Химия — «МБОУ Школа №132 имени Н.В.Поповой г. Донецка»

Химия

18.05. 11 класс Контрольная работа №2 по теме «Неметаллы»
1.задание 2 стр165.
2.таблица 20 стр 171.
3.задание 2встр172.
4. тесты 1 стр 179.
5.задание 2 стр183.

4.05.Кислоты

14:32
Составить конспект параграфа38. Смотреть видеоурок https://www.youtube.com/watch?v=S9KnuTSzYiY
Нелетучие водородные соединения. Летучие водородные соединения
С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки.С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливается. Это объясняется тем, что ионы кислорода имеют свободные электронные пары, а ионы водорода – , то происходит процесс, который выглядит следующим образом:H2O + HF = H3O+ + F – Фтороводород в водном растворе отщепляет положительные ионы водорода, т.е. проявляет кислотные свойства. Этому процессу способствует и другое обстоятельство: ион кислорода имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода – свободную орбиталь, благодаря чему образуется донорно-акцепторная связь.При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. А так как ионы азота имеют неподеленную электронную пару, а ионы водорода – свободную орбиталь, возникает дополнительная связь и образуются ионы аммония NH4+ и гидроксид-ионы ОН-. В результате раствор приобретает основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:H2O + NH3 = NH4+ + OH- Молекулы аммиака в водном растворе присоединяют положительные ионы водорода, т.е. аммиак проявляет основные свойства.
Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора – фтороводород HF – в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем хлороводородная. Это объясняется тем, что радиусы ионов фтора значительно меньше, чем ионов хлора. Поэтому ионы фтора гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т.е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты.
4.Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы:
1)В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.
2)В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.
3)Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.
4)Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается.
Химические свойства неметаллов.
Для неметаллов — простых веществ характерны как окислительные свойства (в реакциях с металлами и водородом), так и восстановительные (в реакциях с более электроотрицательными неметаллами и сложными веществами–окислителями).

Мы подошли к рассмотрению особого ряда — ряда электроотрицательности:



Положение элементов — неметаллов в этом ряду не только определяется их электроотрицательностыо, но и характеризует изменение окислительно-восстановительных свойств простых веществ, образованных ими.

Взаимодействие неметаллов с металлами было рассмотрено в предыдущем конспекте. Оно характеризует окислительные свойства неметаллов.
Неметаллы проявляют окислительные свойства по отношению к водороду или его соединениям, например, в реакциях, которые лежат в основе получения аммиака и соляной кислоты:

В реакциях с органическими соединениями неметаллы, образованные элементами с высокой электроотрицательностыо, также проявляют окислительные свойства. Например:

В реакциях со фтором и кислородом неметаллы проявляют восстановительные свойства, например, в реакциях горения неметаллов, которые имеют практическое значение для получения кислот и других ценных химических продуктов:
S + O2 = SO2↑
4Р + 5O2 = 2Р2О5
В реакциях со сложными веществами — сильными окислителями неметаллы проявляют восстановительные свойства. Например, взаимодействие фосфора с бертолетовой солью составляет основу производства спичек: 6Р + 5КСlO3 = 5КСl + 3Р2O5
Характеризуя окислительно–восстановительные свойства неметаллов в зависимости от их положения в ряду электроотрицательности, следует помнить, что этот ряд описывает не свойства простых веществ, а свойства химических элементов, т. е. атомов неметаллов.

Сравнительную активность неметаллов — простых веществ иллюстрирует ряд активности галогенов: F2 > CI2 > Вг2 > I2



Так, хлор вытесняет бром из растворов бромоводорода или бромида калия: Сl2 + 2KBr = 2КСl + Вг2

В свою очередь, бром способен вытеснять менее активный йод из растворов йодидов: Br2 + 2KI = 2КВг + I2

Домашнее задание-составить конспект.
По периоду в ПС химических элементов с увеличением порядкового номера элемента – неметалла усиливается кислотный характер водородного соединения.
SiH4 → PH3 → H2S → HCl
Выводы:
1. Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.
2. На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.
3. Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.
4. Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).
5. Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.
Домашнее задание-составить конспект параграфа36.
Открываем тетради, записываем сегодняшнее число и тему урока «Химические свойства металлов как восстановителей».
В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т. е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы. Окислителями при этом могут выступать неметаллы (кислород, галогены, сера и др.), катионы водорода Н+ и катионы других металлов.
С кислородом воздуха легко взаимодействуют щелочные и щёлочноземельные металлы (поэтому их хранят под керосином):

