9 класс

Конспект параграфа 9 по химии 9 класс: Конспекты уроков по химии — 9 класс

Содержание

Конспект урока по химии на тему «Кислород» (9 класс)

Конспект урока

  1. 9 класс

  2. Тема урока: Кислород

  3. Цель: Систематизация и расширение знаний учащихся о кислороде, как простом веществе.

Задачи:

О:

— систематизировать, обобщить и углубить знания учащихся о химическом элементе кислороде,о простых

веществах кислороде и озоне,о его химических свойствах и способах получения кислорода;

— познакомить учащихся с нахождением кислорода в природе и его применением;

В:

— продолжить формирование научной картины мира;

— осуществить экологическое воспитание;

— волеологическое воспитание.

Р:

— развить у учащихся умения анализировать, сравнивать, обобщать учебный материал;

— развить познавательные умения слушать, выделять главное, выдвигать гипотезы, составлять план;

  1. Оборудование и материалы: доска, мел, интерактивная доска, ПСХЭ Д. И. Менделеева, раздаточный материал,демонстрационный штатив с пробирками, лучинка, спички, перекись водорода, оксид марганца (IV).

  2. Тип урока: урок открытия нового знания.

  3. Методы и методические приемы: словесные (объяснение с элементами беседы), словесно-наглядные (химический эксперимент, демонстрация презентации)

  4. Литературадля учителя:

  1. Габриелян, О. С. Химия. 9 класс : учебник / О. С. Габриелян. – 2-е изд., стереотип. – М. : Дрофа, 2014. – 319, [1] с. : ил.

  2. Рабочие программы. Химия. 7 – 9 : учебно-методическое пособие / сост. Т. Д. Гамбурцева. – 2-е изд., перераб. – М. : Дрофа, 2013. – 159, [1] с.

Литература для ученика:

  1. Габриелян, О. С. Химия. 9 класс : учебник / О. С. Габриелян. – 2-е изд., стереотип. – М. : Дрофа, 2014. – 319, [1] с. : ил.

  2. Габриелян, О. С. Химия. 9 кл. : рабочая тетрадь к учебнику О.С. Габриеляна «Химия. 9 класс» / О. С. Габриелян, С. А. Сладков. – 2-е изд., стереотип. – М. : Дрофа, 2014. – 221, [3] с, : ил.

  1. Структура урока с хронологией

  1. Организационный момент – 1 мин.

  2. Подготовка к изучению нового материала – 4 мин.

  3. Сообщение темы, цели, задач урока, мотивация учебной деятельности школьников – 3 мин.

  4. Ознакомление с новым материалом – 20 мин.

  5. Первичное осмысление и применение изученного материала – 10 мин.

  6. Подведение итогов урока – 3 мин.

  7. Сообщение домашнего задания и инструктаж – 4 мин.

  1. Ход урока:

  1. Основная часть

В чем горят дрова и газ, 
Фосфор, водород, алмаз?
Дышит чем любой из нас
Каждый миг и каждый час?
Без чего мертва природа?
Правильно без …(слайд 1).

И так тема нашего сегодняшнего урока «Кислород»

Давайте вспомним, что вы знаете о кислороде?

Какими физическими свойствами обладает кислород?

Назовите аллотропные модификации кислорода?

Кто открыл кислород?

И так цель нашего урока:Систематизация и расширение знаний учащихся о кислороде

План урока:

  1. Положение кислорода в ПСХЭ Д. И. Менделеева

  2. Химические свойства кислорода

  3. Применение и роль кислорода в природе

Давайте посмотрим на ПСХЭ Д.И. Менделеева и охарактеризуем кислород (слайд 2).

С некоторыми аспектами химии кислорода вы уже частично знакомы. Получение кислорода из пероксида водорода и перманганата калия (слайд 3).

Какими методами собирают кислород (слайд 4)?

В начале урока мы вспоминали ученых, которые открыли кислород. И так, кислород открыли и впервые получили почти одновременно два выдающихся химика XVIII в. – швед К. Шееле путём нагревания селитры (слайды 5, 6) и англичанин Дж. Пристли при нагревании оксида ртути (слайд 7). Название этому элементу дал великий французский химик А. Лавуазье(слайд 8).

Кислород – самый распространенный элемент на нашей планете (слайд 9). Он входит в состав гидросферы (89%), атмосферы по объему (23%), по массе (21%), в состав литосферы (слайд 10).

Также вы хорошо знакомы с аллотропией кислорода. Какую аллотропную модификацию имеет кислород?

Заполните сравнительную таблицу (слайд 11).

Мы с вами повторили физические свойства кислорода. А как вы думаете какие еще есть свойства у кислорода?

Конечно, химичнеские.

Рассмотрим химические свойства кислорода

Кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов. Например энергично реагируют с Ме: щелочными, образуя оксид с литием Li2O, или например пероксиды, с железом, образуя железную окалину Fe3O4.

