Методические особенности подготовки учащихся к государственной итоговой аттестации по химии в условиях малокомплектной сельской школы

Области применения минералов в народном хозяйстве чрезвычайно широки и обусловлены их свойствами. Используется около 15% всех минеральных видов. Минералы служат источником всех металлов (руды черных и цветных металлов, рудных и рассеянных элементов) и других химических элементов (горно-химическое сырье), строительных материалов, природных красителей; ряд минералов является драгоценными и поделочными камнями.

III. Закрепление

1. Формула вещества с ионной связью:

А. НС1 Б. КВг В. Р4. Г. СН₃ОН.

2. Вещество с металлической связью:

А. Оксид калия. В. Кремний. Б. Медь. Г. Гидроксид магния.

3. Химическая связь в молекуле NH3

А. ионная Б. ковалентная полярная В. металлическая Г. Ковалентная неполярная

4. Число общих электронных пар в мо­лекуле азота:

А. Одна. Б. Две. В. Три. Г. Четыре.

5. Полярность химической связи уменьшается в ряду соединений, формулы которых:

А. С₁₂, H₂S, CO₂. Б. NH₃, PH₃, SO₂. В. НС1, HBr, HI. Г. ВН₃, NH₃, HF.

Урок 5. Степень окисления

Цели урока: Обобщить и систематизировать знания учащихся о видах химической связи. Уметь определять вид химической связи и тип кристаллической решеток; дать первоначальное понятие о степени окисления; уметь определить степени окисления элементов.

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) -- вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.

Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в формульной единице, например:

Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот:

-- степень окисления,

-- заряды.

Степень окисления атома в простом веществе равна нулю, например:

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю:



Понятие степени окисления вполне применимо и для нестехиометрических соединений (КС8, Mo5Si3, Nb3B4 и др.). Например в известной реакции обжига пирита:

4FeS₂ +11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂,

удобнее всего принять в исходном соединение степень окисления у железа +3 (хотя реально атом железа смещает от себя 2 электрона, то есть степень окисления железа +2), а у серы ?3/2 (!), что совсем не противоречит определению степени окисления, как условной единицы и позволяет так же просто, как и в случае других окислительно-восстановительных процессов, уравнять реакцию.Суммарная степень окисления атомов в молекуле всегда равна нулю.

Следует помнить, что степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей образование химической связи межатомарного взаимодействия в молекуле.

Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH₄, метилового спирта CH₃OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO₂, соответственно, равна ?4, ?2, 0, +2 и +4.

Степень окисления зачастую не совпадает с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей. Обычно это молекулы с различными электрондефицитными химическими связями и делокализацией электронной плотности. Например, в молекуле азотной кислоты степень окисления центрального атома азота равна +5, тогда как формальная валентность - 4, а координационое число - 3. В молекуле озона, имеющей сходное с SO₂ строение, атомы кислорода характеризуется нулевой степенью окисления.

Истинные заряды атомов в соединениях, определённые экспериментальным путём, также не совпадают со степенями окисления этих элементов. Например, заряды атомов водорода и хлора в молекуле хлороводорода HCl, в действительности, равны соответственно +0,17 и ?0,17, хотя их степени окисления в этом соединении равны +1 и ?1, а в кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны соответственно +0,86 и ?0,86, вместо степеней окисления +2 и ?2.

III. Закрепление

Рассчитайте степень окисления хлора в веществах

1. KCl а) 1,б)+1 в)0

2. KClO₃ а)+5, б)+3,в) 0

3. NaClO а) -2, б)+1, в)-1

4. Cl₂ а) 0, б)+1,в) -1

5. AlCl₃ а)+3,б)+1, в) -1

Урок 6. Соли, классификация, физические и химические свойства.

Цель: сформировать знания учащихся о солях как классе неорганических соединений; развивать у учащихся способность легко различать формулы оксидов, оснований, кислот и солей; привести в систему знания учащихся о классификации солей; познакомить со свойствами и применением солей; развить умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами; правильно оформлять результаты опытов, составлять уравнения реакций; развивать умения наблюдать и делать выводы.

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

Соли -- это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков. ИЮПАК определяет соли как химические соединения, состоящие из катионов и анионов. Ещё одно определение солями называет вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Кроме катионов металлов в солях могут находиться катионы аммония NH4+, фосфония PH4+ и их органические производные, а также комплексные катионы и т. д. Анионами в солях выступают анионы кислотного остатка различных кислот Брёнстеда -- как неорганических, так и органических, включая карбанионы и комплексные анионы.

Если рассматривать соли как продукты протонов в кислотах или гидроксогрупп в основаниях, то можно выделить следующие типы солей:

· Средние (нормальные) соли -- продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na₂CO₃, K₃PO₄).

· Кислые соли -- продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO₃, K₂HPO₄). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).

