса и научиться его приме-нять в ходе решения расчетных задач.

Начать изучение этой темы может помочь следующая про-блема. Можно ли рассчитать тепловой эффект той или иной ре-акции? Или для каждой реакции нужно определять тепловой эффект эмпирическим путем? Естественно предположить, что теп ловые эффекты рассчитываются, и нет необходимости в не-посредственном измерении теплового эффекта каждой реакции. Поможет нам в этих расчетах закон Гесса.

79

Далее учащиеся изучают текст на с. 83 и объясняют схему (рис. 24).

В заключение урока целесообразно закрепить изученный материал расчетами (например, задание 2 к § 12).

Домашнее задание:1. По учебнику учащиеся изучают § 12 и выполняют зада-

ние 1 к параграфу.2. Для закрепления материала рекомендуем выполнить за-

дачу 4-28 по задачнику.

Урок 25 (4). Энтропия

Цели урока: изучить понятие «энтропия» и осознать не-обходимость его применения.

Теперь переходим к теме, изучение которой вызывает большие трудности даже у студентов. Понятие «энтропия» нам необходимо, чтобы выйти на вычисление свободной энергии Гиббса различных реакций. Для этого будет необходимо сопо-ставлять энтропийный и энтальпийный факторы.

Начать изучение темы можно с проблемы: почему протека-ют не только экзотермические, но и эндотермические реакции? Интересно отметить, что здесь та же самая причина, которая не позволяет нам, например, задохнуться в комнате от того, что все молекулы кислорода сконцентрируются в каком-нибудь одном углу этой комнаты. Как так? И тут мы можем рассмотреть распре-деление молекул в эксперименте по смешиванию газов (с. 88, рис. 25; с. 89, табл. 12). Фиксируем внимание учащихся на том, что это один из подходов к определению энтропии как меры термодинамической вероятности системы. Затем переходим к изучению второго закона термодинамики.

Интересно обсудить в классе вопросы 2, 4 и 6 к § 92. Сове-туем организовать обсуждение в малых группах, а затем подвести итоги в ходе фронтальной работы с классом.

Затем учащиеся должны научиться рассчитывать измене-ние энтропии в ходе реакций. Например, можно выполнить за-дание 5 к § 13.


ния 1, 3 к параграфу.2. Для развития расчетных навыков рекомендуем выпол-

нить задачу 4-35 по задачнику.3. Интересным заданием будет задача 4-34. Обсуждение

этой задачи можно организовать в классе на следующем уроке.

80

Урок 26 (5). Энергия Гиббса. Прогнозирование возможности осуществления реакции

Цель урока: научиться прогнозировать возможность осу-ществления реакций.

Данная тема завершает блок, связанный с химической тер-модинамикой. Теперь учащиеся должны на практике увидеть пользу от полученных знаний, научиться определять, пойдет или не пойдет та или иная реакция. Для этого мы рекомендуем про-вести урок-семинар, во время которого учащимся предлагается решить достаточно большое количество задач, связанных с тер-модинамическими расчетами. Было бы оптимально не просто рассчитывать энергию Гиббса той или иной реакции, а отвечать на вопросы типа «Возможно ли получить … данным способом?», «При каких условиях данное вещество будет получать целесо-образно?» и др.

Итак, целью соответствующего урока (или нескольких уро-ков) будет закрепление знаний о закономерностях протекания химических реакций, развитие умений прогнозировать направ-ление осуществления реакций.

Прежде всего учитель организует изучение новой термо-динамической функции состояния — энергии Гиббса (§ 14, с. 94—96).

Далее учитель проводит фронтальную беседу, в ходе кото-рой учащиеся отвечают на вопросы:

1) С какой целью вводится понятие «энергия Гиббса»?2) Какие выводы можно сделать относительно той или

иной реакции, используя значение энергии Гиббса?4) Почему при DG > 0 реакция в данных условиях неосуще-

ствима?5) В каком из случаев реакция возможна при любых темпе-

ратурах:а) DH° > 0, DS° > 0;б) DH° < 0, DS° < 0;в) DH° > 0, DS° < 0;г) DH° < 0, DS° > 0?6) В ходе некоторой эндотермической реакции энтропия

возрастает. Расчет DG° показал, что при обычных условиях она неосуществима. Означает ли это, что данная реакция невозможна в принципе? Что может сделать возможным ее осуществление?

Далее, для разминки, учитель предлагает классу (фронталь-но) решить простую задачу, включающую термодинамические расчеты. При этом для экономии времени можно приготовить для учащихся таблицы, в которых приведены термодинамиче-

81

ские величины для тех веществ, о которых в дальнейшем пойдет речь на уроке. Решение задачи для фронтальной работы полезно заготовить на слайдах презентации и продемонстрировать реше-ние задачи после того, как учащиеся попытаются ее решить са-мостоятельно. Для разминки можно взять задачу, подобную той, решение которой приведено в учебнике. Например, рассчитай-те, при какой приблизительно температуре в реакции разложе-ния карбоната бария наступит химическое равновесие.

Решение:Запишем уравнение реакции: BaCO3(тв) = BaO(тв) + CO2(г).Находим в справочнике значения энтальпии образования

и энтропии веществ, участвующих в реакции.

Термодинамические величины BaO(тв) CO2(г) BaCO3(тв)

°∆ 298H , кДж/моль –548,0 –393,5 –1211,0°∆ 298S , Дж/(моль•К) 72,0 213,6 112,1

DH° = (–548,0) + (–393,5) – (–1211,0) = 269,5 (кДж).Ясно, что реакция эндотермическая и энтальпийный фак-

тор не способствует осуществлению реакции.DS° = 72 + 213,6 – 112,1 = 173,5 (Дж/К).В ходе реакции возрастает энтропия. Энтропийный фак-

тор способствует протеканию реакции.Вычислим DG° реакции:DG° = 269,5 – 298•0,17 ≈ 218,8 кДж.Положительное значение DG° говорит о преобладании эн-

тальпийного фактора. При стандартных условиях реакция идет в сторону образования карбоната бария. При повышении темпе-ратуры вклад энтропийного фактора будет более существенным, так как возрастает абсолютная величина T DS°. С ростом темпе-ратуры будет уменьшаться абсолютная величина DG°, затем до-стигнет 0 и, наконец, поменяет знак на противоположный. Тог-да уже будет преобладать обратная реакция разложения карбона-та кальция. При DG° = 0 наступает химическое равновесие, влияние энтропийного и энтальпийного факторов скомпенси-ровано. Вычислим температуру, при которой участвующие в ре-акции вещества будут находиться в равновесии:

DG° = 0DH° – T DS° = 0

82

DH° = T DS°T = DH°/DS°T = (269,5/0,17) ≈ 1585 (К)Чтобы выразить температуру в градусах Цельсия, от значе-

ния температуры в Кельвинах отнимаем 273:t °С = 1585 – 273 = 1312 °C.Ответ: при 1312 °С и давлении СО2, равном 1 атм, системаBaCO3(тв) = BaO(тв) + CO2(г)

будет находиться в равновесии.После этого можно организовать работу в малых группах.

Учитель делит класс на пять групп, и каждая из групп выполняет задание.

Вариант 1Задание. Какие из водородных соединений могут быть по-

лучены непосредственным синтезом простых веществ с водоро-дом: NH3, H2S, H2Se, HI?

Составим уравнения предполагаемых реакций:N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

S(тв) + H2(г) = H2S(г)

Se(тв) + H2(г) = H2Se(г)

I2(тв) + H2(г) = 2HI(г)

Найдем значения энтальпии образования и энтропии ве-ществ, участвующих в реакции.

Вещества °∆H298, кДж/моль S298°∆ , Дж/(моль•К)

H2(г) 0 130,6

N2(г) 0 191,5

S(тв) 0 31,9

Se(тв) 0 42,1

I2(тв) 0 116,1

NH3(г) –46,2 192,6

H2S(г) –20,4 205,7

H2Se(г) 29,7 218,8

HI(г) 26,6 206,5

83

Найдем для каждой из реакций значения DH°, DS° и DG°:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

DH° = 2•(–46,2) = –92,4 (кДж)DS° = 2•192,6 – 191,5 – 3•130,6 = –198,1 (Дж/К)DG° ≈ –92,4 – 298•(–0,198) ≈ –92,4 + 59,0 = –33,4 кДж

Отрицательное значение энергии Гиббса говорит о воз-можности самопроизвольного протекания такой реакции, одна-ко энтропийный фактор не способствует ее осуществлению, а значит, при высоких температурах вероятность образования аммиака снижается.

S(тв) + H2(г) = H2S(г)

DH° = –20,4 кДжDS° = 205,7 – 31,9 – 130,6 = 43,2 (Дж/К)DG° ≈ –20,4 – 298•0,043 ≈ –20,4 – 12,8 = –22,2 кДж

В этом случае как энтропийный, так и энтальпийный фак-тор способствует осуществлению реакции. Отрицательное зна-чение энергии Гиббса говорит о возможности самопроизвольно-го протекания такой реакции.

Se(тв) + H2(г) = H2Se(г)

DH° = 29,7 кДжDS° = 218,8 – 42,1 – 130,6 = 46,1 (Дж/К)DG° ≈ 29,7 – 298•0,046 ≈ 29,7 – 13,7 = 16 кДж

Значение энергии Гиббса при стандартных условиях поло-жительное. Данная реакция неосуществима при стандартных условиях. Однако энтропийный фактор способствует осуществ-лению реакции, поэтому образование селеноводорода может быть вероятным при высоких температурах.

I2(тв) + H2(г) = 2HI(г)

DH° = 2•26,6 = 53,2 (кДж)DS° = 2•206,5 – 116,1 – 130,6 = 166,3 (Дж/К)DG° ≈ 53,2 – 298•0,166 ≈ 53,2 – 49,5 = 3,7 кДж

Значение энергии Гиббса при стандартных условиях поло-жительное. Данная реакция неосуществима при стандартных условиях. Однако энтропийный фактор способствует осуществ-лению реакции, поэтому образование иодоводорода может быть вероятным при высоких температурах.

84

Вариант 2Задание. Опираясь на термодинамические расчеты, уста-

новите, какие из оксидов азота могут быть получены непосредст-венным синтезом простых веществ.

Составим уравнения предполагаемых реакций образова-ния оксидов азота из простых веществ:

2N2(г) + O2(г) = 2N2O(г)

N2(г) + O2(г) = 2NO(г)

2N2(г) + 3O2(г) = 2N2O3(г)

N2(г) + 2O2(г) = 2NO2(г)

2N2(г) + 5O2(г) = 2N2O5(тв)

Найдем значения энтальпии образования и энтропии ве-ществ, участвующих в реакции:

2N2(г) + O2(г) = 2N2O(г)

N2(г) + O2(г) = 2NO(г)

2N2(г) + 3O2(г) = 2N2O3(г)

N2(г) + 2O2(г) = 2NO2(г)

2N2(г) + 5O2(г) = 2N2O5(тв)



O2(г) 0 205,0

N2(г) 0 191,5

N2O(г) 82,0 219,9

NO(г) 90,25 210,6

N2O3(г) 83,3 307,0

NO2(г) 33,5 240,2

N2O5(тв) –43,0 178,2

Найдем для каждой из реакций значения DH°, DS° и DG°:2N2(г) + O2(г) = 2N2O(г)

DH° = 2•82 = 164 (кДж)DS° = 2•219,9 – 205,0 – 2•191,5 = –148,2 (Дж/К)DG° ≈ 164 – 298•(–0,148) ≈ 164 + 44,1 = 208,1 кДж

85

Оба фактора — и энтальпийный, и энтропийный — не спо-собствуют осуществлению реакции. Значение энергии Гиббса положительное. Таким образом, образование оксида азота (I) из простых веществ термодинамически невыгодно.

N2(г) + O2(г) = 2NO(г)

DH° = 2•90,25 = 180,5 (кДж)DS° = 2•210,6 – 205,0 – 191,5 = 24,7 (Дж/К)DG° ≈ 180,5 – 298•0,025 ≈ 172,6 кДж

Значение энергии Гиббса положительное, что говорит о том, что осуществление данной реакции при стандартных усло-виях невозможно. Однако, хотя энтальпийный фактор и не спо-собствует осуществлению реакции, в ходе реакции незначитель-но увеличивается энтропия. Таким образом, реакция осуществи-ма, но при достаточно высокой температуре.

2N2(г) + 3O2(г) = 2N2O3(г)

DH° = 2•83,3 = 166,6 (кДж)DS° = 2•307 – 3•205,0 – 2•191,5 = –384 (Дж/К)DG° ≈ 166 – 298•(–0,384) ≈ 166 + 114,4 = 280,4 кДж

Оба фактора — и энтальпийный, и энтропийный — не спо-собствуют осуществлению реакции. Значение энергии Гиббса положительное. Образование оксида азота (III) из простых ве-ществ термодинамически невыгодно.

N2(г) + 2O2(г) = 2NO2(г)

DH° = 2•33,5 = 67,0 (кДж)DS° = 2•240,2 – 191,5 – 2•205,0 = –121,1 (Дж/К)DG° ≈ 67 – 298•(–0,121) ≈ 67 + 36,1 = 103,1 кДж

Оба фактора — и энтальпийный, и энтропийный — не спо-собствуют осуществлению реакции. Значение энергии Гиббса положительное. Образование оксида азота (IV) из простых ве-ществ тоже термодинамически невыгодно.

2N2(г) + 5O2(г) = 2N2O5(тв)

DH° = 2•(–43) = –86 (кДж)DS° = 2•178,2 – 2•191,5 – 5•205,0 = –1051,6 (Дж/К)DG° ≈ –86 – 298•(–1,052) ≈ –86 + 313,5 = 227,5 кДж

Хотя энтальпийный фактор способствует осуществлению реакции, энтропия в ходе реакции значительно уменьшается, и энтропийный фактор существенно преобладает над энтальпий-

86

ным. Теоретически реакция могла бы пойти при очень низких температурах, когда вклад энтропийного фактора не столь сущест-вен. Но такая реакция при низких температурах не пойдет из-за кинетических затруднений: для осуществления реакции требуется разрыв тройной связи в молекулах азота. Таким образом, реакция неосуществима. В данном случае учащиеся сталкиваются с необхо-димостью не только принимать во внимание термодинамические характеристики реакции, но и учитывать кинетические затрудне-ния, что более подробно и будет рассмотрено на последующих уроках.

Вывод: единственный оксид азота, образование которого возможно из простых веществ, — NO.

Вариант 3Задание. Ниже приведены схемы некоторых обратимых

реакций. Пользуясь справочными данными, рассчитайте при-близительно температуру, при которой в системе наступит хи-мическое равновесие:

а) N2(г) + H2(г) = NH3(г)

в) N2(г) + O2(г) = NO(г)

г) HCl(г) + O2(г) = Cl2(г) + H2O(г)

Составим уравнения предполагаемых реакций:

N2(г) + H2(г) = NH3(г)

N2(г) + O2(г) = NO(г)

4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(г)



O2(г) 0 205,0

N2(г) 0 191,5

NO(г) 90,25 210,6

NH3(г) –46,2 192,6

Cl2(г) 0 223,0

H2O(г) –241,8 188,7

HCl(г) –92,2 186,8

87

Найдем для каждой из реакций значения DH°, DS° и DG°:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

DH° = 2•(–46,2) = –92,4 (кДж)DS° = 2•192,6 – 191,5 – 3•130,6 = –198,1 (Дж/К)DG° ≈ –92,4 – 298•(–0,198) ≈ –92,4 + 59,0 = –33,4 кДжT = DH°/DS°T = (92,4/0,198) ≈ 467 (К)t °С = 467 – 273 = 194 °CВ дальнейшем учителю потребуется объяснить, почему в

промышленности синтез аммиака ведется не при температуре 200 °С, а при более высокой температуре (необходимость учиты-вать кинетические затруднения!).

N2(г) + O2(г) = 2NO(г)

DH° = 2•90,25 = 180,5 (кДж)DS° = 2•210,6 – 205,0 – 191,5 = 24,7 (Дж/К)DG° ≈ 180,5 – 298•0,025 ≈ 172,6 кДжT = DH°/DS°T = (180,5/0,025) ≈ 7220 (К)t °С = 7220 – 273 = 6947 °C

4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(г)

DH° = 2•(–241,8) – 4•(–92,2) = –114,8 (кДж)DS° = 2•223 + 2•188,7 – 205 – 4•186,8 = –128,8 (Дж/К)DG° ≈ –114,8 – 298•(–0,129) ≈ –76,4 кДжT = DH°/DS°T = (114,8/0,129) ≈ 890 (К)t °С = 890 – 273 = 617 °C

Вариант 4Задание. Опираясь на расчет DG реакции, определите, ка-

кие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены водо-родом (в расчете на 298 К): оксид бария, оксид цинка, оксид ме-ди (II), оксид железа (II).


BaO(тв) + H2(г) = Ba(тв) + H2O(ж)

ZnO(тв) + H2(г) = Zn(тв) + H2O(ж)

CuO(тв) + H2(г) = Cu(тв) + H2O(ж)

88



H2(г) 0 130,6

H2O(ж) –285,8 70,1

Ba(тв) 0 62,5

BaO(тв) –548,0 72,0

Zn(тв) 0 41,6

ZnO(тв) –350,6 43,6

Cu(тв) 0 33,2

CuO(тв) –162,0 42,6

Найдем для каждой из реакций значения DH°, DS° и DG°:BaO(тв) + H2(г) = Ba(тв) + H2O(ж)

DH° = –285,8 – (–548) = 262,2 (кДж)DS° = 62,5 + 70,1 – 72,0 – 130,6 = –70 (Дж/К)DG° ≈ 262,2 – 298•(–0,07) ≈ 283,1 кДж

Значение энергии Гиббса положительное, реакция при стандартных условиях неосуществима. Кроме того, нужно сразу принять во внимание то, что, даже если бы такая реакция по-шла, барий сразу бы реагировал с водой.

ZnO(тв) + H2(г) = Zn(тв) + H2O(ж)

DH° = –285,8 – (–350,6) = 64,8 (кДж)DS° = 41,6 + 70,1 – 43,6 – 130,6 = –62,5 (Дж/К)DG° ≈ 262,2 – 298•(–0,063) ≈ 281 кДж

Значение энергии Гиббса положительное, реакция при стандартных условиях неосуществима.

CuO(тв) + H2(г) = Cu(тв) + H2O(ж)

DH° = –285,8 – (–162) = –123,8 (кДж)DS° = 33,2 + 70,1 – 42,6 – 130,6 = –69,9 (Дж/К)DG° ≈ –123,8 – 298•(–0,07) ≈ –102,9 кДж

Значение энергии Гиббса отрицательное, реакция может быть осуществлена.

89

Вывод: восстановлением водородом можно получить медь из оксида меди (II), но нельзя получить барий из оксида бария и цинк из оксида цинка.

Вариант 5Задание. Опираясь на термодинамические расчеты, дока-

жите, что невозможно получить из простых веществ: а) оксиды хлора Cl2O и ClO2; б) оксиды азота N2O и N2O5.


2Cl2(г) + O2(г) = 2Cl2O(г)

Cl2(г) + 2O2(г) = 2ClO2(г)

2N2(г) + O2(г) = 2N2O(г)

2N2(г) + 5O2(г) = 2N2O5(г)



O2(г) 0 205,0

N2(г) 0 191,5

N2O(г) 82,0 219,9

2N2O(г) –43,0 178,2

Cl2(г) 0 223,0

Cl2O(г) 79,0 266,2

Cl2O(г) 105 257,0

Реакции азота с кислородом обсуждались выше (см. вари-ант 2).

Найдем для каждой из реакций хлора с кислородом значе-ния DH°, DS° и DG°:

2Cl2(г) + O2(г) = 2Cl2O(г)

DH° = 2•79 = 158 кДжDS° = 2•266,2 – 205,0 – 2•223,0 = –118,6 (Дж/К)DG° ≈ 158 – 298•(–0,119) ≈ 158 + 35,5 = 193,5 кДж

Оба фактора — и энтальпийный, и энтропийный — не спо-собствуют осуществлению реакции. Значение энергии Гиббса положительное. Таким образом, образование оксида хлора (I) из простых веществ термодинамически невыгодно.

90

Cl2(г) + 2O2(г) = 2ClO2(г)

DH° = 2•105 = 210 кДжDS° = 2•257 – 223 – 2•205 = –119 (Дж/К)DG° ≈ 210 – 298•(–0,119) ≈ 210 + 35,5 = 245,5 кДж

Оба фактора — и энтальпийный, и энтропийный — не спо-собствуют осуществлению реакции. Значение энергии Гиббса положительное. Таким образом, образование оксида хлора (I) из простых веществ термодинамически невыгодно.

Если класс работает в достаточно быстром темпе и если позволяет время, каждой из групп можно предложить выпол-нить все пять заданий или два-три (в зависимости от наличия времени), но выступать нужно будет с решением только одной задачи, которая определяется по жребию. В этом случае уча-щиеся будут слушать выступление команды противника особен-но внимательно.

После выполнения задания каждой из групп учитель орга-низует «пленарное заседание», во время которого весь класс слу-шает и оценивает решение, представленное той или иной груп-пой. Можно облечь такую работу в форму дидактической игры, тогда каждая из групп будет командой. Выступление каждой из групп оценивается определенным количеством баллов. Для под-ведения итогов и оценки потребуется жюри из наиболее компе-тентных учащихся. Команду-победителя можно поощрить отлич-ными оценками, естественно, с учетом участия каждого из чле-нов группы в общей работе. Критерии для начисления баллов приведены ниже. Задания и их решение тоже приводим ниже. Задания, приведенные для разных вариантов, иногда переклика-ются, включая в себя одни и те же расчеты. Это делается наме-ренно, чтобы учащиеся одной группы могли легко проконтроли-ровать решения другой.

По окончании «пленарного заседания» учитель подводит итоги и отмечает наиболее активных учащихся. Важно подвести итог занятия: учащиеся должны убедиться, что на основе термо-динамических расчетов можно предсказать принципиальную осуществимость той или иной реакции. Но, естественно, надо принимать во внимание не только «голую термодинамику». Ре-альные ситуации всегда сложнее, и в ходе выполнения заданий учащиеся уже встречали некоторые неувязки.

Перед учащимися может быть поставлен вопрос: «Какие факторы потребовалось учитывать в ходе оценки возможности осуществления реакции?» Таким образом, мы анонсируем тему следующего цикла уроков, посвященных химической кинетике.

91

Дополнительный материалИнтереснейшая тема, которую не охватить в рамках уро-

ков, но при этом можно рассмотреть во внеурочной деятельнос-ти, — термодинамика неравновесных процессов. В учебнике представлен дополнительный материал по этой теме (с. 99—101). Однако он был существенно сокращен, чтобы не перегружать учебник. В данном пособии мы можем дополнить этот материал рассмотрением равновесных и неравновесных систем.

Чем же они различаются? Выделяют следующие характер-ные особенности неравновесных систем:

1) неравновесная система реагирует на внешние условия (гравитационное поле и т. п.);

2) поведение неравновесных систем случайно и не зависит от начальных условий, но при этом зависит от их предыстории;

3) приток энергии создает в неравновесной системе поря-док, и поэтому энтропия ее уменьшается;

4) для неравновесных систем существует переломная точка в их развитии (ее называют точкой бифуркации);

5) для неравновесных систем характерна когерентность: система ведет себя как единое целое. Несмотря на то что силы молекулярного взаимодействия являются короткодействующи-ми (действуют на расстоянии порядка 10–8 см), система структу-рируется так, как если бы каждая молекула была «информирова-на» о состоянии системы в целом.

В системах могут сосуществовать равновесные и неравновес-ные области. Рассмотрим характерные особенности тех и других.

Неравновесная область Равновесная область

1. Система «адаптируется» к внешним условиям, изменяя свою структуру

1. Для перехода из одной структуры в другую требуются сильные возмущения или изменения граничных условий

2. Характерно множество стационарных состояний

2. Характерно одно стационарное состояние

3. Характерна чувствительность к флуктуациям — небольшим влияниям, которые приводят к большим последствиям

3. Нечувствительность к флуктуациям

4. Все части системы действуют согласованно

4. Молекулы ведут себя независимо друг от друга

5. Велика неопределенность поведения системы

5. Поведение системы опреде-ляют линейные зависимости

92

Изучение неравновесных состояний позволяет прийти к общим выводам относительно эволюции в неживой природе от хаоса к порядку.

Эволюция должна удовлетворять трем требованиям: 1) не-обратимость, выражающаяся в нарушении симметрии между прошлым и будущим; 2) необходимость введения понятия «собы-тие»; 3) некоторые события должны обладать способностью из-менять ход эволюции.

Для формирования новых структур в системе необходимы следующие условия: 1) открытость системы; 2) ее нахождение вдали от равновесия; 3) наличие флуктуации.

Чем сложнее система, тем более многочисленны типы флуктуации, угрожающие ее устойчивости. Но в сложных систе-мах существуют связи между различными частями. От исхода конкуренции между устойчивостью, обеспечиваемой связью, и неустойчивостью из-за флуктуации зависит порог устойчивости системы.

Превзойдя этот порог, система попадает в критическое со-стояние, так называемую точку бифуркации. В этой точке сис-тема становится неустойчивой относительно флуктуаций и мо-жет перейти к новой области устойчивости. Система как бы ко-леблется перед выбором одного из нескольких путей эволюции. Небольшая флуктуация может послужить в этой точке началом эволюции в совершенно новом направлении, которое резко из-менит все ее поведение.

В точке бифуркации случайность подталкивает то, что остается от системы, на новый путь развития. После того как один из многих вариантов выбран, в силу вновь вступает предо-пределенность — и так до следующей точки бифуркации. В судьбе системы случайность и необходимость взаимно дополняют друг друга.

По мнению И. Пригожина, большинство систем откры-ты — они обмениваются энергией, веществом или информацией с окружающей средой. Главенствующую роль в окружающем ми-ре играют не порядок, стабильность и равновесие, а неустойчи-вость и неравновесность, и большинство систем непрестанно флуктуируют. В точке бифуркации флуктуация достигает такой силы, что организация системы не выдерживает и разрушается. Принципиально невозможно предсказать, станет ли состояние системы хаотическим, или она перейдет на новый, более высо-кий уровень упорядоченности. Новые структуры называются диссипативными, для их поддержания требуется больше энер-гии, чем для поддержания более простых структур, на смену ко-торым они приходят.

93

Диссипативные структуры существуют лишь постольку, по-скольку система рассеивает энергию и, следовательно, произво-дит энтропию. Из энергии возникает порядок с увеличением об-щей энтропии. И тогда получается, что энтропия — не просто безостановочное соскальзывание системы к состоянию, лишен-ному какой бы то ни было организации (как думали сторонники «тепловой смерти» Вселенной). При определенных условиях эн-тропия становится прародительницей порядка.

Закрепление знаний. Текущий контроль

Для подготовки к ЕГЭ учащимся очень важно отработать вычисления на основе термохимических уравнений. Поэтому ре-комендуется в текущий и итоговый контроль включить расчеты именно данных типов.

Задачи

1. На основании термохимического уравнения горения этилена

C2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(ж) + 1400 кДж

вычислите массу и объем (н. у.) сгоревшего этилена, если в ходе реакции выделилось 2450 кДж.

2. На основании термохимического уравнения горения пропана (С3Н8(г))

2С3Н8(г) + 10О2(г) = 6СО2(г) + 8Н2О(ж) + 4440 кДж

вычислите, какой объем (н. у.) пропана потребуется, чтобы в хо-де реакции выделилось 888 Дж.

Домашнее задание:1. Изучить § 14 учебника.2. Выполнить упражнение 4 на с. 101 учебника.

94

Тема 5. Кинетические понятия и закономерности протекания химических реакций









Формирование умений исследовать свойства неорганиче-ских и органических веществ, объяснять закономерности проте-кания химических реакций, прогнозировать возможность их осу-ществления.

Овладение основными методами научного познания, ис-пользуемыми в химии: наблюдение, описание, измерение, экс-перимент; умение обрабатывать, объяснять результаты про-веденных опытов и делать выводы; готовность и способность применять методы познания при решении практических за- дач.


Основные понятияПравило Вант-Гоффа. Энергия активации. Активирован-

ный комплекс. Катализаторы и катализ.

л

м

п

95


Урок 27 (1). Скорость химических реакций и факторы, влияющие на нее

Цель урока: изучить понятие о скорости реакции и фак-торы, которые на нее влияют.

Важным вопросом, характеризующим протекание той или иной реакции, является ее скорость. Чтобы мотивировать изуче-ние данной темы, можно обсудить с учащимися вопросы: какие реакции вокруг нас хорошо было бы замедлить, а какие, наобо-рот, ускорить и каким образом? Как оценивать скорость реак-ций?

Далее переходим к систематическому рассмотрению изучае-мого материала. Остановимся на понятии «скорость химической реакции». Для сравнения приведем аналогии: как оценивают ско-рость движущегося тела? (Отношение пройденного расстояния ко времени.) Учащиеся, вполне возможно, уже предложили оце-нивать скорость реакции по изменению количества вещества в единицу времени. Добавим, что оценивать изменение количест-ва вещества надо или в единице объема (если реакция происходит во всем объеме системы, то есть гомогенная), или на единице по-верхности (если реакция гетерогенная). В ходе изложения мате-риала опираемся на формулы, представленные в § 13.

Далее последовательно рассмотрим факторы, от которых зависит скорость реакции. Традиционно начинают говорить о природе реагирующих веществ. Само собой разумеется, что да-же в одних и тех же условиях разные реагенты взаимодействуют с разной скоростью. Традиционно приводится пример взаимо-действия щелочных металлов с водой, он дан и в учебнике. Инте-ресно отметить, что тепловой эффект взаимодействия лития, натрия и калия различается мало. Для сравнения тепловых эф-фектов целесообразно выполнить задание 4-23 по задачнику. Ско-рость же взаимодействия различается заметно. Здесь важно по-ставить демонстрационный опыт взаимодействия лития и натрия с водой (в один стакан с водой бросаем маленький кусочек лития, в другой — натрия). Необходимо также продемонстрировать виде-офайлы, где показано сравнение реакций с водой лития, натрия и калия. Полезно также найти в Интернете видеофайлы, где пока-зано взаимодействие с водой рубидия и цезия. Делаем вывод о тенденции в изменении активности щелочных металлов.

Кроме того, влияние природы реагирующих веществ под-тверждаем в ходе лабораторного опыта. В одну пробирку налива-ем 1 мл соляной кислоты (2 М), в другую — уксусной (2 М). В про-

96

бирки добавляем по одной грануле цинка. Записываем уравнения реакций, делаем вывод. Учащиеся должны самостоятельно объяс-нить различия в скорости взаимодействия цинка с кислотами.

Переходим к рассмотрению зависимости скорости реак-ции от концентрации реагирующих веществ. Вновь ставим де-монстрационный и лабораторный опыты. В учебнике в качестве демонстрационного опыта приведено горение серы на воздухе и в кислороде (опыт выполняется под тягой!). Учитель помеща-ет в ложечку для сжигания веществ кусочек серы и поджигает его в пламени спиртовки. Сера горит с большим количеством дыма, но пламя практически незаметное. Сразу после этого ложечку для сжигания веществ опускают в банку, заполненную кислоро-дом. Наблюдается синее пламя горящей серы.

Еще один очень наглядный опыт проводят с раствором тио-сульфата натрия. На базовом уровне при наличии дефицита вре-мени нет смысла объяснять состав тиосульфата натрия и ход всей реакции. Можно ограничиться следующим объяснением. В ходе взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты образует-ся сера. По скорости образования осадка можно сделать вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость ре-акции. Ставим опыт. В три стакана (250 мл) наливаем равные порции (по 100 мл) раствора тиосульфата натрия. Рядом ставим три стакана (50 мл) с равными порциями серной кислоты (по 25 мл), разведенной 1 : 1, 1 : 5 и 1 : 10 (лаборант готовит раство-ры, разбавляя концентрированную серную кислоту). Одновре-менно добавляем все порции (приглашаем кого-то из учащихся в помощники) серной кислоты к раствору тиосульфата натрия, засекаем время. В первом стакане осадок серы появляется быст-ро, через некоторое время образуется осадок во втором стакане, затем — в третьем.