Li+O2→ Li2O,

2Na+O2→Na2O2,

3Fe+2O2→Fe3O4

Реакции металлов и неметаллов с кислородом протекают с выделение теплоты, реакции идут при нагревании.

S+O2→SO2+Q,

4P+5O2→2P2O5+Q,

C+O2→CO2+Q.

Почти все реакции с кислородом эндотермические, но исключение составляет взаимодействие азота с кислородом: это эндотермическая реакция, протекающая при температуре выше 2000 градусов или при электрическом разряде:

N2+O2↔2NO – Q.

Кислород энергично окисляет не только простые, но и многие сложные вещества, при этом образуются оксиды элементов, из которых они построены:

CH4+2O2=2H2O+CO2,

2H2S+3O2=2SO2+2H2O.

Запишите все уравнения реакции в тетрадь.

Кислород участвует и в процессах дыхания. Медленное окисление пищи в нашем организме является источником энергии, за счет которой живет организм. Как вы думаете, что такое реакция окисления?

Вот и в нашем организме кислород доставляется гемоглобином крови, который способен образовываться с ним непрочное соединение уже при комнатной температуре. Окисленный гемоглобин доставляет во все ткани и клетки организма кислород, который окисляет белки, жиры и углеводы, образуя при этом оксид углерода (IV) и воду и освобождая энергию, необходимую для деятельности человека (слайд 12).

Как вы думаете, ребята растения дышат?

Растения также поглощают атмосферный кислород. Но если в темноте идет только процесс поглощения растениями кислорода, то на свету протекает еще один противоположный ему процесс, в результате которого растения поглощают углекислый газ и выделяют кислород. Как называется этот процесс? (слайд 13)

Напиши уравнение реакции фотосинтеза?

Содержание свободного кислорода Земли сохраняется благодаря зелёным растениям, хотя изначально атмосфера нашей планеты была другой. (стр 184, рис 112.)

Круговорот кислорода в природе (слайд 14).

Кислород широко используется и в быту. Как же его получают?

Именно сейчас я вам продемонстрирую опыт получение и распознавание кислорода. Для этого нам понадобится демонстрационный штатив и 2 демонстрационные пробирки. Наливаем в каждую по 5-10 мл раствора пероксида водорода. В первую пробирку добавляем на кончике шпателя оксид марганца (IV). Что вы наблюдаете? Как вы думаете, какой газ выделяется? Как доказать наличие кислорода в сосуде?

Доказываем наличие кислорода. Какую роль играет в этой реакции оксид марганца (IV)?

Запишите наблюдение и вывод в тетрадь.

Давайте вспомним, где применяют кислород:

 в металлургии и химической промышленности, для сварки и резки металлов, для жизнеобеспечения на подводных и космических кораблях, при работе водолазов, пожарных, в медицине – кислородные подушки (слайд 15).

Отвечают на вопрос.

Кислорода

С помощью приема «Кластер»

Формулируют цель урока. 

Дают характеристику элемента кислорода по ПСХЭ Д.И. Менделеева.

2 период, VI А группа, неМе, атомная масса 16.

Отвечают на вопрос.

Методом вытеснения воды и воздуха.

Пристли, Шееле и Лавуазье.

Внимательно слушают учителя

Озон

Отвечают на вопрос.

Химические.

Слушают учителя и списывают уравнение химических реакций с доски в тетрадь.

Записывают уравнения реакции в тетрадь

Внимательно прослушивают материал

Реакции окисления – это такие реакции, которые протекают с участием кислорода.

Отвечают на вопрос.

Растения дышат.

Фотосинтез.

квант света

C6H12O6+6O2→6CO2+6H2O

Отвечают на вопрос.

Разложением пероксида водорода

Наблюдают за ходом проведения эксперимента.

Анализируют, делают выводы.

В первой пробирке идет бурное выделение пузырьков газа.

Кислород.

Тлеющая лучинка – ярко вспыхивает.

Роль катализатора.

Записывают наблюдение и вывод в тетрадь

Вывод: Кислород получают разложением пероксида водорода.

В металлургии, в медицине, Для сварки и резки металлов.

Беседа

Беседа

Объяснение с элементами беседы

Объяснение с частичным конспектированием

Объяснение

Беседа

Демонстрационный эксперимент

Беседа

III Заключительный этап

Закрепление изученного материала

Тестовые задания.

1. Какой газ образуется в результате фотосинтеза?

а) азот

б) кислород

в) углекислый газ.

2.Фосфор поместили в пробирку с кислородом, что образуется в результате реакции? Напишите уравнение химической реакции?

3. Фамилия английского ученого, получившего кислород разложением оксида ртути (II)?

а) А. Лавуазье

б) К. Шееле

в) Дж. Пристли

4. Вещества, ускоряющие химическую реакцию?

а) катализаторы

б) ингибиторы

5. Запишите уравнения химических реакций кислорода с азотом, с калием, с алюминием.

