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

Химия

1. Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентные полярные) состоят из ионов.
2. С.О. положительная “+” и отрицательная “-” ставится над знаками элементов перед цифрами, в том числе и единицей.
ПРАВИЛА:
1. Степень окисления свободных атомов и простых веществ равна 0: (Zn0;Mg0 )
2. Степень окисления водорода в соединениях с неметаллами равна +1, а с металлами равна -1: (NaH-1, H+1Cl).
3. Степень окисления фтора в соединениях всегда равна -1: (HF-1, CaF-12).
4. Степень окисления кислорода в соединениях равна -2 (NO-2, Al2O-23), а в пероксидах -1 (H2O-12, O+1F2)
5. Степень окисления металлов в соединениях всегда положительная , у металлов I-A, II-A, III-A соответственно равна +1, +2, +3 .
6. Суммарная степень окисления всех атомов в молекуле равна 0.
7. Высшая степень окисления элемента равна (+№ группы).
8. Низшая степень окисления: для металлов равна 0, для неметаллов равна (№ группы -8).
9. Элементы в высшей степени окисления могут только принимать электроны
10. Элементы в низшей степени окисления могут только отдавать электроны
11. Элементы в промежуточной степени окисления могут и принимать, и отдавать электроны.
ЗАДАНИЕ:
1. Определить степени окисления элементов в веществах: Na2O; O2; H2SO4; N2; S; H2O; Al; Cu; HNO3; F2; Ca.
2. Алгоритм определения степеней окисления по формуле:
1. Определение степеней окисления начинают с того элемента, у которого С.О. (Р2О-25); постоянная или известна в соответствии с правилами (см. выше);
2. Умножить эту С.О. на индекс атома (или группы) (– 2 * 5 = – 10);
3. Полученное число разделить на индекс второго элемента (или группы) (– 10 / 2 = – 5);
4. Записать полученную С.О. с противоположным знаком (Р+52О-25).
В большом семиэтажном доме на 3 этаже жил был Хлор. Была у Хлора, как у всех неблагородных элементов, своя заветная мечта. Очень завидовал он Аргону – благородному газу, у которого был завершен третий энергетический уровень. Всего одного электрона не хватало Хлору для полного счастья. Вот и решил наш герой, во что бы то ни стало заполучить этот недостающий электрон.
Однажды встретил Хлор Натрий, у которого на внешнем энергетическом уровне был 1 электрон. Хлор попросил отдать или подарить ему его. Но Натрий не так легко было уговорить.
-Что ты, я тоже мечтаю быть благородным! Мне нужно найти 7 электронов и я стану похожим на Аргон. Сказал Натрий.
Тут Хлор решил прибегнуть к хитрости: «Давай объединим свои электроны, и, когда они будут общими, я стану похожим на Аргон и ты станешь похожим на Аргон!»
Так они и решили
Вот так образовалась молекула фторида натрия.
Обрадовался Натрий, загордился. Но недолго ему пришлось радоваться, так как хитрый и жадный Хлор притянул к себе общую электронную пару, и остался Натрий совсем без своего любимого электрона.
Очень не понравилось ему это, решил он уйти от Хлора. Но не смог, так как без электрона превратился он в ион.
Назвали люди Натрий – восстановителем, а Хлор – окислителем, реакцию – окислительно-восстановительной, а такую связь ионной.
Дом.задание-конспект параграфа 54.
Водородная связь образуется между атомом водорода, связанным ковалентной связью с электроотрицательным атомом одной молекулы и атомами фтора, кислорода, азота другой молекулы, имеющими неподелённые электронные пары.
Это определение справедливо для межмолекулярной водородной связи.
Рассмотрим образование водородной связи на примере воды. Как вы уже знаете, молекула воды имеет угловое строение. Помимо двух общих с атомами водорода электронных пар, атом кислорода имеет две неподелённые электронные пары. Кислород, как атом более электроотрицательного элемента, обладает частичным отрицательным зарядом δ–. Атомы водорода несут частичный положительный заряд δ+. Вполне естественно, что между атомом водорода одной молекулы и неподелённой электронной парой атома кислорода другой молекулы возникает электростатическое притяжение (водородную связь обозначают троеточием):
В молекуле воды — два атома водорода и две неподелённые электронные пары. Следовательно, каждая молекула способна к образованию не одной, а четырёх водородных связей. Образуется своеобразный пространственный каркас, скрепляющий между собой множество молекул воды.
Водородная связь может возникать между атомами водорода и атомами неметаллов с высокой электроотрицательностью (фтора, кислорода, азота), обладающих неподелёнными парами электронов.
Водородная связь примерно в 10 раз слабее, чем ковалентная полярная, однако она сцепляет молекулы воды друг с другом. В результате вода приобретает аномальные свойства, которые позволяют считать её самым удивительным веществом на Земле.
Дом.задание-составить конспект
Читаем параграф 54, пробуем применить теорию.1.Азот — это элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют по пять электронов на внешнем уровне. Чтобы определить число неспаренных электронов, воспользуемся формулой:
8 — N = число неспаренных электронов.
где N — номер группы химического элемента.
Следовательно, атомы азота будут иметь (8-5 = 3) три неспаренных электронов.
2. Запишем знаки химических элементов с обозначением внешних электронов так, чтобы неспаренные электроны были обращены к соседнему знаку:


Если атомы связаны между собой одной общей электронной парой, то такую ковалентную связь называют одинарной, если двумя - двойной, если тремя — тройной.

Чем больше общих электронных пар у атомов в молекуле, тем прочнее, неразрывнее связаны они друг с другом и тем меньше расстояние между ядрами атомов, которое называется длиной связи. В молекулах фтора связь одинарная, и длина связи между ядрами атомов составляет 1,42 нанометра. В молекулах азота связь тройная, и длиннее составляет 0.11 нм.
Чтобы разделить молекулу азота на отдельные атомы, необходимо затратить примерно н семь раз больше энергии, чем для разрыва одинарных связей молекулы фтора.
Смотрим видеоурок https://www.youtube.com/watch?v=nZnhb41KTkg
Открытие периодического закона – величайшая веха в развитии химии.
Ученый мир был ошеломлен тем, что предсказание Менделеевым свойств экаалюминия оказалось таким точным. С этого момента периодический закон начинает утверждаться в химии.
. И вот через 5 лет, в 1875 г., французский ученый П.Э.Лекок де Буабодран, ничего не знавший о работах Дмитрия Ивановича, открыл новый металл, назвав его галлием. По ряду свойств и способу открытия галлий совпадал с экаалюминием, предсказанным Менделеевым. Но его вес оказался меньше предсказанного. Несмотря на это, Дмитрий Иванович послал во Францию письмо, настаивая на своем предсказании.
В 1879 г. Л.Нильсон в Швеции открыл скандий, в котором воплотился предсказанный Дмитрием Ивановичем экабор.(Сообщение учащихся)
В 1886 г. К.Винклер в Германии открыл германий, который оказался экасилицием. (Сообщения учащихся, проекты, презентации)
И вот спустя более 140 лет после открытия периодического закона мы можем вернуться к словам Дмитрия Ивановича, взятым в качестве девиза нашего урока: «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещаются». Сколько химических элементов открыто на данный момент? И это далеко не предел.
Значение периодического закона (кратко записывают в рабочие тетради по ходу изучения нового материала необходимую информацию)
1. позволил исправить неверные значения масс – бериллий 13.5 на 9
2. неверные с.о. – бериллий - +3 на +2
3. описывать свойства элементов и образованных ими веществ
4. предсказать существование не открытых элементов, описывать их свойства и указывать пути открытия. Триумф - открытие галлия – (экаалюминий), скандия- (экабор), германия – (экасиллиций)
5. ПЗ открыл путь к изучению строения атома
6. ПЗ и ПС – это путеводная звезда к синтезу новых химических элементов.
Домашнее задание-прочитать сообщение.
Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:
• заряд ядер атомов увеличивается;
• радиус атомов уменьшается;
• электроотрицательность элементов увеличивается;
• количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
• высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
• число электронных слоев атомов не изменяется;
• металлические свойства уменьшается;
• неметаллические свойства элементов увеличивается.
Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:
• заряд ядер атомов увеличивается;
• радиус атомов увеличивается;
• число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
• число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
• прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
• электроотрицательность уменьшается;
• металличность элементов увеличивается;
• неметалличность элементов уменьшается.
• Домашнее задание-выучить конспект.
Охарактеризуем металл натрий по всем признакам. Порядковый номер натрия, т.е. клетка, в которой он стоит – 11. Массовое число – 23. Значит, заряд его ядра равен +11, Z = +11 (заряд ядра атома равен порядковому номеру элемента, числу протонов и числу электронов). Поэтому в атоме 11 электронов (11 ē), а число нейтронов определяется по формуле N = A – Z, т.е. 23 – 11 = 12, значит в атоме 12 нейтронов (12n).
Натрий находится в 3-ем периоде, значит, у него будет 3 энергетических уровня, на которых будут располагаться все его электроны. На первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8, на третьем, значит, – 1 электрон.
Т.к. у натрия 1 электрон на внешнем уровне, то этот элемент относится к металлам. В реакциях он будет отдавать 1 электрон, проявляя восстановительные свойства, и получать степень окисления +1.
Теперь нужно охарактеризовать натрий как простое вещество. Раз натрий – это металл, то для него характерна металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Поэтому, как и для любого металла для него характерны такие физические свойства, как металлический блеск, пластичность, тепло и – электропроводность.
Теперь нужно сравнить свойства натрия со свойствами его соседей по группе: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, т.к. в группе сверху вниз увеличивается радиус атома и электроны больше отдаляются от ядра и их становится легче оторвать.
А теперь сравнить нужно свойства натрия со свойствами его соседей по периоду: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у магния, т.к. в периодах, слева направо радиус атомов уменьшается, а число электронов на внешнем уровне увеличивается, электроны крепче связаны с ядром, поэтому их становится тяжелее оторвать, чем присоединить.
Теперь нужно составить формулу оксида натрия и определить его характер. Т.к. натрий – металл I A группы, то ему соответствует оксид натрия – Na2O, значит, это основный оксид и он проявляет все свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с кислотами и кислотными оксидами, с водой с образованием щёлочи.
Гидроксид натрия – это NaOH, он является щёлочью – растворимым в воде основанием. Для него будут характерны следующие свойства: реакции с кислотами и кислотными оксидами, реакции с солями.
Если натрий – металл, но он не образует летучих водородных соединений.
Домашнее задание-охарактеризовать фосфор.
Создав периодическую систему химических элементов, Д, И. Менделеев в 1871 году сформулировал периодический закон:
Свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значений атомных масс.