Реакция тиосульфата натрия с серной кислотой, описывае-мая общим уравнением: Na2S2O3 + H2SO4 →← Na2SO4 + SO2 + H2O + + S↓, протекает в три стадии:

1. Na2S2O3 + H2SO4 = Н2S2O3 + H2SO4,2. Na2S2O3 = H2SO3 + S↓,3. H2SO3 + SO2 + H2O,

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакция второй стадии — медленно. Именно она и определит скорость суммарного процесса, т. е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н2S2O3, количество которой пропорционально количеству тиосульфата натрия Na2S2O3 при наличии избытка серной кислоты.

97

Учащиеся ставят лабораторный опыт: в пробирки нали-вают по 1 мл соляной кислоты 2 М и 6 М. Добавляют по грану- ле цинка. Наблюдают, в каком случае реакция происходит быст-рее.

Особо следует отметить влияние площади поверхности твердого вещества на скорость гетерогенной реакции. Так, мож-но поставить лабораторный опыт. В пробирки добавить по 1 мл 2 М соляной кислоты. В одну пробирку поместить гранулу цинка, в другую — на кончике шпателя — порошок цинка. Учащиеся дела-ют вывод о влиянии площади поверхности на скорость реакции. Следует объяснить, что в случае порошка цинка площадь поверх-ности существенно больше. Важно показать, что, если добавить в пробирку с гранулой цинка еще одну гранулу, реакция не будет протекать быстрее.

Далее переходим к влиянию температуры на скорость ре-акции. Вряд ли стоит на базовом уровне затрагивать правило Вант-Гоффа: это правило эмпирическое и выполняется при тем-пературах, близких к комнатной. Можно ограничиться объясне-нием, приведенным в учебнике. Рассуждения подкрепляем лабо-раторным опытом: в две пробирки наливаем по 1 мл 2 М уксус-ной кислоты, в каждую их них опускаем по 1—2 гранулы цинка. Одну пробирку оставим для сравнения, а другую — нагреем на пламени спиртовки. Учащиеся наблюдают явное различие в ско-рости реакции взаимодействия цинка с кислотой при комнатной температуре и при нагревании.

Завершаем урок перечислением факторов, оказывающих влияние на скорость реакции, и обобщающими заданиями.

Химическая реакция происходит только при столкнове-нии частиц реагирующих веществ (молекул, ионов, радикалов и т. д.). Подсчитано, что в газе при нормальных условиях каждая из молекул испытывает примерно 1010 столкновений в секунду. Если бы все столкновения между молекулами сопровождались химическими превращениями, то все реакции происходили бы мгновенно.

Но не всякое столкновение приводит к химическим пре-вращениям. Если частицы при столкновении не обладают доста-точной энергией, столкновение будет неэффективным. Если же энергия частиц будет достаточно высока, на первоначальном этапе образуется активированный комплекс с последующим пере-распределением электронной плотности и образованием про-дуктов реакции.

Рассмотрим такой процесс на примере реакции: A2 + B2 = = 2AB (схема 3).

98

Схема 3

Исходныевещества

A

B

A

B

+

Активированныйкомплекс

A A

B B

Продукты реакции

A A

B B+

При столкновении молекулы A2 с молекулой B2, если они обладают достаточной энергией, сначала образуется активиро-ванный комплекс A2 B2, время жизни которого составляет при-близительно числа порядка 10–13 с. Затем происходит перерас-пределение электронной плотности, распад старых связей и об-разование новых, в результате чего образуются две молекулы АВ.

Образование активированного комплекса возможно, если в момент столкновения молекулы будут обладать достаточной энергией — энергией активации.

Энергия активации Еа — средняя избыточная энергия Е (по сравнению со средней энергией движения), которой долж-ны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходное состояние) и продукты (конечное состояние).

Схематически изменение суммарной теплоты образования исходных веществ и продуктов реакции можно изобразить в виде энергетической диаграммы реакции. На рисунке 7 представлена

∆H°

Ea — энергия активации

Cуммарная теплота образования исходных веществ

Тепловой эффект реакции

Cуммарная теплота образования продуктов реакции

Путь реакции

Рис. 7. Соотношение между энергией активации и изменением теплового эффекта реакции

99

такая диаграмма для экзотермической реакции. Как видим, при протекании реакции преодолевается энергетический барьер — энергия активации для образования активированного комплекса.


задания 1—5 в конце параграфа. Интересным заданием является задание 6, которое потребует привлечь знания курса неоргани-ческой или органической химии.

2. Выполнить по задачнику задания 5-30, 5-31.3. В рабочей тетради учащиеся выполняют задания 1, 2, 5, 6.

Урок 28 (2). Закон действующих масс

Цели урока: изучить закон действующих масс и научиться его применять.

Название основного закона химической кинетики связано с работами норвежских ученых Като Гульдберга и Петера Вааге, опубликованными в 1864 и 1867 гг. Этими исследователями бы-ло экспериментально показано, что скорость реакции пропор-циональна произведению «масс реагентов в реакции», т. е. «дей-ствующих масс», откуда и возникло название.

Пусть идет реакция, описываемая уравнением:аА + dD → fF + gG,

где A, D, F, G — некоторые вещества в газовой фазе; a, d, f, g — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Тогда математическое выражение закона действующих масс (так называемое кинетическое уравнение) примет вид:

v = k• Aac • D

dc ,где сА и сD — молярные концентрации веществ А и D; k — коэффи-циент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции.

Следует заметить, что в таком виде закон действующих масс имеет ряд ограничений. Он выполняется для наиболее про-стых по кинетике гомогенных реакций.

В гетерогенных реакциях, происходящих на поверхности раздела фаз, концентрация твердого вещества, реагирующего с газом или с раствором, остается постоянной, поэтому в кине-тическое уравнение она не входит.

Стехиометрические коэффициенты и показатели степеней концентраций в кинетическом уравнении совпадают в редких слу-чаях. Дело в том, что уравнение реакции отражает результат взаи-модействия веществ, а само взаимодействие часто происходит

100

многостадийно. Кинетическое уравнение составляется для одной стадии процесса. Так, например, в реакции горения аммиака

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

невероятно столкновение одновременно четырех молекул ам-миака и трех молекул кислорода, т. е. столкновение одновре-менно семи молекул. Поэтому кинетическое уравнение v = = k•с4(NH3)•с3(O2) не имеет смысла.

Со стехиометрическими коэффициентами совпадают по-казатели степени в кинетическом уравнении в тех случаях, когда реакция состоит из одного акта. Например:

H2(г) + I2(г) = 2HI(г), v = k•с(H2)•с(I2);2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г), v = k•с2(NO)•с(O2).

Показатели степеней при концентрациях реагентов в ки-нетическом уравнении называются порядком реакции по этим ре-агентам, а их сумма — общим или суммарным порядком реакции.

Порядок реакции — это экспериментальная величина, су-щественно зависящая от механизма процесса, а стехиометриче-ский коэффициент передает соотношение числа моль реагирую-щих веществ в итоговом уравнении реакции.

Константа скорости реакции — это коэффициент пропор-циональности в кинетическом уравнении, численно равный ско-рости данной реакции при концентрациях реагирующих ве-ществ, равных 1 моль/л.

Действительно, в реакции аА + dD → fF + gG (при сА = сD = = 1 моль/л) v = k.

Гетерогенные реакции идут на поверхности раздела фаз, которая служит реакционной поверхностью. Поэтому на ско-рость таких реакций влияет площадь реакционной поверхности. Скорость гетерогенной реакции также зависит от скорости под-вода реагента в зону реакции.


ние 1 к параграфу.2. Для закрепления материала рекомендуем выполнить за-

дачу 4-28 по задачнику.

Урок 29 (3). Катализ и катализаторы

Цель урока: изучить механизм действия катализаторов.Переходим к рассмотрению еще одного фактора, который

может оказывать существенное влияние на скорость реакции:

101

катализ. Учащиеся уже знакомы с явлением катализа, и можно попросить их привести разнообразные примеры катализа в не-органической и органической химии. В рамках данного урока важно обсудить механизм действия катализатора. Учащиеся ча-сто говорят, что катализатор — это вещество, которое ускоряет реакцию, но само не расходуется. На вопрос, участвует ли ката-лизатор в реакции, учащиеся часто отвечают отрицательно. Тог-да можно задать вопрос: а каким образом катализатор меняет скорость реакции?! Чтобы показать роль катализатора, его учас-тие в промежуточных стадиях, надо привести какой-либо кон-кретный пример. Так, в учебнике на с. 100—101 приведен пример окисления сернистого газа в серный ангидрид с участием моно-оксида азота. Данный катализатор использовался в ходе произ-водства серной кислоты нитрозным способом.

В 1806 г. французские химики Никола Клеман (1779—1841) и Шарль Дезорм (1777—1862) опубликовали статью с изложени-ем, по существу, первой теории получения серной кислоты ни-трозным способом (сжиганием серы и селитры в свинцовых ка-мерах с последующей абсорбцией серного ангидрида водой). Они установили роль оксидов азота при окислении SO2 до SO3. Эта работа стала основой проведения промышленного процес-са. Было выяснено, что для производства не нужно много сели-тры, а надо впускать в реакционную камеру дополнительное ко-личество воздуха (кислорода).

Можно привести и другие примеры. Далее обращаем вни-мание учащихся на то, что биохимические реакции происходят под действием особых катализаторов — ферментов.

С ферментативным катализом учащиеся знакомы из курса биологии. Иллюстрации действия ферментов и катализаторов поможет следующая любопытная история. В 1941 г. король Дании Христиан Х вручал биохимику К. У. Линдерстрем-Лангу высшую научную награду своей страны — медаль Эрстеда за ис-следования белков и ферментов. Вручая медаль, король попро-сил ученого объяснить ему и всем присутствующим, что такое ферменты. И ученый рассказал такую притчу.

Умирал старый араб. Все его богатство состояло из 17 ве-ликолепных белых верблюдов. Он собрал своих сыновей и объя-вил им свою последнюю волю: «Мой старший сын, опора семьи, должен получить после моей смерти половину верблюдов. Сред-нему сыну я завещаю треть всех верблюдов. Но и младший мой сын должен получить свою долю — одну девятую часть стада». Сказав это, старый араб умер. Похоронив отца, братья начали делить стадо. Но исполнить волю покойного было невозможно: 17 верблюдов не делятся ни на 2, ни на 3, ни на 9. В это время че-

102

рез пустыню проходил старый дервиш. Он вел с собой черного облезлого верблюда, нагруженного книгами. Братья взмолились: «Помоги нам, мудрейший!» И дервиш ответил: «Я помогу вам. Я дарю вам своего черного верблюжонка. А теперь вы попробуй-те разделить наследство». У братьев теперь стало 18 верблюдов, и наследство было разделено. Старший получил 9 верблюдов, средний — 6, а младший — 2. Но сумма 9, 6 и 2 дает 17, и после де-лежа оказался лишний верблюд — черный облезлый верблюд уче-ного. И дервиш сказал: «Отдайте мне обратно моего верблюда за то, что я помог разделить вам наследство, чтобы мне не при-шлось самому тащить книги через пустыню». И Линдерстрем-Ланг, заканчивая рассказ, произнес: «Вот этот черный верблюд подобен ферменту. Он сделал возможным такой процесс, кото-рый без него был бы немыслим, а сам остался без изменений»1.

Иллюстрировать действие катализатора можно непосред-ственно в ходе лабораторных опытов. В две пробирки наливаем по 1 мл 3%-го раствора пероксида водорода. Одну оставим для сравнения (можно ее немного нагреть, чтобы видеть пузырьки кислорода, образующиеся в результате разложения пероксида водорода), в другую добавим на кончике шпателя диоксид мар-ганца. Доказать, что выделяющийся газ — кислород, можно с по-мощью тлеющей лучинки. Однако в ходе данного опыта в услови-ях дефицита времени трудно доказать, что диоксид марганца был не реагентом, а только катализатором. Для этого надо было бы взвесить порцию диоксида марганца до опыта, собрать диоксид марганца после опыта, взвесить остаток, убедиться, что он не из-расходован. Сделать это в рамках одного урока, насыщенного та-ким количеством материала, невозможно, поэтому можно огра-ничиться простой иллюстрацией каталитического разложения пероксида водорода. Интересно отметить, что вместо диоксида марганца можно было бы использовать различные катализато-ры. Иногда в пробирку с пероксидом водорода добавляют ку-сочек картофелины и наблюдают каталитическое разложение пероксида водорода под действием ферментов, содержащихся в картофеле.

Вопросы и задания:1. Приведите примеры каталитических реакций, имеющих

важное значение в промышленности.2. Что такое ферменты? Каковы их особенности? Приведи-

те примеры ферментов.3. Что такое селективность катализатора?

1 Овчинников Ю. А., Шамин А. Н. Строение и функции белков. М.: Педагогика, 1983.

103

4. Приведите пример, когда наличие катализатора приво-дит к изменению пути реакции.

5. Приведите пример кислотного катализа в органической химии. Иллюстрируйте свой ответ схемой, отражающей меха-низм реакции, и обсудите роль ионов Н+.

6. Какой катализатор используется для получения кислоро-да из бертолетовой соли KClO3? Какой продукт может образо-ваться при нагревании чистой бертолетовой соли без катализа-тора? Напишите уравнения реакций.

7. Как доказать, что в результате каталитической реакции катализатор не расходуется? Ответ иллюстрируйте конкретным примером.

8. Почему при производстве серной кислоты печной газ, получаемый после обжига серного колчедана, надо тщательно очищать от примесей, особенно от соединений мышьяка?

9. Для избирательного гидрирования алкинов с целью по-лучения алкенов используется катализатор Линдлара — палла-дий, обработанный солями свинца (II) или хинолином. Какова роль соединений свинца в данном случае? Что образуется при гидрировании этилена на палладиевом катализаторе, не обрабо-танном солями свинца?


ния 1, 3 к параграфу.2. Для развития расчетных навыков рекомендуем выпол-

нить задачу 4-35 по задачнику.3. Интересным заданием будет задача 4-34. Обсуждение

этой задачи можно организовать в классе на следующем уроке.

Урок 30 (4). Практическая работа № 2. Влияние условий на скорость реакции

Цель урока: применить полученные знания о факторах, влияющих на скорость реакции, в ходе выполнения практиче-ской работы.

Практическая работа выполняется по плану и рекоменда-циям, приведенным в учебнике. Перед практической работой необходимо провести инструктаж по технике безопасности, осо-бенно обратить внимание на правила обращения с кислотами и щелочами и правила нагревания веществ. Отдельным ученикам можно предложить для выполнения проблемно-творческие зада-ния, что значительно повысит их уровень познавательной актив-ности и самостоятельности, даст возможность проявить и раз-вить свои творческие способности.

104

Урок 31 (5). Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Цель урока: изучение понятий «химическое равновесие», «смещение химического равновесия» и принципа Ле Шателье.

Основные вопросы урокаПонятие о химическом равновесии. Смещение химическо-

го равновесия. Принцип Ле Шателье. Влияние температуры, концентрации реагирующих веществ и давления на смещение равновесия.

Оборудование и реактивыРастворы роданида калия или аммония (10%), хлорида же-

леза (III); хлорид калия (кристаллический), шпатель, три про-бирки, дистиллированная вода.

Важнейшим вопросом курса химии является вопрос о хи-мическом равновесии. До этого момента учащиеся не рассматри-вали этот вопрос в достаточном объеме, и теперь этот вопрос следует разобрать достаточно подробно.

Начинаем с того, что вспоминаем классификацию реакций по принципу обратимости. Указываем на то, что вокруг нас и вну-три нас огромная масса реакций обратимы. Вспомним важней-шие обратимые реакции из курса неорганической и органиче-ской химии (синтез аммиака, синтез триоксида серы из диоксида серы, этерификация и т. д.). Зададимся вопросом: как протекает обратимая реакция, как меняются скорости прямой и обратной реакций (задание 5-46 задачника)? Рассмотрим график на рис. 27 учебника. Объясним учащимся, что начиная с момента t1 скоро-сти прямой и обратной реакций выравниваются, наступает хи-мическое равновесие. При этом концентрации веществ, участву-ющих в реакции, уже не меняются. Таким образом, мы выходим на понятие «равновесные концентрации». При этом внешне мо-жет показаться, что система «застыла», что в ней ничего не меня-ется. Но важно отметить, что в системе продолжают происхо-дить как прямая, так и обратная реакция, и вследствие равенства их скоростей концентрации веществ не изменяются.

На рис. 27 показано, что прямая и обратная реакции про-исходят как бы «с равной эффективностью», создается ощуще-ние, что выход продуктов как прямой, так и обратной реакции одинаков. На самом же деле могут встречаться различные ситуа-ции. Прямая реакция может осуществиться почти до конца, и только тогда скорость обратной реакции сравняется со скоро-стью прямой, и может быть ситуация, когда скорости прямой

105

и обратной реакций сравняются в тот момент, когда прямая ре-акция только началась. А если обратимая реакция имеет важное промышленное значение и важно повысить выход основного продукта в ходе обратимой реакции, то можно ли как-то это осу-ществить? Можно ли воздействовать на равновесие, «сместить» его в более выгодную для нас сторону? Да. Следует подчеркнуть, что равновесие носит динамический характер.

Французский ученый, инженер Анри Ле Шателье, изучая процессы, которые происходят в доменных печах, сформулиро-вал принцип, определяющий направление смещения равновесия. Согласно этому принципу, система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, при внешнем воздействии (изменении температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и т. д.) стремится вернуться в состояние равновесия, компенсируя оказанное воздействие.

Здесь представляется важным, чтобы учащиеся после объ-яснения учителя самостоятельно поработали с учебным текстом (с. 103 учебника).

В учебнике приведена краткая биографическая справка. При желании учитель может дополнить биографические дан-ные. Приведем здесь некоторые дополнительные факты.

Анри Ле Шателье (1850—1936) учился в коллеже Роллан в Париже, политехнической школе и Высшей горной школе. Кроме естественных наук, Ле Шателье с увлечением занимался вопросами религии и древними языками. После окончания гор-ной школы Ле Шателье работал горным инженером в Алжире и Безансоне. Затем Ле Шателье стал профессором Парижской высшей горной школы, где преподавал общую и техническую хи-мию (1877—1919). Он был также профессором кафедры общей химии в Коллеж де Франс (1898—1907), профессором Парижско-го университета (1907—1925). В 1907 г. был избран членом Па-рижской академии наук.

Ле Шателье был одним из первых химиков, систематиче-ски проводившим фундаментальные исследования металлурги-ческих и химико-технологических процессов. С 1880 г. Ле Шате-лье занимался проблемой обжига и затвердевания цемента. На основе своих исследований он создал теорию затвердевания це-мента, иначе называемую теорией «кристаллизации». В 1881 г. совместно с М. Бертло и Ф. Малларом он исследовал процессы воспламенения, горения и взрыва. Эти исследования привели его к созданию оригинального способа определения теплоемко-стей газов при высоких температурах. Изучая процессы, проте-кающие в доменных печах, и сталкиваясь с необходимостью из-мерения высоких температур, Ле Шателье в 1886 г. разработал

106

оптический прибор, измеряющий температуру раскаленных тел по их цвету (пирометр). Позже он усовершенствовал методику исследования металлов и сплавов и создал металлографический микроскоп (1897), с помощью которого можно было изучать строение непрозрачных объектов.

В 1884 г. Ле Шателье сформулировал принцип динамиче-ского равновесия, ныне носящий его имя (независимо от Ле Ша-телье этот принцип сформулировал в 1887 г. К. Ф. Браун). Инте-ресно отметить, что первоначально формулировка принципа Ле Шателье (в оригинале) была довольно громоздкой: «Любая си-стема, находящаяся в состоянии устойчивого химического равно-весия, будучи подвергнута влиянию внешнего воздействия, кото-рое стремится изменить либо температуру, либо конденсирован-ность (давление, концентрацию, число молекул в единице объема) всей системы или некоторых ее частей, может подвергнуться только тем изменениям, которые, если бы они происходили сами по себе, вызвали бы изменение температуры или конденсирован-ности, противоположное по знаку тому изменению, которое вы-зывается внешним воздействием» (посмотрите задание 5-45 в за-дачнике, где предлагается провести сравнительный анализ фор-мулировок).

Далее рассматриваем конкретные примеры влияния изме-нения температуры, концентрации реагирующих веществ и из-менения давления на равновесие системы (учебник, с. 104—105). При этом обратим внимания на некоторые нюансы.

1. При обсуждении влияния изменения температуры на смещение равновесия следует остановиться на проблеме, обо-значенной в учебнике на с. 104. Важно, чтобы учащиеся поняли, что порой снижение температуры ради повышения выхода жела-емого продукта — палка о двух концах. С понижением температу-ры падает скорость реакции. Поэтому, если речь идет о синтезе аммиака, приходится остановиться на оптимальной температуре 450 °С (см. учебник, с. 197). Как хитроумному Одиссею нужно бы-ло пройти Мессинский пролив между Харибдой и Сциллой, так и инженерам-технологам приходится находить такие условия, чтобы не снижался значительно выход продукта («Харибда хими-ческого равновесия») и не падала скорость реакции («Сцилла хи-мической кинетики»).

2. Лабораторный опыт, описанный в учебнике на с. 105, можно несколько усовершенствовать. Берем три пробирки, в ка-ждую из них наливаем по 1 мл раствора хлорида железа (III). За-тем добавляем в пробирки по три капли раствора тиоцианата аммония. Одну пробирку оставим для сравнения. В другую доба-вим еще три капли тиоцианата аммония. В третью на кончике

107

шпателя добавим кристаллический хлорид калия. В этом случае убедимся, что равновесие можно сместить как в сторону образо-вания тиоцианата железа (III), так и в сторону исходных ве-ществ. На самом деле, в учебнике уравнение данной реакции за-писано весьма упрощенно и рассуждения о смещении равнове-сия носят условный характер.

Ионы SCN– в слабокислой среде с катионами Fe3+ образуют ряд комплексных ионов:

Fe3+ + nSCN– = [Fe(SCN)n]3 – n , где n = 1—6.

Равновесная смесь тиоцианатных комплексов железа (III) как раз и имеет кроваво-красную окраску.

3. При обсуждении влияния давления на смещение равно-весия, когда в реакции участвуют газообразные вещества, важно остановиться на нескольких примерах, иллюстрирующих расчет изменения объема системы. Например, равновесие в системе CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г).

Спрашиваем учащихся:Какое количество (моль) исходных газообразных веществ?

(0 моль.)Какое количество (моль) газообразных веществ образуется

в ходе прямой реакции? (1 моль.)Что произойдет, если в системе увеличить давление? (Рав-

новесие сместится влево, в сторону образования карбоната каль-ция.)

Или другой пример: N2(г) + O2(г) = 2NO(г).Какое количество (моль) исходных газообразных веществ?

(2 моль.)Какое количество (моль) газообразных веществ образуется

в ходе прямой реакции? (2 моль.)Что произойдет, если в системе увеличить давление? (Рав-

новесие не сместится, в данном случае давление не оказывает влияния на систему.)

Завершить урок можно выполнением упражнений, которые носят обобщающий характер (задания 5-51—5-55 по задачнику). В этих заданиях надо подобрать все возможные факторы, кото-рые позволяют сместить равновесие в ту или иную сторону.


задания 4—6 в конце параграфа. Важным заданием является зада-ние 4 на отработку умения определять направление смещения химического равновесия.

2. Можно выполнить задания по задачнику 5-40.3. В рабочей тетради учащиеся выполняют задание.

108

Урок 32 (6). Обобщение знаний по темам 4, 5

Цели урока: обобщить и закрепить знания, полученные в ходе изучения основ химической кинетики и химического рав-новесия.

Урок можно организовать следующим образом. Предлага-ем учащимся выполнить тест, а затем его самопроверку. Для это-го учащиеся могут поработать в парах, а затем в малых группах. Результаты выполнения теста учащиеся затем обсуждают фрон-тально, делая упор на вопросы, вызвавшие затруднения.


Вариант 1

1. Скорость химической реакции CuO + 2H+ = Cu2+ + Н2О не зависит от

1) степени измельчения оксида меди (II)2) температуры3) концентрации ионов меди4) концентрации водорода

2. Скорость химической реакции 2NO2(г) = 2NO(г) + O2(г) не зависит от изменения

1) концентрации диоксида азота2) давления в системе3) концентрации кислорода4) температуры

3. Равновесие в системе Н2(г) + I2(г) = 2HI(г) + Q сместится в сторону продуктов реакции

1) при повышении температуры2) при повышении давления3) в присутствии катализатора4) при понижении температуры

4. Скорость химической реакции Mg(тв) + 2H+ → Mg2+ + H2(г) не зависит от

1) от степени измельчения магния2) добавления нескольких кусочков магния3) увеличения концентрации ионов водорода4) изменения температуры

5. При одновременном повышении температуры и пониже-нии давления химическое равновесие сместится вправо в системе

1) H2 + S(г) = H2S + Q2) 2NH3 = N2 + 3H2 – Q

109

3) 2SO2 + O2 = 2SO3 + Q4) 2HCl = H2 + Cl2 – Q

6. С наибольшей скоростью при одинаковой температуре протекает реакция между

1) K(тв) и H2O(ж)2) KOH(р-р) и H2SO4(р-р)3) Mg(тв) и H2SO4(р-р)4) CH3COOH(ж) и CH3OH(ж)

7. Верны ли суждения о смещении равновесии в системе

CaCO3(тв) = CO2(г) + CaO(тв) – Q?

А. При повышении температуры равновесие смещается в сторону образования оксида кальция и углекислого газа.

Б. При повышении давления равновесие смещается в сто-рону образования карбоната кальция.

1) верно только А 3) верны оба суждения2) верно только Б 4) оба суждения неверны

8. На скорость взаимодействия цинка и соляной кислоты влияние оказывают все перечисленные факторы:

1) концентрация кислоты, объем выделяющегося водорода2) температура, масса цинка3) давление, степень измельчения цинка4) концентрация кислоты, степень измельчения цинка

Вариант 2

1. С наибольшей скоростью соляная кислота взаимодейст-вует с

1) магнием2) раствором гидроксида калия3) железом4) карбонатом кальция

2. В какой системе повышение давления повысит выход продукта прямой реакции?

1) CO(г) + 3H2(г) →← CH4(г) + H2O(г)2) CH4(г) + 2H2O(г) →← CO2(г) + 4H2(г)3) 2Cl2(г) + 2H2O(г) →← 4HCl(г) + О2(г)4) N2(г) + О2(г) →← 2NO(г)

3. Реакция окисления SO2 в SO3 является1) обратимой, окислительно-восстановительной, эндотер-

мической2) необратимой, каталитической, экзотермической

110

3) обратимой, каталитической, экзотермической4) окислительно-восстановительной, эндотермической, ка-

талитической

4. С наибольшей скоростью гидроксид натрия (водный раствор) взаимодействует с

1) алюминием 3) цинком2) оксидом цинка 4) серной кислотой

5. В какой системе повышение давления не окажет влия-ния на смещение равновесия?

1) CO(г) + 3H2(г) →← CH4(г) + H2O(г)

2) CH4(г) + 2H2O(г) →← CO2(г) + 4H2(г)

3) 2Cl2(г) + 2H2O(г) →← 4HCl(г) + О2(г)

4) N2(г) + О2(г) →← 2NO(г)

6. С наибольшей скоростью при обычных условиях проте-кает реакция

1) 2Mg + O2 = 2BaO 3) Mg2+ + 2–3CO = MgCO3↓

2) Mg + 2H+ = Mg2+ + H2 4) Mg + S = MgS

7. Верны ли суждения о смещении равновесии в системе

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) + Q?

А. Как при повышении давления, так и при повышении тем-пературы равновесие смещается в сторону образования аммиака.

Б. Катализатор не влияет на смещение равновесия в сис-теме.


8. Давление не влияет на смещение равновесия в системе1) CO2(г) + C(тв) = 2CO(г)

2) N2O4(г) = 2NO2(г)

3) H2(г) + S(ж) = H2S(г)

4) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

Домашнее задание:1. Подготовиться к контрольной работе.2. Решить по задачнику задачи 5-54, 5-55.


Цели урока: проверка и коррекция знаний учащихся, по-лученных в ходе изучения темы 5.

111

Вариант 11. Скорость некоторой реакции равна 0,01 моль/(л•с). Ка-

кова будет концентрация одного из продуктов реакции через 10 мин после начала реакции?

2. Реакция А(г) + Б(г) → 2Д + Е протекает со скоростью 4 моль/(л•мин) при концентрациях А и Б, соответственно рав-ных 4 моль/л и 5 моль/л. Вычислите константу скорости этой реакции и напишите для нее наименование.

3. Некоторая реакция заканчивается за 0,5 ч при нормаль-ных условиях. Принимая температурный коэффициент равным 2, вычислите, какое время потребуется, чтобы реакция закончилась при стандартных условиях.

4. а) В реакционном сосуде началась реакция А + 2Б → 3Д. Через некоторое время концентрации веществ А и Д были соот-ветственно равны 0,5 моль/л и 0,9 моль/л. Вычислите исходную концентрацию вещества А.

б) Равновесие в реакции синтеза иодоводорода

H2(г) + I2(г) →← 2HI(г)

установилось при следующих концентрациях веществ: водоро-да — 0,8 моль/л, иода — 1 моль/л, иодоводорода — 1,8 моль/л. Определите исходные концентрации иода и водорода и рассчи-тайте константу равновесия.

5. Перечислите факторы, изменяя которые можно добить-ся смещения равновесия так, чтобы повысить выход метанола в реакции

СО(г) + 2Н2(г) →← СН3ОН(г).

6. В закрытом сосуде происходит реакция синтеза аммиака из азота и водорода. Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если сократить объем сосуда в два раза? Что можно ска-зать о смещении равновесия в этом случае?

Вариант 21. Скорость некоторой реакции равна 10–4 моль/(л•с). Ка-

кова будет концентрация одного из продуктов реакции через 1 ч после начала реакции?

2. Реакция А(г) + Б(г) → 2Д + Е протекает со скоростью 2 моль/(л•мин) при концентрациях А и Б, соответственно рав-ных 2 моль/л и 0,25 моль/л. Вычислите константу скорости этой реакции и напишите для нее наименование.

112

3. Некоторая реакция протекает со скоростью 0,5 моль/л при стандартных условиях. Принимая температурный коэффи-циент равным 2, вычислите, какая скорость реакции будет до-стигнута в системе: а) при 30 °С; б) при 20 °С.

4. Константа равновесия в обратимой реакции А(г) + Б(г) → → АБ(г) равна 0,5. Исходные концентрации веществ А и Б до на-чала реакции соответственно равны 2 моль/л и 4 моль/л. Вычи-слите равновесные концентрации веществ А, Б и АБ.

5. Перечислите факторы, изменяя которые можно добить-ся смещения равновесия так, чтобы повысить выход хлора в обра-тимой реакции

4HCl(г) + O2(г) →← 2Cl2 + 2H2O(г).

6. В закрытом сосуде происходит реакция синтеза иодово-дорода из иода и водорода. Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если увеличить концентрацию иода в четыре раза? Что можно сказать о смещении равновесия в этом случае?

113

Тема 6. Растворы электролитов. Реакции в водных растворах электролитов. Окислительно-восстановительные реакции












Основные понятияРастворение как физико-химический процесс. Тепловые

явления при растворении. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля растворенного вещества, молярная и моляльная концентрации.

л

м

п

114

Произведение растворимости. Кислотно-основные взаимо-действия в растворах. Амфотерность. Качественные реакции на ионы в растворе. Ионное произведение воды. Водородный пока-затель (pH) раствора. Гидролиз неорганических и органических соединений. Значение гидролиза в биологических обменных процессах. Применение гидролиза в промышленности.