6. Самый распространенный химический элемент на Земле?

а) кислород

б) водород

в) кремний

Рефлексия «Синквейн» (слайд16).

Домашнее задание §25, стр. 180-188, задание 1, 8 (слайд 17).

Работают с раздаточным материалом

1. Какой газ образуется в результате фотосинтеза?

а) азот

б) кислород

в) углекислый газ.

2. Фосфор поместили в пробирку с кислородом, что образуется в результате реакции?Напишите уравнение химической реакции?

Оксид фосфора (V), 4P+5O2→2P2O5+Q

3.Фамилия английского ученого, получившего кислород разложением оксида ртути (II) ?

а) А. Лавуазье

б) К. Шееле

в) Дж. Пристли

4. Вещества, ускоряющие химическую реакцию?

а) катализаторы

б) ингибиторы

5. Запишите уравнения химических реакций кислорода с азотом, калием, алюминием?

N2+O2↔2NO – Q,

2K+O2→K2O2,

4Al+3O2→2Al2O3

6. Самый распространенный химический элемент на Земле?

а) кислород

б) водород

в) кремний

Подводят итоги работы на уроке

Записывают дом. задание в дневник

Опорные конспекты по химии (9 класс) – УчМет

МКОУ
Тополинская СОШ

ОПРОНЫЕ
КОНСПЕКТЫ

ПО
ХИМИИ

8
КЛАСС

Составитель

Сумцова
О.В.

Учитель
информатики-химии

2011г.

Электролитическая
диссоциация.

Процесс
распада электролита на ионы при
растворении его в воде или расплавлении
называют электролитической
диссоциацией.

Особенно осторожно
необходимо растворять серную кислоту,
так как из-за повышения температуры
часть воды может превратиться в пар и
под его давлением выбросить кислоту из
сосуда. Чтобы этого избежать,
серную
кислоту тонкой струей наливают в воду
(но не наоборот) при постоянном помешивании.

Растворение
– это физико-химический процесс.

Гидратация
– это присоединение воды к ионам, атомам
или молекулам. Продукты такого процесса
называют гидратами.

Кристаллические
вещества, в состав которых входит
связанная вода, называют кристаллогидратами.
Воду входящую в состав кристаллов,
называют кристаллизационной водой.

Основные
положения теории электролитической
диссоциации были сформулированы в 1887
году шведским ученым С.Аррениусом. в
настоящее время их можно сформулировать
следующим образом:

  1. 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.

  2. Ионы
    отличаются от атомов как по строению,
    так и по свойствам.

  3. В
    растворе и расплаве электролита ионы
    движутся хаотично. При пропускании
    постоянного электрического тока через
    этот раствор или расплав положительно
    заряженные ионы (катионы) движутся к
    катоду, а отрицательно заряженные иона
    (анионы) – к аноду.

Диссоциация
кислот, оснований и солей.

Кислотой
называется вещество, которое при
взаимодействии с водой (при растворении
в воде) образует ионы оксония Н3О+
(или, упрощая, ионы водорода Н+)

СИЛЬНЫЕ:
HNO3, H2SO4, HI, HBr, HCl, H3PO4

СЛАБЫЕ:
H2SO3, CH3COOH, H2CO3,
H2S

МАЛОДИССОЦИИРУЮЩИЕ
ИЛИ ОЧЕНЬ
СЛАБЫЕ: H2SiO3

Формулы
кислот

Специфический
реагент

Образующиеся
соединения

и
внешние эффекты

H2SO4

Ион
Ba2+(соли, щелочь)

BaSO4
белый осадок

HCl

Ион
Ag+(соли серебра)

AgCl
белый творожистый осадок

H2CO3

Известковая
вода Ca(OH)2

CaCO3
, помутнение прозрачного
раствора известковой воды

HNO3

Cu
в присутствии H2SO4

Выделение
бурого газа NO2

Химические
свойства кислот обеспечиваются ионами
водорода, в некоторых реакциях участвуют
анионы кислотных остатков( такие реакции
специфичны для каждой кислоты и называются
качественными).

Основания – это сложные
вещества, при диссоциации которых в
водных растворах в качестве анионов в
водных растворах в качестве анионов
отщепляются гидроксид-ионы.

Соли – это сложные вещества,
которые в водных растворах диссоциируют
на катионы металлов и анионы кислотных
остатков.

Кислые соли – это сложные
вещества, которые в водных растворах
диссоциируют на катионы металлов и
водорода и анионы кислотных остатков.

Алгоритм
составления

полных
и сокращенных ионных уравнений реакций.

1.
Напишите уравнение диссоциации
электронов, вступающих в реакцию
(обратите внимание на запись обозначения
зарядов ионов).

2.
Отметьте, при соединении каких ионов
могут образовываться малодиссоциирующие
соединения, и расставьте коэффициенты
(если нужно).