2.Периодическая система химических элементов.
Периодическая система – это графическое отображение периодического закона. В ней компактно представлен огромный объем химических знаний, их современная классификация и систематизация.
В настоящее время известно более 500 вариантов периодической системы. Наиболее распространена короткая форма, состоящая из 7 периодов, 8 групп и 10 рядов .
Горизонтальный ряд химических элементов называется периодом. Каждый период содержит строго определенное число элементов, начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом.
Вертикальный столбец химических элементов называется группой. Номер группы обозначается римскими цифрами, каждая группа делится на главную и побочную.
Основные закономерности, вытекающие из периодической системы :
- номер группы показывает высшую валентность элементов главных подгрупп, элементы побочных подгрупп могут иметь и другие показатели валентности, но не выше, чем номер группы;
- в парных рядах больших периодов расположены металлы;
- в нечетных рядах больших периодов элементы расположены так; же, как в малых периодах (от металлов к неметаллам);
- в системе наблюдается диагональное сходство химических элементов;
- элементы IV-VII групп образуют летучие соединения с водородом.
Домашнее задание-составить конспект
Дорогие ребята. Эта тема очень тяжелая, поэтому постарайтесь сначала всю ее прочитать по учебнику, а потом пробуйте решать задания.Электроны, двигаясь вокруг ядра атома, образуют в совокупности его электронную оболочку.
Число электронов в атоме равно заряду ядра атома и порядковому номеру.
Электроны в атоме различаются своей энергией, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать.
Электроны образуют электронные слои, каждый слой состоит из электронов с близким значением энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.
Число энергетических уровней равно номеру периода.
Максимальное число электронов находящихся на энергетическом уровне рассчитывается по формуле 2n2, где n – номер уровня.
1 эн. уровень максимально содержит 2 ē;
2 эн. уровень максимально содержит 8 ē;
3 эн. уровень максимально содержит 18 ē;
Число электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы (для главных подгрупп).
Задание. Распределите электроны по энергетическим уровням для первых 20 химических элементов.
Движущийся в пространстве вокруг атомного ядра электрон образует электронные облака, их еще называют орбиталями. Электронные облака имеют разную форму. (s, p,d,f)
Таким образом электронная формула атомов имеет общий вид - 1s 2s2p 3s3p4s и далее
Максимальное число электронов на s- подуровнях 2ē, на p – 6ē..