Окислительно-восстановительные реакции. Методы элек-тронного и электронно-ионного баланса. Гальванический эле-мент. Химические источники тока. Стандартный водородный электрод. Стандартный электродный потенциал системы. Ряд стандартных электродных потенциалов. Направление окисли-тельно-восстановительных реакций. Электролиз растворов и расплавов (солей, щелочей, кислот). Практическое применение электролиза для получения щелочных, щелочноземельных метал-лов и алюминия.


Урок 34 (1). Теория электролитической диссоциации

Цель урока: изучить механизмы электролитической дис-социации веществ с различным типом химической связи.

Приступая к данной теме, важно опираться на знания, по-лученные учащимися в ходе изучения материала 9 класса.

Плодотворным будет исторический подход к освоению ма-териала. В таком случае можно соотнести материал параграфа с дополнительным материалом, изложенным на с. 187—191. Это поможет учащимся ответить на вопрос 5 после параграфа (най-ти взаимосвязь протолитической теории с теорией электроли-тической диссоциации Аррениуса).

Заметим, что приведенные в учебнике положения теории электролитической диссоциации несколько отличаются от тех, которые сформулировал сам С. Аррениус. Окончательный вари-ант его теории (1887) содержал три основных положения.

1) В растворах электролитов происходит самопроизволь-ный распад — диссоциация молекул на ионы, в результате чего раствор становится электропроводящим. Степень диссоциа-ции a, различная для разных электролитов, определяет моляр-ную электропроводимость.

2) Осмотическое давление, температуры плавления и кипе-ния растворов электролитов зависят не только от аналитической концентрации электролита, но и от степени его диссоциации.

3) Для одного и того же растворенного вещества степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора.

115

При изучении данной темы в рамках школьного курса мы сознательно сужаем круг рассматриваемых вопросов. Вопросы, которые не попали в поле нашего внимания на этапе обучения, могут быть более подробно рассмотрены в рамках углубленного изучения данной темы.

Говоря о теории электролитической диссоциации (ТЭД), предложенной шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г., необходимо отметить, что позднее она развивалась и совершен-ствовалась. Современная теория водных растворов электроли-тов, помимо теории электролитической диссоциации С. Арре-ниуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский), теорию сильных электро-литов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923).

Домашнее задание:1. По учебнику учащиеся изучают § 19 и выполняют упраж-

нения 1, 2.2. Для актуализации материала 9 класса можно использо-

вать такие задания по задачнику, как 6-2, 6-3. Но для расширения и углубления знаний можно использовать такие упражнения, как 6-6 (д, е), 6-7, 6-8 (в последнем случае речь идет о диссоциации комплексных соединений).

Урок 35 (2). Сильные и слабые электролиты

Цели урока: количественно охарактеризовать силу элек-тролита, изучить понятия «степень диссоциации» и «константа диссоциации».

Говоря о сильных и слабых электролитах, хотелось бы обра-тить внимание, что современный подход подразделять электро-литы на сильные и слабые основан на обратимости диссоциации веществ, а не на конкретных значениях степени диссоциации.

Действительно, раньше для того, чтобы классифициро-вать электролит (сильный или слабый), сравнивали его степень диссоциации в растворах с концентрацией растворенного веще-ства 0,1 моль/л при температуре 18 °С. Если его степень диссо-циации была меньше 2%, электролит относили к слабым, а при степени диссоциации больше 30% — к сильным. В таком случае выделяли также группу «электролитов средней силы», к кото-рым относили целый ряд веществ (H3PO4, HF, H2SO3 и др.). Но такое разделение в значительной мере условно. Современный подход основан на обратимости диссоциации слабых электроли-тов, в то время как диссоциация сильных электролитов в разбав-ленных растворах практически необратима.

116

Тем не менее учащиеся должны понимать, что электроли-тическая диссоциация — обратимый процесс. Но при растворе-нии одних электролитов равновесие диссоциации значительно смещено в сторону диссоциации электролита, в растворах таких электролитов диссоциация происходит практически полностью (сильные электролиты). При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, преобладает обратный процесс — ассоциация ионов (слабые электролиты).

В ходе урока учащиеся могут составить таблицу (табл. 3).В уравнениях диссоциации слабых электролитов следует

показывать обратимость процесса, например:

NH3•H2O →← 4NH+ + OH–.

Для количественной оценки силы электролита прежде все-го необходимо ввести понятие «степень электролитической дис-социации».

Степень электролитической диссоциации — отноше-ние количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп), к количеству вещества электролита, поступившего в рас-твор (nобщ):

= νν

α расп

общ,

где a — степень электролитической диссоциации, 0 < a ≤ 1.Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда

0% < a ≤ 100%.Степень электролитической диссоциации зависит от при-

роды электролита, его концентрации в растворе и температуры.

Таблица 3Классификация электролитов по силе

Слабые (процесс диссоциации обратим)

Сильные (процесс диссоциации необратим)

Многие неорганические кислоты: H2S, H2CO3

Практически все органические кислоты. Например, CH3COOH

Щелочи

Водный раствор аммиака NH3•H2O.Вода H2O

Большинство солей.Некоторые неорганические кислоты: HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4

117

С разбавлением и повышением температуры степень электроли-тической диссоциации возрастает.

В профильных классах важно говорить о том, что силу электролита можно также охарактеризовать с помощью кон-станты химического равновесия процесса диссоциации электро-лита — константы диссоциации. Так, например, процесс диссо-циации азотистой кислоты:

НNO2 →← Н+ + –2NO

характеризуется константой диссоциации:

K = νν

расп

общ = 4•10–4 (при 18 °С).

Константа диссоциации зависит от температуры, но не за-висит от концентрации электролита. Чем больше значение кон-станты диссоциации, тем сильнее электролит.

Как же связать степень диссоциации и константу диссоциа-ции электролита?

Зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита определяется законом раз-бавления Оствальда:

2

1 – = .cK α

α

В такой форме закон выполняется только для «бинарных электролитов», которые при диссоциации 1 моль вещества рас-падаются на 1 моль катионов и 1 моль анионов соответственно.

Обратим внимание, что константа диссоциации зависит от температуры, но не зависит от концентрации электролита. В этом ее преимущество по сравнению со степенью электроли-тической диссоциации.

Учащиеся должны усвоить, что чем больше значение кон-станты диссоциации, тем сильнее электролит.

Домашнее задание:1. Изучить § 20.2. Выполнить упражнения 6 и 7 на с. 135.3. Выполнить по задачнику задачи 6-9, 6-17.

Урок 36 (3). Реакции ионного обмена. Кислотно-основные взаимодействия

Цель урока: актуализировать, расширить и углубить зна-ния, которые учащиеся получили при изучении курса химии 9 класса.

118

Для начала вспоминаем, что такое реакции ионного обме-на и в каком направлении они осуществляются.

Для отработки навыков составления ионных уравнений может пригодиться идея использования «тренажеров». Учащим-ся выдается список электролитов, например:

Вариант 1 Вариант 2

Составьте уравнения диссоциации электролитов:1. Гидроксид бария2. Серная кислота3. Нитрат бария4. Сульфат магния5. Хлорид алюминия6. Карбонат калия7. Фосфат натрия8. Сульфат железа (III)9. Иодоводородная кислота10. Ацетат натрия

Составьте уравнения диссоциации электролитов:1. Карбонат калия2. Соляная кислота3. Сульфид натрия4. Нитрат алюминия5. Сульфат цинка6. Бромид железа (III)7. Гидроксид бария8. Ацетат серебра9. Силикат натрия10. Азотная кислота

Используя этот список, можно давать различные задания, например:

1. Составьте уравнения диссоциации данных электролитов.2. Выберите электролиты, которые вступают в реакцию

с гидроксидом натрия, и составьте уравнения возможных реак-ций. Напишите ионные уравнения этих реакций.

3. Выберите электролиты, которые вступают в реакцию с раствором серной кислоты, и составьте уравнения возможных реакций. Напишите ионные уравнения этих реакций.

4. Выберите электролиты, которые вступают в реакцию с гидроксидом натрия, и составьте уравнения возможных реак-ций. Напишите ионные уравнения этих реакций.

После повторения основного материала можно присту-пить к более углубленному изучению направления протекания реакций ионного обмена. Например, попробуем ответить на сле-дующий вопрос.

Верны ли следующие суждения об осаждении и растворе-нии сульфидов?

А. Сероводород можно получить при взаимодействии суль-фида железа (II) с соляной кислотой.

Б. При пропускании сероводорода в раствор хлорида ме-ди (II) образуется сульфид меди (II).


119

В данном случае верны оба суждения. В первом случае про-исходит растворение сульфида с образованием сероводорода, сильная кислота (соляная) вытесняет слабую (сероводородную), и с точки зрения ученика все логично. Но во втором случае все наоборот, так как: слабая кислота (сероводородная) вытесняет соляную! Учитель объясняет, что в этом случае реакция прохо-дит в направлении более эффективного и полного связывания ионов. В рамках школьного курса не представляется возможным обосновать этот факт расчетами и приходится ограничиться сле-дующим объяснением.

Сульфиды, растворимые в воде (натрия, калия, аммония), реагируют с сильными кислотами с образованием сероводорода. А вот нерастворимые сульфиды ведут себя по-разному. Исполь-зуя, например, сульфид железа (II), марганца и цинка, можно по-лучить сероводород. А такие сульфиды, как сульфид меди (II), свинца (II), ртути (II), не реагируют с сильными кислотами с образованием сероводорода.

Сравним, например, значения произведения растворимо-сти этих сульфидов при стандартных условиях:

Вещество ПР Вещество ПР

FeS 6,3•10–18 PbS 8,0•10–28

MnS 1,0•10–13 CuS 6,3•10–36

ZnS 1,1•10–21 HgS 4,0•10–53

Как видите, вторая группа сульфидов имеет весьма низкие значения произведения растворимости.

Кислотно-осно`вные взаимодействия. Понятие о кисло-тах, основаниях и кислотно-основных взаимодействиях — одно из фундаментальных в химии. Его формирование происходило еще в XVII в., однако впоследствии многократно пересматрива-лось.

Ввиду особой значимости данных понятий целесообразно выделить отдельный урок для повторения и обобщения данных понятий.

Приведем ниже материал, который можно использовать на данном уроке. Изложение проблемы лучше всего вести в исто-рическом контексте.

В 1675 г. Н. Лемери в своем «Курсе химии» попытался объ-яснить физические и химические свойства веществ на языке их формы и структуры. Согласно его представлениям, кислоты на

120

своей поверхности имеют острые шипы, вызывающие на коже колющие ощущения. Основания, названные им щелочами, со-стоят из пористых тел. «Шипы» кислот проникают в «поры», при этом они ломаются или притупляются, и кислоты превраща-ются в нейтральные соли.

Научные представления о природе кислот и оснований на-чали формироваться в конце XVIII в. А. Лавуазье связывал кис-лотные свойства с наличием в составе вещества атомов кислоро-да. Известные тогда минеральные и органические кислоты дей-ствительно чаще всего содержали кислород. Гипотеза Лавуазье быстро показала свою несостоятельность, когда благодаря рабо-там Г. Дэви и Ж. Гей-Люссака стал известен целый ряд кислот, не содержащих кислорода (например, галогеноводороды, си-нильные кислоты), в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств.

С начала XIX в. кислотами стали считать вещества, способ-ные к взаимодействию с металлами с выделением водорода (Ю. Либих, 1839).

Примерно в это же время Й. Берцелиус выдвинул идею, объясняющую кислотно-основные свойства веществ их электри-ческой «дуалистической» природой. Так, к кислотам он относил электроотрицательные оксиды неметаллов и некоторых метал-лов (например, хрома, марганца и др.), а электроположительные оксиды металлов считал основаниями. Таким образом, кислот-ность или основность Берцелиусом рассматривалась как функ-циональное, а не абсолютное свойство соединения. Берцелиус впервые сделал попытку количественной оценки и предсказания силы кислот и оснований.

C появлением теории электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887) возникла возможность описания кислотно-основных свойств, исходя из продуктов ионизации электролита. Благодаря работам В. Оствальда теория получила развитие для слабых электролитов.

В начале XX в. американские химики Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краус создали теорию сольвосистем, распространившую по-ложения теории Аррениуса—Оствальда на все растворители, способные к самодиссоциации.

В основу современных теорий кислот и оснований положе-ны представления Й. Бренстеда и Г. Льюиса. Имеются вполне успешные попытки создать обобщенные теории (М. Усанович, 1939), но они не находят широкого применения.

В дальнейшем можно перейти к сравнительной характери-стике понятий кислот-оснований в рамках теории электролити-

121

ческой диссоциации и в рамках протолитической теории Брен-стеда—Лоури.

Домашнее задание:1. Изучить § 21.2. Выполнить упражнение 5 на с. 139.

Урок 37 (4). Ионное произведение воды. Понятие о рН растворов

Цели урока: изучить понятия «ионное произведение во-ды» и «рН растворов», научиться соотносить значение рН с кис-лотностью среды.

Непростой задачей является изучение школьником поня-тия «ионное произведение воды» и понятия о рН растворов. В учебнике в § 22 в достаточно простой форме дается вывод этих понятий. Для учителя помещаем здесь еще один подход к выводу данных понятий.

Молекулы воды в значительной мере склонны к образова-нию водородных связей, поэтому в воде существуют ассоциаты нескольких молекул, называемые кластерами. Тепловое движе-ние молекул внутри кластера может ослабить в одной из них связь О—Н и разорвать ее. При таком разрыве происходит при-соединение протона к молекуле воды за счет превращения водо-родной связи в донорно-акцепторную:

H O

H

H O

H

•nH2O →← H O

H

H

+

•mH2O + H O – •kH2O.

При этом образуются ион оксония1 H3O+ и гидроксид-ион

ОН–. Оксониевый ион и гидроксид-ион в ближней сфере гидра-тированы тремя молекулами воды и присутствуют в растворе в виде аквакомплексов [H3O(H2O)3]

+, [OH(H2O)3]–.

Реакция ионизации воды сопровождается переносом про-тона от одной молекулы воды к другой:

2H2O = H3O+ + OH– или упрощенно H2O = H+ + OH–.

Такие процессы называют процессами самоионизации или автопротолиза.

1 Ион H3O+ называют ионом оксония по номенклатуре ИЮПАК.

В отечественной литературе часто употребляют другое название — ион гидроксония, ион гидрония.

122

Автопротолиз воды количественно характеризуется кон-стантой равновесия, величина которой была определена экспе-риментально и составляет 1,8•10–16 при 25 °С.

––16

2

[H ][OH ][H O]

= = 1,8 10 .cK+

•

В приведенном выше выражении знаменатель [H2O] пред-ставляет собой концентрацию недиссоциированных молекул во-ды. Если пренебречь незначительной долей молекул, распавших-ся на ионы, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно принять равной общей концентрации воды, которая со-ставляет 55,56 моль/л.

Тогда можно определить величину [H+][OH–], так называе-мое ионное произведение воды (при 25 °С), или константу автопротолиза Kw:

Kw = Kc[H2O] = [H+][OH–];Kw = 1,8•10–16•55,56 ≈ 1•10–14 при 25 °С.

Постоянное значение ионного произведения воды означа-ет, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или ще-лочном) имеются оба вида ионов: Н+ и ОН–. При автопротолизе 1 моль воды образуется 1 моль ионов Н+ и 1 моль ионов ОН–. В отсутствие посторонних примесей:

[H+] = [OH–] = –141 10• = 10–7 моль/л.

Константу автопротолиза для удобства записывают в виде показателя константы автопротолиза воды, который представ-ляет собой отрицательный логарифм константы автопротолиза:

pKw = –lg Kw = –lg 10–14 = 14.

Концентрацию водородных и гидроксильных ионов дат-ский биохимик С. П. Соренсен в 1909 г. предложил обозначить в виде водородного рН (от лат. potencio Hydrogenii — сила водо-рода) и гидроксильного рОН показателей. Водородный (рН) и гидроксильный (рОН) показатели — это отрицательные лога-рифмы концентрации водородных и гидроксильных ионов:

рН = –lg [H+];pOH = –lg [OH–];pKw = pH + pOH = 14.

Сумма водородного и гидроксильного показателей посто-янна и равна pKw — отрицательному логарифму константы авто-протолиза.

123

Значения водородного и гидроксильного показателей ле-гли в основу шкалы кислотности и основности, или шкалы рН и рОН (схема 4).

В воде или в нейтральном растворе [Н+] = [ОН–] = –1410 = = 10–7 моль/л.

Таким образом, рН нейтрального раствора при 25 °С ра-вен 7,0.

Ионное произведение воды Kw зависит от температуры. С увеличением температуры значение Kw заметно увеличивает-ся, при уменьшении — уменьшается. Так, при 0 °С значение Kw составляет 0,114•10–14, при 50 °С — 5,47•10–14.

Найдем концентрацию ионов [H+] и рН водных растворов при данной температуре:

а) при 0 °С:

[H+] = [OH–] = –140,114 10• = 3,38•10–8 моль/л;

pH = 8 – lg 3,38 = 7,47;б) при 50 °С:

[H+] = [OH–] = –145,47 10• = 2,34•10–7 моль/л;

pH = 7 – lg 2,34 = 6,63.

Приведенные расчеты показывают, что в нейтральных растворах рН > 7,0, если t < 25 °C, pH < 7,0, если t > 25 °C.

Домашнее задание:1. Изучить § 22.2. По задачнику решить задачи 6-112 и 6-113 (а, б).

Схема 4

Шкала кислотности и основности

01234567891011121314

pH

pOH

Среданейтральная

Кислая СлабокислаяСреда Слабощелочная Щелочная

Возрастание кислотности

Возрастание щелочности

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

124

Урок 38 (5). Гидролиз неорганических и органических соединений

Цель урока: изучить гидролиз солей.

Оборудование и реактивыЛабораторный штатив с пробирками (8 шт.), универсаль-

ный индикатор со шкалой, раствор лакмуса, растворы гидрокси-да натрия, соляной кислоты, карбоната натрия, хлорида натрия, хлорида алюминия, нитрата калия.

Начинаем урок с проблемного опыта. На столах у учащихся три склянки (или пробирки) без этикеток с растворами карбона-та натрия, гидроксида натрия и соляной кислоты. Требуется предложить способы идентификации веществ. Обычно учащие-ся сразу предлагают воспользоваться индикатором, например лакмусом (в крайнем случае, возникновение такой идеи учитель может инициировать наводящими вопросами или подсказками). Когда у учащихся возникает уверенность, что действительно са-мым простым способом является применение индикатора, пере-ходим к опыту.

Возьмем три пробирки и приготовим по одной пробе иссле-дуемых веществ (по 1 мл). Теперь в каждую из пробирок добавим по 2—3 капли раствора лакмуса. В пробирке с соляной кислотой окраска меняется на красную, но в двух остальных пробирках — окраска лакмуса синяя! Может быть, лакмус не является подходя-щим индикатором из-за того, что трудно заметить изменение окраски с фиолетовой на синюю? Приготовим пробы еще раз и попробуем использовать другой индикатор. Например, фенол-фталеин. И вновь мы видим, что окраска фенолфталеина стала малиновой в двух пробах. Значит, предложенный метод распозна-вания кислоты, щелочи и соли не подходит? Значит, в растворе соли не обязательно должна быть нейтральная среда? А может быть, это особенность такой соли, как карбонат натрия?

Проведем еще один опыт. Приготовим пробу раствора хло-рида натрия. Добавим 2—3 капли раствора лакмуса. Окраска фио-летовая — значит, все-таки в растворах солей среда нейтральная?

Приготовим пробу хлорида алюминия (1 мл) и добавим 2—3 капли раствора лакмуса. Лакмус приобретает красную окра-ску. Значит, все-таки в растворах солей среда может быть и ще-лочной, и кислой, и нейтральной. Почему? От чего это зависит? Откуда появляется щелочь или кислота в растворе соли? Вот в этом нам и надо разобраться на этом уроке.

Отвлечемся от приведенных выше примеров солей. В ходе фронтальной беседы с учащимися вспомним, как подразделяют-

125

ся электролиты по степени электролитической диссоциации. Какие электролиты являются слабыми? Учащиеся должны при-вести примеры слабых и сильных кислот, слабых и сильных оснований. Обратим внимание на то, что соли — это, как прави-ло, сильные электролиты. Попросим учащихся привести пример солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой.

Рассмотрим два примера солей сильного основания и силь-ной кислоты — хлорид натрия и нитрат калия. Реакцию среды в растворе хлорида натрия мы уже определили — нейтральная. А какова реакция среды в растворе нитрата калия? Поставим еще один опыт: нальем в пробирку 1 мл раствора нитрата калия и добавим лакмус или универсальный индикатор. Учащиеся на-блюдают, что окраска индикатора не меняется, реакция среды — нейтральная. Можно сделать вывод, что в растворах солей, обра-зованных сильными основаниями и сильными кислотами, реак-ция среды нейтральная. А почему — об этом чуть позднее.

А пока рассмотрим пример другой соли — нитрита калия. Проверим реакцию среды аналогично тому, как этот опыт стави-ли с другими солями. Реакция среды — щелочная. Если в водном растворе щелочная среда, то, следовательно, какие ионы присут-ствуют в растворе? Гидроксид-анионы, ОН–. А в результате чего они образуются? Ведь в составе соли KNO2 нет гидроксид-анио-нов. Ответ может быть только один — источником гидроксид-анионов может быть только вода. А что же произошло в водном растворе, что появились гидроксид-анионы?

Попытаемся составить уравнение реакции:

KNO2 + H2O = …

Нитрит калия — растворимая в воде соль, значит, практи-чески полностью распадается на ионы в водном растворе:

K+ + –2NO + H2O = …

Вода является слабым электролитом и частично диссоции-рует на ионы:

H2O →← H+ + OH–.

Мы знаем, что реакции в растворах электролитов идут в направлении связывания ионов (вспомним, какие формы связы-вания ионов знают учащиеся). А не может ли какой-либо из ио-нов соли связываться с ионами, образующимися при диссоциа-ции воды? Ион K+ мог бы связываться с ионом ОН–, но КОН — сильный электролит и полностью распадается на ионы, поэтому такого связывания ионов не будет. А ион –

2NO может связывать-ся с ионами Н+, в этом случае как раз и образуется слабый элек-

126

тролит — HNO2. Таким образом, ионное уравнение реакции вза-имодействия соли с водой будет иметь вид:

K+ + –2NO + H2O = K+ + HNO2 + OH–.

Так как и процессы диссоциации воды, и процессы диссо-циации слабого электролита обратимы, то и рассматриваемая нами реакция обратима:

K+ + –2NO + H2O →← K+ + HNO2 + OH–.

Акцентируем внимание учащихся на том, что обратная ре-акция — не что иное, как… нейтрализация! То есть гидролиз со-ли и нейтрализация — взаимно обратные процессы.

Составим сокращенное ионное уравнение:–2NO + H2O →← HNO2 + OH–.

Становится понятным, почему среда в этом случае щелоч-ная, — в результате процесса взаимодействия соли с водой и по-являются ионы ОН–.

Далее даем название этого процесса — гидролиз соли (луч-ше как раз после этого и записать тему урока — «Гидролиз со-лей»). Обратим внимание на то, что в результате взаимодейст-вия главного виновника гидролиза — иона –

2NO с молекулами во-ды происходит смещение равновесия диссоциации воды. (Так как ион –

2NO присоединяет H+, то равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н+ и ОН–, в растворе происходит повышение концентрации ионов ОН–.)

Вернемся к уравнениям гидролиза нитрита калия. Мы еще не закончили уравнение гидролиза в молекулярной форме. Ко-нечно, реальный процесс отражает ионное уравнение, но услов-но можно записать:

KNO2 + H2O →← KOH + HNO2.Далее записываем определение гидролиза, вводим поня-

тия «гидролиз по аниону», «гидролиз по катиону». А в каком слу-чае происходит гидролиз по катиону?

Логично предположить, что если в результате гидролиза по аниону среда щелочная, то в результате гидролиза по катио-ну — среда кислая. А в каком из испытанных нами растворах сре-да кислая? В растворе хлорида алюминия. Попробуем составить уравнение гидролиза такой соли:

AlCl3 + H2O →← …Написав левую часть уравнения реакции, остановимся и

начнем составлять ионное уравнение:Al3+ + 3Cl– + H2O →← …

127

Надо подумать, какие ионы могут связываться с продук-тами диссоциации воды (с ионами H+ и OH–): Al3+ или Cl–. Ион Cl– мог бы соединяться с ионом Н+, но в этом случае образовался бы сильный электролит HCl, поэтому связывания ионов не бу-дет. А вот ион Al3+ мог бы связываться с ионами OH–, так как в результате связывания ионов образовалось бы малораствори-мое соединение — Al(OH)3 (условно будем считать его слабым электролитом). Но здесь важно обратить внимание на то, что реально образования гидроксида алюминия практически не происходит, а в результате гидролиза образуется основная соль — AlOHCl2. В данном случае гидролиз происходит ступенча-то, и мы ограничимся записью уравнения реакции первой сту-пени гидролиза. Будем руководствоваться правилом: на 1 моль ионов, участвующих в гидролизе, потребуется 1 моль воды. Тог-да ионное уравнение гидролиза хлорида алюминия будет иметь вид:

Al3+ + 3Cl– + H2O →← AlOH2+ + 3Cl– + H+.

Теперь составим сокращенное уравнение гидролиза:

Al3+ + H2O →← AlOH2+ + H+.

Становится ясно, что гидролиз инициируется ионами алю-миния (гидролиз по катиону), реакция среды в растворе хлорида алюминия — кислая.

Составим уравнение реакции в молекулярной форме:

AlCl3 + H2O →← AlOHCl2 + HCl.

Обобщим результаты в виде таблицы, которую и начнем заполнять либо на чистом развороте тетради, либо развернув те-традь горизонтально (альбомная ориентация страницы).

Тип соли

Соль сильного

основания и сильной кислоты


основания и слабой кислоты

Соль слабого




Примеры солей

Уравне-ние гид-ролиза

Гидролиз идет по…

128

Тип соли









Реакция среды водного раствора соли

Окраска лакмуса

Частично эту таблицу учащиеся самостоятельно могут за-полнить теми примерами, которые были рассмотрены выше.

Учащиеся могут также привести примеры солей слабого основания и слабой кислоты (попросим учащихся привести при-меры растворимых солей).

Тип соли





Соль слабого основания (или амфо-

терного гидроксида)

и сильной кислоты




NaCl, KNO3

KNO2, Na2CO3

AlCl3, Zn(NO3)2

NH4NO2, CH3COONH4

Уравне-ния гид-ролиза

— KNO2 + H2O = = KOH + + HNO2

AlCl3 + H2O = = AlOHCl2 + + HCl

Гидролиз идет по… (или не идет)

Гидролизу не подвер-гаются

Гидролиз по аниону

Гидролиз по катиону


Нейтраль-ная

Щелочная Кислая


Фиолето-вая

Синяя Красная

Окончание табл.

129

Осталось рассмотреть ход гидролиза солей слабого основа-ния и слабой кислоты. Выберем пример растворимой соли, на-пример нитрит аммония. По разработанной выше схеме начнем составление уравнения гидролиза соли:

NH4NO2 + H2O →←

Остановимся и начнем составлять ионное уравнение, рас-суждая так же, как и в предыдущих случаях. Получаем следующее:

4NH+ + –2NO + H2O →← NH4OH + HNO2.

И азотистая кислота, и гидроксид аммония, а точнее ги-драт аммиака — слабые электролиты. Следовательно, гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Сокращенного ионного уравне-ния в данном случае не составить. Обратим внимание на то, что более корректная запись формулы гидрата аммиака не NH4OH, а NH3•H2O. А какова же реакция среды такого раствора? Хочет-ся ответить: «Нейтральная!» Но на самом деле реакция среды в данном случае будет зависеть от того, какой из электролитов, участвовавших в образовании соли, сильнее — кислота или осно-вание.

Сопоставим значения констант диссоциации гидрата ам-миака и азотистой кислоты:

Ka(HNO2) = 4,5•10–4 (18 °C);Kb(NH3•H2O) = 1,8•10–5 (18 °C).

Как видите, в данном случае константа диссоциации азоти-стой кислоты несколько выше, поэтому среда водного раствора нитрита аммония должна быть слабо кислой.

Обычно в таком случае учащимся не требуется определять реакцию среды (такие задачи решают студенты, используя спра-вочные данные), а школьнику достаточно указать, что гидролиз идет как по катиону, так и по аниону.

Важно рассмотреть еще несколько случаев гидролиза со-лей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, что-бы учащиеся понимали, что нейтральная среда при гидролизе таких солей — редкий случай. Советуем рассмотреть несколько случаев на примере гидролиза солей аммония.

Пример 1. Рассмотрим гидролиз ацетата аммония.CH3COONH4 — соль слабого основания NH3•H2О и слабой

кислоты CH3COOH.

CH3COONH4 + H2O →← NH3•H2О + CH3COOH

4NH+ + CH3COO– + HOH →← NH3•H2О + CH3COOH

130

Сравним константы диссоциации основания и кислоты:

Ka(CH3COOH) ≈ 1,8•10–5;Kb(NH3•H2О) ≈ 1,8•10–5.

Константы диссоциации приблизительно равны, то есть в данном случае кислота и основание — электролиты примерно одинаковой силы. В этом случае среда должна быть нейтраль-ной, рН раствора такой соли примерно равен 7.

Пример 2. Рассмотрим гидролиз цианида аммония.NH4CN — соль слабого основания NH3•H2О и слабой кис-

лоты HCN.

NH4CN + H2O →← NH3•H2О + HCN;

4NH+ + CN– + HOH →← NH3•H2О + HCN.


Ka(HCN) ≈ 1,32•10−9;Kb(NH3•H2О) ≈ 1,8•10–5.

Константа диссоциации гидрата аммиака существенно больше, в данном случае основание — более сильный электро-лит. В этом случае среда должна быть слабощелочной, рН рас-твора такой соли выше 7.

Пример 3. Рассмотрим гидролиз фторида аммония.NH4F — соль слабого основания NH3•H2О и слабой кисло-

ты HF.

NH4F + H2O →← NH3•H2О + HF;

4NH+ + F– + HOH →← NH3•H2О + HF.


Ka(HF) ≈ 6,61•10–4;Kb(NH3•H2О) ≈ 1,8•10–5.

Здесь константа диссоциации кислоты выше, таким обра-зом, в данном случае кислота — более сильный электролит. В этом случае среда должна быть слабокислой, рН раствора та-кой соли выше 7.

Заполним до конца таблицу:

131

Тип соли





Соль слабого основания (или амфо-

терного гидроксида)

и сильной кислоты




NaCl, KNO3

KNO2, Na2CO3

AlCl3, Zn(NO3)2

NH4NO2, CH3COONH4

Уравне-ния гид-ролиза

— KNO2 + H2O = = KOH + + HNO2

AlCl3 + H2O = = AlOHCl2 + + HCl

Тип гид-ролиза

Гидролизу не подвер-гаются

Гидролиз по аниону

Гидролиз по катиону


Нейтраль-ная

Щелочная Кислая


Фиолето-вая

Синяя Красная

Важно отработать умение составлять уравнения ступенча-того гидролиза по первой ступени. Чтобы у учащихся не возни-кло представления, что ступенчатый гидролиз характерен толь-ко для солей слабых оснований и сильных кислот, рассмотрим гидролиз карбоната натрия, ведь именно эту соль мы использо-вали для лабораторного опыта в самом начале.

Важно развить и закрепить умение учащихся определять, подвергается или нет предложенная соль гидролизу, какой ион инициирует гидролиз (гидролиз по катиону, по аниону или и по катиону, и по аниону), какова реакция среды водного раствора соли. Наличие и степень развития этого умения проверяется контрольно-измерительными материалами ЕГЭ (например, зада-ния А24 и B4 по спецификации 2012 г.). Для отработки перечис-ленных умений предлагается заполнить таблицу (см. с.133).