3.
Напишите формулу малодиссоциирующего
вещества и обозначения ионов, не
участвующих в реакции, в правой части
уравнения.

4.
Внимательно проверьте написанное! Сумма
положительно заряженных ионов в левой
и правой частях уравнения реакции должна
равняться нулю.

5.
Допишите знак равенства.

6.
Напишите сокращенное ионное уравнение
реакции, отражающее суть реакции ионного
обмена (образование малодиссоциирующих
веществ). Учтите, что вначале пишут
катион, а потом анион.

Окислительно-восстановительные
реакции

Реакции,
которые протекают с изменением степеней
окисления элементов, называют
окислительно-восстановительными.

При
составлением уравнений
окислительно-восстановительных реакций
пользуются следующим алгоритмом.

  1. Пишем
    формулы реагирующих веществ, ставим
    стрелку, а за ней пишем формулы веществ,
    которые образуются при данной реакции.

  2. Проставляем
    степень окисления над знаками элементов,
    у которых она меняется.

  3. Выписываем
    химические знаки элементов, атомы или
    ионы которых меняют степень окисления.

  4. Находим,
    сколько электронов отдают или принимают
    соответствующие атомы или ионы.

  5. Находим
    наименьшее общее кратное чисел отданных
    и присоединенных электронов (их число
    должно быть одинаково)

  6. Найденные
    коэффициенты ставим перед соответствующими
    формулами в правой части уравнения.

  7. Соответственно
    найденным коэффициентам в правой части
    уравнения находим коэффициенты для
    формул всех остальных веществ.

  8. Проверяем,
    соответствует ли число атомов всех
    элементов в левой части уравнения числу
    атомов в правой части уравнения.

С
водой не реагируют соли, образованные
сильным основанием и сильной кислотой,
так как ионы таких солей не могут
связываться с ионами Н+
и ОН—.

С
водой реагируют соли, образованные
или слабым основанием и сильной кислотой,
или сильным основанием и слабой кислотой.
Это объясняется тем, что в составе таких
солей имеются ионы, которые могут
связываться с ионами Н+
и ОН—.

Гидролиз
соли – это взаимодействие ионов
соли с водой с образованием малодиссоциирующих
электролитов.

Соли,
образованные слабой кислотой и слабым
основанием, в водном растворе не
существуют, потому что они или выпадают
в осадок, или разлагаются водой.

Гидролиз
соли – это обратимая реакция.
Гидролиз усиливается при нагревании и
сильном разбавлении раствора.

Кислород
и сера.

Явление,
когда один и тот же химический элемент
образует несколько простых веществ,
называют аллотропией. Простые
вещества, образованные одним и тем же
химическим элементом, называют аллотопными
видоизменениями этого элемента.

Химические
свойства серы.

Окислительные
свойства

Восстановительные
свойства

  1. При
    нагревании сера горит почти со всеми
    металлами.

  2. С
    некоторыми металлами, например Na,
    K, Hg сера
    взаимодействует даже без нагревания.

  3. При
    пропускании паров серы в смеси с
    водородом через трубку, нагретую до
    150-200°С, образуется сероводород.

  1. На
    воздухе сера горит с образованием
    сернистого газа (SO2

  2. При
    обычных условиях сера реагирует с
    фтором с образованием очень устойчивого
    соединения (SF6)
    – гексафторид серы.

Сероводород.

Сероводород –
бесцветный газ, тяжелее воздуха, с
неприятным запахом тухлых яиц. Сероводород
очень ядовит. Уже 0,1% объема сероводорода
в воздухе вызывает тяжелые отравления.
Однако в малых количествах сероводород
полезен: при некоторых заболеваниях в
медицине используют сероводородные
ванны.

Сероводород
образуется при разложении без доступа
воздуха многих природных органических
веществ, содержится в вулканических
газах, в воде минеральных источников.

Все опыты с
сероводородом нужно проводить в вытяжном
шкафу!

Сероводород
легко можно получить в лаборатории
действием разбавленной серной кислоты
на сульфид железа (II):

FeS +H2SO4
= FeSO4
+ H2S↑

Эта
реакция проводится в аппарате Киппа,
который используют для получения
водорода.

Сероводород
горит на воздухе голубым пламенем, при
этом образуется сернистый газ, или оксид
серы (IV):

2H2S
+ 3O2
= 2H2O
+2SO2

При
недостатке кислорода образуются пары
воды и сера:

2H2S
+ O2 =
2H2O
+2S

Сероводород
обладает свойствами восстановителя.
Если в пробирку с небольшим количеством
сероводородной воды прилить бромную
воду, то раствор обесцвечивается. На
поверхности раствора появляется сера:

H2S
+ Br2
= 2HBr +S

Сероводород
малорастворим в воде. При 20° в одном
объеме воды растворяется 2,4 объема
сероводорода. Водный раствор сероводорода
проявляет свойства слабой кислоты:

H2S
↔HS—
+ H+

HS—↔
S2- +
H+

Сероводородная
кислота вступает со щелочами в реакцию
нейтрализации:

H2S + NaOH = NaHS +
H2O

избыток

H2S + 2NaOH = Na2S
+ 2H2O

избыток

Средние
соли сероводородной кислоты называют
сульфидами, а кислые – гидросульфидами.
В воде
растворимы сульфиды щелочных
металлов и большинство гидросульфидов.