Строение электронных оболочек атомов
Дополните фразу.
1. Число электронных слоев в атоме, заполняемых электронами равно номеру …
2. Число электронов на внешнем слое у элементов главных подгрупп равно номеру …
3. Максимальное число электронов на третьем энергетическом уровне атома равно….
4. Максимальное число электронов на s- орбитали равно …
5. Число электронов на внешнем энергетическом уровне у фосфора равно …
6. Число энергетических уровней у атома хлора равно …
1)Развитие представлений о строении атома.
Понятие атом (греч. «atomos» – неделимый) ввел Демокрит. У Демокрита атомы выступают в роли первоначала. Они неделимы, различаются по величине, весу, форме и находятся в вечном движении. После Демокрита учение об атомах было на много веков забыто. Возродил атомистическую теорию английский физик и химик Джон Дальтон. Он основывался на открытых в то время законах химии и экспериментальных данных о строении вещества. Таким образом, установил, что атомы одного элемента имеют одинаковые свойства, а разных элементов – различаются по свойствам. Дальтон ввел важную характеристику атома – атомную массу и для очень многих элементов были установлены ее относительные значения. В своем атомно-молекулярном учении Дальтон дает характеристику атому: «Атом неделим, вечен и неразрушим».
2) Атом делим, как доказали следующие экспериментальные открытия, сделанные в науке на рубеже конца 19-начала 20 века.
1. В 1897 году Крукс открыл катодные лучи, представляющие собой поток электронов в вакуумной трубке, содержащей катод и анод. Английский физик Джозеф Томпсон назвал частицы катодных лучей электронами.
2. Русский ученый Столетов открыл явление фотоэффекта – испускания металлом электронов под действием падающего на него света.
3. Значимым стало открытие Рентгеном «Х»-лучей, позже названных рентгеновскими в честь ученого. Эти лучи представляют собой электромагнитное излучение подобное свету с гораздо более высокой частотой, испускаемой при действии на них катодных лучей.
превращения одного химического элемента в другой, сопровождаемое испусканием электронов или других частиц и рентгеновского излучения.
Эти экспериментальные данные свидетельствуют о том, что атом – сложноустроенная система.
3)Модели атома.
Одной из первых моделей строения атома явилась модель английского физика Джозефа Томсона, предложенная им в в1904 г. – так называемый «пудинг с изюмом»: атом представляет собой сферу положительного электричества с вкрапленными электронами.
Для проверки этой модели в 1899-1911 гг. английский физик Эрнест Резерфорд провел опытные исследования и сформулировал планетарную (ядерную) теорию строения атома. Согласно этой модели, в центре атома находится очень маленькое ядро, размеры которого приблизительно в 100’000 раз меньше размеров самого атома. В ядре сосредоточена практически вся масса атома. Оно имеет положительный заряд. Вокруг ядра движутся электроны, заряженные отрицательно. Их число определяется зарядом ядра.
Однако такая модель имела свои недостатки:
1. Резерфорд не смог объяснить устойчивости атома. Двигаясь вокруг ядра, электрон расходует энергию и в какой-то момент, израсходовав ее всю, он должен остановиться – упасть на ядро, что равносильно гибели атома. Но на самом деле атомы – структуры довольно стабильные.
Свою теорию строения атома, основанную на планетарной модели и квантовой теории, в 1913 году предложил датский физик Нильс Бор. Основные положения он сформулировал в виде постулатов:
I. Электрон может вращаться вокруг ядра по определенным, стационарным круговым орбиталям.
II. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает энергию.
III. Излучение электромагнитной энергии (либо ее поглощение) происходит при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.
Но и эта модель не явилась совершенством, в ней также присутствовали противоречия. «Спасти» теорию Бора пытались многие ученые.
Дом.задание. 1.Определите число протонов и нейтронов в ядрах атомов 40Ca, 35Cl, 127I.
2. В электронной оболочке атома 19 электронов. О каком элементе идет речь? Определите число протонов и нейтронов в атомном ядре этого элемента.
3.Какими величинами характеризуется изотоп?
4. Почему изотопы одного элемента имеют разные массовые числа?
5.Почему в периодической системе у химических элементов указаны дробные значения относительной атомной массы?
1. Написать химические формулы: хлорид цинка, сульфат натрия, оксид калия, оксид серы, гидроксид магния, гидроксид алюминия, фосфорная кислота, азотная кислота, нитрат алюминия, фосфат кальция.
2.Смешали 300 г 20% раствора соли и 200 г 30% раствора соли. Установить новую массовую долю раствора.
3. К 200 г 10% раствора добавили 100 г воды. Установить новую массовую долю раствора.
4. Сожгли 54 г алюминия. Найти массу полученной соли.
5.Сожгли 4 моль фосфора. Найти количество моль затраченного кислорода.
На листочках выполняем и храним, можно прислать на почту wetawict@gmail.com