В конце урока делаем обобщение, просим учащихся сфор-мулировать выводы, которые можно сделать на основе изученно-го материала. Обратим внимание учащихся на то, изменяются ли степени окисления элементов в ходе гидролиза.

132

А как же все-таки решить проблему, поставленную в самом начале урока? Предложите способы решения этой задачи в каче-стве домашнего задания и обсудите эту проблему на следующем уроке.

Дальше изучение гидролиза будет продолжено, ведь важно рассмотреть гидролиз других веществ, включая органические со-единения — низкомолекулярные (сложные эфиры, галогенопро-изводные углеводородов и др.) и высокомолекулярные (углево-ды, белки, нуклеиновые кислоты), с рассмотрением условий и на-значения полного и частичного (ферментативного) гидролиза.

Домашнее задание:В качестве домашнего задания можно предложить закон-

чить таблицу (табл. 4). Так мы отрабатываем умение определять реакцию среды и тип гидролиза. При несколько большем коли-честве времени на изучение предмета можно предложить уча-щимся составить уравнения гидролиза солей (по 1-й ступени): ортофосфата натрия, нитрата цинка, ацетата аммония. Приме-ром несложного задания является 6-128 из задачника 11 класса.

Изучение гидролиза солей является удачным примером ре-ализации деятельностного подхода, урок органично сочетает в себе поисковую деятельность учащихся с объяснением учителя результатов такой поисковой деятельности. Пояснения учителя не должны опережать выводы самих учащихся. В ходе урока мо-жет реализоваться настоящий «сократовский диалог», эвристи-ческая беседа, в ходе которой учитель ставит проблему, органи-зует деятельность учащихся по поиску решения этой проблемы, помогает формированию тех или иных выводов учащихся и под-водит итог такой деятельности.

Предложенный урок можно провести и в форме мастер-ской, когда учитель не форсирует формирование правильных выводов учащихся, а только в случае необходимости ориентиру-ет на правильные пути решения, но в таком случае изучение те-мы потребует, естественно, большего количества времени.

Обратим также внимание на некоторые детали, которые могут быть полезными для данного урока.

Пробирки для лабораторной работы можно заменить пла-стинками с ячейками. В таком случае в ячейку следует помещать несколько капель раствора соли, а затем испытывать реакцию среды либо раствором индикатора, либо индикаторной бумагой. Можно использовать универсальный индикатор вместо лакмуса или фенолфталеина (тогда на столах учащихся должна быть цветная шкала окраски универсального индикатора при различ-ных значениях рН).

133

Табл

ица

4Х

арак

тер

ист

ика

нек

отор

ых

соле

й

Наз

вани

е со

лиФ

орм

ула

соли

Сол

ь об

разо

вана

ос

нова

нием

Сол

ь об

разо

вана

ки

слот

ойР

еакц

ия

сред

ы

в ра

ство

-ре

сол

и

Гидр

олиз

иде

т по

кат

иону

, по

анио

ну и

ли

соль

не

гид р

оли з

уетс

я

Цве

т ф

енол

фта

-ле

ина

в

раст

воре

со

ли

Цве

т ла

кмус

а в

раст

во-

ре с

оли

Фор

мул

аС

ильн

ое

или

сл

абое

Фор

мул

аС

иль-

ная

или

сл

абая

Кар

бона

т

натр

ияN

a 2CO

3N

aOH

Сил

ьное

H2C

O3

Сла

бая

Щел

оч-

ная

По

анио

нуМ

алин

овы

йС

иний

Хло

рид

ал

юм

иния

AlC

l 3A

l(O

H) 3

Сла

бое1

HC

lС

ильн

аяК

исла

яП

о ка

тион

уБ

есцв

ет-

ный

Кра

сны

й

Нит

рат

бари

яС

илик

ат

натр

ияС

ульф

ид к

алия

Бро

мид

цин

каС

ульф

ат

жел

еза

(III

)О

ртоф

осф

ат

кали

яА

цета

т н

атри

яХ

лори

д

ртут

и (I

I)…

1 В д

анно

м с

луча

е со

ль о

браз

ован

а ам

фот

ерны

м г

идро

ксид

ом.

134

Часто в учебных пособиях приводятся примеры гидролиза соединений, которые вроде бы удачно вписываются в предло-женную выше схему, но на самом деле гидролизу не подвергают-ся или подвергаются в незначительной мере. Так, иногда в каче-стве примера соли слабого основания и сильной кислоты берут хлорид аммония и говорят, что реакция среды кислая. На самом деле раствор хлорида аммония имеет практически нейтральную реакцию. В качестве другого примера такого типа солей берут нитрат серебра. Но последний, в отличие от нитрата меди (II), гидролизу не подвергается. Поэтому отбирать примеры для зада-ний следует аккуратно, проверяя информацию по каждому из со-единений.

Дополнительный материалОбычно для слабых электролитов не учитывается действие

электростатических сил между разноименно заряженными иона-ми. Так как концентрация ионов в растворах слабых электроли-тов невелика и ионы находятся на достаточно больших расстоя-ниях друг от друга, такое упрощение допускается. Но в растворах сильных электролитов концентрация ионов достаточно высока, а расстояния между ними невелики. Это учтено при создании те-ории сильных электролитов (разработана голландским ученым Петером Дебаем и немецким ученым Эрихом Хюккелем в 1923—1925 гг.).

Сильные электролиты в водных растворах практически полностью ионизированы. При достаточно высокой концентра-ции ионов и малых расстояниях между ними (особенно в концен-трированных растворах) ионы взаимодействуют между собой. Это межионное взаимодействие приводит к тому, что движение ионов затруднено, а каждый из ионов окружен как бы роем про-тивоположно заряженных частиц, так называемой ионной ат-мосферой. При этом каждый из ионов, составляющих ионную атмосферу, очевидно, сам, в свою очередь, является центром ионной атмосферы, окружающей его. В результате этого прояв-ляется тенденция к закономерному размещению ионов по всему объему раствора.

Снижение подвижности ионов уменьшает их степень уча-стия в процессах, происходящих в растворе, создается эффект снижения концентрации электролита.

Для оценки способности ионов к химическим реакциям в растворах сильных электролитов пользуются понятием «актив-ность ионов» (обозначается а).

Активность иона — это его эффективная или условная концентрация, соответственно которой он участвует в реакци-ях, происходящих в растворе электролита.

135

Между активностью иона а и его действительной концент-рацией с существует зависимость: а = f•c, где f — коэффициент активности.

Активность иона равна произведению его концентрации на коэффициент активности.

Коэффициент активности — это отношение активно-сти иона к его общей концентрации: f = a/c. Коэффициент ак-тивности характеризует влияние электростатических сил на спо-собность иона к химическим взаимодействиям. При f < 1 движе-ние иона в растворе замедлено. Например, в 0,1 М растворе НСl активность иона Н+ равна 0,0814. Это означает, что в химических реакциях ион водорода действует так, как будто концентрация его составляет не 0,1 моль/л, а только 0,0814 моль/л. Тогда ко-эффициент активности иона водорода:

f = 0,0814/0,1 = 0,814.

При f = 1 ион действует в растворе соответственно своей действительной концентрации, в этом случае a = c. Однако это происходит лишь в растворах слабых электролитов или в очень разбавленных растворах сильных электролитов, когда расстоя-ния между ионами достаточно велики.

Обычно для сильных электролитов активность ионов су-щественно отличается от их концентрации. Поэтому при точ-ных расчетах в уравнение закона действующих масс должны вхо-дить активности ионов, а не их концентрации.

Для недиссоциированных молекул f = 1. В растворах силь-ных электролитов молекулы практически отсутствуют. При хао-тическом движении катионы и анионы сильных электролитов сближаются между собой и образуют так называемые ионные па-ры, но концентрация их ничтожно мала.

Значение коэффициента активности иона зависит от сле-дующих факторов:

1) концентрации иона;2) температуры;3) концентрации других ионов.На величину коэффициента активности оказывает влия-

ние общая концентрация всех ионов в растворе. Это учитывают с помощью понятия ионной силы раствора электролита.

Ионная сила раствора I — величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в раство-ре, которая равна полусумме произведений молярной концент-рации каждого иона на квадрат его заряда:

I = 12 Σ (ci

2iz ),

136

где I — ионная сила раствора, ci — молярная концентрация того или иного иона в растворе, zi — заряд иона.

Например, рассчитаем ионную силу раствора, содержаще-го в 1 л одновременно 0,01 моль ВаС12 и 0,1 моль NaNO3, его ион-ная сила:

I = 12 ([Ва2+]22 + 2[Сl–]12 + [Na+]12 + [ –

3NO ]12).

Считая, что ВаС12 и NaNO3 как сильные электролиты дис-социированы в растворе полностью, находим значение I:

I = 12 (0,01•22 + 0,02•12 + 0,1•12 + 0,1•12) = 0,13.

С увеличением ионной силы растворов коэффициенты активности ионов уменьшаются. Однако в достаточно разбав-ленных растворах с одинаковой ионной силой у равнозарядных ионов коэффициенты активности ионов имеют близкие значе-ния.

Средние значения коэффициентов активности для ионов с различными величинами заряда представлены в таблице 5.

Урок 39 (6). Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Цель урока: закрепить и обобщить знания об окислитель-но-восстановительных реакциях, полученные учащимися на пре-дыдущих этапах обучения.

В данном случае рассматривается хорошо знакомый уча-щимся материал, поэтому учитель может применить самые раз-

Таблица 5Средние величины коэффициентов активности ионов

Ионная сила

раствора I

Коэффициенты активности f-ионов

одно-зарядных

двух-зарядных

трех-зарядных

четырех-зарядных

0,001 0,96 0,86 0,73 0,56

0,005 0,92 0,72 0,51 0,30

0,01 0,90 0,63 0,39 0,19

0,05 0,81 0,44 0,15 0,04

0,1 0,78 0,33 0,08 0,01

137

ные стратегии его повторения и обобщения. Например, можно построить урок по следующему плану.

1. Учащиеся читают § 24 с целью выявления ключевых по-нятий для темы «Окислительно-восстановительные реакции», затем выписывают эти ключевые понятия. В это время две груп-пы сильных учащихся (по 3—4 человека) работают над обзором окислителей и восстановителей.

2. Учащиеся работают в малых группах с целью определить понятия, которые они выписали.

3. Группы учащихся, которые готовили обзор наиболее распространенных окислителей и восстановителей, представля-ют свои доклады классу.

4. Обсуждение докладов.5. Выполнение несложных упражнений по составлению

уравнений окислительно-восстановительных реакций.Домашнее задание:1. Используя материал § 24 и задачника (с. 110—111), повто-

рить метод составления электронного баланса.2. Выполнить задачи 6-151, 6-152 (задачник).

Урок 40 (7). Методы составления уравнений ОВР

Цели урока: познакомить с методом электронно-ионного баланса; используя метод электронного баланса и электронно-ионного баланса, совершенствовать навык составления уравне-ний окислительно-восстановительных реакций.

Метод электронного баланса учащимся хорошо знаком. Важной задачей данного урока будет знакомство с методом элек-тронно-ионного баланса и его использования для составления окислительно-восстановительных реакций.

Начать это знакомство можно следующим образом.Демонстрируем учащимся опыт: взаимодействие подкис-

ленного раствора перманганата калия с раствором сульфита на-трия. Попросим учащихся составить уравнение этой реакции методом электронного баланса. Затем попросим учащихся со-ставить ионное уравнение этой реакции. Возникает вопрос: а нельзя ли сразу составлять сокращенное ионное уравнение ре-акции, используя какой-либо другой метод составления уравне-ния реакции? Так мы переходим к изложению сущности метода составления электронно-ионного баланса. Суть метода довольно полно изложена в § 24.

Домашнее задание:Используя материал § 24, выполнить по задачнику зада-

чи 6-161 (вариант 1 — а, б; вариант 2 — б, в), 6-162, 6-163.

138

Урок 41 (8). Химические источники тока

Цели урока: познакомить учащихся с химическими источ-никами тока, ввести понятие «гальванический элемент».

Материал урока довольно обширный. При наличии боль-шего количества времени его можно рассмотреть поэтапно.

1. Знакомство с гальваническим элементом. Изобретение гальванического элемента. Сущность процессов, которые проис-ходят в элементе Даниэля—Якоби.

2. Знакомство с понятиями «электродный потенциал», «стандартный водородный электрод», «стандартный электрод-ный потенциал».

3. Изучение принципа составления электрохимического ря-да напряжений металлов. Закономерности, наблюдаемые в этом ряду.

4. Знакомство с современными химическими источниками тока.

В режиме трёхчасового курса химии какими-то вопросами придётся «пожертвовать», сократив их рассмотрение, однако на-рушать логику изложения курса нельзя. Материал достаточно подробно изложен в тексте § 25.

Домашнее задание:1. § 25.2. Используя материал § 25, выполнить по задачнику зада-

чи 6-186, 6-187, 6-189.

Урок 42 (9). Коррозия металлов и способы защиты от нее

Цели урока: изучить понятие о коррозии металлов и по-знакомиться с методами защиты от коррозии.

Понятие «гальванический элемент» может быть конкрети-зировано при изучении электрохимической коррозии.

Начать урок можно с демонстрации видеофрагмента, по-священного коррозии металлов. В нем будет четко обозначена проблема, с которой сталкиваются все, чья работа так или иначе связана с металлами, — проблема коррозии.

Далее на уроке можно более подробно рассмотреть поня-тие «электрохимическая коррозия». Затем учащимся можно предложить составить схему «Методы защиты от коррозии» на основе материала учебника, изложенного на с. 181—182.

Домашнее задание:1. § 27.2. Выполнить упражнение 3 к § 27.

139

Урок 43 (10). Электролиз

Цели урока: изучить понятие «электролиз» и научиться составлять уравнения электролиза растворов солей.

Огромное значение в промышленности и в технике имеет электролиз. Для мотивации изучения этой темы можно попро-сить учащихся назвать вещества, которые не могли бы быть по-лучены, если бы не был открыт электролиз. Перечень будет до-вольно обширным: без электролиза нельзя получить щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, фтор, ряд других ве-ществ. В технике пришлось бы «расстаться» с электролитиче-ским рафинированием металлов, не было бы гальваностегии и гальванопластики.

Таким образом, здесь можно применить изложение «от обратного»: от применения учащиеся восходят к изучению сущ-ности явления, а затем опять возвращаются к его применению, но уже с новыми знаниями и пониманием явления на другом уровне.

Сама методика изучения сущности явления электролиза логично и последовательно изложена в § 26.

Важным умением, которое формируется в ходе изучения данной темы и проверяется затем заданиями КИМ ЕГЭ, являет-ся составление уравнений электролиза растворов солей.

Домашнее задание:1. Изучить § 26.2. Используя материал § 26, выполнить по задачнику зада-

чи 6-165, 6-169, 6-174.

Урок 44 (11). Обобщение знаний по теме 6

Цель урока: обобщить и закрепить знания по теме 6.Заканчивая изучение темы 6, важно соотнести все изучен-

ные аспекты этой темы. Таким образом, важной задачей данного урока будет интеграция и теоретический синтез следующих тем:

1. Растворы электролитов.2. Реакции в растворах электролитов.3. Кислотно-основные взаимодействия.4. Окислительно-восстановительные реакции.5. Электролиз.6. Химические источники тока. Гальванические элементы.В ходе обобщения можно попросить учащихся определить,

какие новые понятия они изучили в ходе рассмотрения каждой из тем, какими новыми знаниями они овладели и какие умения приобрели.

140

Затем можно попросить выявить вопросы, которые пред-ставляли для учащихся наибольшие затруднения, и рассмотреть данные вопросы.

Можно использовать данный урок и для более подробного рассмотрения того материала, на который не хватило времени при изложении основного материала курса.

Например, можно более подробно рассмотреть определе-ние направления протекания окислительно-восстановительных реакций, используя значения стандартного электродного потен-циала.

Домашнее задание:Выполнение творческих заданий. Например, задание 8

(с. 175), задание 3 (с. 179), задание 4 (с. 183) из учебника.

Урок 45 (12). Самостоятельная работа

Цель урока: совершенствование навыков оценки количе-ственного состава растворов.

Вариант 11. К 200 г 12%-го раствора серной кислоты добавили 20 г

чистой серной кислоты. Вычислите массовую долю серной кис-лоты в полученном растворе.

2. Смешали 200 г 5%-го раствора гидроксида натрия и 300 г 18%-го раствора гидроксида натрия. Вычислите массовую долю гидроксида натрия в полученном растворе.

3. В результате нагревания 250 г 5%-го раствора нитрата натрия испарилось 50 г воды. Вычислите массовую долю нитра-та натрия в полученном растворе.

4. Вычислите массу хлорида натрия и массу воды, которые надо взять для получения 200 г 12%-го раствора хлорида натрия.

5. Вычислите массу гидроксида натрия, который надо рас-творить в 2 л воды, чтобы получить 2 М раствор.

Вариант 21. К 100 г 8%-го раствора азотной кислоты добавили 50 г

чистой азотной кислоты. Вычислите массовую долю азотной кислоты в полученном растворе.

2. Смешали 300 г 8%-го раствора нитрата цинка и 500 г 12%-го раствора нитрата цинка. Вычислите массовую долю ги-дроксида натрия в полученном растворе.

141

3. К 250 г 10%-го раствора хлорида цинка добавили 15 г хлорида цинка. Вычислите массовую долю соли в образовавшем-ся растворе.


5. Вычислите массу карбоната натрия, который надо рас-творить в 3 л воды, чтобы получить 0,1 М раствор.

Вариант 31. К 400 г 20%-го раствора гидроксида калия добавили 20 г

гидроксида калия. Вычислите массовую долю гидроксида калия в полученном растворе.

2. Смешали 250 г 4%-го раствора гидроксида натрия и 50 г 16%-го раствора хлорида калия. Вычислите массовую долю хло-рида калия в полученном растворе.

3. В результате нагревания 300 г 12%-го раствора нитрата калия испарилось 25 г воды. Вычислите массовую долю нитрата калия в полученном растворе.


5. Вычислите массу гидроксида калия, который надо рас-творить в 1,5 л воды, чтобы получить 0,01 М раствор.

Вариант 41. К 50 г 25%-го раствора гидроксида натрия добавили 8 г

гидроксида натрия. Вычислите массовую долю гидроксида на-трия в полученном растворе.

2. Смешали 120 г 5%-го раствора гидроксида натрия и 80 г 20%-го раствора гидроксида натрия. Вычислите массовую долю гидроксида натрия в полученном растворе.

3. К 300 г 8%-го раствора нитрата магния добавили 20 г ни-трата магния. Вычислите массовую долю соли в образовавшемся растворе.

4. Вычислите массу хлорида бария и массу воды, которые надо взять для получения 250 г 5%-го раствора хлорида бария.

5. Вычислите массу нитрата натрия, который надо раство-рить в 0,5 л воды, чтобы получить 3 М раствор.

Домашнее задание:Подготовиться к контрольной работе по теме 6.

142


Цель урока: контроль и коррекция знаний учащихся по теме «Растворы электролитов. Реакции в водных растворах элек-тролитов».

Для составления контрольной работы предлагаем два вида заданий: упражнения на составление ионных уравнений и рас-четные задачи.

Вариант 11. Напишите уравнения реакций между парами веществ

(если такие реакции возможны):а) силикат натрия и хлорид кальцияб) сульфид натрия и серная кислотав) гидроксид меди (II) и азотная кислотаг) оксид меди (II) и соляная кислотад) нитрат калия и гидроксид натрияУравнения реакций напишите в молекулярном и ионном

видах. Укажите причину протекания возможных реакций.

2. К данным кратким ионным уравнениям подберите моле-кулярные:

а) H+ + 2–3CO → CO2↑ + H2O

б) 3–4PO + Ba2+ → Ba3(PO4)2↓

Не забудьте расставить коэффициенты и в ионном, и в мо-лекулярном уравнениях.

3. Перепишите данные уравнения реакций, запишите схе-му электронного баланса и, пользуясь ею, расставьте коэффици-енты в уравнениях реакций:

а) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2Oб) H2S + O2 → SO2 + H2O

4. Вычислите массу осадка, образовавшегося при взаимо-действии раствора, содержащего 10,6 г карбоната натрия, с из-быточным количеством раствора хлорида кальция.

5. Вычислите массу осадка, образовавшегося при взаимо-действии раствора, содержащего 10,6 г карбоната натрия, с рас-твором, содержащим 5,55 г хлорида кальция.

Вариант 21. Напишите уравнения реакций между парами веществ

(если такие реакции возможны):

143

а) фосфат калия и нитрат меди (II)б) сульфит натрия и серная кислотав) гидроксид железа (III) и соляная кислотаг) оксид цинка и азотная кислотад) хлорид меди (II) и нитрат цинкаУравнения реакций напишите в молекулярном и ионном

видах. Укажите причину протекания возможных реакций.

2. К данным кратким ионным уравнениям подберите моле-кулярные:

а) H+ + S2– → H2S↑б) Fe3+ + OH– → Fe(OH)3↓Не забудьте расставить коэффициенты и в ионном, и в мо-

лекулярном уравнениях.

3. Перепишите данные уравнения реакций, запишите схе-му электронного баланса и, пользуясь ею, расставьте коэффици-енты в уравнениях реакций:

а) Na + H2SO4 → Na2SO4 + H2S + H2Oб) NH3 + O2 → NO + H2O

4. Вычислите массу осадка, образовавшегося при взаимо-действии раствора, содержащего 66,2 г нитрата свинца (II), с из-быточным количеством раствора сульфида натрия.

5. Вычислите массу осадка, образовавшегося при взаимо-действии раствора, содержащего 66,2 г нитрата свинца (II), с рас-твором, содержащим 31,6 г сульфида натрия.

144

Тема 7. Неметаллы и их характеристика












Основные понятияГалогены. Общая характеристика подгруппы галогенов.

Особенности химии фтора. Галогеноводороды. Получение гало-геноводородов. Галогеноводородные кислоты и их соли — галоге-ниды. Качественные реакции на галогенид-ионы. Кислородсодер-жащие соединения хлора. Применение галогенов и их важнейших соединений.

л

м

п

145

Халькогены. Общая характеристика подгруппы халькоге-нов. Свойства разбавленной и концентрированной серной кисло-ты. Качественные реакции на сульфид-, сульфит- и сульфат-ионы.

Нитриды. Качественная реакция на ион аммония. Нитра-ты, их физические и химические свойства, применение.

Фосфор. Свойства, получение и применение белого и крас-ного фосфора. Фосфин.

Углерод. Активированный уголь. Свойства, получение и применение угля. Получение и применение угарного газа. Причины отравления угарным газом.

Карбиды кальция, алюминия и железа. Карбонаты и гид-рокарбонаты. Круговорот углерода в живой и неживой природе. Качественная реакция на карбонат-ион.

Кремний. Физические и химические свойства кремния. Карбид кремния. Силаны. Оксид кремния (IV). Кремниевые кис-лоты, силикаты. Силикатная промышленность. Благородные га-зы. Применение благородных газов.


Урок 47 (1). Общая характеристика неметаллов. Водород и его соединения. Вода

Цели урока: систематизация и обобщение знаний о взаи-мосвязи строения и общих свойств неметаллов; обобщение и си-стематизация знаний о водородных соединениях неметаллов, их высших оксидов и гидроксидов.

Основные вопросы урокаПоложение неметаллов в Периодической системе химиче-

ских элементов. Особенности строения атомов металлов. Об-щие физические свойства неметаллов. Общие химические свой-ства неметаллов. Водородные соединения неметаллов, их срав-нительная характеристика. Высшие оксиды неметаллов, их общие свойства. Высшие гидроксиды неметаллов, их сравни-тельная характеристика.

Учащиеся уже неоднократно обсуждали взаимное располо-жение металлов и неметаллов в Периодической системе, можно попросить учащихся охарактеризовать положение неметаллов самостоятельно. Целесообразно соотнести положение металлов и неметаллов в полудлинном варианте Периодической системы. Учащиеся видят, что элементы-неметаллы (за исключением во-

146

дорода) занимают в Периодической системе химических элемен-тов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор F, а основанием — диагональ бор — астат (B — At) (рис. 8).

Таким образом, неметаллами являются H, B, C, N, O, F, Cl, Br, I, At, Si, P, S, Se, Te, As — всего 16 элементов. Учащиеся дела-ют вывод, что для атомов этих элементов характерны малый ра-диус атомов по сравнению с атомами металлов, способность при-нимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря на-личию, как правило на внешнем электронном слое, четырех и более электронов, высокие значения электроотрицательности (от 1,90 (Si) до 3,98 (F) по шкале Полинга). Подчеркнем, что наи-более электроотрицательными элементами как раз и являются типичные неметаллы: F, O, N, Cl. Далее можно сделать вывод о том, что неметаллами являются элементы главных подгрупп — р-элементы (кроме водорода, который является s-элементом).

Далее переходим к обзору неметаллов — простых веществ. В простых веществах атомы неметаллов соединены неполярной ковалентной связью, при этом формируется более устойчивая электронная система, чем в случае изолированных атомов.

Простые вещества, образованные неметаллами, могут иметь молекулярное или атомное строение. Далее опираемся на текст учебника (с. 168) и рис. 45. Вещества молекулярного строе-ния летучи и представляют собой газы (Н2, N2, O2, O3, F2, Cl2) и твердые вещества (I2, P4, S8). Жидкое агрегатное состояние име-ет только бром.

Простые вещества, образованные неметаллами, для кото-рых характерно атомное строение (углерод, бор, кремний, се-лен, теллур), имеют более прочные ковалентные связи, высокие температуры плавления и кипения и низкую летучесть.

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Рис. 8. Положение неметаллов в Периодической системе (даны на сером фоне)

147

Учащиеся должны самостоятельно дать ответ на вопрос: почему элементов в природе не больше 100, а простых веществ более 400? Учащиеся уже должны уверенно отвечать, что причи-ной тому является аллотропия. Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ, или аллотропных моди-фикаций. Поэтому простых веществ-неметаллов существенно больше, чем химических элементов, которыми они образованы.

Аллотропия может быть связана с разным составом моле-кул, как в случае озона и кислорода, и с разным строением кри-сталлов, как, например, для аллотропных модификаций углеро-да: алмаза, графита, карбина, фуллерена. Свойства алмаза, гра-фита и кристаллического кремния приведены далее.

Многие неметаллы при обычных условиях имеют опреде-ленный цвет (вспоминаем: фтор — бледно-зеленый газ; хлор — газ желто-зеленого цвета; бром — бурая жидкость; иод — фиолето-во-черные кристаллы с металлическим блеском; сера — желтое кристаллическое вещество и т. д.).

Практически все неметаллы — диэлектрики, поскольку ва-лентные электроны их атомов использованы для образования химических связей.

Характерная особенность в химических свойствах неме-таллов — их высокая окислительная способность, т. е. способ-ность отдавать электроны, что определяется их электроотрица-тельностью.

Далее рассматриваем общие химические свойства неметал-лов: реакции с неметаллами. Подчеркиваем, что для неметаллов характерна окислительная активность. Среди неметаллов встре-чаются как активные окислители, для которых восстановитель-ные свойства нехарактерны (галогены, кислород), так и неметал-лы, для которых характерна окислительно-восстановительная двойственность (сера, углерод). В рамках отведенного времени успеть рассмотреть и другие свойства неметаллов затруднитель-но. При наличии времени можно рассмотреть реакции неметал-лов со сложными веществами (табл. 30 на с. 170 учебника).

Водород и его соединения. Вода. Данный материал завер-шает обзор неметаллов и химии элементов в целом.

Начинаем с рассмотрения водородных соединений. По-просим учащихся составить формулы водородных соединений элементов 3-го периода. Получаем:

NaH MgH2 AlH3 SiH4 PH3 H2S HCl

Обратим внимание на изменение валентностей и степеней окисления элементов-неметаллов в этом ряду. Данный ряд начи-

148

нают гидриды металлов, в которых водород имеет степень окис-ления –1. Начиная с силана, в этом ряду приведены формулы га-зообразных водородных соединений неметаллов. Далее рассмо-трим более подробно водородные соединения по группам. Начинаем с галогеноводородов (HF, HCl, HBr, HI). Обратим внимание на то, что все это газы без цвета, с резким запахом, хо-рошо растворимы в воде. Их растворы — соответствующие гало-геноводородные кислоты (вспомним их названия и как меняется сила кислот в данном ряду).

Водородные соединения элементов VIA-группы — H2O, H2S, H2Se, H2Te. В этом ряду вода достаточно обособлена, это уникальное вещество, амфолит. Остальные водородные соеди-нения — газы при обычных условиях со специфическим запахом, их растворы — слабые кислоты. Далее проанализируем водород-ные соединения VA-группы. Это NH3, PH3, AsH3 и т. д. Называем эти соединения и указываем на их основный характер.

Водородные соединения элементов IVA-группы достаточ-но рассмотреть на примере метана и силана, подчеркиваем, что они не участвуют в кислотно-основных взаимодействиях. При рассмотрении водородных соединений можно опираться на таб-лицы 32 учебника.

Далее рассматриваем высшие оксиды неметаллов (можно рассмотреть на примере оксидов неметаллов 3-го периода) и свойства высших гидроксидов. В работе можно опираться на таб лицы 27—29 учебника.

Приведем краткий обзор материала, который предполага-ется рассмотреть.

H2CO3 HNO3 H2SO4

Угольная кислота Азотная кислота Серная кислота

H2SiO3 H3PO4 HClO4

Кремниевая кислота (метакремниевая)

Ортофосфорная кислота

Хлорная кислота

Высшими гидроксидами углерода и кремния являются угольная и кремниевая кислота. Высшими гидроксидами азота и фосфора являются соответственно азотная кислота HNO3 и фос-форные кислоты: ортофосфорная — H3PO4, метафосфорная — HPO3, дифосфорная — H4P2O7, высший гидроксид серы — серная кислота H2SO4, а хлора — хлорная кислота HClO4.

Высшие гидроксиды неметаллов (кроме кремниевой кисло-ты) — вещества молекулярного строения. Кремниевая кислота оса-ждается в виде полимерного соединения. Формулы для кремние-

149

вой кислоты H2SiO3 (метаформа) и H4SiO4 (ортоформа) отражают соотношение элементов в соединении, но не истинный состав. Состав кремниевой кислоты можно изобразить в виде схемы:

Si O Si O

OH

OH

OH

OHКремниевую кислоту получают взаимодействием силика-

тов щелочных металлов с сильными кислотами:2–3Á + 2H+ = H2SiO3↓.

Осаждение кремниевой кислоты приводит к образованию геля (студня) переменного состава: mSiO2•nH2O (n > 2). Над осадком в разбавленном растворе существует мономерная слабая ортокремниевая кислота H4SiO4. Соединение мономерного со-става H2SiO3 не выделено.

Кремниевая кислота при нагревании разлагается:

SiO2•nH2O =t

SiO2 + H2O.Физические свойства и некоторые важнейшие особенно-

сти высших гидроксидов неметаллов 2-го—3-го периодов приве-дены в таблице 6.

Таблица 6Свойства гидроксидов неметаллов 2-го и 3-го периодов

Фор-мула Особенности Температура

плавления, °СТемпература кипения, °С

H2CO3 Существует только в разбавленных растворах

При нагревании разлага ется

H2SiO3 Существует только в полимерной форме

HNO3 При обычных условиях — бесцветная жидкость, в 1,5 раза тяжелее воды, летуча, «дымит» на возду-хе, неограниченно смеши-вается с водой. Концент-рированный раствор окрашен в желтый цвет, который придает раство-ру NO2, образованный вследствие частичного разложения HNO3

–41,6 82,6

150

Фор-мула Особенности Температура

плавления, °СТемпература кипения, °С

H3PO4 В безводном состоянии образует бесцветные гиг-роскопичные кристаллы. Смешивается с водой в любых соотношениях. При нагревании теряет воду, превращаясь сначала в дифосфорную H4P2O7, а затем — в полифосфор-ную кислоты

42,35 548

H2SO4 Бесцветная маслянистая жидкость, хорошо раство-рима в воде (смешивается с водой в неограниченном количестве), гигроскопич-на. При растворении в во- де выделяется значитель-ное количество теплоты

10,4 296—340 (разл.)