Сернистый
газ. Сернистая кислота.

При
горении серы на воздухе образуется
сернистый газ, или оксид серы (IV)
SO2.
Это бесцветный газ с резким характерным
запахом, более чем в 2 раза тяжелее
воздуха, хорошо растворяется в воде,
ядовит.

SO2кислотный оксид.

H2O
+ SO2
↔ H2SO3
реакция обратимая.

Сернистая
кислота – неустойчивое соединение,
легко распадается на оксид серы (IV)
и воду. Эта кислота средней силы. Она
образует два ряда солей: средние –
сульфиты и кислые гидросульфиты.

Качественной
реакцией на сульфиты является
взаимодействие соли с сильной кислотой,
при этом выделяется газ SO2
с резким запахом.

Сернистый
газ как кислотный оксид взаимодействует
с щелочами и основными оксидами.

Серная
кислота (разбавленная)

Химическая
формула H2SO4

Структурная
формула

‌‌

О

│ ‌

HO
– S – OH

│

О

Уравнение
диссоциации

H2SO4
= 2H+
+ SO42-
сильный электролит

Правила
техники безопасности при приготовлении
раствора серной кислоты

Кислоту
нужно небольшими порциями вливать в
воду.

Химические
свойства

Me
(в ряду активности до Н2)

MeSO4
+ H2↑

MeO

MeSO4
+ H2O

MeOH

H2SO4
 +
MeSO4 + H2O

(разб.)
MeR (в случае ↑
или ↓)

MeSO4
+ HR

BaR
(качественная реакция)

Белый
осадок BaSO4↓
+ HR

Производство
серной кислоты:

FeS2
→ SO2
→ SO3 →
H2SO4

Скорость
химических реакций. Химическое равновесие.

Скорость
химической реакции определяется
изменением концентрации одного из
реагирующих веществ в единицу времени.

Условия,
влияющие на скорость химических реакций.

  1. Скорость
    химических реакций зависит от природы
    реагирующих веществ.

  2. Для
    веществ в растворенном состоянии и
    газов скорость химических реакций
    зависит от концентрации реагирующих
    веществ.

  3. Для
    веществ в твердом состоянии скорость
    реакции прямо пропорциональна поверхности
    реагирующих веществ.

  4. При
    повышении температуры на каждые 10°С
    скорость большинства реакций увеличивается
    в 2-4 раза.

  5. Скорость
    химических реакций зависит от присутствия
    некоторых веществ. (катализаторов,
    ингибиторов).

Вещества,
которые ускоряют химические реакции,
но сами при этом не расходуются, называют
катализаторами.

Вещества,
которые замедляют скорость химических
реакций, называют ингибиторами.

Химические
реакции, которые протекают одновременно
в двух противоположных направлениях –
прямом и обратном, — называю обратимыми
реакциями.

Состояние
системы, при котором скорость прямой
реакции равна скорости обратной реакции,
называют химическим равновесием.

Принцип
Ле Шателье: при изменении внешних
условий химическое равновесие смещается
в сторону той реакции (прямой или
обратной), которая ослабляет это внешнее
воздействие.

При
повышении температуры равновесие
смещается в сторону эндотермического
процесса.

При
повышении давления равновесие
смещается в сторону меньшего объема.

При
увеличении концентрации одного из
исходных веществ равновесие
смещается в сторону образования новых
веществ.

При
увеличении концентрации продукта
реакции равновесие смещается в
сторону исходных вещества.

Катализаторы
не влияют на смещение химического
равновесия, они способствуют более
быстрому достижению равновесия.

Азот.

Молекула
азота – N2,
структурная формула N Ξ
N, электронная формула
:N: :N:

В
молекуле азота одна σ-связь и две π-связи.

Азот
находится в воздухе в свободном виде –
78% по объему.

Физические
свойства. Азот – газ без цвета и
запаха, немного легче воздуха. Растворимость
его в воде незначительна. Азот в твердом
состоянии имеет молекулярную
кристаллическую решетку, поэтому у него
низкие температуры плавления и кипения.

Химические
свойства. При обычных условиях азот
малоактивен

Аммиак.

Молекулярная
формула – NH3

Физические
свойства – бесцветный газ с характерным
резким запахом, почти в два раза легче
воздуха, очень хорошо растворим в воде.
При повышении давления аммиак сжижается.
Жидкий аммиак имеет большую теплоту
испарения, поэтому его применяют в
холодильных устройствах.

Химические
свойства.