· Основные соли -- продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH^-) кислотными остатками ((CuOH)₂CO₃). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

По числу присутствующих в структуре катионов и анионов выделяют следующие типы солей:

· Простые соли -- соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl)

· Двойные соли -- соли, содержащие два различных катиона (KAl(SO₄)₂·12 H₂O).

· Смешанные соли -- соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl).

Также различают гидратные соли (кристаллогидраты), в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na₂SO₄·10 H₂O, и комплексные соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K₄[Fe(CN)₆], Cu(NH₃)₄](OH)₂. Внутренние соли образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом.

Названия солей, как правило, связаны с названиями соответствующих кислот. Поскольку многие кислоты в русском языке носят тривиальные, или традиционные, названия, подобные названия (нитраты, фосфаты, карбонаты и др.) также сохраняются и для солей.

Традиционные названия солей состоят из названий анионов в именительном падеже и названий катионов в родительном падеже. Названия анионов строятся на основе русских или латинских названий кислотообразующих элементов. Если кислотообразующий элемент может иметь одну степень окисления, то к его названию добавляют суффикс -ат:

CO₃^2- -- карбонат,

GeO₃^2- -- германат.

Если кислотообразующий элемент может принимать две степени окисления, то для аниона, образованного этим элементом в более высокой степени окисления, применяют суффикс -ат, а для аниона с элементов в меньшей степени окисления -- суффикс -ит:

SO₄²- -- сульфат,

SO₃²- -- сульфит.

Если элемент может принимать три степени окисления, то для высшей, средней и низшей степени окисления используют соответственно суффиксы -ат, -ит и суффикс -ит с приставкой гипо-:

NO₃- -- нитрат,

NO₂- -- нитрит,

NO₂^2- -- гипонитрит.

Наконец, в случае элементов, принимающих четыре степени окисления, для высшей степени окисления применяют приставку пер- и суффикс -ат, далее (в порядке понижения степени окисления) суффикс -ат, суффикс -ит и суффикс -ит с приставкой гипо-:

ClO4- -- перхлорат,

ClO₃- -- хлорат,

ClO₂- -- хлорит,

ClO- -- гипохлорит[9].

Приставки мета-, орто-, поли-, ди-, три-, пероксо- и т. п., традиционно присутствующие в названиях кислот, сохраняются также и в названиях анионов.

Названия катионов соответствуют названиям элементов, от которых они образованы: при необходимости указывается число атомов в катионе (катион диртути(²⁺) Hg₂²⁺, катион тетрамышьяка(²⁺) As₄²⁺) и степень окисления атома, если она переменная.

Названия кислых солей образуются путём добавления приставки гидро- к названию аниона. Если на один анион приходится больше одного атома водорода, то его количество указывают при помощи умножающей приставки (NaHCO₃ -- гидрокарбонат натрия, NaH₂PO₄ -- дигидрофосфат натрия). Аналогично, для образования названий основных солей используются приставки гидроксо- ((FeOH)NO₃ -- гидроксонитрат железа(II)).

Кристаллогидратам дают названия, добавляя слово гидрат к традиционному или систематическому названию соли (Pb(BrO₃)₂·H₂O -- гидрат бромата свинца(II), Na₂CO₃·10 H₂O -- декагидрат карбоната натрия). Если известна структура кристаллогидрата, то может применяться номенклатура комплексных соединений ([Be(H₂O)₄]SO₄ -- сульфат тетрааквабериллия(II)).

Для некоторых классов солей существуют групповые названия, например, квасцы -- для двойных сульфатов общего вида MIMIII(SO₄)₂·12 H₂O, где MI -- катионы натрия, калия, рубидия, цезия, таллия или аммония, а MIII -- катионы алюминия, галлия, индия, таллия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, родия или иридия.

Для более сложных или редких солей применяются систематические названия, образующиеся по правилам номенклатуры комплексных соединений. Согласно данной номенклатуре, соль подразделяется на внешнюю и внутреннюю сферы (катион и анион): последняя состоит из центрального атома и лигандов -- атомов, связанных с центральным атомом. Название соли формируют следующим образом. Вначале записывают название внутренней сферы (аниона) в именительном падеже, состоящее из названий лигандов (приставок) и центрального элемента (корня) с суффиксом -ат и указанием его степени окисления. Затем к названию добавляют названия атомов внешней сферы (катионов) в родительном падеже.

LiBO₃ -- триоксоборат(III) лития

Na₂Cr₂O₇ -- гептаоксодихромат(VI) натрия

NaHSO₄ -- тетраоксосульфат(VI) водорода-натрия

Номенклатура солей бескислородных кислот.

Для образования названий солей бескислородных кислот пользуются общими правилами составления названий бинарных соединений: применяются либо универсальные номенклатурные правила с указанием числовых приставок, либо способ Штока с указанием степени окисления, причём второй способ является предпочтительным.