HClO4 Бесцветная гигроскопич-ная легкоподвижная жид-кость. Неограниченно смешивается с водой

–101 120,5

Высшие гидроксиды неметаллов 2-го и 3-го периодов обла-дают ярко выраженными кислотными свойствами. Сила соответ-ствующих кислот возрастает по периоду с увеличением порядко-вого номера неметалла:

H2SiO3 H3PO4 H2SO4

Ka = 2,2•10–10 Ka = 7,52•10–3 (I) Ka = 1•103 (I)

Усиление кислотных свойств

Так, если кремниевая кислота является чрезвычайно сла-бой, то ортофосфорная — кислота средней силы, а серная и хлор-ная — сильные кислоты.

Серная кислота — сильный электролит, в водных раство-рах диссоциирует практически полностью:

H2SO4 = H+ + –4HSO Ka = 1•103

–4HSO →← H+ + 2–

4SO Ka = 1,2•10–2

Окончание табл. 6

151

Хлорная кислота HClO4 — самая сильная из известных кис-лородсодержащих кислот.

В своих высших гидроксидах неметаллы имеют высшую степень окисления. За счет этого гидроксиды могут проявлять окислительные свойства. Однако в большей мере эти свойства выражены у азотной и серной концентрированной кислот, о чем пойдет речь на следующем уроке.


задания 2, 5 в конце параграфа.2. Для отработки материала по теме «Водородные соедине-

ния» можно рекомендовать выполнить задания по задачнику 7-20—7-22.

3. Для оптимизации работы на следующем уроке можно по-просить учащихся подготовить дома сравнение азотной и фос-форной кислот. Работу можно выполнить в форме таблицы, в которой предполагается выявить их общие свойства, специфи-ку (участие в окислительно-восстановительных реакциях), отно-шение к нагреванию.

Урок 48 (2). Галогены

Цель урока: систематизация и обобщение знаний о гало-генах и их соединениях.

Основные вопросы урокаОбщая характеристика галогенов как элементов и как про-

стых веществ. Сравнительная характеристика окислительной активности галогенов и восстановительной способности гало-генид-ионов. Применение галогенов. История открытия галоге-нов.

Оборудование и реактивы: 1) для демонстрации: выпари-вательная чашечка, керамическая подставка, иод кристалличе-ский, алюминий (порошок), вода, пипетка; 2) для лабораторной работы: пробирки, хлорная вода, бромная вода, иодная вода, растворы хлорида натрия, бромида натрия, иодида натрия.

Учащиеся уже изучали тему «Галогены» в 8 и 9 классах, од-нако в ходе обзора неметаллов можно рассмотреть новые аспек-ты этой темы, осмыслить учебный материал с позиций учащихся выпускного класса, расширить и углубить свои знания. Галогены являются типичными представителями неметаллов, поэтому, со-ставляя обзор неметаллов, полезно рассмотреть как общие свой-

152

ства неметаллов на примере галогенов, так и их индивидуальные особенности.

В начале урока делаем краткий обзор галогенов как элемен-тов и как простых веществ. При этом опираемся на таблицы 31, 32 учебника. Обратим внимание на этимологию слова «галоге-ны» (от греч. hals — «соль», лат. genui — «рождать», т. е. «рождаю-щие соли»). Также для сравнения галогенов полезной может быть таблица 7.

Можно построить урок следующим образом. Заслуши- ваем доклады учащихся по каждому из галогенов («Фтор», «Хлор», «Бром», «Иод»). Важно соблюдать регламент и не «уйти с маршрута». А после докладов учитель организует деятельность учащихся по сравнению и обобщению материала. Тогда будет легко выявить общие свойства галогенов и их индивидуальные осо бенности. Для оптимизации деятельности, чтобы сэконо-мить время, можно заранее назначить небольшую «команду экс-пертов», которые после выступлений учащихся с докладами должны сделать выводы и выступить по обозначенным воп-росам.

При рассмотрении химических особенностей галогенов представляется важным показать, что в ряду F2—Cl2—Br2—I2 окис-лительная активность снижается, а восстановительная способ-

Таблица 7Важнейшие параметры галогенов (элементов и простых веществ)

Эле

мен

т

Рад

иус

атом

а, н

м

Эне

ргия

ион

изац

ии,

кДж

/мол

ь

Эле

ктро

отри

ца те

ль-

ност

ь (п

о П

олин

гу)

Эле

ктро

нная

ко

нфиг

урац

ия

вале

нтно

го с

лоя

Про

стое

вещ

еств

о

t пл, °

C

t кип, °

C

r, г

/см

3 (п

ри н

. у.)

F 0,058 1681 3,98 2s22p5 F2 –220,0 –188,0 0,0017

Cl 0,099 1251,1 3,16 3s23p5 Cl2 –101,0 –34,0 0,0032

Br 0,114 1139,9 2,96 4s24p5 Br2 –7,3 58,8 3,1

I 0,133 1008,4 2,66 5s25p5 I2 113,6 184,4 4,9

153

ность соответствующих галогенидных ионов, наоборот, усилива-ется. Таким образом, если фтор — сильнейший окислитель, то ион F– совсем не проявляет восстановительных свойств, и наобо-рот, иод — относительно слабый окислитель, а иодид-ион I– — до-вольно сильный восстановитель. Для подтверждения этой идеи можно воспользоваться следующими аргументами.

1. Сравним глубину окисления железа при его взаимодей-ствии с различными галогенами. Железо горит в хлоре с образо-ванием FeCl3:

0 0 +3 –1 2 32Fe + 3Cl = 2FeCl

∆

6e

(реакция начинается при t 200—250 °С).В реакции с бромом Br2 образуются как FeBr3, так и FeBr2,

т. е. окислительные свойства брома выражены менее сильно, чем в случае хлора. В реакции с иодом I2 при t ≈ 500 °С получается только FeI2:

0 0 +2 –1 2 2Fe + I = FeI

∆

2e

.

2. Сравним фтор и хлор. Фтор — самый сильный окисли-тель. Восстановительные свойства ему не присущи, т. е. он не способен отдавать электроны. Кстати, его высокая реакционная способность объясняется тем, что молекула фтора имеет низкую энергию диссоциации (151 кДж/моль), а химическая связь в большинстве соединений фтора отличается, наоборот, повы-шенной прочностью (200—600 кДж/моль). Сравним реакцию хлора и фтора с водой. В атмосфере фтора вода горит:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2.

При этом фтор как более сильный окислитель вытесняет менее сильный — кислород.

Хлор обратимо реагирует с водой, но при этом происходит не окисление кислорода, а диспропорционирование:

0 –1 +1 2 2 Cl + H O HCl + HClO→← .

Химическое равновесие процессов взаимодействия галоге-нов с водой от хлора к иоду все более смещается влево. Для иода физический процесс его растворения в воде преобладает над хи-мическим процессом взаимодействия.

154

Фтор с серой и фосфором взаимодействует даже при тем-пературе жидкого воздуха (–190 °С), окисляя их до высшей степе-ни окисления:

S + 3F2 = SF6;2P + 5F2 = 2PF5.

Хлор взаимодействует с серой только при нагревании, при этом образуется SCl2 или S2Cl2. Белый и красный фосфор само-возгорается в хлоре, при этом образуется как PCl5, так и PCl3.

3. Снижение окислительной активности от фтора к иоду иллюстрируют и тот факт, что иод, в отличие от фтора, хлора и брома, окисляется концентрированной азотной кислотой:

0 +5 +5 +2 2 3 3 23I + 10HNO = 6HIO + 10NO + 2H O.

Вспомним опыт взаимодействия брома с алюминием (урок по теме «Алюминий»). Сравним теперь интенсивность взаимо-действия алюминия с бромом и иодом. Ставим демонстрацион-ный опыт «Взаимодействие алюминия с иодом».

Опыт проводим под тягой! Насыпаем в выпаривательную чашечку немного кристаллического иода (если кристаллы до-вольно крупные — предварительно их надо измельчить в ступке). Добавляем сверху немного порошка алюминия. Перемешиваем эту смесь стеклянной палочкой и сверху добавляем каплю воды. Через некоторое время наблюдаем интенсивное образование па-ров иода.

4. И наконец, важным аргументом является то, что галоге-ны способны вытеснять друг друга из солей — галогенидов и из галогеноводородов. Фтор F2 вытесняет все остальные галогены из галогеноводородов и галогенидов (в растворах параллельно идет реакция окисления воды). Хлор Cl2 вытесняет бром и иод из HBr, бромидов, HI и иодидов. Бром Br2 вытесняет иод из ио-дидов и иодоводорода. Иод I2 не вытесняет другие галогены из галогенидов:

–1 0 –1 0 2 22NaI + Cl = 2NaCl + I

2e

.

Здесь уместно выполнить лабораторный опыт, чтобы про-иллюстрировать это положение.

Учащиеся готовят пробы растворов (в пробирках по 1 мл) хлорида, бромида и иодида натрия. В каждую из пробирок добав-ляют по 1 мл хлорной воды. Наблюдают оранжевое окрашивание в пробирке, где был раствор бромида натрия, и коричневое окра-

155

шивание, где был раствор иодида натрия. Делаем соответствую-щие выводы, записываем уравнения реакций. Вновь готовим пробы и в каждую из проб добавляем по 1 мл бромной воды, дела-ем выводы и записываем уравнения соответствующих реакций.

Важно выделить время на уроке и для лабораторных опы-тов, связанных с демонстрацией качественных реакций на гало-генид-ионы. Наливаем в четыре пробирки по 1 мл соответствен-но фторида, хлорида, бромида и иодида натрия. В каждую из про-бирок добавляем по 1 мл раствора нитрата серебра. Наблюдаем выпадение осадков хлорида, бромида и иодида серебра. Соотно-сим наблюдения с таблицей 35 учебника или приложением 6 за-дачника (с. 226).

В заключительной части урока, если позволяет время, мож-но затронуть интереснейший вопрос, связанный с историей от-крытия галогенов. Весьма драматична история открытия фтора. Начать рассказ можно с задания 7-120 задачника.

С момента открытия одного из галогенов как элемента и до получения его в свободном виде прошло более 100 лет. Более 15 раз химики пытались выделить его, и каждый раз их постига-ла неудача, а иные поплатились здоровьем и жизнью. Впервые этот галоген был выделен в 1886 г. химиком, портрет которого помещен в тексте этой задачи. Кто этот ученый? О каком галоге-не идет речь?

В рамках внеклассной работы можно организовать встре-чу-диспут учащихся, посвященную проблеме, обозначенной в за-дании 7-121.

В рассказе И. Ефремова «Сердце змеи» космическая экспе-диция землян встречается с экспедицией, посланной иной циви-лизацией. Организмы существ из иного мира использовали фтор вместо кислорода как окислитель. Подумайте, могли ли организ-мы инопланетных жителей быть построены из органических ве-ществ? Возможно ли, с точки зрения химика, существование та-ких организмов? Предположите, какие химические процессы могли быть положены в основу функционирования таких при-шельцев. Представлял ли опасность для землян непосредствен-ный контакт без защиты и скафандров с представителями такой «фторной» цивилизации? Могли бы выжить такие «фторные лю-ди» в земных условиях?


задания 3, 5 в конце параграфа.2. Для отработки материала можно рекомендовать выпол-

нить некоторые цепочки превращений веществ (по выбору учи-теля) из заданий 7-95, 7-96 (задачник).

156

3. Для учащихся, склонных к творческому выполнению за-даний, а также для внеклассной деятельности можно рекомендо-вать задания 7-118—7-121.

4. В рабочей тетради учащиеся выполняют задания 1—5 (с. 60—62). Все эти задания имеют непосредственную связь с жиз-нью и с практикой. Задания 2 и 3 опираются на исторический материал, довольно увлекательны и интересны.

Дополнительный урок по теме «Галогены»Многие вопросы, касающиеся свойств неметаллов, изучен-

ных ранее, можно обсудить и осмыслить уже на другом уровне. Например, известно, что в количественном объемном анализе важное место занимает иодометрия. Она основана на количест-венно протекающей реакции между иодом и тиосульфатом на-трия:

I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6.

Логично поставить вопрос: почему иодометрия, а, напри-мер, не хлоро- или бромометрия?

Бром и хлор взаимодействуют с тиосульфатом иначе (полез-но обсудить почему). Так, с хлором идут две следующие реакции:

Сl2 + Na2S2O3 + H2O → S + H2SO4 + 2NaCl;4Сl2 + Na2S2O3 + 5H2O → 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl.

Далее переходим к решению расчетных задач.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Задача 1. В растворе имеется смесь двух галогенидов на-трия. Известно, что бромид отсутствует. С помощью каких реак-ций можно определить, какие галогениды находятся в растворе.

Решение:Возможны три случая:1. NaF + NaCl2. NaF + NaI3. NaCl + NaIДобавим к испытуемому раствору раствор хлорида каль-

ция. Если осадок (СaF2) не образуется, раствор содержит хлорид и иодид натрия. Если же осадок появился, то испытуемый рас-твор добавляют к концентрированной горячей азотной кислоте. Появление фиолетовых паров иода говорит о присутствии в рас-творе фторида и иодида натрия. Отсутствие фиолетовых паров свидетельствует о наличии в растворе фторида и хлорида нат-рия.

157

Задача 2. В раствор, содержащий 4,2 г смеси хлоридов ка-лия и натрия, прилили раствор, содержащий 17 г нитрата сере-бра. После отделения осадка в фильтрат поместили медную пла-стинку. Анализ раствора показал, что 1,27 г меди растворилось. Определите состав исходной смеси в граммах.

Решение:Сначала смесь реагирует с нитратом серебра, в осадок вы-

падает хлорид серебра, но фильтрат содержит избыток раствора нитрата серебра, поэтому далее идет реакция с медью.

Узнаем, какая масса нитрата серебра прореагировала с ме-дью.

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓nAgNO3 = 2•1,27/63,5 = 0,04 мольmAgNO3 = 170 г/моль•0,04 = 6,8 г

Значит, со смесью хлоридов прореагировало 17 – 6,8 = 10,2 г AgNO3.

Запишем уравнения реакций хлоридов с нитратом сере-бра, введем обозначения и найдем состав исходной смеси хлори-дов (г).

3

1 1 KCl + AgNO

a aмоль моль

мольмоль = KNO3 + AgCl↓

3

1 1 NaCl + AgNOb bмоль моль

мольмоль = NaNO3 + AgCl↓

Составляем систему из двух уравнений:74,5а + 58,5b = 4,2;170a + 170b = 10,2.Решая ее, получим:a = 0,043 моль; b = 0,017 моль;mKCl = 74,5•0,043 = 3,2 г;mNaCl = 58,5•0,017 = 1 г.

В заключение урока можно выполнить небольшую само-стоятельную работу, в которую включают задачи для подготовки к государственной итоговой аттестации.

Вариант 1Газ желто-зеленого цвета пропустили в нагретый раствор

едкого кали. Затем из полученного раствора выпарили воду и по-лученные кристаллы прокалили с добавкой диоксида марганца

158

в качестве катализатора. Полученный сухой остаток растворили в воде и добавили раствор некоторого реактива, в результате че-го выпал белый творожистый осадок. К полученному творожи-стому осадку добавили раствор аммиака, при этом осадок раство-рился. Напишите уравнения реакций, о которых идет речь в за-даче.

Вариант 2В бурую тяжелую жидкость добавили некоторое количест-

во алюминия, началась бурная реакция с выделением тепла и света. Полученное вещество растворили в воде и по каплям до-бавляли раствор едкого натра. Выпал белый студенистый оса-док, а потом он растворился. Когда к полученному раствору по каплям добавили серную кислоту — осадок образовался вновь. Напишите уравнения реакций, о которых идет речь в задаче.

Домашнее задание:1. Изучить § 30. Выполнить упражнение 5 на с. 216.2. Выполнить по задачнику задания 7-86, 7-88.3. Для творческой работы, для организации дискуссии в

классе или во внеурочной деятельности очень хорошо подойдут задания 7-118—7-121 по задачнику.

Урок 49 (3). Общая характеристика элементов VIA-группы. Кислород и озон

Цели урока: обобщить и углубить знания учащихся об эле-ментах VIA-группы и аллотропии кислорода.

Урок может быть построен аналогично уроку, на котором учащиеся повторяли и обобщали знания о галогенах. Большее внимание может быть уделено групповой работе. Примерный план урока может быть следующим:

1. Индивидуальная работа учащихся по первоначальному знакомству с материалом (учебник, с. 218—220).

2. Обсуждение материала в группах, во время которого уча-щиеся пытаются ответить на вопросы в конце § 31.

3. Фронтальная работа: выступления учащихся, обсужде-ние и коррекция ответов учителем и товарищами.

4. Подведение итогов, рефлексия.Домашнее задание:1. Изучить § 31.2. Выполнить по задачнику задания 7-146, 7-147.

159

Урок 50 (4). Сера. Сероводород. Сульфиды

Цели урока: повторить и обобщить знания учащихся о се-ре и ее соединениях, в которых сера имеет отрицательную сте-пень окисления.

Начать повторение темы «Сера», характеризуя серу как простое вещество, можно с выполнения самостоятельной рабо-ты, которая может задать ориентиры в изучении темы.

Вариант 1

1. Из перечисленных ниже веществ выберите те, с которы-ми реагирует сера, и составьте уравнения реакций.

1) водород2) хлор3) гидроксид калия (конц. р-р)4) алюминий5) вода6) азотная кислота (конц.)7) хлорид натрия (расплав)8) соляная кислота

2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых мож-но осуществить превращения веществ:

дисульфид железа (II)—оксид серы (IV)—оксид серы (VI)— серная кислота—сероводород.

Вариант 2

1. Из перечисленных ниже веществ выберите те, с которы-ми реагирует сера, и составьте уравнения реакций.

1) кислород2) фтор3) вода4) цинк5) нитрат натрия (расплав)6) серная кислота (конц.)7) соляная кислота8) углекислый газ


сероводород—оксид серы (IV)—оксид серы (VI)—серная кислота—сернистый газ.

Важно отметить, что работа проводится не с целью контро-ля, а с целью выявления знаний учащихся по данной теме, чтобы

160

провести своевременную коррекцию. Поэтому предполагается обязательное обсуждение с учащимися данной работы и провер-ка результатов тут же на уроке.

Домашнее задание:1. Изучить § 31.2. Выполнить по задачнику задания 7-159 (г, ж), 7-160 (г).

Урок 51 (5). Кислородные соединения серы

Цель урока: закрепить знания учащихся о соединениях серы, в которых она имеет положительные степени окисления.

В начале урока учащиеся вспоминают особенности окси-дов серы SO2 и SO3. Под руководством учителя учащиеся могут дать сравнительную характеристику оксидов, при этом особое внимание надо обратить на окислительно-восстановительную двойственность оксида серы (IV). Затем переходим к рассмотре-нию особенностей серной кислоты.

Повторяя химические свойства серной кислоты, можно рассмотреть ее реакции: а) с металлами (разбавленной и кон-центрированной); б) с некоторыми неметаллами (в частности, с углеродом и серой); в) с некоторыми солями, для которых ха-рактерны восстановительные свойства, в частности с иодидами и сульфидами. При этом можно продемонстрировать следующий опыт. В демонстрационную пробирку насыпают небольшое коли-чество (1—2 г) иодида калия и добавляют 1—2 капли (не больше!) концентрированной серной кислоты. Наблюдают образование иода. Появление характерного запаха говорит об образовании сероводорода, но его выделяется незначительное количество. Ре-акция идет в соответствии с уравнением

8KI(тв) + 9H2SO4 = 8KHSO4 + H2S + I2 + 4H2O.

В заключение урока важно вспомнить реакции, которые лежат в основе получения серной кислоты промышленным ме-тодом.

Домашнее задание:1. Изучить § 34, выполнить упражнения на с. 241.2. Выполнить по задачнику задания 7-220, 7-224.

Урок 52 (6). Общая характеристика элементов VA-группы. Азот и его соединения

Цели урока: повторить и обобщить знания учащихся об элементах VA-группы, об азоте как элементе и простом ве- ществе.

161

Довольно трудной и объемной темой является обзор эле-ментов VA-группы и их соединений. Полезно соотносить повто-ряемый здесь материал с материалом, освоенным при изучении VIA-группы.

Начинать повторение темы «Азот», характеризуя азот как простое вещество, можно с выполнения следующей самостоя-тельной работы, которая, так же как и при изучении серы, мо-жет задать ориентиры в изучении темы.

Вариант 11. Из перечисленных ниже веществ выберите те, с которы-

ми реагирует азот, и составьте уравнения реакций.1) водород2) кислород3) гидроксид калия (конц. р-р)4) барий 5) вода6) азотная кислота (конц.)7) этан


азот—аммиак—оксид азота (II)—оксид азота (IV)—азотная кислота—нитрат аммония.

Вариант 21. Из перечисленных ниже веществ выберите те, с которы-

ми реагирует азот, и составьте уравнения реакций.1) кислород2) вода3) цинк4) серная кислота (конц.)5) нитрат натрия (расплав)6) соляная кислота7) углекислый газ8) метан9) водород


аммиак—азот—оксид азота(II)—оксид азота(IV)—нитрат на-трия—нитрит натрия.

При повторении и сравнении свойств азотной и серной кислот полезно выполнить следующую самостоятельную работу, а затем обсудить ее с учащимися.

162

Вариант 11. С помощью схемы электронного баланса составьте урав-

нение реакции:

Zn + HNO3(разб) =

Окислитель:Восстановитель:

2. Даны вещества: натрий, сера, азотная и серная концент-рированные кислоты. Составьте пять уравнений реакций, кото-рые можно осуществить между данными веществами.

3. Какие из перечисленных веществ реагируют с серной концентрированной кислотой? Составьте уравнения реакций.

Список веществ: золото, иодид натрия, хлорид натрия, ги-дроксид магния, сульфид натрия, сульфит натрия.

Вариант 21. С помощью схемы электронного баланса составьте урав-

нение реакции:

Zn + H2SO4(конц) =

Окислитель:Восстановитель:

2. Даны вещества: магний, фосфор, азотная и серная кон-центрированные кислоты. Составьте пять уравнений реакций, которые можно осуществить между данными веществами.

3. Какие из перечисленных веществ реагируют с азотной концентрированной кислотой? Составьте уравнения реакций.

Список веществ: платина, сульфид меди (II), хлорид на-трия, гидроксид магния, сульфит натрия, карбонат кальция.

Домашнее задание:1. Изучить § 35.2. По задачнику выполнить задание 7-251.

Урок 53 (7). Аммиак. Соли аммония

Цели урока: обобщить и закрепить знания учащихся об особенностях аммиака.

В рамках данного урока можно с успехом соотнести два ас-пекта характеристики неорганических веществ: кислотно-основ-ные взаимодействия и окислительно-восстановительные реак-ции.

163

В начале урока учащиеся повторяют физические свойства аммиака, особенности строения его молекулы. Затем переходят к характеристике химических свойств аммиака. И здесь учащие-ся должны прийти к выводам: 1) аммиак является основанием за счет неподеленной электронной пары азота; 2) аммиак является восстановителем за счет азота в низшей степени окисления.

В заключение урока учащиеся вспоминают особенности со-лей аммония.

Домашнее задание:1. Изучить § 36, выполнить упражнения 3 и 5 на с. 252—253.2. По задачнику выполнить задания 7-253, 7-256.

Урок 54 (8). Практическая работа № 3. Распознавание азотных, калийных и фосфорных удобрений

Цель урока: научиться распознавать различные виды удо-брений, применяя на практике основы знаний о качественных реакциях.

Практическая работа выполняется по плану и рекоменда-циям, приведенным в учебнике. Перед практической работой необходимо провести инструктаж по технике безопасности, осо-бенно обратить внимание на правила обращения с кислотами и щелочами и правила нагревания веществ. Отдельным ученикам можно предложить для выполнения проблемно-творческие зада-ния, что значительно повысит их уровень познавательной актив-ности и самостоятельности, даст возможность проявить и раз-вить свои творческие способности.

Домашнее задание:Оформить практическую работу в тетради.

Урок 55 (9). Кислородные соединения азота

Цели урока: обобщить знания об оксидах азота, азотной кислоте и нитратах, совершенствовать умение давать характери-стику кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств неорганических веществ.

Материал данного урока довольно обширный, так что при-дется не столь много внимания уделять менее значимому матери-алу (например, с азотистой кислотой и нитритами учащиеся только знакомятся). Начать урок можно с обзора оксидов азота и сопоставления их окислительно-восстановительных и кислот-ных свойств. Учащиеся должны четко усвоить, что N2O и NO яв-

164

ляются несолеобразующими оксидами, а N2O3, NO2 и N2O5 — кис-лотными. Затем важно показать, что N2O3 и N2O5 в результате гидратации образуют соответствующие кислоты, а NO2 в водном растворе диспропорционирует.

Домашнее задание:1. Изучить § 37, выполнить упражнения на с. 261.2. По задачнику выполнить задание 7-277 (а, в, д, ж).

Урок 56 (10). Фосфор и его соединения

Цели урока: расширить и углубить знания учащихся о фосфоре как об элементе и о простых веществах, образованных фосфором.

Тема этого урока также довольно обширна. Как и об азоте, о фосфоре можно говорить очень много, поэтому важно придер-живаться «генеральной линии», остановиться на ключевых во-просах в рамках данной темы. Такими вопросами являются, на наш взгляд, следующие.

1. Разнообразие соединений фосфора (делается обзор на основе рассмотрения возможных степеней окисления).

2. Аллотропия фосфора. Различия в строении белого и красного фосфора (далее важно показать, как эти различия ска-зываются на свойствах соответствующих простых веществ).

3. Получение и применение красного фосфора.4. Оксид фосфора (V) и ортофосфорная кислота.5. Фосфаты. Значение фосфатов как удобрений.Домашнее задание:1. Изучить § 38, выполнить упражнение 4 на с. 269.2. По задачнику выполнить задание 7-302 (а, в—д).Для подготовки к следующему уроку можно заранее предло-

жить учащимся составить характеристику одной из аллотропных модификаций углерода (алмаза, графита, карбина или фулле рена).

Урок 57 (11). Элементы IVA-группы. Углерод

Цели урока: углубить и обобщить знания учащихся о под-группе углерода, об аллотропии углерода и кремния.

Начать урок можно с повторения характеристики элемен-та углерода (один из учащихся может выполнить такое задание на доске). Затем учащиеся под руководством учителя оценивают ответ (можно предложить учащимся работать в малых группах).

Учащиеся работают в составе четырех малых групп. Пер-вая группа должна составить характеристику алмаза, вторая — графита, третья — карбина, четвертая (и это сложнее и интерес-

165

нее всего) — фуллерена и других модификаций углерода, откры-тых в последние десятилетия. Затем каждая из групп выступает с докладом, ответы учащихся обсуждаются и оцениваются. В за-ключение урока можно предложить учащимся оформить крат-кий конспект на основе полученной информации.

Домашнее задание:Изучить § 39, выполнить упражнение 4 на с. 274.Серьезное задание, которое потребует от учащихся затрат

времени, но позволит обобщить и закрепить знания о VA- и IVA-группах Периодической системы.

Урок 58 (12). Соединения углерода. Кремний и его соединения

Цель урока: совершенствовать умения учащихся сравни-вать и обобщать на материале соединений углерода и кремния.

В ходе данного урока учащиеся могут совершенствовать надпредметные умения, так как здесь предполагается выполне-ние сравнительного анализа. Учащиеся могут представить ре-зультаты своей работы в виде таблиц. В соответствии с одним из вариантов урока учитель предоставляет свободу учащимся в вы-боре показателей, по которым ведется сравнение, и формы представления таблиц. Но здесь важно подвести итоги, рассмо-треть и оценить результаты работы учащихся.

Какие же объекты учащиеся могут сравнивать в рамках дан-ного урока?

1. Углерод и кремний как элементы.2. Алмаз и кристаллический кремний.3. Углекислый газ и диоксид кремния.4. Угольная и кремниевая кислоты.Домашнее задание:Изучить § 40, выполнить упражнения 3—6 на с. 282.

Урок 59 (13). Практическая работа № 4. Распознавание карбонатов

Цели урока: совершенствовать умения по идентифика-ции (распознаванию) неорганических веществ, закрепить уме-ния и навыки работы с лабораторным оборудованием в процес-се проведения эксперимента.

Методика и техника работы в достаточной мере описаны на с. 283 учебника.

Домашнее задание:Оформить практическую работу в тетради.

166

Урок 60 (14). Практическая работа № 5. Получение аммиака и оксида углерода (IV) и изучение их свойств

Цель урока: совершенствовать практические умения уча-щихся по получению газообразных веществ.

Практические работы выполняются по плану и рекоменда-циям, приведенным в учебнике. Перед практической работой необходимо провести инструктаж по технике безопасности, осо-бенно обратить внимание на правила обращения с кислотами и щелочами и правила нагревания веществ. Отдельным учени-кам можно предложить для выполнения проблемно-творческие задания, что значительно повысит их уровень познавательной активности и самостоятельности, даст возможность проявить и развить свои творческие способности.

Домашнее задание:Оформление практической работы в тетради.


Цели урока: контроль усвоения и коррекция знаний уча-щихся о неметаллах.

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

Вариант 11. Даны вещества: водород, кислород, железо, гидроксид

натрия, сульфат калия, бромид натрия, фторид калия. С каки- ми из перечисленных веществ реагирует хлор? Составьте уравне-ния возможных реакций. Покажите изменение степеней окисле-ния.

2. Составьте уравнение реакции, расставьте коэффициен-ты с помощью электронного баланса:

NaMnO4 + HCl(конц) = NaCl + … + … + H2O.

3. Медную пластинку опустили в прозрачную, слегка желто-ватую жидкость, дымящую на воздухе. Начинается бурная реак-ция, раствор приобретает зеленый цвет, выделяется бурый газ тяжелее воздуха. Выделяющийся газ пропустили через раствор щелочи. Затем раствор выпарили и сухой остаток прокалили. Полученную соль растворили в воде и добавили раствор дихро-мата калия, подкисленный серной кислотой. Составьте уравне-ния четырех реакций, о которых идет речь в этой задаче.

167

4. Из перечисленных ниже веществ выберите те, с которы-ми реагирует сера, и составьте уравнения реакций. Перечень ве-ществ: водород, хлор, гидроксид калия (конц. раствор), алюми-ний, вода, азотная концентрированная кислота, хлорид натрия (расплав), соляная кислота.

5. Даны вещества: натрий, сера, азотная и серная концент-рированные кислоты. Составьте пять уравнений реакций, кото-рые можно осуществить между данными веществами.

Вариант 21. Даны вещества: водород, кислород, алюминий, гидроксид

калия, нитрат натрия, иодид натрия, хлорид калия. С какими из перечисленных веществ реагирует бром? Составьте уравнения возможных реакций. Покажите изменение степеней окисления.


Na2Cr2O7 + HCl(конц) = NaCl + … + … + H2O.

3. К бесцветному раствору (№ 1) добавили бесцветную вяз-кую сиропообразную жидкость. Раствор приобрел желто-корич-невую окраску, другим признаком реакции является появление запаха тухлых яиц. Такая же желто-коричневая окраска появля-ется, если к исходному раствору № 1 добавить раствор № 2 (рас-твор № 2 образуется при растворении газа желто-зеленого цвета в воде). Если этот газ растворить в щелочи, то происходит реак-ция с образованием двух солей. При сплавлении одной из солей с оксидом хрома (III) в щелочной среде образуются кристаллы желтого цвета. Составьте уравнения четырех реакций, о кото-рых идет речь в этой задаче.