  1. При
    нагревании разлагается:

2NH3 ↔ N2
+ 3H2

  1. Горит
    в кислороде:

4NH3 + 3O2
→ 2N2 + 6H2O

  1. В
    присутствии катализатора (сплав платины
    и родия) окисляется кислородом воздуха

4NH3 + 5O2
→ 4NO + 6H2O

  1. Реагирует
    с водой

NH3 + H2O→ NH4+ + OH—

  1. Реагирует
    с кислотами, образуя нормальные и кислые
    соли

NH3
+ HCl →
NH4Cl

NH3
+ H2SO4
→ NH4HSO4

2NH3
+ H2SO4
→ (NH4)2SO4

Соли аммония.

Физические
свойства. Все соли аммония – твердые
кристаллические вещества, хорошо
растворимы в воде.

Химические
свойства.

  1. Сильные
    электролиты, диссоциируют на ионы

NH4R →
NH4+ + R

  1. Реагируют
    с кислотами

NH4R + HR1
→ NH4R1+ HR

  1. Реагируют
    с другими солями

NH4R + MeR1
→ NH4R1 + MeR

  1. Подвергаются
    гидролизу

  2. При
    комнатной температуре разлагаются

NH4R →
NH3↑ + HR

  1. Реагируют
    со щелочами

NH4R
+ MeOH → MeR +
NH3↑
+ H2O

Оксиды
азота.

Признаки

N2O

NO

NO2

N2O3

N2O5

Агрегатное
состояние

Газ

Жидкость

Твердое
вещество

Цвет

Бесцветный

Бурый

Темно
синяя

Белое

Токсичность
для организма

—

+

Отношение
к воде

Малорастворим

Химически
взаимодействует

Кислотно-основные
свойства

Восстановительные

Окисли-тельно
восстано-вительные

Окислительные

Особые
свойства

Разлагается

Окисляется
кислородом, восстанав-ливается
водородом

+
Н и МеОН

Разлагается

Получение

Из
NH4NO3

Окислением
N2,
NH3,
из HNO3
(разб. ) и Cu

Из
HNO3
(конц.) и, Cu окислением
NO

Из
NO2 и NO

Обезво-живани-ем
HNO3,
окис-лением NO2

Применение

Медицина

Замедление
цепных реакций, получение NO2

Производство

HNO3

Промышленного
значения не имеет

Азотная
кислота.

Физические
свойства. Чистая азотная кислота –
бесцветная дымящаяся жидкость с резким,
раздражающим запахом. Концентрированная
азотная кислота обычно окрашена в желтый
цвет.

Химические
свойства.

Me

MeNO3
+ (различные оксиды азота, азот, аммиак)

MeO

MeNO3
+ H2O

MeOH

HNO3
 +
MeNO3 + H2O

(разб.)
MeR (более слабых
кислот)

MeNO3
+ HR

Белок
(качественная реакция)

Вещество
ярко-желтого цвета.

Cu
+ 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑
+ 2H2O

Cu0
– 2e— → Cu+2 1

N+5
+ e— → N+4 2

3Cu
+ 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ +
4H2O

Cu0
– 2e— → Cu+2 3

N+5
+3e— → N+4 2

Производство
азотной кислоты: NH3
→ NO→ NO2
→ HNO3

Соли
азотной кислоты.

Соли
азотной кислоты называют нитратами.

Нитраты
образуются при взаимодействии: 1) металлов
основных оксидов, оснований, аммиака и
некоторых солей с азотной кислотой; 2)
оксида азота (IV) со щелочами.

Физические
свойства. Все нитраты – твердые
кристаллические вещества, хорошо
растворимые в воде.

Химические
свойства.

Me
находится левее Mg MeNO2
+ O2↑

MeNO3
t Me находится между
Mg и Cu MeO + NO2↑ + O2↑

Me
находится правее Cu Me
+ NO2↑
+ O2↑

t

NH4NO3
→ N2O↑ + 2H2O

Для
качественного определения нитрат ионов
в пробирку помещают исследуемое вещество,
добавляют медных стружек, приливают
концентрированную азотную кислоту и
нагревают. Выделение газообразного
оксида азота (IV) бурого
цвета свидетельствует о наличии
нитрат-ионов NO3—.

Фосфор.

В
свободном состоянии фосфор образует
несколько аллотропных видоизменений:
красный, белый и черный фосфор. а –
молекулы белого фосфора, б – кристаллическая
решетка черного фосфора, в – кристаллическая
решетка красного фосфора.

Из-за
большой активности фосфор в природе
встречается только в соединениях.

Фосфор
получают из фосфоритов и апатитов,
нагревая их в электрической печи без
доступа воздуха в присутствии оксида
кремния (IV) и угля.

Физические
свойства.