Названия галогенидов составляются из названия галогена с суффиксом -ид и катиона (NaBr -- бромид натрия, SF₆ -- фторид серы(VI), или гексафторид серы, Nb₆I₁₁ -- ундекаиодид гексаниобия). Кроме того, существует класс псевдогалогенидов -- солей, которые содержат анионы с галогенидоподобными свойствами. Их названия образуются подобным образом (Fe(CN)₂ -- цианид железа(II), AgNCS -- тиоцианат серебра(I)).

Халькогениды, содержащие в качестве аниона серу, селен и теллур, называют сульфидами, селенидами и теллуридами. Сероводород и селеноводород могут образовывать кислые соли, которые называют гидросульфидами и гидроселенидами соответственно (ZnS -- сульфид цинка, SiS2 -- дисульфид кремния, NaHS -- гидросульфид натрия). Двойные сульфиды называют, указывая два катиона через дефис: (FeCu)S₂ -- дисульфид железа-меди.

Как правило, соли представляют собой кристаллические вещества с ионной кристаллической решёткой. Например, кристаллы галогенидов щелочных и щёлочноземельных металлов (NaCl, CsCl, CaF₂) построены из анионов, расположенных по принципу плотнейшей шаровой упаковки, и катионов, занимающих пустоты в этой упаковке. Ионные кристаллы солей могут быть построены также из кислотных остатков, объединённых в бесконечные анионные фрагменты и трёхмерные каркасы с катионами в полостях (силикаты). Подобное строение соответствующим образом отражается на их физических свойствах: они имеют высокие температуры плавления, в твёрдом состоянии являются диэлектриками.

Известны также соли молекулярного (ковалентного) строения (например, хлорид алюминия AlCl₃). У многих солей характер химических связей является промежуточным между ионным и ковалентным.

Особый интерес представляют ионные жидкости -- соли с температурой плавления ниже 100 °С. Кроме аномальной температуры плавления ионные жидкости имеют практически нулевое давление насыщенного пара и высокую вязкость. Особые свойства этих солей объясняются низкой симметрией катиона, слабым взаимодействием между ионами и хорошим распределением заряда катиона.

Важным свойством солей является их растворимость в воде. По данному критерию выделяют растворимые, мало растворимые и нерастворимые соли.

Диссоциация в водных растворах.

При растворении в воде соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Если диссоциация происходит нацело, то соли являются сильными электролитами, иначе -- слабыми. Примером типичных сильных электролитов могут служить соли щелочных металлов, которые в растворе существуют в виде сольватированных ионов. Несмотря на то, что широко распространена теория, утверждающая, что соли в водном растворе диссоциируют полностью, в реальности для большинства солей наблюдается частичная диссоциация, например, 0,1 M раствор FeCl₃ содержит лишь 10 % катионов Fe³⁺, а также 42 % катионов FeCl²⁺, 40 % катионов FeCl²⁺, 6 % катионов FeOH²⁺ и 2 % катионов Fe(OH)₂⁺.

Гидролиз солей.

Некоторые соли в водном растворе способны подвергаться гидролизу. Данная реакция протекает обратимо для солей слабых кислот (Na₂CO₃) или слабых оснований (CuCl₂), и необратимо -- для солей слабых кислот и слабых оснований (Al₂S₃).

III. Закрепление

1. Среда водного раствора хлорида алюминия

a) щелочная

b) кислая

c) нейтральная

d) слабощелочная

2. Щелочную среду имеет водный раствор

a) сульфата алюминия

b) карбоната калия

c) сульфата натрия

3. Кислую среду имеет водный раствор

a) хлорида железа (III)

b) карбонат калия

c) силикат натрия

4. Лакмус краснеет в растворе соли

a) FeSO₄

b) KNO₃

c) NaCl

d) Na₂CO₃

5. Фенолфталеин приобретёт малиновую окраску в растворе

a) сульфата меди (II)

b) хлорида калия

c) карбоната натрия

d) нитрата бария

Урок 7. Электролитическая диссоциация

Цель урока: изучить сущность процесса электролитической диссоциации. Показать огромное практическое значение растворов и процессов растворения в жизни человека, в окружающей природе, быту и технике. Закрепить практические умения учащихся. Развивать умения анализировать химический эксперимент, делать выводы. Развивать интерес к предмету, к химическому экспериментированию. Прививать навыки самостоятельной работы воспитывать гордость за русских ученых.

Ход урока.

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

Растворы. Растворение - физико-химический процесс.

Что такое раствор? Это однородная система, состоящая из растворителя и частиц растворенного в нем вещества, и продуктов их взаимодействия. Какие вещества являются растворителями? Вода, спирт, бензин и т.д. растворы и процессы растворения имеют огромное значение в жизни человека в окружающей природе, быту и технике.