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы энергично окисляются кислородом только при нагревании:

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.
Домашнее задание составить конспект параграфов29-30.
Ряд стандартных электродных потенциалов металлов. Распространение в природе. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях.
Чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет металл как простое вещество.
Чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильными окислителями являются в водном растворе его ионы.
Опыт 1.Опустите железный гвоздь в раствор медного купороса и через 1-2 минуты выньте гвоздь Объясните произошедшее явление с использованием электрохимического ряда напряжений металлов
Fe + CuSO4→FeSO4 +…

ІІІ. Закрепление изученного материала. Тестирование.
1. Даны образцы металлов:
Pb, Cu, Hg, Na, Au, Ag, W.
Определите эти металлы по физическим характеристикам:
А) очень мягкий (режется ножом);
Б) окрашен в жёлтый цвет;
В) имеет матовую поверхность;
Г) обладает наибольшей тугоплавкостью;
Д) жидкий при комнатной температуре;
Е) окрашен в красный цвет;
Ж) отличается металлическим блеском и высокой теплопроводимостью.
IV. Домашнее задание п. 26-28 прочитать, выполнить тест.

23.03.2022 Металлы

17:49
Теплопроводность металлов уменьшается

Ag, Cu, Au, Al, Zn, Fe, Pb, Mg, Hg →
Для гладкой поверхности металлов характерен металлический блеск — результат отражения световых лучей. В порошкообразном состоянии большинство металлов теряют блеск, приобретая черную или серую окраску, и только алюминий и магний сохраняют блеск в порошке. Из алюминия, серебра и палладия, обладающих наиболее высокой отражательной способностью, изготовляют зеркала, в том числе и применяемые в прожекторах.
Отраженный поверхностью металлов свет определяет их цвет. Белый и серый цвета большинства металлов говорят о том, что металлы рассеивают в равной степени все лучи видимой части спектра. А вот золото и медь в большей степени поглощают лучи с короткой длиной волны (близкие к фиолетовым лучам) и отражают длинноволновые лучи, поэтому окрашены соответственно в желтый и желто-красный цвета.
Из других физических свойств металлов наибольший практический интерес представляют плотность, температура плавления и твердость.
Для всех металлов (кроме ртути) при обычных условиях характерно твердое агрегатное состояние. Однако твердость их различна, как и тугоплавкость. Наиболее твердые — металлы, соответствующие побочной подгруппе VI группы. Так, хром по твердости приближается к алмазу. Самые мягкие — щелочные металлы. Например, калий, рубидий и цезий легко режутся ножом.

Металлы по- разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель выделяются своей способностью сильно намагничиваться и долго сохранять состояние намагниченности. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля-это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем-диамагнетики ( медь, серебро, золото,висмут).
В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) по плотности металлы делятся на легкие (плотность меньше 5 г/см3) и тяжелые (плотность больше 5 г/см3). К легким относят щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий. Из переходных металлов сюда включают скандий, иттрий и титан. Эти металлы, благодаря легкости и тугоплавкости, все шире применяются в различных областях техники. Самый легкий металл — это литий (р = 0,53 г/см3). Самый тяжелый — осмий (р = 22,6 г/см3).
б) по температуре плавления легкоплавкие, цезий и галлий могут плавиться уже на ладони руки и тугоплавкие. Наибольшей тугоплавкостью обладает вольфрам, его температура плавления равна 3380 °С. Это свойство вольфрама используется для изготовления ламп накаливания.
Также металлы делят на черные (железо и его сплавы) и цветные — все остальные Золото, серебро, платину и некоторые другие металлы относят к драгоценным металлам.
Дом.задание составить конспект параграфов 26 и27.