4. Из перечисленных ниже веществ выберите те, с которы-ми реагирует сера, и составьте уравнения реакций. Перечень ве-ществ: кислород, фтор, вода, цинк, серная концентрированная кислота, нитрат натрия (расплав), соляная кислота, углекислый газ.

5. Даны вещества: магний, фосфор, азотная и серная кон-центрированные кислоты. Составьте пять уравнений реакций, которые можно осуществить между данными веществами.

Необходимость усвоения большого объема знаний в рам-ках темы 7 предполагает разнообразие текущего контроля. Так, после освоения темы «Галогены» можно провести проверочную работу.

168

ПРОВЕРОЧНАЯ РАБОТА

Вариант 11. Даны вещества: водород, кислород, железо, гидроксид

натрия, сульфат калия, бромид натрия, фторид калия. С какими из перечисленных веществ реагирует хлор? Составьте уравнения возможных реакций. Покажите изменение степеней окисления.


NaMnO4 + HCl(конц) = NaCl + … + … + H2O.

Вариант 21. Даны вещества: водород, кислород, алюминий, гидрок-

сид калия, нитрат натрия, иодид натрия, хлорид калия. С какими из перечисленных веществ реагирует бром? Составьте уравнения возможных реакций. Покажите изменение степеней окисления.


Na2Cr2O7 + HCl(конц) = NaCl + … + … + H2O.

В рамках текущего контроля предполагается следующая работа по генетическим связям между соединениями серы и азота.

ПРОВЕРОЧНАЯ РАБОТА

Вариант 1Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно

осуществить цепочку превращений веществ:азот—аммиак—оксид азота (II)—оксид азота (IV)—азотная

кислота—оксид азота (IV)—нитрат натрия.

Вариант 2Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно

осуществить цепочку превращений веществ:дисульфид железа (II) — сернистый газ — серный анги-

дрид — серная кислота — оксид серы (IV) — гидросульфит натрия.В текущий контроль необходимо также включить задания

для подготовки к ЕГЭ. Одним из наиболее трудных заданий явля-ется задание на подбор реагентов, с которыми может взаимодей-ствовать то или иное вещество, например:

169

Установите соответствие между формулой вещества и реа-гентами, с каждым из которых это вещество может взаимодейст-вовать.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА РЕАГЕНТЫА) PБ) Fe2O3В) Cu2OГ) NH4Cl

1) HCl, HNO3, K2CO32) O2, Mg, NaOH(конц. р-р)3) BaCl2, AgNO3, CO4) O2, CO, HCl5) H2SO4(конц), KOH, AgNO3

Отвнт впишите в пустую ячейку таблицы.

А Б В Г

Такие задания полезно систематически рассматривать на уроках.

170

Темы 8—9. Металлы. Обобщение знаний о металлах и неметаллах


Рекомендуемое количество уроков по теме

15 (11 + 4) 18 (13 + 5) 21 (14 + 7)










Основные понятияОксиды и пероксиды натрия и калия. Распознавание кати-

онов натрия и калия. Соли натрия, калия, кальция и магния, их значение в природе и в жизни человека. Жесткость воды и спо-собы ее устранения. Алюмосиликаты.

л

м

п

171

Переходные элементы (серебро, ртуть, марганец, железо). Особенности строения атомов. Общие физические и химиче-ские свойства. Получение и применение. Оксиды и гидроксиды этих металлов, зависимость их свойств от степени окисления элемента. Важнейшие соли переходных элементов.

Окислительные свойства солей хрома и марганца в выс-шей степени окисления. Комплексные соединения переходных металлов.

Коррозия металлов и ее виды (химическая и электрохимиче-ская). Способы защиты от коррозии. Сплавы (черные и цветные).

Демонстрации1. Взаимодействие металлов с неметаллами и водой.

2. Устранение жесткости воды. 3. Качественная реакция на ионы кальция и бария. 4. Доказательство механической прочности ок-сидной пленки алюминия. 5. Отношение алюминия к концент-рированной азотной кислоте. 6. Образцы металлов, их оксидов и некоторых солей. 7. Получение и свойства гидроксида хро-ма (III). 8. Окислительные свойства дихроматов.

Методический комментарийВ данной теме не рассматривается подробно содержание

всех запланированных уроков. Авторы подробно рассматривают некоторые уроки темы, а при подготовке к остальным урокам предлагают учителям опираться на содержание учебника.

Также в содержание темы включены три практические ра-боты, рекомендации к которым, по существу, являются одинако-выми.


Уроки 62, 63 (1, 2). Элементы IA-группы. Элементы IIA-группы

Цели уроков: расширить и углубить знания учащихся об элементах IA- и IIA-групп.

После рассмотрения химии неметаллов и их важнейших соединений переходим к теме «Металлы». Эта тема учащимся хо-рошо знакома, свойства металлов разбирали в 9 классе, а знания, полученные при освоении этой темы, постоянно использова-лись в дальнейшем при изучении химии.

Начинаем данную тему с обзора химии металлов главных подгрупп. При необходимости интенсификации изучения темы

172

можно рассматривать металлы IA- и IIA-групп параллельно, со-ставляя сравнительную характеристику.

На какие вопросы следует обратить внимание при изуче-нии данной темы?

Какие металлы и почему называются щелочными, а какие щелочноземельными?

1. Щелочными металлами называют элементы IA-группы Периодической системы. Групповое название «щелочные» обу-словлено тем, что гидроксиды натрия и калия известны с древ-них времен, их называли щелочами (напомним, что щелочи — растворимые в воде основания). К элементам IIA-группы отно-сятся бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре металла называют щелочноземельными ме-таллами (ЩЗМ). Такое название обусловлено тем, что гидрокси-ды этих металлов относятся к щелочам — растворимым в воде основаниям, а оксиды этих металлов с древних времен называли землями. Обычно бериллий и магний к щелочноземельным ме-таллам не относят.

2. Анализируя данные таблиц 56 и 57 учебника, сделать вы-воды, как и почему меняются значения радиусов атомов, энергии ионизации и электроотрицательности в группах и по периоду среди s-элементов.

Очевидна тенденция в изменении свойств элементов по подгруппе: от лития к цезию и от бериллия к радию радиусы ато-мов увеличиваются, значения энергии ионизации и электро-отрицательности уменьшаются, металлические свойства усили-ваются.

3. Все ли s-элементы можно отнести к щелочным и щелоч-ноземельным металлам? Если не все, то почему? Ответ аргумен-тируйте.

4. Каков состав и особенности оксидов и гидроксидов ще-лочных и щелочноземельных металлов? Все ли гидроксиды эле-ментов I- и II-групп обладают основными свойствами? (Соотне-сите состав и кислотно-основные свойства элементов не только главных, но и побочных подгрупп.)

5. Образуют ли s-элементы водородные соединения? Если да, то можно ли их получить при непосредственном взаимодей-ствии соответствующих простых веществ с водородом? (Все ли из них?) Как они относятся к воде?

6. Сравните физические свойства простых веществ. Про какие простые вещества можно сказать «мягкие, легко режутся ножом»?

Ответы на эти вопросы учащиеся могут найти и в учебнике (§ 42 и 43). Можно сначала организовать фронтальную беседу,

173

используя данные вопросы, а затем дать учащимся проверить свои ответы, используя учебник.

Обратим внимание также на особенность, связанную с рас-познаванием соединений щелочных и щелочноземельных метал-лов, которая обозначена в учебной программе отдельным пунк-том.

При внесении щелочных металлов или их соединений в пламя оно приобретает характерную окраску.

Элемент Окраска пламени Элемент Окраска пламени

Li Карминово-красная Rb Розовато-фиолетовая

Na Желтая Cs Фиолетово-синяя

K Бледно-фиолетовая

При внесении щелочноземельных металлов или их соеди-нений в бесцветное пламя появляется характерная окраска пла-мени: Са — кирпично-красная, Sr — карминово-красная, Ba — жел-товато-зеленая.

Эти особенности могут послужить мотивацией для разго-вора об открытии спектроскопии Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом.

Роберт Вильгельм Бунзен изобрел лабораторную горелку (горелка Бунзена). Она дает очень чистое бесцветное пламя, и поэтому ее используют для нагревания веществ с целью наблюде-ния их цветового спектра (проба на окрашивание пламени). Та-кая проба стала первым методом прямого обнаружения присут-ствия химических элементов в составе вещества без проведения химических реакций.

В середине XIX в. Бунзен был признанным лидером в об-ласти получения чистых препаратов химических элементов. В 1859 г. он стал пропускать световые лучи от раскаленных образцов через призму, разлагая их на наглядный спектр. К тому времени он уже обнаружил, что отдельные ярко выраженные цвета в спектре раскаленных химических элементов (например, натрия) удивительным образом полностью совпадают по длине волны и частоте с темными линиями Фраунгофера в спектре Солнца. Ныне известно, что это следствие поглощения части бе-лого излучения Солнца более холодными химическими элемен-тами, присутствующими в его внешней оболочке, и отсутствие в солнечных лучах спектральных линий того же натрия свиде-тельствует о его наличии в солнечной короне. Открытие совпа-дения спектров излучения и поглощения химических элементов пополнило собой длинный ряд экспериментальных открытий,

174

далеко не сразу получивших теоретическое объяснение, посколь-ку во времена Бунзена было мало известно о механизмах взаимо-действия света и атомов вещества.

В 1859 г. коллега Бунзена, физик Густав Кирхгоф, исполь-зовал совпадение спектров излучения и поглощения для кали-бровки оптического инструмента. Он пропускал через призму сначала свет от раскаленного натрия, а затем солнечный свет, добиваясь совпадения спектральных линий натрия с темными линиями в спектре Солнца. Затем он провел опыт, в ходе которо-го выяснилось, что, если солнечные лучи пропустить через окра-шенное натрием пламя горелки, темные линии натрия в спектре Солнца становятся еще более темными и явными. Иными слова-ми, выяснилось, что раскаленный натрий не только испускает свет определенных спектральных частот, но и поглощает свет тех же длин волн, причем более интенсивно, если источник излу-чения разогрет до более высокой температуры, чем натрий.

Кирхгоф понял, что атом того или иного химического эле-мента способен излучать и поглощать свет лишь строго опреде-ленных частот, т. е., если атом излучает свет какой-либо часто-ты, он обязательно способен и поглощать свет этой частоты.

Из этого открытия следовало, что темные спектральные линии в солнечном свете говорят о том, что на Солнце имеются реальные химические элементы, которым они соответствуют (натрий в том числе). Излучение, исходящее из внутренних сло-ев Солнца, имеет абсолютно белую спектрально-цветовую гамму, т. е. изначально в спектре излучения Солнца присутствуют все без исключения цвета — он непрерывен. А темные линии появля-ются в нем в результате поглощения части спектра в поверхност-ных слоях Солнца и, следовательно, присутствуют в составе сол-нечного вещества.

Эти открытия положили начало целой области приклад-ных исследований спектроскопии — спектральному анализу.

При изучении химических свойств простых веществ важно обратить внимание, что, когда нагретые щелочные металлы лег-ко сгорают на воздухе или в кислороде, лишь при сгорании ли-тия образуется оксид:

4Li + O2 = 2Li2O.

При сгорании натрия обычно образуется пероксид (Na2O2):

2Na + O2 = Na2O2.

Пероксид натрия Na2O2 — кристаллы светло-желтого цве-та — можно рассматривать как соль пероксида водорода Н2О2.

175

При сгорании остальных щелочных металлов образуются надпероксиды (например, KО2). Получить оксиды Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O можно восстановлением пероксидов и надперокси-дов щелочными металлами, например по реакции:

KO2 + 3K = 2K2O.

При сгорании на воздухе или в кислороде щелочноземель-ных металлов образуются оксиды:

Са + O2 = 2СаO (выше 300 °С, сжигание на воздухе).

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций заго-рается, пламя при этом имеет красноватый цвет.

Интересно отметить, что литий — единственный металл, который реагирует с азотом с образованием нитрида уже при комнатной температуре:

6Li + N2 = 2Li3N.

Остальные щелочные металлы с азотом при обычных усло-виях не реагируют (натрий реагирует с азотом при 100 °С, при электрическом разряде).

Щелочноземельные металлы реагируют с азотом с образо-ванием нитридов при нагревании (Са — при температуре красно-го каления):

3Са + N2 = 2Са3N2 (200—450 °C).

Щелочноземельные металлы активно реагируют с разбав-ленными кислотами с образованием соли и водорода, но при этом, как и в случае щелочных металлов, параллельно происхо-дит взаимодействие щелочноземельного металла с водой. По-дру-гому происходит взаимодействие с концентрированными рас-творами кислот или с кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4):

0 +5 +2 +1 3( ) 3 2 2 24Ca + 10HNO = 4Ca(NO ) + N O + 5H O;↑конц

0 +6 +2 –2 2 4( ) 4 2 24Ca + 5H SO = 4CaSO + H S + 4H O.↑конц

Учащиеся должны обязательно отметить, что хотя щелоч-ные металлы активно взаимодействуют с растворами солей, но при этом происходит не замещение металла, входящего в состав соли, щелочным металлом, а прежде всего взаимодействие ще-лочного металла с водой.

Завершая обзор химических свойств щелочных и щелочно-земельных металлов, важно обратить внимание на их участие в органических реакциях. Можно дать учащимся задание запи-

176

сать максимальное число уравнений реакций натрия с органиче-скими веществами различных классов, а результаты представить в виде схемы, например такой (схема 5).

Обратим внимание, что щелочные металлы находят широ-кое применение в промышленности и в технике.

Литий применяют в термоядерной энергетике для получе-ния изотопа водорода — трития, а также в качестве теплоносите-ля в ядерных реакторах. Натрий используют как теплоноситель в ядерных реакторах, для синтеза некоторых органических со-единений (например, как катализатор в синтезе каучука, как ак-тивный восстановитель в других реакциях, часто в сплаве с кали-ем), в металлотермии (натрийтермия). Цезий легко теряет элек-троны даже под действием света, поэтому он применяется в фотоэлементах.

Но самой актуальной для учащихся будет следующая ин-формация. В современной электронной технике (сотовые теле-фоны, ноутбуки, цифровые фотоаппараты) широко используют-ся литиево-ионные аккумуляторы (Li-ion). Первый литиево-ион-ный аккумулятор разработала корпорация Sony в 1991 г.

Отрицательный электрод сделан из углеродных материа-лов. Углеродная матрица может иметь упорядоченную слоистую

Схема 5

Na

CH3CH2CH2CH3 + NaCl

�H2

C6H5ONa

�H2

CH

3CH

2Cl

C6H5OH CH3CH2OHC

H3C

OO

H

�H2

CH3CH2ONa

CH3COONa

177

структуру, как у природного или синтетического графита, неупо-рядоченную аморфную или частично упорядоченную (кокс, сажа и др.). Ионы лития при внедрении в нее раздвигают слои и распо-лагаются между ними. В качестве активного материала положи-тельного электрода используется литийкобальтдиоксид LiCoO2.

При заряде литиево-ионных аккумуляторов происходят ре-акции:

— на положительных пластинах: LiCoO2 → Li1 – xCoO2 + + xLi+ + xe;

— на отрицательных пластинах: С + xLi+ + xe → C –Lix .При разряде протекают обратные реакции.Процессы разряда и заряда сводятся к переносу ионов ли-

тия с одного электрода на другой. Поэтому такие аккумуляторы и получили название литиево-ионных.

Домашнее задание:1. Изучить § 42 и 43.2. Для учащихся, склонных к творческому выполнению за-

даний, а также для внеклассной деятельности можно рекомендо-вать задания 8-31, 8-57, 8-91, 8-111 из задачника. Приведем здесь пример такого задания.

Перед вами схема превращений веществ, выполненная в виде куба (схема 6).

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить цепочку превращений веществ, при этом направле-ния превращений веществ (направления «стрелок») выберите сами. Для реакций в растворах электролитов составьте ионные уравнения. К уравнениям всех окислительно-восстановительных реакций составьте схему электронного баланса или покажите пе-реход электронов стрелкой.

Такое задание предполагает уверенное знание учащимися материала, поскольку им самим требуется выбрать направление осуществления того или иного превращения веществ.

Схема 6

Na

NaOH

NaNO3

Na2SO4

NaClNaBr

Na2S

Na2CO3

178

Жесткость воды и способы ее устранения. Как отдель-ную специфическую проблему целесообразно рассмотреть про-блему жесткой воды и ее умягчения.

Для мотивации изучения темы можно начать с рассмотре-ния слайдов, на которых представлено образование накипи.

Встает вопрос: что такое накипь, как от нее избавиться и есть ли механизм предотвращения ее образования?

Так учащиеся выходят на проблему жесткой воды. Обратим-ся дальше к учебнику (§ 43, с. 303). Учащиеся изучают клас си-фикацию природной воды по содержанию в ней ионов кальция и магния, классификацию типов жесткости (временная, посто-янная). Важно обратить внимание на то, какова жесткость воды в том регионе, где живут учащиеся (задание 7 на с. 305 учебника).

В помощь учителю приведем следующую таблицу.

Море, озеро

Сухой остаток,

мг/л

Общая жесткость,

мг-экв/лРека

Сухой остаток,

мг/л

Общая жесткость,

мг-экв/л

Каспий-ское море

13 500 74 Дон 476 7

Черное море

16 000 46 Волга 453 5,4

Балтийское море

7500 13,9 Москва 345 14,6

Белое море 1800 7 Иртыш 250 2,5

Озеро Бай-кал

220 2,6 Ангара 132 2

Озеро Ла-дожское

73 0,6 Нева 80 0,7

Чтобы оценить жесткость воды своего региона, можно ори-ентироваться на следующие значения (нормы, принятые в Рос-сийской Федерации):

— до 4 мг-экв/л — вода мягкая;— 4—8 мг-экв/л — вода средней жесткости;— 8—12 мг-экв/л — вода жесткая;— более 12 мг-экв/л — вода очень жесткая.Допустимая величина общей жесткости для питьевой во-

ды — не более 7 мг-экв/л.Обратим внимание, что в России для количественной ха-

рактеристики жесткости воды используется старая единица —

179

мг-экв/л. Чтобы выразить значение в современных единицах (моль/л), надо значение в мг-экв/л разделить на 2.

Завершить урок нужно обзором методов умягчения воды.

Урок 64 (3). Практическая работа № 6. Жесткость воды и способы ее устранения

Цель урока: научиться устранять жесткость воды различ-ными способами.

Практические работы выполняются по плану и рекоменда-циям, приведенным в учебнике. Перед практической работой необходимо провести инструктаж по технике безопасности, осо-бенно обратить внимание на правила обращения с кислотами и щелочами и правила нагревания веществ. Отдельным учени-кам можно предложить для выполнения проблемно-творческие задания, что значительно повысит их уровень познавательной активности и самостоятельности, даст возможность проявить и развить свои творческие способности.

Домашнее задание:1. Оформить ход и результаты работы в тетради.2. По задачнику выполнить задания 8-61, 8-64.

Урок 65 (4). Элементы IIIА-группы. Алюминий

Цели урока: изучить особенности элементов IIIA-группы, закрепить знания учащихся об алюминии как об элементе и как о простом веществе.

Начать урок можно с краткого обзора элементов IIIA-груп-пы. Учащиеся, опираясь на материал таблицы 59 учебника, обсу-ждают характерные особенности элементов IIIA-группы, отме-чая основные тенденции в изменении радиусов атомов, энергии ионизации и электроотрицательности элементов. Обсуждение можно вести фронтально.

Далее учащимся предлагают вспомнить особенности алю-миния, изученные в 9 классе. Свои ответы учащиеся могут све-рить с текстом § 44.

Интересным вопросом является история открытия алюми-ния. Ему уделено внимание и в учебнике (с. 313—314). Можно за-ранее попросить учащихся подготовить доклад по данной теме и заслушать его на уроке.

Домашнее задание:1. Изучить § 44, выполнить упражнения 3—5 на с. 316.2. Полезным, но более трудоемким будет упражнение 6 на

с. 316 (сравнительная характеристика алюминия и кремния).

180

Урок 66 (5). Практическая работа № 7. Исследование свойств соединений алюминия и цинка (аналогичная работа см. урок 64)

Цель урока: способствовать формированию исследова-тельских навыков учащихся на примере изучения соединений алюминия и цинка.

Ход работы подробно описан на с. 317—318 учебника. Не зря учащимся дано задание сравнить характерные особенности соединений алюминия и цинка. В частности, гидроксид алюми-ния и гидроксид цинка амфотерны, имеют много общего. Но есть и различия, например различная растворимость в аммиаке. Цинк легко образует аммиачный комплекс, в то время как амми-ачный комплекс алюминия получить в аналогичных условиях не-возможно.

Домашнее задание:Записать ход выполнения работы и выводы в тетради,

оформить практическую работу.

Урок 67 (6). Железо. Соединения железа

Цель урока: закрепить знания учащихся о железе как об элементе и как о простом веществе.

Перед изучением общих свойств d-элементов учащимся важно вспомнить особенности железа, уже изученные в 9 классе. Свои ответы учащиеся могут сверить с текстом § 45. Организо-вать повторение изученного можно в малых группах. Сначала учащиеся знакомятся с текстом параграфа, затем оформляют изу ченное в виде небольших докладов. Каждой из групп можно дать задание сделать акцент на одном из следующих вопросов:

1. Многообразие соединений железа. Возможные степени окисления железа в разных соединениях. Окислительно-восста-новительные особенности данных соединений.

2. Соединения железа (II).3. Соединения железа (III).4. Соединения железа (VI).Затем можно провести фронтально обсуждение докладов.Домашнее задание:1. Изучить § 44, выполнить упражнения 3—5 на с. 316.2. Полезным, но более трудоемким будет упражнение 6 на

с. 316 (сравнительная характеристика алюминия и кремния).

181

Урок 68 (7). Характеристика d-элементов и их соединений

Цели урока: расширить и углубить знания учащихся о d-элементах и их важнейших соединениях.

Очень трудной задачей является обзор химии переходных металлов. Это связано с большим объемом материала, его разно-образием, обилием фактического материала. Тем не менее важ-но освоить данную тему, которая дает неисчерпаемый источник интереса к неорганической химии.

Ниже приведем серию слайдов из презентации о d-элемен-тах, которую можно использовать при рассмотрении данной темы.

Советуем начинать с обзора d-элементов и их общей харак-теристики. Рассмотрим особенности строения атомов и положе-ния элементов в Периодической системе. На рисунке 9 приведен полудлинный вариант Периодической системы Д. И. Менделее-ва, блок d-элементов выделен синим цветом.

Рассматривая положение d-элементов, обратим внимание на закономерности изменения электронной конфигурации ва-лентного слоя атомов (рис. 10).

При рассмотрении электронных конфигураций обратим внимание на довольно частое явление — провал электрона (ха-рактерен для элементов VIB-, IB-групп и некоторых элементов второй декады d-элементов). В ряде случаев причины такого яв-ления можно объяснить (рис. 11).

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

H He

Li Be В С N О F Ne

Na Mg Al Si P S CI Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Те I Xe

Cs Ba La Hf Та W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg

Рис. 9. Полудлинный вариант Периодической системы Д. И. Менделеева

182

d-Элементы

Sc3d1

4s2

Ti3d2

4s2

V3d3

4s2

Cr3d5

4s1

Mn3d5

4s2

Fe3d6

4s2

Co3d7

4s2

Ni3d8

4s2

Cu3d10

4s1

Zn3d10

4s2

Y4d1

5s2

Zr4d2

5s1

Nb4d4

5s1

Mo4d5

5s1

Tc4d5

5s2

Ru4d7

5s1

Rh4d8

5s1

Pd4d10

5s0

Ag4d10

5s1

Cd4d10

5s2

La5d1

6s2

Hf5d2

6s2

Ta5d3

6s2

W5d4

6s2

Re5d5

6s2

Os5d6

6s2

Ir5d7

6s2

Pt5d9

6s1

Au5d10

6s1

Hg5d10

6s2

Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg

Рис. 10. d-Элементы в Периодической системе Д. И. Менделеева

Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au

4p

4s

Cu3d

4d

4p

4s

Cr3d

4d

Рис. 11. Провал электронов

Говоря о распространении d-элементов в природе, обра-тим внимание, что самым распространенным из них в земной коре является железо, остальные представлены гораздо скром-нее (табл. 8).

Далее можно представить фотографии конкретных мине-ралов, в которых встречаются d-элементы.

Теперь рассмотрим закономерности изменения радиусов атомов в декаде d-элементов (на рис. 12 представлена тенденция в изменении радиусов элементов первой декады).

183

Таблица 8Распространение d-элементов в природе

Элемент Содержаниев земной коре, % Минералы

Cr 0,01 Хромит Fe(CrO2)2

Mn 0,095 Пиролюзит MnO2, родохрозит MnCO3

Fe 4,1 Магнитный железняк Fe3O4, бурый железняк Fe2O3•nH2O

Cu 0,005 Халькопирит CuFeS2, халькозин Cu2S, куприт Cu2O, малахит (CuOH)2CO3

Zn 0,0075 Cфалерит ZnS

Ag 0,000007 Аргентит Ag2S

Hg 0,000005 Киноварь HgS

На рисунке 12 мы видим, что радиусы атомов в декаде d-элементов немонотонно убывают, причем эта тенденция выра-жена не так ярко, как в случае с р-элементами (рис. 13).

Sc

0,17

0,16

0,15

0,14

0,13

0,12

0,11

0,10

0,164

0,146

0,134

0,127

0,130

0,1260,125

0,1240,128

0,139

Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Рис. 12. Изменение радиусов атомов элементов первой декады, нм

184

На рисунке 14 мы видим, что от первой ко второй декаде радиусы атомов меняются существенно, а от второй к третьей де-каде — незначительно, что является следствием так называемого лантаноидного сжатия. Это обусловливает сходство в свойствах d-элементов второй и третьей подгрупп. Так, например, для ядерной энергетики важен цирконий. Последний часто встреча-

Ри

с. 1

3. О

рбит

альн

ые

ради

усы

ато

мов

, нмSi

0,23

Ti

VC

rM

nFe

Co

NiC

uZn

Ga

Ge

As

SeB

rK

r

0,18

0,13

0,08

0,03

Li

Be

BC

NO

FN

eN

aMg

Al

PSi

Cl

Ar

KC

aSc

185

Ри

с. 1

4. Р

адиу

сы а

том

ов d

-эле

мен

тов

перв

ых

трех

дек

ад, н

м

Y

0,19

Ti

VC

rM

nFe

Co

Ni

Cu

ZnR

eIr

PtA

uH

g

0,18

0,13

0,12

0,14

0,15

0,16

0,17

ZrN

bM

oT

cR

uR

hPd

Ag

Cd

La

Hf

WT

aO

sSc

Лан

тано

идно

е f

- сж

атие

ется в минералах совместно с гафнием. Но разделение циркония и гафния — весьма трудная техническая задача.

Некоторые физические свойства простых веществ-метал-лов представлены в таблице 9. Но, взятые отдельно, сами по се-бе, эти цифры ничего не говорят. Гораздо интереснее сопоста-вить тенденции в изменении физических свойств в декадах.

186

Таблица 9Некоторые физические и химические свойства меди, серебра, хрома и марганца

Ме-талл

Тип кристал-лической решетки

Темпе-ратура плавле-ния, °С

Темпе-ратура кипе-

ния, °С

Плот-ность, г/см3

Стандартный электродный

потенциал, ММ2+, В

Cr 1890 2680 7,19 –0,85

Mn Сложная 1245 2080 7,4 –1,179

Cu 1084 2540 8,9 0,34

Ag 962 2170 10,5 0,799(Ag/Ag–)

Zn 419,6 907 7,13 –0,76

Так, например, при сравнении значений плотности можно отметить, что в декадах d-элементов происходит немонотонное увеличение плотности в VIIIB—IB-группах, а затем снижение зна-чений плотности (рис. 15 и 16). Таким образом, видно, что самы-ми тяжелыми металлами являются осмий и иридий, а самым лег-ким среди переходных металлов — скандий.

Не менее интересно соотнести и значения температур плавления. Так, в декадах значение температуры плавления рас-тет, достигает максимума в VIB-группе, а затем снижается (рис. 17 и 18). Видно, что самыми тугоплавкими металлами являются вольфрам, молибден. А самые легкоплавкие металлы среди про-стых веществ d-элементов находятся во IIB-группе, более того, ртуть — самая легкоплавкая среди металлов.

187

Соотнести остальные тенденции (электрическое сопротив-ление, изменение значений стандартного электродного потенци-ала и т. д.) можно аналогично.

9


8

3

2

4

5

6

7

Sc

4,5

5,98

7,197,44

7,87

8,9 8,9 8,92

7,14

3,02

Рис. 15. Плотность металлов: первая декада, г/см3

19

Re Ir Pt Au Hg

17

7

5

9

11

13

15

La Hf WTa Os

21

23

13,3

16,6

19,3

21

19,3

22,6 22,621,5

13,6

6,16

Рис. 16. Плотность металлов: третья декада, г/см3

188

Рис. 17. Температура плавления металлов: первая декада

1960


1760

760

560

960

1160

1360

1560

Sc

1668

1244

1536 14921455

1083

420

1539

360

1890 1903°C

Рис. 18. Температура плавления металлов: третья декада

3000

Re Ir Pt Au Hg

2500

0

−500

500

1000

1500

2000

La Hf WTa Os

3500

2230

29963380

3180

1064

3027

2447

1772

−39

920

°C

В ходе характеристики общих химических свойств метал-лов d-элементов и их соединений целесообразно заполнить (вме-сте с учащимися) обобщающую таблицу 10, схему 7.

189

Таблица 10Реакции металлов побочных подгрупп

O2 Cl2 S HCl HNO3 H2SO4 NaOH

Cr Cr2O3 CrCl3 CrS3 CrCl2

Mn Mn3O4 MnCl2 MnS MnCl2

Fe Fe3O4 FeCl3 FeS FeCl2

Cu CuO CuCl2 Cu2S —

Zn ZnO ZnCl2 ZnS ZnCl2

Ag Ag2O AgCl Ag2S —

Hg HgO HgCl2 AgS —

Схема 7Соединения d-элементов

Sc2O3 TiO2 V2O5 CrO3 Mn2O7 по периоду с повышением с. о.

Кислотность в о з р а с т а е т

Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов

HgO CdO ZnO по подгруппе с убыванием Z

CrO Cr2O3 CrO3

Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4

с повышением с. о.

Затем можно переходить к обзору частных особенностей соединений d-элементов (схема 8).

Схема 8Окислительные свойства перманганата

2K+7

MnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2+2

MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

2K+7

MnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2+4

MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

2K+7

MnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2

+6MnO4 + K2SO4 + H2O

2K2

+6MnO4 + 2H2O = 2K

+7MnO4 +

+4MnO2 + 4KOH

2K+7

MnO4 =∆

K2

+6MnO4 +

+4MnO2 + O2↑

190

Закончить такой обзор химии d-элементов можно обраще-нием к биологическому значению их соединений и применени-ем самих металлов.

Fe2+, Fe3+

Гемоглобин, миоглобин, каталаза, пероксидаза, металлофлавопротеины, цитохромы, железосо-держащие белки, транс-феррин, ферритин, нитрогеназа

Гемопор-фирины, сера, изоаллок-сазин

Транспорт O2, CO2, транспорт электронов (ОВР), транспорт и депо-нирование железа, восстановление N2 в NH3

Cu+, Cu2+

Цитохромоксидаза, церулоплазмин

Азотистые основания

Окисление, восстановление и транспорт меди

Co2+ Витамин B12 и его коферментные формы

Коррин, бензими-дазол, CH3-группа

Перенос CH3-груп-пы, синтез метионина

Домашнее задание:1. Изучить § 45—46.2. По задачнику выполнить задания 8-136, 8-141—8-143, 8-146.

Урок 69 (8). Практическая работа № 8. Соединения железа и меди (аналогичные работы см. уроки 64, 66)

Урок 70 (9). Обобщение знаний по темам 7, 8

Цель урока: обобщить и закрепить знания учащихся по темам «Металлы» и «Неметаллы».