Белый
фосфор. Кристаллическое вещество,
можно резать ножом (под водой). Бесцветный
с желтоватым оттенком. Имеет чесночный
запах. Плотность 1,8г/см3. В воде не
растворяется. Хорошо растворяется в
сероуглероде. Температура плавления.
44°С. Температура воспламенения 40°С. В
измельченном состоянии воспламеняется
при обычной температуре. В темноте
светится. Сильный яд.

Красный
фосфор. Аморфное или кристаллическое
вещество. Темно-красного цвета. Без
запаха. Плотность 2,3г/см3. В воде
и сероводороде не растворяется. При
сильном нагревании превращается в пары
белого фосфора. Температура воспламенения
примерно 260°С. Не светится, не ядовит.

Химические
свойства.

O2
→ P2O5

Р
+ H2 → PH3

Me → MeP

Оксид
фосфора (V).

Физические
свойства. Оксид фосфора
(V) = белый рыхлый порошок,
чрезвычайно гигроскопичный. Поэтому
его следует хранить в герметически
закрытых сосудах.

Химические
свойства. По химическим свойствам
сходен с другими кислотными оксидами.

t

P2O5
+ H2O → 2HPO3
P2O5 + H2O → 2H3PO4

Ортофосфорная
кислота и ее соли.

Физические
свойства. Твердое кристаллическое
вещество, бесцветное, хорошо растворимое
в воде.

Химические
свойства.

Водный
раствор кислоты изменяет окраску
индикатора. Диссоциация происходит
ступенчато.

H3PO4
↔ H+
+ H2PO4—
H2PO4
↔ H+
+ HPO4—
HPO4
↔ H+
+ PO4—

Me

MeРO4
+ Н2↑

MeO

MeРO4
+ H2O

MeOH

H3PO4
+
MeРO4
+ H2O

MeR
(более слабых
кислот)

MeРO4
+ HR

AgNO3
(качественная реакция)

Желтый
осадок.

При
нагревании постепенно превращается в
метафосфорную кислоту.

2H3PO4
→ H4P2O7
(дифосфорная кислота) + H2O

H4P2O7
→ 2HPO3
(метафосфорная кислота) + H2O

Ортофосфорная
кислота играет большую роль в
жизнедеятельности животных и растений.
Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной
кислоты АТФ.

При
разложении АТФ выделяется большое
количество энергии.

Ортофосфаты.

Ортофосфорная
кислота образует три ряда солей.

MeРO4
– ортофосфаты

MeНРO4
– гидроортофосфаиы

Me
Н2РO4
– дигидроортофосфаты

Вместо
иона одновпалентного металла в состав
ортофосфатов может входить ион аммония:

(NH4)3PO4
— ортофосфат аммония,

(NH4)2
HPO4
— гидроортофосфат аммония,

NH4H2PO4
— дигидроортофосфат аммония.

Ортофосфаты
и гидроортофосфаты кальция и аммония
широко используются в качестве удобрений,
ортофосфат и гидроортофосфат натрия –
для осаждения из воды солей кальция.

ГДЗ конспекты по физике 9 класс ответы и решения онлайн

Умение составлять краткую запись урока, темы — один из важнейших навыков, которым должен овладеть выпускник. Особенно важно конспектирование по сложным дисциплинам, например, таким как физика. Этот предмет наиболее ярко показывает необходимость постоянного использования теоретических знаний на практике. Но чем глубже, точнее понята теория, тем лучше умение ее практического применения. Именно поэтому конспекты по физике за 9 класс — важная часть урока по этому предмету, одно из базовых заданий, которое дают выполнять педагоги, которому учат в школе. Нередко задача законспектировать параграф или дополнительный материал предлагается к самостоятельному выполнению, например, в качестве домашней работы с последующей проверкой результата учителем.

С какими трудностями сталкиваются учащиеся при ведении конспектов?

Зачастую конспекты по физике в 9 классе представляют сложность для школьников-девятиклассников. Это связано с тем, что ранее, в средней и старшей школе, ими не были сформированы навыки:

  • быстрого чтения и обдумывания, логической обработки больших объемов материала;
  • выделения главной мысли или ее самостоятельной формулировки на основе прочитанной информации;
  • систематизации данных, составления и записывания выводов, предложенных в учебных пособиях или сделанных самостоятельно в сжатом, удобном для последующего использования в работе, виде.

Научиться конспектировать информацию по этой дисциплине необходимо. Это позволит впоследствии:

  • быстро запоминать большие блоки данных, даже по самой сложной тематике, разделу;
  • находить и срочно применять ту или иную информацию — закон, формулу, выводы по проведенному опыту, эксперименту и т. п. ;
  • успешно готовиться к зачету, экзамену, опросу по дисциплине, поскольку грамотно составленная краткая запись наглядна и удобна в использовании, в том числе — в условиях ограниченного времени на выполнение заданий.

Где набраться знаний в области грамотной записи уроков?