16.02. Металлы

12:21
Прочитать и составить конспект параграфа 26
Давайте проверим опытным путем. Поместим в пробирку раствор хлорида железа(III) и добавим несколько капель метилового оранжевого. Что мы наблюдаем? (Окраска раствора становиться красной).

Для сравнения в другую пробирку поместим раствор соляной кислоты и также добавим несколько капель метилового оранжевого. Что мы наблюдаем теперь?(Окраска раствора становиться ярко-розовой).

Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений? (Раствор соли хлорида железа(III) так же, как и раствор кислоты, имеет pH<7, среда кислая ).


Проанализируем состав соли. Каким основанием и какой кислотой может быть образована эта соль? Сильными или слабыми электролитами являются эти основание и кислота?(Соль FeCl3 образована слабым основанием Fe(OH)3-нерастворимое основание, сильной кислотой HCl )

Давайте составим уравнение реакции: молекулярное, полное и сокращенное ионные. (Слайд 7)

FeCl3 + HOH ↔ HCl + FeOHCl2

Fe3+ +3Cl- +HOH ↔ H+ + Cl- + FeOH2+ + 2Cl-

Fe3++ HOH↔ FeOH2+ + H+ ; pH<7 [Н+] > [ ОН-]

Учащиеся делают вывод : что сильнее, то и определяет среду,- и записывают определение: «Раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую среду, так как имеется избыток ионов водорода».

Теперь проведем эксперимент с раствором карбоната натрия. Поместим в пробирку раствор данной соли и добавим одну две капли раствора фенолфталеина. Что вы наблюдаете? (Раствор окрасился в малиновый цвет)

Для сравнения в другую пробирку поместим раствор гидроксида натрия и также добавим одну две капли раствора фенолфталеина. Что мы наблюдаем? (Раствор также окрасился в малиновый цвет).

Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений? (Раствор карбоната натрия так же, как и раствор гидроксида натрия, имеет pH >7, среда щелочная).

Используя таблицу растворимости, проанализируем состав соли.(Соль Na2CO3 образованна угольной кислотой H2CO3 и гидроксидом натрия NaOH )

Какой силы эти электролиты? (Угольная кислота – слабая, гидроксид натрия – сильное основание, щелочь).

Один из учащихся составляет уравнения реакции гидролиза записав его на доске. (Слайд 8)

Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3

2Na+ + CO32- + HOH↔ Na+ +OH- +HCO3-

CO32- + HOH ↔ OH- + HCO3-

pH > 7

[H+]<[OH-]

Учащиеся убеждаются в правильности вывода «что сильнее то и определяет среду», и записывают определения.

«Раствор соли, образованный сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную среду, так как имеется избыток гидроксид анионов ».

Теперь поведем эксперимент с раствором хлорида натрия. Поместим в две пробирки раствор данной соли и добавим в первую одну- две капли раствора фенолфталеина. Что вы наблюдаете? (Изменения окраски раствора не происходит)

Во вторую пробирку с раствором соли добавим несколько капель метилового оранжевого. Что вы наблюдаете? ( Цвет не изменился)

Давайте для сравнения в две пробирки поместим дистиллированную воду и также добавим в одну фенолфталеин, в другую- метиловый оранжевый. Что мы наблюдаем? ( Присутствие фенолфталеина не изменило цвет раствора, он остался бесцветным, в присутствии метилового оранжевого раствор приобрёл оранжевый цвет)

Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений?(Раствор хлорида натрия так же, как и дистиллированная вода, имеет рН = 7,среда нейтральная)
Дз- написать уравнения гидролза хлорида алюминия и сульфита калия.
Гидролиз соли- это взаимодействие ионов соли с водой. Известно, что молекула воды хотя и не значительно, но все же диссоциирует на ионы Н+ и ОН-. Для определения кислотности или щёлочности среды пользуются водородным показателем pH.

1) Если рН = 7,то среда нейтральная и при этом [Н+] = [ ОН-] = 10-7 моль/л.

2) Если рН > 7,то среда щёлочная, при этом [Н+] < [ ОН-]

3) Если рН < 7,то среда кислая , при этом [Н+] > [ ОН-] (Слайд 6)


Для понимания сущности гидролиза проанализируем отношение солей к воде в присутствии индикатора. По изменению цвета индикатора можно сделать вывод, что некоторые соли реагируют с водой. Каким образом?