В ходе данного урока учащиеся могут выполнять самостоя-тельную работу (примерно 35 мин) по карточкам.

Вариант 11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-

но осуществить цепочку превращений веществ:а) хром → хлорид хрома (III) → гидроксид хрома (III) →

оксид хрома (III) → метахромит натрия → хромат натрия → дихромат натрия → хлорид хрома (III);

191

б) железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → гидроксид железа (III) → оксид железа (III) → феррат на-трия → хлорид железа (III) → железо.

Уравнения реакций ионного обмена запишите в молеку-лярной и ионной формах, к уравнениям окислительно-восстано-вительных реакций запишите схему электронного баланса или электронно-ионные уравнения.

2. В трех сосудах без этикеток находятся растворы: хлорида железа (III), хлорида железа (II), хлорида натрия. Как химиче-ским путем распознать, какое вещество находится в каждом из сосудов? Запишите уравнения реакций.

3. Как получить гидроксид хрома (III)? Каков кислотно-основный характер этого вещества? Запишите уравнения реак-ций в молекулярной и ионной формах.

4. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе произ-водства чугуна. Объясните значение этих реакций для производ-ственного процесса.

5. Напишите уравнение реакции окисления метанола на-сыщенным раствором перманганата калия, подкисленным сер-ной кислотой. Напишите электронно-ионные уравнения для этой реакции.

Вариант 21. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-

но осуществить цепочку превращений веществ:а) хром → хлорид хрома (II) → гидроксид хрома (II) →

гидроксид хрома (III) → гексагидроксохромит (III) калия → хромат калия → дихромат калия → сульфат хрома (III) → хром;

б) железо → хлорид железа (III) → гидроксид железа (III) → оксид железа (III) → железо → сульфид железа (II) → хло-рид железа (II) → турнбулева синь.

Уравнения реакций ионного обмена запишите в молеку-лярной и ионной формах, к уравнениям окислительно-восстано-вительных реакций запишите схему электронного баланса или электронно-ионные уравнения.

2. В трех сосудах без этикеток находятся растворы: сульфа-та железа (III), сульфата железа (II), сульфата аммония. Как хи-мическим путем распознать, какое вещество находится в каждом из сосудов? Запишите уравнения реакций.

3. Как меняется кислотно-основный характер гидроксидов хрома в зависимости от степени окисления хрома? Подтвердите

192

ответ примерами. Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

4. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе произ-водства стали. Объясните значение этих реакций для производ-ственного процесса.

5. Напишите уравнение реакции окисления этанола раз-бавленным щелочным раствором перманганата калия. Напиши-те электронно-ионнные уравнения для этой реакции.

Вариант 31. Пластинку из алюминия массой 200 г опустили в 1500 г

10%-го раствора сульфата железа (II). Через некоторое время пластинку осторожно вынули, высушили и взвесили. Ее масса оказалась равной 228,5 г. Вычислите массу растворившегося алюминия, массу осевшего на пластинке железа, массовые доли веществ, находящихся в растворе после реакции.

2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-но получить:

а) железо из пирита (дисульфида железа);б) медь из малахита (карбоната гидроксомеди (II));в) калий из гидроксида калия.3. Опишите процессы, происходящие в случае коррозии

при контакте олова и железа: а) в кислой среде; б) в нейтральной среде в отсутствие кислорода; в) в нейтральной среде в присутст-вии кислорода.

4. Напишите уравнения возможных реакций между магни-ем и веществом из следующего перечня: кремний, фосфор, иод, вода, серная разбавленная кислота, серная концентрированная кислота, азотная кислота, гидроксид калия, раствор нитрата ме-ди (II), хлорид натрия, фенол, этан. Ко всем уравнениям напи-шите уравнение или схему электронного баланса, или обозначь-те степени окисления и переход электронов стрелкой.

5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-но осуществить цепочку превращений веществ: натрий → ги-дроксид натрия → натрий → сульфид натрия → натрий.

Вариант 41. Пластинку из олова массой 100 г опустили в 489 г 10%-го

раствора хлорида меди (II). Через некоторое время пластинку осторожно вынули, высушили и взвесили. Ее масса оказалась равной 89 г. Вычислите массу растворившегося олова, массу

193

осевшей на пластинке меди, массовые доли веществ, находящих-ся в растворе после реакции.

2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-но получить:

а) медь из халькозина (сульфида меди (I));б) железо из сидерита (карбоната железа (II));в) медь из медного купороса (сульфата меди (II) пятивод-

ного).3. Опишите процессы, происходящие в случае контактной

коррозии, при контакте марганца и цинка: а) в кислой среде; б) в нейтральной среде в отсутствие кислорода; в) в нейтральной среде в присутствии кислорода.

4. Напишите уравнения возможных реакций между медью и веществом из следующего перечня: кислород, сера, хлор, вода, серная разбавленная кислота, серная концентрированная кисло-та, азотная разбавленная кислота, гидроксид натрия, хлорид рту-ти (II), сульфат железа (II), фенол, уксусная кислота, этилен. Ко всем уравнениям или напишите схему электронного баланса, или обозначьте степени окисления и переход электронов стрел-кой.

5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-но осуществить цепочку превращений веществ: натрий → хло-рид натрия → гидроксид натрия → натрий → пероксид на-трия.

В конце урока можно организовать проверку или самопро-верку, можно проверить работы в малых группах.

Урок 71 (10). Решение задачЦели урока: закрепление теоретического материала по

теме «Металлы», совершенствование умений решать комбини-рованные расчетные задачи, развитие расчетных навыков.

При подведении итогов темы «Металлы» важно закрепить материал, решая расчетные задачи. Разберем один из примеров задач.

Пластинку из некоторого металла массой 10 г опустили в раствор сульфата меди (II) массой 500,8 г. Через некоторое время пластинку вынули, высушили и взвесили. Масса пластин-ки составила 10,8 г, а в растворе появился сульфат металла, в ко-тором степень окисления металла равна +2. Массовая доля суль-фата этого металла в растворе составила 3,04%. Найдите, из ка-кого металла сделана пластинка.

194

Дано:mпл = 10 гm′

пл = 10,8 гmр-ра (CuSO4) = 500,8 гw(MSO4) = 0,0304M — ?Решение:Записываем уравнение реакции:M + CuSO4 = MSO4 + Cu.Пусть x моль металла вступило в реакцию. Тогда, по урав-

нению реакции, образовалось x моль меди:n(M) = x моль; n(Cu) = x моль.Обозначим молярную массу металла через y. Тогдаm(M) = xy г; m(Cu) = 64x г.Составим первое уравнение системы:–m(M) + m(Cu) = mпл–xy + 64x = 10,8 – 10–xy + 64x = 0,8Чтобы составить второе уравнение системы, воспользуем-

ся данными о присутствии сульфата металла в растворе:w = mв-ва/mр-ра

n(MSO4) = x моль (по уравнению реакции); M(MSO4) = = (y + 96) г/моль

m(MSO4) = x(y + 96) гm′

р�ра после реакции = mр-ра до реакции – Dmпл

m′р�ра = 500,8 г – 0,8 г = 500 г

Тогдаx(y + 96) : 500 = 0,0304.Откуда xy + 96x = 15,2.Составим и решим систему уравнений:–xy + 64x = 0,8;xy + 96x = 15,2.Система наиболее рационально решается методом сложе-

ния. В результатеx = 0,1; y = 56.Таким образом, M(M) = 56 г/моль, следова-

тельно, искомым металлом является железо.Домашнее задание:Выполнить по задачнику задания 8-22—8-25.

195


Цели урока: контроль, обобщение и коррекция знаний учащихся по темам «Металлы» и «Неметаллы».

Для подготовки заданий контрольной работы рекоменду-ем воспользоваться задачником по химии, рабочей тетрадью, по-собием для подготовки к ЕГЭ и др.

Предлагаемая контрольная работа состоит из трех частей. Первая часть содержит восемь заданий с выбором ответа (8 бал-лов — максимальная оценка), вторая часть содержит три задания с кратким ответом (6 баллов — максимальная оценка), третья часть предполагает развернутый ответ на три задания. Во вто-рой части приведено задание на установление соответствия (в ответе цифры, соответствующие определенной букве, могут повторяться) и задания на выбор правильных ответов.

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

Часть 11. Оцените верность двух суждений.А) Во всех реакциях металлы являются восстановителями.Б) Все реакции с участием простых веществ являются окис-

лительно-восстановительными.1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны2. Верны ли следующие суждения о простых веществах-не-

металлах?А. При обычных условиях фтор и хлор — жидкости.Б. Сера может выступать как в роли окислителя, так и в ро-

ли восстановителя.1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны3. Окислительная способность простых веществ усилива-

ется в ряду1) Cl2—Br2—I2 3) Br2—Cl2—N22) S—Cl2—F2 4) Cl2—Br2—F2

4. C бромом реагируют оба из перечисленных веществ:1) HCl, O2 3) Mg, NaI2) Ne, HF 4) Fe, KCl

196

5. Формулу H2ЭO4 (где Э — один из элементов, перечислен-ных ниже) имеет высший гидроксид

1) азота 3) кремния2) фосфора 4) селена6. Оба из перечисленных водородных соединений прояв-

ляют кислотные свойства:1) NaH, KH 3) H2S, HI2) NH3, PH3 4) CH4, SiH4

7. В каком ряду происходит усиление кислотных свойств гидроксидов?

1) H3BO3—H2CO3—HNO3 3) HNO3—H3PO4—H2SiO32) H3PO4—H2SO4—H2SiO3 4) HClO4—H2SO4—H3PO4

8. В схеме превращений

Fe 1X→ FeCl2 2X→ Fe(NO3)2

веществами X1 и X2 являются соответственно1) Cl2, HNO3(разб) 3) Cl2, HNO3(конц)2) HCl, HNO3(конц) 4) HCl, AgNO3

Часть 21. Установите соответствие между схемой реакции и фор-

мулой недостающего в ней вещества.

СХЕМА РЕАКЦИИ ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВАА) Cl2 + Fe → ... Б) HCl + Fe → ... + H2В) H2O + F2 → ... + O2 Г) NaF + H2SO4 → Na2SO4 + ...

1) FeCl22) FeCl33) F24) HF5) H2

Ответ впишите в пустую клетку таблицы.

А Б В Г

2. Из перечисленных веществ с иодидом натрия реагирует1) хлор 4) перманганат калия2) сульфат калия 5) гидроксид бария3) нитрат серебра 6) соляная кислота3. Водород образуется в реакции1) железа с раствором серной кислоты2) цинка с концентрированной азотной кислотой3) алюминия с гидроксидом натрия

197

4) бромоводорода и хлора5) оксида цинка и соляной кислоты6) кальция и воды

Часть 31. Имеются вещества кальций, фосфор, хлор, водород. Со-

ставьте уравнения возможных реакций, выбирая вещества по-парно.

2. Используя метод электронного баланса, составьте урав-нение реакции:

Ag + … → AgNO3 + NO2 + …Определите окислитель и восстановитель.3. В колбу с концентрированной соляной кислотой поме-

стили перманганат калия. В результате реакции выделился газ желто-зеленого цвета. Одну порцию газа собрали в склянку и внесли в нее предварительно нагретый порошок железа. Другую порцию газа растворили в воде и, получив бесцветный раствор, добавили его к порции раствора бромида натрия. В результате раствор окрасился в желтый цвет. При пропускании через этот раствор этилена окраска исчезла. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Ключи к части 1

Номер задания 1 2 3 4 5 6 7 8

Верный ответ 3 2 2 3 4 3 1 4

Ключи к части 2

Номер задания 1 2 3

Верный ответ 2144 134 136

Ключи к части 3Задание 1

Элементы ответа Количество баллов

Ca + P = Ca3P2 1

Ca + Cl2 = CaCl2 1

Ca + H2 = CaH2 1

2P + 3Cl2 = 2PCl3 или 2P + 5Cl2 = 2PCl5 1

H2 + Cl2 = 2HCl 1

198

Задание 2


Составлено уравнение реакции:Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16КОН → 2K2CrO4 + + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O

1

Верно составлена схема электронного баланса 1

Указано, что Cr+3 (или соединение Cr2(SO4)3) — восстановитель, а Mn+7 (или соединение KMnO4) — окислитель

1

Задание 3


2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O 1

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 1

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2 1

CH2 CH2 + Br2 → CH2Br CH2Br 1

Обработка контрольной работыРабота выполняется в течение 45 мин. Максимальная оцен-

ка за каждое из заданий части 2 — 2 балла. При неполном ответе (ошибка в одной цифре) — 1 балл. При наличии в ответах к зада-ниям 2 и 3 лишней цифры или при недостатке одной цифры — 1 балл.

Таким образом, максимальный суммарный балл за выпол-нение всей работы — 26 баллов. Набранное количество баллов можно перевести в оценку по пятибалльной шкале следующим образом (здесь представлена примерная шкала, границы могут быть несколько сдвинуты в ту или иную сторону в зависимости от подготовленности класса в целом):

Доля верных ответов, % < 50 50—65 66—80 81—100

Количество набранных баллов < 13 13—16 17—20 21—26

Оценка по пятибалльной шкале «2» «3» «4» «5»

199

Урок 73 (12). Металлы и неметаллыЦели урока: обобщить и закрепить знания учащихся о ме-

таллах и неметаллах; совершенствовать умения в составлении уравнений неорганических реакций.

Важной задачей данного урока является повторение и со-поставление свойств простых веществ. В ходе урока можно ак-тивно привлекать материал § 66.

В тексте параграфа главный акцент сделан на взаимосвязи: металл — основный оксид — основание — соль и неметалл — кис-лотный оксид — кислота — соль. Все это учащимся хорошо знако-мо, а на самом деле материал можно раскрыть шире. Так, напри-мер, на уроке можно рассмотреть реакции простых веществ с кислотами и щелочами, обратив особое внимание на реакции диспропорционирования. Например, можно сформулировать такое задание:

Задание. Даны вещества фтор, хлор, сера, фосфор, крем-ний, алюминий, магний. Какие из перечисленных веществ реа-гируют с гидроксидом натрия? В каких случаях происходит дис-пропорционирование?

Домашнее задание:1. Изучить § 47.2. По задачнику выполнить задание 8-140 (а—г).

Урок 74 (13). Соединения металлов и неметалловЦели урока: обобщить и закрепить знания учащихся о со-

единениях металлов и неметаллов, генетических связях между соединениями металлов и неметаллов.

Урок 75 (14). Генетическая связь между классами неорганических веществ

Цели урока: обобщить и закрепить знания учащихся о ге-нетических связях между классами неорганических веществ, со-вершенствовать умения в составлении уравнений неорганиче-ских реакций.

В рамках обобщающих уроков можно организовать реше-ние тестовых заданий, расчетных задач и цепочек генетических связей между классами веществ. Пример такого комплексного теста приведем ниже.

Пример заданияВ схеме превращений

Ca(OH)2 1X→ CaCO3

2 2+ CO + H O→ X2

200

веществами X1 и X2 могут быть соответственно1) Na2CO3, Ca(HCO3)2 3) H2CO3, Ca(OH)2

2) CO2, CaC2O4 4) CO, H2CO3

Чтобы из гидроксида кальция получить карбонат кальция, можно воспользоваться и углекислым газом, и угольной кисло-той (раствором углекислого газа), и карбонатом натрия. Таким образом, ответ 4 исключается, угарный газ СО с гидроксидом кальция не реагирует.

При взаимодействии карбоната кальция с раствором угле-кислого газа (если последний в избытке) образуется кислая соль — гидрокарбонат кальция Ca(HCO3)2.

Этот переход можно иллюстрировать на опыте. При про-пускании в раствор гидроксида кальция (в известковую воду) углекислого газа раствор мутнеет вследствие образования нера-створимого в воде карбоната кальция:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

При пропускании через помутневший раствор избытка углекислого газа помутнение исчезает, так как образуется кислая соль Ca(HCO3)2, которая в воде существенно лучше растворима, чем средняя (СаСО3):

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

Таким образом, цепочка превращений веществ в данном задании может быть расшифрована следующим образом:

Ca(OH)2 2 3Na CO→ CaCO3

2 2CO + H O→ Ca(HCO3)2.

Первая реакция:

Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaOH.

Уравнение второй реакции записано выше.Ответ: 1.

Задания для самостоятельной работы

Вариант 11. В схеме превращений

Cu 1X→ CuCl2 2X→ Cu(NO3)2

веществами X1 и X2 могут быть соответственно1) Cl2 и AgNO3 3) ZnCl2 и HNO3

2) HCl и NaNO3 4) Cl2 и HNO3

201


Fe 1X→ FeCl3 2X→ Fe(OH)3

веществами X1 и X2 являются соответственно1) HCl и NaOH 3) CuCl2 и KOH2) Cl2 и H2O 4) Cl2 и Ba(OH)2

3. В схеме превращенийAl → X1 → X2 → Al

веществами Х1 и Х2 могут быть соответственно1) Al(NO3)3 и Al(OH)3 3) Al PO4 и Al(OH)32) Al(OH)3 и Al2(SO4)3 4) Al2O3 и AlCl3

4. В схеме превращений Cu → X1 → X2 → Cu

веществами Х1 и Х2 могут быть соответственно1) Cu(NO3)2 и Cu(OH)2 3) Cu(OH)2 и CuO2) CuSO4 и CuCl2 4) CuO и Cu(OH)2


Na2SO4 1X→ NaCl 2X→ NaNO3

веществами X1 и X2 являются соответственно1) HCl и HNO3 3) HCl и AgNO32) KCl и KNO3 4) BaCl2 и AgNO3

Вариант 21. Установите соответствие между названиями двух ве-

ществ и названием реагента, с которым они могут взаимодейст-вовать.

НАЗВАНИЕ ОКСИДА РЕАГЕНТА) углекислый газ, бромид железа (III)Б) иодид калия, бромид натрияВ) хлорид цинка, гидроксид алюминияГ) нитрат бария, гидроксид железа (III)

1) сульфат натрия2) серная кислота (разб.)3) гидроксид натрия4) медь5) хлор


А Б В Г

202

2. Установите соответствие между реагирующими вещест-вами и продуктами их взаимодействия.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ

А) Fe3O4 + HCl →Б) Fe2O3 + HNO3(конц) →В) Fe2O3 + HCl →Г) Fe3O4 + HNO3(конц) →

1) FeCl3 + H2O2) Fe(NO3)3 + H2O3) Fe(NO3)2 + H2O4) FeCl2 + FeCl3 + H2O5) FeCl2 + H2O6) Fe(NO3)3 + H2O +NO2


А Б В Г

3. Установите соответствие между названием вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА РЕАГЕНТЫА) серная кислотаБ) гидроксид натрияВ) оксид цинкаГ) оксид кремния (IV)

1) HCl, Al, Cu(NO3)22) KOH, HNO3, NaCl3) HNO3, CO2, K3PO44) KOH, (NH4)2CO3, BaCl25) KOH, MgO, C


А Б В Г

4. Установите соответствие между реагирующими вещест-вами и продуктами их взаимодействия.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА ПРОДУКТЫА) P2O3 + H2O →Б) P2O5 + H2O →В) P2O5 + CaO →Г) P2O5 + Ca(OH)2 →

1) H3PO22) H3PO33) H3PO44) Ca3(PO4)25) Ca3(PO4)2 + H26) Ca3(PO4)2 + H2O

203


А Б В Г

5. Установите соответствие между простым веществом и на-званиями реагентов, с которым оно может взаимодействовать.

ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО

РЕАГЕНТЫ

А) кремнийБ) медьВ) бромГ) водород

1) азотная кислота, серная концентрированная кислота, хлорид ртути (II)2) кислород, гидроксид калия, фтор3) сера, гидроксид натрия, соляная кислота4) оксид железа (III), хлор, ацетилен5) алюминий, иодид калия, этилен


А Б В Г

6. Установите соответствие между названиями веществ и на-званием реагента, с которым они могут взаимодействовать.

НАЗВАНИЯ ВЕЩЕСТВ РЕАГЕНТА) ортофосфорная кислота, бромид железа (III)Б) иодид калия, бромид натрияВ) хлорид цинка, гидроксид алюминияГ) нитрат бария, гидроксид железа (III)

1) сульфат натрия2) серная кислота (разб.)3) гидроксид натрия4) медь5) хлор


А Б В Г

Генетические ряды элементовСоставьте уравнения реакций, с помощью которых можно

осуществить цепочки превращений веществ:N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3

H2S → SO2 → SO3 → H2SO4 → SO2

Ca3(PO4)2 → P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → H3PO4

204

Укажите условия осуществления этих реакций. Каково промышленное значение этих реакций? В каких производствах они задействованы?


задание 1 в конце параграфа.2. Для оптимизации работы на следующем уроке (в рамках

двухчасового курса химии) можно попросить учащихся (или от-ветственную группу учащихся) выполнить задание: составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить це-почки превращений веществ. Примеры таких цепочек приведе-ны ниже:

P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2

Na → NaOH → Na2CO3 → NaCl → Na2SO4 → NaNO3

Cu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO → Cu → → CuCl2 → Cu

Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaCO3 → Ca(NO3)2 → CaSO4

S → H2S → Na2S → H2S → CuS3. Также для работы с генетическими связями органиче-

ских веществ можно заранее попросить учащихся составить уравнения реакций, с помощью которых осуществляются пре-вращения веществ.

Урок 76 (15). Обобщение знаний по теме 9Цели урока: обобщить и углубить знания учащихся по те-

мам 7—9.Данный урок можно построить аналогично уроку 70. В хо-

де этого урока учащиеся могут выполнять самостоятельную рабо-ту (примерно 35 мин) по карточкам. В конце урока можно орга-низовать проверку или самопроверку, можно проверить работы в малых группах.

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТАВариант 11. Дайте характеристику элемента и простого вещества

алюминия.2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-

но осуществить цепочку превращений:кальций → гидроксид кальция → карбонат кальция →

→ гидрокарбонат кальция → карбонат кальция → оксид каль-ция → хлорид кальция → кальций.

205

3. Порцию натрия массой 6,9 г добавили к 200 г: а) воды; б) 5%-го раствора гидроксида натрия; в) 5%-го раствора гидрок-сида калия. Вычислите массовые доли веществ в полученном рас-творе.

4. Предложите схему работы цинк-серебряного гальвани-ческого элемента. Запишите уравнения реакций, осуществляе-мых в ходе работы элемента. Вычислите ЭДС такого элемента при стандартных условиях.

Вариант 21. Дайте характеристику элемента и простого вещества

магния.

2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых мож-но осуществить цепочку превращений:

калий → гидроксид калия → карбонат калия → хлорид калия → калий → нитрат калия → нитрит калия → нитрат калия — сульфат калия.

3. Навеску сплава цинка и алюминия массой 238 г помести-ли в раствор гидроксида натрия. В результате реакции образо-вался газ объемом 179,2 л (н. у.). Вычислите массовые доли алю-миния и цинка в сплаве.

4. Предложите схему работы медно-магниевого гальвани-ческого элемента. Запишите уравнения реакций, осуществляе-мых в ходе работы элемента. Вычислите ЭДС такого элемента при стандартных условиях.

206

Тема 10. Химия и медицина. Химия в быту










Овладение основными методами научного познания, ис-пользуемыми в химии: наблюдение, описание, измерение, экс-перимент; умение обрабатывать, объяснять результаты про-веденных опытов и делать выводы; готовность и способность применять методы познания при решении практических за- дач.


Основные понятияХимический анализ и синтез. Моделирование химических

процессов. Математическое моделирование пространственного строения молекул органических веществ. Современные физико-химические методы установления структуры веществ.

л

м

п

207


Урок 77 (1). Биогенные элементы. Биологически активные вещества. Химические процессы в живых организмах

Цели урока: обобщить знания учащихся о химических процессах в организме, используя учебный материал по химии и биологии, способствовать развитию надпредметных умений синтеза информации разных научных дисциплин.

Биогенные элементы. Биологически активные вещества. Химические процессы в живых организмах.

Тема данного урока просто неисчерпаема. Невозможно охватить весь материал, даже если остановиться на обзоре како-го-то одного типа биологически активных веществ, например витаминов. И хочется предостеречь учителя от соблазна дать эту тему «на откуп» учащимся, задав им подготовку докладов и пре-зентаций (может получиться бессмысленный обзор отдельных вопросов, «мелькание» презентаций). В рамках отведенного уро-ка можно посоветовать поступить следующим образом.

1. Вспомнить, какие элементы относят к биогенным, а ка-кие к токсичным. Затем обратиться к учебнику и посмотреть ма-териал на с. 360—362.

2. Остановиться на понятии «биологически активные ве-щества». Вспомнить, какие органические вещества составляют основу организма (углеводы, белки, жиры, нуклеиновые кисло-ты), а какие требуются организму в сравнительно небольших ко-личествах. Здесь и пойдет разговор о ферментах, гормонах и ви-таминах.

3. Выбрать одну из тем и рассмотреть подробнее. Простое перечисление типов биологически активных веществ, как на с. 362—363 учебника, не очень содержательно: учащимся надо дать понять, что можно сделать с этой информацией.

Например, можно рассмотреть схему 9.Существует обывательское мнение, что холестерин — это

плохо. Однако мы и представить себе не можем, что бы мы дела-ли без холестерина. Именно из него синтезируется целый ряд стероидных гормонов, которые имеют совершенно различные функции: это и половые гормоны (тестостерон, эстрадиол), и гормоны, регулирующие содержание глюкозы в крови (глюко-кортикоиды), и гормоны, ответственные за поддержание той или иной концентрации ионов (минералкортикоиды), и т. д. Рассмотрев эту схему (главное — не испугаться это сделать), мы увидим разнообразие путей метаболизма холестерина. И опять

208

ХолестеролHO

CH31

765

23

4

8

11

10 9 1514

19 1617

1812

13

CH3 2320

2221

СH

CH3 CH2

CH3

СH225

CH2

СH

27

26CH3

24

HO

HO

C O

CH3

HO

C O

CH3

HO

OOH

C O

CH3

C O

CH3

OOH

O O O

O

HO

C O

CH2OH

C OOH

O O O

CH2OH

OH OH

C O

CH2OH

C OOH

O O O

CH2OH

OHHO HO

HO

OH

OH

H

C O

CH2OH

O

HOHC

O

Прегненолон Гидроксипрегненолон Дегидроэпиандростерон

Прогестерон Гидроксипрогестерон Андростенедион Эстрон

Дезоксикортикостерон Кортизон Тестоcтерон Эстрадиол

Кортикостерон Кортизол Дигидротестоcтерон Эстриол

Альдостерон

Минералкортикоиды

Глюкокортикоиды

Андрогены

Эстрогены

Схема 9

209

же все биохимические реакции, представленные на схеме, про-исходят при участии ферментов, что подчеркивает значимость и этого типа биологически активных веществ.

4. Перечислить, какие типы химических процессов проис-ходят в организме (материал на с. 363—364 учебника).

5. Как вариант, можно предложить учащимся выполнить проекты (общее направление тем проектов — «Биологически ак-тивные вещества»). Так как подведение их итогов предполагает-ся в конце темы 10 (вместо контрольной работы), то учащиеся не будут располагать большим количеством времени, поэтому проекты должны быть небольшие по объему.

(Несколько тем на выбор: «Витамин D: почему он так ва-жен для нас», «Как тестостерон превращается в эстрадиол», «Ги-по- и гипервитаминоз».)

Домашнее задание:Изучить § 49, выполнить задание 5 на с. 369.

Урок 78 (2). Химия в медицине

Цели урока: познакомить учащихся с одним из приклад-ных аспектов химии (фармакологическая химия), способство-вать формированию химически грамотного потребителя.

И опять перед нами неисчерпаемая тема. В учебнике пред-ставлен обзор различных типов лекарственных веществ. Ознако-мившись с этим обзором, учащиеся могут более подробно рас-смотреть какой-то один из типов. Предполагается, что в данном случае будет сделан небольшой исторический экскурс, чтобы по-казать, как появились те или иные препараты и почему их стали использовать, затем рассмотреть механизм их действия в орга-низме и показать эволюцию данного типа лекарственных ве-ществ. Например, здесь мы приведем такой обзор для сульфа-ниламидных препаратов. Какую-то информацию по этому вопро-су учащиеся уже получили при изучении темы «Анилин». Здесь же время и задачи позволяют раскрыть эту тему полнее.

Сульфаниламидные препараты. Исследования избира-тельного окрашивания бактерий красителями показали, что не-которые красители обладают способностью убивать микробы in vitro («на стекле»), т. е. в культуре бактерии, находящейся вне живого организма. Тогда и появилась надежда, что такая же про-тивомикробная активность может наблюдаться и in vivo, т. е. инфицированного живого организма. Тем не менее результаты in vitro и in vivo плохо коррелировали друг с другом. Тогда пра-ктика антибактериальной активности in vitro стала уступать пря-мым испытаниям, обычно проводимым на зараженных мышах.

210

Группа немецких химиков, занимавшихся синтезом краси-телей, в 1935 г. обнаружила, что введение в молекулу красителя сульфамидной группы ( SO2NH2) повышает прочность окраски шерсти. Используя этот факт, они получили пронтозил — суль-фамидное производное азокрасителя. Испытания этого вещест-ва in vivo показали его антибактериальную активность, в то время как испытания in vitro говорили о его неэффективнос- ти. Теперь мы знаем причину этого противоречия — в резуль- тате метаболизма в организме пронтозил разлагается с образо-ванием сульфаниламида. «А при чем же здесь анилин?» — спро-сите вы.

Анилин является исходным веществом для синтеза сульфа-ниловой кислоты, сульфаниламида и его производных — сульфа-ниламидных препаратов. Впервые сульфаниламид был синтези-рован в 1908 г., а в 1936 г. появились сообщения о его способно-сти излечивать различные инфекционные заболевания.

Производное анилина — пара-аминобензойная кислота не-обходима микроорганизмам для синтеза более сложного вещест-ва — фолиевой кислоты:

Н2N COOH

n-аминобензойная кислота

Н2N SO2OH

сульфаниловая кислота

N

N N

NOH

H2N

CH2 НN C NH CH

O

COOH

CH2

CH2

COOHпроизводное

птеридина

остаток глутаминовой кислоты

остаток ПАБК

Ф о л и е в а я к и с л о т а

Бактерии синтезируют фолиевую кислоту, но клетки жи-вотного сами ее не синтезируют, хотя она и является необходи-мым веществом в их жизнедеятельности. Сульфаниловая кисло-та, высвобождающаяся в результате приема сульфаниламидных препаратов, конкурирует с п-аминобензойной кислотой за вклю-чение в молекулу фолиевой кислоты. Структура сульфаниловой кислоты близка к структуре п-аминобензойной кислоты. Таким

211

образом, сульфаниловая кислота может заменить п-аминобен-зойную кислоту с образованием молекулы фолиевой кислоты, не способной выполнить свойственные ей биологические функции внутри клетки бактерии.

К сульфаниламидным препаратам относят такие лекарст-венные вещества, как норсульфазол, бисептол и др.

История открытия сульфаниламидных препаратов тесно связана с именем Герхарда Домагка (1895—1964), лауреата Нобе-левской премии по физиологии и медицине «за открытие анти-бактериального эффекта пронтозила».

Герхард Домагк проводил систематический поиск приме-нения новых красителей в медицинской практике. В 1932 г. он обнаружил, что пронтозил, о котором шла речь выше, эффекти-вен против стрептококковых инфекций у мышей. Эксперимен-тальные результаты использования пронтозила как терапевти-ческого препарата впервые были опубликованы в феврале 1935 г. в классической статье «Немецкого медицинского ежене-дельника». Одной из первых пациенток, получивших лечение пронтозилом, стала дочь Домагка, Хильдегард, у которой была стрептококковая инфекция, устойчивая к другим видам лечения. Положение было столь серьезным, что Домагк рискнул ввести ей пронтозил, и девочка быстро выздоровела. Вскоре был обна-ружен положительный эффект применения пронтозила при лечении менингита и пневмонии. Сульфаниламидные препа-раты быстро вошли в медицинскую практику. Герхард Домагк был награжден Нобелевской премией по физиологии и меди-цине в 1939 г., но за три года до этого Адольф Гитлер, разгне-ванный фактом награждения антифашиста Карла фон Осецко- го Нобелевской премией мира, запретил любому немцу получать Нобелевскую премию. После присуждения награды Домагк был арестован и заключен в тюрьму. В 1947 г. Герхард Домагк при-ехал в Стокгольм для получения диплома и золотой медали, но в соответствии с правилами премиальные деньги были уже воз-вращены в резервный фонд Нобелевского комитета.