Опыт «Растворение серной кислоты в воде» выделяется тепло. В результате гидратации, а это взаимодействие молекул веществ с молекулами воды, выделяется больше энергии, чем ее тратится на разрушение кристаллов вещества.

Опыт «Растворение аммиачной селитры в воде». Поглощается тепло.

Опыт «Растворение поваренной соли в воде» внешних изменений нет.

Вспомним признаки химических реакций. Изменение окраски, выделение газа, выпадение осадка, выделение или поглощение тепла. Значит растворение физико-химический процесс. Такое объяснение сущности процесса растворения было впервые теоретически обосновано великим русским ученым Д.И.Менделеевым в гидратной теории растворов.

Электролиты. Неэлектролиты.

Из курса физики вы знаете, что растворы проводят электрический ток. Опыты с использованием прибора для определения электропроводности. Раствор сахара не проводит электрический ток. Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Это спирт, глюкоза, глицерин и т.д. и так раствор соли проводит ток. Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Это растворы солей, щелочей и кислот. Почему растворы проводят электрический ток?

Теория электролитической диссоциации.

Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность различных веществ, пришел в 1877 году к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов которые образуются при растворении электролитов в воде. Процесс распада электролита на ионы называется электролитическая диссоциация. Аррениус придерживался физической теории растворов и считал, что в растворах находятся ионы. В отличие от него русские химики И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский применили химическую теорию Д.И.Менделеева и доказали, что в растворе находятся не свободные ионы а гидратированные т.е. «Одетые в шубку» из молекул воды. Молекулы - диполь (два полюса). Угол между атомами водорода равен 104,5 ⁰С. Электролитическая диссоциация хлорида натрия на гидратированные ионы.

Последовательность процесса:

1. Ориентация молекул воды около ионов кристалла.

2. Гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

3. Диссоциация (распад) кристалла электролита на ионы.

Свойства гидратируемых ионов отличаются от свойств негидратируемых ионов. Опыт «Растворение безводного сульфата меди в воде» Cu²⁺ белый в безводном сульфате меди CuSO₄ , и голубой Cu²⁺ nH₂O, когда гидратирован. Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений.

Электролиты - это вещества которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.

Ионы - это атомы или группы атомов обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

1. Ионы отличаются от атомов, как по строением, так и по свойствам.

Схема строения атома натрия ₊₁₁Na⁰ 2e, 8e, 1e. Атомы натрия легко отдают наружные электроны, поэтому химически активны: окисляются на воздухе, реагируют с водой и т.д.

Схема строения иона натрия ₊₁₁Na⁰ 2e, 8e ионы натрия не отдают электроны, поэтому не могут окисляться и с водой не реагируют.

В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотически. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные анионы к аноду.

Диссоциация кислот, солей и основания.

По характеру образующих ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания, соли.

Кислоты - это электролиты которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

HCl=H⁺+Cl^-

HNO₃=H⁺+NO₃^-

H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2- запись на доске

Все кислоты образуют катионы водорода и общие свойства кислот обусловлены именно катионами водорода (кислый вкус, изменение цвета индикатора).

Основания - это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидрокса групп.

NaOH=Na⁺+OH^-

Ca(OH)₂=Ca²⁺+2OH^- запись на доске

Все общие свойства оснований (это мылкость на ощупь, изменение окраски индикатора) обусловлены гидроксид ионами.

Соли - это электролиты которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков:

K₃PO₄=3K⁺+PO₄^3-

NH₄NO₃=NH₄⁺+NO₃^- запись на доске

Свойства солей определяется как катионами, так и анионами.

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации.

Таблица 1

Электролиты	Характерные общие ионы	Характерные свойства
Кислоты	H+	Действуют на индикаторы и реагируют с ионами ОН- с образованием воды Н++ОН- =Н2О
Основания	ОН-	Действуют на индикаторы и реагируют с ионами Н+ с образованием воды: ОН- +Н+=Н2О
Соли	Общих ионов нет	Отсутствуют общие свойства обусловленные наличием общих ионов

III. Закрепление

1. Распад электролита на ионы при растворении или расплавлении называется:

А) электролитическая диссоциация

Б) электролиз

В) электролит

2. Вещества распадающиеся на ионы в растворе или расплаве называются:

А) неэлектролиты

Б) электролиты

В) ионы

3. Лакмус в кислотах приобретает окраску

А) синюю

Б) красную

В) желтую

4. При растворении в воде хлороводородной кислоты образуются ионы:

А) Н⁺

Б) S^2-

В) Cl^-

Г) OH^-

5. Соли это:

А) соленые вещества

Б) соединения серы

В) электролиты диссоциирующие с образование ионов металлов и кислотных остатков

Размещено на Allbest.ru