Давайте проверим опытным путем. Поместим в пробирку раствор хлорида железа(III) и добавим несколько капель метилового оранжевого. Что мы наблюдаем? (Окраска раствора становиться красной).

Для сравнения в другую пробирку поместим раствор соляной кислоты и также добавим несколько капель метилового оранжевого. Что мы наблюдаем теперь?(Окраска раствора становиться ярко-розовой).

Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений? (Раствор соли хлорида железа(III) так же, как и раствор кислоты, имеет pH<7, среда кислая ).


Проанализируем состав соли. Каким основанием и какой кислотой может быть образована эта соль? Сильными или слабыми электролитами являются эти основание и кислота?(Соль FeCl3 образована слабым основанием Fe(OH)3-нерастворимое основание, сильной кислотой HCl )

Давайте составим уравнение реакции: молекулярное, полное и сокращенное ионные. (Слайд 7)

FeCl3 + HOH ↔ HCl + FeOHCl2

Fe3+ +3Cl- +HOH ↔ H+ + Cl- + FeOH2+ + 2Cl-

Fe3++ HOH↔ FeOH2+ + H+ ; pH<7 [Н+] > [ ОН-]

Учащиеся делают вывод : что сильнее, то и определяет среду,- и записывают определение: «Раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую среду, так как имеется избыток ионов водорода».

Теперь проведем эксперимент с раствором карбоната натрия. Поместим в пробирку раствор данной соли и добавим одну две капли раствора фенолфталеина. Что вы наблюдаете? (Раствор окрасился в малиновый цвет)

Для сравнения в другую пробирку поместим раствор гидроксида натрия и также добавим одну две капли раствора фенолфталеина. Что мы наблюдаем? (Раствор также окрасился в малиновый цвет).

Какой вывод мы можем сделать на основе этих наблюдений? (Раствор карбоната натрия так же, как и раствор гидроксида натрия, имеет pH >7, среда щелочная).

Используя таблицу растворимости, проанализируем состав соли.(Соль Na2CO3 образованна угольной кислотой H2CO3 и гидроксидом натрия NaOH )

Какой силы эти электролиты? (Угольная кислота – слабая, гидроксид натрия – сильное основание, щелочь).

Один из учащихся составляет уравнения реакции гидролиза записав его на доске. (Слайд 8)

Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3

2Na+ + CO32- + HOH↔ Na+ +OH- +HCO3-

CO32- + HOH ↔ OH- + HCO3-

pH > 7

[H+]<[OH-]

Учащиеся убеждаются в правильности вывода «что сильнее то и определяет среду», и записывают определения.

«Раствор соли, образованный сильным основанием и слабой кислотой, имеет щелочную среду, так как имеется избыток гидроксид анионов ».
Домашнее задание- составить конспект параграфа 21, выполнить задание 3 стр 97
Читать и конспект параграфа 7 письменно вопрос 3 стр34. Смотреть видео
https://yandex.ua/video/preview/?text=%D0%B2%D0%B8%D0%B4%D0%B5%D0%BE%D1%83%D1%80%D0%BE%D0%BA%D0%B8%2011%20%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%81%20%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F%20%D1%81%D0%B2%D1%8F%D0%B7%D1%8C&path=wizard&parent-reqid=1637063378067743-4717196868491622337-man1-0611-man-l7-balancer-8080-BAL-1387&wiz_type=vital&filmId=54284585408552017 - видеоурок по химической связи.
Совершить виртуальную экскурсию в лабораторию и записать свои впечатления https://pikabu.ru/story/virtualnaya_yekskursiya_po_khimicheskoy_laboratorii_6467523

10.11.

13:57
Читать параграф 4-6, составить конспект. Записать электронные формулы №58, №90(это атомы из таблицы с распариванием. Определить их валентность.)
Смотреть видео https://www.youtube.com/watch?v=FYJ1WqbU8Ms&list=PLvtJKssE5NrhfUV8Ndel0XKUArInSr88P&index=3
Читать параграф 3 , составить его конспект. Записать электронные формулы №11, №17(это атомы из таблицы с распариванием. Определить их валентность.)