Особо хочется обратить внимание на задания к § 50, осо-бенно 5 и 6 на с. 369 учебника. Из этих двух заданий можно сфор-мулировать тему небольшого проектного исследования, а резуль-таты обсудить по окончании темы 10.

Домашнее задание:1. Изучить § 50, выполнить задания 3 и 4 на с. 373 учебника.2. Очень интересными для последующего обсуждения в клас-

се являются задания 5 и 6 на с. 373. Их можно использовать как альтернативные задания.

212

Уроки 79, 80 (3, 4). Средства бытовой химии. Моющие и чистящие средства. Химия на дачном участке

Цели уроков: познакомить учащихся с одним из приклад-ных аспектов химии (химия детергентов), способствовать фор-мированию химически грамотного потребителя.

Этот урок может иметь ярко выраженную практическую направленность. Возможны разные варианты организации это-го урока (например, урок, описанный в приложении, — «Иссле-дование зубных паст»). Представляется полезным в рамках дан-ного урока не только сделать обзор материала, который предло-жен в учебнике (§ 51), но и разобрать с учащимися методы маркировки текстильных изделий (схема 10), с помощью кото-рых производитель говорит потребителю о допустимых методах стирки и ухода за этими изделиями.


Уроки 81, 82 (5, 6). Обсуждение проектов, выполненных учащимися

Цели уроков: подвести итоги проектной деятельности учащихся, дать оценку деятельности учащихся по итогам выпол-нения проектов.

Заканчивается тема уроками представления и защиты про-ектов, над которыми работали учащиеся в течение года (см. при-ложение).

Стирка

95 95 60 60 40 60 30

Нор-мальный

режим

Умерен-ный

режим


режим

Умерен-ный

режим


режим

Умерен-ный

режим


режим

Ручная стирка

Не стирать

Цифры обозначают максимальную температуру стирки. Линия под символом обозначает необходимость ограничения

механического воздействия на изделие

Отбеливание Любое отбеливание Отбеливание без хлора Не отбеливать

Глажение Высокая температура 200 °С

Средняя температура 150 °С

Низкая температура 110 °С Не гладить

Количество точек соответствует символам на утюге

Хим. чистка

P

Любой растворитель

Кроме три хлор-этилена

Щадящий режим

Только нежные

растворители

Щадящий режим

Хим. чистка запрещена

Буквы обозначают активное вещество в растворителе. Линия под символом обозначает необходимость ограничения

механического воздействия на изделие и влажности

Отжим Высокая температура

Нормальная температура

Низкая температура

Отжим в центрифуге

запрещен

Отжим запрещен

Количество точек соответствует символам на стиральной машине

Сушка Сушка в разложенном виде

Сушка в растянутом виде

Вертикальная сушка

Сушить в тени

Схема 10Расшифровка символов по уходу за текстильными товарами

214

Тема 11. Технологические основы получения веществ и материалов. Экологические проблемы химии












Основные понятияОбщие представления о промышленных способах получе-

ния химических веществ (на примере производства аммиака, серной кислоты). Понятие о металлургии. Производство чугуна и стали. Химия в строительстве. Цемент. Бетон. Химическое за-грязнение окружающей среды и его последствия.

л

м

п

215

Методические рекомендации к урокамВ заключительной части курса мы приступаем к системати-

зации знаний о химических производствах. Очень важно проде-монстрировать учащимся, как знания, освоенные в ходе курса, применяются при планировании и организации химических про-изводств. Именно поэтому делается такой акцент на формулиров-ку научных принципов производства (с. 382—383 учебника).

Урок 83 (1). Химическая терминология

Цель урока: познакомить учащихся с основными терми-нами, используемыми для описания химической технологии, и научными принципами химических производств.

Урок посвящен знакомству с терминологией в области хи-мических технологий, классификации продукции химической промышленности и т. д. Здесь полезно привести статистические данные о химических производствах в России и в мире.

Домашнее задание:Изучить § 52, выполнить задания 6 и 7 на с. 392.

Урок 84 (2). Получение металлов. Металлургия

Цель урока: познакомить учащихся с различными спосо-бами производства стали.

Урок может быть посвящен рассмотрению одной конкрет-ной отрасли — металлургии. При получении металлов и сплавов задействованы многие химические процессы, и металлургия явля-ется яркой иллюстрацией применения химических законов. Сле-дует отметить, что в программе отдельно обозначено производст-во чугуна и стали, следовательно, этому вопросу надо уделить осо-бое внимание. Так как в учебнике 11 класса не выделен отдельно соответствующий материал, приведем его здесь подробнее.

По объему производства и потребления железо является основным металлом. Обычно железо используется в виде спла-вов. Отрасль промышленности, производящая железо и его сплавы, — черная металлургия.

Источником получения железа является железная руда. В руде основными компонентами являются соединения железа: Fe3O4 — магнетит (магнитный железняк), Fe2O3 — гематит (крас-ный железняк), Fe2O3•nH2O — лимонит (бурый железняк), FeS2 — пирит (железный колчедан, серный колчедан). Пирит сна-чала обжигают (см. производство серной кислоты), а огарок (Fe2O3) используют в производстве чугуна.

216

Продуктами производства являются чугун и сталь.Чугун — сплав железа с углеродом, в котором массовая до-

ля углерода составляет более 2%, а также имеются примеси кремния, фосфора, серы и марганца.

Сталь — сплав железа с углеродом, в котором массовая до-ля углерода составляет менее 2%.

Производство чугуна осуществляют в доменных печах (домнах). Сырьем являются железная руда, кокс, известняк и го-рячий воздух.

В руде присутствует также пустая порода, которую образу-ет главным образом кремнезем (SiO2). Это тугоплавкое вещест-во. Для превращения его в легкоплавкие соединения к руде до-бавляют флюс. Обычно это известняк. При взаимодействии его с кремнеземом (SiO2) образуется силикат кальция:

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2 (800 °С).

Образующийся силикат легко отделяется в виде шлака.При восстановлении руды железо получается в твердом со-

стоянии. Постепенно оно опускается в более горячую часть пе-чи — распар. Металлическое железо в жидком состоянии срав-нительно хорошо растворяет углерод. При кристаллизации та-кого раствора образуется чугун — сплав железа с углеродом. Последний плавится и стекает в нижнюю часть домны, а жидкие шлаки собираются на поверхности чугуна, предохраняя его от окисления. Чугун и шлаки периодически выпускают через особые отверстия.

Чугун обладает высокой хрупкостью из-за большого содер-жания карбида железа Fe3C (цементита), который образуется в результате побочных реакций:

3Fe + C = Fe3C;3Fe + 2CO = Fe3C + CO2.

В чугуне содержатся примеси фосфора, серы. Сера ухудшает текучесть чугуна и вызывает красноломкость стали — хрупкость при нагревании до температуры красного каления. Фосфор вызы-вает хладноломкость стали — хрупкость при обычной температуре.

Сущность получения стали из чугуна заключается в умень-шении содержания углерода в металле и возможно более полном удалении примесей — серы и фосфора, а также в доведении со-держания кремния, марганца и других элементов до требуемых пределов.

Существует несколько способов переработки чугуна в сталь: мартеновский, бессемеровский и томасовский, они разли-чаются методами окисления.

217

В бессемеровском и томасовском способах окисление осу-ществляется кислородом воздуха, продуваемого через расплав-ленный металл. Во всех процессах углерод, содержащийся в ме-талле, окисляется до СО и СО2, удаляемых из реакционной зоны. Кремний Si, марганец Mn, хром Cr и другие металлы, окисляясь, переходят в шлак в виде SiO2, MnO и т. д.

Механизм процесса окисления может быть представлен следующим образом. Согласно закону действующих масс, в пер-вую очередь окисляется часть железа. Часть образующихся окси-дов растворяется в металле и взаимодействует с примесями:

С + FeO →← Fe + CO – QSi + 2FeO →← 2Fe + SiO2 + Q2P + 5FeO →← 5Fe + P2O5 + Q

Для максимального удаления примесей серы и фосфора не-обходимо, чтобы в процессе передела чугуна получались основ-ные шлаки; это достигается путем добавления известняка или извести. Сера, содержащаяся в чугуне в виде FeS, реагирует с ок-сидом кальция СаО:

FeS + CaO = CaS + FeO.

Образующийся сульфид кальция переходит в шлак. Обра-зовавшийся P2O5 также взаимодействует с известью, образуя фосфат кальция, переходящий в шлак:

3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2.

Бессемеровский и томасовский способы осуществляют в конвертерах — аппаратах грушевидной формы, изготовленных из специальной котельной стали (кожух) и футерованных изну-три огнеупорными материалами.


Урок 85 (3). Химическая технология синтеза аммиака

Цели урока: изучить производство аммиака, показать вза-имосвязь теоретической химии и практической организации производства.

В учебнике химическая технология синтеза аммиака рас-смотрена довольно подробно (§ 53), однако этому вопросу следу-ет посвятить отдельный урок. В ходе урока важно продемонстри-

218

ровать, как знания о скорости реакции и химическом равнове-сии помогли организовать конкретное производство.

Производство серной кислоты, которое обозначено в про-грамме, учащиеся разбирали в 9 классе.

Домашнее задание:Изучить § 53, выполнить упражнения 3 и 4 на с. 398.

Урок 86 (4). Экологические проблемы химических производств

Заключительные три урока темы 11 могут быть посвящены химико-экологическим проблемам.

Урок 87 (5). Химико-экологические проблемы и охрана атмосферы, стратосферы, гидросферы и литосферы

Урок 88 (6). Экологические проблемы и здоровье человека

Цели урока: связать материал, полученный при освоении химических технологий, с мерами защиты окружающей среды.

Логика построения «экологического блока» в рамках те-мы 11 может быть следующая:

1. Экологические проблемы химических производств.2. Химико-экологические проблемы и охрана атмосферы,

стратосферы, гидросферы и литосферы.3. Экологические проблемы и здоровье человека.В учебнике имеется достаточно материала по перечислен-

ным темам. Учителю может быть полезен следующий фрагмент, который мы приведем ниже, посвященный безотходным техно-логиям, перспективу применения которых можно рассмотреть на одном из уроков.

Дополнительный материалНаиболее рационально решить проблему снижения техно-

генных отходов и их воздействия на окружающую среду можно путем создания и внедрения принципов безотходного, или «чи-стого», производства.

Определение понятия безотходного производства было принято на семинаре Европейской экономической комиссии по малоотходной технологии в Ташкенте (1984).

219

Безотходная технология — это такой способ произ-водства продукции, при котором наиболее рационально и ком-плексно используются сырье и энергия в цикле «сырьевые ре-сурсы — производство — потребление — вторичные ресурсы» таким образом, чтобы любые воздействия на окружающую среду не нарушали ее нормального функционирования.

Под безотходной технологией понимается идеальная мо-дель производства, которая в большинстве случаев может быть реализована не в полной мере, а лишь частично.

В связи с этим применяют понятие «малоотходная техно-логия»: под малоотходной технологией понимают такую ор-ганизацию промышленного производства, которая на современ-ном уровне развития техники обеспечивает наиболее полное и рациональное использование природных ресурсов и энергии и минимальное количество техногенных отходов.

Позднее был введен термин «чистая технология». В насто-ящее время после Семинара по стимулированию чистого про-изводства (ЮНЕП/ИЕО, Кантенбери, Великобритания, 17—20 сентября 1990 г.) в основном применяют термин «чистое производство» — производство, которое характеризуется не-прерывным и полным применением к процессам и продуктам при-родоохранной стратегии, предотвращающей загрязнение окру-жающей среды, таким образом, чтобы понизить риск для челове-чества и окружающей среды.

Чистое производство достигается путем улучшения техно-логии за счет изменения управления производством и его орга-низации. В частности, это может быть рациональное использо-вание сырья и энергии, исключение употребления токсичных сырьевых материалов, уменьшение количества и степени ток-сичности всех выбросов и отходов, образующихся в процессе производства.

В области создания новых технологических процессов важ-ными являются следующие направления:

• разработка принципиально новых технологий, исключа-ющих или значительно снижающих образование токсичных ве-ществ;

• создание энерготехнологических процессов, максималь-но использующих энергоресурсы при проведении промышлен-ного процесса;

• разработка и внедрение комбинированных технологиче-ских процессов, направленных как на получение основных про-дуктов потребления, так и на использование отходов в качестве вторичного сырья.

220

Для получения товарного продукта требуются затраты сы-рья, воды и вспомогательных материалов. При проведении тех-нологического процесса (рис. 19) получают твердые, жидкие и газообразные отходы. Их очистка приводит к образованию шламов, газовых выбросов и сточных вод.

Важно понимать, что темы 11 и 12 учащиеся изучают в по-следние месяцы перед Государственной итоговой аттестацией и свободного времени практически не имеют. По всей видимо-сти, уже нет смысла проводить, как обычно, контрольные рабо-ты по завершении темы, но для подведения итогов и коррекции знаний можно использовать другие формы работы. Например, таким уроком подведения итогов может быть урок с организаци-ей работы в группах.

Учитель начинает урок с напоминания, что в настоящее время существуют так называемые глобальные экологические проблемы. Предложим учащимся их перечислить. Затем, разде-

Рис. 19. Схема технологического процесса

Отходы

Жидкие

Неводные Сточные воды

Газообразные

Очистка и охлаж-

дение

Свежая вода

Сточные воды

Газовые выбросы

Товарный продукт

Производство


Вспомогательные материалы

Сырье


Твердые

Очистка и транс пор-тирование

Шлам Сточные воды

Сжи-гание

Отходящие газы

Очистка

Сточные воды

Газовые выбросы

Товарный продукт

Пере-работка

Вода

221

лив класс на пять групп, можно поручить каждой из групп вы-брать одну из экологических проблем, охарактеризовать ее и предложить возможные пути ее решения. В ходе работы группы можно использовать различные источники информации, в том числе Интернет.

Итоги работы подводятся на «пленарном заседании» групп. О каких глобальных экологических проблемах может идти речь?

1. Истощение озонового слоя.2. Глобальное потепление.3. Кислотные дожди.4. Загрязнение окружающей среды пестицидами.5. Загрязнение окружающей среды радиоактивными веще-

ствами.Естественно, характеризуя ту или иную проблему, следует

обратить внимание на неоднозначность ее решения, существова-ние различных взглядов на ту или иную проблему (так, например, истончение озонового слоя — следствие загрязнения окружаю-щей среды или естественный периодический процесс; проблема глобального потепления — следствие загрязнения окружающей среды парниковыми газами или следствие возрастающей солнеч-ной активности и т. д.).

Возможен и другой вариант. Группы учащихся могут рабо-тать самостоятельно вне урока, а на уроке провести обсуждение и подведение итогов работы.

Домашнее задание:Изучить § 54, выполнить упражнение 6 на с. 403.

222

Тема 12. Методы научного познания












Методические рекомендации к урокамВ заключительной части курса химии рассматриваются ме-

тоды научного познания, доказывается достоверность получен-ных учащимися знаний и перспективы получения новых.

Планирование уроков может быть осуществлено в следую-щей логике.

л

м

п

223

Урок 89 (1). Химическое познание и его методы

Цель урока: ознакомить учащихся с классификацией ме-тодов химического познания.

Домашнее задание:Изучить § 55 (с. 407—408), выполнить задание 8 на с. 418

(подготовиться к обсуждению этого задания в классе).

Урок 90 (2). Химический эксперимент и его роль в познании природы

Цели урока: способствовать осознанию учащимися экспе-римента как ведущего метода химического познания, обобщить знания учащихся о химическом эксперименте, углубить их зна-ния о технике безопасности при постановке химического экспе-римента.

Важным вопросом, обозначенным в программе, является моделирование химических процессов и математическое моде-лирование пространственного строения молекул органических веществ. Можно познакомить учащихся с программами, позволя-ющими осуществлять такое моделирование1.

Домашнее задание:Изучить § 55, выполнить задания 4 и 5 на с. 417.

Урок 91 (3). Практическая работа № 9. Анализ химической информации, полученной из разных источников

Цель урока: способствовать формированию собственной позиции учащихся по отношению к химической информации, полученной из разных источников.

Домашнее задание:Оформить результаты работы в тетради.

Урок 92 (4). Практическая работа № 10. Решение экспериментальных задач на распознавание органических и неорганических веществ

Цель урока: закрепить знания и умения учащихся по рас-познаванию органических и неорганические веществ с помо-щью качественных реакций.

1 Обзор материала, связанного с моделированием, приведен ав-тором на сайте http://chemmodel.narod.ru/.

224

Домашнее задание:Оформить результаты работы в тетради.

Урок 93 (5). Обобщение знаний по темам 10, 11 (обсуждение проектов, выполненных учащимися)

Цели урока: подвести итоги проектной деятельности уча-щихся, оценить проектную деятельность учащихся, способство-вать формированию у учащихся ответственности за выполнен-ный проект.

Урок 94 (6). Заключительный урок курса на тему «Химическое образование как общечеловеческая ценность»

Цели урока: подвести итоги курса химии, показать уча-щимся перспективы развития химии.

225

ПРИЛОЖЕНИЕ

Методические рекомендации по организации проектно-исследовательской деятельности обучающихся

Федеральный государственный образовательный стандарт общего образования устанавливает требования к результатам ос-воения обучающимися основной образовательной программы среднего общего образования, в том числе личностные, включа-ющие готовность и способность обучающихся к саморазвитию и личностному самоопределению, сформированность их мотива-ции к обучению и целенаправленной познавательной деятельнос-ти, системы значимых социальных и межличностных отноше-ний, ценностно-смысловых установок, отражающих личностные и гражданские позиции в деятельности, социальные компетен-ции, правосознание, способность ставить цели и строить жиз-ненные планы, способность к осознанию российской идентично-сти в поликультурном социуме, метапредметные, включающие освоенные обучающимися межпредметные понятия и универ-сальные учебные действия (регулятивные, познавательные, ком-муникативные), способность их использования в учебной, позна-вательной и социальной практике, самостоятельность планиро-вания и осуществления учебной деятельности и организации учебного сотрудничества с педагогами и сверстниками, построе-ние индивидуальной образовательной траектории и предметные, включающие освоенные обучающимися в ходе изучения учебного предмета умения, специфические для данной предметной обла-сти, виды деятельности по получению нового знания в рамках учебного предмета, его преобразованию и применению в учеб-ных, учебно-проектных и социально-проектных ситуациях, фор-мирование научного типа мышления, научных представлений о ключевых теориях, типах и видах отношений, владение научной терминологией, ключевыми понятиями, методами и приемами.

Организация проектно-исследоватлельской деятельности в процессе обучения химии способствует формированию у школь-ников общеучебных предметных умений и навыков, а именно: основ культуры исследовательской и проектной деятельности и навыков разработки, реализации и общественной презентации обучающимися результатов исследования, предметного или меж-предметного учебного проекта, направленного на решение на-учной, личностно и (или) социально значимой проблемы; повы-шению эффективности усвоения обучающимися знаний и учеб-

226

ных действий, формированию компетенций и компетентностей в предметной области «естественно-научные предметы»; форми-рует навыки участия в различных формах организации учебно- исследовательской и проектной деятельности (творческие кон-курсы, олимпиады, научные общества, научно-практические кон-ференции, олимпиады и др.); овладение приемами учебного со-трудничества и социального взаимодействия со сверстниками, старшими школьниками и взрослыми в совместной учебно-иссле-довательской и проектной деятельности; формирование и раз-витие компетенции обучающихся в области использования ин-формационно-коммуникационных технологий (ИКТ) на уровне общего пользования, включая владение информационно-комму-никационными технологиями, поиском, построением и переда-чей информации, презентацией выполненных работ, основами информа ционной безопасности, умением безопасного использо-вания средств ИКТ и сети Интернет.

Химия как учебный предмет обладает широкими возмож-ностями для организации проектно-исследовательской деятель-ности.

В ходе изучения химии обучающиеся приобретут опыт про-ектной деятельности как особой формы учебной работы, спо-собствующей воспитанию самостоятельности, инициативности, ответственности, повышению мотивации и эффективности учебной деятельности; в ходе реализации исходного замысла на практическом уровне овладеют умением выбирать адекватные стоящей задаче средства, принимать решения, в том числе в си-туациях неопределенности. Они получат возможность развить способность к разработке нескольких вариантов решений, к по-иску нестандартных решений, поиску и осуществлению наибо-лее приемлемого решения.

В ходе планирования и выполнения учебных исследований обучающиеся освоят умение оперировать гипотезами как отличи-тельным инструментом научного рассуждения, приобретут опыт решения интеллектуальных задач на основе мысленного построе-ния различных предположений и их последующей проверки.

В результате целенаправленной учебной деятельности, осуществляемой в формах учебного исследования, учебного про-екта, в ходе освоения системы научных понятий у обучающихся закладываются:

• потребность вникать в суть изучаемых проблем, ставить вопросы, затрагивающие основы знаний; личный, социальный, исторический жизненный опыт;

• основы критического отношения к знанию, жизненному опыту;

227

• основы ценностных суждений и оценок;• уважение к величию человеческого разума, позволяю-

щее преодолевать невежество и предрассудки, развивать теоре-тическое знание, продвигаться в установлении взаимопонима-ния между отдельными людьми и культурами;

• основы понимания принципиальной ограниченности знания, существования различных точек зрения, взглядов, харак-терных для разных социокультурных сред и эпох.

По характеру доминирующей деятельности обучающихся различают следующие типы проектов.

Исследовательские проекты:— требуют продуманной структуры обозначенных целей,

актуальности предмета исследования для всех участников, соци-альной значимости;

— предусматривают использование соответствующих мето-дов, в том числе экспериментальных и опытных работ, методов обработки результатов;

— подчинены логике исследования и имеют структуру, при-ближенную или полностью совпадающую с подлинным научным исследованием.

Творческие проекты:— предполагают соответствующее оформление результа-

тов;— не имеют детально проработанной структуры совмест-

ной деятельности участников (цель намечается, а затем развива-ется, подчиняясь жанру конечного результата, логике совмест-ной деятельности, интересам участников проекта);

— предполагают предварительную договоренность о фор-ме представления результатов (совместной газете, сочинении, видеофильме, спортивной игре, празднике, экспедиции и т. д.);

— требуют четко продуманной структуры оформления ре-зультатов: в виде сценария видеофильма, драматизации, про-граммы праздника, плана сочинения, статьи, репортажа, дизай-на и рубрик газеты, альманаха, альбома и пр.

Ролевые, игровые проекты:• Одно из средств развития способностей учащихся, рас-

ширения их кругозора.• Легко включаются в уже разработанную методику препо-

давания биологии. Они вводят ученика в мир человеческих дей-ствий и отношений, тем самым закрепляя нормы общения в кол-лективе, способствуют развитию личности, основ ее теоретиче-ского мышления, творчества как основы личности школьника; обогащают знания; формируют необходимые умения. Многопла-новые игры обучающего и воспитательного характера позволя-

228

ют сделать более эффективным процесс обучения, воспитания и развития школьников.

• Кроссворды, чайнворды и ребусы как разновидность на-стольных игр можно выполнить на школьной доске, листе ватма-на или на отдельных карточках, служащих раздаточным материа-лом. Их можно использовать на интегрированных обоб щающих уроках для проверки знаний. Эти игровые моменты могут быть как одним из этапов урока (например, проверки домашнего зада-ния и др.), так и связующим звеном, своеобразным способом пе-реключения с одного вида деятельности на другой.

• Игры экологического характера, когда дети выступают в роли экологов, директоров предприятий, решающих экологи-ческие проблемы, способствуют углублению, закреплению учеб-ного материала, позволяют установить взаимосвязи в природе. Активизация учащихся достигается интересным сюжетом игры, личным участием детей.

• Интеллектуальные игры требуют от учащихся активной познавательной деятельности. К этой категории относятся и так называемые задачи на сообразительность — шарады, головолом-ки, загадки, вызывающие большой интерес. Отгадывание зага-док можно рассматривать как процесс творческий, а саму загад-ку — как творческую задачу.

Ознакомительно-ориентировочные (информационные) проекты:

— направлены на сбор информации о каком-то объекте, яв-лении;

— предполагают ознакомление участников проекта с этой информацией, ее анализ и обобщение фактов, предназначенных для широкой аудитории;

— требуют хорошо продуманной структуры и возможности систематической коррекции по ходу работы;

— имеют структуру, которая включает: цель, актуальность, источники информации (литературные, средства СМИ, базы данных, интервью, анкетирование), обработку информации (анализ, обобщение, сопоставление с известными фактами, аргу-ментированные выводы), результат (статья, реферат, доклад, ви-део) или презентацию (публикация в сети, обсуждение в теле-конференции).

Практико-ориентированные (прикладные) проекты:— отличаются четко обозначенным результатом деятель-

ности, ориентированным на социальные интересы самих участ-ников (документ, созданный на основе полученных результатов исследования; программа действий; рекомендации, направлен-

229

ные на ликвидацию выявленных несоответствий в природе; про-ект закона; справочный материал или словарь; аргументирован-ное объяснение какого-то явления; проект зимнего сада школы и т. д.);

— требуют тщательно продуманной структуры (сценария) всей деятельности участников, определения функций каждого из них, четких выводов (оформления результатов проектной дея-тельности), участия каждого в оформлении конечного продукта, хорошей организации координирования работы в плане поэтап-ных обсуждений, корректировки совместных и индивидуальных усилий в организации презентации полученных результатов и возможных способов их внедрения в практику, систематической внешней оценки проекта.

По количеству участников проекты могут быть индивиду-альными, групповыми и коллективными. ФГОС устанавливает требования к индивидуальному проекту.

Индивидуальный проект представляет собой особую форму организации деятельности обучающихся (учебное иссле-дование или учебный проект).

Индивидуальный проект выполняется обучающимся само-стоятельно под руководством учителя (тьютора) по выбранной теме в рамках одного или нескольких изучаемых учебных пред-метов, курсов в любой избранной области деятельности (позна-вательной, практической, учебно-исследовательской, социаль-ной, художественно-творческой, иной).

Результаты выполнения индивидуального проекта должны отражать:

• сформированность навыков коммуникативной, учебно-исследовательской деятельности, критического мышления;

• способность к инновационной, аналитической, творче-ской, интеллектуальной деятельности;

• сформированность навыков проектной деятельности, а также самостоятельного применения приобретенных знаний и способов действий при решении различных задач, в том числе внеучебных, используя знания одного или нескольких учебных предметов или предметных областей;

• способность постановки цели и формулирования гипо-тезы исследования, планирования работы, отбора и интерпрета-ции необходимой информации, структурирования аргумента-ции результатов исследования на основе собранных данных, презентации результатов.

Индивидуальный проект выполняется обучающимся в те-чение одного или двух лет в рамках учебного времени, специаль-но отведенного учебным планом, и должен быть представлен

230

в виде завершенного учебного исследования или разработанно-го проекта: информационного, творческого, социального, при-кладного, инновационного, конструкторского, инженерного, иного. В учебниках 10—11 классов предлагаются темы индивиду-альных проектов, которые могут быть выполнены обучающими-ся в течение учебного года. Эти проекты объединены в две темы: «Лауреаты Нобелевской премии по химии» и «Страницы рос-сийской истории химии».

Функция учителя — управление учебной деятельностью обу чающихся, а не управление самими обучающимися, посколь-ку необходимо не столько передавать ученикам сумму тех или иных знаний, сколько научить приобретать эти знания самосто-ятельно, уметь пользоваться приобретенными знаниями для ре-шения новых познавательных и практических задач. Учитель вы-ступает в роли наставника, координатора и помощника.

При организации проектной деятельности учителю сле-дует:

1) помочь обучающимся выбрать тему проекта, а также об-судить, как будет выполняться проект — индивидуально или сов-местно с одноклассниками;

2) в случае, если проект выполняется группой обучающих-ся, определить, какую именно часть работы будет выполнять каждый из членов группы. При этом прежде всего нужно учиты-вать желание обучающихся;

3) при необходимости привлекать в качестве консультан-тов учителей физики, биологии, родителей обучающихся и др.;

4) проводить консультации на каждом этапе работы;5) обсудить с участниками проекта сроки его осуществле-

ния и форму представления (сообщение на межпредметном се-минаре, реферат, доклад, мультимедийная презентация и др.);

6) дать возможность обучающимся представить проект в классе, школе, а также принять участие в конкурсах проектов и т. д.

Приводим примерный список тем проектно-исследова-тельской деятельности для обучающихся в 11 классе общеобразо-вательных организаций.

1. История возникновения и развития химической про-мышленности в России.

2. История открытия химических элементов.3. История развития представлений о строении вещества.4. История открытия Периодического закона и создания

периодической системы.5. Химические аспекты заболевания алкоголизмом и нар-

команией.

231

6. Значение химии в получении новых источников сырья и энергии.

7. Растворы в природе, технике, сельском хозяйстве, в быту.8. Получение новых лекарственных препаратов.9. Разновидности окислительно-восстановительных про-

цессов и их использование.10. Роль химии в решении энергетических, сырьевых и

экологических проблем вашего региона.11. Проблема чистой воды в вашей местности.12. Химия в медицине.Некоторые темы включены в содержание учебника «Хи-

мия. 11 класс» в виде заданий к параграфам и дополнительным текстам. Они являются примерными, и, естественно, учитель может выбрать для организации проектной деятельности другие темы. Желательно, чтобы тематика выбираемых проектов до-полняла или расширяла содержание материала, приводимого в учебнике.

Для оценки выполненного проекта можно использовать ряд параметров.

• Значимость и актуальность выдвинутых проблем, адек-ватность их изучаемой тематике.

• Корректность используемых методов исследования и ме-тодов обработки получаемых результатов.

• Активность каждого участника проекта в соответствии с его индивидуальными возможностями.

• Коллективный характер принимаемых решений.• Характер общения и взаимопомощи, взаимодополняе-

мости участников проекта.• Необходимая и достаточная глубина проникновения

в проблему, привлечение знаний из других областей.• Использование разнообразных источников информа-

ции.• Доказательность принимаемых решений, умение аргу-

ментировать свои заключения, выводы.• Эстетика оформления результатов выполненного про-

екта.• Умение отвечать на вопросы оппонентов, лаконичность

и аргументированность ответов каждого члена группы.

232

Содержание

Предисловие . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

Планирование курса химии 11 класса . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5

Методические рекомендации к темам курса . . . . . . . . . . . . . 11Тема 1. Основные понятия и законы химии. Строение атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11Тема 2. Строение веществ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41Тема 3. Вещества и их системы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65Тема 4. Основы химической термодинамики . . . . . . . . . 72Тема 5. Кинетические понятия и закономерности протекания химических реакций . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 94Тема 6. Растворы электролитов. Реакции в вводных растворах электролитов. Окислительно-восстановительные реакции . . . . . . . . . . 113Тема 7. Неметаллы и их характеристика . . . . . . . . . . . . . 144Темы 8—9. Металлы. Обобщение знаний о металлах и неметаллах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 170Тема 10. Химия и медицина. Химия в быту . . . . . . . . . . . 206Тема 11. Технологические основы получения веществ и материалов. Экологические проблемы химии . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 214Тема 12. Методы научного познания . . . . . . . . . . . . . . . . . 222П р и л о ж е н и е. Методические рекомендации по организации проектно-исследовательской деятельности обучающихся . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 225

Documents

ББК 24.164 · 2017-11-03 · Паскаль как-то сказал: «Лишь в конце ... рассматривается урок с элементами исследования