Тема: Решение экспериментальных задач по теме «Основные классы неорганических соединений»
Инструктивная карточка
Задание №1: Используя имеющиеся реактивы, осуществить превращения согласно схеме.
1) Кислота + металл:
2) Кислота + основной оксид
3) Кислота + щёлочь
4) Кислота + н/р основание
Задание №2: С помощью индикаторов распознать кислоту, щёлочь.
Задание №3: провести реакцию обмена между сульфатом железа и щёлочью.
Задание №4: Какие взаимопревращения возможны для веществ: Сu; CuO; Cu(OH)2; CuSO4; CuCl2
Изучить химические свойства основных солей.

а) взаимодействие солей с металлами, образуется новая соль и металл.

б)взаимодействие солей с кислотами, образуется новая кислота и новая соль

в)взаимодействие солей с щелочами, образуется нерастворимое основание и соль

г)взаимодействие солей с солями, образуются новые соли

д)разложение некоторых солей при нагревании
Допишите уравнения реакции взаимодействия металла с солью :

Zn + СuSO4=


Допишите уравнение реакции взаимодействия соли с кислотой:

CaCO3+HCl=


Допишите уравнения реакций взаимодействия соли с cолью:

ВаCl2+Na2SO4=


Допишите уравнения реакций взаимодействия соли с растворимым основанием:

СuCl2+NaОH=


Допишите уравнение реакции разложения соли:

CaCO3=
Вариант №5

1.Формула соли : А) К2O Б)Н2SO3 В)NaCl

2. C каким из соединений будет взаимодействовать АlCl3 А)Li2О Б) NaOH B)CaO

3.Допишите уравнение реакции ZnCl2+NaOH

4. С каким из соединений будет взаимодействовать MgCl2 A)NaОH Б)H2O В)СО2
Химические свойства оснований:

1. Действие на индикаторы: лакмус - синий, метилоранж - жёлтый, фенолфталеин - малиновый,

2. Основание + кислота = Соли + вода Примечание: реакция не идёт, если и кислота, и щёлочь слабые. NaOH + HCl = NaCl + H2O

3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

4. Щёлочь + соли = (новое) основание + (новая) соль прим-е: исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы 1 из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться. Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH

5.Слабые основания при нагреве разлагаются: Cu(OH)2+Q=CuO + H2O

6.При нормальных условиях невозможно получить гидроксиды серебра и ртути, вместо них в реакции появляются вода и соответствующий оксид: AgNO3 + 2NaOH(p) = NaNO3+Ag2O+H2O

Химические свойства кислот

Взаимодействие с оксидами металлов с образованием соли и воды:

CaO + 2HCl(разб. ) = CaCl2 + H2O

Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

ZnO+2HNO3=ZnNO32+H2O

Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации) :

NaOH + HCl(разб. ) = NaCl + H2O

Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:

CuOH2+H2SO4=CuSO4+2H2O

Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

BaCl2(тверд. ) + H2SO4(конц. ) = BaSO4↓ + 2HCl↑

Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

K3PO4+3HCl=3KCl+H3PO4

Na2CO3 + 2HCl(разб. ) = 2NaCl + CO2↑ + H2O

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4), если образующаяся соль растворима:

Mg + 2HCl(разб. ) = MgCl2 + H2↑

С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

Mg + 2H2SO4 = MgSO4 + 2H2O + SO4↑
Домашнее задание-конспект свойства кислот и оснований.
← Предыдущая Следующая → 1 2
Показаны 1-15 из 26