Умению составлять конспекты по физике за 9 класс можно научиться, для этого необязательно прибегать к сторонней помощи, например, репетиторской. Обширная коллекция конспектов по этой дисциплине для девятиклассников содержится на портале Еуроки. Воспользовавшись платформой, каждый выпускник сможет:

  • найти нужный для себя материал и применить его;
  • просмотреть, оценить и запомнить, как следует грамотно записать тему, раздел в сжатом, удобном для последующего применения, виде;
  • в целом научиться конспектировать, понять логику и методику составления таких записей.

Площадка будет полезна не только для самих школьников. Её успешно применяют и педагоги-предметники, составляя план, программу своих уроков. И репетиторы, руководители предметных кружков, курсов для подачи большого объема информации в доступной, сжатой форме. И родители, которые желают проверить знания своего ребенка, но не хотят вникать в программу, курс дисциплины.

Конспект урока на тему «кальций и его соединения» 9 класс | Уроки по Химии

Конспект урока на тему «кальций и его соединения» 9 класс

     

Рис. \(1\). Самородная сера

Рис. \(2\). Пирит

Собственность Электроны Протоны Нейтроны
Плата Отрицательно заряженный Положительно заряженный Бесплатно
Аффинити Притягивается к положительно заряженным Притягивается к отрицательно заряженным Не привлекайте ни положительное, ни отрицательное
Масса Масса пренебрежимо мала 1 а.м.у 1 час ночи
Местоположение Вне ядра Внутри ядра Внутри ядра

Томсон Резерфорд Бор
Сфера заряжена положительно. Положительно заряженная сфера в центре называется ядром. Положительный заряд в центре называется ядром.
Электроны беспорядочно разбросаны по всей сфере. Электроны вращаются вокруг ядра по орбитам. Электроны вращаются по дискретным орбитам и не излучают энергию.
Положительный заряд = Отрицательный заряд. Атом электрически нейтрален. Размер ядра очень мал по сравнению с размером атома. Орбиты обозначались как энергетические оболочки буквами К, Л, М, Н или цифрами 1,2,3,4.

8

 9002

Activity: Drawing Water

Дополнительно (предлагается)

Задачи

9002

Activity: Определение различных типов уравнений

Определение, сортировка и классификация, интерпретация

Дополнительно (рекомендуется)

задачи

9002

Активность: когда реакция сбалансирована?

Интерпретация, написание формул, уравнения балансировки

 9002

Activity: Magnesium жжение в Oxygen

Интерпретация, формул письма, уравнения балансировки

Caps Repained

Активность: железо реагирует с Oxygen

 9002 9002

 9002

Caps Repained

Активность: Медь реагирует с Oxygen

Интерпретация, пишу формул, уравнения балансировки, сравнение, рисование

Предлагаемые CAPS

реагенты, продукты, связи, перегруппированные, атомы, молекулы, новые соединения

Уравнение

7

Fe + O 2 → Fe 2 О 3

С 6 Н 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 О

Уравнение

Тип уравнения

Изображение Уравнение

углекислый газ + вода → глюкоза + кислород

Слово уравнение

Fe + O 2 → FE 2 O 3 9002

9103

Уравнение изображения

C 6 H 12 o 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Символическое/химическое уравнение

Количество атомов

Реактивы

Продукция

91 029 Мг

91 029

Количество атомов

Реактивы

Продукция

Количество атомов

Реактивы

Продукция

Fe

1

2

О

2

3

Внесены изменения

Разрешено ли это изменение? Да нет?

Причина

Добавьте один атом Fe на стороне реагента.

Заменить O 2 на O 3 в реагентной части уравнения.

Внесены изменения

Разрешено ли это изменение? Да нет?

Причина

Добавьте один атом Fe на стороне реагента.

Да

Атом железа уже является реагентом.

Замените O 2 на O 3 в реагентной части уравнения.

Нет

Изменения формул не допускаются.

Внесены изменения

Разрешено ли это изменение? Да нет?

Причина

Добавьте один атом Fe на стороне реагента.

Добавьте один атом О со стороны реагента.

Внесены изменения

Разрешено ли это изменение? Да нет?

Причина

Добавьте один атом Fe на стороне реагента.

Да

Атом железа уже является реагентом.

Добавьте один атом О на стороне реагента.

Нет

Добавление отдельных атомов не допускается, если только они уже не участвуют в реакции КАК ОТДЕЛЬНЫЕ АТОМЫ.

Внесены изменения

Разрешено ли это изменение? Да нет?

Причина

Добавьте три атома Fe на стороне реагента.

Добавьте две молекулы O 2 на стороне реагента.

Добавьте один Fe 2 O 3 со стороны продукта.

Внесены изменения

Разрешено ли это изменение? Да нет?

Причина

Добавьте три атома Fe на стороне реагента.

Да

Атом железа уже является реагентом.

Добавьте две молекулы O 2 на стороне реагента.

Да

Молекула O 2 уже является реагентом.

Добавьте один Fe 2 O 3 на стороне продукта.

Да

Fe 2 O 3 уже является продуктом.